酸堿平衡教案

1、第五章酸堿平衡一、教學(xué)基本要求：1、了解酸堿質(zhì)子理論的基本要點(diǎn)。2、掌握水的解離平衡、水的標(biāo)準(zhǔn)離子積常數(shù)和強(qiáng)酸、強(qiáng)堿溶液pH值的計(jì)算。3、 掌握一元弱酸（弱堿）、二元弱酸電離平衡的有關(guān)計(jì)算。4、 了解鹽類水解的一般規(guī)律及水解度、水解常數(shù)的意義和有關(guān)的計(jì)算。5、掌握同離子效應(yīng)和緩沖溶液的概念，能熟練地計(jì)算緩沖溶液的pH值。6、 了解酸堿電子理論的基本概念，掌握配合物的基本概念，了解配合物的命名。7、掌握溶液中配位平衡并能應(yīng)用a"或Kf®進(jìn)行有關(guān)計(jì)算。二、內(nèi)容要點(diǎn)：牢固掌握化學(xué)平衡原理之后，酸堿反應(yīng)系統(tǒng)的平衡組成相關(guān)計(jì)算和平衡移動(dòng)規(guī)律問(wèn)題就迎刃而解了。本章依據(jù)酸堿質(zhì)子理論討論水

2、溶液的pH計(jì)算，然后依據(jù)酸堿電子理論討論配合物的配位平衡。（一）酸堿質(zhì)子理論的基本概念1、質(zhì)子酸能給出質(zhì)子的分子或離子，即酸是質(zhì)子的給予體。（HclHcl（g）HSO4H2OHAc）質(zhì)子堿能與質(zhì)子結(jié)合的分子或離子，即堿是質(zhì)子的接受體。（ClSO42OHAcHSO4H2O）2、質(zhì)子理論強(qiáng)調(diào)酸與堿之間的相互依賴關(guān)系。酸給出質(zhì)子后生成相應(yīng)的堿，而堿結(jié)合質(zhì)子又生成相應(yīng)的酸；酸與堿之間的這種關(guān)系稱為共軛關(guān)系，相應(yīng)的一對(duì)酸堿稱為共軛酸堿對(duì)。HA+BBH+A酸（1）堿（2）酸（2）堿（1）其中HA與A、B與BH互為共腕酸堿對(duì)既能給出質(zhì)子又能接受質(zhì)子的物質(zhì)稱為兩性物質(zhì)。（HSO4、H2O）3、酸堿質(zhì)子理論認(rèn)為

3、：酸堿解離反應(yīng)是質(zhì)子轉(zhuǎn)移的反應(yīng)，鹽類水解反應(yīng)是離子酸堿的質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應(yīng)，酸堿中和反應(yīng)也是質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應(yīng)。質(zhì)子理論不僅適用于水溶液中的酸堿反應(yīng)，同樣適用于氣相和非水溶液中的酸堿反應(yīng)。4、同離子效應(yīng)：在弱酸或弱堿溶液中，加入與這種酸或堿含有相同離子的物種，使弱酸或弱堿的解離度降低，這種作用被稱為同離子效應(yīng)。其實(shí)質(zhì)是離子濃度的增大使離子平衡發(fā)生了移動(dòng)。5、緩沖溶液：具有緩解改變氫離子濃度的影響，因而能保持PH基本不變的一類溶液。通常的緩沖溶液是由一對(duì)共軛酸堿組成的，要求兩者的濃度都較大，并且彼此濃度的差也不宜太大。（二）、pH的計(jì)算1、pH=lg（ch/c0）=1gch+pOH=-1g（Co；/c0）=

4、-1gCo：pH+pOH=14中性 PH=7Ch+=c oi7=10-7mo1 - L 1酸性PH<7cH+<cOH堿性PH>7cH+>cOHpH值一般僅適用于c；或co：為1mol/L以下的溶液2、本章的重點(diǎn)內(nèi)容之一是酸堿等各種類型水溶液pH的計(jì)算，匯總結(jié)果見(jiàn)附表5-1。這些計(jì)算是依據(jù)化學(xué)平衡原理進(jìn)行的，其實(shí)質(zhì)是水溶液中化學(xué)平衡組成計(jì)算。需要注意的問(wèn)題：（1）抓住主導(dǎo)反應(yīng)，合理取舍。在各種酸堿溶液中，至少有一種酸（或堿）與溶劑水的解離反應(yīng)同時(shí)存在，H或OH同時(shí)參與兩（多）種解離平衡。在計(jì)算pH時(shí)要善于抓住主導(dǎo)反應(yīng)，即依據(jù)生成CH+或Co；大的解離平衡來(lái)計(jì)算系統(tǒng)的組成。

5、例如：將pH為8.00的NaOH§液與pH為10.00的NaOH§液等體積混合后，計(jì)算溶液的pH值。假如按CH+來(lái)計(jì)算pH=8.00,Ch+=1.0X108mol-L1;pH=10.00,Ch+=1.0X1010molLt等體積混合后，Ch+=5.05X109mol,L1,相應(yīng)的pH=8.30。這一計(jì)算結(jié)果是錯(cuò)誤的，具錯(cuò)誤在于，Ch+不等于?M合前Ch+的一半。這里，混合溶液堿性較強(qiáng)Co：?CH+。溶液中的OH1主要來(lái)自NaOH勺完全解離，可以忽略水的離解，按照混合后OH1濃度減半來(lái)計(jì)算，即co；1/2（1.0X104+1.0X106）mol-L1=5.05X105mol1

6、,pH=9.70。這些實(shí)例表明，在計(jì)算溶液pH值時(shí)，要依據(jù)主導(dǎo)反應(yīng)，合理取舍才能得出正確結(jié)果。（2）計(jì)算弱酸，弱堿溶液的pH值時(shí)，只有溶液濃度不太稀（如大于104mol-L1）時(shí)，才能不考慮水的解離平衡。(3)平衡組成與達(dá)到平衡所經(jīng)歷的途徑無(wú)關(guān)。3、元弱酸、弱堿的解離平衡(1) 一元弱酸的解離平衡在一元弱酸HA的水溶液中存在著下列質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應(yīng):HA aq +%0 l L H3Oaq A 一 aq這類反應(yīng)能很快達(dá)到平衡,稱其為解離平衡(按電離理論稱為電離平衡)。在稀溶液中水的量基本保持恒定,平衡時(shí) c(HA ), c(H3O+)和c(A、之間有下列關(guān)系:Ka" HA =c 也0+ 晨

7、c A- c"_c HA c【5-5aK? (HA尸c(H3O+) c(A -)c(HA)5-5b式中k3(HA)被稱為弱酸HA的解離常數(shù)。弱酸解離常數(shù)的數(shù)值表明了酸的相對(duì)強(qiáng)弱。在相同溫度下，解離常數(shù)大的酸是較強(qiáng)的酸，其給出質(zhì)子的能力強(qiáng)。KHA)-'.ca2)K： HA5-7b式(5-7)表明了一元弱酸溶液的濃度、解離度和解離常數(shù)間的關(guān)系，叫做稀釋定律。它表明了在一定溫度下，KP保持不變，溶液被稀釋時(shí)，口增大。(2) 一元弱堿溶液的解離平衡應(yīng)該說(shuō)，一元弱堿的解離平衡組成的計(jì)算與一元弱酸的解離平衡組成的計(jì)算沒(méi)有本質(zhì)上的差別。在弱堿B的溶液中,Baq+H2O1LBH+aqOH-a

8、qcBH+McOH7KJ稱為一元弱堿的解離常數(shù)5-7c4、多元弱酸的解離平衡一元酸堿的解離過(guò)程是一步完成的，多元酸堿的解離過(guò)程是分步進(jìn)行的；前面所討論的一元酸的解離平衡原理，完全適用于多元酸堿的解離平衡?，F(xiàn)以碳酸第一步:為例來(lái)討論多元弱酸的解離平衡，其分步解離平衡為:H2CO3aq+H2OlLH3O+HCOaq= 4.2 10，ic$0+tcHC01K1H2co3=：；2icH2c03第二步:HCO(aq)+H20a匯H3O+(aq)+CO2«aq)<山0+McC02-)Ka2H2CO3=：:=4.710tcHC0''分析碳酸的分步解離可以發(fā)現(xiàn)：第一步解離中的共

9、腕堿HC0T（在第一步解離方程式的右邊）是第二步解離中的酸（在第二步解離方程式的左邊），其共腕堿為二元酸的酸根離子C02",所以HC03"是兩性物質(zhì)。另外，在多元弱酸溶液中，實(shí)際上存在多個(gè)解離平衡，除了酸自身的多步解離平衡之外，還有溶劑水的解離平衡。它們能同時(shí)很快達(dá)到平衡。這些平衡中有相同的物種出0+,平衡時(shí)溶液中的履此0+）保持恒定。此時(shí)，“出0+）滿足各平衡的平衡常數(shù)表達(dá)式的數(shù)量關(guān)系。關(guān)鍵是各平衡的K相對(duì)大小不同，它們解離出來(lái)的H3O+對(duì)溶液中H3O+的總濃度貢獻(xiàn)不同。雖然,少數(shù)多元弱酸的k£K?相差很?。ú楦奖砣?，但多數(shù)多元酸的KatK?都相差很大。在這種

10、情況（K2/Ka2>103）下，溶液中的H30+主要來(lái)自于第一步解離反應(yīng)，溶液中的c(H3O+)的計(jì)算可按一元弱酸的解離平衡做近似處理計(jì)算0.010molLH2co3溶液中的H3O+,H2co3,HCO晨，CO2-，和OH濃度，以及溶液的pHo解：因K"H2c03。戲中2cO3),K?(H2cO3工K9,溶液中產(chǎn)生出0+的主要反應(yīng)是H2CO3的第一步解離反應(yīng)：H2CO3aq+H2O1L以0+aq+HCO3-aq平衡濃度/molL0.010-xxxKa1=4.2 10，二：c山0+晨HCOT)y2xicH2CO3)0.010-X_2750.010-x0.010,X2=4.2X10

11、M0.010,x=6.510_+-一_5_1cH3O=cHCO=6.510molL1cH2CO30.010molLco3>在第二步解離中產(chǎn)生的：HCO-aq+H2OlLH3O+aq+CO2-aq平衡濃度/ mol L，6.5 10,-y_ _56.5 10 y y11Ka2 =4.7 10<c(H3O+*c(CO2(6.5M105+y)"HCO6.510“-y6.510-y6.510，y=Ka2=4.710c(CO3一尸Ka2molL”=4.7M10*mol廣OH一來(lái)自H2O的解離平衡：H2Ol+H2OlLH3O+aq+OH-aq平衡濃度/molL46.5105yzz：c

12、H3OHc(OH-)=6.510-yzz=1.010,46.510"yz：-6.510*_51406.510z1.010z=1.510cOH-1.510,°molL,pH=-lg1cH3O+)=4.19在計(jì)算即將結(jié)束時(shí)，很重要的是要做認(rèn)真的核對(duì)，檢查解題過(guò)程中的近似處理是否可行。第一步，解離出的G(H3O+)=6.5M10'molL；第二步解離出的c2(H3O+)=4.7M10,1mol，L；由水解離出的c3(H3O+)=1.5x10,°mol，L。因止匕，6.5父10土y+z定6.5父10，是完全合理的。由此也看出，溶液的pH值是由第一步解離出來(lái)的”此0

13、+)決定的。其次，在上述解題過(guò)程中確認(rèn)了c(CO3一)在數(shù)值等于K§(H2c03),這對(duì)二元弱酸來(lái)說(shuō)是有普遍意義的。即在僅含二元弱酸的溶液中，k3lKa2時(shí)，二元酸根離子的濃度c(A2)=K?(H2A)molL。但是，這個(gè)結(jié)論不能簡(jiǎn)單地推論到三元弱酸溶液中?？梢酝茖?dǎo)出在磷酸溶液中，c(HPO4-)=K?(H3PO4)molLc03-Ka2H3PO4Ka3H3PO4一cPO4=；-molL1cH3O+第三，在二元弱酸H2A溶液中，8%。+產(chǎn)2c(A2)。這是因?yàn)镠2A的第二步解離只是部分的。若在二元弱酸H2A比與強(qiáng)酸的混合溶液中，c(A2一)與c(H3O+)的關(guān)系可推導(dǎo)如下：H2Aaq

14、+H2OlLH3O+aq+HA-aqK)HAaq+H2OlL七。+aq+A*aqKa2H2Aaq+2H2OlL2H3O+aq+A2-aqK"2oic H3O)ic A；.c A2-'； -1c H2A )"Ka2ic H2A :，2tc H3O )K 日Ka這里的c(H3O+)不僅來(lái)自于H2A的解離，更確切地說(shuō)，主要不是來(lái)自于H2A的解離，而主要是來(lái)自于強(qiáng)酸的全部解離產(chǎn)生的H3O,在這種混酸中，c(A2Q.2的數(shù)值與溶液中的lc(H3O+)成反比。這樣，可以通過(guò)改變pH的方法來(lái)控制c(A2-),以達(dá)到實(shí)際需要的目的。5、鹽溶液的酸堿平衡鹽溶液有中性、酸性或堿性的，這

15、取決于組成鹽的陽(yáng)離子和陰離子的酸堿性。由強(qiáng)酸強(qiáng)堿所生成的鹽在水中完全解離產(chǎn)生的陽(yáng)、陰離子不與水發(fā)生質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應(yīng)，這種鹽不水解，其水溶液為中性。除此之外，其他各類鹽在水中解離所產(chǎn)生的陽(yáng)、陰離子則不然。它們中的一種或多種離子能與水發(fā)生質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應(yīng)，給予這種反應(yīng)以特有的名稱為鹽類的水解反應(yīng)。這些能與水發(fā)生質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應(yīng)的離子物種被稱為離子酸或離子堿。它們的溶液酸堿性取決于這些離子酸和離子堿的相對(duì)強(qiáng)弱。(1)強(qiáng)酸弱堿鹽(離子酸)3一+通常，強(qiáng)酸弱堿鹽在水中完全解離生成的陽(yáng)離子，如，F(xiàn)e(H20bl,NH4在水溶液中發(fā)生質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應(yīng)，它們的水溶液呈酸性。例如NH4cl在水中全部解離：NH4CIs.-H20

16、1>NH+aq+Cl-aqCl(aq)與水不反應(yīng)，而NH：(aqH20反應(yīng)：NH+aq+H2OlLNH3aq+山0+aq該質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應(yīng)中NH；是酸，其共腕堿為NH3。反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)為離子酸NH+的解離常數(shù)，其表達(dá)式為：弋 NH+ =c 七0+ Mc NH3 )1c NH+ :K?（NH；）又稱為NH+的水解常數(shù)K&NH；卜K?（NH；）與其共腕堿NH3的解離；c 也0+ Mc NH3 ) c OH -X :：c OH"常數(shù)K?（NH3以司有一定的聯(lián)系:c(NH；9,KWKJNH3K，NH+KJ1NH3=KW5-8a任何一對(duì)共腕酸堿的解離常數(shù)都符合這一關(guān)系，可簡(jiǎn)化為通

17、式:日K>=KW5-8b將等式兩邊分別取負(fù)對(duì)數(shù)：一lgKa-lgKb=TgKwppKjpKW5-8c25c下，pK/+pKb1=14.005-8d根據(jù)式（5-8）可以求得離子酸、堿的K?,K?。用計(jì)算一般弱酸、弱堿平衡組成的同樣方法，可以確定鹽溶液的平衡組成和pH0（2）弱酸強(qiáng)堿鹽（離子堿）NaAc,NaCN這類一元弱酸強(qiáng)堿鹽的水溶液顯堿性。這些鹽在水中完全解離生成的陽(yáng)離子（如Na+, K+）往往并不發(fā)生水解，而陰離子在水中發(fā)生水解反應(yīng)。如NaAc在水溶液中,Ac - aq +H2O l |_ HAc aq +OH - aq該質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)表達(dá)式為:c HAcMc OH-j；

18、c Ac Kb3（Ac ）是質(zhì)子堿Ac的解離常數(shù)，也就是Ac-的水解常數(shù)。Ac-是HAc的共腕堿。根據(jù)共腕酸堿解離常數(shù)的關(guān)系式 （5-8）,由附表三中查到K?（HAc）,就可以求得K?（Ac）。多元弱酸強(qiáng)堿鹽溶液也呈堿性，它們?cè)谒薪怆x產(chǎn)生的陰離子，如CO2-, PO4-等是多元離子堿，如同多元弱酸一樣，這些陰離子與水之間的質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應(yīng)也是分步進(jìn)行的。平衡時(shí)有相應(yīng)的解離（水解）常數(shù)，共腕酸堿解離（水解）常數(shù)間的關(guān)系也符合式（5-8）。例如溶液中的質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應(yīng)為:COf_ aq +H2O l L HCO aq +OH - aqKb1CO2-HCOT aq +H2O l L H2CO3 aq +O

19、H - aqKb2 CO2-在第一步解離反應(yīng)中，hco3 一是CO2-的共腕酸,hco3-的解離常數(shù)是K梟 H2CO3 ),根據(jù)式(5-8):k?(co2-尸KWr H2CO35-9a同理， Kb2 CO2 一 二KwKal H2CO35-9b因?yàn)镵al H2CO3 L Ka2 H2CO3所以KblCO：Kb2CO2-這說(shuō)明CO3一的第一級(jí)解離（水解）反應(yīng)是主要的。計(jì)算Na2CO3溶液pH時(shí),可只考慮第一步的質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應(yīng)。對(duì)于其他多元離子堿溶液pH的計(jì)算也可照此處理。(3)酸式鹽(略)(4)弱酸弱堿鹽(略)現(xiàn)將鹽溶液的酸堿性的一般規(guī)律概括如下:pH |_1 7強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽I弱酸弱堿鹽NaCl ,

20、KNO3 ,BaI2KO1 = Kb, NH4AC廠強(qiáng)酸弱堿鹽NH4Cl,AlCl3,FeCl3pH<7目<酸式鹽NaH2PO4K分K?弱酸弱堿鹽NH4F,NH4（HCOO）弱酸強(qiáng)堿鹽NaAc,NaCN,Na2CO3pH>7)以目白，酸式鹽Na2HPO4,NaHCO3Ka<Kbd弱酸弱堿鹽(NH42CO3,NH4CN(三)、配位平衡1、電子理論的酸堿概念酸一一任何可以接受電子對(duì)的分子或離子的這類物種，即電子對(duì)的接受體;其必須具有可以接受電子對(duì)的空軌道，這類的酸又稱Lewis酸。堿一一可以給出電子對(duì)的分子或離子的這類物種，即電子對(duì)的給予體，其必須具有未共享的孤對(duì)電子，這類堿又稱Lewis堿。2、配合物配合物是典型的Lewis酸與Lewis堿的加合物，兩者間以配位鍵結(jié)合，配合物的形成體是Lewis酸，配位體是Lewis堿，其中的配位原子提供孤對(duì)電子，投入到形成體的空軌道中，從而形成配位鍵。3、配合物的組成以六氟合鐵(田)酸鉀(赤血鹽)為例，說(shuō)明配合物的組成外界內(nèi)K3Fe(CN