08酸碱平衡.ppt

本章主要内容 第一节 酸碱理论第二节 弱酸 弱碱解离平衡第三节 强电解质溶液第四节 缓冲溶液 第8章酸碱平衡 单相解离平衡 返回 8 1 1阿仑尼乌斯电离理论Ionizationtheoryofacid base 1 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 KbpKa pKb pKw 3 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Theoryofacidsandbases 8 1 2酸碱溶剂理论1 定义 酸 在溶剂中产生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 8 1 3布朗斯特酸碱质子论ProtonTheoryofacidsandbases 返回 1 定义 酸 能给出质子 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 pKw 3 举例 HCl H Cl NH4 NH2 NH3 NH3酸 H 碱酸1 碱2 碱1 酸2 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 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 A B 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路易斯酸碱电子论Electronictheoryofacidsandbases 3 举例 H OH H2OBCl3 NH3 Cl3B NH3 Ni 4 CO Ni CO 4Fe3 3Cl FeCl3 AlCl3 Cl AlCl4 故又称广义酸碱理论 注意 HNO3 HCl H2CO3等不是Lewis酸 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 K Pt C2H4 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 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 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 SSS SHS HHH HS 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 常见重要的软硬酸碱 HSAB 返回 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 1 pH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 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 2H2O H3O OH 返回 8 2弱酸弱碱的解离平衡 4 一元弱酸pH值的计算 HB H B 初始浓度C00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 6 稀释定律 初始浓度C00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 8 2 3多元弱酸弱碱的pH计算 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Ka1 Ka2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 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 26 10 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 8 2 4同离子效应和盐效应 1 同离子效应 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 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 NaAcNH4Cl溶液 1 强碱弱酸盐 如NaAc溶液 NaAc Na Ac H2O OH H HAc Ac 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 盐的水解程度越大 HAc Ac为共轭关系 8 3 2不同盐的水解平衡 2 强酸弱碱盐 如NH4Cl溶液 NH4Cl NH4 Cl H2O OH H NH3 H2O 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 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 Kbc 20Kw 2 c Kb 400 3 弱酸弱碱盐 NH4Ac溶液 NH4Ac NH4 Ac H2O OH H NH3 H2OHAc NH4 Ac H2O NH3 H2O HAc 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 Ka Kb溶液呈酸性Ka Kb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 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 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 8 4 1缓冲溶液的缓冲原理 8 4缓冲溶液Buffersolution 返回 1 1L纯水中加入2滴 0 1ml 1mol L 1的NaOH 2 1L纯水中加入2滴 0 1ml 1mol L 1的HCl 3 1LNaH2PO4 Na2HPO4组成的溶液 pH 7 0 中加入2滴 0 1ml 1mol L 1的NaOH 或HCl pH 7 0 10 0 pH 3 pH 7 0 4 0 pH 3 pH 7 0 7 0 pH 0 1 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 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 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0C共轭碱平衡浓度C弱酸 XXC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 10 来调整溶液的pH值范围 pH pKa 1pH 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 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的缓冲溶液可选Na2CO3 NaHCO3 pKa2 H2