第三章 酸碱平衡和酸碱滴定2.ppt

§3.1 酸碱理论与酸碱反应 §3.2 pH对酸碱各型体分布的影响 §3.3 酸碱溶液中[H+]的计算 §3.4 缓冲溶液 §3.5 酸碱指示剂 §3.6 滴定分析概述 §3.7 酸碱滴定 §3.8 酸碱滴定的终点误差 §3.9 酸碱滴定法的应用 §3.10 非水溶剂中的酸碱滴定 3.3.2 各种体系[H+]浓度的计算 强酸（碱）溶液 一元弱酸（碱）溶液 多元弱酸（碱）溶液 两性物质 混合酸（碱）溶液 3.3.2 各种体系[H+]浓度的计算 3. 多元弱酸（弱碱）溶液 3.3.2 各种体系[H+]浓度的计算 3.3.2 各种体系[H+]浓度的计算 3.3.2 各种体系[H+]浓度的计算 4. 两性物质 3.3.2 各种体系[H+]浓度的计算 3.3.2 各种体系[H+]浓度的计算 3.3.2 各种体系[H+]浓度的计算 3.3.2 各种体系[H+]浓度的计算 3.3.2 各种体系[H+]浓度的计算 3.3.2 各种体系[H+]浓度的计算 5. 混合酸（碱） 3.3.2 各种体系[H+]浓度的计算 3.3.2 各种体系[H+]浓度的计算 3.4 缓冲溶液 3.4.1 缓冲溶液的定义与种类 3.4.2 缓冲溶液的pH计算 3.4.3 缓冲容量、缓冲指数、有效缓冲范围 3.4.4 缓冲溶液的选择 3.4.5 标准缓冲溶液 3.4.1 缓冲溶液的定义与种类 3.4.2 缓冲溶液的pH计算 3.4.2 缓冲溶液的pH计算 3.4.2 缓冲溶液的pH计算 3.4.3 缓冲容量、缓冲指数与有效缓冲范围 buffer capacity buffer index 影响缓冲容量的因素讨论： 影响缓冲容量的因素的讨论 有效缓冲范围 缓冲指数分布图 缓冲指数分布图 缓冲溶液的缓冲容量计算 例1 3.4.4 缓冲溶液的选择 所控制的pH应尽量与pKa一致，且浓度较大。 缓冲溶液应对体系的反应无干扰。 3.5 酸碱指示剂 3.5.1 酸碱指示剂的作用原理及变色范围 3.5.2 影响指示剂变色范围的各种因素 3.5.3 混合指示剂 3.5.1 酸碱指示剂的作用原理及变色范围 3.5.1 酸碱指示剂的作用原理及变色范围 指示剂的用量对指示剂变色的影响 指示剂的用量 温度的影响——对Ka的影响 离子强度的影响——Ka与Kac的差别增大 溶剂的影响 3.5.3 混合指示剂 §3.6 滴定分析法概述 滴定分析有关术语 滴定分析对化学反应的要求 滴定方式 基准物质和标准溶液 滴定分析计算 滴定分析有关术语 滴定分析法 titrimetry 滴定剂 titrant 滴定 titration 化学计量点sp (stoichiometric point) 滴定终点ep (end point) 滴定误差Et 滴定分析对化学反应的要求 有确定的化学计量关系 定量地进行（反应程度达99.9%） 速度快 有确定终点的方法 滴定方式 返滴定法： 例：Al3+ 的测定 酸性溶液中 Cl- 的测定 置换滴定： 例：用 K2Cr2O7 标定 Na2S2O3 铝合金中铝的测定 间接滴定法： 基准物质和标准溶液 基准物质 常用基准物 纯金属 纯化合物 滴定分析计算 溶液的配制 溶液的标定 测定结果的计算 H3PO4 pKa1 = 2.16， pKa2 = 7.21 , pKa3 = 12.32 缓冲指数 H2PO4- HPO42- PO43- H3PO4 欲将pH值控制在某个范围内（△pH），缓冲溶液所能 容纳外加的强酸或强碱的浓度（△a或△b）的计算： △b﹥0为加入强碱， △b﹤0为加入强酸 由0.10 mol L-1 NH3和0.10mol L-1 NH4Cl按体积比3：1的比例配成的缓冲溶液，其缓冲指数为多少？ （pKa = 9.25） 解： ? = 0.043 mol L-1 pH-1 用0.02000 mol L-1 EDTA滴定25.00mL浓度为0.02000 mol L-1 的Zn2+溶液，欲加入10 mL pH = 5.0 HAc-NaAc缓冲溶液（pKa = 4.75），为使滴定前后的pH改变不超过0.3个单位，应配制总浓度为多大的缓冲溶液？ 例2 H2Y2- + Zn2+ = ZnY2- + 2H+ 3.4.5 标准缓冲溶液 标准缓冲溶液是用来校准pH用的，它的pH值是经过实验准确测定的。 如果要用计算来求得 某种标准缓冲溶液的pH，必须校准离子强度的影响 甲基橙 酚酞 酸碱指示剂一般是有机弱酸或有机弱碱，其共轭酸碱