04酸碱平衡小结.ppt

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(TheoryofAcidandBase),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+=OHc,强碱溶液,H+c=OH,强酸溶液,H+HA=OHc,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+=Acb+OH或：H+HAca=OH,弱酸(HA)及共轭碱(A)溶液,H+H2A=A2+OHH+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=pKac(HIn)/c(In)=1,变色范围：pH=pKa1,4.3.2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-3HCl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0.1000mol/dm3HCl溶液滴定20.00cm30.1000mol/dm3NH3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-3HCl滴定0.1000moldm-3Na2CO3,第一化学计量点：0.05000moldm-3NaHCO3,pH=8.30,In：PP,第二化学计量点：0.03333moldm-3H2CO3,pH=3.92,In：MO,注：用1.000moldm-3HCl滴定1.000moldm-3Na2CO3,第二化学计量点：0.3333moldm-3H2CO3,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和Na2CO