资源简介

(共24张PPT)
项目二 认识酸碱滴定
教学目标
具有进行有关解离平衡计算的能力。
具有进行有关缓冲溶液pH计算的能力。
能力目标
掌握酸碱质子理论；
掌握一元弱酸、弱碱的解离平衡；
理解缓冲溶液的作用原理及组成。
知识目标
培养诚实守信、团结协作、爱岗敬业精神；
培养安全、环保、健康生产意识；
培养分析问题和解决问题的能力；
创新能力培养等。
素质目标
目录
contents
2.1
认识酸碱理论
2.2
认识弱电解质的解离平衡
2.3
认识溶液的酸碱性
2.4
认识缓冲溶液
2.5
认识酸碱指示剂
2.6
酸碱滴定及指示剂的选择
2.7
酸碱滴定法的应用
2.4
认识缓冲溶液
缓冲溶液
缓冲溶液是分析化学实验或其他化学实验中经常使用的重要试液之一，通常所指的缓冲溶液是一种能够抵抗加入少量强酸或强碱或稀释而能保持溶液pH值基本不变的溶液，一般由弱酸(碱)以及其共轭碱(酸)所组成,能控制氢离子浓度。
1、缓冲作用原理
缓冲溶液是由一种酸（碱）和它的共轭碱（共轭酸）组成的混合体系。
HB + H2O H3O+ + B-
大量 少 大量
抗酸的作用:
当加入少量强酸时，H3O+浓度增加，平衡向左移动，B-浓度略有减少，HB浓度略有增加，H3O+浓度基本未变，即溶液pH值基本保持不变。
2.4
认识缓冲溶液
HB + H2O H3O+ + B-
大量 少 大量
抗碱的作用:
当加入少量碱时，OH-浓度增加，H3O+浓度略有减少，平衡向右移动，HB和H2O作用产生H3O+以补充其减少的H3O+。而H3O+浓度几乎未变，pH基本保持不变。
2.4
认识缓冲溶液
缓冲体系应具备的条件：
1. 具有既能抗碱（弱酸）又能抗酸（共轭碱）的组分；
2. 弱酸及其共轭碱保证足够大的浓度和适当的浓度比。
常见缓冲体系：
HAc-Ac-、HPO42--H2PO4-、NH4+-NH3和HCO3--CO32-等。
2.4
认识缓冲溶液
2、缓冲溶液pH的计算
假设缓冲溶液由一元弱酸HA和相应的盐MA组成，由解离得[H+]= x mol·L-1，则
MA M+ + A-
HA H+ + A-
平衡浓度/ (mol·L-1) χ
　　
2.4
认识缓冲溶液
例：　有50mL含有0.10mol.L-1HAc和0.10mol.L-1NaAc的缓冲溶液
（1）缓冲溶液的pH为:
2.4
认识缓冲溶液
（2）加入1.0mol.L-1的HCl 0.1mL后，所电离出的H+与AC-结合生成HAc分子，溶液中的AC-浓度降低，HAc浓度升高，此时体系中:
从计算结果可知，加入少量盐酸后，溶液的pH值基本不变。
2.4
认识缓冲溶液
由缓冲溶液的pH计算可以看出以下几点：
（1）缓冲溶液本身的pH主要取决于弱酸或弱碱的解离常数 （或 ）。
（2）缓冲溶液控制溶液pH主要体现在 或 上，当加入少量酸或碱时， 或 比值改变不大，故溶液的pH变化不大。
(3)当缓冲组分浓度的比值为1:1时，缓冲容量最大。
当浓度比为1:1时，总浓度越大，缓冲能力越大。
2.4
认识缓冲溶液
(4) 缓冲范围：
(5)在实际配制一定pH缓冲溶液时，则要选用 （或）
等于或接近于该pH值（或pOH值）的共轭酸碱对。
如： 配制pH = 5左右的缓冲溶液，可选用 = 4.74的HAc-Ac-缓冲对；
2.4
认识缓冲溶液
配制pH=9左右的缓冲溶液，可选用p = 9.25的NH4+-NH3缓冲对。
在实际应用中，大多数缓冲溶液是加NaOH到弱酸溶液或加HCl到弱碱溶液中配制而成。
常用的缓冲溶液各组分的浓度一般为0.1~1.0 mol.L-1，共轭酸碱对比值为1/10~10。
3、缓冲溶液的选择和配制
2.4
认识缓冲溶液
例：欲配制pH为5.00，醋酸浓度为0.20 mol L-1的缓冲溶液1 L，求所需醋酸钠（NaAc 3H2O）的质量以及所需1.0 mol L-1HAc溶液的体积。
解：已知pH=5.00，即c(H+)=1.0×10-5 mol L-1，c酸=0.20 mol L-1，HAc的 =1.76×10-5，代入 ，得
则所需NaAc 3H2O的质量为
1.0 ×0.35 ×136.1=48 g
所需1.0 mol L-1HAc溶液的体积为:
（1） 在一定量的弱酸或弱碱溶液中加入固体盐进行配制。
2.4
认识缓冲溶液
计算出所需HAc和NaAc的量之后，先将48 g NaAc 3H2O放入少量水中，使其溶解，再加入1.0 mol L-1HAc溶液0.20 L，然后用水稀释至1.0 L，即得pH为5.00的缓冲溶液。必要时可用pH试纸或pH计检查pH是否符合要求。
2.4
认识缓冲溶液
(2) 也可采用相同浓度的弱酸（或弱碱）及其盐的溶液，按不同体积互相混合。这种配制方法方便，缓冲溶液计算公式中的浓度比可用体积比代替。
设弱酸及其盐浓度均为c mol L-1，弱酸溶液的体积为Va，盐溶液的体积为Vs（单位均为mL），混合后溶液的总体积为V。则
代入 ，得
同理，对于弱碱及其盐组成的缓冲体系，可得
2.4
认识缓冲溶液
例：如何配制100 mL pH为4.80的缓冲溶液？
解：缓冲溶液的pH为4.80，而HAc的 =4.75，可选用HAc-NaAc缓冲对。设HAc和NaAc溶液浓度相同，NaAc溶液体积为Vs，HAc溶液体积为V-Vs，将以上数值代入 中，
得
解得： Vs=52.8 mL，Va=100-52.8=47.2 mL。
2.4
认识缓冲溶液
根据所需缓冲范围的大小（一般是 或 ），选择缓冲溶液组分浓度在0.05~0.5 mol L-1之间进行配制。然后量取浓度相同的HAc溶液47.2 mL和NaAc溶液52.8 mL混合即得。
2.4
认识缓冲溶液
（3） 在一定量的弱酸（或弱碱）中加入一定量的强碱（或强酸），通过中和反应生成的盐和剩余的弱酸（或弱碱）组成缓冲溶液。
欲配制pH为5.00的缓冲溶液，如果用0.10 mol L-1HAc溶液0.100 L，应加入0.10 mol L-1 NaOH溶液多少？
2.4
认识缓冲溶液
欲配制pH为5.00的缓冲溶液，如果用0.10 mol L-1HAc溶液0.100 L，应加入0.10 mol L-1 NaOH溶液多少？
2.4
认识缓冲溶液
解：设加入NaOH的体积为V(L)，根据反应式，加入NaOH的物质的量必然与中和掉的HAc的物质的量以及生成的NaAc的物质的量相等，此时HAc的剩余量为（0.10×0.100-0.10V）mol，生成NaAc为0.10 V mol，而加入NaOH溶液后缓冲溶液总体积为（0.10+V）L。反应后混合体系中缓冲组分的物质的量浓度分别为
将以上各值代入 ，得
V=0.064 L
即在0.100 L 0.10 mol L-1HAc溶液中，加入0.064 L 0.10 mol L-1NaOH溶液，便可配制成pH为5.00的缓冲溶液。
2.4
认识缓冲溶液
2.4
认识缓冲溶液
重要缓冲溶液
标准缓冲溶液的pH由精确实验来确定，是以溶液中的H+活度计算得到，即需在普通缓冲溶液的计算基础上校正离子强度的影响。
pH标准溶液 pH范围
乙酸-乙酸钠缓冲液（0.2mol/L） 磷酸氢二钠-磷酸二氢钠缓冲液（0.2mol/L） 硼砂-盐酸缓冲液(0.05mol/L) 硼砂-氢氧化钠缓冲液(0.05mol/L) 碳酸钠-碳酸氢钠缓冲液 3.6-5.8
5.8-8.0
8.0-9.1
9.3-10.1
9.2-10.8
pH标准缓冲溶液
2.4
认识缓冲溶液
对于HAc－NaAc，HCOOH－HCOONa和H3BO3－NaH2BO3的缓冲体系，若要配制pH＝4.8的酸碱缓冲溶液。①应选择何种体系为好？②现有c(HAc)=6.0 mol.L-1HAc溶液12mL配成250mL的酸碱缓冲溶液，应取固体NaAc.H2O多少克？
2.4
认识缓冲溶液
解： 已知： p (HCOOH)=3.75，p (HAc)=4.75，
p ( H3BO3)=9.24
如选择HAc-NaAc体系，则
lg = pH－p =4.8－4.75=0.05;
=1.12≈1 浓度比值接近1，缓冲能力强；
c a=c(HAc)=12×6.0/250=0.288 mol.L-1,
c b=c(NaAc)=1.12×0.288=0.322 mol.L-1,
m(NaAc.H2O)=0.322×136×250/1000=11(g)

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