无机化学人卫版第5章酸碱解离平衡.ppt

第五章酸碱平衡 水的解离平衡和水溶液的pH 弱酸 弱碱的解离平衡 酸碱溶液H3O OH 离子浓度的计算 缓冲溶液 酸碱理论 重点 酸碱质子理论 弱酸 弱碱在水溶液中的质子转移平衡的有关计算 同离子效应 盐效应 缓冲溶液的有关计算 多元酸 多元碱的有关计算 缓冲容量 难点 酸碱电离理论酸碱质子理论酸碱电子理论 第一节酸碱理论 2020 2 11 Inorganic AnalyticalChemistry 电离理论 ionization 电解质在水溶液中能电离电离产生的阳离子全部是H 的物质是酸电离产生的阴离子全部是OH 的物质是碱完全电离 强电解质 不完全电离 弱电解质 理论上 强电解质在水中全部解离 如 NaCl Na Cl HCl H Cl 弱电解质在水中部分解离 解离过程是可逆的 可简写为 解离 分子化 当V离解 V分子化达动态平衡 这种平衡称为解离平衡 平衡时 弱电解质的解离程度称为解离度 用 表示 已解离的分子数 100 解离前的总分子数 1 解离度的大小与电解质的本性有关 同浓度的不同电解质 其解离度不同 电解质越弱 解离度越小 2 弱电解质的解离度受其浓度的影响 浓度愈小 解离度愈大 3 解离度的大小与溶剂有关 二 酸碱质子理论 1923年丹麦的Brosted和英国的Lowry提出 一 酸碱电离理论 凡是能给出质子的分子或离子称为酸 复习中学定义 凡是能接收质子的分子或离子称为碱 酸碱共轭关系 酸和碱不是彼此孤立的 而是统一在对质子的关系上 人物简介 布朗斯特 1879 1947 丹麦物理化学家 Brosted 酸 H 碱 共轭酸碱对 HAc H Ac H2PO4 H HPO42 HPO42 H PO43 NH4 H NH3 Fe H2O 6 3 H Fe OH H2O 5 2 Fe OH H2O 5 2 H Fe OH 2 H2O 4 CH3NH3 H CH3NH2 HAc H Ac NH4 H NH3 酸 质子 碱 两性物质 既可以给出质子作为酸 又可以接受质子作为碱 H2O H OH H3O H H2O 共轭酸碱对 H2CO3 H HCO3 HCO3 H CO32 处于上述等式两边中的一对酸和碱 互称为共轭酸碱 彼此通过一个H 质子 联系在一起的一对酸和碱 称为共轭酸碱对 Cl 是HCl的共轭碱HCl是Cl 的共轭酸HCl Cl 称为共轭酸碱对 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 Al H2O 63 HS CO32 H2PO4 NO3 HCl Ac OH 2 下列物质的共轭酸是什么 SO42 S2 H2PO4 NH33 下列物质的共轭碱是什么 HClO4 HCN H2O2 NH4 哪些是酸 哪些是碱 哪些是两性物质 哪些是共轭酸碱对 HCN H3AsO4 NH3 HS HCOO Fe H2O 6 3 CO32 NH4 CN H2O H2PO4 ClO4 HCO3 NH2 NH2 联氨 HF Zn H2O 6 2 PH3 C2O42 HSO3 H2SO3H2S 答 酸 HCN H3AsO4 Fe H2O 6 3 NH4 H2O Zn H2O 6 2 H2S HF H2SO3 HS H2PO4 HCO3 HSO3 H2O碱 NH3 CO32 CN ClO4 NH2 NH2 PH3 C2O42 HCOO HS H2PO4 HCO3 HSO3 H2O两性 HS H2PO4 HCO3 HSO3 H2O共轭酸碱对 NH3 NH4 HCO3 CO32 HSO3 H2SO3 HS H2S HCN CN 共轭酸去掉一个质子变成共轭碱H2PO4 的共轭酸是H3PO4H2PO4 的共轭碱是HPO42 HCO3 的共轭碱是CO32 酸碱反应的实质 质子的传递 总结 例 HF在水中的离解反应 酸碱反应的实质是质子转移 HF F H H H2O H3O HF H2O F H3O HF F H 半反应 总反应 简写 H3O 酸和碱可以是分子 也可以是阳离子或阴离子 有的酸和碱在某对共轭酸碱中是碱 但在另一对共轭酸碱对中是酸 物质的酸性或碱性要通过给出质子或接受质子来体现 质子论中不存在盐的概念 它们分别是质子酸或质子碱 总结 三 酸碱电子理论 碱 能给出电子对 e 或离域电子的物质 酸 能接受电子对 e 或离域电子的物质 酸碱反应的本质 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 可用配合物稳定性 稳定常数来衡量 阴离子 F Cl Br OH CN H 具有孤对电子的中性分子 CH3OH NH3含有C C双键的分子 K Pt C2H4 Cl 注意 HNO3 HCl H2CO3等不是Lewis酸 Lewis酸 Lewis碱 金属阳离子 Ni2 Cu2 Fe3 Zn2 缺电子化合物 BF3 AlCl3 AlCl3 Cl AlCl4 优点 一切化学反应都可概括为酸碱反应 缺点 太笼统 不易掌握酸碱的特性 无法判断酸碱性的强弱 酸碱反应举例 凡金属阳离子及缺电子的分子都是酸 凡与金属离子结合的阴离子或中性分子都是碱 Cu2 4NH3 Cu2 4NH3 Lewis的电子理论有关酸 碱的划分 Lewis的酸碱电子理论的优缺点 水的离解平衡 水的质子自递反应 水的质子自递反应 质子自递反应 发生在同种溶剂分子之间的质子传递作用 称之 简写为 H2O H OH 的意义 一定温度时 水溶液中 H 和 OH 之积为一常数 亦即任何物质的水溶液 不论是酸性 中性还是碱性 都是同时含有H 和OH 只不过是它们的相对含量不同而已 但在同一溶液中 H OH 10 14 2020 2 11 Inorganic AnalyticalChemistry 影响因素 酸碱本身授受质子的能力溶剂受授质子的能力水溶液中 酸碱的强弱用其离解常数Ka 或Kb 衡量 4 溶液的酸碱性 酸离解常数的定义 共轭酸碱对中Ka与Kb的关系 一元弱酸HAc H2OH3O Ac 一元弱碱H2O Ac HAc OH 理解Ka Kb Ka Kb 越大 表示弱酸弱碱的电离程度越大 溶液的酸 碱性越强 电离常数的大小 表示了弱酸弱碱的电离程度的大小Ka可以通过 G RTln Ka 求得 也可以通过测量pH换算为c H 计算出来 常见酸碱电离平衡常数 2020 2 11 Inorganic AnalyticalChemistry Notice 反应Ac H HAc的平衡常数K 1 Ka但是K Kb 酸愈强 愈大 愈小 其共轭碱愈弱 例 NH3 NH4 有反应NH3 H2ONH4 OH 已知NH3的为1 78 10 5 则NH4 的为 第二节水的解离平衡和水溶液的pH H2O l H2O l H3O aq OH aq Aqueous 含水的 一 水的解离平衡 水的电离过程吸热 二 水溶液的PH H OH 10 14 常见水溶液的pH pH值的测定方法 酸碱指示剂 甲基橙 甲基红 酚酞 溴甲酚蓝pH试纸 广泛pH试纸 精密pH试纸酸度计 酸 共轭碱 质子 第三节弱酸 弱碱的解离平衡 HF F H H2PO4 HPO42 H NH4 NH3 H HA A H 通式 一 一元弱酸 弱碱的解离平衡 2020 2 11 Inorganic AnalyticalChemistry cK 20Kw 时 忽略水的电离当 4 4 或c K 500时 一元弱酸 碱 B HA 例 分别计算0 10mol L 1HAc和0 10mol L 1NaAc溶液的pH值 已知氨水溶液的浓度为0 10mol L 1 计算该溶液的OH 浓度 pH和氨的解离度 2 若在该溶液中加入NH4Cl 使其在溶液中的浓度为0 10mol L 计算此溶液的OH 浓度 pH和氨的解离度 3 比较上述结果 说明了什么 解 1 NH3 H2ONH4 OH 0 10 xxx根据最简式pH 14 pOH 11 13a 2 NH3 H2ONH4 OH 0 10 x0 10 xpH 9 26 3 说明在弱电解质溶液中加入具有相同离子的强电解质 将使弱电解质的解离度降低 多元弱酸 弱碱 第一步解离 第二步解离 第三步解离 H3PO4 H2OH3O H2PO4 有三级解离常数 2 20 10 13 7 52 10 3 6 23 10 8 H2PO4 H2OH3O HPO42 HPO42 H2OH3 O PO43 因为 酸性H3PO4 H2PO4 HPO4 2 PO43 H2OOH HPO42 HPO42 H2OOH H2PO4 H2PO4 H2OOH H3PO4 因为 碱性PO4 3 HPO4 2 H2PO4 1 33 10 12 三级解离常数 4 55 10 2 1 61 10 7 多元酸碱的解离反应 pK b1 H3PO4 pK a3 H3PO4 14 00pK b2 H3PO4 pK a2 H3PO4 14 00pK b3 H3PO4 pK a1 H3PO4 14 00 第一步解离 第二步解离 共轭酸碱对HA A 在水溶液中存在如下质子转移反应 三 共轭酸碱对的与的关系 例 25 时 HAc的标准解离常数为1 8 10 5 计算其共轭碱Ac 的标准解离常数 Ac 的标准解离常数为 解 一元弱酸溶液H3O 浓度的计算一元弱碱溶液OH 浓度的计算多元弱酸溶液H3O 浓度的计算多元弱碱溶液OH 浓度的计算两性物质溶液H3O 浓度的计算混合酸溶液中H3O 浓度的计算同离子效应和盐效应 第四节酸碱溶液H3O OH 离子浓度的计算 一 一元弱酸溶液H 浓度的计算公式 当时 例 计算0 10mol L 1HAc溶液的pH 解 溶液的pH为 可以用最简式进行计算 溶液中H 浓度为 二 一元弱碱溶液OH 浓度的计算 在一元弱碱A的水溶液中 存在下述质子转移 当时 当时 例 计算0 010mol L 1NH3溶液的pH 解 溶液的pH为 用最简公式计算 溶液中OH 浓度为 三 多元酸溶液H3O 浓度的计算 以二元弱酸H2A为例 它在水溶液中存在下列平衡 根据得失质子相等的原则 可忽略水解离 此时二元弱酸可按一元弱酸处理 可进一步简化 例 计算0 10mol L 1H3PO4溶液的pH 解 忽略H2O解离 25 时 忽略H3PO4第三级解离 忽略H3PO4第二级解离 可用近似公式 溶液的pH为 可利用近似公式计算 溶液的H3O 浓度为 此时三元弱酸可按一元弱酸处理 四 多元弱碱溶液OH 浓度的计算 可以忽略水的解离 多元弱碱的第二级解离 相对浓度的近似计算公式 进一步简化 例 计算0 10mol L 1Na2C2O4溶液的pH 解 C2O42 的第一级标准解离常数 第二级标准解离常数 由于 可以用最简公式进行计算 OH 的相对浓度为 溶液的pH为 在溶液中既起酸 给质子 又起碱 得质子 的作用 多元酸的酸式盐Na2HPO4 NaH2PO4弱酸弱碱盐NH4Ac 五 两性物质溶液H3O 浓度的计算 HPO42 H2O PO43 H3O HPO42 H2O H2PO4 OH Ac H2O HAc OH NH4 H2O NH3 H3O 两性物质HA 在溶液中存在下列质子转移平衡 根据得失质子相等的原则 将平衡关系代入上式得 如果 简化 H2A H2O HA H3O 例 计算0 10mol L 1Na2HPO4溶液的pH 溶液的pH为 解 H3O 相对浓度为 已知25 时 例 计算0 10mol L 1NH4Ac溶液的pH 25 时 解 可利用最简公式计算 H3O 相对浓度为 六 混合酸溶液中H3O 浓度的计算 一元强酸与一元弱酸混合溶液 1 2 如果 两种一元弱酸的混合溶液 忽视水解离 七 同离子效应和盐效应 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 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 但标准平衡常数不变 同离子效应 common ioneffect HAc H Ac NaAc Na Ac 例 HAc NaAc HAc的解离度降低 NH3 H2O NH4Cl NH3 H2O的解离度降低 HAc HCl HAc的解离度降低 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 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 salteffect HAc H Ac NaCl Na Cl 原因 例 HAc NaCl HAc的离解度稍增大 盐效应由于强电解质的加入增加了溶液中的离子浓度 使溶液中离子间的相互牵制作用增强 离子结合为分子的机会减小 即分子化速度降低 因而重新达到平衡时电离度有所增加回答盐效应 同离子效应有什么区别 2020 2 11 Inorganic AnalyticalChemistry 解 NH3 H2O NH4 OH pHHClNH4ClNaClNaOHH2O 变大 变小 变小 变小 变小 变大 变小 变大 变大 变大 例题 在氨水溶液中分别加入HCl NH4Cl NaCl NaOH H2O对氨水电离平衡有何影响 pH有何变化 解 例 在1L0 10mol L 1HAc溶液中 加入NaAc晶体 不考虑体积的变化 计算溶液中H3O 离子浓度和HAc的解离度 可忽略水的解离 当HAc达到解离平衡时 HAc的解离度为 缓冲溶液 具有缓冲作用的溶液 实际应用很重要人体血液NaHCO3 H2CO3人体胃液NaCl KCl HCl 第五节缓冲溶液 缓冲溶液由共轭酸碱对组成弱酸及其共轭碱弱碱及其共轭酸 一 缓冲溶液的组成和作用原理 如弱酸及其对应的盐 H2CO3 NaHCO3 弱碱及其对应的盐 NH3 NH4Cl 多元酸的酸式盐及其对应的次级盐 NaH2PO4 Na2HPO4和NaHCO3 Na2CO3 根据缓冲对的组成不同 缓冲溶液可分为三种类型 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 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 适当稀释时 由于稀释定律 HAc电离度增加 H 不会显著变化 缓冲溶液作用原理 二 缓冲溶液的pH值计算 例计算0 10mol L 1NH4Cl和0 20mol L 1NH3缓冲溶液的pH 解 Kb 1 8 10 5 Ka 5 6 10 10 浓度较大 用最简式 5 计算得 pH pKa lg0 20 0 10 9 56 缓冲溶液pH值由pKa和lg C碱 C酸 两项决定 主要由pKa决定 即pH约等于pKa缓冲溶液的pH值范围pH pKa 1 超出该范围 将不具缓冲能力 缓冲溶液有一定的缓冲容量 当 C碱 C酸 1时缓冲能力最强 记住 说明 已知某指示剂的Pka值是2 0 从理论推测 该指示剂的变色范围是 1 0到3 0 例 在0 10mol L 1HAc溶液中加入少量NaAc 使 Ac 浓度为0 10mol L 1 求该溶液的H 离子浓度和解离度 解 HAc H Ac 初始0 100 1平衡0 1 xx0 1 x 0 1x 0 1 x H 1 8 10 5mol L 1 H c 100 0 018 由于同离子效应 0 1mol L 1HAc的解离度更小 答 H 为1 8 10 5mol L 1 解离度 为0 018 1 计算此缓冲溶液的pH 2 向100mL缓冲溶液中加入10mL0 10mol L 1HCl溶液后 计算缓冲溶液的pH 3 向100mL缓冲溶液中加入10mL0 10mol L 1NaOH溶液后 计算缓冲溶液的pH 4 向100mL缓冲溶液中加入1 0L水稀释后 计算缓冲溶液的pH 例 25 时 在1 0LHAc NaAc缓冲溶液中含有0 10molHAc和0 20molNaAc 解 1 缓冲溶液的pH为 2 向100mL缓冲溶液中加入10mL0 10mol L 1HCl溶液后 计算缓冲溶液的pH 例 25 时 在1 0LHAc NaAc缓冲溶液中含有0 10molHAc和0 20molNaAc 缓冲溶液的pH为 课堂作业 自己计算 3 4 3 向100mL缓冲溶液中加入10mL0 10mol L 1NaOH溶液后 计算缓冲溶液的pH 4 向100mL缓冲溶液中加入1 0L水稀释后 计算缓冲溶液的pH 缓冲容量 缓冲比 c A c HA 同一共轭酸碱对组成的缓冲溶液 当缓冲比相同时 总浓度越大 缓冲容量越大 同一共轭酸碱对组成的缓冲溶液 当总浓度相同时 缓冲比越接近1 缓冲容量就最大 三 缓冲容量和缓冲范围 缓冲容量 例 计算下列缓冲溶液的缓冲容量 1 0 10mol L 1HAc 0 10mol L 1NaAc溶液 2 0 010mol L 1HAc 0 010mol L 1NaAc溶液 解 缓冲溶液的缓冲容量为 1 缓冲溶液的总浓度和缓冲比分别为 c1 HAc c1 Ac 0 10mol L 1 0 10mol L 1 0 20mol L 1 例 计算下列缓冲溶液的缓冲容量 1 0 10mol L 1HAc 0 10mol L 1NaAc溶液 2 0 010mol L 1HAc 0 010mol L 1NaAc溶液 2 缓冲溶液的总浓度和缓冲比分别为 c2 HAc c2 Ac 0 010mol L 1 0 010mol L 1 0 020mol L 1 缓冲溶液的缓冲容量为 解 例 计算下列缓冲溶液的缓冲容量 1 0 10mol L 1HAc 0 10mol L 1NaAc溶液 2 0 15mol L 1HAc 0 050mol L 1NaAc溶液 3 0 020mol L 1HAc 0 180mol L 1NaAc溶液 解 1 缓冲溶液的总浓度均为 0 20mol L 1 请作 2 3 缓冲范围 只有当缓冲比在0 1 10范围内 缓冲溶液才能发挥缓冲作用 通常把缓冲溶液的缓冲比为0 1 10的pH范围称为缓冲区间 HA A 1缓冲溶液的缓冲区间为 最大缓冲容量 max 0 58 c HA c A 四 缓冲溶液的选择和配制 尽量选择pKa pH的弱酸或弱碱组成缓冲对 此时C盐 C酸 1 具有最大缓冲能力 通过调整 C盐 C酸 可得任意pH值的缓冲溶液 如需配制pH 7 0的缓冲溶液可选NaH2PO4 Na2HPO4 pKa2 H3PO4 7 20 所选缓冲对不能与反应物或产物反应 药用要求无毒 缓冲溶液的应用 土壤必须维持一定的缓冲体系NaH2PO4 Na2HPO4等 例 用浓度均为0 10mol L 1的弱酸和其共轭碱溶液配制100mLpH为5 00的缓冲溶液 选择HAc NaAc缓冲对 若需0 10mol L 1HAc溶液的体积