第五章 酸碱平衡与酸碱滴定法

1、第五章 酸碱平衡与酸碱滴定法§5-1 弱电解质的电离平衡教学目的及要求：1.掌握电离度和电离常数的计算。2.掌握水的电离和溶液的pH值。教学重点：水的电离和溶液的pH值。教学难点：水的电离和溶液的pH值。教学方法：讲授法教学时数：2学时一、电离度和电离常数1.电离度注：电离度的大小，主要取决于电解质的本性，同时又与溶液的浓度、温度等因素有关。2.电离常数和稀释定律定义：在一定温度下，弱电解质在水溶液中达到电离平衡时，电离所生成的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子的浓度之比是一个常数，称为电离平衡常数，简称电离常数(Ki)(1)HAc的电离平衡 HAc H+ + Ac注：Ka与其它

2、化学平衡常数一样，其数值大小与酸的浓度无关，仅取决于酸的本性和体系的温度。(2)NH3·H2O的电离平衡 NH3·H2O是弱碱，电离方程式为：NH3·H2O NH4 + OH (3)稀释定律在一定温度下，弱电解质的电离度与电离常数的平方根成正比，与溶液浓度的平方根成反比，即浓度越稀，电离度越大。这个关系称为稀释定律。例51 已知在298.15K时，0.10mol·L1的NH3·H2O的电离度为1.33%，求NH3·H2O的电离常数。二、水的电离和溶液的pH值H2O H + OH 在一定温度下，当达到电离平衡时，水中H的浓度与OH的浓度

3、的乘积是一个常数，即 Kw为水的离子积常数,简称水的离子积。注：常温时，无论是中性、酸性还是碱性的水溶液里，H浓度和OH浓度的乘积都等于1.0 × 1014。或1.0 × 107 mol·L1 溶液呈酸性1.0 × 107 mol·L1 溶液呈中性或1.0 × 107 mol·L1 溶液呈碱性pH lgpKw pH + pOH 14.00§5-2 酸碱质子理论教学目的及要求：1.掌握酸碱的定义和共轭酸碱对。2.理解酸碱反应的实质。3.掌握共轭酸碱对中Ka与Kb的关系。教学重点：1.酸碱的定义和共轭酸碱对。2.共轭酸

4、碱对中Ka与Kb的关系。教学难点：共轭酸碱对中Ka与Kb的关系。教学方法：讲授法教学时数：1学时一、酸碱的定义和共轭酸碱对酸：凡能给出质子(H)的物质(分子或离子)。碱：凡能接受质子(H)的物质(分子或离子)。酸 碱 + H这种对应关系称为共轭酸碱对，右边的碱是左边的酸的共轭碱，左边的酸又是右边碱的共轭酸。注：（1）酸和碱可以是分子，也可以是阳离子或阴离子；（2）有的物质在某个共轭酸碱对中是碱，而在另一共轭酸碱对中却是酸，如HCO3等；（3）质子理论中没有盐的概念，酸碱电离理论中的盐，在质子理论中都变成了离子酸和离子碱，如NH4Cl中的NH4是酸，Cl是碱。二、酸碱反应的实质 酸1 碱2 酸2

5、 碱1三、共轭酸碱对中Ka与Kb的关系Ka1 Ka2 Ka3一般地：H3A H2A HA2 A3Kb3 Kb2 Kb1有：Ka1 × Kb3 Ka2 × Kb2 Ka3 × Kb1 Kw可见，知道Ka就可以计算出其共轭碱的Kb；知道Kb就可以算出其共轭酸的Ka。例52 已知NH3·H2O的Kb = 1.76 × 105，求NH4的Ka。§5-3 酸碱溶液pH值的计算教学目的及要求：1.掌握一元弱酸(弱碱)pH值计算。2.掌握多元弱酸(弱碱)pH值计算。3.掌握两性物质pH值计算。教学重点：水的电离和溶液的pH值计算。教学难点：水的电离

6、和溶液的pH值计算。教学方法：讲授法教学时数：2学时一、一元弱酸(弱碱)设有一种一元弱酸HA溶液，总浓度为c mol·L1，则 HA H + A起始浓度（mol·L1） c 0 0平衡浓度（mol·L1） c - 因为，所以 经整理得： + Ka· c·Ka = 0 （近似式） （最简式）同理可得，一元弱碱溶液OH浓度的计算公式。当c/Kb400或5%时，用近似公式 当c/Kb400或5%时，用最简式 例53 求0.010mol·L1HAc溶液的pH值。二、多元酸(碱)对多元酸，如果Ka1Ka2，溶液中的H主要来自第一级电离，近似计算

7、时，可把它当一元弱酸来处理。对二元酸，其酸根阴离子的浓度在数值上近似地等于Ka2。多元碱亦可类似处理。例54 在室温和101.3kPa下，H2S饱和溶液的浓度约为0.10mol·L1(H2S)，试计算H2S饱和溶液中H、 HS和S2的浓度。例55 计算0.10mol·L1Na2CO3溶液的pH值。三、两性物质在溶液中既能失质子，又能得质子的物质如NaHCO3、NaH2PO4、Na2HPO4等(以往称酸式盐)和NH4Ac(弱酸弱碱盐)都是两性物质。一般使用最简式。如NaHA、NaH2A，其最简式为： 如 Na2HA ，其最简式为： 如 NH4Ac ，其最简式为 ：§

8、5-4 同离子效应与缓冲溶液教学目的及要求：1.了解影响离解平衡的因素。2.掌握1. 缓冲溶液pH值计算。2.教学重点：缓冲溶液pH值计算。教学难点：缓冲溶液pH值计算。教学方法：讲授法教学时数：2学时一、影响电离平衡的因素同离子效应1.同离子效应这种在弱电解质溶液中加入一种与该弱电解质具有相同离子的易溶强电解质后，使弱电解质的电离度降低的现象称为同离子效应。例56 求0.10mol·L1HAc溶液的电离度？如果在此溶液中加入NaAc晶体，使NaAc的浓度达到0.10mol·L1，溶液中HAc的电离度又是多少？例57 在0.10mol·L1HCl溶液中通入H2S

9、至饱和，求溶液中S2的浓度。2.盐效应这种在弱电解质溶液中加入不含相同离子的易溶强电解质，可稍增大弱电解质电离度的现象，称为盐效应。二、缓冲溶液能够抵抗外加少量酸、碱或适量稀释，而本身的pH值不发生明显改变，这种溶液叫缓冲溶液。缓冲溶液所具有的这种性质，叫缓冲性。1.缓冲溶液的缓冲原理是因为在这种溶液中既含有足够量的能够对抗外加酸的成分即抗酸成分，又含有足够量的对抗外加碱的成分即抗碱成分。通常把抗酸成分和抗碱成分称为缓冲对。缓冲溶液主要有以下三种类型。(1)弱酸及其共轭碱。例如，HAcNaAc缓冲溶液，H2CO3NaHCO3缓冲溶液。(2)弱碱及其共轭酸。例如，NH3·H2ONH4C

10、l缓冲溶液。(3)多元酸的两性物质组成的共轭酸碱对。例如，NaH2PO4Na2HPO4缓冲溶液。注：缓冲对之间只能相差一个H。以HAcNaAc缓冲溶液为例来说明其缓冲原理。HAc H + Ac (1)NaAc Na + Ac (2)如果向该缓冲溶液中加入少量的酸时：如果向该缓冲溶液中加入少量的碱时：当稍加稀释时：2.缓冲pH值缓冲溶液本身具有的pH值称为缓冲pH值。以HAcNaAc缓冲溶液为例（式中ca为弱酸的浓度，cb为共轭碱的浓度，ca/cb称为缓冲比。）对弱碱及其共轭酸所组成的缓冲溶液同样可以导出：例58 若在90mL的HAcNaAc缓冲溶液中(HAc和NaAc的浓度皆为0.10mol&

11、#183;L1),加入10mL 0.010mol·L1HCl后,求溶液的pH值,并比较加HCl前后溶液pH值的变化。3.缓冲容量和缓冲范围缓冲容量是指使1升缓冲溶液的pH值改变1个单位时所需外加的酸或碱的物质的量。注：缓冲容量的大小与缓冲溶液的总浓度及其缓冲比有关当缓冲溶液的总浓度一定时，缓冲比(ca/cb或cb/ca)愈接近1，则缓冲容量愈大；等于l时，缓冲容量最大，缓冲能力最强。缓冲范围：pH = pKa ± 14.缓冲溶液的选择和配制缓冲溶液的选择和配制可按下列步骤进行：首先选择合适的缓冲对；其次,选择合适的浓度；第三是配制，(1)把两个缓冲组分都配成相同浓度的溶液，

12、然后按一定的体积比混合；(2)在一定量的弱酸(或弱碱)中加入一定量的强碱(或强酸)，通过中和反应生成的其共轭碱(或共轭酸)和剩余的弱酸(或弱碱)组成缓冲溶液；(3)在一定量的弱酸(或弱碱)溶液中加入对应的固体共轭碱(或共轭酸)。例59 如何配制pH5.00的缓冲溶液1000mL。例510 要配制pH5.00的缓冲溶液，需要在100mL0.10 mol·L1的HAc溶液中，加入0.10 mol·L1的NaOH多少mL？例511 欲配制pH=9.00的缓冲溶液，应在500mL0.10mol·L1的NH3·H2O溶液中加入固体NH4Cl多少克？假设加入固体后溶

13、液总体积不变。5.生物体内的缓冲体系§5-5 定量分析概述本节教学目的及要求：1.了解定量分析的任务和方法。1.2.掌握定量分析的一般程序。3.掌握滴定分析的方法和滴定方式。4.2. 掌握滴定分析的标准溶液和基准物质。5.5.掌握滴定分析的计算。教学重点：滴定分析的计算。教学难点：滴定分析的计算。教学方法：讲授法教学时数：3学时 一、定量分析的任务和方法1.定量分析的任务、作用2.定量分析方法的分类二、定量分析的一般程序1.采样2.前处理3.测定4.数据处理三、滴定分析的方法和滴定方式1.几个基本概念滴定分析：滴定剂：滴定：滴定终点：滴定误差或终点误差：2.滴定分析的方法(1)酸碱滴

14、定法：(2)沉淀滴定法：(3)氧化还原滴定法：(4)配位滴定法：3.滴定分析对滴定反应的要求(1)反应要按化学计量关系定量地进行(2)反应要迅速进行(3)有简便可靠的确定终点的方法。如有适当的指示剂。4.滴定方式(1)直接滴定。(2)返滴定(3)置换滴定(4)间接滴定四、滴定分析的标准溶液和基准物质1.标准溶液的浓度表示方法(1)物质的量浓度。符号cB或c(B)，(2)滴定度一种是以每毫升标准溶液中含有的标准物质的质量表示，符号为Ts，s为标准物质的化学式；另一种是以每毫升标准溶液相当的被测物质的质量来表示，符号为Ts /x，x为被测物质的化学式。例512 计算0.1000mol·L

15、1HCl标准溶液对Na2CO3的滴定度。2.标准溶液的配制与标定(1) 直接配制法基准物质必须符合下列要求。a.纯度要高b.组成恒定c.稳定性好d.最好具有较大的相对分子质量或式量。(2) 间接配制法五、滴定分析的计算计算的主要依据是“等物质的量规则”例513 用0.1058mol·L1HCl溶液滴定0.2035g不纯的K2CO3，完全中和时，消耗HCl26.84mL，求样品中K2CO3的质量分数。例514 标定0.1mol·L1NaOH溶液的准确浓度，如选用邻苯二甲酸氢钾(KHC8H4O4)作基准物质,今欲把所用NaOH溶液的体积控制在25mL左右,问应称取该基准物质多少

16、克？§5-6 酸碱滴定法教学目的及要求：1.掌握酸碱指示剂。1.2.掌握酸碱滴定法的基本原理。3.3.掌握酸碱滴定法的应用。教学重点：1.酸碱指示剂。2.酸碱滴定法的基本原理。3.酸碱滴定法的应用。教学难点：1.酸碱滴定法的基本原理。2. 酸碱滴定法的应用。教学方法：讲授法教学时数：5学时 一、酸碱指示剂1.变色原理 HIn H + In(酸式色) (碱式色)当溶液的pH值发生变化时，上述平衡发生移动，从而使指示剂的颜色发生改变。2.变色范围pHpKHIn ± 1称为酸碱指示剂的理论变色范围常用酸碱指示剂的变色范围：酚酞、甲基红、甲基橙3.混合指示剂一类是在指示剂中加入一种

17、不随pH变化而改变颜色的染料。另一类是由两种或两种以上的指示剂混合而成。二、酸碱滴定的基本原理(一)一元酸碱的滴定1.强酸与强碱的滴定(1)强酸与强碱的滴定曲线和滴定突跃以0.1000mol·L1的NaOH标准溶液滴定20.00mL 0.1000mol·L1的HCl溶液为例滴定前： pH1.00。计量点前：(即99.9%的HCl被中和)时：，pH4.30计量点时：NaOH与HCl已完全中和，生成的NaCl不水解，溶液呈中性，pH7.00。计量点后：NaOH过量，所以溶液的pH值决定于过量的NaOH的浓度。当加入20.02mLNaOH溶液(即过量0.1%)时：，pOH4.30

18、， pH14.004.309.70如果以加入NaOH标准溶液的体积为横坐标，以溶液的pH值为纵坐标作图，就可以得到一条曲线，这就是强碱滴定强酸的滴定曲线。图见书。滴定突跃：这种在计量点附近加入一滴标准溶液而引起溶液pH值的突变。滴定突跃范围：滴定突跃所在的pH值范围。(2)选择酸碱指示剂的原则凡是变色范围全部或部分落在滴定的突跃范围内的指示剂都可以选用。(3)浓度对突跃范围的影响酸碱滴定突跃范围的大小与滴定剂和被测物质的浓度有关，浓度越大，突跃范围就越大。2.强碱滴定弱酸以0.1000mol·L1NaOH滴定20.00mL 0.1000mol·L1HAc为例 图53 0.1

19、000mol·L1NaOH滴定0.1000mol·L1HAc的滴定曲线强碱滴定弱酸突跃范围的大小还与被滴定的弱酸的强弱程度有关。当浓度一定时,Ka越大,突跃范围越大。通常把c · Ka 108作为弱酸能被强碱准确滴定的判据。3.强酸滴定弱碱只有当c · Kb 108时，弱碱才能被强酸准确地直接滴定。(二)多元酸碱的滴定1.多元酸的滴定以二元酸为例：(1)如果c·Kai108，则该级电离的H不能被强碱准确地直接滴定。(2)如果c·Ka1108，c·Ka2108，则第一级电离出的H可以准确地直接滴定，但第二级电离出来的H不能。因

20、此，只能在第一计量点附近形成一个突跃。(3)如果c·Ka1108，c·Ka2108，则两级电离出的H都可以被强碱准确地直接滴定，分别在第一、第二计量点附近形成两个突跃。也就是说，两级电离出来的H可以分步滴定。(4)如果c·Ka1108，c·Ka2108，则两级电离出来的H也都可以被强碱准确地直接滴定，但只能在第二计量点附近形成一个突跃。即两级电离出来的H一次被滴定，不能分步滴定。例如,用0.1mol·L1NaOH滴定0.1mol·L1H3PO4,由H3PO4的电离常数Ka17.5 × 103，Ka26.2 × 10

21、8，Ka32.2 × 1013，有c·Ka1 0.1 × 7.5 × 103 7.5 × 104 108c·Ka2 (0.1/2)×6.2×108 0.31 × 108 108c·Ka3 (0.1/3) × 2.2 × 1013 7.3 × 1015 108 所以，H3PO4的第一、第二级离解出来的H可被滴定，但第三级离解出来的H不能被滴定。滴定时，在第一、第二计量点都有突跃，可分步滴定。2.多元碱的滴定这里所说的多元碱实际上就是电离理论中的多元弱酸盐。对于它能否被强酸滴定，滴定过程中有几个突跃，可参照多元酸的滴定进行判断。三、酸碱滴定法应用示例(一)酸碱标准溶液的配制与标定1.酸碱标准溶液的配制2.酸碱标准溶液的比较滴定酸碱标准溶液的比较滴