高三無(wú)機(jī)化學(xué)競(jìng)賽08.酸堿平衡課件

第8章酸堿平衡主要內(nèi)容：通過(guò)學(xué)習(xí)應(yīng)掌握酸堿質(zhì)子理論；掌握溶液酸度的概念和pH值的意義、熟悉pH與氫離子濃度的相互換算；能應(yīng)用化學(xué)平衡原理分析水、弱酸、弱堿的電離平衡；掌握同離子效應(yīng)、鹽效應(yīng)等影響電離平衡移動(dòng)的因素；熟練掌握有關(guān)離子濃度的計(jì)算；初步了解強(qiáng)電解質(zhì)溶液理論，了解緩沖溶液的組成、緩沖作用原理、緩沖作用性質(zhì)；掌握緩沖溶液pH值的計(jì)算；掌握各種鹽類水解平衡的情況和鹽溶液pH值的計(jì)算。重難點(diǎn)：酸堿質(zhì)子理論；溶液酸度的概念和pH值的意義；溶液pH值的計(jì)算。教學(xué)方法：講授法（阿累尼烏斯電離理論）酸堿的定義電離時(shí)產(chǎn)生的陽(yáng)離子全部是H+離子的化合物叫酸；電離時(shí)生成的陰離子全部是OH-離子的化合物叫堿。酸堿質(zhì)子理論1、酸堿的定義：凡能給出質(zhì)子（H+）的物質(zhì)都是酸；凡能接受質(zhì)子的物質(zhì)都是堿。2、酸堿的共軛關(guān)系：一對(duì)酸堿，它們依賴獲得或給出質(zhì)子互相依存這樣的酸堿對(duì)叫做共軛酸堿對(duì)。

一般來(lái)說(shuō)：共軛酸越強(qiáng)，它的共軛堿就越弱；共軛堿越強(qiáng)，它的共軛酸就越弱。3、酸堿反應(yīng)酸1+堿2堿1+酸2

純水有微弱的導(dǎo)電能力H2O+H2OH3O++OH-（H2OH++OH-）實(shí)驗(yàn)測(cè)得295K時(shí)1升純水僅有10-7mol水分子電離，所以[H+]=[OH-]=10-7mol/L由平衡原理得：Kw=[H+][OH-]=10-14

Kw為水的離子積常數(shù)。簡(jiǎn)稱水的離子積。

Kw的意義為：一定溫度時(shí)，水溶液中[H+]和[OH-]之積為一常數(shù)。水的電離是吸熱反應(yīng)，當(dāng)溫度升高時(shí)Kw增大。

水溶液中氫離子的濃度稱為溶液的酸度。pH的定義是：溶液中氫離子濃度的負(fù)對(duì)數(shù)叫做pH值。pH=-lg[H+]

強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)定義在水溶液中能完全電離，導(dǎo)電能力強(qiáng)。在水溶液中能部分電離，電能力弱。存在正負(fù)離子（水含離子狀態(tài)）主要以分子狀態(tài)存在導(dǎo)電性強(qiáng)弱電離過(guò)程不可逆可逆主要包括強(qiáng)酸強(qiáng)堿大部分鹽類弱酸弱堿

2、區(qū)分效應(yīng)：用一個(gè)溶劑能把酸或堿的相對(duì)強(qiáng)弱區(qū)分開來(lái)，稱為溶劑的“區(qū)分效應(yīng)”。1、拉平效應(yīng)：溶劑將酸或堿的強(qiáng)度拉平的作用，稱為溶劑的“拉平效應(yīng)”。HCl+H2OH3O++Cl強(qiáng)酸1強(qiáng)堿2弱酸2弱堿1在水中，HAc+H2OH3O++Ac弱酸1弱堿2強(qiáng)酸2強(qiáng)堿1H2O是區(qū)分溶劑在液氨中，HCl+NH3NH4++Cl強(qiáng)酸1強(qiáng)堿2弱酸2弱堿1HAc+NH3NH4++Ac強(qiáng)酸1強(qiáng)堿2弱酸2弱堿1液氨是拉平溶劑Ka=[H+][Ac-]/[HAc]Ka稱為弱酸的電離平衡常數(shù)，簡(jiǎn)稱為酸常數(shù)。HAc+H2O=H3O++Ac

初始濃度/mol·L-10.1000平衡濃度/mol·L-10.10－x

x

xx=1.3×10－31.一元弱酸的解離平衡

HAc(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+Ac－(aq){}{}{})HAc()Ac()OH()HAc(

3ccc-+=x10.0x)HAc(

2-=解離度(a)c(H3O+)=c(Ac－)=1.3×10－3mol·L-1c-1.3×10－3)mol·L-1≈0.10mol·L-1c(OH－)=7.7×10－12mol·L-1

=c{(H3O+)}{c(OH－)}α與的關(guān)系：HA(aq)

H+(aq)+ A－(aq)平衡濃度 c–cα cα cα初始濃度 c 0 0稀釋定律：在一定溫度下(

為定值)，某弱電解質(zhì)的解離度隨著其溶液的稀釋而增大。c0 0.200 0 05108.1-×=327.11)109.1lg(14pOH14pH-=×--=-=3109.1%95.0200.0)OH(--×=×=c2.一元弱堿的解離平衡：

例：已知25℃時(shí)，0.200mol·L-1氨水的解離度為0.95%，求c(OH－),pH值和氨的解離常數(shù)。解：ceq0.200(1–0.95%)0.200×0.95%0.200×0.95%323343109.1200.0)109.1(

)NH()OH()NH()NH(

---+×-×==ccc5.3.2多元弱酸的解離平衡結(jié)論：

③對(duì)于二元弱酸，若c(弱酸)一定時(shí)，c(酸根離子)與c2(H3O+)成反比。①多元弱酸的解離是分步進(jìn)行的，一般 。溶液中的H+主要來(lái)自于弱酸的第一步解離，計(jì)算c(H+)或pH時(shí)可只考慮第一步解離。

②對(duì)于二元弱酸，當(dāng)時(shí)，c(酸根離子)≈，而與弱酸的初始濃度無(wú)關(guān)。8.4.4多元酸（自學(xué)）8.4.5多元堿（自學(xué)）8.4.6酸堿兩性物質(zhì)的電離（自學(xué)）

在已經(jīng)建立離子平衡的弱電解質(zhì)溶液中,加入與其含有相同離子的另一強(qiáng)電解質(zhì),而使平衡向降低弱電解質(zhì)電離度方向移動(dòng)的作用稱為同離子效應(yīng)。

能抵抗外來(lái)少量強(qiáng)酸、強(qiáng)堿或稀釋的影響，而能保持pH值基本不變的溶液叫做緩沖溶液。緩沖溶液的這種作用叫做緩沖作用。緩沖能力是有限的，只是少量酸堿。緩沖溶液的pH值pH=pKa-lg(c酸/c鹽)

利用緩沖溶液公式，可以計(jì)算緩沖溶液的pH值和外加酸堿后溶液pH的變化。1.緩沖作用原理加入少量強(qiáng)堿：

溶液中大量的A–與外加的少量的H3O+結(jié)合成HA，當(dāng)達(dá)到新平衡時(shí)，c(HA)略有增加，c(A–)略有減少，

變化不大，因此溶液的c(H3O+)或pH值基本不變。加入少量強(qiáng)酸：

溶液中較大量的HA與外加的少量的OH－生成A–和H2O，當(dāng)達(dá)到新平衡時(shí),c(A–)略有增加,c(HA)略有減少，變化不大，因此溶液的c(H3O+)或pH值基本不變。例：在0.10mol·L-1的HAc溶液中，加入NH4Ac(s)，使NH4Ac的濃度為0.10mol·L-1，計(jì)算該溶液的pH值和HAc的解離度。x=1.8×10-5

c(H+)=1.8×10-5mol·L-10.10±x0.10mol·L-1HAc溶液：pH=2.89，α=1.3%解： HAc(aq)+H2O(l)

H3O+(aq)+Ac－(aq)ceq/(mol·L-1)

0.10–x

x0.10+xc0/(mol·L-1)

pH=4.74，α=0.018%50mLHAc—NaAc[c(HAc)=c(NaAc)=0.10mol·L-1]pH=4.74

加入1滴(0.05ml)1mol·L-1HCl加入1滴(0.05ml)1mol·L-1NaOH實(shí)驗(yàn)：50ml純水pH=7pH=3 pH=11(1)弱酸—弱酸鹽：由于同離子效應(yīng)的存在，通常用初始濃度c0(HA),c0(A－)代替c(HA),c(A－)。2.緩沖溶液pH值的計(jì)算平衡濃度例HAc－NaAc，H2CO3—NaHCO3(2).弱堿—弱堿鹽NH3·

H2O—NH4Cl(3).由多元弱酸酸式鹽組成的緩沖溶液①溶液為酸性或中性例：如NaHCO3—Na2CO3,NaH2PO4—Na2HPO4結(jié)論：③緩沖能力與緩沖溶液中各組分的濃度有關(guān)，c(HA)，c(B)及c(A－)或c(BH+)較大時(shí),緩沖能力強(qiáng)。②緩沖溶液的緩沖能力是有限的；決定的，①緩沖溶液的pH值主要是由或8.6酸堿指示劑HIn表示石蕊HInH++In紅藍(lán)=([H+][In])/[HIn]當(dāng)c(HIn)c(In)時(shí)，溶液呈