第四章酸碱滴定法（课件）《分析化学(邢文卫)》第1课时同步教学（ 化学工业出版社第三版）

酸碱滴定法 酸碱反应 【能力目标】能根据酸碱质子理论判断溶液的酸碱性；能根据实验需要选择并配制缓冲溶液，及选择合适的指示剂。 【知识目标】了解酸碱电离理论；熟悉酸碱质子理论；掌握影响酸碱平衡的因素；掌握溶液pH值的计算；掌握缓冲溶液的类型、组成、缓冲容量与范围；掌握指示剂的变色原理。 酸碱理论 电离理论 电子理论 质子理论 酸——能电离出H+的物质 碱——电离出OH-的物质 酸——凡能接受电子的物质 碱——凡能给出电子的物质 酸——凡能给出质子的物质 碱——凡能接受质子的物质 酸碱电离理论 由阿伦尼乌斯电离理论可知，弱电解质在水中部分解离，水溶液中存在的已电离的弱电解质组分离子和未电离的弱电解质分子之间的平衡，即为电离平衡。 （1）弱电解质的电离 （2）电离常数 一般，表示弱酸的电离常数，表示弱碱的电离常数。是衡量弱电解质电离程度大小的特性常数；值越小，表示弱电解质电离程度越小，即电解质越弱。一般把≤10-1的电解质称为弱电解质。对于给定的电解质，与浓度无关，与温度有关。 （3）水的电离平衡 水是一种很弱的电解质，也能电离： 水的电离常数可表示为： Kw = [H+][OH-] Kw叫做水的离子积常数，简称水的离子积。 不仅在纯水中，在酸性或碱性的稀溶液中，[H+]和[OH-]的乘积也是一个常数。 常温下，Kw = 1×10-14。 H2O H+ + OH- 6 （4）溶液的酸碱性 溶液酸性、中性或碱性的判断依据是： 比较c(H+)和c(OH-)的相对大小，在任意温度时溶液 c(H+)>c(OH-)时呈酸性， c(H+)=c(OH-)时呈中性， c(H+)<c(OH-)时呈碱性。 当溶液中c(H+)、c(OH-)较小时，引进pH概念。 即氢离子物质的量浓度的负对数。 a. 强酸强碱溶液 设强酸为HA，其浓度为c mol/L 强酸在水中完全离解 HA = H+ + A- [H+] = [A-] = c mol/L （5）溶液pH值的计算 8 [例4-1] 求0.1 mol/L的HCl溶液的pH？ 解：HCl是强酸，在水溶液中完全电离 HCl = H+ + Cl- [H+] = c(HCl) = 0.1 mol/L pH=1 对于多元强酸则应注意，由于其所采用的基本单元不同，其[H+]与酸的浓度的关系也有所不同。 9 以一元弱酸HAc为例，设其浓度为c mol/L，弱酸在水溶液中不完全离解 b. 一元弱酸弱碱溶液pH的计算 当计算结果的允许相对误差为5%时，如果弱酸的酸性不是太弱，即cKa≥10Kw时，可忽略水所电离出来的氢离子浓度。 HAc H+ + Ac- 则平衡时： [H+] = [Ac-] [HAc] = c – [H+] = c –[Ac-] 10 若此时弱酸的浓度也不太稀，即当 c/Ka≥105，表明弱酸电离部分的浓度与分析浓度相比小得多，即c >>[H+]，可近似认为 [HAc] = c－[H+] ≈ c 此时，其离解常数为 对一元弱碱，当允许相对误差为5%， cKb≥10Kw， c／Kb≥105 时， [例4-2] 计算0.100 mol/L HAc溶液的pH。 HAc的离解常数 Ka=1.8×10-5 c = 0.1000 mol/L ∵ c／Ka = 0.1000／(1.8×10-5) ＞105 解： HAc H+ + Ac- pH = 2.9 13 [例4-3] 计算 0.100 mol/L NH4Cl溶液的pH。 NH4+是NH3的共轭酸，可按一元弱酸处理 ∵ c／Ka = 0.1000／(5.64×10-10) ＞105 解： NH3·H2O NH4+ + OH- pH =5.12 14 C.多元弱酸（碱）溶液 多元弱酸（碱）在溶液中分步离解 H2A H+ + HA- HA- H+ + A2- Ka1 = [H+][HA-]／[H2A] Ka2 = [H+][A2-]／[