无机化学 酸碱解离平衡 习题课ppt课件.ppt

1、1,第八章 酸碱解离平衡习题课,化学学院 陈维林,2,本章内容小结 书后习题 课外习题,3,本章内容小结,一、酸碱理论 二、酸碱溶液H+或OH的计算方法,4,一、酸碱理论,5,一、酸碱理论(接上页),6,酸碱质子理论拉平效应与区分效应,拉平效应：溶剂将酸或碱的强度拉平的作用，称为溶剂的“拉平效应”。具有拉平效应的溶剂称拉平溶剂。 区分效应：将不同强度的酸(或碱)放入同一溶剂中，能够区分酸(或碱)的强弱作用，称溶剂的区分效应。,7,拉平效应与区分效应,溶剂的拉平效应和区分效应与溶剂和溶质的酸碱相对强度有关。一般的规律是： 碱性较强的溶剂对酸有拉平效应，碱性较弱的溶剂对弱酸具有区分效应。如HCl和

2、HAc分别放入液氨和水中，前者拉平，后者区分。,8,拉平效应与区分效应,酸性较强的溶剂是弱碱的拉平溶剂，其作为弱的质子碱却是强酸的区分溶剂。如NH3(l), N2H4(l)放入冰醋酸(HAc)中拉平，HClO4、HBr放入冰醋酸中区分。,9,拉平效应与区分效应,酸性较弱的溶剂(如H2O)对弱碱有区分效应，而强质子碱(如NH3)对弱酸具有拉平效应。 惰性溶剂(既无给出又无接受质子的能力)没有拉平效应，却是好的区分溶剂。如苯和氯仿等。,10,酸性越强，其共轭碱越弱；碱性越强，其共轭酸越弱。 酸性： HClO4 H2SO4 H3PO4 HAc H2CO3 NH4+ H2O 碱性： ClO4- HSO

3、4- H2PO4- Ac- HCO3- NH3 OH-,酸碱的相对强度,11,二、酸碱溶液H+或OH的计算方法,12,二、酸碱溶液H+或OH-的计算方法 续表a,13,二、酸碱溶液H+或OH-的计算方法 续表b,14,二、酸碱溶液H+或OH-的计算方法 续表c,15,缓冲能力：缓冲溶液抵御少量外来酸碱的能力，称为缓冲能力。 缓冲对的浓度越大，缓冲溶液的缓冲能力（或缓冲容量）越大，实际工作中一般缓冲对的浓度在0.11.0 moldm-3为宜； 缓冲对的浓度比越接近1，缓冲能力越大，即：使弱酸的pKa（或弱碱的pKb）等于或接近于所要求的pH。,16,书后习题 P250 8-5,已知氨水的Kb=1

4、.810-5，现有1.0dm3 0.10 moldm-3 氨水，试求 （1）氨水的H+； （2）加入10.7gNH4Cl后，溶液的H+。（加入NH4Cl后溶液体积的变化忽略不计） （3）加入NH4Cl后，氨水的解离度缩小的倍数。,17,8-5 解：,18,(2) nNH4Cl = m/M = 10.7 g/53.5 gmol-1 = 0.20 mol NH4Cl完全解离提供的 NH4+ = 0.20 moldm-3,起始相对浓度 0.10 0.20 0 平衡相对浓度 0.10 y 0.10 0.20 + y 0.20 y,19,20,关于计算过程中浓度单位的几点说明,本教材使用的Ka、Kb、K

5、w 或 Kh 均是标准平衡常数，严格来讲，其表达式中的各种浓度应为相对浓度，即c/c，但为书写简便，可用浓度代替相对浓度（见教材P208页底注解）。所以，根据标准平衡常数表达式计算出的浓度均为相对浓度，无单位；但在书写结论时应把单位(moldm-3)写上。,21,关于计算过程中浓度单位的几点说明,通过设未知数 x 或 y 的方法解题时，解得的x或y值不写单位。 有些教材使用经验平衡常数 Ka、Kb、Kw 或 Kh，根据这些经验平衡常数表达式计算出的浓度均应写上单位。,22,P250 8-7,已知HSO4-的解离平衡常数为1.010-2，试求0.010moldm-3 H2SO4 溶液的H+和pH

6、。,23,P250 8-7 解：,0.010 moldm-3的 H2SO4 第一步完全解离，故有0.010 moldm-3的 H+ 和 HSO4+ 存在于第二步解离之中。,起始相对浓度 0.010 0.010 0 平衡相对浓度 0.10 x 0. 010 + x x x 为第二步解离出的H+。,24,故平衡时 H+ = (0.010 + x) moldm-3 = (0.010 + 4.1510-3) moldm-3 = 0.014 moldm-3 pH = lgH+ = 1.85,25,P250 8-8 将0.10 moldm-3的HAc和0.10 moldm-3的HCN等体积混合，试计算此溶

7、液中H+, Ac- 和 CN-。已知Ka(HAc) = 1.8 10-5, Ka(HCN) = 6.2 10-10。,26,8-8 解：,由于HAc的解离常数比HCN大105倍，HAc在溶液中的解离占主导地位，求溶液中H+时可忽略HCN解离所提供的H+。等体积混合后，溶液中两种酸的起始浓度均为0.050 moldm-3。,27,求CN-浓度时，应考虑HAc解离出H+的同离子效应。 HCN H+ + CN- 平衡相对浓度 0.05 y 9.510-4 + y y,28,P250 8-9 将1.0 moldm-3的HAc和1.0 moldm-3的HF等体积混合，试计算此溶液中H+, Ac-和F-。

8、已知Ka(HAc) = 1.8 10-5, Ka(HF) = 6.3 10-4。,29,8-9 解：,由于两种酸的解离常数相近，溶液中的H+ 由两者共同提供。等体积混合后，溶液中两种酸的起始浓度均为0.50 moldm-3。 HAc H+ + Ac- HF H+ + F- HAc + HF 2 H+ + Ac- + F- 起始相对浓度 0.50 0.50 0 0 0 平衡相对浓度 0.50 x 0.50 y x + y x y x为解离掉的HAc的浓度，y为解离掉的HF的浓度， (x + y)为体系中H+的浓度。,30,采用近似计算，(0.50 x) (0.50 y) 0.50。,31,所以溶

9、液中 H+ = 1.80 10-2 moldm-3， Ac- = 5.00 10-4 moldm-3， F- = 1.75 10-2 moldm-3。,32,P250 8-11,已知HF的Ka(HF) = 6.3 10-4，试求0.10moldm-3NaF溶液的pH和水解度。,33,8-11 解：,起始相对浓度 0.10 0 0 平衡相对浓度 0.10 x x x x为水解掉的F-的浓度。,34,即 OH- = 1.2610-6 moldm-3 所以 pOH = 5.9， pH = 14 pOH = 8.1。,8-11 解：,35,8-11 解：,36,P250 8-12,已知H2S的K1=1

10、.110-7, K2=1.310-13, 试求0.20moldm-3 Na2S溶液中的Na+, S2-, HS-, OH-, H2S和H+。,37,8-12 解：,Na2S = 2Na+ + S2- 0.20 molL-1的Na2S 完全解离，故溶液中的Na+为0.40 moldm-3，S2-的起始浓度为0.20 moldm-3。 S2-的水解分两步进行。,38,S2- + H2O HS- + OH- 起始相对浓度 0.20 0 0 平衡相对浓度 0.20 x x x x为水解掉的S2-的浓度。,39,所以 H2S = 9.110-8 moldm-3,S2- = 0.20 x = 0.20 0

11、.091 = 0.11 moldm-3,40,P94 7.11 在H3PO4溶液中加入一定量NaOH后，溶液的pH = 10.00，在该溶液中下列物种中浓度最大的是 (A) H3PO4; (B) H2PO4; (C) HPO42; (D) PO43。,解：根据题设，该溶液的pH = 10.00，则选项(A) 和 (B)均可排除，因为二者即使存在，浓度也是极低的。 另外，如果HPO42和 PO43 同时存在的话，二者可构成缓冲溶液。根据缓冲溶液pH计算公式，有,习题册习题,41,习题册P94 7.11 解：,答案为(C)。,42,P94 7.13 配制pH = 7的缓冲溶液时，选择最合适的缓冲对

12、是 (A) HAc-NaAc; (B) NH3-NH4Cl; (C) NaH2PO4-Na2HPO4; (D) NaHCO3-Na2CO3. 已知： Ka(HAc) = 1.8 10-5; Kb(NH3) = 1.8 10-5; H2CO3 Ka1 = 4.5 10-7, Ka2 = 4.7 10-11; H3PO4 Ka1 = 6.9 10-3, Ka2 = 6.1 10-8, Ka3 = 4.8 10-13。,43,解题分析：,缓冲对的浓度越大，缓冲溶液的缓冲能力（或缓冲容量）越大，实际工作中一般缓冲对的浓度在0.11.0 moldm-3为宜； 缓冲对的浓度比越接近1，缓冲能力越大，即：使

13、弱酸的pKa（或弱碱的pKb）等于或接近于所要求的pH。,习题册P94 7.13,44,解：根据缓冲溶液pH计算公式 pH = pKa lgc酸/c盐 判断， 只有当 pH pKa 时，才有 lgc酸/c盐 0， c酸 c盐；此时缓冲对最合适，缓冲溶液的缓冲能力最强。,(A) HAc-NaAc, pKa = 4.74; (B) NH3-NH4Cl, pKb = 4.74; (C) NaH2PO4-Na2HPO4, pKa2 = 7.21; (D) NaHCO3-Na2CO3, pKa2 = 10.33. 所以答案为(C)。 书后答案B错误,习题册P94 7.13,45,8-01 根据酸碱质子理

14、论，指出下列分子或离子中， 既是酸又是碱的物质； 哪些是酸？并指出其共轭碱； 哪些是碱？并指出其共轭酸。 SO42, S2, H2PO4, HPO42, PO43, HS, NH4+, HAc, H2O, NH3, HNO3.,课外习题,46,8-01 解： 酸碱质子理论将能给出质子(H+)的分子或离子定义为酸；能接受质子的分子或离子定义为碱。 既是酸又是碱的物质有 H2PO4, HPO42, HS, H2O, NH3, OH-。,47,(2) 是酸的物质有 HAc, HNO3, NH4+， 其共轭碱分别为 Ac, NO3, NH3。 (3) 是碱的物质有 SO42, S2, PO43； 其共

15、轭酸分别为 HSO4, HS, HPO42。, 本题为习题册P93 例7.13 + P95 7.20。,8-01 解：,48,8-02 用路易斯酸碱理论来判断下列物质中哪些是酸？哪些是碱？ H+, Zn2+, F, OH, CN, NH3, SO3, BF3,8-02 解：路易斯酸碱理论即酸碱电子理论，该理论认为，凡是可以接受电子对的物质称为酸，凡是可以给出电子对的物质称为碱。,49,路易斯酸：H+, Zn2+, SO3, BF3; 路易斯碱： F, OH, CN, NH3., 本题为习题册P93 例7.14 。,50,思考：为什么SO3是路易斯酸？,S原子与三个电负性很高的氧原子配位，电子对

16、偏向氧原子，S原子电子云密度相对较低，因此它有接受电子的趋势，所以它可充当路易斯酸。,51,路易斯酸主要包括有如下几种： (1) 金属阳离子 这类路易斯酸包括许多金属离子。这些金属离子均含有可用于成键的未被占据的价电子轨道。 (2) 含有价壳层未充满的原子的化合物 这主要是指像三卤化硼BX3一类化合物。BX3 中，硼原子的价壳层中只有3对成键电子。因为它的价壳层可以容纳4对电子，因此硼原子是缺电子原子，所有表现为路易斯酸。,52,(3) 具有极性双键的分子 最常见的例子为含有羰基(C=O)的分子。由于氧原子的电负性远高于碳，双键中的电子密度便从碳原子移向氧原子，双键的这种极化作用，造成碳原子缺

17、电子，它就易跟电子给予体（路易斯碱）反应。 (4) 含有价壳层可扩展的原子的化合物 有些p区元素的原子，当它们跟路易斯碱作用时，还可利用外层的空d轨道接受路易斯碱的孤对电子。,53,可用作路易斯碱的物种有如下几种： 阴离子 常见的阴离子路易斯碱有F-、Cl-、Br-、OH-、CN-等。实际上 只要路易斯酸具有足够的强度，任何阴离子都可以是路易斯碱。 具有孤对电子的中性分子 最常见的例子有氨、胺和水等。此外像一氧化碳、CH3OH、CH3COCH3等也可用作路易斯碱。 含有碳碳双键的分子 碳碳双键处具有较高的电子密度。反应中可以提供 电子给金属离子，以形成配位共价键。最熟悉的例子就是蔡斯盐KPt(C2H4)Cl3。,54,蔡斯盐 KPt(C2H4)Cl3,55,8-06 计算室温下饱和CO2水溶液(即0.04 moldm-3的H2CO3溶液)中的H+, HCO3-, CO32-。 已知Ka1 = 4