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第三章酸堿電離平衡一、酸堿質(zhì)子理論1酸堿的定義酸堿質(zhì)子理論(Brnsted-Lowry質(zhì)子理論)2
酸堿電離平衡(質(zhì)子理論)3酸堿的強(qiáng)弱二、水的自偶電離平衡三、弱酸弱堿的電離平衡1一元弱酸弱堿的電離平衡(含離子型)2多元弱酸弱堿的電離平衡(含離子型)3兩性離子的電離平衡四、酸堿電離平衡的移動(dòng)(同離子效應(yīng))五、緩沖溶液1緩沖溶液的組成及緩沖作用2緩沖溶液pH的計(jì)算3緩沖溶液的配制六、酸堿中和反應(yīng)1.酸堿定義酸堿質(zhì)子理論(Brnsted-Lowry質(zhì)子理論)
能給出H+
的物質(zhì)為酸
能與H+
結(jié)合的物質(zhì)為堿NH4+
NH3+H+[Al(H2O)6]3+
[Al(H2O)5(OH)]2++H+HCO3–
CO32–+H+酸堿+H+2.酸堿電離平衡(質(zhì)子理論)酸H++
堿
共軛關(guān)系
共軛酸共軛堿
HClH+
+Cl
–酸在水中的電離(酸堿必須同時(shí)存在)
HCl+H2O
H3O+
+Cl
–(全部)
酸1堿2酸2堿1
NH4+
+H2O
H3O++
NH3(可逆)酸1堿2酸2堿1H+H+H+2.酸堿電離平衡(質(zhì)子理論)堿在水中的電離(酸堿必須同時(shí)存在)
Ac–
+H2OHAc+OH–(可逆)堿1酸2酸1堿2
酸堿反應(yīng)H+“有酸才有堿,有堿才有酸酸中有堿,堿可變酸”(酸堿相互依存和轉(zhuǎn)化)3.酸堿的強(qiáng)弱取決于(1)酸堿本身釋放質(zhì)子和接受質(zhì)子的能力(2)溶劑接受和釋放質(zhì)子的能力例如:HAc
在水中為弱酸,但在液氨中為強(qiáng)酸!
酸堿的強(qiáng)弱用Ka(電離平衡常數(shù))來表征如:-396.6-237.19-237.19-369.4(kJ/mol)水溶液中的共軛酸堿對和Ka值水溶液中最強(qiáng)酸為最強(qiáng)堿
H3O+(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+H2O(l)
K=1全部電離二、水的自偶電離平衡水本身電離平衡H2O+H2OH3O++
OH–
在25°C,由電導(dǎo)等方法測得
[H3O+]=[OH–]=1.0×10–7
(mol/dm3)則Kw=[H3O+][OH–]=1.0×10–14(無量綱)Kw
稱為水的離子積,是水的電離常數(shù)。Kw隨溫度的增加,略有增加。Kw也可由求得
H2O(l)+H2O(l)H3O+(aq)+OH–(aq)
-237.2
-237.2
-237.2-157.3(kJ/mol)
=79.90純水時(shí):
[H3O+]=[OH–]=1.0×10–7
(mol/dm3)pH=-lg[H3O+]=7=pOH加入0.10mol/dm3強(qiáng)酸時(shí),[OH–]=Kw
/[H3O+]
=1.0×10–14/1.0×10–1
=1.0×10–13(mol/dm3)加入0.10mol/dm3強(qiáng)堿時(shí),
[H3O+]=Kw
/[OH–]=1.0×10–14/1.0×10–1
=1.0×10–13(mol/dm3)水溶液中(純水、或酸堿溶液),H3O+
和OH–
同時(shí)存在,Kw是個(gè)常數(shù)。(酸溶液中也有OH–,堿溶液中也有H3O+)三、弱酸弱堿的電離平衡1、一元弱酸弱堿的電離平衡例:求0.10mol/dm3HAc水溶液的酸度,已知
Ka=1.76×10–5
解:HAc+H2OH3O++
Ac–
0.10-xx
x
設(shè)H3O+
的平衡濃度為x
則Ka=[H3O+][Ac–]/[HAc]
=x2/(0.10-x)x2/0.10
=1.76×10–5
x=[H3O+]=(0.10×1.76×10–5)0.5
=1.3×10–3(mol/dm3)電離度
=x/C0=
1.3×10–3/0.10=0.013(1.3%)一元弱酸(堿)溶液的[H3O+](或[OH–])的簡化公式假定:(1)在0.10mol/dm3HA水溶液中,水本身的電離可忽略,即由H2OH3O+
產(chǎn)生的[H3O+]<10-7(mol/dm3);(2)HA的電離度5%,或c/K380
(400)
其中,c為HA的起始濃度;K為平衡常數(shù)。一元弱酸(堿)溶液的[H3O+]([OH–])的簡化公式:例:將2.45克固體NaCN配制成500cm3的水溶液,計(jì)算此溶液的酸度是多少。已知:HCN的Ka
為4.93×10-10。解:CN-的濃度為2.45/(49.0×0.500)=0.100(mol/dm3)
CN-+H2OOH-+HCN=Kw/Ka=1.00×10-14/4.93×10-10=2.03×10-5因?yàn)閏/Kb=0.100/2.03×10-5=4.93×103>400則[OH-]=(Kb·c)0.5=(2.03×10-5×0.100)0.5
=1.42×10-3(mol/dm3)
pH=14.0-pOH=14.0-2.85=11.152、多元弱酸弱堿的電離平衡分部電離
H2S:H2S
+H2OH3O++
HS–
Ka1=[H3O+][HS–]/[H2S]=9.1×10–8
HS–+H2OH3O++S2–
Ka2
=[H3O+][S2–]/[HS–]=1.1×10–12一般來說,第二部電離較第一步電離更難,Ka1較Ka2大幾個(gè)數(shù)量級。
例1:解:H2S
+H2OH3O++
HS–
平衡濃度:0.1-x
x+yx-y
HS–+H2OH3O++S2–
x-yx+yy
Ka1=[H3O+][HS–]/[H2S]=9.1×10–8
Ka2=[H3O+][S2–]/[HS–]=1.1×10–12∵Ka1>>Ka2,且c/Ka1
=0.1/9.1×10–8
>>400∴[H3O+]=x+y≈x=(9.1×10–8×0.1)0.5=9.5×10–5(mol/dm3)
pH=4.02
計(jì)算0.10mol/dm3H2S水溶液的[H3O+]和[S2–],以及H2S
的電離度。
例1:解:H2S
+H2OH3O++
HS–
平衡濃度:0.10-x
x+y
x-y
HS–+H2OH3O++S2–
x-yx+yy
[S2–]=Ka2×([HS–]/[H3O+])=Ka2
×(x-y/x+y)∵x
>>y
,∴[HS–]≈[H3O+]∴[S2–]≈Ka2=1.1×10–12(mol/dm3)H2S的電離度
=x/c=9.5×10–5/0.10=9.5×10–4(≈0.1%)可見:溶液中絕大部分是未電離的H2S分子。計(jì)算0.10mol/dm3H2S水溶液中的[H3O+]和[S2–],以及H2S
的電離度。
例2:解:S2–+H2OOH–+
HS–
HS–+H2OOH–+H2S
Kb1=Kw/Ka2
=1.0×10–14/1.1
×10–12=9.1×10–3Kb2=Kw/Ka1
=1.0×10–14/9.1
×10–8=1.1×10–7
∵Kb1>>Kb2,計(jì)算時(shí)不必考慮第二步電離計(jì)算0.10mol/dm3Na2S水溶液中的[S2–]和[OH–],以及S2–的電離度。
例2:解:S2–+H2OOH–+
HS–
平衡濃度:0.10–
x
x
x
∵c/Kb1=0.10/
9.1×10–3=11<400∴不能簡化計(jì)算,解一元二次方程得:
x=[OH–]=2.5×10–2(mol/dm3)[S2–]=0.10–x=0.10–0.025=7.5×10–2(mol/dm3)S2–的電離度
=x/c=0.025
/0.10=0.25
(25%)計(jì)算0.10mol/dm3Na2S水溶液中的[S2–]和[OH–],以及S2–的電離度。
例3:解:
H2PO4–+H2OH3O++HPO42–
Ka2(H3PO4)=6.23×10–8
H2PO4–+H2OOH–+H3PO4
∵Ka2>>Kb3∴溶液顯酸性兩性離子的電離平衡試定性說明為什么
NaH2PO4
溶液顯酸性。
H+H+多元弱酸弱堿
(小結(jié))1.多元弱酸溶液中,[H3O+]主要由第一步電離決定
可按一元酸來計(jì)算[H3O+]2.二元弱酸H2A溶液中,[A2–]≈Ka23.多元弱堿(如Na2S,Na2CO3,Na3PO4等)的情況與多元弱酸的相似,計(jì)算時(shí)用Kb代替Ka
即可。4.兩性物(H2PO4–,HCO3–
等)的酸堿性取決于相應(yīng)酸常數(shù)和堿常數(shù)的相對大小。(pH值的定量計(jì)算本課不要求)兩種弱酸(弱堿)混合,當(dāng)兩者的濃度相近且Ka相差很大時(shí),只考慮Ka
大的,來計(jì)算[H3O+]弱酸弱堿鹽的電離平衡
NH4++
Ac–+H2ONH3·H2O+HAc
0.10–x0.10–xxx∵K
很小,x很小,0.10–
x
≈0.10
x2/0.102=3.1×10-5∴x=[NH3]=[HAc]=(3.1×10-7)0.5=5.6×10-4(mol/dm3)
例:求0.10
mol/dm3
NH4Ac溶液的pH值弱酸弱堿鹽的電離平衡(接上頁)
NH4++
Ac–+H2ONH3·H2O+HAc
0.10–x0.10–x
xx
HAc
+H2OH3O++Ac–
xy0.10–x
∴pH=7.00例:求0.10
mol/dm3
NH4Ac溶液的pH值弱酸弱堿鹽的電離平衡(接上頁)
NH4++
Ac–+H2ONH3·H2O+HAc
0.10–x0.10–x
xx
四、酸堿電離平衡的移動(dòng)—同離子效應(yīng)(1)NH3·H2O+酚酞(粉紅色)
加入NH4Cl(s)無色
NH3
+
H2O
OH–
+NH4+
平衡左移加入NH4+
使NH3
電離度降低(2)HAc+甲基橙(橘紅色)加入NaAc(s)黃色
HAc
+
H2OH3O++Ac–
平衡左移加入Ac–
使HAc
電離度降低同離子效應(yīng):在弱電解質(zhì)溶液中,加入含有共同離子的強(qiáng)電解質(zhì)而使電離平衡向左移動(dòng),從而降低弱電解質(zhì)電離度的現(xiàn)象,稱為同離子效應(yīng)。①用同離子效應(yīng)來控制溶液的pH值;②通過調(diào)節(jié)pH值來控制共軛酸堿對的濃度。(1)調(diào)節(jié)pH值,可控制溶液中共軛酸堿對的比例:
例1
HAc
+
H2OH3O++Ac–
[H3O+]>Ka
即pH<pKa
時(shí),[Ac-]/[HAc]<1,
以HAc為主[H3O+]=Ka
即pH=pKa
時(shí),[Ac-]/[HAc]=1,Ac–與HAc濃度相等[H3O+]<Ka
即pH>pKa
時(shí),[Ac-]/[HAc]>1,以Ac–為主例2酸堿指示劑:例如:酚酞是有機(jī)弱酸(HIn)
HIn
+
H2O
H3O++In–
無色
紫紅色當(dāng)溶液中[H3O+]增大,[In–]<<[HAc],溶液無色當(dāng)[H3O+]減小,[In–]>>[HAc],溶液呈紫紅色KHIn是確定指示劑變色范圍的依據(jù),pKHIN
±1稱為指示劑的變色范圍指示劑酸色形堿色形pKHIn變色范圍pH值(18°C)甲基橙(弱堿)紅黃3.43.1—4.4百里酚藍(lán)(二元弱酸)紅(H2In)藍(lán)(In2–)1.65(pK,H2In)9.20(pK,HIn
–)1.2—2.88.0—9.6酚酞無色紅9.18.2—10.0例3調(diào)節(jié)H2S水溶液的pH值,控制S2-的濃度(硫化物的分離)
①
H2S+H2OH3O++HS–
②
HS–
+
H2OH3O++S2–當(dāng)[H3O+]>Ka1,([HS–]/[H2S])<1,以H2S為主
Ka1>[H3O+]>Ka2,
以
HS–
為主
[H3O+]<Ka2,([S2–]/[HS–])>1,
以
S2–
為主合并①和②式:H2S
+2H2O
2H3O++S2–
當(dāng)pH<5時(shí),H2S電離部分可忽略,則:[H2S]≈C(H2S)=0.10(mol/dm3)
[H3O+][S2–]=Ka1
×Ka2×C(H2S)=1.0×10–20
(飽和溶液)問:(1)是否體系中不存在HS-?(2)[S2–]是否等于1/2[H3O+]?綜合式:H2S
+2H2O
2H3O++S2–
例:在常溫常壓下,向0.30mol/dm3
HCl溶液中通入H2S氣體直至飽和,實(shí)驗(yàn)測得[H2S]近似為0.10mol/dm3,計(jì)算溶液中S2–的濃度。解:[H3O+][S2–]=Ka1×Ka2×C(H2S)=1.0×10–20
(飽和溶液)
[S2–]=1.0×10–20
/(0.30)2=1.1×10–19
(mol/dm3)對比:H2S飽和水溶液(0.10mol/dm3)的[S2–]=Ka2
=
1.1×10–12
(mol/dm3)
二者相差10
7,
說明調(diào)節(jié)酸度可大幅度改變S2–
的濃度。同離子效應(yīng):(2)調(diào)節(jié)共軛酸堿對的濃度,可控制pH值
計(jì)算含有0.10mol/dm3
HAc和0.10mol/dm3
NaAc溶液的pH及HAc的電離度。解:
HAc
+
H2O
H3O++Ac–
起始:0.100.10
平衡:0.10–x
x0.10+x
因同離子效應(yīng),使HAc電離度減小[HAc]≈CHAc=0.10mol/dm3,[Ac–]≈CAc-=0.10mol/dm3
x=[H3O+]=Ka·(CHAc/CAc-)=1.8×10–5
pH=4.74
(2.88無NaAc時(shí))=1.8×10–5/0.10=1.8×10–4(0.018%)五、緩沖溶液(1)蒸餾水+2滴百里酚藍(lán)(微黃)
加入NaOH(aq)1~2滴藍(lán)色(堿)
加入HCl(aq)3~4滴紅色(酸)(2)緩沖溶液
HAc
–NaAc
溶液+2滴百里酚藍(lán)(微黃)加入NaOH(aq)4滴不變色
加入HCl(aq)4滴不變色這種含有“共軛酸堿對”的混合溶液能緩解外加少量酸、堿或水的影響,而保持溶液pH值不發(fā)生顯著變化的作用叫做緩沖作用。具有這種緩沖能力的溶液叫緩沖溶液。緩沖溶液:HAc
+
H2OH3O++Ac–
(1)共軛酸堿對的濃度比例盡量接近1:1
當(dāng)
CHAc和CAc-均為1.0mol/dm3,pH=pKa
加入0.01mol的H3O+時(shí),
pH=pKa+lg(1.0-0.01)/(1.0+0.01)
≈pKa
–0.01,pH改變0.01當(dāng)
CHAc=1.98,CAc-=0.02(mol/dm3),pH=pKa+lg(0.02)/(1.98)(二者比為99:1)≈pKa
–2.0
加入0.01mol的H3O+時(shí),
pH=pKa+lg(0.02-0.01)/(1.98+0.01)
≈pKa
–2.3,pH改變0.3實(shí)際工作中,二者比在1:10到10:1之間為宜
pH=pKa
±1
有效緩沖范圍緩沖能力取決于共軛酸堿對的比例大小,以及共軛酸堿對的濃度,同時(shí)pH盡量接近pKa.緩沖溶液:(2)適當(dāng)增加共軛酸堿對的濃度
當(dāng)共軛酸堿對的濃度比為1:1時(shí),如CHAc和CAc-均為0.10mol/dm3,
加入0.01mol的H3O+時(shí),
pH=pKa+lg(0.10-0.01)/(0.10+0.01)
≈pKa
–0.10,
pH改變0.1而CHAc和CAc-均為1.0mol/dm3時(shí),加入0.01mol的H3O+時(shí),pH改變0.01
二者相差10倍!
一般地,總濃度在0.1~1.0mol/dm3
為宜。濃度太高時(shí),有“鹽效應(yīng)”等副作用。緩沖能力取決于共軛酸堿對的比例大小,以及共軛酸堿對的濃度,同時(shí)pH盡量接近pKa.常用緩沖溶液(計(jì)算值)緩沖溶液共軛酸堿對pKa緩沖范圍HCO2H/NaOHHCO2H-HCO2–3.752.75-4.75CH3CO2H-CH3CO2NaHAc-Ac
–4.753.75-5.75NaH2PO4-Na2HPO4H2PO4–
HPO42–7.216.21-8.21NH3·H2O-NH4ClNH4+-NH39.258.25-10.25NaHCO3-Na2CO3HCO3–-CO32–10.259.25-11.25Na2HPO4-NaOHHPO42–
-PO43–12.6611.66-13.66緩沖溶液的選擇與配制例1
要配制一定體積pH=3.20的緩沖溶液,選用HCO2H-HCO2Na、CH3CO2H-CH3CO2Na中的哪一對為好?解:
pH=3.20,[H3O+]=6.3×10-4,應(yīng)選用Ka值接近[H3O+]的緩沖溶液體系,即:[弱酸]/[弱堿]=[H3O+]/Ka=1
為好查表:Ka(HCO2H)=1.77×10-4,pKa=3.75Ka(HAc)=1.76×10-5,pKa=4.75
若選用HCO2H-HCO2Na緩沖體系[HCO2H]/[HCO2–]=6.3×10-4/1.77×10-4=3.6/1
比值較接近于1,溶液緩沖能力大若選用CH3CO2H-CH3CO2Na緩沖體系[HAc]/[Ac–]=6.3×10-4/1.76×10-5=36/1
比值遠(yuǎn)大于1,溶液緩沖能力較小緩沖溶液的選擇與配制例2
欲配制pH=9.20,C(NH3·H2O)=1.0mol/dm3
的緩沖溶液500cm3,問如何用濃NH3·H2O溶液和固體NH4Cl配制
?解:
pH=9.20,則pOH=4.80,[OH–]=1.6×10-5mol/dm3
,
[NH3·H2O]/[NH4+]=[OH–]/Kb=1.6×10-5/1.77×10-5=0.90
若[NH3·H2O]
=1.0mol/dm3
則[NH4Cl]=1.0/0.90=
1.1mol/dm3
配制500cm3(0.50dm3)溶液,應(yīng)稱取固體NH4Cl0.50×1.1
×53.5
=29克濃NH3·H2O為15mol/dm3
,所需體積
V(NH3·H2O)
=1.0×500/15=33cm3配制方法:稱29克NH4Cl固體,溶于少量水中,加入33cm3濃NH3·H2O溶液,然后加水至500cm3。緩沖溶液的選擇與配制例3
欲配制pH=4.70的緩沖溶液500cm3,問應(yīng)該用50cm3、1.0mol/dm3
的NaOH
水溶液和多少cm3的1.0mol
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