第六章 酸碱平衡与酸碱滴定（课件）- 《无机及分析化学(第二版)》同步教学（高教版）

第六章 酸碱平衡与酸碱滴定 知识目标： 掌握强弱电解质的区别及弱电解质的解离平衡及平衡常数和同离子效应。 掌握质子理论的酸碱定义、酸碱反应的实质及酸碱的强度等概念。 能说出溶液的酸碱性与[H+]、[OH-]及pH的关系。 掌握缓冲溶液的概念、组成，了解缓冲作用原理。 熟悉缓冲溶液的pH的计算公式，缓冲溶液的配制步骤。 了解酸碱指示剂的变色范围及影响酸碱指示剂的变色范围的因素。 熟悉酸碱滴定法、滴定突跃意义及影响滴定突跃范围大小的因素。 掌握酸碱滴定法的滴定方式及应用。 了解非水溶剂及非水滴定法的概念、拉平效应与区分效应及应用。 能力目标： 能计算一元强酸、强碱、弱酸、弱碱及缓冲溶液中的[H+]和pH。 能利用酸碱质子理论，区分酸、碱及两性物质。 能根据酸碱指示剂的颜色变化，判断溶液的酸碱性。 能进行有关缓冲溶液配制的计算 能根据滴定突跃范围正确选择指示剂。 能应用酸碱滴定法进行某些物质的分析并进行实际操作。 能理解非水酸碱滴定原理及应用。 人们对酸碱的认识过程 人们对酸碱的认识经历了一个由浅入深，由低级到高级的认识过程。直到18世纪后期，化学家才从物质的内在本质去认识酸碱，并提出了多种酸碱理论。其中比较重要的有阿仑尼乌斯的酸碱解离理论，布朗斯特和劳瑞的酸碱质子理论，路易斯的酸碱电子理论等。 第一节 电解质溶液 电解质通常是指在水溶液里或熔融状态下能导电的一类化合物。 强、弱电解质溶液 （一）强电解质溶液 电解质溶液之所以能导电，是由于溶液里存在能够自由移动 的离子。 强电解质：将在溶液里全部解离为离子的电解质称为强电解质。 强电解质在水溶液中不能以分子形式存在，不存在解离平衡。 强电解质溶液中离子浓度大，具有更强的导电能力。 强酸、强碱以及大多数的盐都是强电解质。 （二）弱电解质溶液 在水溶液里只有部分解离为离子的电解质称为弱电解质。弱酸、弱碱都是弱电解质。 例如：CH3COOH、HCN、H2CO3、H2S、NH3·H2O等 弱电解质的解离是一个可逆过程，所以解离方程式用可逆符号表示： 例：醋酸、氨水的解离方程式： 如果弱电解质是多元弱酸，则它们的解离是分步进行的，如碳酸。 2.弱电解质的解离平衡 弱电解质的解离是可逆过程，一定条件下，当弱电解质的分子解离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时的状态称为解离平衡。 解离度 解离平衡时，已解离的电解质分子数占电解质分子总数（包括已解离的和未解离的）的百分数，成为解离度。通常用α表示： 不同的弱电解质，其解离度的大小不同。可以用解离度的大小来比较弱电解质的相对强弱。 解离常数 一定温度下，当弱电解质达到解离平衡时，溶液里各种离子浓度的乘积与分子浓度之比是一个常数，此常数称为解离平衡常数。用Ki表示。 用Ka表示弱酸的解离常数； 用Kb表示弱碱的解离常数； 解离常数与化学平衡常数一样，与温度有关，与浓度无关。 例如：氨水的解离平衡如下： 解离常数表达式为： 不同的弱电解质具有不同的解离常数，解离常数也能反映弱电解质解离程度的相对大小。 关系：解离常数越小，说明该弱电解质越难解离。 3. 同离子效应 在弱电解质中，加入和弱电解质具有相同离子的强电解质，抑制了弱电解质的解离，使弱电解质的解离度减小的现象，称为同离子效应。 例如： 在醋酸溶液里滴入醋酸钠溶液，醋酸的解离平衡也将发生移动，达到新的平衡时，醋酸的解离度减小。 第二节 酸碱质子理论 酸碱的定义： 凡是能给出质子的物质是酸；凡能接受质子的物质是碱。酸碱质子理论只用一种物质（H+）就能同时定义酸和碱，而且不必限定在水溶液中。 例如： 酸：HCl、HAc、H2CO3、HCO3- 、H2O,都能给出质子； 碱：Cl-、Ac-、HCO3-、H2O、OH-,都能接受质子；根据酸碱质子理论，酸给出质子以后就成为碱，碱接受质子以后就成为酸。 可见酸和碱并不是孤立的，而是相互依存的，这种关系称为共轭关系。可表示为: 上述方程式中左边的酸比右边的碱多一个质子，化学组成上仅差一个质子的一对酸碱称为共轭酸碱对。 酸碱反应 根据酸碱质子理论，酸给出质子后转化为相应的碱，碱接受质子后转化为相应的酸，所以酸碱反应涉及到两对共轭酸碱。 例如： HCl和NH3的反应 HCl + NH3 = NH4+ + Cl- 酸1 + 碱2 酸2 + 碱1 在反应过程中，HCl是酸，给出质子转化成共轭碱Cl- ， NH3是碱，接受质子转化为共轭酸NH4+ 。 可见，酸和碱反应的实质是 质子的转移反应 。 酸碱反应的方向总是较强的酸与较强的碱反应生成 较弱的酸与较弱的碱。 共轭酸的酸性： HCl > NH4+ 共轭碱的碱性： NH3 > Cl- 缓冲溶液的pH计算 两边取负对数得： 此式是计算缓冲溶液pH的亨德森-哈塞尔巴赫方程