华东理工university化学剖析教案.ppt

酸碱理论 电离理论 电子理论 质子理论 1、H3O＋是水溶液中能够存在的最强的酸 2、OH－是水溶液中能够存在的最强的碱 续 小结 !!! 酸碱半反应不可能单独发生 酸碱反应是两对共轭酸碱对共同作用的结果 酸碱反应的实质是质子的转移 质子的转移是通过溶剂合质子来实现的 2、滴定开始至SP前： 溶液中未反应的和反应产物同时存在，组成一个缓冲体系，一般按最简式计算。 如滴入19.98mL NaOH溶液 例4 .计算0.1mol·L-1氨基乙酸溶液的pH. 七、弱酸弱碱盐 如 NH4Ac: HAc (Ka ) NH4+ (Ka’) 精确公式: 近似公式: 最简式: 八、缓冲溶液的pH值计算 1、定义： 酸碱缓冲溶液，就是一种能对溶液的酸度起稳定（缓冲）作用的溶液。 2、 组成： 由浓度较大的弱酸－共轭碱，弱碱－共轭酸，两性物质组成。强酸或强碱主要用作高酸度（pH2）或高碱度（pH12）时。 3、影响缓冲量（β）因素： β大小与总浓度和各组分浓度有关，组分浓度比相同时，总浓度越大，β越大；总浓度相同时，各组分浓度比越接近１：１，β越大，浓度比为１：１时，β最大，此时溶液的pH=pKa。 3、最佳缓冲范围 弱酸－共轭碱体系: 弱碱－共轭酸体系: 4、缓冲溶液pH值的计算： 弱酸－共轭碱体系(HA-A-): 弱碱－共轭酸体系: 两性物质体系: 4-1 九、混合酸溶液 1、强酸和弱酸： c mol·L-1 HAc和ca mol·L-1 HCl混合 PBE: 近似公式 2、两种弱酸： cHA mol·L-1 HA和 cHB mol·L-1 HB混合 PBE: 练习题 1、pH=1.0和pH=3.0的两种强电解质溶液等体积混合后，溶液的pH值是 A.1 .0 B. 1.5 C. 2.0 D. 1.3 D 2、某一250mL溶液中.含有2.5×10-8 mol·L-1 HCl，此溶液pH值是 A. 7.60 B. 7.20 C. 7.00 D. 6.80 D 5、浓度为c mol·L-1 Na2H2Y 2-溶液的质子条件是 A. [H+] = [OH-] ＋ [HY3-] ＋ [Y4-] －[H3Y-]－[H4Y] － [H5Y+]－[H6Y 2+] B. [H+] = [OH-] ＋ [HY3-] ＋ [H3Y-] ＋ [H4Y]＋[H5Y+] ＋ [H6Y 2+] ＋ [Y 4-] C. [H+] = [OH-] ＋ [HY3-] ＋ 2[Y4-] －[H3Y-] － 2[H4Y] －3[H5Y+] －4[H6Y2+] D. [H+] = [OH-] ＋ c C 第四节 酸碱滴定终点指示方法 常规滴定中普遍使用指示剂来检测终点，所以我们主要讨论酸碱指示剂的理论，关于电位滴定法，在后继课程中讲解。 一、酸碱指示剂的作用原理 常用的酸碱指示剂是弱的有机酸、有机碱或酸碱两性物质，它们在酸碱滴定中也参与质子转移反应，随着溶液pH的改变，指示剂共轭酸碱对的比例也发生改变，由于结构的改变，而发生颜色的改变，而起到指示终点的作用。 甲基橙 Link 酚酞 Link 指示剂变色原理 二、指示剂的变色范围 呈碱式色 呈酸式色 为变色点 pH=pKa?1 理论变色范围 几点结论： （1）指示剂的变色范围不是恰好在pH值7.0左右，而是随KHIn而异; （2）指示剂的变色范围不是根据pKHIn计算出来的，而是依靠眼睛观察出来的； （3）各种指示剂在变色范围内显示出逐渐变化的过渡色； （4）各种指示剂的变色范围不同，但一般来说，不大于2个pH也不小于1个pH单位，多在1.6~1.8个pH单位。 三、影响指示剂变色的间接因素 1、指示剂的用量 2、离子强度的影响 3、温度的影响 4、溶剂的影响 四、混合指示剂 在酸碱滴定中，(有时如弱酸、碱滴定）需将滴定终点限制在很窄的范围内，需要采用变色范围窄，色调变化鲜明指示剂—混合指示剂。 方法 （1）将两种相近，酸式与碱式色互为补色的指示剂混合； （2）由某种指示剂与一种惰性染料组成，原理上也是颜色互补作用来提高变色的灵敏度。 第五节　　 一元酸碱的滴定 一、强碱滴定强酸 这是酸碱滴定中反应常数最大的，即反应进行的最完全。 例： 0.1000mol·L-1 NaOH溶液滴定 20.00mL 0.1000mol·L-1 HCl溶液 1、滴定开始前: 溶液的pH值等于HCl的原始浓度的pH。 [H+] = 0.1000mol·L-1 pH = 1.00 2、滴定开始至等SP前： 如滴入18.00mLNaOH V (NaOH) % pH V(剩余HCl) 0.00mL