§8-1酸碱平衡体系中浓度和不同型体的分布 教学目的:了解分析浓度和平衡浓度的概念。掌握分布系数。 教学过程 [课题引出]在弱酸或弱碱体系中,一种物质可能有多种型体存在,各 种形式的浓度称为平衡浓度,各平衡浓度之和称为总浓度或分析浓 度 [板]一、分析浓度和平衡浓度 分析浓度是指一定体积(或重量)的溶液(或溶剂)中所含溶 质的量。通常以物质的量浓度(mol.L)为单位, 平衡浓度是指平衡状态时在溶液中存在的每种型体的浓度,用 符号[]表示 例:某HAc溶液的分析浓度为c,在该溶液中各型体的平衡浓度为 [HAAc]{H则: CHAc=HAc+LAc [板]三、水溶液中酸碱组分不同型体的分布 1、分布分数 溶液中某酸碱组分的平衡浓度占其总浓度的分数,称为 分布分数,以δ表示 [引深]:1、各种存在形式的分布分数的和等于1 2、分布分数取决于该酸碱物质的性质和溶液的酸度,与总浓度 无关。 [叙]讲述分布分数的意义
§8-1 酸碱平衡体系中浓度和不同型体的分布 一、 教学目的：了解分析浓度和平衡浓度的概念。掌握分布系数。 二、 教学过程： [课题引出]在弱酸或弱碱体系中，一种物质可能有多种型体存在，各 种形式的浓度称为平衡浓度，各平衡浓度之和称为总浓度或分析浓 度。 [板] 一、分析浓度和平衡浓度 分析浓度是指一定体积（或重量）的溶液（或溶剂）中所含溶 质的量。通常以物质的量浓度（ 1 mol L− ）为单位。 平衡浓度是指平衡状态时在溶液中存在的每种型体的浓度，用 符号[ ]表示。 例：某 HAc 溶液的分析浓度为 HAc c ，在该溶液中各型体的平衡浓度为 [ ];[ ][ ] HAc Ac H − + ; 则： [ ] [ ] HAc c HAc Ac− = + [板] 三、水溶液中酸碱组分不同型体的分布 1、分布分数 溶液中某酸碱组分的平衡浓度占其总浓度的分数，称为 分布分数，以 表示 [引深]：1、各种存在形式的分布分数的和等于 1。 2、分布分数取决于该酸碱物质的性质和溶液的酸度，与总浓度 无关。 [叙]讲述分布分数的意义：
分布分数能定量说明溶液中的各种酸碱组分的分布情况。通 过分布分数,可求得溶液中酸碱组分的平衡浓度和酸度对溶液中 酸(或碱)的各种存在形式的分布的影响规律,对掌握反应的条 件具有指导意义 [板](一)酸度对弱酸(碱)各型体分布的影响 1.一元弱酸(碱)水溶液中各型体的分布 推导] 因为HAcH”+Ac 根据分布分数的定义(进行近似处理)有: (8-2) CHA)=[HA]+[A-1 (8-3) K、[H+[A THAT HA[H+A1 K (8-4) 把(8-3),(8-4)代入(8-2)得: tK H (8-5) 同理可得: HAJ+[A [H +K (8-6) 显然有: (8-7) [结论]由以上分布分数的表达式可知,在一定温度下,对于 给定的一元弱酸而言,其各型体分布分数的大小只与H的浓度即
分布分数能定量说明溶液中的各种酸碱组分的分布情况。通 过分布分数，可求得溶液中酸碱组分的平衡浓度和酸度对溶液中 酸（或碱）的各种存在形式的分布的影响规律，对掌握反应的条 件具有指导意义。 [板] （一） 酸度对弱酸（碱）各型体分布的影响 1. 一元弱酸（碱）水溶液中各型体的分布 [推导] 因为 HAc H Ac + − + 根据分布分数的定义（进行近似处理）有： HA (HA) [ ] HA c = （8-2） (HA) c HA A [ ] [ ] − = + （8-3） [ ][ ] [ ] a H A K HA − + = [ ][ ] [ ] a H A HA K − + = （8-4） 把（8-3），（8-4）代入（8-2）得： HA [ ] 1 1 [ ] [ ] [ ] [ ] [ ] 1 1 [ ] [ ] a a HA H HA A H K A K HA H + − + − + = = = = + + + + （8-5） 同理可得： - A [ ] [ ] [ ] [ ] a a A K HA A H K − − + = = + + （8-6） 显然有： - 1 HA A + = （8-7） [结论] 由以上分布分数的表达式可知，在一定温度下，对于 给定的一元弱酸而言，其各型体分布分数的大小只与 H+的浓度即
溶液的酸度有关,而与弱酸的分析浓度(总浓度)无关 例1计算pH=500时,0.10molL的HAc溶液中各型体的分 布分数及平衡浓度 解:查表得Kn=175×103;pH=500时数据分别代入(8-5) (8-6)得 [H·] 1.0×10-5 +]+K1.0×10°+ 1.75×10-0.36 K 1.75×10 IH]+K。1.0×10-3+1.75×103 0.64 (或5=1-HAc=1-0.36=064) [Hc]=cm)×C1=0.10×036=036(m0L) 6=0.10×0.64=0.064(molL) [引深]按照同样的方法可以计算出不同pH时的δ和δ值,然后以 pH值为横坐标,以δ为纵坐标,绘制HAc两种型体的a-pH曲线, 此图称为HAc的型体分布图 HAc 743.744.745.746.74 [有图得]从图可知,随着pH值的增大,δ逐渐减小,δ逐 渐增大。当pH=pK时,oc=o,显然有dgl=[Ac;当pH<p
溶液的酸度有关，而与弱酸的分析浓度（总浓度）无关。 例 1 计算 pH=5.00 时，0.10mol·L-1的 HAc 溶液中各型体的分 布分数及平衡浓度。 解： 查表得 5 1.75 10 K a − = ；pH=5.00 时数据分别代入（8-5）、 （8-6）得： 5 HAc 5 5 a [ ] 1.0 10 0.36 [ ] 1.0 10 1.75 10 H H K + − + − − = = = + + - 5 a Ac 5 5 a 1.75 10 0.64 [ ] 1.0 10 1.75 10 K H K − + − − = = = + + （或 1 HAc 1 0.36 0.64 Ac - = − = − = ） -1 (HAc) HAc [ ] 0.10 0.36 0.036(mol L ) HAc c = = = - - -1 (HAc) Ac [Ac ] 0.10 0.64 0.064(mol L ) = = = c [引深] 按照同样的方法可以计算出不同 pH 时的 HAc 和 - Ac 值，然后以 pH 值为横坐标，以 δ 为纵坐标，绘制 HAc 两种型体的 i —pH 曲线， 此图称为 HAc 的型体分布图 [有图得] 从图可知，随着 pH 值的增大， HAc 逐渐减小， - Ac 逐 渐增大。当 a pH p = K 时， - HAc Ac = ，显然有 [ ] [ ] HAc Ac− = ；当 a pH p K
时,δ>。,HAc为主要存在型体 PH>pK a 时 Ac为主要存在型体,因此可以通过控制溶液的酸度得到所需的存 在型体。 例2计算pH=100时,0.10 mol.L-I的氨水溶液中各型体的分布分 数及平衡浓度 解 IOH INH3+INH [OH]+Kb INHAI K NHA [NH, ]+[NH+] [OH"]+Kb 查表得K H=500 时 [H]=10×10-,[OH]=1.0×10-得 1.0×10 10×10++1.8×10-5 l.8×10-5 m:=10×10++18x100.15 010×0.85=85×10-(mol·L) [NH]=cM1X6m=0.10×0.15=1.5×103(m1L) §8-2酸碱平衡中酸度的计算 教学目的:了解质子条件式 教学过程 [叙]酸碱反应是物质间质子转移的结果。根据酸碱反应整个平衡体系 中质子转移的数量关系列出的等式成为质子条件。由质子条件可计算
时， - HAc Ac ，HAc 为主要存在型体； a pH p K 时， - HAc Ac ， Ac-为主要存在型体，因此可以通过控制溶液的酸度得到所需的存 在型体。 例 2 计算 pH=10.0 时，0.10mol·L-1的氨水溶液中各型体的分布分 数及平衡浓度。 解： 3 3 NH 3 4 b [ ] [ ] [ ] [ ] [ ] NH OH NH NH OH K − + − = = + + + 4 4 3 4 [ ] [ ] [ ] [ ] b NH b NH K NH NH OH K + + − = = + + 查表得 5 1.8 10 Kb − = ； pH=5.00 时 4 10 [ ] 1.0 10 , [ ] 1.0 10 H OH + − − − = = 得： 3 4 NH 4 5 1.0 10 0.85 1.0 10 1.8 10 − − − = = + + 4 5 4 5 1.8 10 0.15 1.0 10 1.8 10 NH − − − = = + 3 3 3 4 2 1 3 NH 2 1 4 [ ] 0.10 0.85 8.5 10 ( ) [ ] 0.10 0.15 1.5 10 ( ) NH NH NH NH c mol L NH c mol L + − − + − − = = = = = = §8-2 酸碱平衡中酸度的计算 一、 教学目的：了解质子条件式。 二、 教学过程： [叙]酸碱反应是物质间质子转移的结果。根据酸碱反应整个平衡体系 中质子转移的数量关系列出的等式成为质子条件。由质子条件可计算
溶液的叶H+] [板]一、质子条件式 根据酸碱反应整个平衡体系中质子转移的数量关系列出的等 式成为质子条件。 、计算示例 例3写出浓度为c的NaAc水溶液的质子等衡式。 解:以Ac和水为质子基准条件,在NaAc水溶液中存在如下离解 平衡 NaAc→Na++Ac Ac+H2O÷HAc+OH H2O、H+OH 质子等衡式为:[H]=OH]-H 例4写出Na2S的[OH的质子条件等衡式。 解:S2和水是该体系的质子基准态物质,在Na2S水溶液中存在 如下离解平衡 Na,S→2Na++S2 S-+ho= hs+oh S+2H,O=H,S+20H 2H20、H2O++OH 根据质子得失等衡原理,质子等衡式为: [OH s=2[H2S]+[HS ]+[H] 例5写出 NaHCO3的质子条件等衡式。 解:HCO和水是该体系的质子基准态物质,在 NaHCO3水溶液
溶液的[H+] [板] 一、质子条件式 根据酸碱反应整个平衡体系中质子转移的数量关系列出的等 式成为质子条件。 二、计算示例 例 3 写出浓度为 c 的 NaAc 水溶液的质子等衡式。 解：以 Ac-和水为质子基准条件，在 NaAc 水溶液中存在如下离解 平衡： NaAc →Na+ + Ac- - - 2 + - 2 Ac + H O HAc+OH H O H +OH 质子等衡式为： [ ] [ ] [ ] H OH HAc + − = − 例 4 写出 Na2S 的[OH- ]的质子条件等衡式。 解： 2 S −和水是该体系的质子基准态物质，在 Na2S 水溶液中存在 如下离解平衡： 2 2 2 2 2 2 2 2 3 2 2 2 2 0 Na S Na S S H O HS OH S H O H S OH H H O OH + − − − − − − + − → + + + + + + 根据质子得失等衡原理，质子等衡式为： 2 [ ] 2[ ] [ ] [ ] OH H S HS H − − + 总 = + + 例 5 写出 NaHCO3的质子条件等衡式。 解： - HCO3 和水是该体系的质子基准态物质，在 NaHCO3 水溶液
中存在如下离解平衡: NaCO→Na++HCO3 HCG+H2O、H2CO3+OH HCOS FH+OH H、O、H++OH 根据质子得失等衡原理,质子等衡式为: [H 3=[CO]-[H2 C03][OH I §8-3酸碱指示剂 教学目的:了解常用酸碱指示剂指示范围 教学过程: 「板]一、酸碱指示剂变色原理 [叙]酸碱指示剂一般是有机弱酸或弱碱,它们的酸式结构和碱 式结构具有不同的颜色,当溶液PH改变时,指示剂获得质子转化为 酸式或失去质子转化为碱式,从而引起溶液颜色的变化。 [板]二、指示剂的变色范围见表8-2 三、混合指示剂 叙]有时单一指示剂难以达到要求,这时可采用混合指示剂。使用两 种指示剂的混合物或一种指示剂和一种惰性染料的混合物,常常可以 改变指示剂变色的敏锐程度。 §8-4一元酸碱的滴定 教学目的: 教学过程:
中存在如下离解平衡： 3 3 3 2 2 3 3 2 NaHCO Na HCO HCO H O H CO OH HCO H OH H O H OH + − − − − + − + − → + + + + + 根据质子得失等衡原理，质子等衡式为： 2 3 2 3 [ ] [ ] [ ] [ ] H CO H CO OH + − − 总 = − + §8-3 酸碱指示剂 一、 教学目的：了解常用酸碱指示剂指示范围。 二、 教学过程： [板] 一、酸碱指示剂变色原理 [叙] 酸碱指示剂一般是有机弱酸或弱碱，它们的酸式结构和碱 式结构具有不同的颜色，当溶液 PH 改变时，指示剂获得质子转化为 酸式或失去质子转化为碱式，从而引起溶液颜色的变化。 [板]二、指示剂的变色范围 见表 8-2 三、混合指示剂 [叙] 有时单一指示剂难以达到要求，这时可采用混合指示剂。使用两 种指示剂的混合物或一种指示剂和一种惰性染料的混合物，常常可以 改变指示剂变色的敏锐程度。 §8-4 一元酸碱的滴定 一、 教学目的： 二、 教学过程：
[叙]本节主要讨论一元酸碱滴定过程中pH的变化规律和指示剂 的选择。 [板]一、强碱滴定强酸 [叙]现以0.10001-4-NaOH溶液滴定20000HC溶液为 例。 为了了解整个滴定过程中的详细情况,分四个阶段叙述如下。 [板]1.滴定开始前 溶液的pH取决于lI的原始浓度,即分析浓度,因Hl是强酸, 故 [H]=0.1000m01·Ll,pH=100 2.滴定至化学计量点前 溶液的pH由剩余HC物质的量决定。如加入NaOH溶液 98mL,溶液中 [H] -Nan_0.1000×002 20.00+1998 5×107(mol·L) pH=4.3 其它各点的pH值可按上述方法计算 3.化学计量点时 化学计量点时MaOH与Hl恰好全部中和完全,溶液的 [H]=[OH-]=103m·L,故化学计量点时pH为7.0,溶液呈中性 4化学计量点后 此时溶液的pH值根据过量碱的量进行计算。如滴入NaOH溶液 即过量0.1%时
[叙] 本节主要讨论一元酸碱滴定过程中 pH 的变化规律和指示剂 的选择。 [板] 一、强碱滴定强酸 [叙] 现以 1 0.1000mol L NaOH − 溶液滴定 1 20.00 0.1000 mL mol L HCl − 溶液为 例。 为了了解整个滴定过程中的详细情况，分四个阶段叙述如下。 [板] 1．滴定开始前 溶液的 pH 取决于 HCl 的原始浓度，即分析浓度，因 HCl 是强酸， 故 1 [ ] 0.1000 , 1.00 H mol L pH + − = = 。 2．滴定至化学计量点前 溶液的 pH 由剩余 HCl 物质的量决定。如加入 NaOH 溶液 19.98mL ，溶液中 0.1000 0.02 5 1 [ ] 5 10 ( ) 20.00 19.98 4.3 HCl HCl NaOH HCl NaOH c V H mol L V pH + − − − + = = = + = 其它各点的 pH 值可按上述方法计算。 3． 化学计量点时 化 学 计 量点 时 NaOH 与 HCl 恰 好 全 部 中和 完 全， 溶液 的 7 1 [ ] [ ] 10 H OH mol L + − − − = = ，故化学计量点时 pH 为 7.0，溶液呈中性。 4.化学计量点后 此时溶液的 pH 值根据过量碱的量进行计算。如滴入 NaOH 溶液 20.02mL ，即过量 0.1% 时
[OH] Naoh aoH-HC 0.1000×0.02 20.00+2002 5×10-(mol,L-) pOH=43pH=14-4.3=9.7 [叙]将上述计算值列于表8-3,以MOH加入量为横坐标,对应的pH 值为纵坐标,绘制关系曲线,称为滴定曲线,如图8-4所示。 表8-30.1000m01· L NaOH溶液滴定2000mL0.1000m01·LHC溶液的pH变化 加人NaOH(n) H COH] pH 18.00 53xI0 19.80 5,0X10 3.30 5.0×10 430 20.0 1,0×10 l.0X10-7 700 20.0 5.0×105 20,20 5.0×10-4 10.70 2200 5,0×10-3 11,70 40.4)0 3.3×10-2 12.50 图8-10.100mo.-NaOH溶液滴定2000mL0.1000mol·LHCl溶液的滴定 曲线(Ⅰ)和0100mo1.LHCl溶液滴定20.00mL0.1000mo/, L- NaoH溶液 的滴定曲线(Ⅱ) E NAOH(HC加入量 [结论]l、从表8-3和图8-1可见,滴定开始时曲线比较平坦。 因为:溶液中还存在着较多的HC,酸度较大。 2、当滴定至只剩下001%HC,即剩余002mLHC时,pH=43
0.1000 0.02 5 1 [ ] 5 10 ( ) 20.00 20.02 4.3 14 4.3 9.7 NaOH NaOH HCl HCl NaOH c V OH mol L V pOH pH − − − − + = = = + = = − = [叙] 将上述计算值列于表 8-3，以 NaOH 加入量为横坐标，对应的 pH 值为纵坐标，绘制关系曲线，称为滴定曲线，如图 8-4 所示。 表 8-3 1 0.1000mol L NaOH − 溶液滴定 1 20.00 0.1000 mL mol L HCl − 溶液的 pH 变化 图 8-1 1 0.1000mol L NaOH − 溶液滴定 1 20.00 0.1000 mL mol L HCl − 溶液的滴定 曲线（Ⅰ）和 1 0.1000mol L HCl − 溶液滴定 1 20.00 0.1000 mL mol L NaOH − 溶液 的滴定曲线（Ⅱ） [结论]1、从表 8-3 和图 8-1 可见，滴定开始时曲线比较平坦。 因为：溶液中还存在着较多的 HCl ，酸度较大。 2、当滴定至只剩下 0.01%HCl ，即剩余 0.02mLHCl 时， pH = 4.3
再继续滴入1滴滴定剂(大约004mL),即中和剩余的半滴BC后,仅 过量002m,而溶液的pH值从43急剧升到97。 即1滴溶液就使溶液pH值增加5个多pH单位。 [引深]在化学计量点前后0.1%,滴定曲线上出现了一段垂直线,这 称为滴定突跃。 强调]指示剂的选择主要以滴定突跃为依据 「叙]凡在pH=43-97内变色的,如甲基橙、甲基红、酚酞、溴百里 酚蓝、苯酚红等,均能做为此类滴定的指示剂。 提问]改变酸碱浓度对滴定突跃有何影响? 见图: 由图得 酸碱溶液浓度越大,滴定曲线 在化学计量点附近的滴定突跃区 间越长,可供选择的指示剂越多 如果滴定剂溶液的浓度越小,则 NaOH加入量 化学计量点附近的滴定突跃区间 就越短,可供选择的指示剂就越少,指示剂的选择就受到限制。 [板]二、强碱滴定弱酸 [叙]现以010001-NaOH溶液滴定20.00m000m01-Hc溶液为 例
再继续滴入 1 滴滴定剂（大约 0.04mL ），即中和剩余的半滴 HCl 后，仅 过量 0.02mL ，而溶液的 pH 值从 4.3 急剧升到 9.7。 即 1 滴溶液就使溶液 pH 值增加 5 个多 pH 单位。 [引深] 在化学计量点前后 0.1%，滴定曲线上出现了一段垂直线，这 称为滴定突跃。 [强调] 指示剂的选择主要以滴定突跃为依据。 [叙] 凡在 pH = 4.3 9.7 内变色的，如甲基橙、甲基红、酚酞、溴百里 酚蓝、苯酚红等，均能做为此类滴定的指示剂。 [提问]改变酸碱浓度对滴定突跃有何影响？ 见图： 由图得： 酸碱溶液浓度越大， 滴定曲线 在化学计量点附近的滴定突跃区 间越长，可供选择的指示剂越多。 如果滴定剂溶液的浓度越小，则 化学计量点附近的滴定突跃区间 就越短，可供选择的指示剂就越少，指示剂的选择就受到限制。 [板] 二、强碱滴定弱酸 [叙]现以 1 0.1000mol L NaOH − 溶液滴定 1 20.00 0.1000 mL mol L HAc − 溶液为 例
滴定开始前 溶液的pH值根据HAc解离平衡来计算 H]=√Kn=01008×102=13×0(m01L) pH=287 2化学计量点前 此阶段,溶液的pH值应根据剩余的Hc与反应产物Ac所组成的 缓冲溶液公式计算。现设滴入MOH998m,与Hc中和后形成Mac 剩余HC002m未被中和。pH值计算如下: H4e=002×0109=5×10 20.00+1998 19.98×0.1000 500×10-2 20.00+1998 [HAc] 18×10-×5×10 =2×103(mol,L-) 5.00×10 pH=7.7 3化学计量点时 №aOH与HAc完全中和,反应产物为№ac,根据共扼碱的解离平衡 计算如下: Ac+H2O÷Hc+OH 0.1000×20.00 C =5000×10-2(mol·L) 20.00+20.00 [OH]=cKb =5000102×-0分 53×10-(mol.L-) 1.8×10 OH=5.28pH=14-528=8.72 4化学计量点后 此时根据过量的MOH溶液计算pH值,设加入NaOH2002mL,溶液中 NaOH浓度为
1． 滴定开始前 溶液的 pH 值根据 HAc 解离平衡来计算: 5 3 1 [ ] 0.1000 1.8 10 1.35 10 ( ) 2.87 H cK mol L a pH + − − − = = = = 2.化学计量点前 此阶段，溶液的 pH 值应根据剩余的 HAc 与反应产物 Ac− 所组成的 缓冲溶液公式计算。现设滴入 NaOH mL 19.98 ,与 HAc 中和后形成 NaAc , 剩余 HAc mL 0.02 未被中和。 pH 值计算如下: 5 2 5 5 8 1 2 0.02 0.1000 [ ] 5 10 20.00 19.98 19.98 0.1000 [ ] 5.00 10 20.00 19.98 [ ] 5 10 [ ] 1.8 10 2 10 ( ) [ ] 5.00 10 7.7 a HAc Ac HAc H K mol L Ac pH − − − − + − − − − − = = + = = + = = = = 3.化学计量点时 NaOH 与 HAc 完全中和,反应产物为 NaAc ,根据共扼碱的解离平衡 计算如下： 2 0.1000 20.00 2 1 5.000 10 ( ) 20.00 20.00 Ac Ac H O HAc OH c mol L − − − − − + + = = + 14 2 6 1 5 10 [ ] 5.000 10 5.3 10 ( ) 1.8 10 5.28 14 5.28 8.72 W Ac Ac b a K OH c K c mol L K pOH pH − − − − − − − − = = = = = = − = 4.化学计量点后 此时根据过量的 NaOH 溶液计算 pH 值,设加入 NaOH mL 20.02 ,溶液中 NaOH 浓度为: