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第6章 酸碱滴定法1
6.1 溶液中的酸碱反应与平衡（重点）
6.2 水溶液中弱酸碱各型体的分布（重点）
6.3 酸碱溶液的H+浓度计算（既是重点，又是难点）
6.4 对数图解法（了解）
6.5
缓冲溶液（重点）
6.6
6.7
6.8
酸碱指示剂（重点）
酸碱滴定原理（既是重点，又是难点）
终点误差（重点）
6.9
酸碱滴定法的应用（既是重点，又是难点）
6.1
溶液中的酸碱反应与平衡
一、酸碱的定义
1、酸碱电离理论：
酸：凡在水溶液中电离能够产生H+的物质；
碱：凡在水溶液中电离能够产生OH-的物质；
缺点：1） 只适用于水溶液（不适用于非水溶液）;
2）具有局限性，不能解释像NH3不含
OH-却具有碱性的事实。
2、酸碱质子理论：
酸：凡能给出质子的物质都是酸。
碱：凡能接受质子的物质都是碱 。
这种因一个质子的得失而相互转化的一对酸碱称为共轭酸碱对。
酸
共轭碱
+
质子
写出下列各酸的共轭碱：H2O、 H2C2O4、 HCO3- 、
C6H5OH 、 HS写出下列各碱的共轭酸：H2O 、NO3- 、HSO4C6H5O- HS-
二、酸碱反应的实质
例: HF在水中的解离反应
半反应:
HF
F- + H+
半反应: H+ + H2O
H3O+
总反应:
F- + H3O+
简写:
HF + H2O
HF
F-
酸碱反应的实质是质子转移
+ H+
三、酸碱反应类型及平衡常数
1、溶剂分子的质子自递反应
H2O + H2O
H3O+ + OH-
Kw= a H+  a OH- =1.0×10-14
pKa + pKb = pKw= 14.00
(25°C)
2、一元弱酸(碱)的解离反应
aH aA
aHA
+
HA + H2O
A-
+ H2O
A- + H3O+
-
HA + OH
Ka=
aHA aOH
Kb=
aA
共轭酸碱对(HA-A-)的Ka与Kb的关系为?
-
-
-
3、多元酸碱的解离反应
Ka2
Ka1
Ka3
2H3PO4
H2PO4
HPO4
Kb3
Kb2
Kb1
pKb1 + pKa3 = pKw
pKb2 + pKa2 = pKw
pKb3 + pKa1= pKw
Kbi =
PO43-
Kw
Ka(n-i+1)
4、酸碱中和反应(滴定反应)
Kt — 滴定反应常数
H+ + OH-
H+ + AcOH- + HAc
1
14.00
K
=
=10
H2O
t
Kw
Kb
1
HAc
Kt =
=
Ka
Kw
Ka
1
H2O + Ac Kt =
=
Kb
Kw
四、溶液中的其它平衡
分析浓度与平衡浓度：
分析浓度：溶液中溶质的总浓度，用符号c表示。
平衡浓度：在平衡状态时，溶质或溶质各型体的浓
度，用[ ]表示。
例如：0.10mol·L-1的NaCl和0.10mol·L-1 HAC等体积
混合。
c NaCl=
c HAC=
[ Na+]=
[ Ac-]=
1、物料平衡 (Material (Mass) Balance):各物种的平
衡浓度之和等于其分析浓度。
例：2  10-3 mol/L ZnCl2 和 0.2 mol/L NH3
[Cl-] = 4  10-3 mol/L
[Zn2+] +[Zn(NH3) 2+] +[Zn(NH3)22+] +[Zn(NH3)32+]
+[Zn(NH3)42+] = 2  10-3 mol/L
[NH3] +[Zn(NH3) 2+] +2[Zn(NH3)22+] +3[Zn(NH3)32+]
+4[Zn(NH3)42+] = 0.2 mol/L
2、电荷平衡 (Charge Balance):溶液中正离子
所带正电荷的总数等于负离子所带负电荷的总
数(电中性原则)。
电荷平衡（电荷平衡方程（CBE)）
例 Na2C2O4水溶液：
[Na+] + [H+] = [OH-] + [HC2O4-] + 2[C2O42-]
3、质子平衡 (Proton Balance):溶液中酸失去质
子数目等于碱得到质子数目。
质子平衡（质子条件式（PBE））
(1) 先选零水准 ，大量存在并参与质子转移的
物质， 一般选取酸碱组分及H2O；
(2) 将零水准得质子产物写在等式一边,失质
子产物写在等式另一边；
(3) 浓度项前乘上得失质子数。
例：Na2HPO4水溶液
[H+] + [H2PO4- ]+2[H3PO4] = [OH-] +[PO43-]
Na2CO3水溶液：
[H+] + [HCO3-] + 2[H2CO3] = [OH-]
Na(NH4)HPO4水溶液：
[H+] + [H2PO4- ]+2[H3PO4] = [OH-] +[NH3] + [PO43-]