资源简介

(共34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
2.3
认识溶液的酸碱性
酸性溶液中：c(H+)＞c(ＯH－)，pH＜7＜ pOH
中性溶液中：c(H+) = c(ＯH－) ，pH=7=pOH
碱性溶液中：c(H+) ＜ c(ＯH－) ，pH＞7＞pOH
如果pH＜0，则c（H+）＞ 1mol.L-1，如果pH＞14，则c（OH－）＞1mol.L-1，此时，用物质的量浓度（mol.L-1）表示溶液酸碱性更方便。
2.3
认识溶液的酸碱性
　　　　 pH = -lgc(H3O+)
pOH = -lgc(OH-)
在常温下，水溶液中有：
c(H+)c(OH－)= 1.0×10-14
则有，
即
2.3.1
酸碱溶液pH的计算
1. 一元弱酸弱碱溶液pH计算
(1) 精确公式
PBE : [H+] = [OH-] ＋[B -]
精确公式：
(2) 近似公式
2.3.1
酸碱溶液pH的计算
（3）最简式
说明：c / Ka≥500 时，相对误差≤2.2%， c / Ka≥105时，相对误差≤5%，要求Ka[HB]≥10 Kw 即可。
2.3.1
酸碱溶液pH的计算
2.3.1
酸碱溶液pH的计算
如果Kb≥20KW，且c/Kb≥500，则
同理：对于一元弱碱
2.3.1
酸碱溶液pH的计算
计算0.10 mol.L-1HCN溶液的pH值。
2.3.1
酸碱溶液pH的计算
计算0.10 mol.L-1HCN溶液的pH值。
解: 已知HCN的 =4.9×10-10，
因为Ka≥20KW，且c/Ka≥500
用最简式计算，得
pH =-lgc(H+) =5.15
2.3.1
酸碱溶液pH的计算
计算0.050 mol.L-1NH4Cl溶液的pH值。
2.3.1
酸碱溶液pH的计算
计算0.050 mol.L-1NH4Cl溶液的pH值。
解: NH4+是NH3的共轭酸。已知NH3 的 =1.8×10-5，
故NH4+的
用最简式计算，得
pH =-lgc(H+) =5.28
计算0.10mol.L-1 NaAc溶液的 pH值。
2.3.1
酸碱溶液pH的计算
计算0.10mol.L-1 NaAc溶液的 pH值。
解：Ac- 是 HAc的共轭碱。由 HAc的 = 1.8×10-5 可得
Ac-的 = / ＝5.6×10-10 。
pOH = -lgc(OH-)=5.13
pH =pKw -pOH=14.00 – 5.13 = 8.87
2.3.1
酸碱溶液pH的计算
2. 多元弱酸弱碱溶液pH计算
多元分子型弱酸或者弱碱在离解的时候是分步离解的，然后再达到分步平衡。
一般说来， ＞ …＞ ，
如果 ／ ＞ 101.6，溶液中的 H3O+主要由第一级解离生成，忽略其他各级解离。因此可按一元弱酸处理。
多元弱碱也可以同样处理。
2.3.1
酸碱溶液pH的计算
计算0.10mol.L-1 Na2CO3溶液的pH值。
2.3.1
酸碱溶液pH的计算
计算0.10mol.L-1 Na2CO3溶液的pH值。
解： Na2CO3溶液是二元碱，
CO32- 的 = ／ = 1.8×10-4，
= ／ = 2.40×10-8，
pOH=-lgc(H+)=2.38
pH=14.00 － 2.38=11.62
2.3.1
酸碱溶液pH的计算
（1） 酸式盐
3.两性物质溶液
计算 NaH2PO4和Na2HPO4溶液中H+浓度的最简式如下：
NaH2PO4溶液：
Na2HPO4溶液：
2.3.1
酸碱溶液pH的计算
计算 0.10mol.L-1 NaHCO3溶液的pH值。
2.3.1
酸碱溶液pH的计算
计算 0.10mol.L-1 NaHCO3溶液的pH值。
解： H2CO3的 =4.5×10-7 ， =5.6×10-11
pH=-lgc(H+)=8.31

2.3.1
酸碱溶液pH的计算
计算0.10 mol.L-1氨基乙酸（NH2CH2COOH）溶液的pH。
2.3.1
酸碱溶液pH的计算
计算0.10 mol.L-1氨基乙酸（NH2CH2COOH）溶液的pH。
解： 氨基乙酸在水溶液中，存在下列解离平衡，故是一种两性物质。
+H3NCH2COOH ＋H3NCH2COO－ H2NCH2COO－
=4.5×10-3　　　　　　　 =2.5×10-10
由最简式得到：
pH=-lgc(H+)=5.9
2.3.1
酸碱溶液pH的计算
（2） 弱酸弱碱盐溶液
最简式：　　 　　　　　　　　 　　　　　　　
在一定温度下，
＝ 时，溶液呈中性；
＞ 时，溶液呈酸性，
＜ 时，溶液呈碱性。
2.3.1
酸碱溶液pH的计算
2.3.2
同离子效应和盐效应
同离子效应: 在弱电解质溶液中加入含有相同离子的强电解质，导致弱电解质的解离度降低的现象。
如果把沉淀也看成是弱电解质，则同离子效应将使沉淀溶解度降低。
例如在HAc溶液中加入强酸或 NaAc，溶液中H3O+或Ac-离子浓度大大增加，使下列平衡
HAc + H2O H3O+ + Ac-
向左移动，反应逆向进行，从而降低了HAc电离度。
2.3.2
同离子效应和盐效应
盐效应: 如果加入不同离子，如往HAc中加入NaCl，平衡向右移动，使弱酸、弱碱的解离度增大。
原因——增加体系的离子强度，使离子氛的作用更为明显，重新结合成弱电解质分子的概率减少。
二者共存时，常常忽略盐效应，只考虑同离子效应。
2.3.2
同离子效应和盐效应
0.10mol.L-1 HAc的H+ 浓度为1.34×10-3 mol.L-1，解离度为1.3％，pH为2.87。在其中加入固体NaAc，使其浓度为0.10mol.L-1，求此混合溶液中H+ 浓度和HAc的解离度及溶液pH。已知： (HAc)=1.8×10-5。
2.3.2
同离子效应和盐效应
0.10mol.L-1 HAc的H+ 浓度为1.34×10-3 mol.L-1，解离度为1.3％，pH为2.87。在其中加入固体NaAc，使其浓度为0.10mol.L-1，求此混合溶液中H+ 浓度和HAc的解离度及溶液pH。已知： (HAc)=1.8×10-5。
加入NaAc后： HAc + H2O H3O+ + Ac-
起始浓度／(mol.L-1) 0.10 　 0 0.10
平衡浓度／(mol.L-1) 0.10-x ≈0.10 　 x 0.10+x≈0.10
解得，c(H+)= x = 1.8×10-5mol.L-1 ， pH=4.74
解离度为0.018%
2.3.2
同离子效应和盐效应
如果加入HCl： HAc + H2O H3O+ + Ac-
起始浓度／(mol.L-1) 0.10 　 0.1 0
平衡浓度／(mol.L-) 0.10-x ≈0.10 　 0.10+x≈0.10 x
解得，c(H+) = x = 1.8×10-5mol.L-1
pH=4.74, 解离度仍为0.018%
说明：无论加HCl还是NaAc，解离度均从1.3%降低到0.0018%，效果相同。
2.3.3
解离度和稀释定律
×100 %
和 K 都能反映弱酸弱碱解离能力的大小。K 是化学平衡常数的一种形式，解离度是转化率的一种表示形式，不仅与温度有关，还与溶液的浓度有关。因此，在用电解度表示弱电解质的相对强弱时，必须指出弱酸或弱碱的浓度。
解离度和稀释定律
弱电解质AB，溶液的浓度为c0，解离度为α。
　　　　　　　　　 AB A＋ ＋ B－
起始浓度（mol.L-1） 　c0 0 0
平衡浓度（mol.L-1） c0－c0α c0α c0α
当弱电解质α<5％时 ，1－α≈1，于是可用以下近似关系式表示
弱酸： α = ； 弱碱： α =
2.3.3
解离度和稀释定律
强电解质：完全电离，并不依溶液浓度改变而明显变化。
弱电解质：弱电解质溶液存在着电离平衡。当溶液稀释时，因消弱了相反电荷离子间的相互作用，从而使解离度增大。(越稀越解离)
稀释定律：对一定物质的量浓度的溶液进行稀释和浓缩时，溶质的物质的量始终不变。
c1V1=c2V2
2.3.3
解离度和稀释定律
氨水是弱碱，当氨水浓度为0.200 mol.L-1时，NH3·H2O的解离度α为0.946％，问当NH3·H2O浓度为0.100 mol.L-1时解离度α为多少？
2.3.3
解离度和稀释定律
氨水是弱碱，当氨水浓度为0.200 mol.L-1时，NH3·H2O的解离度α为0.946％，问当浓度为0.100 mol.L-1时NH3·H2O时解离度α为多少？
解：因为解离度α<5％ ，所以可以用下列公式计算，即
　 =
故
越稀越解离
2.3.3

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