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武汉大学分析化学第五版上册第五章酸碱滴定.ppt

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武汉大学分析化学第五版上册第五章酸碱滴定.ppt
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第5章:酸碱滴定法,5-1 溶液中的酸碱反应与平衡 5-2 酸碱组分的平衡浓度与分布分数δ 5-3 溶液中H+浓度的计算 5-4 对数图解法(自学) 5-5 酸碱缓冲溶液 5-6 酸碱指示剂 5-7 酸碱滴定原理 5-8 终点误差 5-9 酸碱滴定法应用 5-10非水溶液中的酸碱滴定,2,●四大平衡体系: 酸碱平衡 配位平衡 氧化还原平衡 沉淀平衡,●四种滴定分析法: 酸碱滴定法 配位滴定法 氧化还原滴定法 沉淀滴定法,,,,,滴定分析中化学平衡,3,※概述:本章主要讲的三大问题※,1.溶液中酸碱平衡理论,组成分布;2.酸碱滴定的原理;3.酸碱滴定的应用.,4,重点掌握内容,质子平衡、物料和电荷平衡式的书写; 分布分数的计算和各形体浓度的计算; 各种溶液[H+]浓度的计算;特别是缓冲 体系[H+]浓度的计算; 酸碱滴定原理、酸碱指示剂指示终点原理,影响滴定突跃范围的因素; 误差计算和分析结果计算;,5,5.1:溶液中的酸碱反应与平衡,5.1.1.离子的活度和活度系数,分析化学关心的问题 (1)测定结果是用活度还是用浓度表示; (2)离子强度变化是否对分析结果有影响; (3)如果有不可忽略的影响,如何进行校正。,6,1.活度(α):在电解质溶液中,离子的“有效浓度” 2.活度系数(γ):是衡量实际溶液与理想溶液之间差别的尺度.3.浓度(ci): 表示i离子的浓度.,4.三者的关系:α=γci,7,γ1,则αc,① 浓度极稀的强电解质溶液(c10-4mol/L),中性分子,,,② 高浓度溶液中离子的活度系数还没有令人满意的定量计算的公式,α=γci,8,当离子强度I较小时, -lgγi=0.5Zi2I较大时, 1I= —∑ciZi2 2,ci:i离子的平衡浓度 Zi:i离子电荷,③ 稀AB型电解质溶液(c0.1mol/L) 可根据德拜-休克尔公式求出,(1) å :离子体积参数 (10-12m) (2)A、B为常数 (3)Zi: 电荷数 (4) I: 离子强度,9,[例1]计算0.10mol/L的HCl和0.20mol/L的 CaCl2混合溶液的离子强度.,[解][Cl-]=0.10+(2×0.20)=0.50mol/L,1I= — (cH+ZH+2+cCl-ZCl-2+cca2+Zca2+2 )21= — (0.10×1+0.50×1+0.20×22 ) 2=0.70,10,[例2]计算0.010mol/L硼砂溶液中H2BO3-的活度系数(忽略H2BO3- 和H3BO3的离解),[解]Na2B4O7+5H2O→2Na++2H2BO3-+2H3BO3〔Na+〕=〔H2BO3-〕=0.020mol/L,11,H2BO3-的α取400(4),12,[例3]0.050mol/L的AlCl3溶液中αCl-和αAl3+,[解]αCl- =γCl-[Cl-] =γCl- ×3×0.050γCl- =0.66 αCl-=0.099mol/L 同理:αAl3+=γAl3+[Al3+]=0.050×0.11=0.0055mol/L,13,5.1.2.溶液中的酸碱反应与平衡常数,凡能给出质子的物质是酸; 凡是能接受质子的物质是碱; 即能接受质子又能给出质子的物质则为两性物质; 酸碱反应则为它们相互间的质子授受过程。,酸碱质子理论,14,水的自递,15,酸的离解,16,碱的离解,17,,中和反应,,,,18,酸碱共轭关系,酸碱可以是中性分子、阴离子或阳离子。,同一物质在不同的共轭酸碱对中,可表现出不同的酸碱性。,问题:H+ 的共轭碱是什么型体?,H2O是酸还是碱?,,一个,19,对共轭酸碱对 HA—A-,20,活度常数又叫热力学常数,它的大小与温度有关,21,2.浓度常数Kac,[H+ ][ A- ] Kac =————— [HA]各项分别为平衡时物质的量浓度,Kac与K0的关系:,浓度常数不仅与温度有关,还与溶液的离子强度有关。,,22,3.混合常数Kαm:,在酸碱平衡的处理中,因溶液浓度一般较小,通常忽略离子强度的影响,即可不考虑浓度常数与活度常数的区别。但当需要进行精确的计算时,如计算标准缓冲溶液的pH等,则应该考虑离子强度对化学平衡的影响。,23,酸碱的强度,1.强酸(碱):酸碱离解常数Ka(Kb)1.且值越大酸(碱)性越强HCl→Cl- +H+ Ka=80 几乎不可逆,2.弱酸(碱):酸碱离解常数Ka(Kb)1.且值越小酸(碱)性越弱,24,3.共轭酸碱对,酸越强,Ka越大; 而其共轭碱的Kb越小,碱性越弱; 最强的酸对应最弱的碱, 统一标度到pkW=14.00上.,1)一元酸碱对:,25,[例] 酸 Ka 共轭碱 Kb(=KW/Ka),26,
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