(6)无机及分析化学课件之_酸碱平衡和酸碱滴定法2013.11
总反应及相应的平衡常数表达式不要误解为：一个氢 硫酸能同时一次给出两个H＋，而否认了氢硫酸逐级 电离的事实。 总反应及相应的平衡常数表达式只表示了在整个体系 达到平衡后，溶液中H＋、HS－、H2S在浓度上满足
[H ] [S ] K a1 K a 2 常数 [H 2S]
这样的关系。
θ
K
θ a
[c(H O ) / c ][c(Ac ) / c ]
3
c(HAc) / c
-
θ
简写 HAc
Ac + H
+
K
θ a
θ a
c(H ) c(Ac ) c(HAc)
6.1.5 共轭酸碱对中的 K 和 K b 的关系
一元弱酸和一元弱碱的电离平衡 在水溶液中，一分子(或离子)弱酸能给出一个H＋ 的弱酸叫做一元弱酸，一分子(或离子)弱碱能接 受一个H＋的弱碱叫做一元弱碱。同理，其余的叫 做多元弱酸(碱)。 例如HAc，它在水中电离平衡的平衡常数表达式可 写成 HAc + H2O
第6章 酸碱平衡和酸碱滴定法
6.1 6.2 6.3 6.4 6.5 6.6 6.7 酸碱质子理论 酸碱平衡的移动 酸碱平衡中有关浓度的计算 缓冲溶液 酸碱指示剂 酸碱滴定的基本原理 酸碱滴定法的应用
本章重、难点
1.重点内容： 各类弱电解质溶液中的解离平
衡及酸度计算；同离子效应及盐效应；缓冲溶
液；盐溶液的酸碱性及计算；酸碱质子理论； 酸碱滴定曲线及酸碱指示剂的选择。 2.难点内容：酸碱平衡中有关组分的分布系数 与分布曲线，各类弱电解质溶液及盐溶液酸
Cl+ H+
HCO3+ H+
共轭关系
CO32+ H+
碱 + 质 子
共 轭 酸 碱 对
说明: 两性物质:HCO3酸碱质子理论中没有盐的概念
6.1.2酸碱反应
根据质子理论，酸碱反应的实质是两个共轭酸碱对 之间的质子转移反应。 任何一个酸碱反应都是由较强酸和较强碱反应生 成较弱的酸和碱。
(1)实质：两个共扼酸碱对之间的质子传递反应。
水的电离： H2O ⇌ H++OHKө=c(H+)c(OH-)/c(H2O) 22℃时，KWө =10-14 即一定温度下 ，水溶液中H+和OH-浓度乘积是一 个常数。
1. 溶液酸碱和pH值
稀溶液中，用pH值表示酸碱性： pH=-log c (H+) c(H+)c(OH-) =KWө =10-14 pH+pOH=14
例题: 在氨水溶液中分别加入HCl、NH4Cl、NaCl、 NaOH、H2O对氨水电离平衡有何影响？ α, pH有 何变化？
解: NH3· 2O ⇌ NH4++OHH HCl NH4Cl α 变小 pH 变小
变大 变小
NaCl
NaOH
变大 变大
变小 变大 变大 变小
H2O
6.3 酸碱平衡中有关浓度的计算 6.3.1 水溶液的pH值
酸碱电离理论
瑞典科学家阿伦尼乌斯 (Arrhenius)总结大量 事实，于1887年提出 了关于酸碱的本质观点 ——酸碱电离理论 （Arrhenius酸碱理论）。
在酸碱电离理论中，酸碱的定义是：凡在水溶 液中电离出的阳离子全部都是H+的物质叫酸； 电离出的阴离子全部都是OH-的物质叫碱，酸 碱反应的本质是H+与OH-结合生成水的反应 [1]。（这里的氢离子在水中的呈现形态是水 合氢离子(H3O+) ，但为书写方便，在不引起 混淆的情况下可简写为H+）
w b2
K K K
a3
w b1
6.2. 酸碱平衡的移动
6.2.1 浓度对质子转移平衡的影响
电离度
电离度表示弱酸、弱碱在溶液中离解的程度，用 α表示，定义为
n已电离的电解质 n总
例如分析浓度(即总浓度)为c的HAc溶液，利用平 衡的原理，可求出α与 K、c的定量关系。 a
根据多重平衡规则，若将氢硫酸的两个电离反应 相加，所得总反应的平衡常数Kө等于 K a 和 K a 相 1 2 乘，即 + + HS－ K a1 H2S H HS－ 总反应 H2S
a1
H+ +
S2－
Ka2
2H+ + S2－
2 2－ a2
[H ] [S ] K K K [H 2S]
软硬酸碱理论
拉尔夫· 皮尔逊(Ralph G. Pearson)于 1963年提出软硬酸碱理论（HSAB）：体积 小，正电荷数高，可极化性低的中心原子称作 硬酸，体积大，正电荷数低，可极化性高的中 心原子称作软酸。将电负性高，极化性低难被 氧化的配位原子称为硬碱，反之为软碱；除此 之外的酸碱为交界酸碱。
电离产生的阴离子全部是OH-的物质是碱 完全电离———强电解质； 不完全电离——弱电解质
凡能给出质子的分子或离子称为酸( proton donor )
凡能接受质子的分子或离子称为碱( proton acceptor)
酸
碱 + 质子
共轭酸碱对
共轭关系
NH4+
HCl
H2CO3 HCO3- 酸
NH3 + H+
古典的酸碱理论
最初人们将有酸味的物质叫做酸，有涩味的物 质叫做碱。17世纪英国化学家波义耳将植物汁 液提取出作为指示剂，对酸碱有了初步的认识。 在大量实验的总结下，波义耳提出了最初的酸 碱理论：凡物质的水溶液能溶解某些金属，与 碱接触会失去原有特性，而且能使石蕊试液变 红的物质叫酸；凡物质的水溶液有苦涩味，能 腐蚀皮肤，与酸接触会失去原有特性，而且能 使石蕊试液变蓝的物质叫碱。
随温度升 高而增大
t/℃
Kw
t/℃
Kw
0
10 20 24
1.139×10－15
2.920×10－15 6.809×10－15 1.000×10－15
25
50 100
1.008×10－14
5.474×10－14 5.5×10－14
6.1.4 酸碱的强度
HAc + H2O
θ
Ac- + H3O+
滴加0.1mol· -1NaAc L
0.1mol· -1 L
HAc
在弱电解质溶液中加入一种含有相同离子的强电 解质，使弱电解质电离平衡向左移动，从而降低 弱电解质电离度的现象叫做同离子效应
2. 盐效应（异离子效应） 由于强电解质的加入增加了溶液中的离子浓度， 使溶液中离子间的相互牵制作用增强, 离子结 合为分子的机会减小，即分子化速度降低，因 而重新达到平衡时电离度有所增加。 同离子效应存在的同时，也存在盐效应，但盐效 应很弱，一般计算中可忽略。
当< 5%时
K C
a
2
稀释定律
整理后可得
Ka c
同理对于弱碱，有
K c
b
K a、K b 取决于物质的本性、溶剂的性质和温度。 当固定溶剂、恒定温度时，电离度α的大小取决 于物质的本性、溶剂的性质和溶质的浓度。
6.2.2 同离子效应和盐效应 1.同离子效应
甲基橙
2
2－
多元弱酸逐级酸常数与其共轭碱逐级碱常数的关系： 例如H3PO4是三元弱酸，逐级酸常数为 K a 、 K a 1 2 K 、 a 3 ，Na3PO4是三元弱碱逐级碱常 K b1、K 、 。 b 2 K b3 很容易导出
K K K
a1
w b3
K Ka2 K
即
K a (弱酸) K b (共轭碱) K w
或
pK a pK b pK w
多元弱酸(碱)的电离平衡
多元弱酸(碱)在水中的离解是分步进行的。 例如，硫化氢溶于水后，在水分子的作用下发生 离解(或称电离)。其反应式为 第一步 H2S + H2O H3O+ + HS－
HCl + NH3 = Cl- + NH4+ 酸1 碱1 碱2 酸2
。
（2）酸碱反应的类型
电离反应
中和反应
水解反应
6.1.3水的质子自递反应
H2O+H2O ⇌ H3O++OH简写为： H2O ⇌ H++OH-
cH cOH Kw c c
表1 水的离子积常数
Kw
[H3O+][OH－] = 1.0×10－14
体系中，这三个平衡同时存在，同时进行，且互相 牵制互相制约。例如，溶液中的HS－一方面由H2S 第一步电离所提供，另一方面为第二步离解所消耗， 在体系中三个平衡都达到平衡后，HS－的浓度不再 发生变化，此时的浓度值为平衡浓度 [HS－] ， [HS－] 既要满足氢硫酸的第一步电离平衡，也要同 时满足氢硫酸的第二步电离平衡。溶液中H3O+也 是一样，在整个体系达到平衡后，H3O+的平衡浓 度是指体系中H3O+总的平衡浓度，它来自于上述 三个反应的贡献，同时又要满足上述三个平衡的要 求。
a
H3O+ + Ac－
－
[H 3O ][ Ac ] K ＝ [HAc ]
或可简写成
[H ][ Ac ] K ＝ [HAc ]
a
－
K a 叫做弱酸的酸度常数，其右下角标“a”表示
“酸”的意思。同理弱碱(例如NH3)在水中的离解
K 平衡常数用
b
表示，叫做弱碱的碱度常数。 OH－ + NH4+
（碱）度的计算。多元弱酸溶液的解离平衡,
同离子效应及其计算。
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酸碱平衡与酸碱滴定法 ppt课件
0
0
cα
cα
c 2
Ka
=
1
当c/ Ka ≥400时，误差 可达5%以下，可近似计算。
1 1
Ka（HA）= c 2
= Kaθ（HA）
c
稀释定律：在一定温度下( Ka 为定值)，某弱电解质
的解离度随着其溶液的稀pp释t课件而增大。
29
多元弱酸的电离平衡
第一步： H2CO 3 (aq) H2O(l)
酸性：HClO 4 H2SO4 H3PO4
HAc
H 2 CO 3
NH
4
H2O
碱性：ClO
4
HSO
4
H 2PO4
Ac
HCO
3
NH3
OH
ppt课件
12
路易斯酸碱理论 (lewis acid-base theory)
(1) 定义 lewis 酸：凡是可以接受电子对的分子、 离子或原子. 如Fe3+ , Fe, Ag+, BF3等;
ceq/(mol L-1) 0.010 －x
H
3O
(aq)
HCO
－ 3
(aq)
x y z
x y
Ka1 Ka2 Kw
x + y + z≈ x， x – y ≈ x
K a1(H 2CO 3 ) = 4.2 10 7
= [H3O ][HCO－3 ] = x2
[H2CO3 ] ppt课件 0.010－x
ppt课件
23
将电极从装蒸馏水的烧杯中拿出来，用滤纸
把电极上残留的蒸馏水吸干。再将电极放进装有 混合磷酸盐的烧杯内，等待15 min以上，然后调 整仪器上的定位旋钮，使仪器显示6.86pH，这是 先给仪器定基准点。定好基准点后把电极从装有 混合磷酸溶液的烧杯内拿出，用蒸馏水洗净电极 ，并放在装有蒸馏水的烧杯内，等待3 min左右 ，使混合磷酸溶液的残留部分溶解。
第二章酸碱平衡和酸碱滴定法 PPT课件
[H+]2 Ka1 δ2 = [H+]3+[H+]2 K +[H+]K ·K +K ·K ·K a1 a1 a2 a1 a2 a3
δ1 = δ0 =
2018/11/3
[H+] Ka1 ·Ka2
[H+]3+[H+]2 Ka1+[H+]Ka1 ·Ka2+Ka1 ·Ka2 ·Ka3 Ka1 ·Ka2 ·Ka3
㈢两性物质：既能给出质子又能结合质子的物质
如：HCO3-、H2O、NH2CH2COOH
㈣共轭酸碱对：这种因一个质子的得失而互相转变的每
一对酸碱，称为共轭酸碱对。
2018/11/3 2
二、分析浓度和平衡浓度
平衡浓度:反应达到平衡时，溶液中溶质某种型体的实际 浓度，以[ ]表示。
分析浓度:溶液中，某种物质各种型体的平衡浓度之和， 以c表示。 如：cHAc = [HAc] + [Ac -]
2018/11/3
6
§2.2
分布分数δ的计算
分布系数δ(distribution coefficient) ：平衡时溶液中某物种
的浓度占总浓度的分数，以δ表示。
一、 一元酸δ 的计算，以乙酸（HAc）为例：
溶液中物质存在形式：HAc；Ac- ，总浓度为 c 设： HAc 的分布系数为δ1 ； Ac- 的分布系数为δ0 ； 则：δ1 = [HAc]/c = [HAc] / ([HAc] + [Ac- ] )
酸碱反应及酸碱滴定
赵 广柱
2007 5
2018/11/3 1
§2.1
一、酸碱质子理论台德（Bronsted）提出
㈠酸： 能够给出质子（H+）的物质 HAc
酸碱平衡及酸碱滴定法.pptx
(1) 先选参考水平(大量存在,参与质子转移的物质)。参考 水平 在质子条件平衡式中不会出现。
(2) 将参考水平得质子后的形式写在等式的左边，失质子 后的
形式写在等式的右边. (3) 有关浓度项前乘上得失质子数，总的得失质子的物质
的量
第23页/共119页
例: 一元弱酸(HA)水溶液的质子条件式： 确定参考水平(Zero Level): H2O,
酸 HAc
质子 + 碱 H+ + Ac－
共轭酸碱对
第3页/共119页
关于共轭酸碱对的例子(p46)
酸
共轭碱 + 质子
HF
H
2P
O
4
H6Y2+
NH4+
F-
+
H+
H
P
O
24
+
H+
酸 碱
H5Y+
+
H+
半 反
NH3
+
H+
应
结论：酸碱可以是阳离子、阴离子、中性分子。
第4页/共119页
例: HAc在水中的离解反应（p47）
半反应1:
HAc
Ac- + H+
半反应2: H+ + H2O
总反应: HAc + H2O
简写为:
HAc
H3O+ Ac- + H3O+ Ac- + H+
在这里，溶剂水起到碱的作用！ 结论：酸碱反应的实质是质子转移
第5页/共119页
碱(NH3)在水溶液中的离解反应:
NH3 + H+ H2O
(2) 将参考水平得质子后的形式写在等式的左边，失质子 后的
形式写在等式的右边. (3) 有关浓度项前乘上得失质子数，总的得失质子的物质
的量
第23页/共119页
例: 一元弱酸(HA)水溶液的质子条件式： 确定参考水平(Zero Level): H2O,
酸 HAc
质子 + 碱 H+ + Ac－
共轭酸碱对
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关于共轭酸碱对的例子(p46)
酸
共轭碱 + 质子
HF
H
2P
O
4
H6Y2+
NH4+
F-
+
H+
H
P
O
24
+
H+
酸 碱
H5Y+
+
H+
半 反
NH3
+
H+
应
结论：酸碱可以是阳离子、阴离子、中性分子。
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例: HAc在水中的离解反应（p47）
半反应1:
HAc
Ac- + H+
半反应2: H+ + H2O
总反应: HAc + H2O
简写为:
HAc
H3O+ Ac- + H3O+ Ac- + H+
在这里，溶剂水起到碱的作用！ 结论：酸碱反应的实质是质子转移
第5页/共119页
碱(NH3)在水溶液中的离解反应:
NH3 + H+ H2O
第6章-无机化学之-酸碱平衡和酸碱滴定法PPT课件
水解反应
-
21
6.1.3水的质子自递反应
H2O+H2O ⇌ H3O++OH-
简写为： H2O ⇌ H++OH-
Kw
cH c
cOH c
-
22
表1 水的离子积常数 K w
随温度升 高而增大
t/℃
0 10 20 24
Kw
1.139×10－15 2.920×10－15 6.809×10－15 1.000×10－15
-
16
6.1.2酸碱反应
根据质子理论，酸碱反应的实质是两个共轭 酸碱对之间的质子转移反应。
任何一个酸碱反应都是由较强酸和较强碱 反应生成较弱的酸和碱。
-
17
(1)实质：两个共扼酸碱对之间的质子传递反应。
HCl + NH3 = Cl- + NH4+
酸碱碱 酸
1
1
2
2
。
-
18
电离反应
-
19
-
20
对
+
+
++
H+
H+
H+ 质
共轭关系
子
-
13
两性物质(amphoteric compound)
既能给出质子又能接受质子的物质 说明: 两性物质:HCO3-
H2O
H3O+
OH-
HS-
H2S
S2-
-
14
14
酸碱半反应
HCl＋ NH3 ＝ NH4+＋Cl-
半反应1 HCl(酸1) = Cl－(碱1)＋H＋ 半反应２ NH3(碱2)＋H+ = NH4+(酸2) 总反应 HCl(酸1) ＋ NH3(碱2) ＝ NH4+(酸2)＋Cl-(碱1)
无机及分析化学06酸碱平衡与酸碱滴定法
无机及分析化学06酸碱平衡与酸碱滴定法酸碱平衡是无机及分析化学中的一个重要概念，它涉及到溶液中酸和碱之间的相互作用和平衡状态。
酸碱滴定法是一种常用于测定溶液中酸碱性质和浓度的分析方法。
本文将对酸碱平衡和酸碱滴定法进行详细介绍。
首先，我们来介绍酸碱平衡的基本概念。
酸碱平衡是指溶液中酸和碱之间的反应和平衡状态。
在溶液中，酸能够释放出H+离子，而碱能够接受H+离子。
这个过程被称为质子（H+）转移反应。
在酸碱平衡中，有两个重要的概念：酸性度（pH）和酸度常数（Ka）。
pH是用来表示溶液酸碱性强弱的指标，它的定义是pH=-log[H+]，其中[H+]代表溶液中的氢离子浓度。
pH值越小，表示溶液越酸；pH值越大，表示溶液越碱。
在中性水溶液中，pH值为7酸度常数Ka用来衡量酸的强弱，它的定义是Ka=[H+][A-]/[HA]，其中[H+]代表酸溶液中的氢离子浓度，[A-]代表酸的共轭碱的浓度，[HA]代表未解离酸的浓度。
Ka值越大，表示酸越强。
酸碱滴定法是一种常用于测定溶液中酸碱性质和浓度的分析方法。
在酸碱滴定中，通常会使用滴定管、酸度计、酸碱指示剂等实验装置和试剂。
滴定过程中需要滴定剂、指示剂和滴定的原料溶液。
滴定过程中，首先准备好要分析的溶液和滴定剂。
然后，用滴定管滴入适量的滴定剂到容器中，然后再加入适当的指示剂。
当滴定剂反应完全与原料溶液中的酸或碱反应完成时，指示剂的颜色将发生明显的变化。
通过测量滴定剂用量，可以计算出原料溶液中酸或碱的浓度。
酸碱滴定法有许多不同的类型，其中最常见的有酸碱滴定、氧化还原滴定和络合滴定。
酸碱滴定是根据滴定剂对溶液中的酸或碱进行中和反应来测定其浓度。
氧化还原滴定是通过滴定剂与溶液中的氧化还原反应来测定其浓度。
络合滴定是通过滴定剂与溶液中的金属离子形成络合物来测定其浓度。
酸碱滴定法在实际应用中有广泛的用途。
例如，它可以用于测定食品和药品中的酸碱度，以确保其安全和合规性。
此外，酸碱滴定还可以用于水质分析、环境监测和药物分析等领域。
无机及分析化学—酸碱平衡与酸碱滴定
★ 既能给出质子，又能结合质子的物质为两性物质。
HCO3-
H+ + CO32- HCO3- + H+
H2CO3
两性物质：如 H2PO4- ， HPO42- 、HCO3-、H2O
2. 酸碱质子理论的优点： ① 酸碱可以是分子，亦可是离子，扩大了酸碱范围； ② 不再将酸碱局限于水溶液当中。
3. 共轭酸碱： 共轭酸碱：因一个质子的得失而相互转变的一对酸碱。
共轭酸
共轭碱 + H+ （酸碱半反应）
由酸碱半反应可看出，酸越强，其共轭碱越弱。
注意：酸碱是一个相对概念。
① 依酸碱质子理论，写出下列分子或离子共轭酸 的化学式:
SO42- 、S2- 、H2PO4- 、HSO4-
HSO4- HS- H3PO4 H2SO4
② 写出下列各分子或离子的共轭碱的化学式： H2S 、H2SO4 、H2PO4- 、HSO4-
一、酸碱解离理论
1. 酸碱定义与中和反应实质
★ 酸指在水中电离出的阳离子全部为H+
H2SO4 = HSO4 + H+
Svante August Arrhenius
★ 碱指在水中电离出的阴离子全部为OH- 瑞典化学家
NaOH = Na+ + OH-
★ 中和反应的实质 H+ + OH- = H2O
2. 解离理论的缺陷
Kb：弱碱的解离常数
共轭酸碱 HA—A-
Ka Kb
c c H A cHA
cHA
c OH
cA
cH cOH K w
K
pK
a
a
KbpK b
第6章-酸碱平衡和酸碱滴定法PPT课件
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
-
117
3. 水的质子自递反应
H2O 既能给出质子又能接受质子→两性物质 发生在水分子间的质子转移→水的质子自递
反应
H2O+H2O ⇌ H3O++OH-
简写为： H2O ⇌ H++OH-
K
w
=[c (H+ )/c]·[c (OH-)/c]
-
334
解: NH3·H2O ⇌ NH4++OH- α pH
HCl
变大 变小
NH4Cl NaCl
变小 变小 变大 变大
NaOH
变小 变大
H2O
变大 变小
-
335
1.下列各组组分中，不属于共轭酸碱对的是：
( A)
A. H2CO3---CO32- B. NH3---NH2-
C. HCl---Cl-
D. HSO4----SO42-
2) 具有相对性
如： HCO3－既为酸，也为碱 （两性）
3) 具有广泛性
如： H2O 中性分子，既可为酸，也可为碱
-
110
举例
酸
共轭碱 + 质子
Proton donor Proton acceptor Proton
HAc NH4+
Ac-
+
H+
酸
NH3
+
H+
碱 半
HCO3H4Y
CO32-
+
H+
反
H3Y-
Ac- （碱1） + H+ H3O+（酸2）
-
117
3. 水的质子自递反应
H2O 既能给出质子又能接受质子→两性物质 发生在水分子间的质子转移→水的质子自递
反应
H2O+H2O ⇌ H3O++OH-
简写为： H2O ⇌ H++OH-
K
w
=[c (H+ )/c]·[c (OH-)/c]
-
334
解: NH3·H2O ⇌ NH4++OH- α pH
HCl
变大 变小
NH4Cl NaCl
变小 变小 变大 变大
NaOH
变小 变大
H2O
变大 变小
-
335
1.下列各组组分中，不属于共轭酸碱对的是：
( A)
A. H2CO3---CO32- B. NH3---NH2-
C. HCl---Cl-
D. HSO4----SO42-
2) 具有相对性
如： HCO3－既为酸，也为碱 （两性）
3) 具有广泛性
如： H2O 中性分子，既可为酸，也可为碱
-
110
举例
酸
共轭碱 + 质子
Proton donor Proton acceptor Proton
HAc NH4+
Ac-
+
H+
酸
NH3
+
H+
碱 半
HCO3H4Y
CO32-
+
H+
反
H3Y-
Ac- （碱1） + H+ H3O+（酸2）
无极分析化学酸碱平衡与酸碱滴定-PPT精选文档
第四章 酸碱平衡与酸碱滴定法 §4-1 酸碱质子理论 §4-2 弱电解质的解离平衡 §4-3 酸碱平衡中有关浓度的计算 §4-4 溶液酸度的计算方法
§4-5 酸碱缓冲溶液
§4-6 酸碱指示剂 §4-7 酸碱滴定的基本原理 § 4-8 酸碱滴定方法 2019/3/25
1
第四章 酸碱平衡与酸碱滴定
§4-1 酸碱质子理论
2019/3/25 简写
H+(aq)+Ac-(aq)
HAc Ac共轭酸碱对
H3O+(aq)
H2O H3O+
共轭酸碱对
H3O+(aq) + Ac-(aq) H+(aq) + Ac-(aq)
10
HAc(aq)
第四章 酸碱平衡与酸碱滴定
§4-1 酸碱质子理论
例：NH3在水溶液中的解离也是一个酸碱反应。 酸碱半反应 H2O (l) 酸碱半反应 NH3 (aq) + H+ (aq) 酸碱总反应 NH4+ (aq) H+ (aq) + OH- (aq) H2O OH共轭酸碱对
如: HCO3-, H2O
6
第四章 酸碱平衡与酸碱滴定
§4-1 酸碱质子理论
例如 H2PO4H+ + HPO42NH4+ H+ + NH3 Fe(H2O)63+ H+ + Fe(H2O)5(OH)2+
酸总是较碱多一个正电荷，酸碱可以是 分子，阳离子，阴离子。
2019/3/25 7
第四章 酸碱平衡与酸碱滴定
§4-1 酸碱质子理论
局限性
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酸碱被限于水溶液，非水体系不适用 例1：液氨中，KNH2(氨基化钾)使酚酞变红→ 碱？ 例2：水溶液中 HSO4 - 酸？ 碱？ Na2CO3 碱？ ♫ 碱被限制为氢氧化物： 过去认为： NH4+ 半径143 pm ， K+ 半 径139 pm， NH4OH应为强碱，但实际上氨 水是弱碱，而且从未分离出NH4OH。
§4-5 酸碱缓冲溶液
§4-6 酸碱指示剂 §4-7 酸碱滴定的基本原理 § 4-8 酸碱滴定方法 2019/3/25
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第四章 酸碱平衡与酸碱滴定
§4-1 酸碱质子理论
2019/3/25 简写
H+(aq)+Ac-(aq)
HAc Ac共轭酸碱对
H3O+(aq)
H2O H3O+
共轭酸碱对
H3O+(aq) + Ac-(aq) H+(aq) + Ac-(aq)
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HAc(aq)
第四章 酸碱平衡与酸碱滴定
§4-1 酸碱质子理论
例：NH3在水溶液中的解离也是一个酸碱反应。 酸碱半反应 H2O (l) 酸碱半反应 NH3 (aq) + H+ (aq) 酸碱总反应 NH4+ (aq) H+ (aq) + OH- (aq) H2O OH共轭酸碱对
如: HCO3-, H2O
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第四章 酸碱平衡与酸碱滴定
§4-1 酸碱质子理论
例如 H2PO4H+ + HPO42NH4+ H+ + NH3 Fe(H2O)63+ H+ + Fe(H2O)5(OH)2+
酸总是较碱多一个正电荷，酸碱可以是 分子，阳离子，阴离子。
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第四章 酸碱平衡与酸碱滴定
§4-1 酸碱质子理论
局限性
♫
酸碱被限于水溶液，非水体系不适用 例1：液氨中，KNH2(氨基化钾)使酚酞变红→ 碱？ 例2：水溶液中 HSO4 - 酸？ 碱？ Na2CO3 碱？ ♫ 碱被限制为氢氧化物： 过去认为： NH4+ 半径143 pm ， K+ 半 径139 pm， NH4OH应为强碱，但实际上氨 水是弱碱，而且从未分离出NH4OH。
化学知识--酸碱平衡和酸碱滴定法(ppt 266页)
基准物质：用以直接配制标准溶液或标定溶液浓度的物质
1. 组成与化学式相符( H2C2O4·2H2O、NaCl )； 2. 试剂纯度 > 99.9%；
3. 稳定( Na2CO3、CaCO3、Na2C2O4等)； 4. 有较大的摩尔质量；
5. 反应时按一定的化学计量关系进行，没有副反应。
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五、滴定分析法中的计算 1、分析化学中常用的量和单位
物质的量: n (mol、 mmol)
摩尔质量:
M (g·mol-1)
必须指明基本单元
物质的量浓度: c (mol·L-1)
质量:
m (g、mg)
体积:
V (L、mL)
由于物质的量的数值 取决于基本单元的选 择，选择不同的基本
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化学平衡 aA + bB = cC + dD
C
A B
C D
Kw：水的离子积 Ka：酸的解离常数 Kb：碱的解离常数 Ksp：溶度积 Kt：滴定反应常数
Kinetic Equilibrium region region
time
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方法特点
适用于常量组分(含量＞1%)的测定； 相对误差一般约为±0.2%，准确度较高； 仪器简单、操作简便、快速； 有很大的实用价值。
TA/T: mg/ml，g/ml TFe/K2Cr2O7 = 0.005000 g/ml: 每ml K2Cr2O7可以滴
定0.005000 g Fe2+. 若已知V = 21.50 ml，则溶液中Fe的质量为：
m F e0 .00 520 .5 10 0 0 .0 10 g75
6 酸碱平衡与酸碱滴定法 PPT课件
NH3（碱1） + H2O （酸2）
共轭酸碱对
NH4Cl的水解 (相当于NH4+弱酸的离解)
NH4+ + H2O
H3O+ + NH3
共轭酸碱对
NaAc的水解（相当于Ac－弱碱的离解）
Ac- + H2O
OH- + HAc
共轭酸碱对
醋酸与氨在水溶液中的中和反应 HAc + NH3 NH4+ + Ac-
共轭酸碱对
酸碱中和反应，也是离子酸碱的质子转移反应。
按酸碱质子理论，弱酸或弱碱既可以是分
子型的， HAc
，HF， NH3
，也可以是离子型
的，如 NH4+ ， Ac － 等。既能给出质子作为 酸，也能接受质子作为碱的物质称为两性物， 如H2O，HCO3- ，HS- ，HPO42-等。
水是两性物质，它的自身解离反应也是质子 转移反应。 H+ H2O(l)+H2O(l) H3O+(aq) +OH－(aq)
特点：
①从物质的化学组成上揭示了酸碱的本质； ②导出了衡量酸碱强度的定量标度活度(a)、电离常数(Ki)和电 离度等概念，对研究电解质溶液中的平衡关系起了重要作用。
局限性
①只适用于水溶液体系； ②不能解释像NaAc和氯化氨NH4Cl这样的物质的酸碱性，盐包含 了酸性和碱性物质，比较混乱，因此人们又建立了酸碱质子理 论。
6.1.2 酸碱的共轭关系与缓冲体系 酸——溶液中凡能给出质子的物质 碱——溶液中凡能接受质子的物质 特点：
1）具有共轭性 2）具有相对性 3）具有广泛性
如： H2O 中性分子，既可为酸，也可为碱