无机及分析化学第三章 酸、碱与酸碱平衡

大学-无机及分析化学-第三章-酸、碱与酸碱平衡知识点大纲/总结，包含酸碱质子理论，酸碱平衡，组分的分布（各组分平衡浓度的计算），稀释定律，同离子效应，溶液酸度的计算公式，酸碱缓冲溶液，酸碱指示剂，酸碱滴定法……

第三章 酸、碱与酸碱平衡

• 3.1 酸碱质子理论与酸碱平衡
  • 酸、碱与酸碱反应的实质
    • 能给出质子的是酸，能接受质子的是碱；酸给出质子后剩余部分就是碱；既能给出质子，又能接受质子的物质称为两性物质（如 水）
      • 酸或碱可以是中性分子，也可以是阴离子或阳离子
      • 在此理论中，酸或碱是相对的（如碳酸氢钠）
    • 共轭酸碱对：因一个质子的得失而相互转变的一对酸碱
      • 共轭酸碱系统是不能独立存在的
    • 酸碱半反应：酸及其共轭碱（或碱及其共轭酸）相互转变的反应
    • 酸碱反应是两个共轭酸碱对共同作用的结果，其实质是质子的转移
    • 质子自递反应：仅仅在溶剂分子之间发生的质子传递作用 H2O+H2O=(H3O+)+(OH-)
      • 该反应的平衡常数称为质子自递常数
      • 水的离子积：水的质子自递常数（Kw=1.0x10^(-14)）
  • 酸碱平衡与酸、碱的相对强度
    • 一元酸/碱
      • Ka>1：强酸/碱
      • Ka在1-10^(-3)：中强酸/碱
      • Ka在10^(-3)-10^(-7)：弱酸/碱
      • Ka<10^(-7)：中强酸/碱
    • 多元酸/碱
      • 逐级进行：K1>K2>K3>......
      • （根据多重平衡原理）总解离平衡常数为K=k1×k2×k3×......
    • 共轭酸碱对：弱酸的酸性越强，其共轭碱的碱性越弱
    • 两性物质水溶液的酸碱性：根据不同解离过程相应的解离常数的相对大小判断
• 3.2 酸碱平衡的移动
  • 稀释定律：酸碱平衡与酸、碱的相对强度弱酸或弱碱的解离度是随着水溶液的稀释而增大的规律
    • 解离度α：解离达到平衡时物质A已解离的物质的量与总物质的量之比
    • 若c/K≥105（一般允许5%的计算误差)，可认为1-α≈1，得 α=(K/c)^(1/2)
  • 同离子效应：含有共同离子的易溶电解质的加入或存在，使得弱酸(碱)解离度降低的现象
  • 温度：解离反应一般为吸热反应
  • 盐效应(物理化学 离子氛-间接影响)：对于弱酸或弱碱这类弱电解质溶液，若加入易容强电解质或有浓度相对较高的阴、阳离子存在，会使该弱电解质的电离度增大。(一般只有在浓度较高的非同离子的其他强电解质存在下，要求较高的场合才考虑)
• 3.3 组分的分布与浓度的计算
  • 分布分数与分布曲线
    • 分布分数δ：溶液中某种酸碱组分存在形式的平衡浓度占其总浓度的分数；组分的分布分数与溶液酸度的关系曲线称为分布曲线。
    • δn的计算公式-分母为氢离子n次方+氢离子(n-2)次方×Ka1×Ka2+...(类似二项式展开式)；分子取分母各项中含氢离子n次方项
    • 溶液酸度：一般指溶液中氢离子的浓度，常用pH值表示。
    • 物料平衡：某物质水溶液平衡系统中各种存在形式浓度之和等于该物质的总浓度
    • 组分平衡浓度计算的基本方法
      • 平衡分析法：设解离过程的转化量，通过解离平衡常数建立关系式解方程
      • 分布分数法：通过氢离子浓度与分布分数公式求解
      • 记住！氢硫酸在水中的饱和溶解度为0.10mol/L；二氧化碳饱和水溶液中碳酸浓度为0.04mol/L
• 3.4 溶液酸度的计算
  • 平衡分析法（同上）
  • 酸碱质子理论中的代数法
    • 质子条件式：选择零水准物质(参与质子转移的大量物质)，分析其质子的得失 / 分别写出物料守恒式与电荷守恒式，相加减所得
    • 酸度计算公式（最简式）(c/K≥105时)
      • 一元弱酸：[H+]=(Ka×c)^(1/2)；pH=(pKa+pc)/2
      • 一元弱碱：[H+]=(Kb×c)^(1/2)；pH=(pKb+pc)/2
      • 多元酸一级解离产物：[H+]=(Ka1×Ka2)^(1/2)；pH=(pKa1+pKa2)/2
• 3.5 溶液酸度的控制与酸碱指示剂
  • 酸碱缓冲溶液：弱酸(多元酸)及其共轭碱或弱碱(或多元碱)及其共轭酸所组成的，能保持溶液pH值相对稳定的溶液
    • 作用原理：同离子效应-溶液体系中具有浓度较高、能抗酸或抗碱的组分存在
    • 缓冲能力与缓冲范围：一般来说，醋碱缓冲溶液的缓冲范围为pH≈pKa±1
    • 酸碱缓冲溶液的分类：普通酸碱缓冲溶液/标准酸碱缓冲溶液（用于矫正酸度计）
    • 酸碱缓冲溶液的选择:
      • 对正常的化学反应或生产过程不构成干扰，也就是说，除维持酸度外，不能发生副反应。
      • 应具有较强的缓冲能力。所选择系统中两组分的浓度比应尽量接近1，且浓度适当大些为好。
      • 所需控制的pH值应在缓冲溶液的缓冲范围内。若酸碱缓冲溶液由弱酸及其共轭碱与之组成，则pKa应尽量与所需控制的pH值一致。
    • 缓冲溶液的计算与配制：[H+]=Ka×(ca/cb)；pH=pKa+lg(cb/ca)
  • 酸度的测试与酸碱指示剂
    • 酸碱指示剂的作用原理：可逆反应的平衡移动
    • 酸碱指示剂的变色范围
      • 理论变色点：pH=pKa（[A-]=[HA]时）
      • 理论变色范围：pH=pKa±1
    • 影响因素
      • 人眼对不同颜色的敏感程度/指示剂两种颜色之间的相互掩盖作用
      • 温度、溶剂以及强电解质的存在
      • (对于单色指示剂）指示剂的用量（过多/过少）
    • 混合指示剂：利用颜色的互补来提高变色的敏锐性
      • 两种或两种以上的酸碱指示剂按一定比例混合而成
      • 某种酸碱指示剂与一种惰性染料按一定的比例配成
    • pH试纸：广泛~/精密·~
• 3.6 酸碱滴定法
  • 强碱滴定强酸
    • 滴定突跃：滴定过程中检测信号(pH)的急剧变化（过量半滴 化学计量点±0.1%）
    • 滴定突跃范围：与浓度高低、被滴酸或碱本身的强弱有关
  • 强碱滴定一元弱酸（强酸滴定一元弱碱）
    • 滴定前：溶液酸度取决于酸的初始浓度与强度（公式①）
    • 化学计量点前：形成缓冲体系（公式④）
    • 化学计量点：决定于一元共轭碱在水溶液中的解离（公式②）
    • 化学计量点后：取决于过量碱的浓度
  • 多元酸（或多元碱）、混酸的滴定
  • 酸碱滴定法的应用