無(wú)機(jī)及分析化學(xué)_第七章_酸堿平衡與酸堿滴定

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1、第七章酸堿平衡與酸堿滴定學(xué)習(xí)要求：1．熟悉弱電解質(zhì)的特點(diǎn)，弱電解質(zhì)的離解平衡，離解度及其影響因素，離解平衡常數(shù)，離解度和離解平衡常數(shù)之間的關(guān)系—稀釋定律。掌握酸堿平衡理論及溶液pH值的計(jì)算；2．掌握緩沖溶液的含義;掌握緩沖溶液酸堿度的計(jì)算，了解緩沖溶液的選擇和配制。3．了解酸堿指示劑的作用原理，掌握其理論變色點(diǎn)和變色范圍，掌握指示劑的選擇。4．掌握各類(lèi)酸堿滴定曲線的特點(diǎn)、化學(xué)計(jì)量點(diǎn)pH的計(jì)算及指示劑的選擇；掌握影響pH突躍范圍大小的因素；5．掌握各類(lèi)酸堿準(zhǔn)確滴定、分步滴定及指示劑的選擇依據(jù)，了解酸堿滴定法的應(yīng)用，掌握酸堿滴定結(jié)果的計(jì)算。前面已介紹了化學(xué)平衡的一般規(guī)律，本章主要討論水溶液中

2、的酸堿平衡。酸堿平衡在生物體中也同樣存在，生物體液需要維持一定的pH范圍，pH的改變將會(huì)影響生物體內(nèi)細(xì)胞的活性。因此酸堿平衡及其有關(guān)反應(yīng)與生物化學(xué)反應(yīng)有密切關(guān)系。與氣相中的反應(yīng)相比，溶液的反應(yīng)活化能較低，熱效應(yīng)較小，因此反應(yīng)速率快，而且其平衡常數(shù)受溫度、壓力的影響較小，一般可以只考慮濃度在本章討論中的所涉及的溶液都是較稀的溶液，活度系數(shù)=1，因此處理問(wèn)題通?？蛇M(jìn)近似地用濃度代替活動(dòng)度。對(duì)平衡的影響。酸堿滴定法是酸堿反應(yīng)為基礎(chǔ)的滴定分析方法。它不僅能用于水溶液體系，也可用于非水溶液體系，因此酸堿滴定法是滴定分析中最重要的和應(yīng)用最廣泛的方法之一。在酸堿滴定中，溶液的pH如何隨滴定劑的加入而發(fā)

3、生變化，如何選擇合適指示劑使其變色點(diǎn)與化學(xué)計(jì)量點(diǎn)接近，如何將酸堿滴定法用于實(shí)際測(cè)定中等，都是必須掌握的內(nèi)容。本章將學(xué)習(xí)酸堿平衡和酸堿滴定法的基本原理和應(yīng)用實(shí)例。第一節(jié)電解質(zhì)溶液一、電解質(zhì)的分類(lèi)電解質(zhì)是一類(lèi)重要的化合物。凡是在水溶液或熔融狀態(tài)下能解離出離子而導(dǎo)電的化合物叫做電解質(zhì)，如NaCl。1923年，德拜（P.J.W.Debye）和休格爾（E.Hückel）提出強(qiáng)電解質(zhì)理論，電解質(zhì)可分為強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)兩大類(lèi)。強(qiáng)電解質(zhì)在水溶液中是能完全解離７－１９３成離子的化合物，如離子型化合物：NaCl、KCl、NaOH、KOH等，強(qiáng)極性鍵化合物：HCl，H2SO4（H++HSO4-）等。在水溶液

4、中是僅部分解離成離子的化合物是弱電解質(zhì)，如極性鍵化合物：HAc，NH3?H2O等。強(qiáng)電解質(zhì)如NaCl的解離方程式：NaCl=Na++Cl-。弱電解質(zhì)的解離是可逆的，解離方程式中用“?”表示可逆，如HAc?H++Ac-二、離解度和離解常數(shù)（一）離解度：是指電解質(zhì)在水溶液中已離解的部分與弱電解質(zhì)的起始濃度之比，符號(hào)為α，一般用百分?jǐn)?shù)表示。α=（7-1）（二）離解常數(shù)在一定溫度下，弱電解質(zhì)離解成離子的速率與離子重新結(jié)合成弱電解質(zhì)的速率相等，則離解達(dá)到平衡狀態(tài)，稱(chēng)為離解平衡。通常用K表示弱電解質(zhì)離解平衡常數(shù)，簡(jiǎn)稱(chēng)為離解常數(shù)。弱電解質(zhì)AB的離解方程式可表示為：ABA++B-（三）稀釋定律設(shè)弱電解質(zhì)

5、AB的起始濃度為c，離解度α，達(dá)到離解平衡后，c(A+)=c(B-)=cα，c(AB)=c(1-α)在一般情況下，當(dāng)電解質(zhì)很弱時(shí)，離解度很小，（C/Ka≥500），可以認(rèn)為1-α≈1（此時(shí)誤差≤2%）,故上式可簡(jiǎn)化為:K=cα2α=（7-2）上式稱(chēng)之為稀釋定律,它表明在一定溫度下，弱電解質(zhì)的離解度與其濃度的平方根成反比，即溶液越稀，離解度越大。（四）影響離解平衡的因素(1)溫度的影響：K與溫度有關(guān)，但由于弱電解質(zhì)離解的熱效應(yīng)不大，在較小的溫度范圍內(nèi)一般溫度變化不影響它的數(shù)量級(jí)，所以在室溫范圍內(nèi)，通常忽略溫度的影響。(2)同離子效應(yīng)：例如在HAc水溶液中，當(dāng)離解達(dá)到平衡后，加入適量NaAc

6、固體，使溶液中Ac-的濃度增大，由濃度對(duì)化學(xué)平衡的影響可知，HAc?H++Ac-７－１９３上述平衡向左移動(dòng)，從而降低了HAc的離解度。在弱電解質(zhì)溶液中，加入含有相同離子的易溶強(qiáng)電解質(zhì)，會(huì)使弱電解質(zhì)離解度降低，該現(xiàn)象叫作同離子效應(yīng)。(3)鹽效應(yīng)。在弱酸或弱堿溶液中，加入不含相同離子的易溶強(qiáng)電解質(zhì)，會(huì)使弱電解質(zhì)的離解度增大。如在HAc溶液中加入NaCl。由于溶液中離子強(qiáng)度增大，H+和Ac-的有效濃度降低，平衡向離解的方向移動(dòng)，HAc的離解度將增大。這種現(xiàn)象稱(chēng)為鹽效應(yīng)。同離子效應(yīng)發(fā)生時(shí)也伴隨有鹽效應(yīng)，二者比較，前者比后者強(qiáng)得多，在一般計(jì)算中，可以忽略鹽效應(yīng)。三、強(qiáng)電解質(zhì)溶液（一）表觀離解度表觀

7、離解度是反映強(qiáng)電解質(zhì)(或離子濃度大的)溶液中離子間相互牽制作用的強(qiáng)弱程度。強(qiáng)電解質(zhì)在水溶液中是完全離解成離子的，其離解度應(yīng)為100%，但是實(shí)際測(cè)得的離解度小于100%，這是離子間相互作用的結(jié)果，實(shí)際測(cè)得的離解度被稱(chēng)為表觀離解度。（二）離子的活度與離子強(qiáng)度。1.活度：“活度”是強(qiáng)電解質(zhì)溶液中離子的理想濃度或熱力學(xué)濃度，用它來(lái)代替真實(shí)濃度可以滿足質(zhì)量作用定律。人們常通俗地去理解為單位體積內(nèi)表觀上含有的離子濃度。電解質(zhì)溶液中離子實(shí)際發(fā)揮作