7第五章酸碱滴定法.ppt

作业讲解 P75-76 习题13，20 上节课回顾 第四章 滴定分析 4-1 滴定分析概述 滴定方式: 1.Direct titration; 2. Back titration ; 3. Replacement titration;4. Indirect titration 滴定分析中的计算: tT + bB = cC + dD 4-2 离子的活度和活度系数 ai=γici 对于稀溶液(0.1mol/L)，其活度系数： Chapter Five: Acid-base Titrimetry第五章 酸碱滴定法 5-1 溶液中的酸碱反应与平衡 5-2 酸碱组分中的平衡浓度与分布分数 5-3 溶液中H+浓度的计算 5-4 酸碱缓冲溶液 5-5 酸碱指示剂 5-6 酸碱滴定原理 5-7 终点误差 5-8 酸碱滴定法的应用 Study Purpose 通过本章的学习: 掌握溶液酸碱度(pH值)计算的基本方法; 掌握酸碱滴定的基本原理和实现方法; 学会终点误差的处理方法，能控制基本的实验条件。 5-1 溶液中的酸碱反应与平衡常数 酸碱滴定法是以质子传递反应为基础的滴定分析方法。是滴定分析中重要的方法之一。 一般的酸、碱以及能与酸、碱直接或间接发生质子传递反应的物质、几乎都可以利用酸碱滴定法进行测定。所以，酸碱滴定法是应用广泛的基本方法之一。 第五章 酸碱滴定法 5-1 分析浓度与平衡浓度 分析浓度是指在一定体积(或质量)的溶液中所含溶质的量，亦称总浓度或物质的量浓度。通常以摩尔／升(mol·L-1或mol·dm-3)为单位，用 c 表示。 平衡浓度是指平衡状态时，在溶液中存在的每种型体的浓度，用符号 [ ] 表示，其单位同上。 2、溶液中的酸碱反应与平衡常数 （1）、质子自递反应 在水(或酸)分子自身之间，可以发生质子 的转移作用： H2O+H2O=H3O++ OH- KW=[H+][OH-]=1 ×10-14 这种仅在溶剂分子之间发生的质子传递作用，称为溶剂的质子自递反应 。 对于弱酸(碱)： HF+H2O=F- +H3O+ 简写成： HF=F-+H+ Ka=[F-][H3O+]/[HF] NH3+H2O=NH4++OH- Kb=[NH4+][OH-]/[NH3] K 称为溶质（弱酸或弱碱）的解离常数 解离常数是在弱电解质溶液系统中的一种平衡常数，与浓度无关，受温度的影响。 （4）、水解反应 盐的水解反应也是质子转移反应： A- + H2O = HA +OH- B+ + H2O = B(OH) + H+ 3、共轭酸碱对之间解离常数的关系： NH3(碱1)+H2O(酸2)=NH4+(共轭酸1)+OH-(共轭碱2) 平衡常数：Kb= [NH4+][OH-]/[NH3] 共轭酸NH4+的解离反应为： NH4+ =NH3+H+ 平衡常数：K a ? =[NH3][H+]/[NH4+] 显然： K a ?=KW/ Kb 同理对于二元酸： Ka1 ?Kb2=Ka2 ?Kb1=KW 对于三元酸： Ka1 ?Kb3=Ka2 ?Kb2=Ka3 ?Kb1=KW 4、解离度（α）和稀释定律 解离度（α）和弱酸（碱）的解离常数（K a 、Kb）都是表示弱酸（碱）与水分子之间质子传递的程度，但二者有区别：解离常数是在弱电解质溶液系统中的一种平衡常数，与浓度无关，而解离度是化学平衡中的转化率在弱电解质溶液系统中的一种表现形式，因此，浓度对其有影响，浓度越大，解离度越小。 解离度（α）和弱酸（碱）的解离常数（K a 、Kb）的关系 若弱电解质的浓度为c0，解离度为 α： AB = A+ + B- 起始浓度 c0 0 0