酸碱平衡和酸碱容量分析课件.ppt

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1、,第8章 酸碱平衡和酸碱容量分析,1.了解酸碱理论，掌握pH和pOH的定义。重点掌握酸碱质子理论及其在盐的水解平衡计算中的相关应用。2.掌握一元弱酸、弱碱解离平衡的相关计算，了解多元弱酸、弱碱分步解离平衡及相关计算。3.了解缓冲作用原理以及缓冲溶液的组成和性质，熟练掌握缓冲溶液pH的计算，能熟练地配制一定pH的缓冲溶液。4.了解酸碱容量分析的原理，掌握强碱滴定强酸、强碱滴定一元弱酸过程中pH的计算，以及影响强碱滴定一元弱酸突跃范围大小的因素。,教学要求：,第8章 酸碱平衡和酸碱容量分析,一、酸碱理论二、溶液的酸碱性三、弱酸、弱碱的解离平衡四、缓冲溶液五、盐的水解六、酸碱容量分析,教学内容：,一

2、、酸碱理论,1.酸碱电离理论2.酸碱质子理论3.酸碱电子理论,1.酸碱电离理论,瑞典物理化学家阿仑尼乌斯，他的最大贡献是1884年提出了电离学说，这一学说是物理化学发展初期的重大发现，对溶液性质的解释起过重要的作用，它是物理和化学之间的一座桥梁。阿仑尼乌斯因创立电离学说而获得了1903年的诺贝尔化学奖。,电解质在水溶液中能够解离，凡解离产生H离子的物质叫做酸；解离产生OH 离子的物质叫做碱。,1889年提出反应速率常数与温度变化关系的经验公式。,1.酸碱电离理论,酸碱电离理论从物质的化学组成上揭示了酸碱的本质：H+是酸的特征，OH是碱的特征，中和反应的实质就是 H+OH H2O。,把酸碱的概念

3、仅限于水溶液中，无法解释物质在非水溶剂中的酸碱性问题；也无法解释NH4Cl、AlCl3、Na2CO3、Na3PO4等物质的酸碱性问题。,酸碱电离理论的局限性：,2.酸碱质子理论,布朗斯特，丹麦物理学家，曾任哥本哈根大学化学教授，1923年创建了酸碱质子理论。,.,凡是能给出质子H的物质都是酸；凡是能接受质子H的物质都是碱。,2.酸碱质子理论,酸和碱不是彼此孤立的，而是统一在对质子H+的关系上，酸给出质子成为碱，碱接受质子后变成了酸。,2.酸碱质子理论,这种对应关系叫做共轭关系，满足这种关系的一对酸和碱称为共轭酸碱对。酸越强，它的共轭碱就越弱，酸越弱，它的共轭碱就越强。,2.酸碱质子理论,酸1+

4、碱2 酸2+碱1,酸1是碱1的共轭酸，碱2 是酸2的共轭碱。,2.酸碱质子理论,2.酸碱质子理论,（1）酸、碱可以是分子、阳离子或阴离子。（2）同一物质如HSO4、H2PO4 等，在一个反应中它是酸，而在另一个反应中它又是碱，判断一种物质是酸还是碱要在具体的环境中；例如H2O的反应：H2O+H+H3O+，H2O是碱，H2O H+OH，H2O是酸。（3）在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是离子酸或离子碱。例如NH4Cl中的NH4+是酸，Cl是碱。,2.酸碱质子理论,酸碱的强度,在阿仑尼乌斯理论中，酸和碱的强度是用解离平衡常数Ka和Kb的大小来表示的，如果Ka大，表示酸在水

5、溶液中解离出H+的能力强。,强酸（HClO4，H2SO4，HCl和HNO3）的酸性,远远HFHAcH2O的酸性；,在水中，HClO4，H2SO4，HCl和HNO3都是强酸，水不能分辨出它们酸性的强弱，水是这些强酸的拉平溶剂。水把这些强酸的能力拉平了。,2.酸碱质子理论,酸碱的强度,HAc是这四种酸的分辨试剂，对它们酸性强弱有分辨作用,注：与出版教材统一，文中电离均改为解离，以下均做相同修改。,2.酸碱质子理论,酸碱质子理论扩大了酸碱的含义和酸碱反应的范围，摆脱了酸碱必须在水中发生反应的局限性，不仅适用于水溶液体系，而且适用于非水体系，并把水溶液中进行的各种离子反应系统地归纳为质子传递的酸碱反应

6、，加深了人们对酸碱和酸碱反应的认识。,酸和碱既互相对立，又互相依存，它们是相对的。在一定条件下，酸可以变碱，碱可以变酸，强可以变弱，弱可以变强。这就是酸碱的辨证关系。,2.酸碱质子理论,质子理论只限于质子的给出和接受，必须含有H+，不能包括那些不交换质子而又具有酸性的物质。例如SnCl4、AlCl3这些物质虽然不含有质子H+，但它们和含氢的酸一样，在非水溶剂中仍然可以中和碱。这种现象质子理论就不能解释了。,3.酸碱电子理论,美国物理化学家路易斯，结合酸碱的电子结构，1923年提出了酸碱电子理论。,酸是电子对接受体，碱是电子对给予体。酸碱反应的实质是配位键的形成并形成酸碱配合物。,凡是可以接受电

7、子对的物质称为酸；,凡是可以给出电子对的物质称为碱。,3.酸碱电子理论,3.酸碱电子理论,酸碱电子理论的定义涉及了物质的微观结构，使酸碱理论与物质结构有机地联系起来。化合物中普遍存在配位键，因此路易斯酸碱的范围极其广泛，酸碱配合物无所不包，凡金属离子都是酸，与金属离子结合的不管是阴离子还是中性分子都是碱，一切盐类、金属氧化物及其他大多数化合物都是酸碱配合物。,3.酸碱电子理论,酸碱电子理论对酸碱的定义，摆脱了体系必须具备某种离子或元素，也不受溶剂的限制，而立论于物质的普遍组合，以电子对的给出和接受来说明酸碱的反应，故它更能体现物质的本质属性，较前面几种酸碱理论更为全面和广泛。但是由于路易斯理论

8、对酸碱的认识过于笼统，因而不易掌握酸碱的特性。,在酸碱电子理论中，一种物质究竟属于酸还是属于碱，要在具体的反应中确定，不能脱离环境去辨认物质的归属。,二、溶液的酸碱性,水是最重要的溶剂，我们要讨论的离子平衡都是在水溶液中进行的，水溶液的酸碱性取决于溶质和水的解离平衡。,H2O(l)H+OH,H+OH=(1.00410-7)2=1.010-14=Kw,水的离子积常数Kw：（纯液态不计入平衡关系式）,（8-1）,二、溶液的酸碱性,溶液的酸碱性：,Kw反映了水溶液中H+离子浓度和OH离子浓度间的相互关系，知道了H+离子浓度，就可算出OH离子浓度，反之亦然。任何物质的水溶液，不论它是中性、酸性还是碱性

9、，都同时含有H+离子和OH 离子，只不过它们的相对多少不同而已。,二、溶液的酸碱性,pH：,一些H+离子浓度很小的溶液，常采用pH来表示溶液的酸碱性。,溶液中H+离子浓度的负对数叫做pH；,也可用pOH表示溶液的酸碱性；pOH=-lgOH,因为 H+OH=1.010-14,两边同时取负对数，则 pH+pOH=14.00,pH=-lgH+,二、溶液的酸碱性,溶液的H+在110-14 molL-1时，使用pH来表示，这时pH范围在014；更强的酸性溶液pH可以小于0，更强的碱性溶液pH也可以大于14，在这种情况下，使用物质的量浓度molL-1表示更为方便。,pH=7，溶液显中性；pH7，溶液显酸性

10、；pH7，溶液显碱性；,pH：,三、弱酸、弱碱的解离平衡,1.一元弱酸、弱碱的解离平衡2.解离度3.同离子效应和盐效应4.多元弱酸、弱碱的解离平衡,1.一元弱酸、弱碱的解离平衡,1.一元弱酸、弱碱的解离平衡,共轭酸碱对的Ka与Kb互成反比关系，Ka越大，Kb就越小，知道了Ka的值，便可求出Kb，反之亦然。,（8-2）,1.一元弱酸、弱碱的解离平衡,1.一元弱酸、弱碱的解离平衡,1.一元弱酸、弱碱的解离平衡,通过例题计算，推导出计算一元弱酸或弱碱溶液中H+或OH 的近似式和最简式。,298K时，HAc的Ka=1.76105，计算0.10 molL1的HAc溶液中H+离子的浓度。,例题1,1.一元

11、弱酸、弱碱的解离平衡,1.一元弱酸、弱碱的解离平衡,酸的初始浓度用c酸表示,1.一元弱酸、弱碱的解离平衡,用（8-3）式计算H+时需要解一元二次方程。,当c酸/Ka400时，即H+c酸，c酸H+c酸，也就是0.10 x0.10时，(8-3)式可做进一步的简化：,（8-3）,1.一元弱酸、弱碱的解离平衡,同理可得到一元弱碱溶液中计算OH的近似式和最简式：,教材299页的（14-9）式,教材301页的（14-10）式,教材301页的（14-11）式,1.一元弱酸、弱碱的解离平衡,2.解离度,（8-7）,解离度是解离平衡时弱电解质在水溶液中解离的分数：,教材302页的式子,教材302页（14-12）

12、式,2.解离度,（8-8）,2.解离度,%,2.解离度,3.同离子效应和盐效应,HAc H+Ac,以上讨论的都是单一的弱酸、弱碱溶液中H+浓度的计算，如果在已经建立离子平衡的HAc 溶液中加入一些与其含有相同离子的NaAc，对HAc的解离平衡又会产生什么影响呢？,在弱电解质溶液中加入含有相同离子的强电解质，使弱电解质解离度降低的作用，称为：同离子效应。,3.同离子效应和盐效应,一元弱酸及其盐的混合溶液,例题2,3.同离子效应和盐效应,HAc H+,Ac H+,3.同离子效应和盐效应,由此可推导出计算一元弱酸及其盐混合溶液中H+常用的最简式，式中c酸，c盐均为它们各自的初始浓度。,（8-9）,3

13、.同离子效应和盐效应,如果c酸/Ka400，一元弱酸及其盐混合溶液中H+的一般近似计算公式：,3.同离子效应和盐效应,接着讨论例题2,3.同离子效应和盐效应,可以清楚地看出，HAc 溶液的H+和，在加入NaAc 后，比未加NaAc 前都降低了，加入NaAc 的浓度越大，降低得会越多。,3.同离子效应和盐效应,同理可推导出计算一元弱碱及其盐混合溶液中OH的一般近似计算公式和常用的最简式：,（8-11）,（8-12）,计算时一般先使用最简式计算，将计算得到的H+或OH和c酸或c碱相比，看忽略得是否合理，若不合理再用近似公式计算。,3.同离子效应和盐效应,先使用最简式计算：,计算结果0.037与c酸

14、和c盐相比，均很相近，显然忽略得不合理，再用近似公式计算：,解一元二次方程,H+=0.022 molL1，pH=1.65,3.同离子效应和盐效应,4.多元弱酸、弱碱的解离平衡,在溶液中每个分子能给出多个质子的酸叫做多元酸。例如，H2S、H2CO3是二元弱酸，H3PO4是三元弱酸等。如在H2S水溶液中同时存在多个平衡：,Kw=1.01014,4.多元弱酸、弱碱的解离平衡,，两式相乘：,4.多元弱酸、弱碱的解离平衡,试计算H2S饱和水溶液中的H+、HS、S2 和OH离子的浓度。,例题4,4.多元弱酸、弱碱的解离平衡,（8-13）,例题4,4.多元弱酸、弱碱的解离平衡,例题4,4.多元弱酸、弱碱的解

15、离平衡,（8-14）,4.多元弱酸、弱碱的解离平衡,例题5,（）,4.多元弱酸、弱碱的解离平衡,例题5,4.多元弱酸、弱碱的解离平衡,Na2S 是强电解质，在水中全部解离，Na+不参与酸碱平衡，按酸碱质子论，S2为二元弱碱。,S2+H2O HS+OH,HS+H2O H2S+OH,Kb1(Ka2),Kb2(Ka1),解：,4.多元弱酸、弱碱的解离平衡,由于c碱/Kb1=0.10/1.0=0.10400，不能近似计算，需用（8-5）式解一元二次方程求 OH：,（8-5）,OH=0.09(molL1),pOH=1.05 pH=12.95,三、弱酸、弱碱的解离平衡,弱酸、弱碱解离平衡公式小结,（8-2

16、）,（8-1）,（8-3）,三、弱酸、弱碱的解离平衡,弱酸、弱碱解离平衡公式小结,（8-5）,三、弱酸、弱碱的解离平衡,弱酸、弱碱解离平衡公式小结,（8-7）,三、弱酸、弱碱的解离平衡,弱酸、弱碱解离平衡公式小结,三、弱酸、弱碱的解离平衡,弱酸、弱碱解离平衡公式小结,四、缓冲溶液,1.缓冲溶液的定义2.缓冲作用的原理3.缓冲溶液的pH4.缓冲溶液的选择与配制5.分析常用的缓冲溶液,1.缓冲溶液的定义,如人身体里血液的pH为7.4左右，大于7.8或小于7.0就会导致死亡。再如加碱分离金属离子Al 和Mg：,2.缓冲作用的原理,3.缓冲溶液的pH,4.缓冲溶液的选择与配制,NH3H2O,4.缓冲溶

17、液的选择与配制,乳酸的pKa=3.85,例题7,4.缓冲溶液的选择与配制,例题7,molL1,4.缓冲溶液的选择与配制,例题7,解离，,4.缓冲溶液的选择与配制,通过例题7的计算，得出如下结论：,制,4.缓冲溶液的选择与配制,4.缓冲溶液的选择与配制,4.缓冲溶液的选择与配制,4.缓冲溶液的选择与配制,4.缓冲溶液的选择与配制,4.缓冲溶液的选择与配制,4.缓冲溶液的选择与配制,.,4.缓冲溶液的选择与配制,配制一个缓冲能力较大的缓冲溶液需要的条件：,（1）对一个给定的缓冲体系，缓冲物质的总浓度c 越大，缓冲容量越大；,（2）缓冲物质总浓度c 一定时，当pH=pKa时，即(c酸/c盐)=1时，

18、缓冲容量最大。,4.缓冲溶液的选择与配制,4.缓冲溶液的选择与配制,4.缓冲溶液的选择与配制,例题8,4.缓冲溶液的选择与配制,4.缓冲溶液的选择与配制,这是一个由弱碱氨水和弱碱盐NH4Cl组成的缓冲对，已知氨水的Kb=1.77105，它的pKb=4.75，题目已经给出缓冲溶液的c碱为0.10 molL1，pH=9.00，则pOH=14.00 9.00=5.00，NH4Cl的M=53.5 gmol1。,解：,4.缓冲溶液的选择与配制,根据（8-16）公式即可求出缓冲溶液的c盐浓度,则c盐=0.18 molL1,所需要NH4Cl的质量为：,m盐=0.18 molL11.0L53.5 gmol1=

19、9.6 g,例题9,4.缓冲溶液的选择与配制,所需要氨水的体积为：,如何配制呢？先将9.6 g NH4Cl 溶于少量水中，然后加入1.0 molL1的氨水100 mL，最后用水稀释至1.0L。,例题9,5.分析常用的缓冲溶液,标准缓冲溶液,测量溶液pH时作参照标准使用的缓冲溶液，它们的pH是经过准确实验测得的。,5.分析常用的缓冲溶液,常用缓冲溶液,4.缓冲溶液的选择与配制,解：,（1）计算由0.10 molL1的NaH2PO4和0.10 molL1的Na2HPO4组成的缓冲溶液的pH？（2）在1L该缓冲溶液中分别加入10mL、1.0 molL1的HCl和10mL、1.0 molL1的NaOH

20、后溶液的pH？,例题10,cV=n,（1）7.20，（2）7.11，7.29,第8章 酸碱平衡和酸碱容量分析,1.了解酸碱理论，掌握pH和pOH的定义。重点掌握酸碱质子理论及其在盐的水解平衡计算中的相关应用。2.掌握一元弱酸、弱碱解离平衡的相关计算，了解多元弱酸、弱碱分步解离平衡及相关计算。3.了解缓冲作用原理以及缓冲溶液的组成和性质，熟练掌握缓冲溶液pH的计算，能熟练地配制一定pH的缓冲溶液。4.了解酸碱容量分析的原理，掌握强碱滴定强酸、强碱滴定一元弱酸过程中pH的计算，以及影响强碱滴定一元弱酸突跃范围大小的因素。,教学要求：,第8章 酸碱平衡和酸碱容量分析,一、酸碱理论二、溶液的酸碱性三、

21、弱酸弱碱的解离平衡四、缓冲溶液五、盐的水解六、酸碱容量分析,教学内容：,五、盐的水解,其,五、盐的水解,NaAc、NH4Cl、NH4Ac 这些既不含H+又不含OH离子的盐溶于水而显酸碱性，是由于盐的离子和水中的H+或OH离子相结合而使水的解离平衡移动的结果。,盐的离子和溶液中水的离子所发生的反应，称为盐的水解。任何物质与水的作用都可统称为水解反应。,五、盐的水解,1.强碱与强酸生成的盐2.强碱与弱酸生成的盐3.弱碱与强酸生成的盐4.弱碱与弱酸生成的盐5.水解平衡的移动,1.强碱与强酸生成的盐,2.强碱与弱酸生成的盐,2.强碱与弱酸生成的盐,2.强碱与弱酸生成的盐,例题10,已知 Ka(HAc)

22、=1.8105,2.强碱与弱酸生成的盐,2.强碱与弱酸生成的盐,c碱/Kb=0.1/(5.61010)400，可用(8-6)最简式计算：,pOH=5.12，pH=8.88,例题10,2.强碱与弱酸生成的盐,3.弱碱与强酸生成的盐,NH4Cl的水解：,3.弱碱与强酸生成的盐,计算0.050 molL1的NH4NO3溶液的pH。,NH4NO3是强电解质，完全解离，NO3不参加水溶液中酸碱平衡，按质子论NH4+是酸，这里的Kh就是弱酸NH4+的Ka。,NH4+NH3+H+,c酸/Kh=0.050/(5.61010)400，可用(8-4)最简式计算：,pH=5.28,例题11,3.弱碱与强酸生成的盐,

23、配离子解离出H+的,4.弱碱与弱酸生成的盐,4.弱碱与弱酸生成的盐,（8-21）,4.弱碱与弱酸生成的盐,以NH4Ac为例，推导出计算弱酸弱碱盐溶液H+浓度的公式：,得到如下式子：,教材上册（14-34）式,4.弱碱与弱酸生成的盐,用c0代表弱酸弱碱盐溶液的初始浓度NH4Ac0，得出计算H+浓度的一般公式：,（8-22）,式中 是 作为弱酸的解离常数，如果 Kw，可,忽略水的解离；如果 Ka，Ka+，则可得到计算H+浓度的最简式：,或,（8-23）,在一定条件下弱酸弱碱盐溶液的pH与盐的浓度无直接关系,4.弱碱与弱酸生成的盐,计算0.10 molL1氨基乙酸(NH2CH2COOH)溶液的pH。

24、,解：氨基乙酸就是甘氨酸，是两性物质，在水溶液中以双极离子(+NH3CH2COO)形式存在：,氨基乙酸阳离子 氨基乙酸双极离子 氨基乙酸阴离子,氨基乙酸作为弱酸的解离常数是Ka2=2.51010，作为弱碱的解离常数是Kb2=Kw/Ka1，其中Ka1=4.5103。,氨基乙酸溶液可当作弱碱弱酸盐处理。,例题12,4.弱碱与弱酸生成的盐,解：因为c酸/Ka2=0.10/(2.51010)400，可用（8-23）最简式计算氢离子浓度。式中 是两性物质作碱用时（或弱碱）其共轭酸的解离常数，即Ka1。,pH=5.96,例题12,4.弱碱与弱酸生成的盐,5.水解平衡的移动,5.水解平衡的移动,(HAc的K

25、a=1.8105)(HF的Ka=6.6104),（1）水解常数的影响,盐水解后生成的弱酸、弱碱的Ka、Kb值越大，则盐的Kh越小。如NaAc 和NaF：,5.水解平衡的移动,盐的初始浓度,（2）外界条件的影响,初始,5.水解平衡的移动,盐的初始浓度,（2）外界条件的影响,5.水解平衡的移动,盐溶液的温度,（2）外界条件的影响,5.水解平衡的移动,盐溶液的酸度,（2）外界条件的影响,生成挥发性的剧毒物质氢氰酸HCN。为了防止HCN的生成，在配制 HCN溶液时，常先在水溶液中加入适量的碱，以抑制CN离子的水解。,5.水解平衡的移动,盐溶液的酸度,（2）外界条件的影响,5.水解平衡的移动,五、盐的水

26、解,盐的水解小结,1.盐产生水解的原因是生成了弱电解质，破坏了水的解离平衡，使溶液的pH发生变化。,2.盐水解的程度与组成有关，组成盐的酸或碱越弱，盐的水解程度越大，弱酸弱碱盐的水解程度大。,3.盐溶液越稀，水解度越大。盐溶液的温度越高，水解度越大。反之都越小。,4.在盐溶液中加入与水解产物相同的物质时，可降低盐的水解度；若加入能与水解产物相作用的物质时，则能增大盐的水解度。,五、盐的水解,盐的水解小结,五、盐的水解小结,盐的水解小结,五、盐的水解小结,（8-21）,（8-22）,或,（8-23）,盐的水解小结,六、酸碱容量分析,1.酸碱指示剂 教材上册295页,2.强碱（酸）滴定强酸（碱）,

27、3.强碱滴定一元弱酸,4.多元弱酸的滴定,5.酸碱容量分析的实际应用,1.酸碱指示剂,石蕊,1.酸碱指示剂,（4）当In=HIn=1时，pH=pK，石蕊溶液显色调比 相等的混合色：紫色,（2）当(In/HIn)10时，pH=pK+1，石蕊溶液显碱色：蓝色,（1）当(In/HIn)10时，pH=pK1，石蕊溶液显酸色：红色,（3）当(In/HIn)在10 0.1时，pH=pK1，石蕊溶液显过渡混合色：蓝色红色的变化,1.酸碱指示剂,1.酸碱指示剂,常用酸碱指示剂变色范围,1.酸碱指示剂,当以指示剂确定终点时，人眼对指示剂变色的判断至少有0.2个pH单位的不确定性。这种由终点观测的不确定性引起的误

28、差称为终点观测误差（终点观测误差是不可避免的）。pH=0.2常作为目视滴定分辨终点的极限。由于人眼辨别能力的限制，人眼观察实际测得指示剂的变色范围与理论变色范围是有差别的，如甲基橙的pK=3.4，理论变色范围是2.44.4，而实测变色范围是3.14.4。,指示剂的变色范围越窄越好，变色敏锐，有利于提高测定结果的准确度。,1.酸碱指示剂,影响指示剂变色范围的因素,指示剂的用量,温度,中性电解质,溶剂,指示剂变色也要消耗一定量的滴定剂，而引起误差。,温度变化会引起指示剂解离常数和水的Kw发生变化。,中性电解质的存在增大了溶液的离子强度，使指示剂的解离常数发生变化，影响其变色范围。,不同的溶剂具有不

29、同的介电常数和酸碱性，影响指示剂的解离常数和变色范围。,2.强碱（酸）滴定强酸（碱）,强碱(酸)滴定强酸(碱)的基本反应：,滴定反应的平衡常数：,H+OH H2O,用 0.1000 molL-1 的NaOH溶液滴定20.00 mL、0.1000 molL-1的HCl溶液,强碱滴定强酸录像,强酸滴定强碱录像,2.强碱（酸）滴定强酸（碱）,2.强碱（酸）滴定强酸（碱）,（3）化学计量点时,（4）化学计量点后,当滴入20.02 mL的NaOH时(相对误差+0.1%)，溶液的pH由过量的NaOH的浓度决定；,pH=9.70,滴入20.00 mL的NaOH，与HCl完全反应，溶液呈中性：,H+=OH=1

30、.010-7 molL-1,pH=7.00,pOH=4.30,H+=2.010-10 molL-1,2.强碱（酸）滴定强酸（碱）,19.98mL20.02mL，加入0.04 mL(1滴)，滴定曲线发生突变，溶液由酸性到碱性，pH由4.30 9.70，急剧变化，H+浓度减小了1/(25万)倍。,NaOH体积：,2.强碱（酸）滴定强酸（碱）,2.强碱（酸）滴定强酸（碱）,影响滴定突跃范围的因素,滴定突跃范围的大小与滴定剂和被滴定物的浓度有关，浓度越大，滴定突跃范围越大，则可供选用的指示剂越多。但滴定浓度越大引起的误差也越大。,2.强碱（酸）滴定强酸（碱）,酸碱浓度增大10倍，滴定突跃范围增加2个p

31、H单位，相反浓度降低10倍，滴定突跃范围减少2个pH单位。,3.强碱滴定一元弱酸,HAc+OH H2O+Ac,滴定基本反应：,用0.1000 molL1 NaOH 溶液滴定20.00 mL浓度为0.1000 molL1 HAc溶液,滴定反应的平衡常数：,3.强碱滴定一元弱酸,（1）滴定之前,pH=2.87 T=0.000,溶液为0.1000 molL1 HAc 20.00 mL，因为(c/Ka)400，所以：,3.强碱滴定一元弱酸,滴入的NaOH与HAc生成NaAc，同时溶液中还有剩余的HAc，此时溶液为HAcNaAc 缓冲溶液。当滴入NaOH溶液为19.98 mL时，溶液中c酸和c盐为：,p

32、H=7.74 T=0.999,3.强碱滴定一元弱酸,（3）化学计量点时,pH=8.72,滴入20.00 mL的NaOH，HAc全部被中和生成NaAc，NaAc的浓度为：,pOH=5.28,c盐=0.0500 molL1,按0.0500 molL1 NaAc盐的水解计算溶液pH：,molL1,3.强碱滴定一元弱酸,pH=9.70,溶液的组成为NaAc 和过量的NaOH，由于NaOH为强碱，抑制了弱碱Ac的水解，溶液的pH由过量的NaOH决定，如滴入NaOH为20.02 mL时：,pOH=4.30,3.强碱滴定一元弱酸,突跃范围,用0.1000 molL1 NaOH滴定0.1000 molL1 H

33、Ac的pH变化,3.强碱滴定一元弱酸,强碱滴定一元弱酸（NaOHHAc）滴定曲线,强碱滴定强酸滴定曲线,3.强碱滴定一元弱酸,强碱滴定一元弱酸曲线特点：（1）与滴定等浓度的HCl相比，该滴定曲线的起点pH较高，为2.87（HCl的是1.00），因为HAc 是弱酸，仅部分解离。（2）滴定刚开始pH增加较快，因为中和反应生成的Ac抑制了HAc的解离，使H+浓度降低，故pH增加较快。（3）向化学计量点靠近时，曲线有一段较长的渐变阶段，反映了HAcNaAc缓冲溶液的缓冲功能；当50%HAc被滴定时，溶液的pH=pKa，此时缓冲溶液的缓冲容量最大，曲线斜率最小。,3.强碱滴定一元弱酸,强碱滴定一元弱酸曲

34、线特点：（4）由于强碱弱酸盐NaAc的水解，化学计量点的pH7。（5）化学计量点后，溶液pH的变化规律与滴定强酸时相似，此时溶液的pH仅决定于滴入的OH 的浓度。（6）该曲线滴定突跃范围（7.769.70）比强碱滴定强酸的（4.309.70）要狭窄一些，选择指示剂会受到一定限制。,3.强碱滴定一元弱酸,影响强碱滴定弱酸突跃范围大小的因素：（1）被滴定的酸的强度（即Ka的大小）当酸的浓度一定时，酸的Ka越大，即酸越强，滴定突跃范围越大；Ka越小，酸越弱，滴定突跃范围越小。滴定突跃范围起点的pH随Ka的增大而减小，Ka增大10倍，起点pH减小约1个pH单位，pH突跃值也增大；而滴定突跃范围终点的p

35、H与Ka基本无关。,3.强碱滴定一元弱酸,影响强碱滴定弱酸突跃范围大小的因素：（2）被滴定的酸的浓度 当酸的Ka值一定时，酸的浓度越大，突跃范围越大，反之则越小；当Ka不变，改变浓度时，突跃起点的pH基本不变，但突跃范围止点的pH随浓度的增大而增大，浓度增大10倍，止点pH增大约1个pH单位，pH突跃也增大。,3.强碱滴定一元弱酸,强碱滴定一元弱酸的滴定突跃范围随弱酸的浓度和强度的变化,3.强碱滴定一元弱酸,强碱滴定弱酸能否直接准确滴定的条件：为使滴定终点与化学计量点只相差0.2个pH单位，即滴定突跃范围至少要有0.4个pH单位，就必须满足Ka108 这一限制条件。此条件称为判断某一元弱酸能否

36、被强碱直接准确滴定的判据。这个判据的前提条件是：规定终点观测的不确定性为0.2个pH单位，允许终点观察误差为0.1%。如果对终点观察误差的要求不同，或确定终点的方法不同时，能直接准确滴定的条件也就不同。,4.多元弱酸的滴定,用NaOH滴定磷酸H3PO4的滴定曲线,4.多元弱酸的滴定,用NaOH滴定磷酸的反应中，基本上所有的H3PO4都转化成NaH2PO4，然后转化成Na2HPO4，最后转化成Na3PO4，多元酸的解离是分步进行的。,与这三步反应相对应，H3PO4的中和反应有3个化学计量点。为达到第一个化学计量点，1 mol H3PO4 需要1 mol的NaOH。在第一个化学计量点时，溶液基本上

37、是NaH2PO4溶液，由于NaH2PO4的解离，此溶液是酸性的（pH约为4.3）。,H2PO4 HPO42+H+,4.多元弱酸的滴定,滴定到第二个化学计量点，需要再加入1 mol 的NaOH。在第二个化学计量点时，溶液是碱性的，pH约为9.5，因为Na2HPO4水解，其水解程度大于它的解离程度：,HPO42+H2O H2PO4+OH,Ka3=4.81013,HPO42 H+PO43,4.多元弱酸的滴定,完全将H3PO4中和至Na3PO4不容易实现，因为Na3PO4 强烈水解，在第三化学计量点时溶液的pH 很高，接近pH=13，在正常酸碱滴定中是难于实现的。因此，H3PO4的滴定曲线只有两个转折

38、，而不是三个。,5.酸碱容量分析的实际应用,（1）溶液配制与标定：,配制0.1molL-1 的HCl溶液500 mL,需要量取浓盐酸多少毫升？(浓盐酸的含量36%38%，浓度11.612.4 molL-1，相对密度1.181.19。),需要量取浓盐酸4.2mL；用无水碳酸钠或硼砂标定；,Na2CO3+2HCl2NaCl+H2CO3,Na2B4O7+2HCl+5H2O 4H3BO3+2NaCl,录像,5.酸碱容量分析的实际应用,配制0.1molL1 的NaOH溶液500 mL,需要量取NaOH饱和溶液多少毫升？(NaOH饱和溶液的含量40%50%，浓度1518 molL1。),需要量取NaOH饱

39、和溶液3.5mL；用邻苯二甲酸氢钾（KHC8H4O4）或二水合草酸（H2C2O42H2O）标定。,KHC8H4O4+NaOH KNaC8H4O4+H2O,邻苯二甲酸钾钠,（1）溶液配制与标定：,H2C2O4+2NaOH Na2C2O4+2H2O,录像,草酸标准溶液配制录像,5.酸碱容量分析的实际应用,CO2 是酸碱滴定误差的重要来源。NaOH试剂中含有Na2CO3；蒸馏水中含有CO2。,配制不含CO32-的NaOH溶液的方法：,配制成NaOH的饱和溶液，因为Na2CO3在饱和的 NaOH溶液中的溶解度很小。在较浓的NaOH溶液中加入BaCl2或Ba(OH)2来沉 淀CO32-离子；Ba2+不干扰测定时才能采用。,（2）酸碱滴定中CO2的影响：,5.酸碱容量分析的实际应用,用酸碱滴定法可测定蛋白质等含氮化合物中氮的含量。,浓H2SO4消化处理有机含氮化合物，有机物中的氮转化为NH4+。置于蒸馏烧瓶中，加过量浓NaOH，使NH4+转化为NH3，蒸馏。用过量的标准HCl溶液吸收NH3，再用标准NaOH溶液反滴定剩余的HCl溶液。将测得氮的质量换算成蛋白质的含量。,