解离平衡PPT课件

1、一、经典酸碱理论1、定义： 电离时产生的阳离子全部是H+的化合物称为“酸”；电离时产生的阴离子全部是OH-的化合物称为“碱” 。酸碱反应的实质是H+和OH-反应生成水。第1页/共45页2 2、局限性1.酸碱被限于水溶液,非水体系不适用非水体系不适用例1：液氨中，KNH2(氨基化钾)使酚酞变红碱？ ) s (ClNH)g(HCl)g(NH43碱？ 酸？ 2.碱被限制为氢氧化物：例2：水溶液中 Na2CO3 碱？ Na3PO4 碱？ 第2页/共45页 二、酸碱质子论酸碱定义凡能释放H+（质子）的分子或离子均是酸。 凡能接受H+（质子）的分子或离子均是碱。 酸 H+给予体。 碱 H+接受体。 两性电

2、解质既能给出质子，又能接受质子的分子或离子，称为“两性电解质” 简称“两性物质”。第3页/共45页1. 酸碱举例酸 分子 HCl, H2SO4, H3PO4, H2O, NH3 离子 NH4+, HSO4-, H2PO4-, HPO42-碱 分子 H2O, NH3 离子 OH-, HSO4-, H2PO4-, HPO42-两性物质 分子 H2O, NH3 离子 HSO4-, H2PO4-, HPO42- NH3 + H+ = NH4+ NH3 (l) = NH2-(l) + H+ (l)第4页/共45页说明：1）由上述讨论可知：酸碱可以是分子也可以是离子。2）酸碱是相对的，同一物质在不同的条件

3、下可能具有不同的酸碱性。如：HCO3-HCO3- = H+ + CO3- 酸H2CO3 = H+ + HCO3- 碱第5页/共45页2. 2. 酸碱共轭关系 碱酸HOHHOHOHHOHNHHNHClHHCl23234酸与其给出一个质子后所形成的碱互为共轭酸碱对。酸，其共轭碱碱，其共轭酸练习：p96：2，3第6页/共45页HCl + NH3 NH4+ + Cl- H+H+（酸酸1 1）（碱碱2 2）（酸酸2 2）（碱碱1 1）H3O+ + Ac- HAc + H2O（酸酸1 1） （碱碱1 1） （酸酸2 2） （碱碱2 2）H+H+ 3. 酸碱反应的实质质子传递 酸碱反应是较强的酸与较强的碱作

4、用，生成较弱的碱和较弱的酸的过程。第7页/共45页 HAc + NH3 = NH4+ + Ac- (中和反应) HAc + H2O = H3O+ + Ac- (解离反应) H2O + Ac- = HAc + OH- (盐类的水解反应) 酸1 碱2 酸2 碱1质子论扩大了酸碱反应的范围。第8页/共45页酸碱强度 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。HAc+NH3（l）Ac-+NH4+HAc+H2OH3O+Ac-Ka=(H3O+) a(Ac-) a(HAc) (H2O)Ka=H3O+Ac- HAc 解离常数表征酸碱在水溶液中表现出来的相对强度。对于HAc：第9页/

5、共45页Ac- + H2O HAc + OH-OH-Ac- HAc Kb=KaKb=Kw同理，对于Ac-：共轭酸碱对Ka与Kb的关系：HAc+NH3（l）Ac-+NH4+HAc+H2OH3O+Ac-Ac- + H2O HAc + OH-第10页/共45页（1）无论是Ka还是Kb，与溶液的浓度无关。（2）只与温度有关，但随温度变化不大。（3）相同温度下，根据同类型弱电解质解离常数的相对大小，可以判断弱电解质的相对强弱。解离常数，表示弱电解质的解离能力；反之亦然。标准解离常数Ka和Kb的特点说明醋酸的酸强度比次氯酸大。KHClO = 2.95 10-8KHAc= 1.76 10-518时：第11页

6、/共45页例1（P73 例4-1）已知弱酸HClO的 2.9510-8 ，弱碱NH3的 1.7710-5 ，求弱碱ClO- 的 和弱酸NH4+的 。Ka=Kb=KbKa第12页/共45页4-2 弱酸、弱碱的解离平衡 一、一元弱酸、弱碱的解离平衡HB H+ + B- 酸标准解离常数:Ka=H+B- HB MOH M+ + OH- 碱标准解离常数:Kb= M+ OH- MOH 第13页/共45页1、一元弱酸H+和的计算：某一元弱酸HB，起始浓度为c：起始浓度 c 0 0平衡浓度 c H+ H+ H+ （1）H+的计算：将平衡时的浓度代入平衡常数表达式得：HB H+ + B- 2HcHKa24)(2

7、cKKKHaaa近似式，忽略了水解离出的H+。第14页/共45页时或当cHKca%5380cKHa最简式pH的定义：pH =-lg H+-lg H+（在稀溶液中）pcpKpHa21时或当cHKca%5380cH电解质总浓度电解质已电离的浓度时或当cHKca%5380cKccKaa（2）解离度第15页/共45页v溶液的浓度越稀，解离度越大，这个关系式称为稀释定律。应注意随着溶液的稀释H+还是减小的。v如 0 . 1 0 0 m o l / L 的 H A c 与0.010mol/L的HAc的H+大小比较。 第16页/共45页2、一元弱碱OH-和的计算：某一元弱碱MOH，起始浓度为c：起始浓度 c

8、 0 0平衡浓度 c OH- OH- OH- （1）OH-的计算：将平衡时的浓度代入平衡常数表达式得：2OHcOHKb24)(2cKKKOHbbb近似式，忽略了水解离出的OH-。MOH M+ + OH- 第17页/共45页时或当cOHKcb%5380cKOHb最简式pOH：pOH =-lg OH-lg OH-（在稀溶液中）pOHpHpcpKpOHb00.1421cOH电解质总浓度电解质已电离的浓度cKccKbb时或当cOHKcb%5380时或当cOHKcb%5380（2）解离度：第18页/共45页例2（p78:例4-2） 计算0.010molL-1HF溶液的H+和。( 3.510-4 ）例3

9、（p78:例4-3） 计算0.10 molL-1NaAc溶液的pH。（HAc的 1.7610-5 ）Ka=Ka=第19页/共45页二、多元弱酸、弱碱的解离平衡 H3PO4 + H2O = H3O+ + H2PO4- Ka1 = 7.5 10-3H2PO4- + H2O = H3O+ + HPO42- Ka2 = 6.23 10-8HPO42- + H2O = H3O+ + PO43- Ka3 = 2.2 10-131.多元弱酸的解离是分步进行的；2. Ka1 Ka2 Ka3；计算 H+ 时可做一元弱酸处理。3.多元酸碱溶液中同时存在几级平衡，各解离常数关系式中的H+是相同的。4.单一的二元酸溶

10、液中，酸根浓度近似等于二级解离常数,与酸原始浓度关系不大， B2-= Ka2 第20页/共45页v 对多元弱酸和对应的共轭碱，其解离平衡常数之间的关系式为（以H3PO4为例）：v 例4（p79：例4-4）： 计算室温下CO2饱和水溶液（0.040 molL- 1 的H2CO3溶液）中的H+、 HCO3- 、 CO32- v 例5 （p79：例4-5）： 计算0.10molL-1 Na2CO3溶液中的OH-、 HCO3- 、 H2CO3 wbawbawbaKKKKKKKKK132231第21页/共45页三、同离子效应和盐效应如：HAc H+ +Ac-1、同离子效应在弱电解质溶液中加入与弱电解质具

11、有相同离子的强电解质，使弱电解质解离度降低的现象称为同离子效应。例6（p81：例4-8）：求下列两溶液中的H+和HAc的：(1) 0.10 molL-1 HAc 溶液;(2) 1L 0.10 molL-1 HAc 溶液中加入 0.10 mol NaAc 固体。第22页/共45页2、盐效应：在弱电解质溶液中加入不具有相同离子的强电解质，使弱电解质的解离度增大的现象称为盐效应。两种效应同时存在时优先考虑同离子效应。第23页/共45页4.3 强电解质溶液一、 离子氛v 强电解质 理论上=1v 但是由于离子间的相互作用，每一个离子都受到相反电荷离子的束缚，使溶液中的离子并不完全自由，其表现是：溶液导电

12、能力，解离度，依数性异常。二、活度和活度系数：活度：溶液中离子实际表现出的浓度。ccbb第24页/共45页v ci，zi，。当溶液极稀时，1，c（数值上）。v 离子强度：影响大小的物理量。v I = bizi2v bi：溶液中第 i 种离子的质量摩尔浓度，v zi：第 i 种离子的电荷数v I ， 。v I ， 最终1 。稀溶液接近理想溶液，活度近似等于浓度。v 例7：p83：例4-9第25页/共45页4.4 缓冲溶液 实验事实：向纯水(pH=7.0)中加入少量酸或碱，pH值会发生显著变化 向HAc-NaAc液中加入少量酸或碱，溶液的pH值几乎不变。n某种溶液能抵抗少量强酸、强碱和水的稀释而保

13、持体系的pH值基本不变的作用称为缓冲作用；具有缓冲作用的溶液称为缓冲溶液。第26页/共45页一、 缓冲作用原理和计算公式 1、缓冲溶液由弱酸及其共轭碱组成 如HAc NaAc NH4Cl NH3 NaH2PO4 _ Na2HPO4第27页/共45页2、缓冲原理： HB H+ + B- NaB Na+ + B- v同离子效应： HB 、 B （大量）v加酸、加碱、加水稀释均不会使HB/B-有太大变化。第28页/共45页3、缓冲溶液pH值的计算Ka=H+B- HB BCHBCKHa H BH+ B-平衡浓度/mol/L：c(HB)-H+ H+ c(B-)+H+c(HB)-H+ c(HB)c(B-)

14、+H+ c(B-)HBnBnpKHBcBcpKpHaalglg第29页/共45页 例 8 （ p 8 5 ： 例 4 - 1 0 ） ： 一 缓 冲 溶 液 由 0 . 1 0 m o l L- 1 N a H2P O4 和 0.10molL-1 Na2HPO4组成。试计算：（1）该缓冲溶液的pH；（2）在1.0L该缓冲溶液中分别加入10mL 1.0molL- 1 HCl和1.0molL- 1 NaOH后溶液的pH 。第30页/共45页二、缓冲容量和缓冲范围（略）三、缓冲溶液的选择与配制v 选择合适的缓冲对，使配制的缓冲溶液 pH 在所选缓冲对的有效缓冲范围（ pKa 1）内。弱酸的pKa尽可

15、能和所需的pH值相近。v 缓冲溶液的总浓度要适当，一般在 0.01 1.0 molL-1 之间。v 缓冲对不能与反应物或生成物发生作用，药用缓冲溶液还必须考虑是否有毒性等。v 计算出所需共轭酸、碱的量。v 根据计算结果把共轭酸、碱溶液混合，配成一定体积所需 pH 的缓冲溶液。第31页/共45页例9： 用浓度均为 0.10 molL-1 的弱酸和其共轭碱溶液配制 100 mL pH 为 5.00 的缓冲溶液。例10（p89：例4-11）：用1.0 molL-1 的氨水和固体NH4Cl为原料，如何配制1.0LpH为9.00，其中氨水浓度为0.10 molL-1 的缓冲溶液？第32页/共45页 四、

16、缓冲溶液应用：工业、农业、生物、医学、化学 应用1：人血 人有生命危险。应用2：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。4.0pH03.04.7pHD 维持其 pH 恒定的缓冲对在血浆中主要有NaHCO3-H2CO3、Na2HPO4 - NaH2PO4、Na-蛋白质- H-蛋白质；在红细胞液中主要有 KHCO3 - H2CO3 、K2HPO4 - KH2PO4、K-血红蛋白- H-血红蛋白、K-氧合血红蛋白-H-氧合血红蛋白。第33页/共45页222333CO ()H O H CO H OHCO溶解2CO (g)()肺肾1K2K第34页/共45页

17、4.5 沉淀溶解平衡一、 溶度积和溶度积规则1、溶度积 AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq)溶解 结晶 当溶解与结晶速度相等时，达到平衡状态KAgCl为一常数：KAgCl = Ag+Cl- 该常数称为溶度积常数，用Ksp表示。 AnBm(s) nAm+(aq) + mBn-(aq) 则Ksp, AnBm= Am+nBn-m第35页/共45页 Ag2CrO4(s) 2Ag+(aq) + CrO42-(aq)平衡时： 例11：由热力学函数计算298K时Ag2CrO4的Ksp。例12（p89：例4-13）：在298K时，Ag2CrO4的溶解度s为2.110-3g / （100 g H2

18、O），求该温度下Ag2CrO4的Ksp。因难溶电解质溶液浓度极稀，可近似认为密度为1.0g/mL 。 例13（p89：例4-14）：298K时，Mg(OH)2 的Ksp= 1.210-11，求其溶解度s（以mol/L表示）。第36页/共45页 AnBm(s) nAm+(aq) + mBn-(aq) Q = Am+nBn-m （离子积）(1) 时，沉淀从溶液中析出（溶液过饱和）(2) 时，沉淀与饱和溶液的平衡(3) 时，溶液不饱和，若体系中有沉淀， 则沉淀会溶解spKQ spKQ spKQ 第37页/共45页二、沉淀的生成和溶解 1、沉淀的生成： 在定性分析中，溶液中残留离子浓度10-5 mol

19、L-1，便认为沉淀完全；而在定量分析中10-6 molL-1，即可认为沉淀完全。 例14：20 mL 0.002 molL-1 Na2SO4加入10 mL 0.02 molL-1 BaCl2中，有无沉淀生成？（ Ksp= 1.0810-10）。例15：（p.90：例4-15）：计算在100 mL 0.20 mol/L CaCl2溶液中，分别加入下列溶液后残留的Ca2+浓度各为多少？（1）100 mL 0.20 mol/L Na2C2O4溶液；（2）150 mL 0.20 mol/L Na2C2O4溶液。spKQ 第38页/共45页 2.沉淀的溶解例16：4.010-5molL-1 AgNO3和同浓度的K2CrO4等体积混合，有无沉淀生成？（1.210-12）spKQ 第39页/共45页 减小离子积的方法： （1）生成弱电解质 例17（p92：例4-16）：欲使各为0.1molFeS(s)、CuS (s)溶于1.0L盐酸中，所需盐酸最低浓度各是多少？ （2）通过氧化还原反应（3）生成配合物nHgS 溶于王水CuS(s)不溶于HCl，但溶于HNO3： 22)(SCusCuSOH2)g(NO2) s (S3H8NO