酸碱平衡 (3)2精品文稿.ppt

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1、酸碱平衡第1页，本讲稿共27页返回8-1-1 阿仑尼乌斯电离理论 Ionization theory of acid-base1、定义：酸：在水溶液中能解离出正离子全是H+的化合物是酸。碱：在水溶液中能解离出负离子全是OH-的化合物是碱。酸碱反应：H+OH-=H2O，本质是酸碱中和反应。2、酸碱的强度标准：H+，Ka，Kb pKa，pKb，pKw3、评价：优点：概念直观，易于测量比较相对强度。缺点：只适用于水溶液中。不能说明气相和非水溶液中物质的酸碱行为。8-1酸碱理论 Theory of acids and bases第2页，本讲稿共27页8-1-2 酸碱溶剂理论 1、定义：酸：在溶剂中产生

2、该溶剂的特征阳离子的溶质是酸。碱：在溶剂中产生该溶剂的特征阴离子的溶质是碱。2、酸能导致溶剂阳离子浓度上升，阴离子浓度下降；而碱则导致阳离子浓度下降，阴离子浓度上升。酸碱溶剂理论中，同一化合物在不同溶剂中可以改变其酸碱性质，比如HClO4在水中是强酸，在乙酸中是弱酸，而在氟磺酸中则是弱碱。3、评价：酸碱溶剂理论适用于典型的自偶电离分子，将酸碱理论从“质子体系”推广到“非质子体系”。但它局限于自电离溶剂体系，不能说明在苯、氯仿、醚等溶剂体系中的酸碱反应。第3页，本讲稿共27页8-1-3 布朗斯特酸碱质子论 Proton Theory of acids and bases返回1、定义：酸：能给出质

3、子（H+）的分子或离子是酸。碱：能接受质子（H+）的分子或离子是碱。2、酸碱共轭关系：酸给出质子后形成的物种叫做该酸的共轭碱。碱接受质子后形成的物种叫做该碱的共轭酸。4、酸碱的强度标准：H+，Ka，Kb，pKa，pKb，pKw3、举例：HCl=H+Cl-NH4+NH2-=NH3+NH3 酸=H+碱 酸1+碱2=碱1+酸2第4页，本讲稿共27页5、评价：酸碱概念推广到所有的质子体系，与溶剂无关。不 仅适用于水溶液，还适用于非水溶液。酸碱反应的本 质是质子的转移。根据质子理论，酸碱在溶液中表现出来的强度，不仅 与酸碱本性有关，同时与溶剂的本性有关。如醋酸在水 中是弱酸，但在液氨中却是较强的酸。课堂

4、练习：1、下列物质哪些是酸？哪些是碱？哪些既是酸又是碱？HS-、CO32-、H2PO4-、HSO4-、NO3-、HCl、Ac_、OH-2、下列物质的共轭酸是什么？SO42-、S2-、H2PO4-、HSO4-、NH33、下列物质的共轭碱是什么？HCl、HClO4、HCN、H2O2、NH4+第5页，本讲稿共27页返回1、定义：碱：能提供电子对（e-）或离域电子的分子、基团或离子是碱。酸：能接受外来电子对（e-）或离域电子的分子、基团或离子是酸。2、酸碱反应的本质是：A+B=A：B（AB）。电子的授受关系：酸+碱=酸碱加合物（配合物）lewis酸碱强度可用配合物的稳定性（稳定常数来衡量）8-1-4

5、路易斯酸碱电子论 Electronic theory of acids and bases3、举例：H+OH-=H2O BCl3+:NH3=Cl3B NH3，Ni+4:CO=Ni(CO)4 Fe3+3Cl-=FeCl3，AlCl3+Cl-=AlCl4-故又称广义酸碱理论注意：HNO3、HCl、H2CO3等不是Lewis酸第6页，本讲稿共27页Lewis酸主要有：金属阳离子：Ni2+、Cu2+、Fe3+、Zn2+缺电子化合物：BF3、AlCl3等Lewis碱主要有:阴离子：F-、Cl-、Br-、OH-、CN-、H-等 具有孤对电子的中性分子：CH3OH等 含有C=C双键的分子：KPt(C2H4)

6、Cl等8-1-5 硬软酸碱理论(HSAB)50年代有人在研究配合物稳定性时发现：卤化物MX的稳定性有如下规律 对电荷高、半径小的阳离子（Fe3+、Al3+、H+）F-Cl-Br-I-对电荷低、半径大的阳离子（Hg2+、Ag+、Cu+）F-Cl-Br-I-不足:没有统一的标准来确定酸碱的相对强度.第7页，本讲稿共27页返回1、定义：硬酸：电荷高、半径小、氧化态高、无易激发d电子的阳离子。软酸：电荷低、半径大、氧化态低、有易激发d电子的阳离子。交界酸：介于软硬酸之间的阳离子。硬碱：电负性高，变形小，不易被氧化的配体。F-、Cl-、O22-软碱：电负性低，变形大，易被氧化的配体。S2-、I-交界碱：

7、介于软硬碱之间的阴离子。常见重要的软硬酸碱硬亲硬，软亲软，软硬交界不挑选。3、应用：1、判断化合物稳定性。Cd(NH3)42+,Cd(CN)42-哪个更稳定？2、软硬酸碱反应原理：软-硬 软-软(后者更稳定)2、判断反应方向：HI+Ag+=AgI+H+,3AgF+Al3+=AlF3+Ag+硬-H，软-S：H-S S S-S H S-H H H-H S第8页，本讲稿共27页返回软硬酸碱与酸碱强度并非是一种平行关系。即硬酸并非强酸，硬碱并非强碱。如OH-、F-均为硬碱，但碱性OH-F-.5、软硬酸碱理论的前线轨道理论解释：4、注意：由于HOMO与LUMO能量差大，酸碱间无电子转移，只能通过静电引力

8、结合形成离子键。由于HOMO与LUMO能量相近，酸碱间有电子转移，可通过共用电子对结合，并伴有反馈键。第9页，本讲稿共27页硬酸 H+，Li+，Cs+，Be2+，Al3+，Tl3+，Sc3+，Ti4+，Cr3+，Fe3+，Co3+，Mn2+，As3+，Si4+，BF3，BCl3，Al(CH3)3，SO3，CO2交界酸 Fe2+，Co2+，Ni2+，Cu2+，Pb2+，Sn2+，B(CH3)3，SO2，NO+软酸 Cu+，Ag+，Au+，Tl+，Hg22+，Hg2+，Pd2+，Pt2+，Cd2+，CH3Hg+，BH3，Co(CN)62-，I2，Br2，O，Cl，Br，I，N，M硬碱 F-、Cl-

9、、H2O、OH-、O2-、ROH、R2O、OR-、ClO4-、SO42-、NO3-、PO43-、CH3CO2-、NH3、RNH2、N2H4交界碱 Br-、SO32-,NO2-、N2、N3-、C5H5N、C6H5NH2软硬 I-、H-、R-、CN-、SCN-、S2O32-、RSH、R2S、SR-、R3P、(RO)3P、R3As、CO、RNC、C2H4、C6H6常见重要的软硬酸碱(HSAB)返回第10页，本讲稿共27页8-2-1 水的电离平衡H2O+H2O=H3O+OH-通常简化为 H2O=H+OH-据热力学对标准态规定，水的离子积常数简化为=H+OH-温度升高，水的电离度增大见P186表8-1p

10、H范围通常为1-14，pH14(超强碱)不用pH标度。注意：pH值中的整数部分不是有效数字，因为它是用来定位的。返回8-2 弱酸弱碱的解离平衡1、水的离子积常数2、溶液的酸碱性水溶液的酸碱性可用pH来表示第11页，本讲稿共27页8-2-2 弱电解质的电离平衡 根据同浓度电解质溶液导电能力的强弱，把电解质溶液分为强电解质和弱电解质；电解质溶液导电能力的差别主要是由于电离度的差别引起的。1、一元弱酸的电离：HB=H+B-强电解质完全电离=1弱电解质部分电离1 2、一元弱碱的电离：MOH=M+OH-3、水的自电离：H2O=H+OH-（2 H2O=H3O+OH-）返回8-2 弱酸弱碱的解离平衡第12页

11、，本讲稿共27页4、一元弱酸pH值的计算：HB=H+B-初始浓度 C 0 0 平衡浓度 C-CH+CH+CH+例 求0.01mol/L的 HAc 的 pH 值5、一元弱碱pH值的计算：同理 MOH=M+OH-返回第13页，本讲稿共27页6、稀释定律：初始浓度 C 0 0 平衡浓度 C-C C C上式即为稀释定律，它表明，温度一定时，浓度越稀，电离度越大例如:HAc(0.10mol)和 HAc(0.010mol)哪个的电离度大些？HAc(0.10mol)和 HAc(0.010mol)哪个的酸度大些？定义弱酸HB的电离度为HB=H+B-返回第14页，本讲稿共27页8-2-3 多元弱酸弱碱的pH计算

12、多元弱酸（如H2CO3）在溶液中是分步电离的，每步电离都有一个平衡常数。由Ka1Ka2可知，多元弱酸电离以第一步为主。常忽略第二步电离，按一元弱酸处理。注意：溶液中H+只有一个值，它应满足上述两个关系返回第15页，本讲稿共27页解：总电离平衡式为 H2CO3=2H+CO32-分两步电离，忽略第二步电离则H2CO3=H+HCO3-C-CH+CH+CH+HCO3-=H+CO32-由(A)式，二元弱酸根离子浓度约等于Ka2,如S2-=1.2610-13计算H2S饱和水溶液中离子浓度P194例 求算浓度为C的H2CO3溶液中各种离子浓度。第16页，本讲稿共27页8-2-4 同离子效应和盐效应1、同离子

13、效应：在已经建立平衡的弱电解质溶液中，加入含有相同离子的强电解质，将使弱电解质的电离度减小的效应叫同离子效应。HAc=H+Ac-NaAc Na+Ac-增加生成物浓度平衡向反应物（向左）移动使HAc 的电离度减小。同离子效应2、盐效应：在已经建立平衡的弱电解质溶液中，加入不含有相同离子的强电解质，将使弱电解质的电离度略有增大的效应叫盐效应。HAc=H+Ac-NaCl Cl-+Na+溶液中离子总浓度增加，由于离子间的相互牵制作用，使H+和Ac-难于结合成HAc。返回第17页，本讲稿共27页3、同离子效应和盐效应的关系 发生同离子效应的同时必定伴随有盐效应，但前者显著得多，一般情况下不考虑盐效应，只

14、有在浓度较大时，盐效应才是主要的。8-3 盐的水解8-3-1 盐的水解的概念 盐电离出来的离子，与水电离出来的H+和(或OH-)结合成弱电解质的过程称为盐类的水解。水解过程中，溶液的pH会发生改变。如：NaAc NH4Cl溶液第18页，本讲稿共27页1、强碱弱酸盐:（如 NaAc溶液）NaAc Na+Ac-+H2O OH-+H+HAcAc-与H2O电离出来的H+结合成弱电解质HAc，使H2O电离出来的H+被消耗掉，促使H2O进一步电离(H+OH-Kw)，以满足H+OH-=Kw,其结果,H+OH-,使溶液呈碱性。写成离子方程式为返回Ac-+H2O OH-+HAc水解生成的酸越弱(Ka越小)，盐的

15、水解程度越大。HAc-Ac为共轭关系8-3-2 不同盐的水解平衡第19页，本讲稿共27页2、强酸弱碱盐:（如 NH4Cl溶液）NH4Cl NH4+Cl-+H2O OH-+H+NH3H2O返回NH4+H2O NH3+H3O+水解生成的碱越弱(Kb越小)，盐的水解程度越大。第20页，本讲稿共27页例 求浓度为C的NaAc溶液的pH值。解：NaAc水解时 Ac-+H2O OH-+HAc 平衡时 C-COH-COH-COH-讨论:Kbc20Kw(2)c/Kb4003、弱酸弱碱盐:（NH4Ac溶液）NH4Ac NH4+Ac-+H2O OH-+H+NH3H2O HAc NH4+Ac-+H2O NH3H2O

16、+HAc第21页，本讲稿共27页返回1、这里Ka、Kb 液并非同一共轭酸碱对，因此不存在 Kw=KaKb的关系2、弱酸弱碱盐溶液的酸碱性取决于Ka、Kb的相对大小。KaKb 溶液呈酸性 KaKb 溶液呈碱性 Ka=Kb 溶液呈中性4、多元弱酸和强碱组成的酸式盐:（如 NaHCO3溶液）在溶液中存在电离和水解。讨论简化为：注意二点：第22页，本讲稿共27页8-3-3 影响盐类的水解的因素返回1、盐类的本性影响盐类水解的主要因素有：2、盐的浓度3、温度4、同离子效应水解后生成的酸或碱越弱，或越难溶于水，则其水解程度越大，盐的浓度越小，水解程度越大，稀释可促进水解。如FeCl3浓溶液稀释可产生沉淀。

17、水解是中和反应的逆反应，已知中和反应是放热反应，则水解反应是吸热反应，加热可促进水解如 Fe3+H2O=Fe(OH)2+H+Fe(OH)2+H2O=Fe(OH)2+H+Fe(OH)2+H2O=Fe(OH)3+H+加酸（H+）可抑制其水解，在配制某些金属盐溶液时常用酸溶解，就是为了抑制其水解。第23页，本讲稿共27页8-4-1缓冲溶液的缓冲原理8-4 缓冲溶液 Buffer solution返回1、1L纯水中加入2滴（0.1ml）1molL-1的NaOH.2、1L纯水中加入2滴（0.1ml）1molL-1的HCl.3、1LNaH2PO4-Na2HPO4组成的溶液(pH=7.0)中 加入2滴（0.

18、1ml）1molL-1的NaOH(或HCl).pH=7.010.0 pH=3pH=7.04.0 pH=3pH=7.07.0 pH=01、定义：这种能够抵抗外加少量酸碱或适当稀释，而本身pH值不发生显著变化的溶液叫缓冲溶液。纯水不具备这种性质。2、缓冲溶液的组成：通常是由弱酸-弱酸盐，弱碱-弱碱盐构成。例如：HAc-NaAc,NH3-NH4Cl,NaHCO3-Na2CO3等 3、缓冲作用原理：以HAc-NaAc为例 HAc H+Ac-HAc 和 Ac-大量存在 NaAc Na+Ac-（1）当加入少量强酸时，加入的H+立即与大量的Ac-结合生成HAc,平衡左移，使H+不会显著增加，Ac-为抗酸成分

19、。（2）当加入少量强碱时，加入的OH-立即与H+结合生成H2O,促使HAc进一步电离以补充H+,使H+不会显著减少，HAc为抗碱成分。（3）适当稀释时，由于稀释定律，HAc电离度增加，H+不会显著变化。第24页，本讲稿共27页8-4-2 缓冲溶液的计算返回4、缓冲溶液pH值的计算：例如：HAc（C酸）-NaAc（C共轭碱）组成缓冲溶液 HAc H+Ac-初始浓度 C弱酸 0 C共轭碱平衡浓度 C弱酸-X X C共轭碱+X由于（A）、（B）二式可知：（1）缓冲溶液pH值由pKa和lg(C弱酸/C共轭碱)两项决定，主要由pKa决定。（2）缓冲溶液pH值可通过调整(C弱酸/C共轭碱)比值(0.1-1

20、0)来调整溶液的pH值范围(pH=pKa1pH)。超出该pH范围，将不具有缓冲能力（3）缓冲溶液具有一定的缓冲容量，当(C弱酸/C共轭碱)=1时缓冲能力最强。第25页，本讲稿共27页8-4-3 配制缓冲溶液的基本原则及应用返回1、尽量选择pKa=pH的弱酸或弱碱组成缓冲对 此时当(C弱酸/C共轭碱)=1，具有最大缓冲能力。2、通过调整(C弱酸/C共轭碱)可得任意pH值的缓冲溶液。(1)如需配制pH=7.0的缓冲溶液可选NaH2PO4-Na2HPO4（pKa2(H3PO4)=7.20）(2)如需配制pH=5.0的缓冲溶液可选HAc-NaAc(pHa=4.75)(3)如需配制pH=10.0的缓冲溶

21、液可选Na2CO3-NaHCO3（pKa2(H2CO3)=10.25)3、所选缓冲对不能与反应物或产物发生反应4、缓冲溶液的应用（1）土壤必须维持一定的缓冲体系（NaH2PO4-Na2HPO4 等）（2）人体要维持一定的酸碱平衡也需要一定的缓冲体系。（3）科研工作中经常大量使用各种pH值的缓冲溶液。第26页，本讲稿共27页返回第8章 小结本章小结第一节、酸碱理论 电离理论 质子理论 电子理论 HSAB理论第二节、弱酸 弱碱的解离平衡 弱电解质的电离平衡 同离子效应 盐效应 水的电离 第三节、盐类的水解 盐类的水解 影响水解的因素第四节、缓冲溶液 缓冲作用与原理 缓冲溶液计算与配制本章作业：教材Page206-207：1(1、3)，2（1、3），4，8第27页，本讲稿共27页