无机化学第二章 酸碱平衡ppt课件.ppt

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1、第二章 酸碱平衡,一、酸碱理论,二、弱酸和弱碱的解离平衡,四、缓冲溶液,三、酸碱溶液中离子浓度的计算,一、酸碱理论,1.酸碱理论的演变过程,几种理论的相互关系,1887 Arrhenius (阿仑尼乌斯),1905 Franklin ( 富兰克林 ),1923 Bronsted (布郎斯特和劳莱),同年Lewis(路易斯),1939(乌萨诺维奇),1963 (皮尔森等人),酸碱电离理论,酸碱溶剂论,酸碱质子理论,酸碱电子理论,酸碱正负理论,软硬酸碱理论,凡是能接受质子的分子或离子是碱,1） 酸、碱定义,凡是能给出质子的分子或离子是酸,如：NH4+ 、 HAc 、H3O+ 、H2PO4- 、HP

2、O42-,酸是质子的给予体,如：NH3 、HPO42- 、CO32- 、OH-,碱是质子的接受体,2.酸碱质子理论,HB(酸) H+(质子) + B-(碱),HCl H+ + Cl-,HAc H+ + Ac-,NH4+ H+ + NH3,Al(H2O)63+ H+ + Al(H2O)5(OH)2+,H2PO4- H+ + HPO42-,HPO42- H+ + PO43-,H3O+ H+ + H2O,酸碱的关系,HB / B-,： 共轭酸碱对,相差一个质子,H2O H+ + OH-,（1）,酸,分子酸,阳离子酸,碱,分子碱,阳离子碱,在共轭酸碱对中,（2）,既给出质子,又接受质子,两性物质或两性

3、离子,HPO42-、H2O,（3）,无盐概念,NH4Ac,NH4+,共轭酸碱的强度互成反比,（4）,共轭酸碱的转化是可逆的,（5）,是酸、碱半反应，不能单独进行。,离子酸,Ac-,离子碱,阴离子酸,阴离子碱,酸中有碱,碱可变酸,知酸便知碱,知碱便知酸,相互依存,相互转化,辨证关系,HAc,Ac-,H3PO4,NH3,Cu2+、Zn2+,非酸非碱,酸的强度：,全部给出质子,部分给出质子,水溶液中最强的酸是H3O+,碱的强度：,全部接受质子,部分接受质子,水溶液中最强的碱是OH-,2） 酸、碱的强度,酸给出质子能力的量度, 强酸, 弱酸,碱接受质子能力的量度, 强碱, 弱碱,（强酸）,溶剂的拉平效

4、应,水作溶剂：,给出H+能力无差异,（水起拉平作用）,不同强度的酸、碱被溶剂调整到同一酸、碱强度水平的作用。,HClO4 H2SO4 HNO3 HCl,冰醋酸（17molL-1)作溶剂：,冰醋酸可把这些酸区分开来,这种溶剂叫做区分溶剂,酸强度产生如下顺序：,溶剂的这种作用称区分效应,比较酸碱以同一溶剂作为标准，,不指明溶剂，视为以H2O作为溶剂。,HClO4 H2SO4 HCl HNO3,H2CO3、H3PO4、HAc,部分给出质子,弱酸,相对强弱：,用解离常数大小衡量,酸： H2CO3 H3PO4 HAc,酸的强弱：,H3PO4 HAc H2CO3,注意：,最强的酸 H3O+,最强的碱 OH

5、-,NH3(液),NH4+,NH2-,HAc(冰),H2Ac+,Ac-,溶剂,溶剂合质子,溶剂的负离子,溶剂 H2O,解离常数： 4.310-7 7.510-3 1.7610-5,3）酸碱反应,实质：,质子转移,方向：,较强酸1 + 较强碱2,较弱酸2 + 较弱碱1,HCl + NH3 = NH4Cl,Cu2+ + 4NH3 = Cu(NH3)42+,酸碱反应,不是酸碱反应,练习：画出下列反应中H+的转移方向、比较酸碱 强度、指出反应进行的方向, HAc + H2O H3O+ + Ac- H2O + NH3 NH4+ + OH- HAc + NH3 NH4+ + Ac- H2O + Ac- H

6、Ac + OH- NH4+ + H2O H3O+ + NH3 H3O+ + OH- H2O + H2O HCl + NH3 NH4+ + Cl-,酸的强度：,碱的强度：,逆反应趋势大，,HAc不易解离,酸的强度：,碱的强度：,逆反应趋势大，,NH3不易解离,H3O+HAc，,Ac-H2O,NH4+H2O，,OH-NH3,酸的强度：,碱的强度：,反应向右,酸的强度：,碱的强度：,反应向左,HAc NH4+ ，,NH3 Ac-,HAc H2O ，,OH- Ac-,H3O+ NH4+,NH3 H2O,反应向左,H3O+ H2O,OH- H2O,反应向右,HCl NH4+,NH3 Cl-,反应向右,l

7、ewis 酸：,lewis 碱：,lewis酸 + lewis碱,3.酸碱电子理论,可以接受电子对的分子、离子或原子,如：Fe3+ 、 S 、 Ag+、 BF3,可以给出电子对的离子或分子,如： :X、 :NH3、 :CO、 H2O:,酸碱加合物,电子对的接受体,电子对的给予体,二、弱酸和弱碱的解离平衡,1. 解离度（ ）,2.解离平衡和解离常数,4. 同离子效应和盐效应,1解离度（ ）,c、T相同，,解离度() =,解离部分的弱电解质浓度(x),解离前弱电解质浓度(c),100%, 大小,本性,浓度、温度,其它电解质,有关,H A,H+ + A-,解 离,结 合,一元弱酸HA的解离：,是T的

8、函数，,解离常数,2.解离平衡和解离常数,与浓度无关,实验测定,热力学数据,酸性：,小，,弱酸的解离常数，,如25, HAc = 1.7510-5,10-4 (弱电解质) ；,=10-210-3 (中强电解质),HAc ,弱碱的解离常数,= 1.310-10,电解质弱 ；,H2S的解离：, , 多元弱酸的强度决定于,区别：,联系：,不受浓度的影响，,：, 初 始,c 0 0, 平衡 ,c x,= c(1) c c,是常数；,T一定，,c， 。,x,x,稀释定律,当c / 400时，,适用条件：,很小，,c / 400,1-1,物理意义：,同一弱电解质，,c相同的不同电解质，,不同浓度HAc溶液

9、的、H+和 （25）,结果：,c 大，,小，,大，,不变。,4. 同离子效应和盐效应,=1.3210-3(molL-1),在弱电解质溶液中加入与弱电解质含有相同离子的、易溶的强电解质，使弱电解质解离度降低的现象同离子效应。,NaAc,Na+ + Ac-,平衡左移,H+、降低,解出 x = 1.7510-5 (molL-1),例1：向1升0.10molL-1HAc溶液中加0.10mol固体NaAc，求HAc的H+和各为多少？,解：,0.10- x,平衡,设平衡时H+ = x molL-1,初始,0.10 0 0.10,x,x+ 0.1,NaCl,Na+ + Cl-,增多,相反离子的牵制作用,增强

10、,离子活动性,降低,机会减小,(HAc）,增大,在弱电解质溶液中加入与弱电解质无关的强电解质盐类，而使弱电解质的电离度增大的效应盐效应。,0.1molNaCl 1L 0.1molL-1 HAc,H+: 1.3210-3 1.8210-3,: 1.32% 1.82%,发生同离子效应的同时，,注意：,存在盐效应，,两种效应相反。,二者相比：,同离子效应主要，,盐效应很小；,不特殊指明，,不考虑盐效应,1. 水的解离和溶液的酸碱性,三、酸碱溶液中离子浓度的计算,2. 酸碱指示剂和pH试纸,3. 溶液中离子浓度的计算,1. 水的解离和溶液的酸碱性,平衡时,水的离子积,纯水中H+和OH-的乘积为一常数，

11、,是T的函数。,酸性:,中性:,碱性:,室温下(25),H 小，,H+ 大，,酸度高,H 大，,H+ 小，,酸度低,室温下：,酸性：pH7,中性：pH = 7,碱性：pH7,注意：,水溶液：,H适用于 H+、OH-1.0molL-1的溶液,1.0molL-1,纯水：pH = 7,酸碱指示剂,有机弱酸（HIn）,有机弱碱（InOH）,两性物质,特点：,酸式、碱式颜色不同,2. 酸碱指示剂和pH试纸,红色,兰色,H+,OH-,当,指示剂理论变色点,左移,红色,（酸性）,右移,兰色,中性,红、兰 混合色,（紫色）,（碱性）,混合色,指示剂的变色范围（变色域）,碱色,酸色,指 示 剂 理论变色点,石蕊

12、 7.0,甲基橙 3.7,酚酞 9.1,甲基红 5.0,注意：,指示剂变色范围越窄，,颜色变化越明显。,混合指示剂：,由两种或两种以上的指示剂混合而成。,优点：,颜色变化敏锐，,容易观察。,指示剂的变色范围,1）强酸(碱)溶液pH的计算,特点：,全部解离,c molL-1HCl（NaOH）,H3O+ = OH-+Cl-,精确公式,H3O+2 - c H3O+ - Kw = 0,3. 溶液中离子浓度的计算,HCl：,精确公式,OH- = c(NaOH),近似公式,忽略水的解离,H3O+ = c(HCl),近似公式,NaOH：,当c10-6时，,忽略水的解离,当c10-6时，,2）一元弱酸(弱碱)

13、溶液pH的计算,一元弱酸(HA)：,溶液中的H3O+：,H3O+ = A- + OH-,整理：,精确公式,近似公式,当cKa 20Kw时,当5%,最简公式,注意：,公式的适用条件, 400,忽略H2O的解离,一元弱碱(BOH)：,精确公式：,近似公式：,最简公式：,注意：,公式的适用条件,当cKb 20Kw时,当5%, 400,以H2S为例：,3）多元弱酸、弱碱溶液pH的计算,0.05,当cKa1 20Kw时,忽略二级解离,忽略水的解离, 400,例2：计算1.010-8molL-1HCl溶液的pH值。,解：,c=1.010-810-6,= 1.0510-7(molL-1),pH = -lgH

14、+,= -lg1.0510-7 = 6.98,近似计算会出现酸溶液的pH7,例3：分别计算0.10molL-1HAc和NH3H2O溶液的pH值和 。,解：,HAc：,NH3H2O：,例4：计算25时0.04molL-1H2CO3溶液中H+、HCO3-和CO32-各为多少？,解：,(molL-1),= 8.5410-70.05,cKa1 =0.044.310-7, 20Kw,= 1.710-8,解：,0.0010-x 0.0010+x x,= 1.0210-2,x2 + 0.011x 10-5 = 0,= 0.0008(molL-1),例5：计算0.0010molL-1H2SO4溶液中的 和pH

15、值( )。,例6.计算0.100molL-1 NH4Cl溶液中的H+及pH值,解：,5.6510-10,四、缓冲溶液,1. 缓冲溶液的组成及作用原理,2. 缓冲溶液pH值的计算,3. 缓冲容量（）,4. 缓冲溶液的选择和配制,等体积的,H2OHAc-NaAc,少滴HCl,结果表明：,HAc-NaAc具有抗酸能力，,多滴HCl,H2O无抗酸能力。,等体积的,H2OHAc-NaAc,多滴NaOH,少滴NaOH,结果表明：,HAc-NaAc具有抗碱能力，,H2O无抗碱能力。,等体积的,NaOH（稀） HCl（稀）HAc-NaAc,加水 稀释,H（大） pH（大）,结果表明：,HAc-NaAc具有抗稀

16、释能力，,稀NaOH、HCl无抗稀释能力；, pH（小）,具有抗酸、抗碱、抗稀释能力的溶液。,稳定溶液的pH值,缓冲溶液：,作用：,浓酸、浓碱具有缓冲能力,1. 缓冲溶液的组成及作用原理,构成缓冲溶液的必要条件：,溶液中同时含有,缓冲对、,组成：,（质子论中的共轭酸碱对）,H2CO3-HCO3-,HCO3- -CO32-,NH3-NH4+,H2PO4-HPO42-,缓冲偶、,缓冲系,缓冲混合物,作用原理：,特点,大量存在,加强酸( HCl ),Ac-抗酸成分,H+ + Ac- HAc,H+ 小,Ac- 大,HAc 大,H+,平衡左移,H+未,H未,( 同离子效应 ),( 来自NaAc ),加强

17、碱(NaOH),H+ + OH-H2O,H+减少,HAc抗碱成分,补充H+的减少,平衡右移,HAc H+ + Ac-,H+未,H未,缓冲系,NH3H2O NH4+,抗酸、抗碱成分？,OH-,2. 缓冲溶液pH值的计算,= c( 共轭酸 ),= c(共轭碱 ),缓冲公式：,注意：,HCO3-CO32-,共轭酸的解离常数,H2CO3-HCO3-,NH3-NH4+,适当稀释缓冲溶液,比值不变,H不变, 缓冲比,例7：在1升0.20molL-1HAc溶液中，加入0.10mol固体NaOH，问能否配成缓冲溶液？求其溶液的pH值 。 (pKa = 4.75),解：,初始,0.20 0.10 0.00,平衡

18、,0.20-0.10 0.00 0.10,平衡时溶液中有等量的HAc和NaAc存在,能配成缓冲溶液,例8.(1)计算含有0.100molL-1HAc与0.100molL-1 NaAc的缓冲溶液的水合H+浓度、pH值和HAc的离解度。(2)若往100mL上述溶液中加入1mL 1.00molL-1HCl溶液后，则溶液的pH值变为多少？,解：,(1),(2),= 4.66,pH = 4.66 4.75 = - 0.09,H值基本不变,加入1mL 1.00molL-1NaOH溶液,pH=4.84,pH = 4.84 4.75 = 0.09,缓冲能力 强,3. 缓冲容量（）,一个比值,大，,数学表达式：

19、,总浓度：0.050.20molL-1,c总一定时，,缓冲比离1:1越远，,当0.01时，,（缓冲比： ）,影响的因素：,缓冲比一定,与c总有关,c总大,大,与缓冲比有关,缓冲比= 1:1,大,小,失去缓冲能力,称缓冲范围,4. 缓冲溶液的选择和配制,选择合适的缓冲系：,缓冲液要有一定的总浓度：,用缓冲公式计算出符合要求的缓冲比。,用pH计校正缓冲溶液的pH值。,（保证 最大）,0.010.1,例10： 欲配制250mL、pH=5.0的缓冲溶液，问在12.0mL、6molL-1HAc溶液中应加入固体NaAc3H2O 多少克？,解：,c(Ac-) = 0.50(molL-1),应加入NaAc3H2O的质量为：,0.50 0.25 136=17(g),答：,计算下列溶液的pH,(1)20mL0.1molL-1的H3PO4溶液+10mL0.1molL-1的NaOH溶液,解：,构成缓冲溶液,= 2.18,(2)20mL0.1molL-1的H3PO4溶液+20mL0.1molL-1的NaOH溶液,解：,H2PO4-为两性离子,(3)20mL0.1molL-1的H3PO4溶液+30mL0.1molL-1的NaOH溶液,解：,构成缓冲溶液,= 7.2,(4)20mL0.1molL-1的H3PO4溶液+40mL0.1molL-1的NaOH溶液,解：,HPO42-为两性离子,