第四章

酸堿滴定法

（Acid-BaseTitration)第一節

酸堿平衡一、酸堿質子理論二、水溶劑的質子自遞反應三、酸堿反應平衡常數四、不同pH溶液中酸堿存在形式的分布情況—分布曲線（一）基本概念：1923年由布朗斯特提出，酸是給出質子的物質，堿是接受質子的物質。

HA（酸）H++A-（堿）HA和A-稱為共軛酸堿對，共軛酸堿對彼此只相差一個質子。酸堿的定義是廣義的，可以是中性分子，也可以是陽離子或陰離子。例如：一、酸堿質子理論HOAc（酸）H++OAc-（堿）NH4+（酸）H++NH3（堿）H2PO4-（酸）H++HPO42-（堿）HPO42-（酸）H++PO43-（堿）H3PO4（酸）H++H2PO4-（堿）

H2PO4-、HPO42-是兩性物質+3HN-R-NH3+（酸）H+++3HN-R-NH2

（堿）酸堿反應是由兩個酸堿半反應組成,實質上它是兩對共軛酸堿對之間的質子轉移反應。例如：酸在水中離解反應:

HCN+H2OH3O++CN-

酸1堿2酸2堿1HCl+NH3NH4++Cl-

酸1堿2酸2堿1中和反應:OAc-+H2OOH-+HOAc

堿1酸2堿2酸1鹽的水解反應也是酸堿反應NH4++H2OH3O++NH3

酸1堿2酸2堿1H2O

是兩性物質二、水的質子自遞反應

H2O+H2OH3O++OH-

酸1堿2酸2堿1在溶劑水分子之間所發生的酸堿反應稱為水的質子自遞反應。

25°C

Kw=[H3O+][OH-]=

[H+][OH-]=1.0

10－14

pH+pOH=14.00三、酸堿離解反應的平衡常數

化學反應進行的程度大小通常用反應的平衡常數來衡量?，F從分析化學的角度討論有關的酸堿反應平衡及相關問題。1.酸堿離解反應與平衡常數

HA+H2OH3O++A-(一元弱酸離解反應）

Ka=[H+][A-]/[HA]A-+H2OHA+OH-

(一元弱堿離解反應）

Kb=[HA][OH-]/[A-]2.共軛酸堿對的Ka、Kb的關系

Ka·Kb=Kw

或pKa+pKb=14.00(25°C)對于多元弱酸（堿）在水溶液中的離解是逐級進行的。例如二元弱酸H2CO3能形成兩對共軛酸堿對：

酸式離解

-H+,Ka1-H+,Ka2

H2CO3HCO3-

CO32-

+H+,Kb2+H+,Kb1

堿式離解得出：Ka1·Kb2=Ka2·Kb1=Kw

三元弱酸H3PO4能形成三對共軛酸堿對：

酸式離解

-H+,Ka1-H+,Ka2

H3PO4H2PO4-

HPO42-

+H+,Kb3+H+,Kb2-H+,Ka3

PO4

3-

+H+,Kb1堿式離解得出：Ka1·Kb3=Ka2·Kb2=Ka3·Kb1=Kw

講解48頁例題2、33.酸堿強度HA+H2OH3O++A-(一元弱酸離解反應）

Ka=[H+][A-]/[HA]A-+H2OHA+OH-

(一元弱堿離解反應）

Kb=[HA][OH-]/[A-]酸堿強度：可以通過酸堿的離解常數（見附表一）的大小，定量地說明它們的強弱程度。

Ka·Kb=Kw

定量地說明在共軛酸堿對中，若酸的強度越強(弱)，其共軛堿的強度就越弱（強）。共軛酸堿對

KaKb則其共軛堿的強度順序為：OAc-＜HPO42-＜

NH3＜S2-這四種酸的強度順序為：HOAc＞H2PO4-＞

NH4+＞

HS-HOAc-OAc-1.8×10-55.6×10-10H2PO4--HPO42-6.3×10-81.6×10-7NH4+-NH35.6×10-101.8×10-5HS--S2-7.1×10-151.4練習62頁思考題第2題、習題第2題四.不同pH溶液中酸堿存在形式及分布情況－分布曲線在酸（或堿）離解反應式中，平衡時除了H3O+（H+）、OH-以外，同時存在不同酸堿形式。(一）分析濃度與平衡濃度平衡濃度指在平衡狀態時，各種酸堿存在形式濃度，用符號[]表示，單位mol/L。各種酸堿存在形式的平衡濃度之和稱為總濃度或分析濃度，用符號c表示，單位同上。(二）酸的濃度與酸度酸的濃度與酸度在概