第5章 络合滴定法ppt课件.ppt

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1、第5章:酸碱滴定法5-1溶液中的酸碱反应与平衡5-2酸碱组分的平衡浓度与分布分数δ5-3溶液中H+浓度的计算5-4对数图解法(自学)5-5酸碱缓冲溶液5-6酸碱指示剂5-7酸碱滴定原理5-8终点误差5-9酸碱滴定法应用5-10非水溶液中的酸碱滴定●四大平衡体系：酸碱平衡配位平衡氧化还原平衡沉淀平衡●四种滴定分析法：酸碱滴定法配位滴定法氧化还原滴定法沉淀滴定法滴定分析中化学平衡2※概述：本章主要讲的三大问题※1.溶液中酸碱平衡理论，组成分布；2.酸碱滴定的原理；3.酸碱滴定的应用．3重点掌握内容质子平衡的书写；分布分数的计算和各形体浓度的计算；各种溶液[H+]浓

2、度的计算；酸碱滴定原理、酸碱指示剂指示终点原理，影响滴定突跃范围的因素；误差计算和分析结果计算；45.1:溶液中的酸碱反应与平衡5.1.1.离子的活度和活度系数分析化学关心的问题(1)测定结果是用活度还是用浓度表示；(2)离子强度变化是否对分析结果有影响；(3)如果有不可忽略的影响，如何进行校正。51.活度(α)：在电解质溶液中，离子的“有效浓度”2.活度系数(γ)：是衡量实际溶液与理想溶液之间差别的尺度．3.浓度(ci):表示i离子的浓度.4.三者的关系：α=γci6γ<1，则α

3、的活度系数还没有令人满意的定量计算的公式α=γci7当离子强度I较小时,-lgγi=0.5Zi21I=—∑ciZi22ci：i离子的平衡浓度Zi：i离子电荷③稀AB型电解质溶液(c<0.1mol/L)可根据德拜-休克尔公式求出(1)å：离子体积参数（10-12m）P385(2)A、B为常数(3)Zi:电荷数(4)I:离子强度8[例]计算0.10mol/L的HCl和0.20mol/L的CaCl2混合溶液的离子强度．[解][Cl-]=0.10+(2×0.20)=0.50mol/L1I=—(cH+ZH+2+cCl-ZCl-2+cca2+Zca2+2)21=—(0.1

4、0×1+0.50×1+0.20×22)2=0.709[例]0.050mol/L的AlCl3溶液中αCl-和αAl3+[解]αCl-=γCl-[Cl-]=γCl-×3×0.050γCl-=0.66αCl-=0.099mol/L同理:αAl3+=γAl3+[Al3+]=0.050×0.11=0.0055mol/L105.1.2.溶液中的酸碱反应与平衡常数凡能给出质子的物质是酸；凡是能接受质子的物质是碱；即能接受质子又能给出质子的物质则为两性物质;酸碱反应则为它们相互间的质子授受过程。酸碱质子理论11水的自递(溶剂分子间的质子自递)12酸的离解（酸溶质与溶剂）13碱

5、的离解14中和反应15酸碱共轭关系共轭酸共轭碱+H+酸碱可以是中性分子、阴离子或阳离子。同一物质在不同的共轭酸碱对中，可表现出不同的酸碱性。问题：H2O是酸还是碱？一个16对共轭酸碱对HA—A-17多元酸pKa1pKa2pKa3pKb3pKb2pKb1注意多元酸碱的交叉共轭关系18已知：H2S的PKa1=6.89和PKa2=14.15，求HS-的pKb。19酸碱的强度1.强酸(碱)：酸碱离解常数Ka(Kb)>>1．且值越大酸(碱)性越强HCl→Cl-+H+几乎不可逆2.弱酸(碱)：酸碱离解常数Ka(Kb)<1．且值越小酸(碱)性越弱203.共轭酸碱对酸越强，K

6、a越大；而其共轭碱的Kb越小，碱性越弱；最强的酸对应最弱的碱，1)一元酸碱对：21[例]酸Ka共轭碱Kb(=KW/Ka)HAc　10-4.74Ac-10-9.26NH4+10-9.25NH310-4.75HS-10-14.15S2-1.4122[例]H2PO4-的酸性强，还是碱性强？当酸时：H2PO4-→HPO42-+H+Ka2(Ka)=10-7.21当碱时：H2PO4-+H+→H3PO4Kb3(Kb)=10-11.84Ka>Kb所以它的酸性强于碱性，共轭酸碱的强度相互制约．23活度常数K◦——与温度有关反应：HA＋BHB++A-平衡常数aHB+aA-K◦=a

7、BaHA[HB+][A-]Kc==[B][HA]aHB+aA-=aBaHAgBgHA-gHB+gA-K◦gHB+gA-活度常数又叫热力学常数，它的大小与温度有关浓度常数Kc——与温度和离子强度有关2021/7/3024混合常数Kαm：在酸碱平衡的处理中，因溶液浓度一般较小，通常忽略离子强度的影响，即可不考虑浓度常数与活度常数的区别。但当需要进行精确的计算时，如计算标准缓冲溶液的pH等，则应该考虑离子强度对化学平衡的影响。25酸的浓度和酸度1.酸的浓度(Ca)：1升溶液中含某酸物质的量浓度，单位mol/LCa：酸的分析浓度，包括已离解和未离解的总度．[HA]：酸

8、的平衡浓度，符合平衡常数式．262.酸