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8第五章酸碱滴定法5-2.ppt

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作业讲评
P211
上节课回顾
第五章酸碱滴定法
5-1 溶液中的酸碱反应与平衡
一、溶液中的酸碱反应与平衡常数
二、酸碱反应的平衡常数的关系
三、溶液中的其他平衡
1、物料平衡 2、电荷平衡 3、质子平衡
5-2 酸碱组分中的平衡浓度与分布分数
一、一元弱酸(碱)的分布分数
二、多元弱酸(或碱)溶液的分布分数
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5-3 酸碱溶液中氢离子浓度的计算
第五章酸碱滴定法
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第五章酸碱滴定法 5-3
一、强酸(碱)溶液H+浓度的计算
1、一元强酸溶液pH的计算:现以HCl为例讨论。
在HCl溶液中存在以下离解作用:
HCl = H+ + C1-
H2O = H+ + OH-
该溶液体系的PBE式为:
[H+]=[OH-]+[Cl-]
=KW/[H+] + c
[H+]=[c+(c2+4Kw)1/2] /2 (1)
式(1)即为H+的精确计算式。
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一般只要HCl溶液的浓度c≥10-6 mol·L-1,可近似求解。
[H+]=[OH-]+[Cl-]≈[Cl-] = c
pH= -lgc
2、一元强碱溶液pH的计算
同样对于NaOH溶液也按上述方法处理。即
c≥10-6mol·L-1 [OH-]≈c pOH=-logc
c<10-6mol·L-1 [OH-]≈[c+(c2+4Kw)1/2] /2
3、二元强酸溶液pH的计算
下面讨论H2SO4溶液酸度的计算,在H2SO4溶液中存在如下离解平衡:
H2SO4→H+ + HSO4- Ka1=>>1
HSO4- = H+ + SO42- Ka2=×10-2
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由硫酸的离解常数可知,其第一级离解很完全,第二组离解不甚完全,因此其酸度的计算不能简单地按一元强酸来处理。其PBE为:
[H+]=[OH-]+[HSO4-]+2[SO42-]
忽略水的离解时:[H+] = c + [SO42-]
即[SO42-]= [H+]- c (1)
又由物料平衡得:
c = [HSO4-] + [SO42-]
或[HSO4-] = c- [SO42-]=2c- [H+] (2)
将式(1)和式(2)代入式Ka2=[H+]·[SO42-]/[HSO4-],得:
[H+]2-(c- Ka2)[H+]- 2cKa2=0 (3)
解方程得:[H+]={(c-Ka2)+[(c-Ka2)2+ 8cKa2]1/2}/2
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二、一元弱酸碱溶液pH的计算
(一)一元弱酸溶液
一元弱酸HA的PBE为:
[H+]=[A-]+[OH-]=c Ka/([H+]+Ka)+[OH-]
∵[H+]2=cKa[H+] / ([H+]+Ka) +KW
即[H+]3+Ka[H+]2 - (Ka c +KW)[H+]-KaKw=0
或由MBE: c =[HA]+[A-]
[A-]=[H+]-[OH-]=[H+] - KW/[H+] (1)
[HA]=ca - [A-] =ca - [H+] +KW/[H+] (2)
∵[HA]Ka=[H+]·[A-]
(1)、(2)代入上式并整理得到一个含[H+]的一元三次方程式:
Ka(ca-[H+]+KW/[H+])=[H+]([H+]-Kw/[H+]) (3)
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即[H+]3+Ka[H+]2 -(Ka c +KW)[H+]-KaKw=0
此式为考虑水的离解时,计算一元弱酸HA的精确公式。解这种方程较麻烦。在分析化学中为了计算的方便,根据酸碱平衡的具体情况常对作近似处理。
讨论:
,即一元弱酸溶液的浓度不是很稀时,在这种情况下,弱酸的离解是溶液中H+的主要来源,水离解的影响较小。(Kw/[H+]≈0)。
即: cKa≥10KW,c/Ka﹤100时
[H+]=[-Ka+(Ka2 + 4cKa)1/2]/2 近似公式
第五章酸碱滴定法 5-3
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2. 当Ka和c不是很小, 且c>>Ka时,不仅水的离解可以忽略,而且弱酸的离解对其总浓度的影响可以忽略。(Kw/[H+]≈0, c - [H+]≈c)。
即 cKa≥10KW,c/Ka≥100 时
[H+]=(cKa)1/2 最简式(5-9)
3. 当酸极弱或溶液极稀时,水的离解不能忽略。
(c Ka≈KW , c - ([H+]-[OH-])≈c )
即 cKa<10KW,ca/Ka≥100 时
[H+]=(cKa+Kw)1/2 (5-10)
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