1、1,第四章酸碱滴定法,2,目标 理解酸碱质子理论 能够应用最简式计算酸碱溶液的pH值 理解弱电解质不同形体的分布随溶液pH的变化 了解指示剂的变色原理，根据理论化学计量点的pH 选择合适的指示剂 掌握酸碱滴定法的基本原理及分析操作 熟悉不同类型酸碱滴定过程中pH变化规律,3,1、概念 酸：凡是能给出质子（ H+ )的物质（分子或离子） 称为酸(acid)。 碱：凡是能接受质子( H+ )的物质（分子或离子） 称为碱(base)。,4.1.1 酸碱质子理论,HCl、NH4+、HPO42-、H2CO3、 酸,Cl-、NH3、PO43-、HCO3-、 碱,4,按照酸碱质子理论，酸和碱是成对出现的：酸
2、给出一 个质子后变成对应的碱。例如：,2、质子酸碱的共轭关系：,酸碱共轭关系：酸与碱的这种由于一个质子的转移而相互转化的关系称为酸碱共轭关系，酸给出一个质子后即变成其共轭碱。 共轭酸碱对： 相应的一对酸碱，称为一个共轭酸碱对。,HA,H+ + A-,5,共轭酸 共轭碱 + 质子,HCl Cl- + H+NH4+ NH3 + H+H2O OH- + H+H3O+ H2O + H+HPO42- PO43- + H+H2PO4- HPO42- + H+ Fe(H2O)63+ Fe(OH)(H2O)52+ + H+,这些表示共轭酸碱对的质子得失反应式， 称为酸碱半反应式,6,强酸弱碱 强碱弱酸,共轭酸
3、 共轭碱 + 质子,一定条件下，酸给出质子的能力越强，其酸性越强，其共轭碱接受质子的能力就越差,从以上酸碱半反应式可以看出，酸和碱的区别仅在于对质子的亲和能力不同：即给出质子或接受质子的能力,3、酸碱强弱,7,既能给出质子表现为酸又能接受质子表现为碱的物质H2O H3O+ OH-HS- H2S S2-,4、两性物质,5、 酸碱反应的实质 所谓酸碱反应，是酸与碱相互作用，分别转化为相应的共轭碱和共轭酸的过程，即 酸和碱之间的质子转移过程，如：HCl + NH3 = Cl- + NH4+,8,6、 水的质子自递反应 水是两性物质，既可给出质子又可接受质子，所以水分子间可以发生质子转移作用H2O +
4、H2O = H3O+ +OH- (水的自递反应） 也可简写为：H2O = H+ + OH- (与水的酸碱半反应区别开） 其反应的标准平衡常数表达式为,KW称为水的质子自递常数，也称水的离子积 一定温度下，其与浓度、压力无关，25时，KW=1.010-14。,9,HCl = H + + Cl,1、强酸强碱的解离,(全部解离）,HCl H2SO4 HNO3 NaOH KOH,H2SO4 = 2 H + + SO42-,NaOH = Na + + OH ,KOH = K + + OH ,HNO3 = H + + NO3-,4.1.2 酸碱解离平衡及溶液pH值计算,根据酸碱质子理论，当酸或碱加入溶剂中
5、就发生质子转移， 生成相应的共轭碱和共轭酸,10,2、弱酸弱碱的解离,(1)一元弱酸（碱）的解离,（部分解离）,弱酸（碱）的解离平衡常数Ka（ Kb ）,H Ac,H + + Ac ,HAc + OH ,Ac + H2O,11,弱酸(碱)的解离平衡常数Ka(Kb)与酸(碱)性强弱的关系,思考 已知: HAc的Ka=1.8410-5 HNO2的Ka=5.110 4 请判断哪种酸的酸性强,Ka越大,说明该酸越容易解离,则该酸的酸性就越强Kb越大,说明该碱越容易解离,则该碱的碱性就越强,12,一元共轭酸碱对解离平衡常数Ka与Kb的关系由上式：,13,已知 : HCOOH的Ka=1.810-4,求其共
6、轭碱的Kb值,练习：,14,(2)多元弱酸（碱）的解离,H3PO4,H2PO4- + H +,H2PO4-,HPO42- + H +,HPO42-,PO43- + H +,Ka1,Ka2,Ka3,H3PO4,H2PO4-,HPO42-,PO43-,多元弱酸碱在水溶液中是分步解离的，存在多个共轭酸碱对,Kb3,Kb2,Kb1,Ka1Ka2 Ka3,Kb1Kb2 Kb3,15,已知草酸 H2C2O4的pKa1 = 1.23， pKa2 = 4.19，写出其两极共轭碱的化学式，并求出相应的pKb值,16,一、一元强酸（碱）,以C molL-1 HCl为例,3. 酸碱溶液pH值的计算,17,18,HA
7、 H+ + A- 初： c 0 0平： c H+ H+ A-,二、一元弱酸（碱）,19,若计算H+允许有5%的误差，同时满足C/Ka500且 CKa20Kw两个条件，上式可简化为：,同样，对一元弱碱,若计算OH-允许有5%的误差，同时满足C/Kb500且 CKb20Kw两个条件，则有：,20,例：求0.010 molL-1 H3BO3溶液的pH值。（Ka1=5.810-10）,解：,21,练习计算0.05mol/L的NaAc溶液的pH值,22,三、多元弱酸（碱）,23,4.1.3 缓冲溶液,a. 缓冲溶液的概念、组成和分类,24,25,定义：当加入少量的强酸、强碱或稍加稀释时，能保持其pH值基
8、本不变的溶液。缓冲溶液对强酸、强碱或稀释的抵抗作用，称为缓冲作用。 组成：,共轭酸,共轭碱,HAc NH4Cl H2PO4-,NaAc NH3H2O HPO42-,抗酸成分,抗碱成分,缓冲对（缓冲系）,26,分类,一般缓冲溶液 （用于控制H+）,标准缓冲溶液（校正仪器，如0.05 mol/L 邻苯二钾酸氢钾，25oC，pH=4.01),弱酸共轭碱HAcAc- 弱碱+共轭酸NH3NH4+,高浓度的强酸或强碱,1.抗强酸、强碱；2.不抗稀释,1.抗强酸、强碱；2.抗稀释,27,b. 缓冲溶液的缓冲作用机理,以HAc-NaAc缓冲溶液为例（与酸作用）：,少量H+,平衡向左移动,与碱作用,平衡向右移动
9、,28,C、缓冲溶液pH计算 以HAc-NaAc缓冲溶液为例：,弱酸-弱酸盐缓冲溶液pH计算公式,29,缓冲溶液pH计算公式,弱酸及其共轭碱,弱碱及其共轭酸,30,例：计算0.10 mol/L NH4Cl 0.20 mol/L NH3 缓冲溶液的pH值？按最简式:,pH = pKa + lg =9.56,ca,cb,31,例：计算一含有c(HAc)=0.1molL-1的醋酸和c(Ac-1) =0.1molL-1的醋酸钠的水溶液的pH, 已知HAc的Ka =1.7510-5。向100mL该溶液中加入： （1）1mL c(HCl)=1.0molL-1的盐酸 （2）1mL c(NaOH)=1.0mo
10、lL-1的氢氧化钠 （3）100mL水 溶液的pH值各改变多少？,32,解：pH = pKa lg,c(A),c(B),=-lg1.7510-5- lg1 =4.74,加入HCl后，H+ Ac- = HAc,c(HAc)=,0.1molL-1100mL +1.0molL-11.0mL,101mL,=0.11molL-1,c(Ac-)=,0.1molL-1100mL -1.0molL-11.0mL,101mL,=0.089molL-1,33,pH = pKa lg,c(A),c(B),=-lg1.7510-5- lg,0.11,0.089,=4.67,pH= 4.67-4.74 = -0.08,
11、(2) 加入NaOH后，OH- + HAc= Ac- +H2O,c(HAc)=,0.1molL-1100mL -1.0molL-11.0mL,101mL,=0.089molL-1,34,c(Ac-)=,0.1molL-1100mL +1.0molL-11.0mL,101mL,=0.11molL-1,pH = pKa lg,c(A),c(B),=-lg1.7510-5- lg,0.089,0.11,=4.84,pH= 4.84 - 4.74 = 0.1,35,(3)加入水后,c(HAc)= 0.05molL-1,c(Ac-)= 0.05molL-1,pH = pKa lg,c(A),c(B),=
12、-lg1.7510-5- lg,0.05,0.05,=4.74,pH= 4.74 - 4.74 = 0,36,d. 缓冲溶液缓冲容量,使1L缓冲溶液的pH增加1个单位所需加入的强碱物质的量， 或者使溶液pH减小1个单位所需加入的强酸溶液的物质的量,缓冲对的有效缓冲范围为：pH =pKa1 or pOH =pKb1,37,g. 缓冲溶液的选择原则,不干扰测定例如：EDTA滴定Pb2+,不用HAc-Ac- 所需控制的pH应在缓冲溶液的缓冲范围内 有较大的缓冲能力，足够的缓冲容量较大浓度 (0.011molL-1); pHpKa 即cacb11HAc NaAc : pKa=4.76 (45.5),38,e. 标准缓冲溶液,校准酸度计,39,f. 常用缓冲溶液,40,酸碱指示剂,酸碱指示剂一般是有机弱酸或有机弱碱，,当溶液pH值改变时，指示剂分子结构变化，呈现出不同颜色。,41,酚酞，二元弱酸， pH10.0为红色,酸式,碱式,酸式,碱式,甲基橙，有机弱酸，pH4.4为黄色,42,作用 原理,碱色,酸色,碱色,酸色,理论变色终点,作用于人眼的颜色由 确定，,理论变色范围,43,作用于人眼的颜色由 确定，而 又由 确定，因此可由颜色的变化判断H+的变化，确定溶液的酸碱性。,碱色,酸色,44,理论变色点：pKHIn,理论变色范围,理论变色范围： pKHIn 1,
