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文檔簡介

電力平衡與溶液酸堿性2023/12/28電力平衡與溶液酸堿性主要內(nèi)容:酸堿質(zhì)子理論電解質(zhì)在水溶液中的狀況水溶液中的質(zhì)子轉(zhuǎn)移平衡酸堿溶液中有關(guān)離子濃度的計(jì)算難溶電解質(zhì)的沉淀平衡電力平衡與溶液酸堿性第一節(jié)酸堿質(zhì)子理論問:下列物質(zhì)哪些是酸?哪些是堿?HCl,NaCl,HAc,NaAc,NH3,H3O+,H2O,OH-,Na2CO3,NaHCO3酸酸酸堿堿堿堿電力平衡與溶液酸堿性一、酸堿的定義酸能給出質(zhì)子H+的物質(zhì)HAcH++Ac-NH4+H++NH3堿能接受質(zhì)子H+的物質(zhì)H++Ac-HAcNH3+H+NH4+注意到酸或堿可以是離子!電力平衡與溶液酸堿性兩性物質(zhì)既能給出H+,也能接受H+的物質(zhì)。NaHCO3Na++HCO3-作為酸:HCO3-H++CO32-中性物質(zhì)既不能給出H+,也不能接受H+的物質(zhì)。(Na+,Ca2+)作為堿:HCO3-+H+H2CO3練電力平衡與溶液酸堿性共軛酸H++共軛堿HAcH++Ac-例:請找出下列共軛酸堿對HAc~NaAcH3O+~H2ONH4Cl~NH3H2CO3~NaHCO3H2CO3~Na2CO3H2O~NaOH√√√√√共軛酸堿對僅相差一個(gè)H+的一對酸堿[Al(H2O)6]3+~[Al(H2O)4(OH)2]+[Al(H2O)5(OH)]2+××NaHCO3電力平衡與溶液酸堿性二、酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)電離式:HAcH++Ac-離解式:HAc+H2OH3O++Ac-H+酸1酸2堿1堿2HAc~Ac-H3O+~H2O酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì):兩對共軛酸堿對之間的質(zhì)子轉(zhuǎn)移過程。練習(xí)

電力平衡與溶液酸堿性1、酸堿的強(qiáng)弱與本性有關(guān)(同一溶劑)較易失H+的酸,酸性較強(qiáng)較易得H+的堿,堿性較強(qiáng)2、酸堿的強(qiáng)弱與溶劑的性質(zhì)有關(guān)(同一溶質(zhì))醫(yī)學(xué)上物質(zhì)的酸堿性強(qiáng)弱,僅指在水溶液中的情況。電力平衡與溶液酸堿性例:①HNO3+H2OH3O++NO3-②HNO3+HAcH2Ac++NO3-③HNO3+H2SO4H2NO3++HSO4-溶劑的得質(zhì)子能力:H2OHAcH2SO4>>HNO3在不同溶劑中的酸性強(qiáng)度:①②③>>電力平衡與溶液酸堿性在水溶液中,最強(qiáng)的酸最弱的堿最強(qiáng)的堿最弱的酸H3O+H2OOH-H2O3、共軛酸的酸性愈強(qiáng),其共軛堿的堿性愈弱。P.27.表3-2箭頭第二節(jié)完返回電力平衡與溶液酸堿性三、酸堿的強(qiáng)度例:判斷酸的強(qiáng)度HClHAc>堿的強(qiáng)度Cl-Ac-<HAc+H2OH3O++Ac-HCl+H2OOH-+Cl-+HAc+H2OAc-OH-HCl+H2OH3O++Cl-電力平衡與溶液酸堿性第二節(jié)弱電解質(zhì)的電離平衡一、強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)(一)電解質(zhì)1、在溶液中完全電離的是強(qiáng)電解質(zhì)2、在溶液中部分電離的是弱電解質(zhì)電力平衡與溶液酸堿性=已電離的分子數(shù)分子總數(shù)x100﹪二、強(qiáng)電解質(zhì)溶液的理論1、離子相互作用理論的基本內(nèi)容要點(diǎn):①全部離解②庫侖力(二)電離度電力平衡與溶液酸堿性電力平衡與溶液酸堿性2、離子的活度和活度因子活度a電解質(zhì)溶液中實(shí)際上可起作用的離子的濃度。a=yc活度因子理論濃度y=ac0<y<1電力平衡與溶液酸堿性問:y愈大,離子間相互作用是否愈強(qiáng)?y反映了溶液中離子之間相互牽制作用的大小。答:正好相反∴極稀電解質(zhì)溶液、弱電解質(zhì)溶液y1a≈c電力平衡與溶液酸堿性離子強(qiáng)度I溶液中存在的離子所產(chǎn)生的電場強(qiáng)度的量度I=12(c1z12+c2z22+…)=12∑cizi2∴c愈大和z愈大,I愈大,y愈小。電力平衡與溶液酸堿性第三節(jié)溶液的酸堿性和pH值一、水的質(zhì)子自遞作用和水溶液的pH值H2O+H2OOH-+H3O+H+平衡時(shí):[H2O][H2O][OH-][H3O+]K=[OH-][H3O+][H2O]2[OH-][H3O+][H2O]2電力平衡與溶液酸堿性[OH-][H3O+]=K[H2O]2=KW水的質(zhì)子自遞常數(shù)(離子積)24℃純水,[OH-]=[H3O+]=1.00x10-7∴KW=(1.00

10-7)2=1.00

10-14∴在任意水溶液中[OH-][H3O+]=KW…①電力平衡與溶液酸堿性pH=-lg[H3O+],pOH=-lg[OH-]-lg[H3O+]-lg[OH-]=-lgKW14pOH+pH=…②問:0.10mol/LNaOH溶液中的[OH-]為,pOH為[H3O+]為,pH為0.10mol/L11.00x10-13mol/L13;.電力平衡與溶液酸堿性二、酸、堿在水溶液中的質(zhì)子轉(zhuǎn)移平衡(一)質(zhì)子轉(zhuǎn)移平衡及平衡常數(shù)初始平衡HAc+H2OAc-+H3O+0.1[H+][HAc]=[Ac-]Ka=[H+]0.00.0[Ac-][HAc]質(zhì)子轉(zhuǎn)移平衡常數(shù)0.1-[H+]≈0.11.電力平衡與溶液酸堿性Ka↑,[H+]↑,[HAc]↓,酸易失H+,酸愈強(qiáng)。Ka反映了酸離解的程度,可衡量酸的強(qiáng)度問:HAc(Ka=1.76x10-5)、甲酸(1.77x10-4)、氫氰酸(Ka=4.93x10-10)酸性大小順序甲酸HAc氫氰酸>>P.283.表2電力平衡與溶液酸堿性HAc+H2O+Ac-OH-Kb=[Ac-][HAc][OH-]Kb↑,,[Ac-]↑↓,堿易愈強(qiáng)[OH-]H+,得堿。2.電力平衡與溶液酸堿性Kb

=[Ac-][HAc][OH-]Ka

=[H+][Ac-][HAc],Ka×Kb

=[OH-][H3O+]=KWpKa+pKb=pKW↓弱∴Ka↑,Kb其共軛堿的堿性愈,共軛酸的酸性愈強(qiáng),.

3.共軛酸堿之間強(qiáng)度的關(guān)系電力平衡與溶液酸堿性規(guī)律:Kb2Kb3Ka1Ka2Ka3·=KW·=KW·Kb1=KWH3PO4H2PO4-HPO42-PO43-Ka1Ka2Ka3Kb1Kb2Kb3練習(xí)題電力平衡與溶液酸堿性2、質(zhì)子轉(zhuǎn)移平衡的移動①濃度的影響例:HAc+H2OAc-+H3O+已達(dá)平衡,加入HAc,H3O+或OH-,平衡向哪方移動?↑解:加入HAc,[HAc],平衡向移。右↑左加入H3O+,[H3O+],平衡向移。↓加入OH-,[H3O+],平衡向移。右電力平衡與溶液酸堿性第四節(jié)酸堿溶液中有關(guān)離子濃度計(jì)算一、一元弱酸或弱堿溶液酸度[H+],堿度[OH-]酸的濃度CA電力平衡與溶液酸堿性初始:平衡:HAc+H2OAc-+H3O+C[HAc]=C-[H+][H+][Ac-]00Ka=[H+]2CKa=[H+][Ac-][HAc]當(dāng)C/Ka≥500時(shí),C-[H+]≈C[H+]=√KaCKa=[H+]2C-[H+]電力平衡與溶液酸堿性同理:NH4++H2ONH3+OH-當(dāng)C/Kb≥500時(shí),[OH-]=√KbC例:計(jì)算0.100mol/LNH4Cl溶液的pH值。解:NH4ClNH4++Cl-NH4++H2ONH3+H3O+思路:請模仿導(dǎo)出公式電力平衡與溶液酸堿性Ka=KWKb=5.59x10-100.1005.59x10-10>500C/Ka=∵∴[H+]=√KaC

√=5.59x10-10x0.100=7.48x10-6(mol/L)pH=5.13練習(xí)題電力平衡與溶液酸堿性二、多元酸堿溶液例:在常溫下,飽和H2CO3水溶液中,H2CO3的濃度為0.400mol/L,求該溶液中H+、HCO3-、CO32-及OH-濃度。+HCO3-H2OCO32-+H3O+解:HCO3-H2CO3+H2O+H3O+初始平衡[H+]C-[H+]≈C[HCO3-]C00平衡[HCO3-][CO32-][H+]電力平衡與溶液酸堿性∵Ka1/Ka2》100∴可作一元酸處理0.04004.30x10-7》500C/Ka1=∵∴[H+]=√Ka1C

√=4.30x10-7x0.0400=1.31x10-4(mol/L)問:溶液中是否存在2個(gè)不同的[H+]、[HCO3-]?答:不會電力平衡與溶液酸堿性[H+]=[HCO3-]≈∴1.31x10-4(mol/L)[OH-]=7.7x10-9(mol/L)又∵Ka2=[H+][

CO32-][HCO3-]∴[

CO32-]=Ka2=5.61x10-11(mol/L)練習(xí)題多元酸的第二級離解產(chǎn)物平衡濃度等于第二級離解常數(shù)電力平衡與溶液酸堿性三、兩性物質(zhì)溶液兩性陰離子溶液:NaHCO3NaH2PO4Na2HPO4弱酸弱堿鹽:NH4Ac[H+]=√KaKa′pH=12(pKa+pKa′)KaKa′作為酸的質(zhì)子轉(zhuǎn)移平衡常數(shù)作為堿的共軛酸的質(zhì)子轉(zhuǎn)移平衡常數(shù)電力平衡與溶液酸堿性Kb2H2CO3+H2O+OH-HCO3-

例:計(jì)算0.100mol/LNaHCO3溶液的pH值。解:作為酸:作為堿:+H2O+H3O+HCO3-

CO32-Ka2Ka=Ka2Ka′=Ka1[H+]=√KaKa′

√4.30x10-7x5.61x10-11=共軛酸=4.9x10-9(mol/L)pH=8.31電力平衡與溶液酸堿性練習(xí)題例:計(jì)算0.100mol/LNH4Ac溶液的pH值。解:KbHAc++H2OOH-Ac-作為酸:作為堿:Ka+H2O+H3O+NH4+NH3Ka=KNH4+Ka′=KHAc哪個(gè)Ka要算?電力平衡與溶液酸堿性=12(9.25+4.75)=7.00[H+]=√KaKa′=√KNH4+KHAcpH=12(pKNH4+

+pKHAc)電力平衡與溶液酸堿性規(guī)律:1、判斷溶液是酸、堿或兩性溶液2、一元酸:一元堿:[H+]=√Ka

C[OH-]=Kb

C√3、多元酸堿:當(dāng)作一元酸堿H2CO3HCO3-CO32-Ka1Ka2Kb1Kb2[H+]=√Ka1C[H+]=√Ka1Ka2[OH-]=Kb1C√電力平衡與溶液酸堿性H3PO4H2PO4-HPO42-PO43-Ka1Ka2Ka3Kb1Kb2Kb3[H+]=√Ka1C[OH-]=Kb1C√[H+]=√Ka1Ka2[H+]=√Ka2Ka3主要內(nèi)容電力平衡與溶液酸堿性3、沉淀的溶解例:為什么CaCO3可溶于HCl?解:CaCO3(S)Ca2++CO32++H+H2CO3練習(xí)題電力平衡與溶液酸堿性3.4緩沖溶液3.4.1緩沖溶液的定義與種類3.4.2緩沖溶液的pH計(jì)算3.4.3緩沖容量、緩沖指數(shù)、及有效緩沖范圍3.4.4緩沖溶液的選擇3.4.5標(biāo)準(zhǔn)緩沖溶液buffersolution討論電力平衡與溶液酸堿性3.4.1緩沖溶液的定義與種類定義緩沖溶液是指具有穩(wěn)定某種性質(zhì)的溶液體系。pH緩沖溶液具有穩(wěn)定體系酸度的特性。分類1、濃度較大的弱酸或弱堿及其共軛酸堿對。2、濃度較大的強(qiáng)酸或強(qiáng)堿。由Camol/LHB和Cbmol/LB-構(gòu)成的共軛酸堿平衡:H+OH-使pH穩(wěn)定在一個(gè)較窄的范圍。緩沖溶液的作用機(jī)制高濃度強(qiáng)酸強(qiáng)堿則是因?yàn)楸旧頋舛却髮ι倭康乃峄驂A的加入不敏感而達(dá)到穩(wěn)定pH值的作用的。電力平衡與溶液酸堿性3.4.2緩沖溶液的pH計(jì)算設(shè)Camol/LHB和Cbmol/LB-構(gòu)成的緩沖溶液

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