酸堿平衡課件

12-15酸堿平衡酸堿平衡

學(xué)習(xí)要求：掌握酸堿質(zhì)子理論；掌握水的酸堿平衡、PH的計算；掌握同離子效應(yīng)及其有關(guān)計算；掌握緩沖溶液的配制及其PH的計算；掌握鹽類的水解反應(yīng)及其影響因素。12-15酸堿平衡

教學(xué)內(nèi)容：酸堿質(zhì)子理論與酸堿平衡水的離解與溶液的PH值弱酸弱堿的離解平衡同離子效應(yīng)和緩沖溶液鹽類的水解12-15酸堿平衡酸：凡是能釋放出（提供）質(zhì)子（H+）的物質(zhì)。（質(zhì)子的給予體）也叫質(zhì)子酸

一、酸堿定義：堿：凡是能接受質(zhì)子（H+）的物質(zhì)。（質(zhì)子的接受體）也叫質(zhì)子堿酸堿兩性物質(zhì)：既能給出質(zhì)子又能接受質(zhì)子的物質(zhì)。酸堿質(zhì)子理論與酸堿平衡12-15酸堿平衡酸H++堿-++AcHHAc

-+-+2442HPOHPOH-+-+3424POHHPO+++34NHHNH++++252362O)Fe(OH)(HHO)Fe(H[][]++++422252O)(HFe(OH)HO)Fe(OH)(H[][]兩性物質(zhì)：HCO3-、

HSO4-、H2O

12-15酸堿平衡例：HAc的共軛堿是Ac－，

Ac－的共軛酸HAc，

HAc和Ac－為一對共軛酸堿。

酸H++堿

酸堿共軛關(guān)系：12-15酸堿平衡1、酸的強弱是指酸給出質(zhì)子的能力的強弱。

二、酸堿的強弱酸給出質(zhì)子的能力越強，其酸性越強12-15酸堿平衡

2、堿的強弱是指堿接受質(zhì)子的能力的強弱。

3、酸越強，其共軛堿堿性越弱；堿越強，其共軛酸酸性越弱。堿接受質(zhì)子的能力越強，其堿性越強。12-15酸堿平衡三、酸堿反應(yīng)

強酸(1)強堿(2)弱酸(2)弱堿(1)

+H2O(l)+H2O(l)H3O+(aq)+OH－(aq)+酸堿反應(yīng)的方向：HCl＋NH3→NH4+

＋Cl－

12-15酸堿平衡例題1、下列分子或離子哪些是酸？哪些是堿？哪些是兩性物質(zhì)？HCO3-、NH4+、NH3、ClO-、H2O2、寫出下列各質(zhì)子酸的共軛堿：HSO4-、HCN、H2O3、寫出下列各質(zhì)子堿的共軛酸：HSO4-、Ac-、H2O12-15酸堿平衡水的離解與溶液的PH值一、強電解質(zhì)溶液

強電解質(zhì)溶液離子互吸理論：強電解質(zhì)在水中是完全離解的，但由于在溶液中的離子濃度較大，陰，陽離子之間的靜電作用比較顯著，在陽離子周圍吸引著較多的陰離子；在陰離子周圍吸引著較多的陽離子。這種情況好似陽離子周圍有陰離子氛，在陰離子周圍有陽離子氛。離子在溶液中的運動受到周圍離子氛的牽制，并非完全自由。由于離子間的相互牽制，致使離子的有效濃度表現(xiàn)得比實際濃度要小，如0.1mol·L-1的KCI溶液，K+和CI－的濃度都應(yīng)該是0.1mol·L－1，但根據(jù)表觀離解度計算得到的離子有效濃度只有0.086mol·L－1。通常把有效濃度稱為活度（a），活度與實際濃度（c）的關(guān)系為

a=fc

式中f為活度系數(shù)。

12-15酸堿平衡二、水的離解平衡H2O(l)

H+(aq)+OH－(aq)—

水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積25℃純水：100℃純水：=1.0×10-14=5.43×10-13)OH()H+(-=ccT

，12-15酸堿平衡}{)(OHlgpOH-=-c{(H+)}lgpH

-=c三、溶液的pH值14ppOHpH==+1、pH值的定義：（25℃）12-15酸堿平衡2、溶液的酸堿性與pH的關(guān)系酸性溶液pH<7中性溶液pH=7堿性溶液

pH>712-15酸堿平衡

變色范圍 酸色中間色 堿色甲基橙 3.1~4.4 紅

橙

黃酚酞 8.0~10.0 無色粉紅

紅石蕊 3.0~8.0 紅

紫

藍(lán)四、溶液pH值的測定1、酸堿指示劑12-15酸堿平衡2、pH試紙：將試紙用多種酸堿指示劑的混合溶液浸透后，經(jīng)晾干制成，對不同的pH溶液顯不同的顏色。如：廣泛pH試紙等3、pH計（酸度計）12-15酸堿平衡作業(yè)P722P741（同時計算pOH和c(OH-)）

212-15酸堿平衡弱酸弱堿的離解平衡一、一元弱酸、弱堿的離解平衡1、一元弱酸的離解平衡HAc(aq)H+(aq)+Ac－(aq)初始濃度/mol·L-1C000變化的濃度/mol·L-1cH+

cH+

cH+平衡濃度/mol·L-1c0–cH+

cH+

cH+Kaθ

(HAc)

=[c(H+)][c(Ac-)]

[c(HAc)]=

[c(H+)]2c0–cH+12-15酸堿平衡1、離解常數(shù)Kaθ的意義：如：25℃時，醋酸的離解常數(shù)為1.75×10-5，次氯酸的離解常數(shù)為2.8×10-8，一般離解常數(shù)<10-7，為極弱酸；

<10-4，為弱酸；

10-2~10-3，為中強酸。

代表弱酸的離解程度----離解常數(shù)越大，弱酸離解程度越強，酸性越強。12-15酸堿平衡2、解離度(a)HAc(aq)H+(aq)+Ac－(aq)初始濃度/mol·L-1C000平衡濃度/mol·L-1CeqC0－

Ceq

C0－

Ceq12-15酸堿平衡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變化的濃度

cα

cα

cα12-15酸堿平衡稀釋定律：在一定溫度下(

為定值)，某弱電解質(zhì)的離解度隨著其溶液的稀釋而增大。當(dāng)c/kaθ>500時，α=√Ka/cC(H+)=cα=√Kac12-15酸堿平衡初始濃度/mol·L-10.1000平衡濃度/mol·L-10.10－x

x

xx=1.3×10－3例：己知25℃時，K（HAc）=1.75×10-5。計算該溫度下0.10mol·L-1的HAc溶液中H+、Ac-的濃度以互溶液的pH，并計算該濃度下HAc的離解度HAc(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+Ac－(aq){}{}{})HAc()Ac()OH()HAc(

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

2-=12-15酸堿平衡離解度(a)c(H3O+)=c(Ac－)=1.3×10－3mol·L-1c(HAc)=(0.10-1.3×10－3)mol·L-1≈0.10mol·L-1c(OH－)=7.7×10－12mol·L-1=c{(H3O+)}{c(OH－)}12-15酸堿平衡二、一元弱堿的解離平衡

{c(NH4+)}{c(OH-)}

Kbθ

(NH3?H2O)

={c(NH3?H2O)}離解常數(shù)Kbθ的意義：代表弱堿的離解程度，離解常數(shù)越大，弱堿離解程度越強，堿性越強。1、離解常數(shù)NH3?H2ONH4++OH-12-15酸堿平衡當(dāng)c/kbθ>500時，

α=√Kb/cC(OH-)=cα=√Kbc2、α與Kb的關(guān)系12-15酸堿平衡c0 0.200 0 0

例：已知25℃時，0.200mol·L-1氨水的離解度為0.95%，求c(OH－),pH值和氨的離解常數(shù)。解：ceq0.200(1–0.95%)0.200×0.95%0.200×0.95%NH3?H2ONH4++OH-12-15酸堿平衡 0.200 005108.1-×=327.11)109.1lg(14pOH14pH-=×--=-=3109.1%95.0200.0)OH(--×=×=c解：0.200(1–0.95%)0.200×0.95%0.200×0.95%323343109.1200.0)109.1(

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

---+×-×==cccNH3?H2ONH4++OH-mol/L12-15酸堿平衡

例題：計算0.010mol·L-1H2CO3溶液中的H3O+,H2CO3,，和OH－的濃度以及溶液的pH值。已知：C(H+)+、C(H+)解：根據(jù)第一步電離計算C(H+)、C(OH-)和溶液的pH12-15酸堿平衡結(jié)論：①多元弱酸的解離是分步進行的，一般 。溶液中的H+主要來自于弱酸的第一步解離，計算c(H+)或pH時可只考慮第一步解離。對于二元弱酸，當(dāng)Ka1＞＞Ka2

時，c(酸根離子)≈Ka2，而與弱酸的初始濃度無關(guān)。

12-15酸堿平衡作業(yè)P7312（1）～（5）P744、712-15酸堿平衡同離子效應(yīng)和緩沖溶液

例：在0.10mol·L-1的HAc溶液中，加入NaAc(s)，使NaAc的濃度為0.10mol·L-1，計算該溶液的pH值和HAc的解離度。解：0.10mol·L-1HAc溶液未加NaAc前：cH+

=1.3×10-3

，pH=2.89，α

=1.3%12-15酸堿平衡ceq/(mol·L-1)

0.10–cH+

cH+

0.10+cH+c0/(mol·L-1)

0.1000.10HAc(aq)H+(aq)+Ac－(aq)0.10mol·L-1HAc溶液中加NaAc后：75c(H+)=1.8×10-5mol·L-175x=1.8×10-575pH=4.74，α=0.018%12-15酸堿平衡

同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液中，加入與其含有相同離子的易溶、強電解質(zhì)而使弱電解質(zhì)的解離度降低的現(xiàn)象。一、同離子效應(yīng)Ac–(aq)NaAc(aq)a(aq)+平衡移動方向Na+HAc(aq)H+(aq)+Ac－(aq)12-15酸堿平衡50mL純水中加入1滴1mol·L-1HCl50mL純水中加入1滴1mol·L-1NaOHpH=1150mL純水123pH=7pH=312-15酸堿平衡50mLHAc-NaAc溶液c(HAc)=c(NaAc)50mLHAc-NaAc溶液中加入1滴1mol·L-1HCl50mLHAc-NaAc溶液中加入1滴1mol·L-1NaOHpH=4.75123pH=4.74 pH=4.7312-15酸堿平衡

具有能保持本身pH值相對穩(wěn)定性能的溶液(也就是不因加入少量強酸或強堿而顯著改變pH值的溶液)。二、緩沖溶液組成：弱酸—弱酸鹽弱堿—弱堿鹽定義：12-15酸堿平衡1、弱酸—弱酸鹽(HA--A–)：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－)。三、緩沖溶液pH值的計算平衡濃度12-15酸堿平衡2、弱堿—弱堿鹽（B—BH+）pH=14-pOH平衡濃度由于同離子效應(yīng)的存在，通常用初始濃度代替平衡濃度。12-15酸堿平衡①所選擇的緩沖溶液，除了參與和H+或OH–有關(guān)的反應(yīng)以外，不能與反應(yīng)系統(tǒng)中的其它物質(zhì)發(fā)生副反應(yīng)；緩沖溶液的選擇和配制原則：②

或盡可能接近所需溶液的pH值；

③

若或與所需pH不相等，依所需pH調(diào)整12-15酸堿平衡四、緩沖范圍和緩沖能力緩沖容量：單位體積緩沖溶液的pH值改變1個單位時，所需加入的一元強酸或一元強堿的物質(zhì)的量。mol?L-1pH-112-15酸堿平衡作業(yè)P7410、11、1412-15酸堿平衡一、水解反應(yīng)的定義：鹽溶液的酸堿平衡（鹽類的水解）

鹽類的陰離子或陽離子和水解離出來的H+或OH-結(jié)合并生成弱酸或弱堿的反應(yīng)。12-15酸堿平衡1、強酸弱堿鹽（離子酸）二、鹽類