酸碱滴定法讲解学习.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2021/9/16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2021/9/161、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2021/9/16酸碱半反应酸共轭碱+质子ProtondonorProtonacceptorProtonHAcAc-+H+NH4+NH3+H+HCO3-CO32-+H+H

2、6Y2+H5Y++H+通式:HAA-+H+酸碱半反应共轭酸碱+质子2021/9/16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。2021/9/163、共轭酸碱对2021/9/16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2021/9/164、水分子的两性质子自递常数（水的离子积常数）2021/9/165、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。2021/9/16二、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

3、为例）2021/9/16(2)对于一元弱碱来说：BOHB++OH-其电离平衡的表达式为：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℃）2021/9/162、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-2021/9/16碱的离解常数强弱顺序：S2->

4、NH3>Ac-2021/9/163、共扼酸碱对Ka及Kb之间的关系2021/9/16续小结!!!酸碱半反应不可能单独发生酸碱反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2021/9/16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、D2021/9/163、根据酸碱质子理论下列化合物中不属于酸的是()A.HCO3-B.NH4

5、+C.HAcD.Ac-D2021/9/16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-的浓度,用pOH值表示。pOH=-lg[OH-]对于25°C的水溶液，PH+POH=142021/9/16二、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

6、/[OH-]=1.0×10-14/10-3=10-11mol·L–1PH=-lg10-11=112021/9/16三、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。2021/9/16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。2021/9/163.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

7、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，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。2021/9/163、影响缓冲容量（β）因素：用来衡量缓冲溶液缓冲能力大小的

8、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。2021/9/163、最佳缓冲范围弱酸－共轭碱体系:弱碱－共轭酸体系:2021/9/164、缓冲溶液pH值的计算：弱酸－