酸碱平衡核酸碱滴定.ppt

《酸碱平衡核酸碱滴定.ppt》由会员分享，可在线阅读，更多相关《酸碱平衡核酸碱滴定.ppt（109页珍藏版）》请在三一办公上搜索。

1、1,3.1 酸碱反应及其平衡常数3.2 酸度对弱酸(碱)形态分布的影响3.3 酸碱溶液的H+浓度计算3.4 酸碱缓冲溶液3.5 酸碱指示剂3.6 酸碱滴定曲线和指示剂的选择3.7 终点误差3.8 酸碱滴定法的应用,第三章 酸碱滴定法,2,酸给出质子后,转化成它的共轭碱；碱接受质子后，转化成它的共轭酸。因此，因一个质子的得失而互相转变的每一对酸碱，称为共轭酸碱对。例如：,可见酸碱可以是阳离子、阴离子、也可以是中性分子，酸总是比其共轭碱多一个质子。但上述质子得失反应只是一个酸碱半反应，只有两个酸碱半反应相结合，才成为酸碱反应。,2酸碱平衡与平衡常数,酸碱的强弱取决于物质给出质子或接受质子能力的强弱

2、。在共轭酸碱对中，如果酸越易于给出质子，则酸性越强，其共轭碱的碱性就越弱。常用酸碱的离解常数Ka和Kb的大小，定量地说明酸碱的强弱程度.,5,6,共轭酸碱对的Ka和Kb有下列关系：,KaKb=Kw=10-14(25)或 pKa+pKb=pKw=14,对于多元酸或多元碱，要注意Ka和Kb的对应关系，如三元酸有三级离解常数，其Ka和Kb的关系如下：,Ka1Kb3=Ka2Kb2=Ka3Kb1=Kw,8,9,10,二、分布系数和分布曲线,不同pH值溶液中酸碱存在形式的分布:当共轭酸碱对处于平衡状态时，溶液中存在着H+和不同的酸碱形式。这时它们的浓度称为平衡浓度，各种存在形式平衡浓度之和称为总浓度或分析

3、浓度。,1、定义（分布系数）：平衡时溶液中某物种的浓度占总浓度的分数。用表示：i=ci/c 当溶液的pH值发生变化时,平衡随之移动,以致酸碱存在形式的分布情况也发生变化。分布系数与溶液pH值间的关系曲线称为分布曲线。不同pH值溶液中酸碱存在形式的分布分布曲线,1.一元酸:以醋酸（HAc）为例 HAc在水溶液中以HAc和Ac-两种形式存在，它们的平衡浓度分别为HAc和Ac-，则总浓度（分析浓度）：c HAc+Ac-设：HAc 的分布系数为1；Ac-的分布系数为0；,则：,且,HAc 分布系数与溶液pH关系曲线的讨论：,(1)0+1=1(2)pH=pKa 时；0=1=0.5(3)pH pKa 时；

4、Ac-（0）为主,H2A分布系数与溶液pH关系曲线的讨论：,a.pHpKa2时，C2O4 2-为主d.pH=2.75时,1最大；1=0.938；2=0.028；3=0.034,3.三元酸:以H3PO4为例,H3PO4为分布曲线的讨论：（pKa1=2.12；pKa2=7.20；pKa3=12.36）（1）三个pKa相差较大，共存 现象不明显；（2）pH=4.7时，2=0.994 3=1=0.003（3）pH=9.8时，1=0.994 0=2=0.003,19,20,作用1深入了解酸碱滴定过程；2判断多元酸碱分步滴定的可能性 3对于了解配位滴定与沉淀滴定条件等也是有用的。滴定是溶液pH与溶液中各物

5、种的量、比例不断变化的过程。,21,质子条件,物料平衡,电荷平衡和质子条件1.物料平衡方程(MBE,Material Balance Equation):在化学平衡体系中,某一给定物质的总浓度,等于各有关形式平衡浓度之和.,2.电荷平衡方程(CBE，Charge Balance Equation):单位体积溶液中阳离子所带正电荷的量等于阴离子所带负电荷的量.3.质子条件(PBE，Proton Balance Equation):在酸碱反应中,碱所得到的质子的量,等于酸失去质子的量.,23,质子条件式的写法,(1)先选零水准(大量存在,参与质子转移的物质).,(2)将零水准得质子后的形式写在等式

6、的左边,失质子后的形式写在等式的右边.,(3)有关浓度项前乘上得失质子数.,例：Na2NH4PO4水溶液,H+HPO42-+2H2PO4-+3H3PO4=OH-+NH3,零水准：H2O、NH4+、PO43-,思考题:下列复杂体系H+的计算式,1.HCl+NaAc2.NH4+-NH3+HAc-Ac-3.NH4H2PO4-,HCl+HAcHAcHAc+Ac-,NH3+NH4+Ac-NH4+Ac-NH4+HAc+Ac-,H+H3PO4-=NH3+HPO42-+2PO4-+OH-,26,3.3 酸碱溶液的H+浓度计算,代数法（解析法）作图法数值方法（计算机法）,27,28,酸碱溶液PH值的计算：对于

7、一元弱酸HA溶液，存在着以下质子转移反应：HA=H+A-A-=KaHA/H+(1)H2O=H+OH-OH-=Kw/H+(2)由质子平衡条件：H+=A-+OH-(3)1和2代入3：H+2=KaHA+Kw,溶液pH计算的准确式与简化式的讨论:H+2=KaHA+Kw（4）上式为计算一元弱酸溶液中H+的精确公式。但式中的HA为HA的平衡浓度，未知项。引入分布系数：HA=c HA 得 一元三次方程：H+3+KaH+2（cKa+Kw）H+KaKw=0,讨论：由4式（1）当计算允许有5%的误差时，如果弱酸的浓度不是太小，即：c/Ka500，kaC可近似认为HA等于总浓度c，则：H+2=cKa+Kw()（2）

8、若弱酸的Ka也不是太小（cKa20Kw)，忽略Kw项，则可得最简式：H+2=cKa(),（3),例 计算0.20molL-1 Cl2CHCOOH 的pH.（pKa=1.26）,如不考虑酸的离解(用最简式:pH=0.98),则 Er=29%（如何算？）,故应用近似式:解一元二次方程:H+=10-1.09 则pH=1.09,解:KaC=10-1.260.20=10-1.9620Kw C/Ka=0.20/10-1.26=100.56500,例题 计算1.010-4molL-1 HCN 的 pH(pKa=9.31),解:KaC=10-9.311.010-4=10-13.31500故应用:H+=10-6

9、.61,如不考虑水的离解,H+=10-6.66 Er=11%,3.多元酸溶液的pH计算,以二元酸(H2A)为例.质子条件:H+=HA-+2A2-+OH-精确式,弱酸混合溶液HA和HB弱酸混合溶液的浓度分别为CHA和CHB质子条件为,5.两性物质溶液H+的计算(1)酸式盐HA-,质子条件:H2A+H+=A2-+OH-,精确表达式:,带入平衡关系式:,若:Ka1Ka2,HA-CHA-(5%,pKa3.2),近似式:,如果 CHA-/Ka120,则“Ka1”可略,得 最简式:,(若C/Ka120,Ka2C 20Kw,即使Ka1,Ka2相近,也可使用最简式计算),又若 Ka2CHA-20Kw,则得,例

10、 计算 0.033molL-1 Na2HPO4 的pH.pKa1 pKa3:2.16,7.21,12.32,解:Ka3c=10-12.320.033=10-13.80 Kw c/Ka2=0.033/10-7.21=105.73 20故:,(如用最简式,pH=9.77,Er=22%),pH=9.66,(2)弱酸弱碱盐,由弱酸弱碱盐形成的两性物质，上述各式的Ka1、Ka2应分别为弱酸A的Ka和弱碱B共轭酸的Ka值，并视Ka值大者为Ka1，小者为Ka2.,2.5缓冲溶液pH的计算(HA+A-)(p57),先写出质子条件 HA=ca-H+OH-A-=cb+H+-OH-代入平衡关系,得精确式,酸性,略去

11、OH-:碱性,略去H+:若Ca OH-H+或Cb H+-OH-则最简式,计算方法:(1)先按最简式计算H+.(2)再将OH-或H+与ca,cb比较,看忽略是否合理.,例,(a)0.040molL-1 HAc 0.06molL-1 NaAc 先按最简式:(b)0.080molL-1二氯乙酸 0.12molL-1二氯乙酸钠 先用最简式:molL-1,caH+,cbH+结果合理 pH=4.94,应用近似式:,解一元二次方程，H+=10-1.65 molL-1,pH=1.65,2.5.2 缓冲指数（buffer index）,物理意义：使1L溶液PH值增加或减小dpH单位时，所需强碱或强酸的量。,强酸

12、控制溶液pH时，强碱控制溶液pH时，弱酸控制溶液pH（pH=pKa1）时，当Ca/Cb=1：1时，pKa=pH时，有极值。,缓冲容量的大小与缓冲物质的总浓度以及组成此缓冲溶液的Ca/Cb有关。总浓度愈大（一般为0.011mol/L之间）；Ca/Cb应在1/1010/1范围内，浓度愈接近1：1，缓冲容量愈大。,2.5.4 重要的缓冲溶液,标准缓冲溶液的pH是实验测定的,用于校准酸度计。,常用标准缓冲溶液,缓冲溶液的选择原则,1.有较大的缓冲能力:c 较大(0.011molL-1);pHpKa 即cacb11,4.5 6,810,HAc NaAc:pKa=4.76(pH 45.5)NH4ClNH3

13、:pKb=4.75(pH)(CH2)6N4(CH2)6N4H+:pKb=8.87(pH),2.不干扰测定(EDTA滴定Pb2+,不用HAc-Ac-)。,常用缓冲溶液,缓冲溶液的配制方法,1.按比例加入HA和A(NaAc+HAc,NH4Cl+NH3);2.溶液中H+大,加过量A-,溶液中OH-大,加过量HA;3.溶液中有HA,可加NaOH中和一部分,溶液中有A,可加HCl中和一部分;,形成HA-A-共轭体系,配制缓冲溶液的计量方法,方法1:(确定引入酸or碱)1.按所需pH求ca/cb:pH0=pKa+lg(cb/ca);2.按引入的酸(碱)量ca及pH变化限度计算ca和cb:3.据ca,cb及

14、所需溶液体积配制溶液.,方法2:(确定引入酸or碱),1.分别计算pH0和pH1时的x(HA)、x(A)2.引入酸的量c(HCl)=x(HA)c总(引入碱的量c(NaOH)=x(A)c总)求出c总3.pH0时 ca=c总x(HA)cb=c总x(A),方法3:(引入酸碱均适用),1.根据引入的酸(碱)量求2.根据所需pH求总浓度c:=2.3cx0 x13.按x0与x1的比值配成总浓度为c的缓冲溶液.,例：欲制备200 mL pH=9.35 的NH3-NH4Cl缓冲溶液，且使该溶液在加入1.0 mmol 的HCl或NaOH时，pH的改变不大于0.12单位，需用多少克NH4Cl和多少毫升1.0 mo

15、l/L氨水？pKb(NH3)=4.75,解,又,m(NH4Cl)=（cV）M(NH4Cl),V(NH3)=（c V）/c(NH3),56,五、酸碱指示剂的变色原理及选择,1酸碱指示剂：酸碱指示剂一般是有机弱酸或弱碱，当溶液中的pH值改变时，指示剂由于结构的改变而发生颜色的改变。以HIn表示弱酸型指示剂，其在溶液中的平衡移动过程，可以简单表示如下：HIn+H2O=H3O+In-KHIn=（In-H+/HIn）KHIn/H+=In-/HIn,指示剂的颜色转变依赖于比值In-/HIn In-代表碱式色 HIn代表酸式色 酸碱指示剂：一类有颜色的有机物质，随溶液pH的不同呈现不同颜色，颜色与结构相互关

16、联。酚酞：三苯甲烷类，碱滴酸时用。变色范围：810，无色变红色。甲基橙：偶氮类结构，酸滴碱时用。变色范围：3.1-4.4，黄色变橙红色。,甲基橙：三苯甲烷类，酸滴碱时用。变色范围：3.14.4，黄色变橙色。,酚酞：偶氮类结构，碱滴酸时用。变色范围：810，无色变红色。,变色原理：以HIn表示弱酸型指示剂，在溶液中的平衡移动过程，可以简单表示如下：HIn+H2O=H3+O+In-HIn=H+In-KHIn=(H+In-)/HInKHIn称指示剂常数,在一定温度下,它是个常数.,将上式改写为:In-/HIn=KHIn/H+显然，指示剂颜色的转变依赖于In-和HIn的比值。若将上式等号两边取对数，则

17、:lg(In-/HIn)=lg KHIn-lgH+pH=pKHIn+lg(In-/HIn),KHIn 一定，指示剂颜色随溶液H+浓度改变而变化。,In-=HIn,pH=pKHIn,溶液的颜色是酸色和碱色的中间色；In-/HIn=1/10时,则pH1=pKHIn1,酸色，勉强辨认出碱色；In-/HIn=10/1时,则pH2=pKHIn+1,碱色勉强辨认出酸色。指示剂的变色范围为：pH=pKHIn1,1）酸碱指示剂的变色范围取决于指示剂常数值KHIn 2）各种指示剂在变色范围内显示出过渡色3）指示剂的变色间隔不会大于2个pH单位4）指示剂加入量影响：适当少些颜色明显；加的多,消耗滴定剂。,pKHI

18、n,2混合指示剂 为了使指示剂的变色范围变窄，在终点时颜色变化敏锐，可以采用混合指示剂。混合指示剂是利用颜色的互补作用，使变色范围变窄的。,有两种配制方法：,（1）由两种或两种以上的指示剂混合而成。例如:溴甲酚绿+甲基红，在pH=5.1时，甲基红呈现的橙色和溴甲酚绿呈现的绿色，两者互为补色而呈现灰色，这时颜色发生突变，变色十分敏锐。（2）在某种指示剂中加入一种惰性染料。,六、酸碱滴定法的基本原理,滴定曲线的作用：(1)确定滴定终点时，消耗的滴定剂体积；(2)判断滴定突跃大小；(3)确定滴定终点与化学计量点之差。(4)选择指示剂；滴定曲线的计算。,（一）一元酸碱滴定曲线的计算1.强碱滴定强酸例：

19、0.1000 molL-1NaOH溶液滴2 molL-1 HCl溶液。(1)滴定前，未加入滴定剂(NaOH)时：0.1000 molL-1盐酸溶液：H+=0.1000molL-1,pH=1.00(2)滴定中，加入滴定剂体积为 18.00 mL时：H+=0.1000(20.00-18.00)/(20.00+18.00)=5.310-3 molL-1,pH=2.28 加入滴定剂体积为 19.98 mL时(离化学计量点差约半滴):,H+=0.1000(20.00-19.98)/(20.00+19.98)=5.010-5 molL-1,pH=4.30(3)化学计量点，加入滴定剂体积为：20.00mL,

20、反应完全,溶液中H+=10-7 molL-1,pH=7.0(4)化学计量点后，加入滴定剂体积为20.02mL,过量约半滴:OH-=(0.10000.02)/(20.00+20.02)=5.010-5 molL-1 pOH=4.30,pH=14-4.30=9.70,讨论:强碱滴定强酸的滴定曲线,1）滴定前加入18mL,溶液pH变化仅:2.28-1=1.28；而化学计量点前后共0.04 mL(约1滴),溶液pH 变化为:9.70-4.30=5.40(突跃)。2）指示剂变色点(滴定终点)与化学计量点并不一定相同，但相差不超过0.02mL,相对误差不超过0.1%。符合滴定分析要求。3）滴定突跃随浓度增

21、大而增大。当酸、碱浓度均增加10倍时，滴定突跃范围就增加2个pH单位，则选择指示剂范围更宽。,2.强碱滴定弱酸例:0.1000 molL-1 NaOH 溶液滴定20.00mL 0.1000molL-1 HAc溶液绘制滴定曲线时,通常用最简式来计算溶液的pH值。1）滴定开始前，一元弱酸(用最简式计算),与强酸相比，滴定开始点的pH抬高。,2）化学计量点前 开始滴定后，溶液即变为HAc(ca)-NaAc(cb)缓冲溶液;按缓冲溶液的pH进行计算。加入滴定剂体积 19.98 mL时：ca=0.02 0.1000/(20.00+19.98)=5.00 10-5 mol/L cb=19.98 0.100

22、0/(20.00+19.98)=5.0010-2 mol/L H+=Ka ca/cb=10-4.745.0010-5/(5.0010-2)=1.8210-8 溶液 pH=7.74,3）化学计量点时:生成HAc的共轭碱NaAc(弱碱),其浓度为：cb=20.000.1000/(20.00+20.00)=5.0010-2 molL-1此时溶液呈碱性，需要用pKb进行计算 pKb=14-pKa=14-4.74=9.26 OH-2=cb Kb=5.0010-2 10-9.26=5.2410-6 molL-1 pOH=5.28;pH=14-5.28=8.72,4）化学计量点后加入滴定剂体积 20.02

23、mLOH-=(0.10000.02)/(20.00+20.02)=5.010-5 molL-1 pOH=4.3 pH=14-4.3=9.7滴加体积：019.98 mL；pH=7.74-2.87=4.87滴加体积：19.98 20.02 mL；pH=9.7-7.7=2 滴定开始点pH抬高，滴定突跃范围变小。,0.1000molL-1 NaOH滴定20.00mL 0.1000molL-1 HCl,突跃,强碱滴定弱酸滴定曲线的讨论：）滴定前，弱酸在溶液中部分离解，溶液中H+离子浓度较低，曲线开始点提高；）滴定开始时，溶液pH升高较快，这是由于中和生成的Ac-产生同离子效应，使HAc更难离解，H+降低

24、较快；）继续滴加NaOH，溶液形成缓冲体系，曲线变化平缓；,4.接近化学计量点时，溶液中剩余的HAc已很少，pH变化加快;5.化学计量点前后，产生pH突跃，与强酸相比，突跃变小；6.甲基橙指示剂不能用于弱酸滴定；7.随着弱酸的Ka变小，突跃变小，Ka在10-9左右,突跃消失;滴定条件：cKa10-8,强碱滴定弱酸滴定曲线,一元酸碱滴定条件的讨论：cKa(Kb)10-8 从滴定曲线上可以看出，强碱滴定弱酸的突跃范围要短得多，pH=9.70 7.74=1.96，在碱性区域，可选用酚酞作指示剂，甲基橙指示剂不能用于弱酸滴定。影响pH突跃范围的因素是：酸碱的强度，（即Ka或Kb的大小）Ka或Kb增大，

25、则pH突跃增大。如果被滴定的酸更弱（例如H3BO3，Ka10-9）,则不出现pH突跃。对这类极弱酸，在水溶液中无法用酸碱指示剂来指示滴定终点。因此就不能直接滴定。,一般说来，当弱酸溶液的浓度c和弱酸的离解常数Ka的乘积cKa10-8时，滴定突跃有0.3pH单位,人眼能够辨别出指示剂颜色的变化,滴定就可以直接进行。因此，cKa10-8 作为某种弱酸能否直接滴定的条件（判别式），cKb10-8 作为某种弱碱能否直接滴定的条件（判别式）。,极弱酸的共轭碱是较强的弱碱，例如苯酚（C6H5OH）,其pKa=9.95,属极弱的酸，但是它的共轭碱苯酚钠（C6H5ONa）,其pKb=4.05,是较强的弱碱，显

26、然能满足cKb10-8的要求，因此它可以用标准酸溶液直接滴定。同理，极弱碱的共轭酸是较强的弱酸，例如苯胺(C6H5NH2),其pKb=9.34,属极弱的碱，但是它的共轭酸盐酸苯胺(C6H5NH2H+）,其pKa=4.66,是较强的弱酸，显然能满足cKa10-8的要求，因此它可以用标准碱溶液直接滴定。,4.多元酸、混合酸、多元碱的滴定,A)多元酸的滴定例：NaOH 滴定H3PO4:H3PO4为三元酸，其三级离解常数分别为:Ka1=10-2.12;Ka2=10-7.20;Ka3=10-12.36。用NaOH溶液滴定H3PO4溶液时，中和反应是分步进行的，即:,从NaOH溶液滴定H3PO4溶液的滴定

27、曲线上可以看出有2个滴定突跃，第一个突跃的化学计量点在pH=4.7,可用甲基橙作指示剂;第二个突跃的化学计量点在pH=9.8,可用酚酞作指示剂,终点误差为0.5%左右。,强碱滴定磷酸滴定曲线,讨论：多元酸与混合酸的滴定,B)多元碱的测定 用HCl溶液滴定Na2CO3 为例。H2CO3 为二元酸，其二级离解常数分别为pKa1=6.38;pKa2=10.25。用HCl溶液滴定Na2CO3 溶液时，中和反应是分步进行的，即 Na2CO3+HCl NaHCO3+NaCl(1)NaHCO3+HCl NaCl+CO2+H2O(2)对多元碱要能准确滴定，又能分步滴定的条件(判别式)是：（1）c0Kb110-

28、8(c0为碱的初始浓度)（2）Kb1/Kb2 104,因 c0Kb110-8,且Kb1/Kb2=10-3.75/10-7.62=103.87 104,故第一步反应 Na2CO3+HCl NaHCO3+NaCl可以进行。第二步的反应产物为CO2，其饱和溶液的浓度为0.04 molL-1,故第二步反应 NaHCO3+HClNaCl+CO2+H2O亦可进行。,用HCl溶液滴定Na2CO3 溶液的滴定曲线如图所示。从滴定曲线上可以看出有2个滴定突跃，第一个突跃在化学计量点pH=8.3的附近,可用酚酞作指示剂；第二个突跃在化学计量点pH=3.9的附近,可用甲基橙作指示剂。,强酸滴定碱的滴定曲线,2.8

29、终点误差(end point error),1 强碱滴定强酸 2 强碱滴定一元弱酸 3 强碱滴定多元弱酸,1 强碱滴定强酸(例25),例25 以甲基橙为指示剂，计算0.1mol/L NaOH滴定等浓度的HCl的终点误差。解：甲基橙变色点pH=4,即H+ep=10-4 mol/L,OH-ep=10-14/10-4=10-10,2 强碱滴定一元弱酸,例26(p72):用0.1mol/L NaOH滴定等浓度的HAc,以酚酞为指示剂（PKH In=9.1）,计算终点误差。解：H+ep=10-9.1 mol/L，所以OH-=10-4.9mol/L,3 强碱滴定多元弱酸H3A第一终点第二终点,2.9、酸碱

30、滴定法的应用,（一）混合碱的测定（二）极弱酸(碱)的测定（三）铵盐中氮的测定,混合碱的测定（双指示剂法）混合碱的组成有NaOH,Na2C03,NaHCO3 及其混合物（1）NaOH+Na2CO3(2)Na2CO3+NaHCO3 用HCl标准溶液测定混合碱时，采用双指示剂法。当酚酞变色时，设用去HCl标准溶液V1(mL)；加入甲基橙后继续滴定，当甲基橙变色时，又用去HCl标准溶液V2(mL)，可根据V1和V2数值的大小判断混合碱的组成(定性/定量计算)：,判断组成：V1V2:NaOH(V1-V2),Na2C03(2V2)V10:则碱液只含NaHCO3V2=0，V10:则碱液只含NaOH,强酸滴定

31、混合碱的滴定曲线,1当V1V2时,混合碱组成为:NaOH+Na2CO3,测定反应为:NaOH+HCl NaCl+H2O Na2CO3+HCl NaHCO3+NaCl 以上反应是以酚酞作指示剂，消耗HCl溶液V1(mL)。NaHCO3+HCl NaCl+CO2+H2O以上反应是以甲基橙作指示剂，消耗HCl溶液V2(mL)。,计算:,2.当V1V2时,混合碱组成为:Na2CO3+NaHCO3,测定反应为:Na2CO3+HCl NaHCO3+NaCl以上反应是以酚酞作指示剂，消耗HCl溶液V1(mL)。NaHCO3+HCl NaCl+CO2+H2O 以上反应是以甲基橙作指示剂，消耗HCl溶液V2(m

32、L)。,计算：,例：称取混合碱试样0.6422g，以酚酞为指示剂，用0.1994molL-1 HCl溶液滴定至终点，用去酸溶液32.12mL；再加甲基橙指示剂，滴定至终点又用去酸溶液22.28mL。求试样中各组分的含量。,解：因V1V2，故此混合碱的组成为NaOH和Na2CO3。,磷酸及其盐的混合体系中,可能含有HCl H3PO4 H2PO4-HPO42-PO43-NaOH1.如何判断体系中的主要组分?2.如何测定各组分的含量?,?,PP,2.9.2 硼酸(H3BO3)的测定,pKa=4.26,2.9.3 铵盐中氮的测定,甲醛法 NaOH 4NH4+6HCHO=(CH2)6N4H+3H+6H2

33、O(pKb=8.87),PP,指示剂?,预中和游离H+,106,107,凯氏定氮装置,1.安全管 2.导管 3.汽水分离器 4.塞子 5.进样口 6.冷凝管 7.吸收瓶 8.隔热液套 9.反应管 10.蒸汽发生器,消化样品浓H2SO4CuSO45H2OK2SO4,第三章 小 结,3.1 酸碱反应的定义,平衡常数的表示、活度与浓度;3.2 酸度对弱酸(碱)形体分布的影响(一元,多元),摩尔分数计算,各种形体浓度的计算;3.3 酸碱溶液的H+浓度计算:一元(多元)酸碱,两性(类两性)物质,共轭体系;混合体系.会写质子条件式,了解精确式如何得来,会用近似式和最简式;3.4 酸碱缓冲溶液:了解缓冲容量的概念(不要求推导公式),会选择缓冲溶液并配制需要的缓冲溶液(定量计算).,3.5 酸碱指示剂:了解作用原理,影响因素,掌握常用指示剂(MO,MR,PP)的变色区间和变色点.3.6 酸碱滴定曲线和指示剂的选择:强酸(碱)滴定、一元弱酸(碱)滴定过程中pH计算,重点是化学计量点及0.1%时的pH计算.了解滴定突跃与浓度、Ka(Kb)的关系，一元弱酸碱能被准确滴定的条件；正确选择指示剂；了解强酸与弱酸混合溶液、多元酸溶液能分步滴定或全部滴定的条件及指示剂的选择。3.8 酸碱滴定法的应用:标准酸(碱)溶液的配制与标定;应用示例:混合碱(酸)、P、N、H3BO3的测定。,