大學化學酸堿平衡和 酸堿滴定PPT課件.ppt

1、酸堿平衡和 酸堿滴定,第5 章,Acid-base equilibrium and acid-base titration,Chapter 5,1.熟悉弱酸、弱堿水溶液的質子轉移平衡。 2.了解水溶液中酸堿各種組分的分布系數(shù)概念。 3.掌握各類酸、堿及緩沖溶液pH的計算方法。 4.了解各類離子與水的作用機理。,5. 了解酸堿指示劑的作用原理、變色點和變色范圍 等概念。,6. 掌握強酸（堿）滴定強堿（酸）或弱堿（酸）的 滴定曲線、滴定突躍大小及其影響因素、指示劑 的選擇原則。,7.了解滴定方式及應用實例。,5.3 水解 Hydrolysis,5.1 弱酸、弱堿水溶液的質子轉移平衡 The tra

2、nsfer equilibrium of the proton in weak acid and base aqueous solution,5.2 計算溶液的H3O+濃度的精確式、近似 式和最簡式 Exact formula,approximation formula and simplest formula of calculating c(H3O+) in solution,5.4 緩沖溶液 Buffer solution,5.5 酸堿滴定原理 Principle of acid-base titration,5.6 滴定方式和應用實例 Titration methods and app

3、lication examples,5.1.1 一元弱酸和弱堿的質子轉移平衡 The transfer equilibrium of the proton of monobasic weak acid and base,5.1.2 二元弱酸和弱堿的質子轉移平衡 The transfer equilibrium of the proton of bibasic weak acid and base,5.1.1 一元弱酸和弱堿的質子轉移平衡,本章討論自始至終圍繞溶液中c(H3O+)和c(OH-)的計算方法進行。,酸 堿 溶 液 c(H+) 的 計 算,c(H+)的精確表達式,近似式,最簡式,酸堿平

4、衡(即質子轉移平衡) 中酸離解出的質子數(shù)等于堿得到的質子數(shù)。,1. 質子轉移平衡,(1) 先選零水準(大量存在, 參與質子轉移的物質)。 (2) 將零水準得質子后的形式寫在等式的左邊,失質 子后的形式寫在等式的右邊。 (3) 有關濃度項前乘上得失質子數(shù)。,對醋酸水溶液：,質子條件為 c( H3O+) = c(Ac-) +c(OH-),零水準(Zero Level): H2O, HA,質子轉移：,得失質子數(shù)相等: c(H3O+) = c(A-) + c(OH-),水溶液中布朗斯特酸(HB)的平衡常數(shù)為：,當HB的濃度不是很低而酸度又較弱時，則計算弱酸水溶液中氫離子濃度的公式：,2. 一元弱酸的質

5、子轉移平衡,計算弱堿溶液中OH-離子濃度的公式：,3. 一元弱堿的質子轉移平衡,布朗斯特堿與水之間存在類似的平衡： B + H2O HB+ + OH-,Question 1,Solution,將題給條件代入式,乳酸(CH3CHOHCOOH，存在于酸奶之中)大量用于毛紡工業(yè)(染色)和鞣革工業(yè)(中和石灰), 其 =1.3710-4(25)，試計算0.10 moldm-3乳酸水溶液的pH。,Question 2,某弱堿B的摩爾質量為125gmol-1，在25時取0.500g溶于50.00cm3水中，所得溶液的pH為11.30，試計算B的 。,Question 3,已知羥氨鹽的p 5.96，求羥氨的

6、。,5.1.2 二元弱酸的質子轉移平衡,1. 質子轉移是分步進行的 。如氫硫酸在水溶液中的平衡： H2S + H2O HS- + H3O+ = 1.3210-7 HS- + H2O S2- + H3O+ = 7.110-15,2. 一般情況下，各級離解常數(shù)之間的關系為： , 溶液中的H3O+主要來自第一步反應；如果 ，計算c(H3O+)時可只考慮第一步離解即 按一元弱酸的質子轉移平衡處理。 3. 總反應的離解常數(shù)等于各級離解常數(shù)之乘積。,Question 4,已知氫硫酸和鹽酸的混合溶液中的c(H3O+)為0.30 moldm-3，而c(H2S)為0.10 moldm-3，試計算溶液中S2-的濃

7、度。,Solution,想一想，這個題能給我們什么啟示？,5.2 計算溶液的H3O+濃度的精確 式、近似式和最簡式 Exact formula, approximation formula and simplest formula of calculating to c(H3O+) in solutions,1.分析濃度與平衡濃度,分析濃度(Analytical concentration)：一定體積溶液中含 某種物質的量，包括已離解和未離解兩部分, 也稱 總濃度。 平衡濃度（Equilibrium concentration）：溶解到平衡時 溶液中存在的各組分的物質的量濃度。,2.酸（堿）的

8、濃度與酸度（堿度）,酸的濃度指單位體積溶液中所含某種酸的物質的量（mol），包括未解離的和已解離的酸的濃度。酸度是 指溶液中H+的濃度或活度，常用pH表示。,各型體的的平衡濃度在總濃度中占有的分數(shù)叫做那個型體的分布系數(shù)(distribution coefficient，符號為)，顯然系統(tǒng)中各型體分配系數(shù)之和應為1：,(HAc) + (Ac-) = 1,3. 分布系數(shù)（Distribution coefficient),（1）一元酸溶液 如HAc：HAc，Ac-,（2）二元酸溶液 如草酸： H2C2O4，,（3）多元酸溶液 例如 磷酸：,質子條件和pH的計算, 選好質子參考水準。通常是原始的酸堿

9、組分及水。 寫出質子參考水準得到質子后的產物和失去質子后的產 物，即得到質子條件。 在處理多元酸堿時應注意濃度前的系數(shù)。 在質子條件中不應出現(xiàn)作為質子參考水準的物質,因為 這些物質不管失去質子或是接受質子都不會生成它本身。,1. 精確式,由質子條件知 c( H3O+) = c(Ac-) + c(OH-),即,整理得：,2. 近似式,實際上，經(jīng)整理這是一元二次方程的求根公式：,若 c(HB)/moldm-3 20 時，如果忽略 項，引入的誤差5。如果誤差允許達到5，則可進行這種忽略。此時,3. 最簡式,若平衡溶液中的c(H3O+)遠小于酸的起始濃度c0(HB)，即c0(HB)c(H3O+)c0(

10、HB)，則近似式可進一步簡化為:,類似的，對一元弱堿B可得到：,精確式:,近似式:,最簡式:,Question 5,Solution,氯乙酸CH2ClCOOH的 為1.4010-3 .試計算c0(CH2ClCOOH)=0.10moldm-3時該酸水溶液的pH。,5.3 水解 Hydrolysis,5.3.2 鹽的水解 Hydrolysis of salt,5.3.3 水解常數(shù)和鹽溶液的pH Hydrolysis constant and pH of salt solution,5.3.1 離子與水的作用水解和水合,陰、陽離子與水的三種型體(H2O, H3O+和OH-) 之間的作用不外乎三種可能

11、性：,3. 生成水合離子。任何離子在水溶液中都發(fā)生水合，即 H2O分子以其偶極的一端在離子周圍取向。,1. 與H2O水反應建立酸堿平衡并使溶液顯堿性, 例如： CN- + H2O HCN + OH-,2. 與H2O反應建立酸堿平衡并使溶液顯酸性, 例如： NH4+ + H2O NH3 + H3O+,5.3.2 鹽的水解,鹽溶液中的水解和水合，實質是離子與水的作用。,(1) 強酸和弱堿生成的鹽的水解,(2) 多元弱酸和強堿生成的鹽的水解,(3) 酸式鹽的水解,水溶液的酸堿性取決于哪一種傾向占優(yōu)勢 ：, ,說明 給出質子的傾向更強些，解離 大于水解， NaH2PO4溶液顯弱酸性, ,說明 結合質子

12、的傾向更強些，解 離小于水解， Na2HPO4溶液顯弱堿性,(4) 弱酸和弱堿生成的鹽的水解,(5) 影響鹽水解的因素, 鹽及其水解產物的性質，如 Al2S3, (NH4)2S 完全水解, 鹽的濃度： c鹽 , 水解度增大, 溶液的酸堿度,加入 HAc 或 NaOH，平衡向左移動，水解度減小,5.3.3 水解常數(shù)和鹽溶液的pH,水解常數(shù)顯然就是離子酸的質子轉移平衡常數(shù) 或離子堿的質子轉移平衡常數(shù) 。陽離子NH4+的 和陰離子Ac-的 分別為:,Question 6,已知 (HCN)=6.210-10, 計算c(KCN)=0.10 moldm-3的溶液中OH-離子的濃度和溶液的pH。,Solut

13、ion,pOHlg(1.310-3)2.89 pH14.00pOH11.11 計算結果表明該鹽溶液顯堿性。,陰、陽離子同時發(fā)生水解時鹽溶液pH的計算,水解總反應是下述三個反應之和：,NH4+ + H2O H3O+ + NH3 Ac- + H2O HAc + OH- +) H3O+ + OH- 2 H2O NH4+ + Ac- NH3 + HAc,Question 7,Solution,即：c(HCN) = c(NH3) = 5.010-3 moldm-3,試計算NH4CN鹽溶液(c0=0.010 moldm-3)的pH。已知 =6.210-10 , =1.610-5。,5.4.1 緩沖溶液的概

14、念 5.4.2 緩沖溶液pH值的計算 5.4.3 緩沖溶液的選擇和配制原則,5.4 緩沖溶液 Buffer solution,50 mLHAcNaAc c(HAc) = c(NaAc) =0.10moldm-3 pH = 4.74,緩沖溶液的特性：向緩沖溶液中加入少量強酸或強堿或將 溶液適當稀釋，而溶液本身pH能保持相對穩(wěn)定,1. 緩沖溶液的概念,加入1滴(0.05ml) 1moldm-3 HCl,加入1 滴(0.05ml) 1moldm-3 NaOH,50 ml 純水 pH =7,pH = 4.75,pH = 3,pH = 11,pH = 4.73,3. 緩沖溶液pH的計算,(1) 混合溶液

15、中HAc和NaAc的濃度均為 0.10 moldm-3，試計算該溶液的pH。 (2) 于體積為1dm3的該溶液中加入0.005 mol NaOH (假定體積不變)，溶液的pH是多少? (3) 于1 dm3純水中加入0.005 mol NaOH(假定體積 不變)，溶液的pH是多少?,Question 8,Solution,（1）pHlg(1.810-5)lg(0.10/0.10) = 4.76,（2） pHlg(1.810-5)lg(0.095/0.105) = 4.80,（3）pH pOH = 14.00 + lg (0.005) = 11.70,有。但作為控制酸度的緩沖溶液，對計算結果要求不

16、十分精確，近似計算足矣。,對弱酸及其共軛堿組成的緩沖系統(tǒng)和弱堿及其共軛酸組成的緩沖系統(tǒng)進行計算時分別使用下列通式,Question 9,欲使甲酸(HCOOH)與甲酸鈉 (HCOONa)組成pH=3.80的緩沖溶液，c(HCOO-)與c(HCOOH)的比值應是多少？(甲酸的 = 1.7710-4),Solution,pH=3.80 ， c(H3O+)1.610-4moldm-3,HCOOH + H2O HCOO- + H3O+,4. 緩沖溶液的緩沖容量,緩沖容量(Buffer capacity)指緩沖溶液的緩沖能力。不同緩沖溶液有其各自的緩沖范圍(Buffer range), 緩沖范圍是指能夠起

17、緩沖作用的pH區(qū)間。,對弱酸-共軛堿組成的有效緩沖溶液，c(酸)/c(共軛堿)的比值應處于1/10和10/1之間：,同樣，對弱堿-共軛酸組成的有效緩沖溶液也有：,常用標準緩沖溶液,Question 10,人體內的血液是怎樣起到緩沖作用的?,Solution,腎和肺是支配 緩沖體系的兩個重要器官。緩沖作用涉及以下兩個重要平衡:,H+(aq) + H2CO3(aq) CO2(g) + H2O(l) HbH+ + O2 HbO2 + H+,人的血液呈微堿性, pH的正常值應在7.357.45之間。 血液的緩沖作用主要是靠 體系完成的。正常血漿中 和H2CO3的濃度分別約為0.024 moldm-3和

18、0.0012 moldm-3。,5.5 酸堿滴定原理 Principle of acid- base titration,5.5.1 酸堿指示劑 Acid-base indicator,5.5.2 滴定曲線 Titration curve,滴定(Titration) ：將已知準確濃 度的試劑溶液(標準溶液)通過滴 定管滴加到被測物質的溶液中，使滴加的試劑與被測物質按照化學計量關系定量反應，然后根據(jù)標準溶液的濃度和用量計算被測物質含量的一種方法。 滴定劑(titrant)：已知其準確濃度的試劑溶液。 化學計量點(stoichiometric point)：加入的滴定劑與被滴定 物質按照化學計量關

19、系完全反應時的情況。 滴定終點(endpoint)：滴定時指示劑的變色點 。滴定終點與化學計量點往往不一致，會造成終點誤差。,滴定分析的特點和主要方法,方法： 1）酸堿滴定，沉淀滴定， 氧化-還原滴定 絡合滴定 2）非水滴定法：水以外的有機溶劑中進行,特點： 簡便、快速，適于常量分析 準確度高 應用廣泛,5.5.1 酸堿指示劑,1. 酸堿指示劑作用原理,甲基橙 ( Methyl Orange， MO),4.4黃 4.0橙 3.1紅,2. 酸堿指示劑的變色范圍,稱為指示劑的變色范圍， c(In-)c(HIn)時， , 稱為指示劑的理論變色點。,HIn + H2O In- + H3O+,3. 常用

20、酸堿指示劑和它們的變色范圍,4. 混合指示劑,混合指示劑往往較單一指示劑具有更窄的變色范圍, 變色更敏銳。,5.5.2 滴定曲線,1. 強堿(酸)滴定強酸(堿),滴定前：c(H3O+) = c(HCl) = 0.10 moldm-3 pH1.00,在化學計量點之后 ：當加入20.02 cm3 NaOH溶液時， c(OH-) = 5.010-5 moldm-3 pOH4.30 pH9.70,在化學計量點 ：加入20.00 cm3 NaOH溶液時 c(H3O+)/moldm-3 = c(OH-)/moldm-3 = = 1.010-7 pH = 7.00,加入NaOH 中和的 過量NaOH 體積/

21、ml 百分數(shù) 體積/ml 0.00 0.00 1.0010-3 1.00 18.00 90.00 5.2610-3 2.28 19.80 99.00 5.0210-4 3.30 19.96 99.80 1.0010-4 4.00 19.98 99.90 5.0010-5 4.30 20.00 100.0 1.0010-7 7.00 20.02 100.1 0.02 2.0010-10 9.70 20.04 100.2 0.04 1.0010-10 10.00 20.20 101.0 0.20 2.0010-11 10.07 22.00 110.0 2.00 2.1010-12 11.70 44

22、.00 200.0 20.00 3.3310-13 12.5,用0.1000 moldm3 NaOH滴定20.00ml 0.1000 moldm3 HCl,c(H+)moldm-3,pH,滴定曲線,滴定突躍范圍與酸堿溶液濃度的關系,1 moldm-3,0.1 moldm-3,0.01 moldm-3,滴定劑和被測溶液的濃度越大, 滴定突躍范圍也越大。 突躍范圍分別為pH 3.3至10.7(pH = 7.4)、4.3至9.7(pH = 5.4)、5.3至8.70(pH=3.4)。,2. 強堿(酸)滴定弱酸(堿),NaOH c=0.10moldm3,HAc (20.00cm3) c=0.10moldm-3,出發(fā)點的pH就較 高(HAc是弱酸) 化學計量點的pH 大于7 。 由于滴定突躍范 圍變小，強堿-強 酸滴定中使用的 某些指示劑(如甲 基橙和甲基紅)就 不再適用了。,Question 11,所有的酸溶液都能用強堿進行滴定嗎?,Solution,不是。太弱的酸、特別是太弱 而濃度又低的酸溶液不能用強 堿滴定。 被滴定的酸越弱( 值越小), 突躍范圍越小。 很難找到一種變色區(qū)間落在突 躍范圍內的酸堿指示劑。 一元酸能被強堿準確滴定的判 據(jù)定為:c(HB)/moldm-3 10-8。,Question 12,對二元酸而言, 兩步解離出來的H3O是否都可被滴定？是否可被分步滴定