酸碱平衡和溶解平衡.ppt

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1、4-5 水溶液中的几种平衡,一、水的离解平衡和溶液的酸碱性二、弱酸、弱碱的离解平衡三、缓冲溶液四、难溶电解质的溶液平衡五、配位平衡六、氧化还原反应,教学内容,课后作业,教学目的,第四章 溶液中的离子平衡1 酸碱理论2 水的解离和溶液酸碱性3一元弱酸和一元弱碱的离解平衡;4同离子效应与缓冲溶液；5溶度积与溶度积规则,作业：P118,1.了解一元弱酸和一元弱碱的离解平衡特点；2.掌握一元弱酸、弱碱溶液pH的计算方法；3.了解溶度积的概念及难溶电解质的溶解平衡特点及溶度积规则。,本次课教学安排,1、酸碱理论,1.1 酸碱电离理论1.2 酸碱质子理论1.3 酸碱电子理论,1.1 酸碱电离理论,瑞典物理

2、化学家阿仑尼乌斯，他的最大贡献是1884年提出了电离学说，这一学说是物理化学发展初期的重大发现，对溶液性质的解释起过重要的作用，它是物理和化学之间的一座桥梁。阿累尼乌斯因创立电离学而获得了1903年的诺贝尔化学奖。,电解质在水溶液中能够解离，凡解离产生H离子的物质叫做酸；解离产生OH 离子的物质叫做碱。,1.1 酸碱电离理论,酸碱电离理论从物质的化学组成上揭露了酸碱的本质：H是酸的特征，OH是碱的特征，中和反应的实质就是 H+OH H2O。,把酸碱的概念仅限于水溶液中，无法解释物质在非水溶剂中的酸碱性问题；也无法解释NH4Cl、AlCl3、Na2CO3、Na3PO4等物质的酸碱性问题。,酸碱电

3、离理论的局限性：,1.2 酸碱质子理论,布朗斯特，丹麦物理学家，曾任哥本哈根大学化学教授，1923年创建了酸碱质子理论。,凡是能给出质子H的物质都是酸；凡是能接受质子H的物质都是碱。,1.2 酸碱质子理论,质子理论只限于质子的给出和接受，必须含有H+，不能包括那些不交换质子而又具有酸性的物质。例如SnCl4、AlCl3这些物质虽然不含有质子H+，但它们和含氢的酸一样，在非水溶剂中仍然可以中和碱。这种现象质子论就不能解释了。,1.3 酸碱电子理论,路易斯,Lewis G.N.,1875-1946,美国物理化学家路易斯，结合酸碱的电子结构，1923年提出了酸碱电子理论。,酸是电子对接受体，碱是电子

4、对给予体。酸碱反应的实质是配位键的形成并形成酸碱配合物。,凡是可以接受电子对的物质称为酸；,凡是可以给出电子对的物质称为碱；,1.3酸碱电子理论,酸碱电子理论的定义涉及到了物质的微观结构，使酸碱理论与物质结构有机地联系起来。化合物中普遍存在配位键，因此路易斯酸碱的范围极其广泛，酸碱配合物无所不包，凡金属离子都是酸，与金属离子结合的不管是阴离子还是中性离子都是碱，一切盐类、金属氧化物及其它大多数化合物都是酸碱配合物；,1.3 酸碱电子理论,酸碱电子理论对酸碱的定义，摆脱了体系必须具备某种离子或元素，也不受溶剂的限制，而立论于物质的普遍组合，以电子对的给出和接受来说明酸碱的反应，故它更能体现物质的

5、本质属性，较前面几个酸碱理论更为全面和广泛。但是由于路易斯理论对酸碱的认识过于笼统，因而不易掌握酸碱的特性。,在酸碱电子理论中，一种物质究竟属于酸还是属于碱，要在具体的反应中确定，不能脱离环境去辨认物质的归属；,2、水的离解平衡和溶液的酸碱性,水是最重要的溶剂，我们要讨论的离子平衡都是在水溶液中进行的，水溶液的酸碱性取决于溶质和水的解离平衡。,H2O(l)H+OH,H+OH=(1.00410-7)2=1.010-14=Kw,水的离子积常数Kw：（纯液态不计入平衡关系式）,（8-1）,Kw反映了水溶液中H+离子浓度和OH离子浓度间的相互关系，知道了H+离子浓度，就可算出OH离子浓度，反之亦然。任

6、何物质的水溶液，不论它是中性、酸性还是碱性，都同时含有H+离子和OH 离子，只不过它们的相对多少不同而已。,溶液的酸碱性：,一些H+离子浓度很小的溶液，常采用pH值来表示溶液的酸碱性。,溶液中H+离子浓度的负对数叫做pH值；,也可用pOH值表示溶液的酸碱性；pOH=-lgOH,因为 H+OH=1.010-14,两边同时取负对数，则 pH+pOH=14,pH=-lgH+,pH值：,溶液的H+在110-14 molL-1之间时，使用pH值来表示，这时pH值范围在014；更强的酸性溶液pH值可以小于0，更强的碱性溶液pH也可以大于14，在这种情况下，使用摩尔浓度molL-1表示更为方便。,pH=7，

7、溶液是中性；pH7，溶液是酸性；pH7，溶液是碱性；,pH值：,一些物质的酸度（pH）,土壤：57 海水：7.88.3人体液和分泌物：血液：7.357.45 胃液：0.87（0.13molL-1）肝胆汁：7.48.5 胆囊胆汁：5.46.9脑脊液：7.4 粪便：7.07.5胰液：8.0 尿（正常）：4.88.4 肠液:7.7 静止细胞内：7.07.5眼房水：7.2 唾液：7.2 人乳：7.4,3、弱酸弱碱的解离平衡,3.1 一元弱酸弱碱的解离平衡常数3.2 多元弱酸的解离平衡,3.1 一元弱酸弱碱的解离平衡常数,弱酸,弱碱,3.1 一元弱酸弱碱的解离平衡常数,共轭酸碱对的Ka与Kb互成反比关系

8、，Ka越大，Kb就越小，知道了Ka的值，便可求出Kb，反之亦然。,（8-2）,3.1 一元弱酸弱碱的解离平衡常数,3.1 一元弱酸弱碱的解离平衡常数,3.1 一元弱酸弱碱的解离平衡常数,通过例题1的计算，推导出计算一元弱酸或弱碱溶液中H+或OH 的最简公式。,298K时，HAc的Ka=1.76105，计算0.10 molL1的HAc溶液中H+离子的浓度。,例题1,3.1 一元弱酸弱碱的解离平衡常数,3.1 一元弱酸弱碱的解离平衡常数,3.1 一元弱酸弱碱的解离平衡常数,（8-3）,（8-4）,3.1 一元弱酸弱碱的解离平衡常数,3.2 多元弱酸的解离平衡,在溶液中每个分子能给出多个质子的酸叫做

9、多元酸。例如，H2S、H2CO3是二元弱酸，H3PO4是三元弱酸等。如在H2S水溶液中同时存在多个平衡：,3.2 多元弱酸的解离平衡,，两式相加，平衡常数相乘,3.2 多元弱酸的解离平衡,试计算H2S饱和水溶液中的H+、HS、S2 和OH离子的浓度。,例题3,3.2 多元弱酸的解离平衡,例题3,（8-9）,3.2 多元弱酸的解离平衡,例题3,3.2 多元弱酸的解离平衡,（8-10）,3、弱酸弱碱的解离平衡,弱酸弱碱解离平衡公式小结,4、缓冲溶液,4.1 缓冲溶液的定义4.2 缓冲作用的原理4.3 缓冲溶液的pH值4.4 缓冲溶液的选择与配制4.5 分析常用的缓冲溶液,1.缓冲溶液的定义,2.缓

10、冲作用的原理,3.缓冲溶液的pH值,4.缓冲溶液的选择与配制,4.缓冲溶液的选择与配制,乳酸的pKa=3.85,4.缓冲溶液的选择与配制,例题6,4.缓冲溶液的选择与配制,例题6,4.缓冲溶液的选择与配制,通过例题6的计算，得出如下结论：,4.缓冲溶液的选择与配制,4.缓冲溶液的选择与配制,pH：2.854.85,4.缓冲溶液的选择与配制,4.缓冲溶液的选择与配制,4.缓冲溶液的选择与配制,4.缓冲溶液的选择与配制,4.缓冲溶液的选择与配制,4.缓冲溶液的选择与配制,配置一个缓冲能力较大的缓冲溶液需要的条件：,（1）对一个给定的缓冲体系，缓冲物质的总浓度c 越大，缓冲容量越大；,（2）缓冲物质

11、总浓度c 一定时，当pH=pKa时，即c酸/c盐之比=1时，缓冲容量最大。,4.缓冲溶液的选择与配制,4.缓冲溶液的选择与配制,4.缓冲溶液的选择与配制,例题7,4.缓冲溶液的选择与配制,4.缓冲溶液的选择与配制,例题8,用1.0 molL1的氨水和固体NH4Cl为原料，如何配制1升pH为9.00的、其中要求氨水的浓度为0.10 molL1的缓冲溶液？,这是一个由弱碱氨水和弱碱盐NH4Cl组成的缓冲对，已知氨水的Kb=1.77105，它的pKb=4.75，题目已经给出缓冲溶液的c碱浓度为0.10 molL1，pH=9.00，则pOH=14.00 9.00=5.00，NH4Cl的M=53.5 g

12、mol1；,解：,4.缓冲溶液的选择与配制,根据（8-20）公式即可求出缓冲溶液的c盐浓度,则c盐=0.18 molL1,所需要NH4Cl的质量为：,m盐=0.18 molL11.0L53.5 gmol1=9.6 g,例题8,4.缓冲溶液的选择与配制,所需要NH3水的体积为：,如何配制呢？先将9.6 g NH4Cl 溶于少量水中，然后加入1.0 molL1的氨水100 mL，最后用水稀释至1.0L。,例题8,5.分析常用的缓冲溶液,标准缓冲溶液,测量溶液pH值时做参照标准使用的缓冲溶液，它们的pH值是经过准确实验测得的。,5.分析常用的缓冲溶液,常用缓冲溶液,缓冲溶液在医学上的应用（1）,人体

13、内各种体液的pH值具有十分重要的意义。它们均控制在一狭小范围内。因为只有在这范围内，机体的各种功能活动才能正常进行。离开正常范围的少许变化尚能允许，但如变化太大，都可能引起体内许多功能失调。,缓冲溶液在医学上的应用（2）,在体内差不多每项代谢的结果都有酸产生：如有机食物被完全氧化而产生碳酸嘌呤被氧化而产生尿酸，碳水化合物的厌氧分解而产生乳酸以及因氧化作用不完全而导致乙酰乙酸和-羟基丁酸的生成等，体内代谢也生成磷酸和硫酸，代谢过程也可以产生NaHCO3。这些代谢产生的酸或碱进入血液并没有引起pH值发生明显的变化，这说明血液具有足够的缓冲作用，也说明体内有着有效的生理作用支配着体内能及时地得到缓冲

14、物的不断补充。,缓冲溶液在医学上的应用（3）,正常人血浆的PH值（7.47.5）相当恒定，具有缓冲作用，血液中存在下列缓冲对（HA表示有机酸）：,缓冲溶液在医学上的应用（4）,在上述缓冲系中，碳酸氢盐缓冲系在血液中浓度很高，对维持血液正常pH值的作用很重要。其次红细胞中的血红蛋白和氧合血红蛋白缓冲系也很重要。这些缓冲系中的共轭酸（如H2CO3）起抗碱作用，共轭碱（如HCO3-）起抗酸作用，使pH值保持正常。,H2CO3-NaHCO3在血浆中的平衡,缓冲溶液在医学上的应用（5）,血液中其他缓冲系的抗酸抗碱作用和CO2-HCO3-缓冲作用的原理相似；血液中的CO2-NaHCO3-可以通过以上肺部的

15、呼吸作用，以及肾脏的（Na2HPO4-NaH2PO4）酸碱调节作用达到平衡。食物也可以调节酸碱，摄入含蛋白少的植物性食品，如水果，蔬菜，因为它们含有钾钠大量碱元素，摄入含蛋白多的动物性食品，如肉蛋类，因为它们含磷硫氯大量酸性元素，适当选择和搭配食物种类有助于酸碱平衡。,5 溶度积与溶度积规则,5.1 溶度积与溶解度5.2 沉淀溶解平衡的移动5.3 沉淀反应的应用,5.1 溶度积与溶解度,1.溶度积常数Ksp,2.溶度积规则,3.溶度积与溶解度的换算,1.溶度积常数Ksp,物质的溶解度只有大小之分，没有在水中绝对不溶解的物质。通常把溶解度小于0.01g/100g水的物质称为难溶物或不溶物。,溶解

16、 沉淀,溶解 沉淀，未饱和溶液,溶解 沉淀，过饱和溶液,溶解 沉淀，饱和溶液，动态平衡,1.溶度积常数Ksp,AgCl(s)Ag+(aq)+Cl(aq),Ksp称为溶度积常数，它是难溶强电解质在水溶液中沉淀溶解平衡的平衡常数，反映了物质的溶解能力。,1.溶度积常数Ksp,溶度积常数Ksp定义为：一定温度下，难溶强电解质饱和溶液中各离子浓度以它们各自的计量系数为幂的乘积为一常数。,1.溶度积常数Ksp,溶度积常数Ksp与化学平衡常数一样，随温度而变化，溶度积和溶解度s 都反映了难溶强电解质的溶解能力，它们之间可以相互换算。,2.溶度积规则,当QKsp时，未饱和溶液，沉淀溶解；,在化学平衡一章学习

17、中，通过活度商Q和标准平衡常数K来判断反应进行的方向，这一规则同样适用沉淀溶解平衡，在这里Q称为离子积。,当QKsp时，过饱和溶液，将有沉淀析出；,当Q=Ksp时，饱和溶液，沉淀和溶解达到平衡；,3.溶度积与溶解度的换算,3.溶度积与溶解度的换算,3.溶度积与溶解度的换算,同类型难溶盐，其Ksp值越小，沉淀后溶液中残留的离子浓度越低，表明离子沉淀的越完全，该难溶盐的溶解度s 越低。,BaSO4 CaSO4Ksp=1.11010 Ksp=6.1105s=1.0105 molL1 s=7.8103 molL1,3.溶度积与溶解度的换算,不同类型难溶盐，不能直接由其Ksp值的大小说明问题，要计算出它

18、们的溶解度s，比较溶解度的大小，溶解度越小的沉淀得越完全。,AgCl Ag2CrO4Ksp=1.61010 Ksp=1.91012s=1.3105 molL1 s=7.8105 molL1,5.2 沉淀溶解平衡的移动,1.同离子效应与盐效应2.酸度的影响3.分步沉淀4.沉淀的转化5.沉淀的溶解,2.酸度的影响,3.分步沉淀,3.分步沉淀,3.分步沉淀,4.沉淀的转化,5.沉淀的溶解,生成弱电解质使沉淀溶解,通过氧化还原反应使沉淀溶解,生成配合物使沉淀溶解,5.沉淀的溶解,生成弱电解质使沉淀溶解,5.沉淀的溶解,通过氧化还原反应使沉淀溶解,5.沉淀的溶解,生成配合物使沉淀溶解,三、沉淀反应的应用

19、,1.除去溶液中的Fe3+2.除去溶液中的Cu2+、Pb2+、Cd2+等杂质,1.除去溶液中的Fe3+,1.除去溶液中的Fe3+,1.除去溶液中的Fe3+,1.除去溶液中的Fe3+,1.除去溶液中的Fe3+,2.除去溶液中的Cu2+、Pb2+、Cd2+等杂质,2.除去溶液中的Cu2+、Pb2+、Cd2+等杂质,沉淀溶解平衡计算例题：,例题1 通过溶解度s求算Ksp,在25时，Ag2CrO4的溶解度s为2.6103 g(100g 水)1，求该温度下Ag2CrO4的Ksp,解：因为溶液很稀，可以认为溶液的密度和纯水一样为1.0 gmL1，将Ag2CrO4溶解度的单位换算为molL1；,例题1 通过溶解度s求算Ksp,平衡浓度/molL1 2 s s,Ag2CrO4(s)2Ag+(aq)+CrO42(aq),在25时，Ag2CrO4的溶解度s为2.6103 g(100g 水)1，求该温度下Ag2CrO4的Ksp,例题2 通过Ksp求算溶解度s,在25时，Mg(OH)2的Ksp为5.61012，求其溶解度s(以molL1表示)。,