酸碱滴定法教学文案.ppt

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1、第四章酸碱滴定法以酸碱反应为基础的滴定方法2021/7/31酸碱理论电离理论电子理论质子理论酸——能电离出H+的物质碱——电离出OH-的物质酸——凡能接受电子的物质碱——凡能给出电子的物质酸——凡能给出质子的物质碱——凡能接受质子的物质第一节酸碱平衡的理论基础2021/7/311、酸碱定义：酸：凡是能给出质子（H+）的物质是酸碱：凡是能接受质子的物质是碱2021/7/31酸碱半反应酸共轭碱+质子ProtondonorProtonacceptorProtonHAcAc-+H+NH4+NH3+H+HCO3-CO32-+H+H6Y2+H5Y++H+通式:HAA-+H+

2、酸碱半反应共轭酸碱+质子2021/7/31酸碱可以是阳离子，阴离子，也可以是中性分子。有酸才有碱，有碱必有酸，酸中有碱，碱可变酸。2021/7/313、共轭酸碱对2021/7/31由得失一个质子而发生共轭关系的一对酸碱,称为共轭酸碱对2021/7/314、水分子的两性质子自递常数（水的离子积常数）2021/7/315、酸碱反应实质实质:质子传递过程结果是各反应物转化为它们各自的共轭酸或共轭碱。2021/7/31二、酸碱离解平衡1、电离常数：(1)/溶液中有以下弱酸化学平衡(以醋酸为例）2021/7/31(2)对于一元弱碱来说：BOHB++OH-其电离平衡的表达式

3、为：平衡常数Kb=[B+]·[OH-][BOH](3)水的电离：H2O+H2OH3O++OH－可简写成：H2OH++OH－常温下，其电离平衡常数是一个常数KW＝[H3O+][OH－]=[H+][OH－]＝1.0×10-14(25℃）2021/7/312、酸碱的强弱酸碱的强弱定量地用酸碱的离解常数Ka、Kb的大小来表示。(Ka或Kb越大，说明对应的酸或碱越强）强弱顺序：HAc>NH4+>HS-2021/7/31碱的离解常数强弱顺序：S2->NH3>Ac-2021/7/313、共扼酸碱对Ka及Kb之间的关系2021/7/31续小结!!!酸碱半反应不可能单独发生酸碱反

4、应是两对共轭酸碱对共同作用的结果酸碱反应的实质是质子的转移2021/7/31练习题1、H2O的共轭酸是()A.H2OB.HAcC.H3O+D.OH-C2、根据酸碱质子理论，正确的说法是()A.酸愈强，则其共轭碱愈弱B.H3O+是水溶液中的最强酸C.H3O+的共轭碱是OH-D.OH-是水溶液中的最强碱A、B、D2021/7/313、根据酸碱质子理论下列化合物中不属于酸的是()A.HCO3-B.NH4+C.HAcD.Ac-D2021/7/31第二节酸碱溶液pH值的计算一、酸的浓度和酸度1、酸度：溶液中H+的浓度,用pH值表示。pH=-lg[H+]2、碱度;溶液中OH

5、-的浓度,用pOH值表示。pOH=-lg[OH-]对于25°C的水溶液，PH+POH=142021/7/31二、强酸强碱溶液pH计算强酸强碱在溶液中全部解离，例如1.0mol·L–1HCl溶液，[H+]=1.0mol·L–1，pH=-lg[H+]=-lg1.o=0.0。0.001mol·L–1NaOH溶液，[OH-]=10-3mol·L–1,[H+]=KW/[OH-]=1.0×10-14/10-3=10-11mol·L–1PH=-lg10-11=112021/7/31三、一元弱酸弱碱溶液pH计算一元弱碱的【OH-]的计算与之相同，将Ka换为Kb即可。2021/7

6、/31第三节、缓冲溶液1、定义：酸碱缓冲溶液，就是一种能对溶液的酸度起稳定（缓冲）作用的溶液。2、组成：由浓度较大的弱酸－共轭碱，弱碱－共轭酸，两性物质组成。强酸或强碱主要用作高酸度（pH<2）或高碱度（pH>12）时。2021/7/313.缓冲溶液的缓冲原理如[HAC—NaAC缓冲溶液中，如果在此缓冲溶液中，加入少量的强酸，则加的H+与溶液中的AC-结合成HAC分子，反应（1）式向逆方向进行，溶液中的[H+]增加不多，pH变动不大。如加入少量碱，则加入的[OH－]与溶液中的H+结合生成水分子H2O，从而引起HAC继续电离（即反应向右进行）以补充消耗了的H+离子

7、，因此，溶液中的[H+]降低不多，pH变动不大。如果将溶液稀释（体积变化），虽然[H+]降低了，但[AC－]也降低了，同离子效应减弱，促使HAC的电离增加，即产生的H+离子可维持溶液的pH基本不变。2021/7/313、影响缓冲容量（β）因素：用来衡量缓冲溶液缓冲能力大小的物理量称为缓冲容量。用β表示。β大小与总浓度和各组分浓度有关，组分浓度比相同时，总浓度越大，β越大；总浓度相同时，各组分浓度比越接近１：１，β越大，浓度比为１：１时，β最大，此时溶液的pH=pKa。2021/7/313、最佳缓冲范围弱酸－共轭碱体系:弱碱－共轭酸体系:2021/7/314、缓冲

8、溶液pH值的计算：弱酸－