无机及分析化学_第七章_酸碱平衡与酸碱滴定VIP专享

７－１５２ 第七章 酸碱平衡与酸碱滴定 学习要求： 1． 熟悉弱电解质的特点，弱电解质的离解平衡，离解度及其影响因素，离解平衡常数，离解度和离解平衡常数之间的关系—稀释定律。掌握酸碱平衡理论及溶液p H 值的计算； 2． 掌握缓冲溶液的含义;掌握缓冲溶液酸碱度的计算，了解缓冲溶液的选择和配制。 3． 了解酸碱指示剂的作用原理，掌握其理论变色点和变色范围，掌握指示剂的选择。 4． 掌握各类酸碱滴定曲线的特点、化学计量点p H 的计算及指示剂的选择；掌握影响p H突跃范围大小的因素； 5． 掌握各类酸碱准确滴定、分步滴定及指示剂的选择依据，了解酸碱滴定法的应用，掌握酸碱滴定结果的计算。 前面已介绍了化学平衡的一般规律，本章主要讨论水溶液中的酸碱平衡。酸碱平衡在生物体中也同样存在，生物体液需要维持一定的p H 范围，p H 的改变将会影响生物体内细胞的活性。因此酸碱平衡及其有关反应与生物化学反应有密切关系。与气相中的反应相比，溶液的反应活化能较低，热效应较小，因此反应速率快，而且其平衡常数受温度、压力的影响较小，一般可以只考虑浓度1对平衡的影响。 酸碱滴定法是酸碱反应为基础的滴定分析方法。它不仅能用于水溶液体系，也可用于非水溶液体系，因此酸碱滴定法是滴定分析中最重要的和应用最广泛的方法之一。 在酸碱滴定中，溶液的p H 如何随滴定剂的加入而发生变化，如何选择合适指示剂使其变色点与化学计量点接近，如何将酸碱滴定法用于实际测定中等，都是必须掌握的内容。本章将学习酸碱平衡和酸碱滴定法的基本原理和应用实例。 第一节 电解质溶液 一、电解质的分类 电解质是一类重要的化合物。凡是在水溶液或熔融状态下能解离出离子而导电的化合物叫做电解质，如 NaCl。 1923 年， 德拜 （ P. J. W.Deby e） 和休格尔（ E. Hü ckel）提出强电解质理论，电解质可分为强电解质和弱电解质两大类。 强电解质在水溶液中是能完全解离成离子的化合物，如离子型化合物：NaCl、 1在本章讨论中的所涉及的溶液都是较稀的溶液，活度系数 i =1，因此处理问题通常可进近似地用浓度代替活动度。 ７－１５３ KCl、 NaOH、 KOH 等，强极性键化合物：HCl， H2SO4（ H+ + HSO4-）等。在水溶液中是仅部分解离成离子的化合物是弱电解质，如极性键化合物：HAc， NH3•H2O等。强电解质如NaCl的解离方程式：NaCl = Na + + Cl-。 弱电解质的解离是可逆的，解离方程...