高中化学酸碱滴定法ppt

由得失一个质子而发生共轭关系的一对酸碱,称为共 轭酸碱对
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4、水分子的两性
H2O + H2O
酸1 碱2
H3O+ + OH-
酸2 碱1
KW [H3O ][OH ] 1.0 1014 (25 C)
pKw 14.0
质子自递常数（水的离子积常数）
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5、酸碱反应实质
另一种混合指示剂是由一指示剂和一种惰性 染料(如次甲基蓝)组成。
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混合指示剂主要是利用两种颜色 的互补作用使指示剂的变色范围变窄 并敏锐。
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常用混合指示剂见下表
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第五节 酸碱滴定曲线和指示剂的选择
滴定过程中所加入的酸或碱标准溶液的量 为横坐标，以相应溶液的pH值为纵坐标， 所绘制的关系曲线称为酸碱滴定曲线。
BOH B+ +OH-
其电离平衡的表达式为：平衡常数Kb =
[B+] ·[OH-] [BOH]
(3)水的电离：H2O+H2O H3O++OH－ 可简写成：H2O H++OH－ 常温下，其电离平衡常数是一个常数
KW ＝ [H3O+] [OH－] = [H+] [OH－] ＝ 1.0×10-14(25℃）
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如：弱有机酸指示剂：酚酞、石蕊等。
HIn
In- + H+
弱有机碱指示剂：甲基橙、甲基红等。
InOH
In+ + OH-
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二、指示剂的变色原理及变色范围
HIn
In- + H+
[H+][In-] KIn= [HIn]
[HIn] [H+]=KIn [In-]
[In-] pH = pKIn + lg [HIn]
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2、酸碱的强弱 酸碱的强弱定量地用酸碱的离解常数Ka、Kb
的大小来表示。(Ka或Kb越大，说明对应的酸
或碱越强）
HAc + H2O
NH4+ + H2O
H3O+ + Ac-
Ka 1.80 105
H3O+ + NH3 Ka 5.6 1010
HS- + H2O
H3O+ + S2- Ka2 7.11015
强弱顺序：HAc >NH4+ >HS-
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碱的离解常数
Ac- + H2O
NH3 + H2O
S2- + H2O
OH- + HAc Kb 5.601010
OH- + NH4+
Kb 1.80 105
OH- + HS- Kb 1.41
强弱顺序： S 2- > NH3 > Ac-
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又例：酚酞：
无色（内酯式） 无色 碱性溶液 酚酞的变色范围是8.0-9.6, pH<8.0时，为无色， pH>9.6时，为红色，
无色
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红色（醌式）
1、指示剂变色原理：指示剂在溶液中显现的 颜色是随着溶液pH值的变化而变化的。
2、变色范围：使指示剂由一种颜色变化到另 一种颜色的pH范围
酸
碱 ＋H+
HB
B- ＋ H+
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酸碱半反应
酸 Proton donor
HAc NH4+ HCO3H6Y2+ 通式: HA
共轭碱 + 质子
Proton acceptor Proton
Ac-
+
H+
NH3
+
H+
酸 碱
CO32-
+
H+
半
H5Y+
+
H+
反
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
应
A-
+
H+
共轭酸
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碱 + 质子
HCl + NH3 酸1 碱2
NH4+ + Cl酸2 碱1
结果是各反应物转化为它们各自的共轭酸或共 轭碱。
实质: 质子传递过程
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二、酸碱离解平衡
1、电离常数： (1)/溶液中有以下弱酸化学平衡(以醋酸为例）
HAc
Ac- + H+
H Ac Ka HAc
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(2)对于一元弱碱来说：
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3、共扼酸碱对Ka及Kb之间的关系
Ka
Kb

K 1.0 1014 (25 W
C)
K
Kb

W
Ka
pKb pKw pKa
pKa pKb pKw 14.00
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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
3、最佳缓冲范围 弱酸－共轭碱体系:
pH pKa 1
弱碱－共轭酸体系: pOH pKb 1
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4、缓冲溶液pH值的计算：
弱酸－共轭碱体系(HA-A-):
[共轭碱]
[A- ]
pH pKa lg [酸] Ka lg[HA]
弱碱－共轭酸体系:
[共轭酸] pOH pKb lg [碱]
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3、影响缓冲容量（β）因素：
用来衡量缓冲溶液缓冲能力大小的物理量称为缓冲 容量。用β表示。
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。
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1.2~1.8 3.1~4.4 3.1~4.4 3.8~5.4 4.4~6.2 6.0~7.6 6.8~8.0 8.0~9.6 9.4~10.6
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酸色 红色 红色 黄色 黄色 红色 黄色 红色 无色 无色
过渡色 橙色 橙色 蓝紫 绿色 橙色 绿色 橙色 粉红 淡蓝
碱色 黄色 黄色 紫色 蓝色 黄色 蓝色 黄色 红色 蓝色
pKIn 1.7 3.7 4.1 4.9 5.0 7.3 7.4 9.1 10.0
三、影响指示剂变色的间接因素
1、指示剂的用量（一般用2—4滴） 2、滴定顺序的影响（强酸滴定强碱最好 用甲基橙;强碱滴定强酸最好用酚酞） 3、温度的影响 4、溶剂的影响
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四 混合指示剂
一种是由两种或两种以上的指示剂按一定比 例混合而成，利用颜色之间的互补作用，使 变色更敏锐，
指示剂的理论变色范围：pH = pKIn 1 由于人的眼睛对某些颜色的敏感度不同，所观察到 的变色范围与理论值稍有出入。 如：甲基红 pKHIn=5.0
理论值：4.0～6.0观察为：4.4～6.2
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常用酸碱指示剂
指示剂
变色范围
百里酚蓝 甲基橙 溴酚蓝 溴甲酚绿 甲基红 溴百里酚蓝 中性红 酚酞 百里酚酞
决定溶液的颜色
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例：甲基橙：
++
(C(HC3H)23N)2N
N NN
HH
红色(醌式)
SSOO33--
OHH+
(C(HC3H)23N)2N
pK= 3.4
N NN N 黄色(偶氮式)
SO3- +SOH3+-
上述变色范围是3.1-4.4， pH<3.1时显红色， pH>4.4主要显黄色。
一. Brösted-Lowry theory——质子酸碱理论
共轭酸
conjugate acid
共轭碱 + H+
conjugate base proton
理解质子酸碱理论： 酸碱共轭关系 酸碱反应的实质 酸碱的强度
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1、酸碱定义：
酸：凡是能给出质子（H+）的物质是酸
碱：凡是能接受质子的物质是碱
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 （pH<2）或高碱度（pH>12）时。
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3.缓冲溶液的缓冲原理
如[HAC—NaAC缓冲溶液中，如果在此缓冲溶液 中，加入少量的强酸，则加的H+与溶液中的AC-结 合成HAC分子，反应（1）式向逆方向进行，溶液 中的[H+]增加不多，pH变动不大。如加入少量碱， 则加入的[OH－]与溶液中的H+结合生成水分子 H2O，从而引起HAC继续电离（即反应向右进行） 以补充消耗了的H+离子，因此，溶液中的[H+]降 低不多，pH变动不大。如果将溶液稀释（体积变 化），虽然[H+]降低了，但[AC－]也降低了，同 离子效应减弱，促使HAC的电离增加，即产生的 H+离子可维持溶液的pH基本不变。
第四章 酸碱滴定法
以酸碱反应为基础的滴定方法
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第一节 酸碱平衡的理论基础
酸碱理论 电离理论 电子理论 质子理论
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酸——能电离出H+的物质 碱——电离出OH-的物质
酸——凡能接受电子的物质 碱——凡能给出电子的物质 酸——凡能给出质子的物质 碱——凡能接受质子的物质
[H ] 0.1000 (20.00 18.00) 5.26103(mol / L) 20.00 18.00
pH 2.28
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V (NaOH) %
0.00mL
0.0
10.00mL 50.0
18.00mL 90.0
19.80mL 99.0
19.98mL 99.9
酸碱可以是阳离子，阴离子，也可以是中性分子。 有酸才有碱，有碱必有酸，酸中有碱，碱可变酸。
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3、共轭酸碱对
HAc
H+ + Ac-
H2O + H+
H3O+
HAc + H2O
酸1 碱2
H3O+ + Ac-
酸2 碱1
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H2O + NH3 酸1 碱2
NH4+ + OH酸2 碱1
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练习题
1、H2O的共轭酸是
(C )
A. H2O B. HAc C. H3O+ D. OH-
2、根据酸碱质子理论，正确的说法是 ( A、B、D ) A. 酸愈强，则其共轭碱愈弱
B. H3O+是水溶液中的最强酸 C. H3O+的共轭碱是OHD. OH-是水溶液中的最强碱
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两性物质体系:
pH

1 2
(
pKa1

pKa2 )
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41
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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。
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一、酸碱指示剂的作用原理
酸碱指示剂一般是有机弱酸或有机弱碱， 其中酸式及其共轭碱式具有不同的颜色， 当滴定至等当点时，过量的酸或碱使指示 剂得到或失去质子，由碱式变为酸式，或 由酸式变为碱式，引起颜色的变化。
3、根据酸碱质子理论下列化合物中不属于酸的
是
(D )
A. HCO3- B. NH4+ C. HAc D. Ac-
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第二节 酸碱溶液pH值的计算
一、酸的浓度和酸度 1、酸度：溶液中H+的浓度,用pH值表示。 pH = -lg[H+]
2、碱度;溶液中OH-的浓度,用pOH值表示。 pOH = -lg[OH-]
[OH ] 0.1000 (20.02 20.00) 5.00105(mol / L) 20.00 20.02
PH = -lg 10-11 = 11
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三、一元弱酸弱碱溶液pH计算
如果Ka[HB] 20Kw，且c / Ka 500,
[H ] Kac
一元弱碱的【OH-]的计算与之相同，将 Ka换为Kb即可。
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第三节、缓冲溶液
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。
一、强碱滴定强酸 反应式：H OH H2O
K
1
1 1.01014
[H ][OH ] K
这是酸碱滴定中反应常数最大的，即反应进行的
最完全。
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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
pH V(剩余HCl) 1.00 20.00mL 1.50 10.00mL 2.28 2.00mL 3.30 0.20mL 4.30 0.02mL
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3、化学计量点(SP)时: 滴入20.00mL NaOH
[H ] [OH ] pH 7.00
4、SP后:
pH决定于过量的NaOH，设滴入20.02mL NaOH。
对于25°C的水溶液，PH + POH = 14
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二、强酸强碱溶液pH计算
强酸强碱在溶液中全部解离，
例如1.0mol·L–1 HCl溶液，[H+] =1.0 mol·L–1 ， pH= - lg [H+] = - lg1.o =0.0。 0.001 mol·L–1 NaOH溶液，[OH-] = 10-3 mol·L–1, [H+] = KW / [OH-] =1.0×10-14 / 10-3 = 10-11 mol·L–1