酸碱平衡小结ppt课件

第四章 酸 碱 平 衡,4.1 酸碱理论 4.2 酸碱溶液中各离子 平衡浓度的计算* 4.3 酸碱解离平衡的移动 4.4 酸碱滴定分析,4.1 酸碱理论 (Theory of Acid and Base),4.1.1 酸碱电离(ionization)理论 4.1.2 酸碱质子(proton)理论* 4.1.3 酸碱电子(electron)理论,4.1.2 酸碱质子(proton)理论,弱酸：,弱碱：,水：,酸越强 其共轭碱越弱碱越强 其共轭酸越弱,4.2 酸碱溶液中各离子 平衡浓度的计算,酸碱溶液的质子条件 强酸(碱)溶液、 一元弱酸(碱) 、 多元弱酸(碱)、 两性物质溶液、 弱酸及其共轭碱溶液,各类溶液(浓度为 c )质子条件式的书写,H+ + HA + 2H2A = OH,多元碱(A2)溶液,H+ = HA + 2A2 + OH,多元酸(H2A)溶液,H+ + HA= OH,一元弱碱 (A)溶液,H+ = A + OH,一元弱酸(HA)溶液,H+ = OH c,强碱溶液,H+ c = OH,强酸溶液,H+ + HA = OH c,强弱碱混合溶液,H+ + HA + HB = OH,弱碱(A + B)混合溶液,H+ c = A + OH,强弱酸混合溶液,H+ = A + B + OH,弱酸(HA+HB)混合溶液,H+ = A cb+ OH 或：H+ + HA ca = OH,弱酸(HA)及共轭碱(A)溶液,H+ + H2A = A2 + OH H+ + HA = BOH + OH,两性物质(HA、BA)溶液,各类溶液(浓度为 c )质子条件式的书写,稀释定律： 在一定温度下，某弱电解质的 电离度随着其溶液的稀释而增大,对一元弱酸：,多元酸分布系数的通式,4.2.2 溶液中酸碱各种存在 形式的平衡浓度的计算,4.3 酸碱解离平衡的移动,作用原理,HIn(酸式) H+ + In(碱式),变色点和变色范围,理论变色点：pH = pKa c(HIn)/c(In)=1,变色范围：pH = pKa 1,4.3.2 酸碱指示剂,4.4 酸碱滴定分析,一元酸碱的相互滴定,多元酸碱及混合酸碱的滴定,酸碱滴定法的应用,一元强碱滴定一元强酸,0.1000mol/dm3NaOH(aq) 滴定20.00cm3同浓度的 HCl(aq),一元酸碱的滴定,一元强酸滴定一元强碱,0.1000moldm-3 HCl滴定20.00cm3同浓度NaOH的pH变化,0.1000mol/dm3NaOH(aq)滴定20.00cm3 同浓度的HAc(aq),一元强碱滴定一元弱酸,一元弱酸(碱)能否直接准确滴定的判据：,一元强酸滴定一元弱碱,以 0.1000 mol/dm3 HCl 溶液滴定 20.00 cm3 0.1000 mol/dm3 NH3水溶液为例,多元酸(碱)及混合酸(碱)的滴定,多元酸(碱)的滴定,滴定的可行性的判断,能够被准确滴定,能够分步滴定,化学计量点的计算及指示剂的选择,混合酸(碱)的滴定,用0.1000moldm-3 HCl滴定0.1000moldm-3 Na2CO3, 第一化学计量点：0.05000 moldm-3 NaHCO3,pH = 8.30,In：PP, 第二化学计量点：0.03333 moldm-3 H2CO3,pH = 3.92,In：MO,注：用1.000moldm-3 HCl滴定1.000moldm-3 Na2CO3,第二化学计量点：0.3333 moldm-3 H2CO3,pH = 3.88,酸碱滴定法的应用混合碱的测定(双指示剂法), 烧碱中NaOH和Na2CO3含量的测定,定量试样,滴定至粉红色 消失, 用V1(HCl),滴定至溶液由黄转橙，用V2(HCl), 纯碱中NaHCO3