酸碱平衡与酸碱滴定法课件.ppt

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1、第5章酸碱平衡与酸碱滴定法1主要内容1.酸碱理论2.电解质的解离3.酸碱平衡中有关浓度的计算4.同离子效应和缓冲溶液5.酸碱指示剂6.酸碱滴定法7.酸碱滴定法的应用2§5.1酸碱离解理论概述最初：酸是具有酸味的物质，使蓝色石蕊变红；碱是抵消酸性的物质，使红色石蕊变蓝；18世纪后期：氧元素是酸的必要成分；19世纪初叶，戴维：氢元素是酸的必要成分；1884年，阿伦尼乌斯：提出了酸碱电离理论；1923年，布朗斯特和劳瑞提出了酸碱质子理论。人们对酸碱的认识历程3一.酸碱电离理论1.酸碱定义酸：解离时所生成的正离子全部是H+的化合物；碱：解离时所生成的负离子全部是OH-的化合物。2.酸碱反应实

2、质H++OH-=H2O3.理论缺陷酸碱仅限于含H+和OH-的物质酸碱局限于水溶液中，不能研究非水体系4二.酸碱质子理论1.酸碱定义酸——溶液中凡能给出质子(H+)的物质;碱——溶液中凡能接受质子(H+)的物质。[例].HClH++Cl-NH3+H+NH4+按照酸碱质子理论,当酸(HB)失去一个质子（H+）而形成的碱(B-),称为该酸的共轭碱，同理,而碱(B-)获得一个质子就生成该碱的共轭酸。共轭酸共轭碱5由得失一个质子而发生的共轭关系一对酸碱被称为共轭酸碱对,即:既能给出质子又能接受质子的物质称为两性物质.酸碱+质子-H++H+6酸碱反应都不能单独发生，酸给出质子必须有另一种能接受质

3、子的碱存在才能实现，酸碱反应实际上是两个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。三、酸碱反应的实质酸1+碱2酸2+碱1H+7（1）化学反应的方向：强酸弱酸，强碱弱碱;反应（2）酸的酸性越强，其共轭碱的碱性就越弱HCl酸性强，Cl-碱性弱H+8§5.2电解质溶液和离解平衡电解质非电解质强电解质弱电解质难溶电解质9解离度:弱电解质达到解离平衡时,已解离的弱电解质分子百分数.ABA++B-解离度α=(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(α)：表征弱电解质离解程度大小的特征常数,不仅与温度有关,还与溶液浓度有关.10一、弱电解质的解

4、离平衡1．一元弱酸的电离平衡HAH++A-弱酸在溶液中只发生部分电离,存在解离平衡,解离平衡式:达到解离平衡时,解离平衡常数为:解离平衡常数K⊙是表征电解质解离程度大小的特征常数，K⊙越大，解离程度越大，该弱电解质相对较强。K⊙大小与温度T有关，与浓度无关。11当cA/Ka>500,近似计算cA-cH+cA，当cA/Ka＜500,cA-cH+≠cA，精确计算对于一元弱酸，其cH+值计算如下：HAH++A-起始浓度cA00平衡浓度cA-cH+cH+cH+稀释定律12【例】.计算下列各浓度的HAc溶液中的[H]+（1）0.1mol·L-1；(2)1.010-5mol·L-1。解：Ka

5、(HAc)=1.8×10-5HAcH++Ac-初始浓度cA0      0平衡浓度cA-x      xx（1）Ka=x2/(cA-x)cA/Ka500，0.1-x0.1；[H]+＝1.310-3mol·L-1(2)cA/Ka<500，故不能近似计算x2/(c-x)=1.010-5解一元二次方程：x=[H]+＝7.1610-6mol·L-113同理一元弱碱BOH解离平衡式：BOHB++OH-达到解离平衡时,解离平衡常数为:2.一元弱碱的电离过程14NH3·H2ONH4++OH-起始浓度cb00平衡浓度cb-cOH-cOH-cOH-当cb/Kb>500,cb-cOH-cb，

6、近似计算当cb/Kb＜500,cb–cOH-≠cb，精确计算153.同离子效应HAcH++Ac-NaAc→Na++Ac-NaAc是强电解质，在溶液中完全电离，使溶液中Ac-的量大大增加，使平衡向左移动，降低HAc的电离度。在弱电解质溶液中，加入含有相同离子的的强电解质，使弱电解质的解离度降低的现象叫同离子效应。164．盐效应在HAc等弱电解质溶液中加入非同离子强电解质盐如NaCl，由于离子间相互牵制作用增强，使H+和Ac-结合成分子的机会减少，从而使HAc的电离度略有升高的现象。盐效应影响较同离子效应小，常可忽略。175．多元弱酸的电离平衡（HnB,n>1)H2SH++HS-Ka1=

7、[H+][HS-]/[H2S]=1.110-7一级平衡HS-H++S2-Ka2=[H+][S2-]/[HS-]=1.010-14二级平衡∵同离子效应Ka1远大于Ka2∴第二步解离可以忽略,平衡时c(H+)可视为完全由第一步解离产生。18解：一级平衡H2SH++HS-起始浓度0.100平衡浓度0.1-xxxc/Ka1>500,近似地：0.1-x=0.1；x2/0.1=Ka1x=[H+]=[HS-]=1.010-4mol·L1二级平衡:HS-H++S2