珍贵无机化学课件第6章 酸碱平衡.ppt

本章学习要求 了解酸碱质子理论的概念掌握弱酸 弱碱解离平衡的概念掌握酸碱平衡常数 平衡浓度的计算方法掌握盐溶液的解离和水解平衡的意义和计算方法掌握缓冲溶液的实质及缓冲溶液的计算和配制方法掌握配合物的组成和命名方法 6 1酸碱质子理论 反应物 产物 酸碱质子理论 凡是能释放出质子的任何含氢原子的分子或离子的物种都是酸 任何能与质子结合的分子或离子的物种都是碱 Bronsted Lowry酸碱理论 酸碱质子理论认为 酸碱解离反应是质子转移反应 共轭酸碱对 举例1 水溶液中酸碱的电离 举例2 盐类水解反应 举例3 酸碱中和反应 6 2水的解离平衡和pH值 一 水的解离平衡 KW0 C H C OH 水的离子积常数298K 25 时 KW0 1 0 10 14随温度的升高而增大 水解离为吸热反应 二 溶液的pH值 KW0 C H C OH lgKW0 lgC H lgC OH pKW0 pH pOH 14 00已知C H 或C OH 可得溶液的pH 取负对数 三 弱酸 弱碱的解离平衡 只能给出一个质子的酸 一元弱酸 能给出多个质子的酸 多元弱酸 只能接受一个质子的碱 一元弱碱 能接受多个质子的碱 多元弱碱 1 一元弱酸的解离平衡 解离度 C HA C0 HA 推导一元弱酸的解离平衡常数与解离度之间的关系解 设解离度为 HA的初始浓度为C 则 当K 10 4时 表示解离程度较小 1 1 2 多元弱酸的解离平衡 二个表达式中的H HS 的浓度是一致的 由于K1比K2大得多 所以第一步电离的H 比第二步要大得多 并抑制第二步电离 所以 H 可以按第一步计算 1 计算0 1mol L 1的H2S中的H 浓度 解 设达到平衡时H 浓度为x 由于K1 K2 由于K1较小 0 1 x 0 1 2 计算0 1mol L 1的H2S中的S2 浓度 3 如果0 1mol L 1的H2S中的饱和溶液中H 浓度为0 3mol L 1 求S2 浓度解 四 盐溶液的酸碱平衡 1 强酸弱碱盐 离子酸 例如NH4Cl 例 计算0 1mol L 1的NH4Cl的pH值和NH4 的解离度解 查表得 2 弱酸强碱盐 离子碱 如乙酸钠 碳酸钠 亚硫酸钠在水中呈碱性 如 又如 注意共轭酸碱对应的平衡常数 例如 计算25 时 0 1mol L 1的Na2CO3的pH值解 他的解离常数是 就可计算出OH 的浓度 从而得到pH值 3 酸式盐 如碳酸氢钠 磷酸二氢钠 磷酸氢二钠 邻苯二甲酸氢钾 4 弱酸弱碱盐 pH 7 强酸强碱盐 如NaCl KNO3 BaI2弱酸弱碱盐Ka KbNH4AcpHKb NH4FpH 7 弱酸强碱盐 NaAc Na2CO3酸式盐 Na2HPO4 NaHCO3弱酸弱碱盐 NH4 2CO3 NH4CN 水解的相互促进 盐类酸碱性总结 作业 P150 5 7 9 12 6 3缓冲溶液 BufferSolution 在弱酸或弱碱溶液中 加入与这种酸或碱含有相同离子的强电解质 使弱酸或弱碱的解离度下降 这种作用称为同离子效应 例 计算0 1mol L 1的HAc的解离度解 设达到平衡时HAc解离得到的Ac 和H 的浓度为xmol L 1 一 同离子效应 又例 如果加入NaAc使其浓度为0 1mol L 1 计算HAc的解离度 解 设HAc产生的Ac 浓度为x 由于NaAc在水溶液中全部离解 因而Ac 的浓度为0 1 x 缓冲溶液 由弱酸和弱酸盐 或弱碱和弱碱盐构成的溶液体系的pH值 并不因外加的少量的酸 碱而产生显著的变化 这类溶液称为 缓冲溶液 二 缓冲溶液 缓冲能力分析 1 假定缓冲溶液组成的浓度相同 总浓度为2mol L 1在C酸 C盐 1 1时C H C酸 C盐 KHAc 1 1 KHAc KHAc如果外加酸使每升产生0 001摩尔的H C H C酸 C盐 KHAc 1 0 01 1 0 01 KHAc 1 02KHAc氢离子浓度提高了2 如何得来 由弱酸强碱盐的计算式得到 2 如果C酸 C盐 1 99时 大浓度比差异 C H C酸 C盐 KHAc 0 02 1 98 KHAc 0 0101KHAc在同样的变化情况下 溶液中C H C酸 C盐 KHAc 0 02 0 01 1 98 0 01 KHAc 0 0152KHAc氢离子浓度提高了50 3 假定C酸 C盐 1 1时 总浓度为0 2mol L 1 低浓度 在同样变化的情况下 氢离子浓度提高了22 为了配制一个缓冲能力大的缓冲溶液 C酸 C盐之比应接近1缓冲混合物的浓度需要大些 缓冲溶液的配制 例 配制1升pH 5 CHAc 0 2mol L 1的缓冲溶液 需1mol L 1的醋酸和醋酸钠各多少毫升 解 pH 5时 即C H 1 0 10 5mol L 1 CHAc 0 2mol L 1由C H C酸 C盐 KHAc可得 由稀释定律 C1V1 C2V2得对NaAc 0 36 1000ml 1 V2 V2 360ml对HAc 0 2 1000ml 1 V2 V2 200ml即将360ml的1mol L 1NaAc与200ml的1mol L 1HAc混合 再用水稀释至1000ml 即为pH 5的缓冲溶液 又例 配制100ml pH 4 5的缓冲溶液 需用0 5mol L 1的醋酸和醋酸钠各多少毫升 不用水稀释 解 pH 4 5时 即C H 3 2 10 5mol L 1由C H C酸 C盐 KHAc可得 设需HAcxml 则NaAc为 100 x ml那么缓冲溶液中 代入上式 得x 64即需HAc64ml NaAc36ml 6 4酸碱电子理论与配合物 一 酸碱电子理论 G N Lewis提出了酸碱电子理论 酸 是任何可以接受电子对的分子或离子物种 必须具有空轨道 碱 是电子对的给予体 具有未共享的孤对电子 酸碱之间以共价键相结合 并不发生电子转移 H 和OH OH 具有孤对电子 是碱 H 有空轨道 可接受电子 是酸 Na2O与SO3反应生成盐Na2SO4 该反应是酸碱反应 此反应不能用质子理论说明 但电子理论 Na2O中的O2 具有孤对电子 SO3中的S能提供空轨道 H3BO4不是质子酸 在水中 B OH 3与水反应并不是给出它自身的质子 而是B的空轨道接受了H2O的OH中的O提供的孤对电子形成的B OH 4 Lewis酸碱理论的缺点是 不能比较酸碱的相对强弱 二 配合物的组成与命名 配离子 中心离子 金属离子 配位体 中性分子或酸根离子 Lewis酸Lewis碱 常见的配位体 NH3F Cl Br H2OOH CN 配位体中的配位原子都是电负性大 原子半径小的原子 配合物的组成定义 由中心离子和配位体所构成的复杂离子称为配离子 包含配离子的化合物为配合物 中心离子与配位体的特点 中心离子一般过渡金属离子配位体位于中心离子的周围中心离子的配位数一般是2 4 6或8 常见的是4和6 配位数的多少取决于中心离子和配位体的性质 中心离子的半径和配位体半径配离子的电荷是中心离子与配位体电荷的代数和 配位体只有一个配位原子 单基配位体F Cl NH3配位体由二个以上配位原子 多基配位体 乙二胺乙二胺四乙酸根离子 EDTA 配合物的命名1 配阴离子化合物命名的次序 配位体 中心离子 外界有两种以上配位体 先酸根离子 后中性分子 具体的 酸根离子 简单离子 复杂离子 有机酸分子中心分子 H2O NH3 有机配位体配位体个数 用一 二 三等表示中心离子氧化数 用括号内的罗马数字表示配位体后用 合 与中心离子连接起来 K2 PtCl6 六氯合铂 IV 酸钾K4 Fe CN 6 六氰合铁 II 酸钾K Co NH3 2 NO2 4 四硝基二氨合钴 III 酸钾NH4 Cr NH3 2 SCN 4 四硫氰二氨合铬 III 酸铵 2 配阳离子化合物次序 外界 配位体 中心离子 Ag NH3 2 Cl氯化二氨合银 I Cu NH3 4 SO4硫酸四氨合铜 II Co NH3 6 Cl3三氯化六氨合钴 III Co NH3 3 H2O Cl2 Cl一氯化二氯一水三氨合钴 III Pt NH3 4 NO2 Cl CO3碳酸一氯一硝基四氨合铂 IV 3 配合物的分类简单配合物 只有一个中心原子 每个配体只有一个配位原子与中心离子成键 Ag NH3 2 Cl螯合物 配体为多基配体 配体与中心离子成键 形成环状结构 多核配合物 含两个或两个以上的中心离子 中心离子间以配体连接 二羟基八水合二铁 III 羰合物 配位体为CO Mn CO 4烯烃配合物 配位体是不饱和烯烃 PdCl3 C2H4 多酸型配合物 一些复杂的无机含氧酸及其盐类 磷钼酸铵 NH4 3 P Mo3O10 4 6H2O 6 5配位反应与配位平衡 一 配合物的配位反应或生成反应 Kf稳定常数f formationKd离解常数d decompositionKd越大表示配位离子越不稳定 二 配离子的生成与破坏 在硝酸银溶液中加入NaCl 有白色沉淀生成 继续加入氨水 白色沉淀消失 再加入KBr 又有淡黄色的AgBr沉淀 继续加入Na2S2O3溶液 AgBr沉淀溶解 再加入KI溶液 有黄色AgI沉淀 再加入KCN AgI沉淀消失 最后加入Na2S溶液 则有黑色的Ag2S沉淀产生 6 6螯合物 二乙酰二肟 二 二乙酰二肟 合镍 具有环状结构的配合物称为内配合物 亦称螯合物 形成螯合物的条件 1 配体必须含有两个或两个以上