酸碱平衡及其PH值计算PPT演示课件

1、1,酸碱平衡溶液中PH值的计算,2,强电解质 理论上100%电离 强电解质在水溶液中完全电离 HCl = H+ (aq) + Cl- (aq,电解质溶液,但实际上： 对于正负离子都是一价的电解质，如HNO3，KCl等，其电离度在90%左右； 正负离子为二价的电解质溶液的电离度较一价的小； 同时:电解质溶液越浓，电离度越小,3,弱电解质的解离平衡,解离平衡：当体系中未解离的分子浓度和解离出的离子浓度都维持一定的数值时，体系所处的状态,解离平衡是一种动态平衡,解离常数,酸的解离常数,碱的解离常数,4,酸碱的强弱取决于酸给出质子或碱接受质子的能力。用解离常数 Ka 和 Kb 可以定量地说明酸碱的强弱

2、程度,HAc 的共轭碱的解离常数 Kb 为,KaKb = c(H+)c(OH) = Kw = 10-14 （25,Ka,5,HAc + H2O H3O+ + Ac- NH4+ + H2O H3O+ + NH3 HS- + H2O H3O+ + S2,比较下列弱酸弱碱的强弱,越大，酸的强度越大,由,可知酸的强弱顺序为：HAcNH4+HS,6,Ac- + H2O OH- + HAc NH3 + H2O OH- + NH4+ 称为碱的解离常数。 越大，碱的强度越大。一种酸的酸性越强，其 值越大，则其相应的共轭碱的碱性越弱，其 值越小,7,多元弱酸、弱碱在水溶液中是逐级解离的,H3PO4 + H2O

3、H3O+ + H2PO4- H2PO4- + H2O H3O+ + HPO42- HPO42- + H2O H3O+ + PO43- 三种酸的强度为：H3PO4 H2PO4- HPO42,8,可见，在共轭酸碱对中，若酸的酸性越强，则其共轭碱的碱性就越弱；若碱的碱性越强，则其共轭酸的酸性就越弱,酸,总结,9,解离常数的意义：衡量弱电解质解离趋势的大小,判断同类型的弱酸或弱碱的相对程度,相同温度下， Ka越大表示酸性越强。 （Ka随T升高而增大,10,弱电解质的电离,1、解离平衡常数和解离度 AB A+ + B- 解离平衡常数 KAB= 解离度%：平衡时弱电解质的电离百分率 % = (已解离的分子

4、数/原分子数) 100% = (已电离的浓度/初始浓度 ) 100,解离平衡常数与电离度的关系,11,稀释定律表明随着溶液浓度的降低，解离度增大,稀释定律: HAc H+ + Ac 初始浓度 c 0 0 平衡浓度 c c c c Ka = (c)2/c (1 ) 当 即 5%时，1 1 Ka = c2,12,酸碱溶液PH的计算,13,HAc H+ + Ac- 起 cA 0 0 平 cA-cH+ cH+ cAc,对于一元弱酸，其cH+ 值计算如下,14,cHAc-H+cHAc,15,解： HAc H+ + Ac- 平衡时 cA-x x x （1）x2/(0.1-x) = Ka cA /Ka 50

5、0， 0.1-x 0.1 H+ 1.3 10-3 mol L-1 = 1.3 10-3 /0.1=1.3,例：计算下列0.1 mol L-1的HAc溶液的H+ 和电离度,已知：KHAC=1.76 x 10-5,16,b一元弱碱的电离过程 NH3H2O(aq) NH4+(aq) + OH-(aq) 起 cb 0 0 平 cb-cOH- c NH4 + cOH,当反应达到平衡时,OH-=NH4,17,例4-6 计算0.050 mol.L-1 NH3H2O溶液的pH值,已知 =1.810-5,0H-= =9.4910-4 POH=3.02 pH =14-POH= 10.98,18,5、多元弱酸、弱碱

6、的电离平衡 特点：分步进行 a二元弱酸的电离平衡 H2S H+ + HS- Ka1 = H+HS-/H2S = 9.1 10-8 HS- H+ + S2- Ka2 = H+S2-/HS- = 1.1 10-12 Ka1 Ka2 = K = H+2S2-/H2S = 1.0 10-19,19,例:计算0.1 mol L-1的H2S水溶液(饱和水溶液)的H+ 、HS-、S2- 。（ Ka1 =1.3 10-7, Ka2 =7.1 10-15 ） H2S H+ + HS- 起始浓度 0.1 0 0 平衡浓度 0.1-x x x c/Ka1 500, 近似地： 0.1-x = 0.1 x2/0.1 =

7、 Ka1 x = H+ = HS- =1.1 10-4 molL1 由二级平衡: HS- H+ + S2- 平衡浓度: 1.1 10-4 1.1 10-4 y Ka2 = H+S2-/HS- = 7.1 10-15 y = Ka2 = S2- = 7.1 10-15,酸根离子浓度近似等于二级电离常数,K1/K2102可做一元弱酸处理,20,结论: 多元弱酸中,若K1K2K3,通常K1/K2102,求H+ 时, 可做一元弱酸处理。 二元弱酸中,酸根离子浓度近似等于二级电离常数,与酸原始浓度关系不大,21,两性物质的溶液,在溶液中，既能给出质子，又能接受质子。 酸式盐、弱酸弱碱盐和氨基酸等都是两性

8、物质,结论：两性物质溶液的PH值与溶液自身的浓度大小无关,22,盐类的水解： 盐的离子与溶液中水电离出的H+离子或OH_离子作用产生弱电解质的反应，称为盐的水解。 一、一元弱酸或弱碱的水解 1、一元弱酸强碱盐的水解 NaAc Na+ + Ac- （完全电离） + H2O OH- + H+ HAc,23,离子方程式为 Ac + H2O HAc + OH 上述水解反应是溶液中水、弱酸电离平衡的总反应,即弱酸强碱盐的水解实际上是阴离子发生水解，使溶液呈碱性,kw,kHAc,24,盐溶液PH值的计算 Ac_ + H2O HAc + OH_ 平衡时 cs-x x x x2 Kw Kh = = 一般当cs

9、 /Kh 500 cs-x Ka 即cs-x cs,结论：一定温度下，Ka越小（生成的酸越弱), 盐的浓度cs越大，溶液的碱性越强,25,2、一元强酸弱碱盐的水解 NH4Cl NH4+ + Cl- （完全电离） NH4+ + H2O H+ + NH3 H2O Kh 当cs /Kh 5, 同理有 cH+ = (Kw /Kb) cs,26,3、一元弱酸弱碱盐的水解 NH4Ac NH4+ + Ac-（完全电离） NH4+ + OH NH3H2O 1/Kb Ac + H+ HAc 1/Ka +) H2O H+ + OH KW NH4+ +Ac-+H2O NH3H2O +HAc Kh Kh=KW/(Ka

10、 Kb,27,弱酸弱碱盐水解趋势很大。同理我们推导下式可近似计算H+的浓度： cH+ = Kw Ka /Kb 盐类的溶液的酸碱性有下列三种情况： 1）Ka Kb 时，呈酸性； 2）Ka Kb 时，呈碱性； 3）Ka Kb 时，呈中性。 结论：弱酸弱碱盐水解，仅取决于所生成弱酸和弱碱的相对强弱，而与盐溶液的浓度无关,28,盐类的水解 小结,难溶不水解，有弱才水解，无弱不水解； 谁弱谁水解，越弱越水解，都弱都水解； 谁强显谁性，同强显中性，弱弱具体定； 越弱越水解，越热越水解，越稀越水解,29,例1、将2.45 g固体NaCN配成500 ml水溶液，计算溶液的pH值？(已知M NaCN =49 H

11、CN的Ka 4.9 10-10) 解：NaCN的浓度2.45/49 0.5 = 0.1mol L-1 CN- + H2O HCN + OH- 平： 0.1 - x x x Kh=Kw/Ka =2.010-5 =x2/ (0.1 - x ) cs/ Ka500 0.1 - x 0.1 x = OH- = 1.4 10-3 mol /ml pOH = 2.85, pH = 11.15,30,我们将在弱电解质中加入含有相同离子的易溶的强电解质，使弱电解质电离度降低的现象称为同离子效应,4、同离子效应与盐效应 在平衡 HAc H+ + Ac- 中 加入 NaAc Na + + Ac- NaAc是强电解

12、质，在溶液中完全电离，使溶液中Ac-的量大大增加，使平衡向左移动，降低HAc的电离度,31,盐效应,在弱电解质溶液中，加入不含有共同离子的强电解质溶液，使其电离度稍有增加的现象,盐效应” “同离子效应,如：把NaCl(s)加入到HAc溶液中,32,50mLHAcNaAc c(HAc)=c(NaAc)=0.10molL-1 pH = 4.74,缓冲溶液：具有能保持本身pH值相对稳定性能的溶液(也就是不因加入少量强酸或强碱而显著改变pH值的溶液,加入1滴(0.05ml) 1molL-1 HCl,加入1滴(0.05ml) 1molL-1 NaOH,实验,50ml纯水pH = 7 pH = 3 pH

13、= 11,pH = 4.73 pH = 4.75,33,缓冲溶液按其缓冲范围一般分为两大类： 弱酸及其共轭碱HAc-NaAc 、弱碱及其共轭酸NH3-NH4Cl 、 多元弱酸的酸式盐及次级盐（NaH2PO4Na2HPO4）组成。 一般缓冲范围：212,34,结论：少量外来酸碱的加入不会影响溶液的pH值，但缓冲溶液的缓冲能力有一定限度,缓冲原理： HAc H+ + Ac- NaAc Na+ + Ac- 加入酸，如HCl，H+与Ac-结合，生成HAc平衡左移， H+变化不大。 Ac- 发挥了抗酸的作用。 加入碱，如NaOH， H+与OH-结合，生成H2O，平衡右移， H+也变化不大。 HAc 发挥

14、了抗碱的作用,缓冲溶液为什么能控制溶液PH值基本不变？ 以HAcNaAc为例,35,例：向1L 0.1molL-1HAc -NaAc混合液中分别滴加0.1mL 1molL-1HCl或NaOH溶液，pH改变多少？ 解： 0.1molL-1HAc -NaAc溶液的pH值： 不滴加任何溶液时 HAc H+ + Ac- 0.1 0.1 c HAc cH+ = Ka c Ac- pH = pKa = 4.75,1.7610-5,36,滴加0.1mL 1molL-1HCl后： HAc H+ + Ac- 0.1+110-4 0.1-110-4 ( 0.1+110-4)/1.0001 cH+ = Ka 0.1

15、-110-4 /1.0001 pH = pKa = 4.75,37,结论：加入少量酸碱pH值不发生改变,3) 滴加0.1mL 1molL-1NaOH后： HAc H+ + Ac- 0.1-110-4 0.1+110-4 0.1-110-4 )/1.0001 cH+ = Ka 0.1+110-4 )/1.0001 pH = pKa = 4.7,38,与同离子效应的计算类似,缓冲溶液pH值的计算,假设缓冲溶液由一元弱酸HA和相应的盐MA组成,一元弱酸及其盐组成的缓冲溶液,一元弱碱及其盐组成的缓冲溶液,1. 缓冲溶液本身的PH值主要取决于弱酸或弱碱的解离常数K; 2. 缓冲溶液控制溶液的PH值主要体

16、现在lg值。 3. 缓冲能力主要与其中弱酸或弱碱及其盐的浓度有关,39,1. 一元弱酸及其盐组成的缓冲溶液,2. 一元弱碱及其盐组成的缓冲溶液,40,缓冲能力,缓冲容量的大小取决于缓冲体系 共轭酸碱对的浓度及其浓度比值。 当缓冲组分浓度的比值为1:1时，缓冲容量最大。 当浓度比为1:1时，总浓度越大，缓冲能力越大,常用的缓冲溶液各组分的浓度一般在0.11.0 mol.L-1之间， 共轭酸碱对比值在1/1010之间,缓冲容量（ ）：使1L或1ml缓冲溶液的pH值改变一个单位所需加入一元强酸或一元强碱的物质的量（mol或m mol），称为该缓冲溶液的缓冲容量。 表征缓冲溶液抵御外来强酸强碱的能力,

17、41,实验和计算表明，当缓冲比在110和101之间时，即溶 液的pH值在pKa-1和pKa+1之时， 溶液具有较大的缓冲能力。 各种缓冲溶液只能在一定的范围内发挥缓冲作用。 pH=pKa1称为缓冲溶液的缓冲范围,42,常见缓冲溶液的pH范围,控制 pH=pKa 1 或pOH=pKb 1,43,缓冲溶液的选择与配制: 1、选择缓冲溶液的原则： 所需控制的PH值应在缓冲范围之内。如果缓冲溶液是由弱酸及其共轭碱组成的，则PKa应尽量与所需控制的PH值一致。即找出与溶液所需控制的pH值相近的pK值的弱酸或弱碱； 选择的缓冲液不与反应物或生成物发生反应。 缓冲溶液有足够的缓冲容量。通常缓冲组分的浓度在0.011molL-1,44,配制 pH = 7 的缓冲溶液时, 选择最合适的缓冲对是-( ) ( Ka HAc= 1.810-5 , Kb NH3= 1.810-5 ; H3PO4 : Ka1 = 7.5210-3 , Ka2= 6.2310-8 , Ka3