第六章 酸碱平衡与酸碱滴定法.ppt

第六章酸碱平衡与酸碱滴定法
§ 酸碱质子理论概述
§ 水的解离平衡和pH
§ 弱酸弱碱的解离平衡
§ 同离子效应和盐效应
§ 多元弱酸的解离平衡
§ 强电解质的解离
§ 盐类的水解
§ 缓冲溶液
§ 酸碱的质子理论
§ 滴定分析法概论
§ 酸碱质子理论概述
历史回顾 Arrhenius对酸碱的定义: 酸:在水溶液中经电离只生成H+一种阳离子。 碱:在水溶液中经电离只生成OH-一种阴离子。 该定义使人类对酸碱的认识实现了从现象到本质的飞跃,但该定义也有局限性,它把酸和碱只限于水溶液。随着人们对酸碱认识的扩展。人们相继提出了溶剂理论,质子理论,电子理论和软硬酸碱的理论。本章将以酸碱质子理论为中心,讨论酸碱平衡问题。
酸碱质子理论的基本概念
酸:凡是能释放质子H+的任何含氢原子的分子或离子的物质,即质子的给予体。
   
碱:任何能与质子结合的分子或离子的物质。即质子的接受体。
可见,酸给出质子生成相应的碱,而碱结合质子后又生成相应的酸;酸与碱之间的这种依赖关系称共轭关系。相应的一对酸碱被称为共轭酸碱对。
例如:HAc的共轭碱是Ac-,Ac- 的共轭酸是HAc,HAc 和 Ac- 是一对共轭酸碱。
根据酸碱质子理论:酸碱解离反应是质子转移反应。
 
例如:HF在水溶液中的解离反应是由给出的质子的半反应和接受质子的半反应组成的。
§ 水的解离平衡和pH

水的解离平衡 
按照酸碱质子理论,水的自身解离平衡可表示为:

标准平衡常数表达式:
KWΘ——水的离子积常数,简称水的离子积。经常用 Kw表示。 Kw是标准平衡常数,
× 10-13
× 10-14
× 10-15
373
298
273
温度/ K
温度升高时, 值变大
在溶液中,只要有 H2O, H+, OH- 三者共存,之间就存在如下的数量关系: [ H+ ] [ OH- ] = Kw 不论溶液是酸性,碱性,还是中性。 常温下,[ H+ ] = × 10--1,表示中性。这时: Kw = × 10-14
非常温时,溶液的中性只能是指: [ H+ ] = [ OH- ]
  溶液的pH
溶液中H+浓度或OH-浓度的大小反映了溶液的的酸碱性的强弱。一般稀溶液中,c (H+)的浓度范围在(10-1 — 10-14)mol·L-1之间。在化学科学中,通常习惯于以a (H+)的负对数来表示其很小的数量级即PH值。
pH = -lg a (H+)
即   pH = -{lg c (H+)/c}  与pH对应的还有pOH,即
       pOH = - lg{ c (OH-)/ c}
 25 ℃时,
§ 弱酸弱碱的解离平衡

通常所说的弱酸和弱碱是指大部分以分子形式存在于溶液中,只有少部分与水发生质子转移反应。     只能给出一个质子的称为一元弱酸,能给出多个质子的为多元弱酸;只能接受一个质子的为一元弱碱,能接受多个质子为多元弱碱
解离度(α) 的概念,定义如下:
用 Ka表示酸解离常数,经常简写作Ka 。
如 HB酸: HB H+ + B- 一定温度下
平衡时有:
、一元弱酸、弱碱的解离平衡
用 Kb表示碱解离常数,经常简写作Kb 。
对于MOH碱: MOH M + + OH - 一定温度下
平衡时有:
例4-1 计算25℃时, mol·L-1 HAc(醋酸)溶液中的H+,Ac-,HAc,OH-浓度及溶液的pH,a。
解:            初始浓度/(mol·L-1)              0         0    平衡浓度/(mol·L-1)   - x       x x
HAc H+ + Ac-