醋酸电离平衡常数的测定.ppt

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1、学习情境四 醋酸电离平衡常数的测定,北京电子科技职业学院 生物技术系,一、溶液的通性,在一定温度下，液体及其蒸气达到相平衡时，蒸气所具有的压力称为该温度下液体的饱和蒸气压，简称蒸气压。,思考：蒸气压与温度有什么关系？,答：不同溶剂蒸气压不同，相同溶剂温度升高，蒸气压增大。例如：p(H2O,l,298K)=3167 Pap(H2O,l,373K)=101.325kPa,法国物理学家拉乌尔据实验得出以下定量关系：在一定温度下，难挥发的非电解质稀溶液的蒸气压下降p与溶质的摩尔分数成正比，而与溶质的本性无关。即：p=pAxB 其中xB是溶质B在溶液中的摩尔分数，pA是纯溶剂的蒸汽压。若溶液的质量摩尔浓

2、度为mB，则,式中，k为只与溶剂性质有关的常数。,1、蒸气压下降,一、溶液的通性,蒸气压下降的应用,测定溶质分子的相对摩尔质量设质量为WB的溶质溶于质量为WA的溶剂中，则有：,干燥剂工作原理 CaCl2、NaOH、P2O5等易潮解的固态物质，常用作干燥剂。因其易吸收空气中的水分在其表面形成溶液，该溶液蒸气压较空气中水蒸气的分压小，使空气中的水蒸气不断凝结进入溶液而达到消除空气中水蒸气的目的。,一、溶液的通性,2.溶液的沸点上升和凝固点下降,沸点：液体蒸气压达到101.325kPa(1atm)时的温度。沸腾温度：液体蒸气压与外界压力相等时的温度。固体表面的分子也能蒸发，具有一定的蒸气压。固体与其

3、蒸气在密闭容器中可达到平衡。,难挥发物质的溶液的沸点总是高于纯溶剂的沸点，二者之差为：Tbp=Tbp Tb=kbpm kbp称为溶剂的摩尔沸点上升常数，单位为Kkgmol-1。,图 沸点上升示意图,一、溶液的通性,溶液的凝固点总是低于纯溶剂的凝固点，它们之差为：Tfp=TfpTf=kfp m kfp 称为溶剂的摩尔凝固点下降常数。,特点Kfp,kbp只与溶剂种类有关同种溶剂：kfp kbp,凝固点（熔点）：液相和固相蒸气压相等时的温度固相与液相共存时的温度。,图 凝固点下降示意图,一、溶液的通性,测定分子的相对分子质量 以凝固点下降应用较多。因为kfpkbp，Tfp Tbp，所以实验误差较小，

4、且凝固时有结晶析出，易于观察。当溶质的相对摩尔质量MB很大时，由于Tf太小，准确性差，因此只适用于MB较大的情况。,防冻剂工作原理 冬天为防止汽车水箱结冰，可加入甘油、乙二醇等以降低水的凝固点，避免因结冰，体积膨胀而使水箱破裂。,一、溶液的通性,沸点和凝固点测定的应用,3.溶液的渗透压,渗透现象溶剂通过半透膜进入溶液或溶剂从稀溶液通过半透膜进入浓溶液的现象（单向扩散）,渗透压阻止渗透进行所施加的最小外压,用表示。在数值上，,图 溶液渗透压示意图,一、溶液的通性,4.电解质溶液的通性,阿仑尼乌斯根据电解质溶液不服从稀溶液定律的现象，提出了电离理论。1903年他获得了诺贝尔化学奖。电离理论认为电解

5、质分子在水溶液中解离成离子，使得溶液中的微粒数增大，故它们的蒸汽压、沸点、熔点的改变和渗透压数值都比非电解质大。,电离度溶液中已解离的电解质的分子数与电解质总分子数之比。,一、溶液的通性,活度与活度系数 离子间的相互牵制，强电解质溶液中的有效浓度比实际浓度小。活度：是指有效浓度，即单位体积电解质溶液中表现出来的表观离子有效浓度，即扣除了离子间相互作用的浓度。以a（activity）表示。,一、溶液的通性,离子强度越大，离子间相互作用越显著，f 越小。离子电荷越大，离子间相互作用越强，f 越小。离子强度很小，稀溶液(弱电解质及难溶电解质)接近理想溶液，f 约为1,活度近似等于浓度。,一、溶液的通

6、性,1、酸碱水溶液中的离子平衡,水溶液中的单相离子平衡一般分为酸、碱的解离平衡及配离子的解离平衡两类。,根据解离度的大小，将电解质分为强电解质和弱电解质两类。强电解质在水中全部解离，而弱电解质在水溶液中只有部分解离，大部分仍以分子形式存在。弱电解质在水溶液中存在解离平衡。,二、酸碱电离平衡,酸碱质子理论,凡能给出质子的物质都是酸；凡能结合质子的物质都是碱。,酸、碱可以是分子，也可以是离子。酸给出质子后可以再结合质子，因此酸给出质子后就变为碱：酸 质子+碱(质子给予体）(质子接受体）,如在水溶液中 HCl(aq）H+(aq)+Cl-(aq)HAc(aq)H+(aq)+Ac(aq)NH4+(aq)

7、H+(aq)+NH3(aq)HCO3-(aq)H+(aq)+CO32-(aq)Al(H2O)63+H+(aq)+Al(H2O)5(OH-)2+酸 质子+碱,二、酸碱电离平衡,酸与对应的碱的这种相互依存、相互转化的关系称为酸碱共轭关系。酸失去质子后形成的碱被称为该酸的共轭碱；碱结合质子后形成的酸被称为该碱的共轭酸。共轭酸与它的共轭碱一起称为共轭酸碱对。例如:,二、酸碱电离平衡,酸碱质子理论扩大了酸碱的范围，它比电离理论更广泛，其酸碱的定义只以H+为判据，与溶剂无关，可以解释NH3、Na2CO3以及NH4Cl等的酸碱性。,两性物质:H2O,HCO3(所有酸式根)无盐的概念:NH4Cl(酸碱复合物)

8、,酸碱质子理论是概念的一场革新：,二、酸碱电离平衡,酸碱电子理论,凡能接受电子对的物质是酸，凡能给出电子对的物质是碱,也称为路易斯酸碱理论。H+OH=H2O 酸+碱=酸碱加合物,二、酸碱电离平衡,2.酸碱离子平衡及pH计算,除少数强酸、强碱外，大多数酸和碱溶液都存在解离平衡，其平衡常数称为解离常数Ka或Kb，其值可由热力学数据求算，也可由实验测定。,同类型弱酸(碱)的相对强弱可由解离常数值的大小得出，如HF(3.5310-4)和HAc(1.7610-5)均为一元弱酸，但HF的酸性比HAc强。HF,H2SO3,HNO2,H3PO4 一般称为中强酸。,一元弱酸和一元弱碱 HAc(aq)=H+(aq

9、)+Ac(aq),二、酸碱电离平衡,一元弱酸和一元弱碱的溶液pH计算,设一元弱酸HA的浓度为c,解离度为 HA=H+A-起始浓度c00平衡浓度 c(1-)caca,溶液的酸度(H+离子浓度)常用pH表示，pH=lgc(H+/c),溶液的碱度(OH离子浓度)可用pOH表示。,二、酸碱电离平衡,例1 已知HAc的Ka=1.7610-5，计算3.0%米醋(含HAc浓度为0.50 moldm-3)的pH。,解：设米醋溶液中H+的平衡浓度为x moldm-3,则HAc(aq)=H+(aq)+Ac-(aq)平衡浓度/moldm-3 0.50 xxxKa=1.7610-5Ka/c10-4 0.50 x 0.

10、5,二、酸碱电离平衡,例题,例2 计算0.100 moldm-3 NH4Cl溶液中H+浓度及其pH。,解：NH4Cl(aq)=NH4+(aq)+Cl(aq)NH4+(aq)+H2O(l)=NH3(aq)+H3O+(aq)Ka=5.6510-10,二、酸碱电离平衡,溶液pH的实验测定：pH试纸(广泛,精密)简单、方便、粗略 pH计（酸度计）较精确、可数字显示或自动记录,二、酸碱电离平衡,3、缓冲溶液和pH的控制,同离子效应 在弱酸的溶液中加入该酸的共轭碱，或在弱碱的溶液中加入该碱的共轭酸，使得弱酸或弱碱的解离度大大下降的现象，称为同离子效应。,如HAc的水溶液中，HAc(aq)=H+(aq)+A

11、c-(aq),加入NaAc，由于NaAc=Na+Ac使得HAc解离平衡向左移动，HAc的解离度降低。,二、酸碱电离平衡,例3 在0.100 moldm-3HAc溶液中加入一定量固体NaAc，使NaAc的浓度等于0.100 moldm-3，求该溶液中H+浓度，pH和HAc的解离度。,解：设已解离的HAc的浓度为x moldm-3 HAc=H+Ac起始浓度/moldm-30.1 0 0.1平衡浓度/moldm-3 0.1x x 0.1+x,c(H+)=x moldm-3=1.76 10-5 moldm-3,pH=4.75,与例3.1相比,同离子效应使HAc从1.34%降为0.018%,c(H+)从

12、1.34 10-3 moldm-3 减少到1.76 10-5 moldm-3(降低76倍)。,二、酸碱电离平衡,缓冲溶液,弱酸及其共轭碱或弱碱及其共轭酸所组成的溶液具有一个重要性质，该溶液的pH在一定范围内不因稀释或外加少量酸或碱而发生显著变化，即对外加的酸和碱具有缓冲能力，这种溶液称作缓冲溶液。,以HAc和NaAc的混合溶液为例:NaAc=Na+Ac-HAc(aq)=H+(aq)+Ac-(aq)系统中大量HAc、Ac存在，使H+相对较少。当溶液中加入少量强酸时，H+与Ac结合生成HAc，使H+的浓度保持基本不变。,若往系统中加入少量强碱，则H+与OH-结合生成H2O，使HAc解离平衡右移，H

13、Ac的浓度减少，而H+的浓度仍保持基本不变。,二、酸碱电离平衡,缓冲溶液的pH,当加入大量的强酸或强碱，使溶液中的Ac或HAc耗尽，则溶液将失去缓冲能力。,组成缓冲溶液的一对共轭酸碱，如HAcAc又称为缓冲对。可用通式表示缓冲对之间存在的平衡：共轭酸=共轭碱+H+,二、酸碱电离平衡,例4 40.00 cm3 1.000moldm-3 HAc与20.00cm3 1.000 moldm-3 NaOH混合，求混合液的pH?,解：HAc+NaOH=NaAc+H2O 由于HAc过量，反应平衡后生成0.02000mol的Ac，并剩余0.02000mol HAc，溶液总体积为60cm3。于是,已知HAc的p

14、Ka为4.76因此,二、酸碱电离平衡,解：50.00cm3缓冲溶液中加入盐酸后总体积为50.05 cm3，加入的1.000 moldm3盐酸由于稀释，浓度变为：,由于加入的H+的量相对于溶液中Ac的量而言很小，可认为加入的H+完全与Ac结合成HAc分子。于是c(HAc)=(0.1000+0.001)mol dm3=0.101 mol dm3,c(Ac)=(0.1000 0.001)mol dm3=0.099 mol dm3,例5 已知若在 50.00 cm3 含有 0.1000 moldm3的HAc 和0.1000 moldm3 NaAc缓冲液中，加入0.050 cm3 1.000 moldm

15、3 盐酸，求其pH。,二、酸碱电离平衡,计算结果表明，50 cm3 HAc-NaAc缓冲溶液中，若加入少量的强酸(0.05cm3 1.0moldm-3的盐酸)，溶液的pH由4.76降至4.74，仅改变0.02；但若在50cm3纯水中加入0.05cm3 1.0 moldm-3 HCl 溶液，则由于H+的浓度约为0.001moldm-3，pH等于3。即pH改变了4个单位。,思考：缓冲溶液的缓冲能力与哪些因素有关？,缓冲能力主要与以下因素有关：缓冲溶液中共轭酸的pKa值：缓冲溶液的pH在其pKa值附近时，缓冲能力最大。缓冲对的浓度：缓冲对的浓度均较大时，缓冲能力较大。缓冲对的浓度比:为1:1或相近(

16、0.110)时,缓冲能力较大。,二、酸碱电离平衡,缓冲溶液的选择和配制,据所需pH选择缓冲对 缓冲溶液的pH不仅取决于缓冲对中共轭酸的Ka，还取决于缓冲对中两种物质浓度的比值。缓冲对中任一物质的浓度过小都会使溶液丧失缓冲能力，故两者浓度之比最好趋近于1，此时缓冲能力最强。,当c(共轭酸)=c(共轭碱)时，pH=pKa 因此选择缓冲体系时，应选择共轭酸的pKa与要求的pH相近的缓冲对。,一般认为，当缓冲对的浓度比在0.1和10之间才具有缓冲作用，因此，缓冲溶液的pH 和pKa之间有以下关系：pH=pKa 1,二、酸碱电离平衡,常用缓冲溶液及其缓冲范围,二、酸碱电离平衡,例6 要配制10cm3 pH=5的HAc-NaAc缓冲液，问需浓度为1.0 moldm-3的HAc和NaAc溶液各多少毫升？,由于两者浓度相同，因此只需体积比和总体积满足：V(HAc)/V(NaAc)=0.562 又V(HAc)+V(NaAc)=10cm3因此：V(HAc)=3.6 cm3；V(NaAc)=6.4 cm3,解：,二、酸碱电离平衡,Thank You!,