04酸碱平衡小结.ppt

第四章第四章 酸酸 碱碱 平平 衡衡4.1 酸碱理论酸碱理论4.2 酸碱溶液中各离子酸碱溶液中各离子 平衡浓度的计算平衡浓度的计算*4.3 酸碱解离平衡的移动酸碱解离平衡的移动4.4 酸碱滴定分析酸碱滴定分析4.1 酸碱理论酸碱理论 (Theory of Acid and Base)4.1.1 酸碱电离酸碱电离(ionization)理理论论4.1.2 酸碱质子酸碱质子(proton)理论理论*4.1.3 酸碱电子酸碱电子(electron)理论理论4.1.2 酸碱质子酸碱质子(proton)理论理论 酸、碱的定义酸、碱的定义 酸、碱之间的共轭关系酸、碱之间的共轭关系 酸、碱反应的实质酸、碱反应的实质 酸、碱的相对强弱酸、碱的相对强弱弱酸：弱酸：弱碱：弱碱：水：水：酸越强其共轭碱越弱酸越强其共轭碱越弱碱越强其共轭酸越弱碱越强其共轭酸越弱4.2 酸碱溶液中各离子酸碱溶液中各离子 平衡浓度的计算平衡浓度的计算 酸碱溶液的质子条件酸碱溶液的质子条件 强酸强酸(碱碱)溶液、溶液、一元弱酸一元弱酸(碱碱)、多元弱酸多元弱酸(碱碱)、两性物质溶液、两性物质溶液、弱酸及其共轭碱溶液弱酸及其共轭碱溶液4.2.1 酸碱溶液酸碱溶液pH的计算的计算4.2.2 溶液中酸碱各种存在溶液中酸碱各种存在 形式的平衡浓度的计算形式的平衡浓度的计算各类溶液各类溶液(浓度为浓度为 c)质子条件式的书写质子条件式的书写H+HA+2H2A=OH多元碱多元碱(A2)溶液溶液H+=HA+2A2+OH多元酸多元酸(H2A)溶液溶液H+HA=OH一元弱碱一元弱碱(A)溶液溶液H+=A+OH一元弱酸一元弱酸(HA)溶液溶液H+=OH c 强碱溶液强碱溶液H+c=OH强酸溶液强酸溶液质子条件式质子条件式溶液溶液H+HA=OH c 强弱碱混合溶液强弱碱混合溶液H+HA+HB=OH弱碱弱碱(A+B)混合混合溶液溶液H+c=A+OH强弱酸混合溶液强弱酸混合溶液H+=A+B+OH弱酸弱酸(HA+HB)混合混合溶液溶液H+=A cb+OH 或：或：H+HA ca=OH弱酸弱酸(HA)及共轭碱及共轭碱(A)溶液溶液H+H2A=A2+OHH+HA=BOH+OH两性物质两性物质(HA、BA)溶液溶液质子条件式质子条件式溶液溶液各类溶液各类溶液(浓度为浓度为 c)质子条件式的书写质子条件式的书写各类溶液氢各类溶液氢(或氢氧根或氢氧根)离子平衡浓度的计算离子平衡浓度的计算一元弱一元弱碱溶液碱溶液一元弱一元弱酸溶液酸溶液强碱强碱溶液溶液强酸强酸溶液溶液最简式最简式近似式近似式精确式精确式溶液溶液H+cOH c弱酸及弱酸及共轭碱共轭碱溶液溶液两性物两性物质溶液质溶液二元弱二元弱碱溶液碱溶液二元弱二元弱酸溶液酸溶液最简式最简式 近似式近似式精确式精确式溶液溶液各类溶液氢各类溶液氢(或氢氧根或氢氧根)离子平衡浓度的计算离子平衡浓度的计算稀释定律：稀释定律：在一定温度下，某弱电解质的在一定温度下，某弱电解质的 电离度随着其溶液的稀释而增大电离度随着其溶液的稀释而增大对一元弱酸：对一元弱酸：多元酸分布系数的通式多元酸分布系数的通式4.2.2 溶液中酸碱各种存在溶液中酸碱各种存在 形式的平衡浓度的计算形式的平衡浓度的计算4.3 酸碱解离平衡的移动酸碱解离平衡的移动1.缓冲作用、缓冲溶液及其组成缓冲作用、缓冲溶液及其组成2.缓冲作用原理缓冲作用原理3.缓冲溶液缓冲溶液pH的计算的计算4.缓冲溶液的选择和配制缓冲溶液的选择和配制4.3.1 缓冲溶液缓冲溶液(buffer solution)4.3.2 酸碱指示剂酸碱指示剂 作用原理作用原理HIn(酸式酸式)H+In(碱式碱式)变色点和变色范围变色点和变色范围理论变色点：理论变色点：pH=pKa c(HIn)/c(In)=1变色范围：变色范围：pH=pKa 14.3.2 酸碱指示剂酸碱指示剂4.4 酸碱滴定分析酸碱滴定分析 一元酸碱的相互滴定一元酸碱的相互滴定 多元酸碱及混合酸碱的滴定多元酸碱及混合酸碱的滴定 酸碱滴定法的应用酸碱滴定法的应用 一元强碱滴定一元强酸一元强碱滴定一元强酸0.1000mol/dm3NaOH(aq)滴定滴定20.00cm3同浓度的同浓度的 HCl(aq)加入加入NaOH V(ml)H+(moldm-3)pH0.0010.0018.0019.8019.9820.0020.0222.0040.000.10003.33 10-25.26 10-35.03 10-45.00 10-51.00 10-72.00 10-102.10 10-123.00 10-131.001.482.283.304.307.009.7011.6812.52一元酸碱的滴定一元酸碱的滴定范范围围突突跃跃 一元强酸滴定一元强碱一元强酸滴定一元强碱加入加入HCl V(ml)H+(moldm-3)pH0.0010.0018.0019.8019.9820.0020.0222.0040.001.0 10-133.0 10-131.9 10-121.99 10-112.00 10-101.00 10-75.00 10-54.76 10-33.33 10-213.0012.5211.7210.709.707.004.302.321.480.1000moldm-3 HCl滴定滴定20.00cm3同浓度同浓度NaOH的的pH变化变化范范围围突突跃跃0.1000mol/dm3NaOH(aq)滴定滴定20.00cm3 同浓度的同浓度的HAc(aq)一元强碱滴定一元弱酸一元强碱滴定一元弱酸V(NaOH)/cm3HAc被滴定的被滴定的百分数百分数算式算式pH010.0018.0019.8019.9820.0020.0220.2022.00050.090.099.099.9100.0100.1101.1110.02.874.755.707.707.758.729.7010.7011.68c(OH-)=c(NaOH)范范围围突突跃跃一元弱酸一元弱酸(碱碱)能否直接准确滴定的判据：能否直接准确滴定的判据：一元强酸滴定一元弱碱一元强酸滴定一元弱碱以以 0.1000 mol/dm3 HCl 溶液滴定溶液滴定 20.00 cm3 0.1000 mol/dm3 NH3水溶液为例水溶液为例V(HCl)/cm3NH3被滴定的被滴定的百分数百分数算式算式pH010.0018.0019.8019.9820.0020.0220.2022.00050.090.099.099.9100.0100.1101.1110.011.129.258.307.256.255.284.303.302.32c(H+)=c(HCl)范范围围突突跃跃多元酸多元酸(碱碱)及混合酸及混合酸(碱碱)的滴定的滴定 多元酸多元酸(碱碱)的滴定的滴定 滴定的可行性的判断滴定的可行性的判断能够被准确滴定能够被准确滴定能够分步滴定能够分步滴定 化学计量点的计算及指示剂的选择化学计量点的计算及指示剂的选择 混合酸混合酸(碱碱)的滴定的滴定用用0.1000moldm-3 HCl滴定滴定0.1000moldm-3 Na2CO3 第一化学计量点：第一化学计量点：0.05000 moldm-3 NaHCO3 pH=8.30In：PP 第二化学计量点：第二化学计量点：0.03333 moldm-3 H2CO3 pH=3.92In：MO注：用注：用1.000moldm-3 HCl滴定滴定1.000moldm-3 Na2CO3第二化学计量点：第二化学计量点：0.3333 moldm-3 H2CO3 pH=3.88酸碱滴定法的应用酸碱滴定法的应用混合碱的测定混合碱的测定(双指示剂法双指示剂法)烧碱中烧碱中NaOH和和Na2CO3含量的测定含量的测定定量试样定量试样溶解溶解In:PPHCl滴定至粉红色滴定至粉红色消失消失,用用V1(HCl)In:MOHCl滴定至溶液由黄滴定至溶液由黄转橙，用转橙，用V2(HCl)纯碱中纯碱中NaHCO3和和Na2CO3含量的测定含量的测定定量试样定量试样溶解溶解In:PPHCl滴定至粉红色滴定至粉红色消失消失,用用V1(HCl)In:MOHCl滴定至溶液由黄滴定至溶液由黄转橙，用转橙，用V2(HCl)混合物组成混合物组成V1(PP变色变色)V2(MO变色变色)NaOHV1=0 NaHCO3=0 V2Na2CO3V1=V1NaOH+Na2CO3V1V2 V1混合物的组成与混合物的组成与HCl标准标准溶液消耗的体积间的关系溶液消耗的体积间的关系