酸碱平衡及酸碱滴定法

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1、酸碱平衡和酸碱滴定法第六章7/16/202116.1.1酸碱电离理论25岁的瑞典科学家S.Arrhenius于1884年提出。电离时产生的阳离子全部是H+的化合物称为“酸”；电离时产生的阴离子全部是OH-的化合物称为“碱”。7/16/20212优点：1、从组成上揭示了酸碱的本质，指出H+是酸的特征，OH-是碱的特征2、找出了衡量酸、碱强度的标度（Ka、Kb、pH）局限性：1、酸碱被限于水溶液,非水体系不适用：2、碱被限制为氢氧化物：Na2CO3碱？7/16/202136.1.2酸、碱质子理论（一）酸碱定义——凡能给出H+（

2、质子）的分子或离子均是酸,凡能得到H+（质子）的分子或离子均是碱。酸——H+给予体碱——H+接受体两性电解质——既能给出质子，又能接受质子的分子或离子，称为“两性电解质”简称“两性物”。7/16/20214二、酸碱举例酸分子HCl,H2SO4,H3PO4,H2O,NH3…离子NH4+,HSO4-,H2PO4-,HPO42-…碱分子H2O,NH3，Na2CO3…离子OH-,HSO4-,H2PO4-,HPO42-…两性物分子H2O,NH3…离子OH-,HSO4-,H2PO4-,HPO42-…NH3+H+=NH4+NH3(l)=

3、NH2-(l)+H+(l)7/16/20215（三）酸碱反应的实质——质子传递例：（下标1、2表示不同的共轭酸碱对）在水溶液、液氨溶液、苯溶液、气相反应均如此。7/16/20216根据”酸碱质子理论”，”阿仑尼乌斯电离学说”的酸碱电离,酸碱中和,盐的水解,都可以归结为”质子传递反应”.HAc+H2O=H3O++Ac-H3O++OH-=H2O+H2OAc-+H2O=HAc+OH-NH4++2H2O=NH3·H2O+H3O+酸1碱2碱1酸27/16/20217酸碱质子理论的优点和局限性1、优点：（1）扩大了酸、碱范围，不局限于

4、水溶液体系（2）把阿仑尼鸟斯理论中的电离、中和、盐的水解统一为“质子传递反应”。2、局限性仍局限于有H+的体系，无H体系不适用，7/16/202186.2弱电解质的电离平衡和强电解质溶液一、解离平衡（电离平衡）弱电解质在水溶液中是部分解离的。例：HAc+H2O=H3O++Ac-可简为：HAc=H++Ac-7/16/20219Ki称为“电离平衡常数”，以后均以KiØ表示，不出现cØ项，则表达式简写为标准平衡常数7/16/202110对弱碱MOH电离MOHM++OH-Ka＞10-2强酸Kb＞10-2强碱=10-2-10-5中

5、强酸=10-2-10-5中强碱＜10-5弱酸＜10-5弱碱Ki只与温度有关，与其起始浓度无关。7/16/202111（二）解离度（）1.定义：即电离平衡时电解质已电离部分占总量的百分比。表示电解质在指定条件下电离的程度（类似于“化学平衡”讨论中的“转化率”），它不但与KØ有关，而且与电解质的起始浓度有关。7/16/2021122.电离度与稀释定律例：HAc=H++Ac-起始相对浓度c00平衡相对浓度c-ccc当5%,或c/Ki≥500时，1-1上式简化为：Ki=c2或=(Ki/c)½7/16/20211

6、32.电离度与稀释定律当＝5%,上式简化为：KØ=c2或=(KØ/c)½上式称“稀释定律”—对于弱酸（弱碱）,在指定温度下,浓度越小，解离度越大7/16/202114一元弱酸（碱）溶液的简化公式（1）水本身的电离可忽略（2）HA的电离度5%，或c/KØ500其中，c为HA的起始浓度；K为平衡常数。一元弱酸（碱）溶液的[H3O+]（[OH–])的简化公式：7/16/202115例1：求0.10mol/mlHAc溶液的pH和电离度(298K,Ka=1.810-5)。解：HAc=H++Ac-起始相对浓度0.1000

7、平衡相对浓度0.10–xxx（1）精确解上述方程7/16/202116（2）用近似公式:c/KiØ=5682500KaØ=X2/0.10得：与精确解(1.3410-3)相对误差<1%7/16/202117（或写为%=1.3)7/16/202118二、多元弱酸弱碱的解离平衡分部电离H2S：H2S+H2OH3O++HS–Ka1=[H3O+][HS–]/[H2S]=1.1×10–7HS–+H2OH3O++S2–Ka2=[H3O+][S2–]/[HS–]=1.3×10–13一般来说，第二部电离较第一步电离更难，Ka1较Ka2

8、大几个数量级。7/16/202119例：H3PO4+H2O=H3O++H2PO4-Ka1=7.510-3H2PO4-+H2O=H3O++HPO42-Ka2=6.2310-8HPO42-+H2O=H3O++PO43-Ka3=2.210-13（一）特点1.分步电离;2.Ka1Ka2Ka3原因：