Chapter+6酸碱平衡和酸碱滴.ppt

Chapter6 Acid BaseEquilibrium Acid BaseTitration 酸碱平衡和酸碱滴定法 6 1酸碱质子理论 一 酸碱质子理论 Protontheoryofacid base 1 酸碱的定义 酸 凡能给出质子的物质 碱 凡能接受质子的物质 两性物质 amphotericcompund 既能给出质子又能接受质子的物质 2 共轭酸碱对 conjugatedpairofacid base HAc Ac H 酸碱 共轭 NH3 H NH4 碱酸 共轭 HAc Ac NH3 NH4 称共轭酸碱对 3 酸碱反应 实质 质子的转移 共轭酸碱对1 HAc H Ac 酸1碱1 共轭酸碱对2 H H2O H3O 碱2酸2 HAc H2O H3O Ac 酸1碱2酸2碱1 两式相加总反应 H 1 质子理论中没有盐的概念 2 质子理论扩大了酸碱反应的范围 在液氨中 NH4 NH2 NH3 NH3 HCl g 和NH3 g 反应 生成NH4Cl s HCl g NH3 g NH4 Cl s 某种固液相反应 2NH4NO3 l CaO s Ca NO3 2 s 2NH3 g H2O g 4 局限 只限于质子的放出和接受 必须含氢 3 酸和碱可以是中性分子 也可以是阳离子和阴离子 4 酸碱的强弱 HAc H Ac NH3 H2O NH4 OH K a K b为酸 碱离解常数 dissociationconstant 显然 K a越大 酸越强 K b越大 碱越强 5 水的质子自递反应 H2O H2O H3O OH 例 写出H3PO4各K a和K b的关系 6 共轭酸碱对K a和K b的关系 HAc Ac HAc H Ac Ac H2O HAc OH K a K b K W 显然 共轭酸越强 对应的共轭碱越弱 反之亦然 6 2酸碱平衡的移动 一 稀释定律 1 在一定温度下 同一弱电解质的电离度与其浓度的平方根成反比 即溶液越稀电离度越大 2 相同浓度的不同弱电解质的电离度与Ka的平方根成正比 二 同离子效应和盐效应 1 同离子效应 commonioneffect 在弱电解质溶液中加入与弱电解质同离子的强电解质时 弱电解质的离解平衡向左移动 电离度降低的现象 2 盐效应 salteffect 在弱电解质溶液中加入与弱电解质不同离子的强电解质时 则会增大弱电解质电离度的现象 通常同离子效应比盐效应强的多 一 酸碱溶液pH值的计算 1 强酸 碱溶液 2 当c 10 6mol L 1时 水的离解不可忽略 如c HCl 10 8mol L 1 pH 1 当c 10 6mol L 1时 水的离解可忽略 c 酸 c H c 碱 c OH HCl的质子条件 c H c Cl c OH 同理 6 3酸碱平衡中有关浓度的计算 2 一元弱酸 弱碱溶液 3 多元弱酸 弱碱溶液 只考虑第一级离解 按一元弱酸 碱处理 例 室温下 H2S饱和溶液的浓度为0 1mol L 1 计算溶液中H S2 的浓度 解 Ka1 9 1 10 8 Ka2 1 1 10 12 Ka2 Ka1 c Ka1 0 1 9 1 10 8 500 cKa1 Kw 0 1 9 1 10 8 10 14 20 c H 9 54 10 5mol L 1 H2S H HS HS H S2 因c H c HS 故c S2 Ka2 1 1 10 12mol L 1 例 求下列溶液的pH值Na2CO3 H2CO34 3 10 7 5 61 10 11 Na3PO4 H3PO47 52 10 3 6 23 10 8 2 2 10 13 4 两性物质溶液酸碱度的计算 例1 计算0 20mol L 1邻苯二甲酸氢钾溶液的pH 邻苯二甲酸的Ka1 1 1 10 3 Ka2 3 9 10 6 解 c Ka1 0 20 1 1 10 3 20 cKa2 Kw 0 20 3 9 10 6 1 0 10 14 20 6 5 10 5mol L 1 pH 4 18 例2 计算1 0 10 2mol L 1Na2HPO4水溶液的pH H3PO4的Ka1 Ka2 Ka3 分别为7 52 10 3 6 23 10 8 2 2 10 13 解 c Ka2 1 0 10 2 6 23 10 8 20 cKa3 Kw 1 0 10 2 2 2 10 13 1 0 10 14 20 用以下公式计算 2 76 10 10mol L 1 pH 9 56 如用最简公式计算 则pH 9 93 例4 计算0 40mol L 1H2SO4溶液中各种离子的浓度 Ka2 1 2 10 2 H2SO4的第一步完全电离 则HSO4 H SO42 即 H2SO4 H HSO4 平衡时0 4 x0 4 xx Ka2 0 4 x x 0 4 x 解得x 0 01 则 c H c HSO4 c SO42 分别为0 41 0 39 0 01mol L 1 6 4缓冲溶液 一 基本概念 1 缓冲溶液 buffersolution 2 缓冲作用 bufferaction 能对抗外来少量酸 碱或稍加稀释 而保持pH值不易发生改变的作用 3 缓冲体系 缓冲对 及缓冲溶液的类型 缓冲体系 缓冲对 组成缓冲溶液的抗酸成分和抗碱成分 HAc Ac H2CO3 NaHCO3 H3PO4 NaH2PO4 NH3 H2O NH4Cl NaHCO3 Na2CO3 NaH2PO4 Na2HPO4 Na2HPO4 Na3PO4 共轭酸碱对 强酸强碱 浓度较大 非共轭的弱酸弱碱 电离理论的弱酸弱碱盐 缓冲溶液的类型 二 缓冲原理 HAc Ac H NaAc Ac Na Ac 抗酸成分 较多 HAc抗碱成分 较多 H 较少 两多一少 三 缓冲溶液pH值的计算 HAc H Ac 平衡浓度c 酸 c H c H c 碱 c H c 酸 c 碱 同一体系 体积相同 则 1 弱酸及其共轭碱 以HAc Ac 为例 结论 浓度一定 缓冲比等于1 缓冲能力最强 缓冲比控制在1 10 10 1之间 即缓冲溶液的pH值在pKa 1 pKa 1之间 超过此范围缓冲溶液的缓冲能力就太小了 3 缓冲范围 bufferrange pH pKa 1 orpOH pKb 1 的范围 五 缓冲溶液的配制 1 选择缓冲对 原则 pH接近pK a 或pOH接近pK b 2 计算缓冲比 例1 如何配制pH 5 00的缓冲溶液 解 1 因HAc的pK a 4 75 接近5 0 因此选HAc NaAc 2 求缓冲比 5 00 4 75 lgc 碱 c 盐 即c Ac c Hac 1 78 若配制1升缓冲溶液 假设混合前HAc NaAc浓度均为0 10mol L 1 则可计算所需V Hac V NaAc 显然 混合后 又V NaAc V HAc 1000ml 即V NaAc 1 78V HAc 则V HAc 360ml V NaAc 640ml 例2 欲配制pH 9 0的缓冲溶液 应在500ml0 1mol L 1氨水中加入固体NH4Cl多少克 设加入NH4Cl后总体积不变 n NH4Cl 0 089mol 4 76g 50ml0 10mol L 1H3PO4 25ml0 10mol L 1NaOH 50ml0 10mol L 1H3PO4 50ml0 10mol L 1NaOH 50ml0 10mol L 1H3PO4 75ml0 10mol L 1NaOH 作业 已知H3BO3 ClCH2COOH和CH3COOH的K a值分别为6 0 10 10 1 4 10 3和1 8 10 5 1 若要配制pH 3 0的缓冲溶液 应选取哪种酸 2 若用上述选取的酸和NaOH配制1L缓冲溶液 用去NaOH固体4 0g 则需该酸多少克 原子量H 1O 16C 12B 10 8Na 23Cl 35 5 6 5酸碱指示剂 一 酸碱指示剂的变色原理 1 酸碱指示剂 acid baseindicator 在一定pH范围内能发生颜色改变的指示剂 2 作用 指示酸碱滴定的终点 3 原理 酚酞 Phenolphthalin pp 是有机弱酸 无色内酯式 红色醌式 无色羧酸盐式 8 10 OH OH H H 甲基橙 MethylOrage MO 是弱的有机碱 酸型 红色醌式 碱型 黄色偶氮式 OH H 二 指示剂的变色范围 HIn In H 酸式色碱式色 1 指示剂酸 碱式色与酸 碱式组分浓度的关系 呈酸式色 呈碱式色 呈混合色 2 指示剂变色范围 pH pKa Hin 1 理论与实测并非一致 3 指示剂的理论变色点 c In c HIn 1时 pH pKa Hin 三 影响指示剂变色范围的因素 1 温度 2 溶剂 3 指示剂的用量 4 滴定顺序与指示剂的选择 四 混合指示剂 特点 变色范围窄 变色敏锐 组成 一类是由两种或两种以上的指示剂混合而成 另一类是由某种指示剂和一种惰性染料组成 6 6酸碱滴定的基本原理 一 强碱滴定强酸 以0 1000mol L 1NaOH溶液滴定20 00ml0 1000mol L 1HCl溶液为例 基本反应 H OH H2O 1 滴定开始前 c H c HCl pH 1 00 2 滴定开始至化学计量点前 c H c HCl 剩余 当滴入NaOH18 00 19 80 19 98ml RE 0 1 时 pH为2 28 3 30 4 30 3 计量点时 pH 7 00 4 计量点后 c OH c NaOH 过量 当滴入20 02ml RE 0 1 NaOH时 pH 9 70 5 滴定曲线 titrationcurve pH V 滴定剂体积 曲线 6 pH突跃 pHjump 计量点前后的pH值的突变 7 突跃范围 计量点前后 0 1 相对误差范围内溶液pH值的变化范围 8 指示剂的选择原则 指示剂的变色范围应全部或部分落在滴定的突跃范围之内 二 强碱滴定弱酸 基本反应 HAc OH Ac H2O 1 滴定前 pH 2 87 用0 1000mol L 1NaOH溶液滴定20 00ml0 1000mol L 1HAc溶液 2 滴定开始至计量点前 当加入NaOH19 98ml RE 0 1 时 pH 7 74 3 计量点时 pH 8 72 4 计量点后 c OH c NaOH V 过量NaOH V 总 当NaOH加入20 02ml RE 0 1 时 pH 9 70 pH突跃范围 7 74 9 70 5 滴定曲线 6 弱酸准确直接滴定的条件 cK a 10 8 pH 0 4才能根据指示剂颜色的变化确定滴定终点 7 强碱滴定弱酸 酸性区无pH突跃 强酸滴定弱碱 碱性区无pH突跃 弱酸弱碱不能相互滴定 同理 弱碱准确直接滴定的条件 cK b 10 8 1 浓度为1 0mol L 1HCl滴定1 0mol L 1NaOH溶液时 pH突跃范围是10 7 3 3 当酸碱浓度改为0 010mol L 1时 其突跃范围将是 A 11 7 2 3B 8 7 5 3C 9 7 4 3D 7 7 6 3 2 用0 10mol L 1NaOH溶液滴定0 10mol L 1弱酸HA pK a 4 0 其pH突跃范围是7 0 9 7 若弱酸的pK a 3 0 则其pH突跃范围将是 A 6 0 10 7B 6 0 9 7C 7 0 10 7D 8 0 9 7 B B 三 强酸滴定弱碱 略 四 多元酸及混合酸的滴定 1 多元酸的分步滴定 以0 1000mol L 1NaOH溶液滴定20 00ml0 1000mol L 1H3PO4溶液为例 K a1 7 5 10 3 K a2 6 3 10 8 K a3 4 4 10 13 cK a1 10 8 cK a2 10 8 cK a3 10 8 因K a1 Ka2 104 K a2 K a3 104 故第一 第二级离解的两个H 能分别滴定 并形成两个突跃 滴定达第一计量点时 OH H3PO4 H2PO4 H2O c K a1 20 cK a2 K w 20 pH 4 70 此时 c H2PO4 0 05mol L 1 达第二计量点时 OH H2PO4 HPO42 H2O 此时 c HPO42 0 033mol L 1 如用最简式计算 pH 4 66 选甲基橙或溴甲酚绿 4 0 5 6黄 蓝 指示剂 c K a2 20 cK a3 K w 20 pH 9 68 如用最简式计算 pH 9 78 故选酚酞作指示剂 2 混合酸的滴定 多元酸实际可看成几种强度不同酸的混合酸 判断方法与多元酸相同 五 多元碱的滴定 判断原则类似于多元酸 只是将K a改成K b 以0 1000mol L 1HCl溶液滴定20 00ml0 1000mol L 1Na2CO3溶液为例 cK b1 10 8 cK b2 0 23 10 8 10 8 K b1 K b2 104 故能分别直接滴定 能形成两个突跃但不大明显 滴定达第一计量点时 H CO32 HCO3 pH 8 32 选酚酞或甲酚红和百里酚蓝混合指示剂 8 2 8 4粉红 紫 达第二计量点时 H HCO3 H2CO3 因K a1 K a2 则H 取决于第一级离解 此时为CO2的饱和溶液 c H2CO3 0 04mol L 1 pH 3 89 选甲基橙为指示剂 六 标准溶液的配制与标定 1 酸标准溶液 如HCl标准溶液 无水Na2CO3标定法 Na2B4O7 10H2O标定法 2 碱标准溶液 如NaOH标准溶液 草酸标定法 邻苯二甲酸氢钾标定法 1 Na2CO3 纯碱 优点 价格低 易提纯缺点 易潮湿 所以保存时注意干燥 Na2CO3 2HCl 2NaCl H2CO3终点的pH 3 9 指示剂 甲基橙如要求V HCl 20 30mL则消耗的m Na2CO3 0 2 0 3g 酸标准溶液的标定 优点 分子量大 称量误差小缺点 是易风化失水 保存在蔗糖的饱和溶液中注 B4O72 5H2O 2H 4H3BO3 K a H3BO3 7 3 10 10K b 1 75 10 5 2 Na2B4O7 10H2O 终点浓度 4 0 05 2 0 10mol L 1 终点的pH 5 12 甲基红 0 4 0 6g KHC8H4O4 NaOH KNaC8H4O4 H2O终点时PH 9 2 指示剂 酚酞如要求VNaOH 20 30mL 则消耗的m KHC8H4O4 0 4 0 6g H2C2O4 2H2O KHC8H4O4 易制得纯品 不含结晶水 不吸潮 容易保存 摩尔质量大 碱 NaOH 的标定 七 CO2对酸碱滴定的影响 1 CO2的来源 2 CO2的影响 CO2 H2O H2CO3 pH值与各型体的存在形式 pH 6 4 主要存在形式H2CO3orCO2 pH 10 3 主要存在形式CO32 10 3 pH 6 4 主要存在形式HCO3 影响 滴定到终点时溶液的pH值愈低 受CO2的影响愈小 pH 5时 CO2的影响忽略不计 pH 9时 影响则较大 1 用新煮沸并冷却的蒸馏水 能赶掉CO2 配制NaOH 2 用不含Na2CO3的NaOH来配标 配成50 NaOH 再取清液稀释 3 标定和测定时用同一指示剂 并在相同条件下滴定 CO2的影响可部分抵消 3 CO2影响的消除 7 8酸碱滴定法的应用 一 混合碱的滴定 双指示剂法 混合碱 NaOH和Na2CO3 Na2CO3和NaHCO3 NaOH Na2CO3 HCl 加入酚酞 NaCl NaHCO3 酚酞变色 加甲基橙 V NaCl H2CO3 HCl V1 V2 V2 V2 V1 V2 甲基橙变色 1 烧碱中NaOH和Na2CO3含量的测定 2 纯碱中Na2CO3和NaHCO3含量的测定 Na2CO3 NaHCO3 HCl 加入酚酞 NaHCO3 NaHCO3 酚酞变色 加甲基橙 V NaCl H2CO3 HCl V1 V2 V1 V1 甲基橙变色 V1 V2 3 未知碱样组分的判断 1 0 10mol L 1的HAc与NaOH溶液等体积混合后溶液的pH值为 已知 Ka HAc 1 8 10 5 2 40ml0 1mol