第八章酸碱的解离ppt课件.ppt
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1、第八章 酸碱解离平衡,Chapter 8 Equilibrium of Acid and Base,酸碱理论主要有:,1、十八世纪拉瓦锡的“氧酸”说和戴维、李必希的“氢酸”说。2、阿累尼乌斯(Arrhenius 1887)的酸碱电离理论。3、富兰克林(1905)的酸碱溶剂理论4、布朗斯特德劳瑞(BronstedLowry 1923)的酸碱质子理论5、路易斯(Lewis 1923)的酸碱电子理论6、皮尔逊(1963)的硬软酸碱理论7、离子移变理论,8.1 酸碱的质子理论Proton Theory of Acid and Base,(一)定义:,Acid 给出质子的物质 proton donor
2、Base 接受质子的物质 proton acceptor,HCl Cl-H+NH4+NH3 H+HCO32-CO32-H+,两性电解质既能给出质子,又能接受质子的分子或离子,称为“两性电解质”(ampholyte)简称“两性物”。,酸碱举例,酸 分子 HCl,H2SO4,H3PO4,H2O,NH3 离子 NH4+,HSO4-,H2PO4-,HPO42-,碱 分子 H2O,NH3 离子 OH-,HSO4-,H2PO4-,HPO42-,两性物 分子 H2O,NH3 离子 HSO4-,H2PO4-,HPO42-NH3+H+=NH4+NH3(l)=NH2-(l)+H+(l),(二)酸碱共轭关系,酸强度
3、,其共轭碱(conjugate base)强度。,共轭酸碱对,显然:Ka,则Kb;Ka,Kb,(三)酸碱反应的实质质子传递,根据”酸碱质子理论”,”阿仑尼乌斯电离学说”的酸碱电离,酸碱中和,盐的水解,都可以归结为”质子传递反应”.H+HAc+H2O=H3O+Ac-H3O+OH-=H2O+H2O Ac-+H2O=HAc+OH-NH4+2H2O=NH3H2O+H3O+酸1 碱2 碱1 酸2,(四)酸碱的强弱,1、同一溶剂中,酸碱的强弱由其本质决定,2、溶剂的性质。,如HAc在水溶液中是一弱酸,但在液氨中则是一个较强的酸。,1)拉平效应和区分效应,已知HCl,HClO4,HNO3等强酸在水中几乎10
4、0电离,必然得出相同浓度的强酸酸度相等的结论,可表示为 HAH2O H3O+A-,我们把能将不同强度的酸拉平到同一水平的作用拉平效应;具有拉平效应能力的溶剂拉平溶剂,在醋酸中表现出的强度不同,酸强度顺序为,HClO4 HBr H2SO4 HCl 电离常数之比 KHClO4:KHBr:KH2SO4:KHCl 400:160:30:9 我们把能将酸的强弱进行区分的作用区分效应。具有区分效应能力的溶剂区分性溶剂。,溶剂 强酸 强碱 弱酸 弱碱 HClO4,HCl;NaOH,KOH;HClO,HCN;NH3,N2H4,NH2OH H2O 拉平 拉平 区分 区分 HAc 区分 拉平 NH3 区分 拉平,
5、2)影响拉平效应和区分效应的因素,(1)凡是酸性比水强的溶剂(如HAc),能区分在水中被拉平的强酸(HClO4,HCl等),但却使水中可区分的弱碱(NH3 N2H4 NH2OH)被拉平(2)凡是碱性比水强的溶剂(如NH3),能区分在水中被拉平的强碱(KOH,NaOH等),但却使水中可区分的弱酸(HClO HCN等)被拉平 故,溶质和溶剂的相对酸碱性对区分效应和拉平效应均有影响,(五)酸碱质子理论的优点和局限性,1、优点:(1)扩大了酸、碱范围,不局限于水溶液体系(2)把阿仑尼鸟斯理论中的电离、中和、盐的水解统一为“质子传递反应”。,2、局限性,仍局限于有H+的体系,无H体系不适用,例如:BF3
6、,AlF63-,Fe(CN)63-,Ni(CO)4,8-2弱酸弱碱的解离平衡,8-2-1一元弱酸弱碱的解离平衡,一、酸常数碱常数,HAc+H2O=H3O+Ac-可简为:HAc=H+Ac-,注意:酸常数碱常数是平衡常数的一种形式,与T有关,与C无关;,酸常数碱常数反映出一定条件的酸碱强度的大小,Ka 10-2 强酸 Kb 10-2 强碱=10-2-10-5 中强酸=10-2-10-5 中强碱 10-5 弱酸 10-5 弱碱,电离常数可以通过实验测定,亦可通过热力学数据计算。rG=-RT ln Ka,二 电离度()定义:即电离平衡时电解质已电离部分占总量的百分比。,已电离的溶质的物质的量 100
7、原有溶质总物质的量,2.电离度与电离平衡常数的关系,电离常数是平衡常数的一种形式,与T有关,与C无关;电离度是转化率的一种形式,与T、C、溶剂都有关;电离常数与电离度有如下定量关系,HA A-H,Initial:c 0 0Equilibrium:c(1-)c c,(c)2 c2 Ka=c(1-)1-,当 c/K 400 或 5%时,1-1则 K c2 或,Note:(1)浓度 C 固定时,随 K 的增大而增大,(2)T一定,K 不变时,溶液越稀 越大。,三、解离平衡常数的应用,1.求溶液的酸度(H+、OH-、pH),C0/Ka 400,5,C0 H,一元弱酸溶液中 H+的简化公式,H+=,a,
8、C0/Ka 5,不能近似,H,OH-,C0/Kb 400,5,C0 OH-,for weak monobase,C0/Kb 5,不能近似,OH-,例1:求0.10moldm-3 HAc溶液的pH和电离度(298 K,Ka=1.8 10-5)。解:HAc=H+Ac-起始相对浓度 0.10 0 0平衡相对浓度 0.10 x x x,(2)用近似公式:c/Ki=5682 400 得:,c/Ka=5682 400,例3:0.010moldm-3,NH3(aq)在298K的电离度为4.2%,求其K b。,解:,求0.010 moldm-3 CHCl2COOH溶液中H+,已知Ka=3.3210-2,因 c
9、/Ka0.010/3.3210-2 400,设已电离为x,则,CHCl2COOHH2O CHCl2COOH3O 0.010-x x x,3.3210-2,x23.3210-2 x-3.3210-4 0,xH3O8.010-3 moldm-3,100(8.010-3/0.010)10080,四 影响解离平衡的因素,1.温度,T,K i,3.同离子效应(Common Ion Effect),例 HAc+NaAc溶液,例:把NaAc(s)加到,溶液中,使,(忽略溶液体积的变化),求H+和,2.盐效应,(已知298K,HAc Ka=1.76 10-5)。解:HAc+H2O=H3O+Ac-简为:HAc=
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