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大学化学第八章酸碱平衡及酸碱滴定PPT课件

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80酸碱平衡与酸碱滴定PPT课件

80酸碱平衡与酸碱滴定PPT课件


4.1 电解质溶液
4.1.1 强电解质与弱电解质
电解质：熔融态或水溶液具有导电性的物质。 可分为强电解质和弱电解质。
一般认为强电解质可以完全解离，而弱电 解质ห้องสมุดไป่ตู้是小部分解离。
如： Na ON H aOH
HAcH Ac
2020/7/30
第四章 酸碱平衡与酸碱滴定
5
解离度(α)
溶 液 已 中 解 原 离 有 的 该 电 弱 解 电 质 解 分 质 子 分 总 子 数 总 数 1 0 0 %
第四章
酸碱平衡与酸碱滴定
Acid-Base Equilibrium and Acid-Base Titration
2020/7/30
第四章 酸碱平衡与酸碱滴定
1
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2
4.1 电解质溶液 4.2 酸碱理论 4.3 溶液酸度的计算 4.4 缓冲溶液 4.5 弱酸(碱)溶液中各型体的分布 4.6 酸碱滴定法
HNO3 H 3O + HF
HAc
N
H
+ 4
H 2O
H S
C
lO
4
H
S
O
4
C l
N
O
3
H 2O
F
A c
NH3 OH
S 2
2020/7/30
第四章 酸碱平衡与酸碱滴定
16
两性物质：同一物质在一个反应中它是酸，但 在另一个反应中又是碱，这种在一定条件下可以失 去质子，而在另一种条件下又可以接受质子的物质 称为(酸碱)两性物质。
第八章 酸碱平衡与酸碱滴定

第八章 酸碱平衡与酸碱滴定


二、同离子效应与盐效应
【试验示例】在10ml 1 mol/L HAc溶液中加入2滴甲基 橙，溶液呈红色。向其中加入少量NaAc固体，振摇使之 完全解离，溶液逐渐变为黄色。 甲基橙在pH≤3.1的溶液中呈现红色，在pH≥4.4的溶 液中呈现黄色，上述实验现象表明，少量NaAc固体的加 入，使HAc溶液的酸度降低了。这是由于HAc溶液中存 在下列解离平衡： HAc H+ + Ac— NaAc的加入使溶液中Ac—的浓度增大，上述HAc的解 离平衡向左移动。Ac—浓度的增大，致使H+的浓度减小， HAc的解离度也随之降低。
第一节 酸碱质子理论
一、酸碱概念
酸碱质子理论认为：凡能给出质子( H+ )的物质是酸；凡能接
受质子( H+ )的物质是碱。在一定条件下能给出质子，在另一条件下 又能接受质子的物质是两性物质。当酸HA给出质子后形成A—，A—自 然对质子具有一定的亲和力，故A—是一种碱，亦即酸给出质子生成 相应的碱。同理，碱(A—)接受质子后又生成相应的酸(HA)。这种因 一个质子的得失而相互转化的每一对酸碱（HA和A—）称为共轭酸碱 对。

H+ 0.10-x
x (0.10 x) Ka = 0.10 x
+
Ac—
x
0.10+x
由于HAc本身的解离度较低，又因加入NaAc后同离 子（Ac—）效应的存在，使得HAc的解离度( )更低， 可取[Ac—]═ 0.10+x≈0.10，[HAc]═ 0.10-x≈0.10， 得 即 [H+] ═ 1.75 ×10−5 故
知识窗： 对于多元共轭酸碱对，由共轭酸碱的各级解离平衡，可推导 出各级与间关系： 二元共轭酸碱对H2A—A2−：K a1K b 2 = K a 2K b1 = Kw (8-4) Ka 三元共轭酸碱对H3A—A3−： (8-5) 1 K b3 K a 2 K b 2 K a 3 K b1 K w 对于多元共轭酸碱来说，在计算其解离常数时，应注意各级 K a 、K b 的对应关系。
酸碱平衡和酸碱滴定法 厦门大学无机化学课件

酸碱平衡和酸碱滴定法 厦门大学无机化学课件


PH=7.76
(3)等量点时，HAc 全部生成 Ac-：
[OH-]=
K
b
cb
=
K
w
K
a
cb
=5.3×10-6
PH=8.73
（4）等量点后，[OH-]=[NaOH]过量
例加 20.02mLNaOH,
过量 0.02mL, a=1.001,COH
0.1000 0.02 = 40.02
=5.0×10-5(mol/L)
10 pH
t
cep HX
Kh，1=
Kw K a,3
HPO42-+H2O→ H2PO4-+OHH2PO4-+H2O→ H3PO4+OH例 1．求 0.10mol/L Na2CO3 的 PH
Kh，2=KKaw,2
Kh，3=
Kw K a,1
NH4Ac: NH4++H2O→NH3H2O+H+
Ac-+H2O→HAc+OH-
H++OH-→H2O NH4++ Ac-+H2O→NH3H2O+HAc
[H+]≥10Ka
pH≤pKa－1
[H+]≤
Ka 10
Ka 10
＜[H+]＜10Ka
pH≥pKa＋1 pKa－1＜pH＜pKa＋1
[In ] [HIn ]
≤0.1
[In ] [HIn ]
≥10
[In ] 0.1＜ [HIn ] ＜10
[H+]＝Ka
pH＝ pKa
[In ] [HIn ] ＝1
NH3 的 Kb(B)=1.8×10-5, 共轭酸的 Ka(HB)=Kw/ Kb(B)=5.5×10-10)
酸碱平衡和酸碱滴定—同离子效应和缓冲溶液(应用化学课件)

酸碱平衡和酸碱滴定—同离子效应和缓冲溶液(应用化学课件)


0.10
H 3 O Ac
0
0.10 x 0.10
0.10
x
0.10 x 0.10
c(H ) c(Ac ) x(0.10 x) 0.10 x
Ka


1.8 10 5
c(HAc)
0.10 x
0.10
(H + ) = = 1.8 × 10−5 mol ⋅ L−1 , pH = 4.75
c (H ) 1.8 10 5


100% 0.018%
c
0.10
在0.10mol·L-1HAc溶液中，α(HAc)=1.33%，
pH=2.87。而在0.10mol·L-1HAc- 0.10mol·L-1NaAc
混合溶液中，pH=4.74，α(HAc)只有0.018%，
HAc的解离度降低到原来的1/72。
c( HAc ) / c
0.99
( )Τ


pK

lg

4.75

lg
4.76
a
− lg


−

c
(
Ac
)
/
c
1.01
( )Τ
在Hac和NaOH共存溶液中，加入少量HCl或NaOH，溶液的pH值几乎不变化！
( − )Τ
⑴弱酸—弱酸盐
例HAc－NaAc，H2CO3—NaHCO3
HA(aq) H 2O(l)
⇌
H3O (aq) A (aq)
K a ( HA )c( HA )
c( H 3O )
c(A )

两边取负对数，则
酸碱平衡课件ppt.ppt

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呼吸加深加快
CO2排出↑
㈢组织细胞的调节作用
K＋ Na＋
ClH＋
H＋
HCO3- K＋
H＋
H＋
Na＋
K＋
Na＋
组织细胞
㈣肾脏的调节
肾脏通过排酸（H＋或固定酸）以及重吸 收碱（HCO3－）对酸碱平衡进行调节
近曲小管泌H＋和对NaHCO3的重吸收 调
节 方
远曲小管泌H＋和对NaHCO3的重吸收
式 近曲小管上皮细胞泌NH4＋
实际碳酸氢盐(actual bicarbonate, AB)
隔绝空气的血标本在实际状态下测得的HCO3-含量
✓ 受呼吸和代谢两方面的影响
✓AB,SB 同时升高
代谢性碱中毒
✓AB,SB 同时降低
代谢性酸中毒
• AB＞ SB，CO2潴留
呼吸性酸中毒
• AB＜ SB，CO2排出过多 呼吸性碱中毒
㈣缓冲碱（buffer base, BB）
H2O
H＋ ＋ Buf -
H2CO3 HBuf
缓冲作用即刻发生，HCO3- ↑↑
细胞内外离子交换的缓冲作用
K+ H+
2-4小时起作用，易引起低钾血 症
肺的调节
H＋↓ 外周化学感受器
呼吸中枢 抑制
呼吸频率幅度↓
CO2排出↓
pH↓
[HCO3-]↑ [H2CO3]↑
PaCO2 ↑
✓作用迅速，24小时达高峰 ✓代偿作用极限：PaCO2↑至55mmHg
近曲小管和集合管泌H＋、重吸收HCO3－
毛细血管 K＋
近曲小管上皮细胞 Na＋
Na＋H＋＋ HCO3－ H2CO3
CA
H2O＋CO2
肾小管腔 集合管上皮细胞
酸碱平衡及酸碱滴定法.pptx

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
酸碱平衡与滴定

酸碱平衡与滴定

4
[H ]
K W [ H ][ Ac ] [H ] K a ( HAc )
4
K a ( HAc ) ([ NH 4 ]K a ( NH ) K W )
[ Ac ] K a ( HAc )
讨论处理
1. 如果KNH +、KAc-都较小,可认为[NH4+]≈[Ac-]≈c.
一、pH值(氢离子浓度)

天然水的pH值大多数在4～10之间，特殊情 况可达到0.9～12之间。 海水的pH最稳定， 一般在8～8.5之间。内陆水体的pH变化辐度 就大得多，沼泽水由于含多量古敏酸，有时还 有硫酸或其他强酸的存在，可使pH降到3～4 以下，有些盐碱性湖，由于含有大量碳酸钠， pH可达9～11。但是一般淡水水体由于二氧 化碳平衡体系的缓冲作用，pH多在6～9之间 变化，有时由于浮游植物的强烈光合作用， pH在午后一段时间可达9～10以上。
cK b1 c[ H ] 同时 [ HS ] ( ) [ H ] K a 2 [OH ] K b1


此时有
2cK a c[ H ] [H ] Ka2 [H ] Ka [ H ] K a 2 K a K a2 0
[H ]


2
K a K 8K a K a 2
内陆水体按pH值的分类



1中碱性水体 pH在6～10之间变化，由 于二氧化碳平衡系统的缓冲作用，一般 pH6～9。大多数湖泊、水库、河川均属 此类； 2酸性水体 pH<5，系沼泽之类； 3碱性水体 pH > 9，一些盐碱性湖泊 属此类，如青海湖、达里湖等。
pH值的测定



酸碱指示剂：借助颜色变化来指示溶液的pH值。 HIn ⇌ H++InpH试纸：由多种指示剂混合溶液浸透试纸后晾 干而成。 pH计
酸碱滴定法基本原理 ppt课件

酸碱滴定法基本原理 ppt课件

H K a c 0.1000 104.74 102.87 ;pH 2.87
2）化学计量点前，加入滴定剂体积 19.98 mL 开始滴定后, 溶液即变为HAc(ca)-NaAc(cb) 缓冲溶液ca=0.020.1000/(20.00+19.98) =5.0010-5 mol· L-1 cb=19.980.1000/(20.00+19.98) =5.0010-2 mol· L-1
•pH迅速增加:接近计量点时，HAc浓度已很低，溶液的缓冲作用
显著减弱，继续加入NaOH，溶液的pH则较快地增大。
•突跃 → 平缓:由于滴定产物Ac－为弱碱，计量点时溶液不是中性
而是弱碱性。计量点后为NaAc、NaOH 混合溶液，Ac－碱性较弱，它 的离解几乎完全受到过量NaOH的OH－的抑制，曲线与NaOH 滴定HCl 的曲线重合。

0
10
20
30 40 v(NaOH/mL)
ppt课件
8
例：0.1000 mol/L NaOH 滴定 20.00 ml 0.1000 mol/L HCl
pH
c. 化学计量点
即加入NaOH体积为 20.00mL， (H+) = 10-7 mol· L-1 溶液 pH=7.00 d. 化学计量点后 加入滴定剂体积为：20.02mL [OH-]=(0.1000 0.02)/(20.00+20.02) = 5.0 10-5 mol· L-1 pOH = 4.30 pH = 14-4.30= 9.70
6.5 酸碱滴定法基本原理
m L
ppt课件 1
一、酸碱指示剂
1. 酸碱指示剂的变色原理 酸碱指示剂一般是有机弱酸或有机弱碱 , 其共轭酸碱对具有不同的颜色，当溶液的pH 值改变时，由于结构上的变化，从而引起颜 色的变化。 OH+ + InHIn H H+ 碱色 酸色
8 2009第八章酸碱平衡 ppt课件

8 2009第八章酸碱平衡 ppt课件

cH A [H A ][A ] [H ]K a
pH = pKa ：δ(HA)=δ(A-)= 0.5，两物种各占一 半 pH < pKa：主要为HA（酸型） pH > pKa：主要为以A-（碱型）
一元弱酸（碱）
二元弱酸
δ(H A )[H A ]
K a,1 [H ]
cH 2A [H ]2K a,1 [H ]K a,1 K a,2
• KacA > 20 Kw，Kw可略（即水电离的H+可略）
• [H+]2 + Ka[H+] – KacA = 0
（1）
• 若弱酸电离度 < 0.05，溶液中[H+]<<cA，进
一步化简为
•
[H] KacA
（2）
• （1）式适用条件为：KacA > 20Kw
• （2）式适用条件为：KacA > 20Kw 且
• [H+]近似计算
•
c A 1 0 6 m o ld m 3 , [ H + ] c A
c A 1 0 8 m o ld m 3 , [H ]K w
强酸（碱）溶液
例: 计算下列溶液的pH值： （1）0.025 moldm-3 HCl （2）7.010-4 moldm-3 NaOH • 解： • （1）HCl强酸，cA > 10-6 moldm-3 ， • 所以 [H+] = 0.025moldm-3 ，pH = -lg(2.510-2) = 1.60
c(NaHCO3)= 0.05mol dm-3 . • Ka,2>20Kw, C>20Ka,1
[H ] Ka,1Ka,2
(4.4107 )(4.71011) 4.5109moldm3 • pH=8.34
6 酸碱平衡与酸碱滴定法 PPT课件

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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
酸碱平衡与酸碱滴定法最新课件

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1.所需控制的缓冲溶液pH值在缓冲范围之内 (pH=pka±1) pH≈pKa
常用等浓度的弱酸及其共轭碱配制。 HAc – NaAc : pKa= 4.74 (pH 3.8～5.7)
NH4Cl– NH3: pKb= 4.74 ( pH 8.5～10 )
2. 不干扰测定
如用EDTA滴定Pb2+时,不用 HAc- NaAc控制pH。
酚酞
9.1
甲基橙 3.4
甲基红 5.0
百里酚酞 10.0
变色范围 8.0－9.6（无－红） 3.1－4.4（红－黄） 4.4－6.2（红－黄） 9.4－10.6（无－蓝）
思考:为什么甲基橙的变色范围不是2.4 － 4.4 ? 人眼对红色比对黄色更敏感
酸碱平衡与酸碱滴定法最新课件
254
5.6.2 影响指示剂变色范围的因素
NaOH（忽略体积变化），欲使其pH值改变不大于
0.15个pH单位，则原缓冲溶液中NH3和NH4Cl的最低
浓度各为多少？（pKb=4.74）
解：（1）pH
pK
a
l
g [ NH 3 ] [ NH 4 Cl ]
( 14 4. 74) l g [ NH 3 ] 9. 49
[ NH 3 ] 1. 7
酸碱指示剂也能与滴定剂或被测物质作用，用 量过大会引起较大的误差。
2、离子强度
KHI n
a a H I n aHI n
a γ H I n γ HI n
[ I n ] .
aH γ I n [ I n ]
[ HI n] [ HI n]
理论变色点：[ I n ] 1 [ HI n]
pH l ga H pK HI n l gγ I n
[ NH 4 Cl ]

酸碱平衡与酸碱滴定法


第一节 酸碱理论的发展及应用
一、Arrhenius 电离理论 酸：在水中电离出H＋（水合离子）的物质。 碱：在水中电离出OH－的物质。 酸和碱的一般特征： 1. 酸和碱可以发生中和反应； 2. 酸和碱可以分别使指示剂变色； 3. 酸和碱对许多化学反应有催化作用。 4. 酸碱反应的实质：H++OHH 2O

一元弱酸（碱）溶液

若酸的浓度比较小或酸极弱 Ka 小，水的离解不能忽 略，又[HA]≈CHA，且满足c/Ka≥500条件， cKa＜20Kw，简化为近似公式：
[H ] cKa K w
（3）如果同时满足c／Ka≥500和cKa≥20Kw两个条件， 则可进一步简化为

[H ] cKa

这种溶剂称为质子溶剂。（ 举例）
二、酸碱质子理论
三、Lewis 酸碱电子理论
酸：凡是接收电子对的物质； 如：H+、Na+、BF3等。 碱：凡是给出电子对的物质。 如：OH－、CN－、NH3、F－等。 酸碱反应不再是H+和OH-的中和，而是碱性物 质提供电子对与酸性物质生成配位共价键的反 应。 BF3 ＋ F－ → BF4－ Ag＋ ＋ Cl－ → AgCl
[H+]=cHA，pH＝－lgcHA
强酸（碱）溶液
（2） 当c ≤ 1.0×10－8 mol· dm－3时，溶液pH 值主要由水的离解决定：
[H ] Kw
（3）当强酸或强碱的浓度较稀时， ca介于10－6 mol· dm－310－8 mol· dm－3之间时 得精确式： 1 2 [ H ] (ca ca 4 K w ) 2
( 0 ) A
[ A ] [ A ] 1 1 Ka [ H ] [ H ] Ka c [ HA] [ A ] 1 [ HA] 1 [A ] Ka

酸碱平衡及其PH值计算ppt课件


精选课件
24
2、一元强酸弱碱盐的水解
NH4Cl → NH4+ + Cl- （完全电离）
NH4+ + H2O
H+ + NH3 ·H2O Kh
当cs /Kh >5, 同理有 cH+ = √ (Kw /Kb) cs
精选课件
25
3、一元弱酸弱碱盐的水解
NH4Ac → NH4+ + Ac-（完全电离）
NH4+ + OH
结论：两性物质溶液的PH值与溶液自身的浓度大小无关。
精选课件
21
盐类的水解： 盐的离子与溶液中水电离出的H+离子或OH_离子 作用产生弱电解质的反应，称为盐的水解。
一、一元弱酸或弱碱的水解
1、一元弱酸强碱盐的水解
NaAc → Na+ + Ac-
+
H2O
OH- + H+
（完全电离）
HAc
精选课件
22
即[得 H ] ： K HA cK 2 HA 4 c K HA cH c Ac
2
精选课件
14
例：计算下列0.1 mol ·L-1的HAc溶液的[H]+ 和电离度
已知：KHAC=1.76 x 10-5
解：
HAc
H+ + Ac-
平衡时 cA-x
xx
（1）x2/(0.1-x) = Ka
cA /Ka 500， 0.1-x 0.1
强弱程度。
HAc + H2O
H3O+ + Ac－
Ka＝ c(H+ )c(Ac- ) c(HAc)
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问题：强电解质在溶液中完全电离，其电离度应为100%， 但实际所测却小于100%，如何解释这一现象？
酸碱平衡与酸碱滴定----强电解质溶液理论
第8章 酸碱平衡与酸碱滴定
二、离子强度
1、离子氛 1923年，德拜和休格尔提出
+++
—
++ +
---
+
--
当电解质溶液通电时，由于离子和离子氛之间的相互作 用，使得离子在运动时受到牵制，不能100%的发挥输送 电荷的作用，表观上造成了离子的数目少于电解质完全 电离时应有的离子数目。
酸碱平衡与酸碱滴定----酸碱理论概述
第8章 酸碱平衡与酸碱滴定
一、Arrhenius酸碱电离理论
酸：在水溶液中电离出的阳离子全部是H+的是酸； 碱：在水溶液中电离出的阴离子全部是OH-的是碱；
酸碱反应的实质是：H++OH-=H2O 缺陷：
1、仅局限于水溶液中，非水溶液中，如NH3（l）、 C2H5OH、苯、CCl4、丙酮等中进行的反应，无 法说明其酸碱性问题；
三、Lewis酸碱1来电92解子大3年释部对，配分理美合阳论国物离化的子学形，家成ML,ne2w+、is提Al出3+、,用Fe3+、
第8 章
酸碱平衡与酸碱 滴定
第8章 酸碱平衡与沉淀溶解平衡
化学四大平 衡
弱电解质的电离平衡 沉淀溶解平衡 氧化还原平衡 配位平衡
第8章 酸碱平衡与酸碱滴定
8-1 强电解质溶液理论
一、电解质
化合物
非电解质 强电解质：强酸、强碱和大部分盐
电解质 弱电解质：弱酸、弱碱等
注：电解质的强弱除与电解质的本性有关外，还与溶剂有关。
酸碱平衡与酸碱滴定----强电解质溶液理论
第8章 酸碱平衡与酸碱滴定
2、离子强度 ---衡量溶液中离子和离子氛之间相互作用强弱的物理量
I 1
2
mi
Z
2 i
I：离子强度，单位是mol·kg-1；
mi：离子的质量摩尔浓度(mol·kg-1 )； Zi：离子所带的电荷数。
例：计算0.01 mol·kg-1BaCl2溶液的I
酸碱平衡与酸碱滴定----酸碱理论概述
第8章 酸碱平衡与酸碱滴定
பைடு நூலகம்
酸碱两性物质：
----既能给出质子，又能接受质子的物质
如：HSO4 , Fe(OH)(H2O)5 2 , HCO3 , H2O, HS等。
酸
H+ +碱
H
2
PO
4
CH 3 NH 3
H
HPO
2 4
H CH 3 NH 2
Fe(H 2O) 6 3
一般计算中，总是用浓度代替活度。
酸碱平衡与酸碱滴定----强电解质溶液理论
第8章 酸碱平衡与酸碱滴定
8-2 酸碱理论概述
1、 1884年，瑞典化学家Arrhenius电离理论 2、1923年，丹麦化学家 Bronsted-Lowry 酸碱质子理论 3、1923年，美国化学家 Lewis 酸碱电子对理论 4、1963年，美国化学家Pearson 软硬酸碱理论（HSABT）
H Fe(OH)(H 2O) 52
Fe(OH)(H 2O) 5 2
H Fe(OH) 2 (H 2O) 4
酸碱平衡与酸碱滴定----酸碱理论概述
第8章 酸碱平衡与酸碱滴定
2、酸碱的共轭关系——共轭酸碱对
CH3COOH的共轭碱按是照CBHr3oCnOstOed- 酸碱质 子理论，酸和碱不是彼此孤
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第8章 酸碱平衡与酸碱滴定
4、 酸碱反应的实质 ——两个共轭酸碱对之间的质子传递
① 酸碱电离反应是质子传递反应
HF(aq) H+ + F－(aq)
H+ + H2O(l) HF(aq) + H2O(l)
H3O+(aq)
溶剂的自偶电离
H3O+(aq) + F－(aq)
② 水是两性物质，溶剂的自偶解离反应也是质子传递反应。
H+
H2O(l)+H2O(l)
H3O+(aq) +OH－(aq)
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第8章 酸碱平衡与酸碱滴定
③ 盐类水解反应也是离子酸、碱的质子传递反应. H+
Ac－+H2O OH－ + HAc
H+
NH
4
+
H2O
H+
H3O+ + NH3
CH3COO-的共轭立酸的为，CH而3是CO统O一H在对H+的 CH3COOH和CH3关CO系O上-为. 共轭酸碱对 注：共轭酸碱对之间仅差一个质子H+ 如CO32-和HCO3-，而并非CO32-和H2CO3 NH4+----NH3----NH2- ; H3O+----H2O----OH-; Fe(H2O)63+---- Fe(H2O)5(OH)2+ ---Fe(H2O)4(OH)2+
I 1
2
mi Zi2
1 2
m Z m Z 2 Ba2 Ba2
2 Cl Cl
1 0.01 22 0.0212 0.03mol kg 1
2
酸碱平衡与酸碱滴定----强电解质溶液理论
第8章 酸碱平衡与酸碱滴定
3、活度和活度系数 活度：电解质溶液中实际发挥作用的离子的浓度。
f c
f：活度系数。 一般f<1，α<c 当溶液浓度较大时，用活度讨论问题； 当溶液浓度很小时，用浓度讨论问题；
Al(H2O)63++H2O
H3O++Al(OH)(H2O)52+
④ 非水溶剂中的酸碱反应是质子传递反应. H+
HCl（g）+NH3（g）=====NH4Cl（s）
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第8章 酸碱平衡与酸碱滴定
H+
H2SO4 + CH3CH2OH
CH3CH2OH2+ + HSO4-
2、对于NH3 这一公认的弱碱，难以给出合理的解释。
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第8章 酸碱平衡与酸碱滴定
二、 Bronsted----- Lowrey 酸碱质子理论
1、含义 1923年，丹麦化学家Bronsted和英国化学家 酸：反应L过ow程re中y 凡同是时能提释出放，出是质目前子应（H用+最）广的泛任的何酸含碱氢原 子的理分论子之或一离，子也是我们学习的重点. 如：HCl、NH4+、H2SO4、H3O+、CH3COOH、HCO3-、 H受2P体O4即，-et酸显c都是然是质酸B子碱ro的不ns给限ted予于质体分子，子酸碱，是还质可子以的是接离 碱：反子应，过酸程碱中理凡论是无能盐接的受概质念子。（这H样+）大的大分扩子大或离子 了酸碱的范围，应用很广. 如: OH-、NH3、CH3COO-、HCO3-、S2-、PO43-etc 都是 Bronsted质子碱