第六章酸碱平衡及酸碱滴定法.docx

1、第六章酸碱平衡及酸碱滴定法第六章 酸碱平衡及酸碱滴定法教学要求（无机部分）1掌握酸碱质子理论。2掌握一元弱酸、弱碱在水溶液中的质子转移平衡和近似计算；熟悉多元酸、多元碱、两性物质的质子转移平衡和近似计算。3掌握同离子效应和盐效应的概念；了解pH对溶质存在状态的影响。4掌握缓冲溶液的作用和组成、缓冲作用机制、能熟悉地计算缓冲溶液pH值；掌握缓冲能力的影响因素及缓冲范围；掌握缓冲溶液的配制原则、方法及计算。 教学时数 4学时 6.1 酸碱理论1、酸碱质子理论1923年，丹麦Brnsred和英国Lowry：凡是能给出质子的分子或离子称为酸，凡是能接收质子的分子或离子称为碱。酸 质子 碱HPO42 P

2、O43 + H+酸 碱 质子HCl、HAc、NH4+、H2SO3、Al(H2O)6+ 等都能给出质子，都是酸；而OH-、Ac-、 NH3、 HSO3-、 CO32-等都能接受质子，都是碱：2.共轭酸碱对：酸碱存在着对应的相互依存的关系；物质的酸性或碱性要通过给出质子或接受质子来体现。 酸和碱可以是分子，也可以是阳离子或阴离子 有的酸和碱在某对共轭酸碱中是碱，但在另一对共轭酸碱对中是酸； 质子论中不存在盐的概念，它们分别是离子酸或离子碱。3.3.3.强电解质的电离：（2）HCl + H2O H3O+ + Cl- 强酸 1 强碱 2 弱酸2 弱碱1酸性：HCl H3O+碱性：H2O Cl-强酸和强

3、碱作用生成弱酸弱碱的过程，是不可逆过程。4.弱酸的电离HAc + H2O H3O+ + Ac-弱酸1 弱碱2 强酸2 强碱1NH3 + H2O NH4+ + OH- 弱酸1 弱碱2 强酸2 强碱1酸性：HAc H3O+ 碱性：H2O Ac-酸性：H2O NH4+碱性：NH3 OH-弱酸弱碱作用生成强酸强碱的反应，是可逆过程。5.水的质子自递反应 H2O + H2O H3O+ + OH 弱酸1 弱碱2 强酸2 强碱1弱酸弱碱的相互作用是生成强酸强碱的反应是可逆过程。6、酸碱性强弱的比较-电离平衡常数例1： HAc + H2O H3O+ + Ac- Ka =H+ Ac- HAcH2O 是常数 Ka

4、称为酸常数例2：NH3 + H2O NH4+ + OH- Kb = NH4+ OH- NH3Kb称为碱常数6.26666 弱电解质的电离平衡和强电解质1 一元弱酸弱碱的解离平衡2HAc H+ + Ac- Ka = H+ Ac- NH3NH3 + H2O NH4+ + OH-Kb = NH4+ OH- NH3Ka、 随T升高而增大 酸碱常数的相互关系Ac- + H2O OH- + HAcKa Kb = KW2弱电解质的解离平衡a% = (已解离的分子数/原分子数)100= (已电离的浓度/初始浓度)100电解度(离解度a%)：平衡时弱电解质的电离百分率HAc H+ + Ac-初始浓度 c 0 0

5、平衡浓度 c - ca ca ca K a= (ca )2 /c (1- a) 当a K2K3 ,通常K1/K2102,求H+ 时, 可做一元弱酸处理.二元弱酸中,酸浓度近似等于二级电离常数,与酸原始浓度关系不大在多元弱酸溶液中,酸根浓度极低,在需要大量酸根离子参加的化学反应中,要用相应的盐而不是相应的酸.4. 两性物质的溶液酸式盐的电离存在酸式电离及碱式电离 NaH2PO4, H2PO4-既是 质子酸,又是质子碱. 5.同离子效应HAcH+ + Ac-加入NaAc， NaAc Na+ + Ac-溶液中Ac-大大增加，平衡向左移动，降低了HAc的电离度.同离子效应：向弱电解质中加入具有相同离子

6、（阳离子或阴离子）的强电解质后，解离平衡发生左移，降低电解质电离度的作用称为同离子效应。6.盐效应HAc H+ + Ac-加入NaCl，平衡向解离的方向移动，增大了弱电解质的电离度。在弱电解质溶液中加入强电解质时，该弱电解质的电离度将会增大，这种效应称为盐效应。原因：加入后溶液的离子浓度增大，电离度增大。6.3 溶液的酸碱性1水的离子积常数Kw H2O + H2O H3O+ + OH- H2O H+ + OH- 298K，纯水中的 H3O+ = OH- = 1.010-7 mol dm-3Kw= H3O+ OH- Kw水的离子积常数，Kw将随温度升高而增大。2.缓冲溶液. 实验事实：向纯水(p

7、H=7.0)中加入少量酸或碱，pH值会发生显著变化向HAc-NaAc混合液中加入少量酸或碱，溶液的pH值几乎不变。. 缓冲溶液: 是一种能抵抗少量强酸、强碱和水的稀释而保持体系的pH值基本不变的溶液. 缓冲原理： HAc H+ + Ac-NaAc = Na+ + Ac-加入酸，如HCl，H+与Ac-结合，生成HAc，H+变化不大，溶液的pH值变化不大。加入碱，如NaOH，HAc与OH-与结合，生成Ac-，H+变化不大，溶液PH值变化也不大。结论：少量外来酸碱的加入不会影响溶液的pH值，缓冲溶液的缓冲能力有一定限度。3缓冲溶液H+ 的计算弱酸 弱酸强碱盐H+ = Ka（C酸 /C盐） pH =

8、pKa - lg（C酸 /C盐）弱碱 强酸弱碱盐的缓冲体系：OH- = Kb（C碱/C盐） pOH = pKb - lg C碱/C盐) 5结论：缓冲溶液的pH取决于两个因素，即Ka(Kb)及C酸 /C盐（C碱/C盐）适当地稀释缓冲溶液时，由于酸和盐同等程度地减少，pH值基本保持不变。稀释过度，当弱酸电离度和盐的水解作用发生明显变化时，pH值才发生明显的变化。4.选择缓冲溶液的步骤:首先找出与溶液所需控制的pH值相近的pK值的弱酸或弱碱一般（C酸 /C盐）在0.1-10范围内具有缓冲能力，故pH = pKa 1选择的缓冲液不与反应物或生成物发生反应，配制药用缓冲溶液时还应考虑溶液的毒性。7 缓冲

9、溶液的应用许多化学反应要在一定pH范围内进行；人体血液必须维持pH在7.4左右。 教学要求（分析部分）1了解酸碱指示剂的变色原理，掌握变色点、变色范围等概念；2掌握不同类型酸碱滴定过程中，值的变化情况；掌握突跃范围及影响突跃范围大小的因素；掌握如何选择指示剂；3掌握酸碱标准溶液的配制和标定；4了解酸碱滴定法的应用。教学时数8学时第四节 酸碱指示剂引出 什么是终点？ （指示剂变色点）什么样的物质可以作指示剂？不同指示剂变色点为什么不同？（如酚酞：无色（酸性溶液中） 红色（碱性溶液中）；甲基橙：红色 橙 黄一、酸碱指示剂的变色原理1酸碱指示剂 ：通过颜色变化来指示溶液酸碱度的一类试剂叫酸碱指示剂。

10、如酚酞；、甲基橙。用途：指示酸碱滴定的终点。测定溶液的PH值。2变色原理：酸碱指示剂一般是弱的有机酸或有机碱，其共轭酸碱对具有不同的结构，因而呈现不同的颜色。例如：酚酞HInH+In-当溶液pH值改变时，酸式结构与碱式结构相互转化，而酸式、碱式对应不同的颜色，故指示剂自身颜色的变化同时改变了滴定溶液的颜色。引出 上述两种指示剂变色时溶液的pH值有无不同？能否计算指示剂变色时溶液的pH值？3酸碱指示剂的变色点变色范围：以有机弱酸为例。根据电离平衡方程式可得：KHIn = H+ = KHIn ，pH = P KHIn lg（1）理论变色点当HIn = In-时，pH= pKHIn为指示剂的理论变色点。酸性溶液中，以HIn色为主；当In-的量增多至与HIn的量相等时，显示酸式、碱式的混合色；In-大于HIn时，显示碱式色。故HIn =In-是颜色刚好开始变化的位置，称为变色点。（2）指示剂的变色范围：由于人眼辨色能力的原因，定量来讲， 10，呈酸色 ，pHPKHIn-1 ，呈碱色, pHPKHIn+1 104可分步滴定。弱碱情况相同。