第三章酸碱平衡精选文档.ppt

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1、第三章酸碱平衡本讲稿第一页，共六十二页3.1.1 历史回顾历史回顾 3.1.2 酸碱质子理论的基本概念酸碱质子理论的基本概念3.1.3 酸的相对强度和碱的相对强酸的相对强度和碱的相对强度度 3.1酸碱质子理论概述酸碱质子理论概述本讲稿第二页，共六十二页3.1.2 酸碱质子理论的基本概念酸：酸：凡是能释放出质子（凡是能释放出质子（H+）的任何含氢原）的任何含氢原子的分子或离子的物种。子的分子或离子的物种。（质子的给予体）（质子的给予体）碱：碱：凡是能与质子（凡是能与质子（H+）结合的分子或离子）结合的分子或离子的物种。的物种。（质子的接受体）（质子的接受体）本讲稿第三页，共六十二页酸 H+碱本讲

2、稿第四页，共六十二页酸 H+碱例：HAc的共轭碱是Ac，Ac的共轭酸HAc，HAc和Ac为一对共轭酸碱。两性物质：既能给出质子，又能接受质子的物质。本讲稿第五页，共六十二页(1)酸碱解离反应是质子转移反应，如HF在水溶液中的解离反应是由给出质子的半反应和接受质子的半反应组成的。HF(aq)H+F(aq)H+H2O(l)H3O+(aq)HF(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+F(aq)(2)水是两性物质，它的自身解离反应也是质子转移反应：H2O(l)+H2O(l)H3O+(aq)+OH(aq)H+酸(1)碱(2)酸(2)碱(1)本讲稿第六页，共六十二页(3)盐类水解反应也是离子酸碱的质子转移

3、反应。例如NaAc水解：Ac+H2O OH+HAcH+酸(1)碱(2)酸(2)碱(1)NH4Cl水解:+H2O H3O+NH3H+酸(1)碱(2)酸(2)碱(1)本讲稿第七页，共六十二页(4)非水溶液中的酸碱反应，例如NH4Cl的生成：H+液氨中的酸碱中和反应：H+本讲稿第八页，共六十二页3.1.3 酸的相对强度和碱的相对强度区分效应：用一个溶剂能把酸或碱的相对强弱区分开来，称为溶剂的“区分效应”。例如，H2O可以区分HAc，HCN酸性的强弱。拉平效应：溶剂将酸或碱的强度拉平的作用，称为溶剂的“拉平效应”。酸和碱的强度是指酸给出质子的能力和碱接受质子的能力的强弱。水对强酸起不到区分作用，水能够

4、同等程度地将HClO4，HCl，HNO3等强酸的质子全部夺取过来。本讲稿第九页，共六十二页酸越强其共轭碱越弱碱越强其共轭酸越弱选取比水的碱性弱的碱，如冰醋酸为溶剂对水中的强酸可体现出区分效应。例如上述强酸在冰醋酸中不完全解离，酸性强度依次为：本讲稿第十页，共六十二页5.2.1 水的解离平衡水的解离平衡 5.2.2 溶液的溶液的pH值值 3.2 水的解离平衡与溶液的水的解离平衡与溶液的pH值值本讲稿第十一页，共六十二页 3.2.1 水的解离平衡水的解离平衡 H2O(l)+H2O(l)H3O+(aq)+OH(aq)或 H2O(l)H+(aq)+OH(aq)水的离子积常数，简称水的离子积。本讲稿第十

5、二页，共六十二页25纯水100纯水本讲稿第十三页，共六十二页3.2.2 溶液的溶液的pH值值本讲稿第十四页，共六十二页3.3.1 一元弱酸、弱碱的解离平衡一元弱酸、弱碱的解离平衡3.3.2 多元弱酸的解离平衡多元弱酸的解离平衡3.3.3 盐溶液的酸碱平衡盐溶液的酸碱平衡 3.3 弱酸、弱碱的解离平衡弱酸、弱碱的解离平衡本讲稿第十五页，共六十二页3.3.1 一元弱酸、弱碱的解离平衡一元弱酸、弱碱的解离平衡 1一元弱酸的解离平衡一元弱酸的解离平衡初始浓度/molL-1 0.10 0 0平衡浓度/molL-1 0.10 x x xx=1.3103本讲稿第十六页，共六十二页解离度(a)c(H3O+)=

6、c(Ac)=1.3103 molL-1 c(HAc)=(0.101.3103)molL-10.10 molL-1c(OH)=7.71012 molL-1 本讲稿第十七页，共六十二页HA(aq)H+(aq)+A(aq)初始浓度 c 0 0平衡浓度c ccc稀释定律：在一定温度下（稀释定律：在一定温度下（为定值），某弱电为定值），某弱电解质的解离度随着其溶液的稀释而增大。解质的解离度随着其溶液的稀释而增大。与 的关系：本讲稿第十八页，共六十二页解：c0 0.200 0 0ceq 0.200(1 0.95%)0.2000.95%0.2000.95%2.一元弱碱的解离平衡：一元弱碱的解离平衡：例：已知

7、25时，0.200molL-1氨水的解离度为 0.95%，求c(OH),pH值和氨的解离常数。本讲稿第十九页，共六十二页3.3.2 多元弱酸溶液的解离平衡多元弱酸溶液的解离平衡 (分步解离）本讲稿第二十页，共六十二页 例题：计算 0.010 molL-1 H2CO3溶液中的 H3O+,H2CO3,，和OH的浓度以及溶液的pH值。本讲稿第二十一页，共六十二页本讲稿第二十二页，共六十二页本讲稿第二十三页，共六十二页结论结论：多元弱酸的解离是分步进行的，一般 溶液中的 H+主要来自于弱酸的第一步解离，计算 c(H+)或 pH 时可只考虑第一步解离。对于二元弱酸，当 时，c(酸根离子)，而与弱酸的初始

8、浓度无关。对于二元弱酸，若 c(弱酸)一定时，c(酸根离子)与 c2(H3O+)成反比。本讲稿第二十四页，共六十二页本讲稿第二十五页，共六十二页3.3.3 盐溶液的酸碱平衡盐溶液的酸碱平衡1 强酸弱碱盐（离子酸）(1)+(2)=(3)则本讲稿第二十六页，共六十二页本讲稿第二十七页，共六十二页2.弱酸强碱盐（离子碱）NaAc,NaCN一元弱酸强碱盐的水溶液成碱性，因为弱酸阴离子在水中发生水解反应。如在NaAc水溶液中：多元弱酸强碱盐也呈碱性，它们在水中解离产生的阴离子都是多元离子碱，它们的水解都是分步进行的。本讲稿第二十八页，共六十二页如Na3PO4的水解：本讲稿第二十九页，共六十二页本讲稿第三

9、十页，共六十二页例题：计算0.10molL-1Na3PO4溶液的pH值。ceq/(molL-1)0.10 x x x解：本讲稿第三十一页，共六十二页3.酸式盐 解离大于水解，NaH2PO4溶液显弱酸性；相反，Na2HPO4溶液解离小于水解，显弱碱性。思考：其相关常数等于多少？本讲稿第三十二页，共六十二页*4.弱酸弱碱盐本讲稿第三十三页，共六十二页5.影响盐类水解的因素 盐的浓度：盐的浓度：c盐,水解度增大。有些盐类,如Al2S3,(NH4)2S 可以完全水解。温度：温度：水解反应为吸热反应，0，T,，水解度增大。总之，加热和稀释都有利于盐类的水解。溶液的酸碱度：溶液的酸碱度：加酸可以引起盐类水

10、解平衡的 移动，例如加酸能抑制下述水解产物的生成。本讲稿第三十四页，共六十二页 5.4.1 同离子效应同离子效应 5.4.2 缓冲溶液缓冲溶液 5.4.3 缓冲溶液缓冲溶液pH值的计算值的计算*5.4.4 缓冲范围和缓冲能力缓冲范围和缓冲能力 3.4 缓冲溶液缓冲溶液本讲稿第三十五页，共六十二页3.4.1 同离子效应同离子效应 HAc(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+平衡移动方向 NH4Ac(aq)(aq)+Ac(aq)Ac(aq)同离子效应：在弱电解质溶液中，加入与其含有相同离子的易溶强电解质而使弱电解质的解离度降低的现象。本讲稿第三十六页，共六十二页例：在 0.10 molL-1 的

11、HAc 溶液中，加入 NH4Ac(s)，使 NH4Ac的浓度为 0.10 molL-1，计算该溶液的 pH值和 HAc的解离度。解：HAc(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+Ac(aq)c0/(molL-1)0.10 0 0.10ceq/(molL-1)0.10 x x 0.10+x x=1.810-5 c(H+)=1.810-5 molL-1 pH=4.74，=0.018%0.10 x 0.100.10 molL-1 HAc溶液：pH=2.89，=1.3%本讲稿第三十七页，共六十二页50mLHAcNaAc c(HAc)=c(NaAc)=0.10molL-1 pH=4.74 缓冲溶液：具有

12、能保持本身缓冲溶液：具有能保持本身pH值相对稳定值相对稳定性能的性能的溶溶液液(也就是不因加入少量强酸或强碱而显著改变也就是不因加入少量强酸或强碱而显著改变pH值值的的溶溶液液)。3.4.2 缓冲溶液缓冲溶液加入1滴(0.05ml)1molL-1 HCl加入1滴(0.05ml)1molL-1 NaOH实验：50ml纯水pH=7 pH=3 pH=11 pH=4.73 pH=4.75本讲稿第三十八页，共六十二页 缓冲作用原理缓冲作用原理加入少量强碱：本讲稿第三十九页，共六十二页溶液中大量的A与外加的少量的H3O+结合成HA，当达到新平衡时，c(HA)略有增加，c(A)略有减少，变化不大，因此溶液的

13、c(H3O+)或pH值基本不变。加入少量强酸：溶液中较大量的HA与外加的少量的OH生成A和H2O，当达到新平衡时,c(A)略有增加,c(HA)略有减少，变化不大，因此溶液的c(H3O+)或pH值基本不变。本讲稿第四十页，共六十二页 3.4.3 缓冲溶液缓冲溶液pH值的计算值的计算 弱酸弱酸盐：例HAcNaAc，H2CO3NaHCO3式中c(HA),c(A)为平衡浓度，但是，由于同离 子效应的存在，通常用初始浓度c0(HA),c0(A)代之。本讲稿第四十一页，共六十二页本讲稿第四十二页，共六十二页2.弱碱 弱碱盐 NH3 H2O NH4Cl本讲稿第四十三页，共六十二页3.由多元弱酸酸式盐 组成的

14、缓冲溶液如 NaHCO3 Na2CO3 ,NaH2PO4 Na2HPO4 溶液为酸性或中性本讲稿第四十四页，共六十二页 溶液为碱性应按水解平衡精确计算。本讲稿第四十五页，共六十二页本讲稿第四十六页，共六十二页 结论：结论：缓冲溶液的pH值主要是由 或 决定的，缓冲溶液的缓冲能力是有限的；缓冲能力与缓冲溶液中各组分的浓度有关，c(HA)，c(B)及 c(A)或c(BH+)较 大时,缓冲能力强。本讲稿第四十七页，共六十二页例题：求 300mL 0.50molL-1 H3PO4和 500mL 0.50molL-1 NaOH的混合溶液的pH值。解：先反应再计算反应继续反应本讲稿第四十八页，共六十二页本

15、讲稿第四十九页，共六十二页例题例题 若在 50.00ml 0.150molL-1 NH3(aq)和 0.200 molL-1 NH4Cl组成的缓冲溶液中，加入0.100ml 1.00 molL-1的HCl，求加入HCl前后溶液的pH值各为多少？解：加入 HCl 前:4.缓冲溶液的缓冲性能的计算本讲稿第五十页，共六十二页加入 HCl 后:NH3(aq)+H2O(l)(aq)+OH(aq)加HCl前浓度/(molL-1)0.150-0.0020-x 0.200+0.0020+x x0.150 0.200加HCl后初始浓度/(molL-1)0.150-0.0020 0.200+0.0020平衡浓度/

16、(molL-1)本讲稿第五十一页，共六十二页*3.4.4 缓冲范围和缓冲能力缓冲范围和缓冲能力缓冲溶液的选择和配制缓冲溶液的选择和配制 原则：所选择的缓冲溶液，除了参与和 H+或 OH 有关的反应以外，不能与反应系统中的其它物质发生副反应；本讲稿第五十二页，共六十二页欲配制的缓冲溶液的 pH 值应选择的缓冲组分 或 尽可能接近所需溶液的pH值；若 或 与所需pH不相等，依所需 pH调整 本讲稿第五十三页，共六十二页 例题 今有 2.0L0.10molL-1的 Na3PO4 溶液和 2.0L 0.10molL-1的NaH2PO4 溶液，仅用这两种溶液（不可再加水）来配制pH=12.50的缓冲溶液

17、，能配制多少升这种缓冲溶液？解：缓冲组分应为 Na2HPO4 Na3PO4 ,小于所需pH值，说明 应过量，则 2.0L Na3PO4 应全部用上,设需0.10molL-1 NaH2PO4 xL。反应前 n/mol 20.10 0.10 x 0反应后 n/mol 0.20 0.10 x 0 0.20 x本讲稿第五十四页，共六十二页解得 x=0.12 能配制2.12L缓冲溶液初始浓度/(molL-1)平衡浓度/(molL-1)(2L Na3PO4 +0.12L NaH2PO4)。本讲稿第五十五页，共六十二页例：欲用等体积的 NaH2PO4 溶液和 Na2HPO4 溶液配制 1.00LpH=7.2

18、0 的缓冲溶液，当将50.00mL的该缓冲溶液与5.00mL 0.10molL-1 HCl混合后，其 pH值变为 6.80，问 缓冲溶液中NaH2PO4 和 Na2HPO4 的浓度是多大？如果该缓冲溶液是由0.500molL-1 H3PO4和1.0molL-1 NaOH配制，应分别取多少毫升？本讲稿第五十六页，共六十二页解：本讲稿第五十七页，共六十二页本讲稿第五十八页，共六十二页3.5 酸碱指示剂酸碱指示剂变色范围 酸色 中间色 碱色甲基橙3.1 4.4 红橙 黄酚 酞8.0 10.0 无色 粉红 红石 蕊3.0 8.0 红紫 蓝本讲稿第五十九页，共六十二页3.6 酸碱电子理论与配合物概述酸碱电子理论与配合物概述5.6.1 酸碱电子理论酸碱电子理论5.6.2 配合物的组成和命名配合物的组成和命名本讲稿第六十页，共六十二页3.6.1 酸碱电子理论酸碱电子理论 lewis 酸酸：凡是可以接受电子对的分子、：凡是可以接受电子对的分子、离子或原子离子或原子，如Fe3+,Fe,Ag+,BF3等。lewis 碱碱：凡是给出电子对的离子或分子：凡是给出电子对的离子或分子，如:X,:NH3,:CO,H2O:等。lewis酸与lewis碱之间 以配位键配位键结合生成 酸碱加合物。本讲稿第六十一页，共六十二页BF3+FCu2+4 NH3本讲稿第六十二页，共六十二页