4.1概述（课件）-《分析化学》同步教学（化学工业出版社）

第四章 酸碱滴定法 第一节 概述 第二节 酸碱指示剂 第三节 酸碱滴定原理 第四节 HCl、NaOH标准溶液的配制与标定 第五节 酸碱滴定法的应用 理解酸碱质子理论的要点 掌握酸碱滴定法的基本原理 了解酸碱指示剂的变色原理，掌握变色点、变色范围等概念 掌握不同类型酸碱滴定过程中，pH值的变化情况 掌握缓冲溶液的种类和变色范围 掌握酸碱滴定法常用标准溶液的制备原理 第一节 概述 一、酸碱平衡的理论 二、分布系数和分布曲线 一、酸碱平衡理论 1．酸碱质子理论 凡是能提供质子(H+)的物质是酸 HCl、H3PO4、H2PO4-、HPO42-、HAc、NH4+、H2CO3、HCO3-、 凡是能接受质子(H+)的物质是碱 NaOH、PO43-、HPO42-、H2PO4-，Ac-、NH3、HCO3-、CO32- 既能提供质子又能接受质子的物质为两性物质 H2PO4-、HPO42-、HCO3- 酸碱可以是阳离子、阴离子，也可以是中性分子。 共轭关系：酸HA和碱A-之间的相互依存的关系 共轭酸碱对（HA与A-）：仅因一个质子的得失相互转变的每一对酸碱， HA是A-共轭酸， A-是HA共轭碱 酸碱半反应：各个共轭酸碱对的得失质子反应 酸碱反应的实质是质子传递作用 由于质子的半径极小而电荷密度极高，在水溶液中不能独立存在，因此上述各种酸碱半反应在溶液中也不可能单独进行，而是当一种酸给出质子时，溶液中必定有一种碱来接受质子。 酸与碱的关系 HA A- + H+ 酸 共轭碱 水的质子自递作用 H2O + H2O H3O+ + OH- 酸1 碱2 酸2 碱1 水分子之间存在着的质子传递作用，称为水的质子自递作用。平衡常数称质子自递常数(或水的离子积)，用Kw表示 Kw=[H3O+][OH-] pKw=(-lg[H3O+])+(-lg[OH-])=pH+pOH=-lg10-14=14.0 (25℃) 酸碱反应过程都是质子转移过程，故运用质子理论就可以找出各种酸碱反应的共同基本特征 2、酸碱离解平衡 酸碱的强弱取决于物质给出质子或接受质子的能力强弱，给出质子的能力越强，酸性越强，反之越弱，同样，接受质子的能力越强，碱性越强 例如 HClO4、HCl 是强酸，它们的共轭碱 ClO4 -、Cl-都是弱碱。反之， 酸越弱，给出质子能力也越弱，则其共轭碱就越容易接受质子，因而碱性就越强。例如 NH4 +、HS-等是 弱酸，它们的共轭碱 NH3是较强的碱，S2-则是强碱。 通过酸碱的离解常数Ka 与 Kb的大小，定量衡量其酸碱的强弱程度 Ka 、 Kb是温度的函数， Ka 值越大，酸越强，其共轭碱的碱性越弱。 Kb 值越大，碱越强，其共轭酸的酸性越弱。 对一元酸碱 共轭酸碱对Ka及Kb之间的关系 pKa + pKb = pKw= 14.00 (25 ℃) 对二元酸碱 H2S HS- S2- Kb1 Kb2 Ka1 Ka2 pKb1 + pKa3 = 14.00 pKb2 + pKa2 = 14.00 pKb3 + pKa1= 14.00 H3PO4 H2PO4- HPO42- PO43- Kb2 Kb1 Kb3 Ka1 Ka2 Ka3 对三元酸碱 15 练习1 : 已知NH3的Kb = 1.8×10-5，试求NH3的共轭酸NH4+ 的Ka。 解: NH3 的共轭酸为NH4+ ,它与 H2O 的反应为 NH4+ + H2O H3O+ + NH3 Kb Ka 练习2：计算HS-的Kb值。 已知： H2S的Ka1=5.7×10-8，Ka2=1.2 ×10-15 解：已知H2S的Ka1=5.7×10-8，则 HS- + H2O H2S + OH- Ka1 Kb2 练习3：酸碱的强弱比较 酸碱的强弱定量地用酸碱的离解常数Ka、Kb的大小来表示。 酸性强弱顺序：HAc>NH4+>HS- 碱性强弱顺序： S2-> NH3> Ac- 结论：Ka 值越大，酸越强，其共轭碱的碱性越弱。 Kb 值越大，碱越强，其共轭酸的酸性越弱。 练习 4已知H3PO4的pKa1、pKa2、pKa3分别为2.12，7.20，12.36，则PO43-的pKb为（ ）。 A.11