第4章-酸碱平衡.ppt

第四章酸碱平衡Acid-baseEquilibrium,碳酸,醋酸,日常生活中的酸,日常生活中的酸,柠檬,山楂,酸桔子,“尝起来酸酸的”,你去尝一个未成熟的柿子，会有什么感觉？,日常生活中的碱,涩涩的,“摸起来滑滑的”,日常生活中的酸和碱,工业中的碱,石灰浆和水泥是用碱性氢氧化钙制取的,酸和碱,酸：酸味，使石蕊试纸变红，与碱反应生成水。碱：苦涩味，滑腻感，使石蕊试纸变蓝，与酸反应生成水。,最初的认识,认识片面,未触及本质,第四章酸碱平衡,第一节酸碱理论概述第二节酸碱的平衡常数第三节溶液pH值的计算第四节酸碱指示剂第五节溶剂对酸碱强弱的影响,第一节酸碱理论概述,一、电离理论二、溶剂理论三、质子理论四、电子理论,一、电离理论(定义),Arrhenius(阿仑尼乌斯)1887年酸：在水溶液中能够电离且产生的阳离子全部是氢离子（H+）的物质；碱：电离的阴离子全部是氢氧根离子(OH-)的物质。,SvanteAugustArrhenius瑞典化学家,酸碱反应的本质：氢离子和氢氧根离子结合生成水。,酸：,碱：,酸碱反应：,一、电离理论(举例),一、电离理论(优点和局限性),1.从物质的化学组成上揭示了酸碱的本质，指出H+是酸的特征，OH-是碱的特征。2.酸碱被限于水溶液，非水体系不适用:例1：液氨中，KNH2(氨基钾)使酚酞变红碱？例2：气态反应：NH3(g)+HCl(g)=NH4Cl(s)碱？酸？3.碱被限制为氢氧化物：过去认为:氨水的碱性是由NH4OH电离出OH-,但实际上人们从未分离出NH4OH。,水溶液中Na2CO3，Na3PO4呈碱性,二、溶剂理论(定义),美国化学家富兰克林（E.C.Franklin）1905年,酸：在任何溶剂中，凡能增加和溶剂相同阳离子的物质就是该溶剂中的酸；碱：凡能增加和溶剂相同阴离子的物质就是该溶剂中的碱。,酸碱反应即溶剂特征阳离子与阴离子化合生成溶剂分子,HCl可以增加水中氢离子的浓度，是酸；NaOH可以增加水中的氢氧根离子的浓度，是碱。,液氨中：NH4+NH22NH3,NH4Cl可以增加NH3溶液中阳离子NH4+的浓度，所以是酸；NaNH2可以增加溶液中阴离子NH2的浓度，所以是碱。,二、溶剂理论(举例),优点：酸碱溶剂理论扩大了溶剂的范围，也扩展了酸碱的概念。局限性：适用于能自电离的溶剂体系中，不适用于不电离的溶剂（如苯、氯仿）中的酸碱体系及无溶剂的酸碱体系。如气相反应:HCl+NH3,二、溶剂理论(优点和局限性),三、质子理论（定义）,丹麦布朗斯台德(J.Brnsted)和英国劳莱(T.Lowry)1923年,酸：反应中能够给出质子的物质(质子供体)碱：反应中能够接受质子的物质(质子受体),酸碱反应指质子由供体向受体的转移过程,HA与A-互为共轭酸碱对，得失一个质子,酸（碱）可以是中性分子、阴离子或阳离子,三、质子理论（举例）,酸中有碱，碱可变酸。,三、质子理论共轭酸碱,一个酸失去质子后生成的碱被称为该酸的共轭碱一个碱得到质子后生成的酸被称为该碱的共轭酸,优点：酸碱概念扩大到所有的质子体系，适用于水溶液，非水溶液，气相溶液，无溶剂体系。,缺点：只适用于包含有质子转移的反应。如BaO+SO3,三、质子理论优缺点,四、电子理论定义,美国化学家路易斯（Lewis）1923年,酸：任何能够接受电子对的物质（电子对的接受体）碱：任何能够给出电子对的物质（电子对的给予体）,酸碱反应：是电子对接受体与电子对给予体之间形成配位共价键的反应。,作为路易斯酸，先决条件是分子、离子或原子团有空轨道；作为路易斯碱，首要条件是分子、离子或原子团必须有孤对电子。,HCO3-,优点：摆脱了溶剂或离子的限制，立论于物质的普遍组分，极大的扩展了酸碱的范围，成为广义酸碱。,四、电子理论举例,第二节酸碱的平衡常数,一、酸碱的解离二、水的解离平衡三、共轭酸碱平衡常数的关系,一、酸碱的解离,强酸、强碱电解质的解离,HCl+H2O=H3O+Cl-NaOH=Na+OH-强酸和强碱在水中完全电离，是不可逆过程。,在水溶液中，酸、碱的解离就是酸、碱与水之间的质子转移反应，即酸给出质子后成为共轭碱，碱接受水的质子后变为其共轭酸。,弱酸弱碱的解离,弱酸、弱碱在水中绝大部分以其分子形式存在，只有少部分发生解离。酸的强度决定于它将质子给水的能力，碱的强度决定它从水中夺取质子的能力，具体表现为质子转移反应中平衡常数的大小。平衡常数越大，酸碱的强度也越大。,一、酸碱的解离,回顾：化学反应的标准平衡常数,反应,平衡时：,(液相反应),由于c=1mol/L，不考虑K的单位时，上式可简写为：,或,酸性常数,酸的平衡常数用Ka表示，通常称为酸的离解常数，又叫酸性常数,例：,碱的平衡常数用Kb表示，通常称为碱的离解常数，又叫碱性常数,碱性常数,二、水的解离平衡,水是弱电解质,Kw水的离子积常数，简称水的离子积。,25纯水,pH标度,定义：,为了方便指示水溶液的酸碱性，提出pH标度,pH=7.0溶液呈中性pH7.0溶液呈碱性,一些“溶液”的pH值：,人血液pH超出0.4将有生命危险。,pH标度适用范围:0pH14.01H+110-14如超出此适用范围，应使用c(H+)或c(OH-),pH值的测定,酸HB的酸性常数为：,其共轭碱B-的碱性常数为：,三、共轭酸碱平衡常数之间的关系,任何共轭酸碱都有如上关系。,酸的酸性越强，其共轭碱的碱性越弱；碱的碱性越强，其共轭酸的酸性越弱；,三、共轭酸碱平衡常数之间的关系,例:写出Ka(NH4+)和Kb(NH3)以及它们之间的关系。,第三节溶液pH值的计算,一、一元强酸强碱溶液二、一元弱酸弱碱溶液三、多元酸的解离四、缓冲溶液,一、一元强酸强碱溶液,对于一元强酸HB，若原始浓度为c(HB)，则：,对于一元强碱B，若原始浓度为c(B)，则：,例：0.10mol/LHCl溶液的pH值为：,例：0.10mol/LNaOH溶液的pH值为：,二、一元弱酸溶液,解离平衡：,起始浓度：,c,0,0,平衡浓度：,c(1),c,c,一般情况下，弱酸的解离度很小，11，那么：,解离度?,解离度,电解质的解离程度可以定量地用解离度来表示,例：计算0.100mol/L的HAc溶液中H+(aq)浓度及其pH值，并计算HAc的解离度,解：方法一,平衡浓度(mol/L)：0.100-xxx,起始浓度(mol/L)：0.10000,解：方法二,直接带入公式,二、一元弱碱溶液,平衡浓度：c(1-)cc,起始浓度：c00,解离平衡：,一般情况下，弱碱的解离度很小，11，那么：,原始浓度为c的一元弱碱溶液的pH值为：,0.010mol/LNH3(Kb1.8105)溶液的pH值为：,例：,例：已知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。,解：,c00.20000,ceq0.200(10.95%)0.2000.95%0.2000.95%,3,2,3,3,4,3,10,9,.,1,200,.,0,),10,9,.,1,(,),NH,(,),OH,(,),NH,(,),NH,(,Kb,-,-,-,+,-,=,=,c,c,c,三、多元酸的解离,多元酸的解离是分级进行的,计算多元酸H+浓度时，若Ka1Ka2，可忽略二级解离平衡，可用,例:已知H2S的,计算在0.10mol/L的溶液中H+浓度和pH值。,解：因为,根据浓度改变使平衡移动的规律:Ac-，将使电离度，但Ka不变(因T不变)。,例：在HAc溶液中加入NaAc,四、缓冲溶液,弱电解质HAcH+Ac-强电解质NaAcNa+Ac-,同离子效应在弱酸溶液中加入该酸的共轭碱，或在弱碱溶液中加入该碱的共轭酸，平衡向左移动，使这些弱酸或弱碱的解离度降低。这种现象叫做同离子效应。,例：在0.10molL-1的HAc溶液中，加入NH4Ac(s)，使其浓度为0.10molL-1，计算加入NH4Ac前后溶液的pH值和HAc的解离度。,HAc(aq)H+(aq)+Ac(aq),初始浓度0.1000,平衡浓度0.10xxx,解:(1),HAc(aq)H+(aq)+Ac(aq),(2),c00.1000.10,ceq0.10xx0.10+x,0.10x0.10,x=1.810-5c(H+)=1.810-5molL-1,pH=4.74，=0.018%,同离子效应应用配制“缓冲溶液”,实验：,50mL纯水pH=7,50mLHAcNaAc溶液c(HAc)=c(NaAc)=0.10molL-1pH=4.74,加入1滴(0.05ml)1molL-1HCl,pH=3,pH=4.73,加入1滴(0.05ml)1molL-1NaOH,pH=11,pH=4.75,缓冲溶液在一定范围内能够抵抗外加的少量强酸、强碱或稀释的影响，本身的pH不显著变化的溶液。,缓冲作用：能使溶液pH值基本保持不变的作用。,缓冲对：组成缓冲溶液的一对共轭酸碱，如HAc-Ac-、NH4+-NH3、H2PO4HPO42-。,通常是由弱酸-弱酸盐，弱碱-弱碱盐构成。,例：HAcNaAc弱酸与其共轭碱NH3NH4Cl弱碱与其共轭酸NaHCO3-Na2CO3弱酸与其共轭碱,缓冲溶液的组成,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。,缓冲作用原理,外加适量酸(H)，平衡向左移动,Ac-:抵消H+物质;,HAc:抵消OH-物质,(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。,外加适量酸(H)，平衡向左移动,缓冲作用原理,Ac-:抵消H+物质;,HAc:抵消OH-物质,(1)弱酸弱酸盐：,缓冲溶液pH值的计算,例HAcNaAc，H2CO3NaHCO3,起始浓度：,平衡浓度：,c(HA),c(A),0,c(HA)c(H+),c(H+),c(A)+c(H+),由于同离子效应的存在，通常用初始浓度c0(HA),c0(A-)代替c(HA),c(A-)。,两边取负对数得：,(2)弱碱弱碱盐,例如：NH3H2ONH4Cl,缓冲溶液pH值的计算,缓冲溶液pH值的计算(续),对酸共轭碱组成的酸性缓冲液：,对碱共轭酸组成的碱性缓冲液：,两边取负对数：,平衡浓度/(molL-1)0.100-xx0.100+x,例：缓冲溶液pH值的计算:试计算含0.100molL-1HAc、0.100molL-1NaAc溶液的pH值。,0.10-x0.100,0.100+x0.100,pH=4.74,得x=1.810-5,即c(H+)=1.810-5molL-1,决定的，还与有关。,结论,缓冲能力与缓冲溶液中各组分的浓度有关，c(HA)和c(A-)及c(B)和c(BH+)较大时，缓冲能力强,缓冲溶液的缓冲能力是有限的；,缓冲溶液的pH值主要是由,或,缓冲溶液pH值：,例题：若在50.00mL0.150molL-1NH3(aq)和0.200molL-1NH4Cl组成的缓冲溶液中，加入0.10ml1.00molL-1的HCl，求加入HCl前后溶液的pH值各为多少？已知：Kb(NH3)=1.810-5。,解：加入HCl前：,缓冲溶液的缓冲性能的计算,加入HCl后：,加HCl前浓度/(molL-1),0.150-0.0020-x0.200+0.0020+xx,0.1500.200,加HCl后初始浓度/(molL-1),0.150-0.00200.200+0.0020,平衡浓度/(molL-1),NH3(aq)+H2O(l)(aq)+OH(aq),缓冲组分(共轭酸碱对)的浓度比值为1/1时，缓冲能力最大，则有：c(H+)=Ka,pH=pKa,缓冲溶液的选择原则：,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；,pKa尽可能接近所需溶液的pH值。,缓冲溶液的选择,有效缓冲范围,欲配制的缓冲溶液的pH值,应选择的缓冲组分,缓冲溶液的选择,缓冲溶液应用：工业、农业、生物、医学、化学,例1：人血pH=7.40.4，pH0.4,人生命有危险。人血液中含缓冲对：血红蛋白HHb-KHb,H2CO3-HCO3-,H2PO4-HPO42-,例2：分析化学NH3-NH4ClpH=9.0缓冲液中:Al3+3OH-Al(OH)3完全，而Mg2+不沉淀。,例3：土壤中，硅酸，磷酸，腐植酸与其盐组成“缓冲对”pH=5.08.0的土壤适合农作物生长。,第四节酸碱指示剂,一、酸碱指示剂的变色原理,酸碱指示剂是一种有机弱酸或弱碱，其酸式或碱式结构具有不同的颜色，当溶液的pH值发生变化时，指示剂的两种结构发生相互转化(失去质子或结合质子)，从而使颜色变化来指示溶液pH值的变化。,甲基橙的变色原理,红色(pH4.4),H+,OH,pKa=3.4,酚酞的变色原理,酸式：无色(pH=08.2),碱式：粉红(pH=8.212.0),以HIn表示弱酸型指示剂，它在水溶液中存在解离平衡：,从上式中可知，它们二者浓度的比值是两个因素决定：KHIn即指示剂常数，在一定的温度下是常数;c(H+)即溶液的酸度。所以指示剂颜色的转变仅由溶液的c(H+)决定。,二、理论变色范围,c(HIn)=c(In-)时的pH值称为理论变色点，此时溶液颜色为过渡色，pH=pKHIn。,理论变色点,理论变色范围,虽然理论上推算得出指示剂的变色范围为2个pH单位，但由于人眼对颜色的敏感程度不同，所以指示剂的实际变色范围并非如此。,当c(HIn)/c(In-)10时，pH=pKHIn1显酸色当c(HIn)/c(In-)0.1时,pH=pKHIn1显碱色,溶剂将不同强度的酸或碱拉平到同一强度的效应称为溶剂的“拉平效应”。具有拉平效应的溶剂称为“拉平溶剂”,拉平效应,第五节溶剂对酸碱强弱的影响,第五节溶剂对酸碱强弱的影响,溶剂将不同强度的酸或碱区分开来的效应。例如：H2O可以区分HAc，HCN酸性的强弱。,区分效应,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：,HClO4H2SO4HClHNO3,第五节溶剂对酸碱强弱的影响,第一节酸碱理论概述酸碱电离理论溶剂理论质子理论电子理论,第四