酸碱质子理论第四章酸碱平衡与酸碱滴定法第四章酸碱平衡与酸碱滴定法§4-1酸碱理论一、酸碱得电离理论解离度:电解质在溶液中达到解离平衡时,已解离得分子数占原来分子总数得百分率二、酸碱质子理论酸H++碱酸H++碱2、酸碱反应大家有疑问的，可以询问和交流三、酸碱得相对强弱在水溶液中,酸、碱得解离就就是酸、碱与水之间得质子转移反应,即酸给出质子后成为共轭碱,碱接受水得质子后变为酸。酸得平衡常数用Ka⊝表示,通常称为酸得离解常数,又叫酸度常数碱得平衡常数用Kb⊝表示,通常称为碱得离解常数,又叫碱度常数Ka⊝值越大,酸性越强。Ka⊝值大于1得酸叫强酸,Ka⊝值小于1得酸叫弱酸。(1)一元弱酸、弱碱得解离及共轭关系一对共轭酸碱之间解离常数之间得定量关系例4-1求浓度为0、1mol、L-1得HAc溶液pH值解:2、酸碱得解离2、酸碱得解离2、酸碱得解离2、酸碱得解离3、解离度与稀释定律(2)稀释定律:在一定温度下(KaӨ为定值),某弱电解质得解离度随着其溶液得稀释而增大。例:氨水浓度为0、200mol、L-1时,解离度为0、946%,求浓度为0、100时得解离度。解:根据稀释定律§4-2酸碱平衡一、溶液pH值与指示剂pH和pOH使用范围一般在0--14之间。2、酸碱指示剂c(HIn)=c(In－)时的pH值称为理论变色点,此时溶液颜色为过渡色,pH=p。混合指示剂就是利用颜色得互补作用使指示剂变色,其配制方法有两种:溶液得pH使用指示剂注意事项指示剂用量:滴定时指示剂并不就是加入越多越好:指示剂适当少用,变色会明显些;指示剂本身就是弱酸弱碱,加入过多会消耗标准溶液,从而引入误差。温度:指示剂颜色变化方向:无色—红色明显,反之不宜观察二、酸碱溶液pH得计算1、质子条件式HAc得水溶液NaH2PO4得水溶液2、一元弱酸(碱)溶液酸度得计算c(H+)=c(A-)+c(OH-)2)当酸不太弱,可忽略水得解离,但弱酸解离度不很小例4-3:计算分析c(HAc)=0、10mol、L-1溶液得pH解:查表知:例4-4－氯乙酸CH2ClCOOH的为1.40×10-3.试计算c0(CH2ClCOOH)=0.10mol·dm-3时该酸水溶液的pH。一元弱碱溶液得计算与弱酸相似例4-5:计算分析浓度为0、040mol、L-1得一氯乙酸钠溶液得pH值。解:多元弱酸得解离就是分级进行得,每一级都有一个解离常数,以在水溶液中得硫化氢H２S为例,其解离过程按以下两步进行。一般情况下,二元酸得Ka１Ө远远大于Ka２Ө。H２S得二级解离使HS-进一步给出H+,这比一级解离要困难得多,因为带有两个负电荷得S2-对H+得吸引比带一个负电荷得HS-对H+得吸引要强得多。又由于一级解离所生成得H+能促使二级解离得平衡强烈地偏向左方,所以二级解离得解离度比一级解离得要小得多。计算多元酸得H+浓度时,若Ka１Ө远远大于Ka２Ө,则可忽略二级解离平衡,与计算一元酸H+浓度得方法相同,例4-6:计算分析浓度为0、10mol、L-1得H2S水溶液得pH。解:查表知:多元弱碱溶液酸度计算方法相似4、两性物质水溶液pH值计算1、当两性物质酸性不太弱,浓度不太小例:计算0、20mol、L-1得邻苯二甲酸氢钾溶液得pH。解:查表知:一、同离子效应二、缓冲溶液定义及作用原理三、缓冲溶液pH得计算四、缓冲溶液得配制例4-8:在0、10mol·L-1得HAc溶液中,加入NH4Ac(s),使其浓度为0、10mol·L-1,计算加入NH4Ac前后溶液得pH值和HAc得解离度。解(1)c(HAc)=(0、10-1、3×10－3)mol·L-1≈0、10mol·L-1二、缓冲溶液定义及作用原理二、缓冲溶液定义及作用原理溶液中较大量的HA与外加的少量的OH－生成A–和H2O，当达到新平衡时,c(A–)略有增加,c(HA)略有减少，变化不大，因此溶液的c(H3O+)或pH值基本不变。加入少量强酸:三、缓冲溶液pH得计算例4-10:向100ml0、100mol/dm3HAc～0、100mol/dm3NaAc中,加入1、00mL1、00mol/L得HCl溶液后,求溶液得pH值上述缓冲溶液不加盐酸时,pH值为4、75;加入1、00cm３1、00mol/dm3HCl后,pH值为4、66。两者相差0、09,说明pH值基本不变。四、缓冲溶液得配制缓冲溶液得缓冲范围浓度比为1/10或10/1欲配制得缓冲溶液得pH值例4-11:欲用等体积得NaH2PO4溶液和Na2HPO4溶液配制1、00LpH=7、20得缓冲溶液,当将50、00mL得该缓冲溶液与5、00mL0、10mol·L-1HCl混合后,其pH值变为6、80,问:缓冲溶液中NaH2PO4和Na2HPO4得浓度就是多大？解:返回§4-4弱酸