弱酸和弱碱的解离平衡课件.ppt

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1、8.1 弱酸和弱碱的解离平衡,8.2 盐的水解,8.3 电解质溶液理论和酸碱理 论的发展,第 8 章 酸碱解离平衡,(Acid-Base Dissolution Equilibrium),1,8.1 弱酸和弱碱的解离平衡,8.1.1 一元弱酸、碱的解离平衡1、解离平衡常数,a. 解离平衡 (Dissolution Equilibrium),HAc(aq) + H2O(l) H3O+(aq)+Ac(aq),2,对于一元弱碱的解离平衡：,NH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq) + OH -(aq),3,b. 计算公式,以HAc为例：,假定HAc的初始浓度为c mol/L，达到平衡时c(

2、H+)为xmol/L，依据化学平衡的有关知识可以得出：,4,HAc(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + Ac(aq),5,2、解离度,(Degree of Dissolution),6,稀释定律：溶液浓度越稀，解离度越大。表明溶液的解离度近似与其浓度的平方根成反比。,说明：Ka和均可表示酸的强弱，但随c而变，而Ka只是温度的函数，在温度一定时，是一个常数，它不随c而变。,7,例：计算298K时0.10molL-1 HAc 溶液中H3O+,Ac- HAc,OH- pH, (Ka =1.810-5)。,HAc(aq)+H2O(l) H3O+ (aq) +Ac(aq),解：,c(HAc)

3、=0.1-c(H3O+)0.1(molL-1),8,pH = -lgc(H3O+)=2.89,9,对于一元弱碱：,10,c(OH-)=c(NH3) =0.200 0.934% =1.8710-3 molL-1,解:,=c(OH-)/c(NH3)100%=0.934%,11,在弱酸或弱碱溶液中,加入与其具有相同离子的易溶强电解质,而使平衡向左移动,弱电解质的解离度降低的现象称为同离子效应。,（a） 定义,(Common Ion Effect),3、同离子效应,12,结果：Ac-浓度增大，平衡左移，HAc解离度减小，酸性减弱，这就是同离子效应。,HAc(aq) + H2O(l) H3O+(aq )

4、 +Ac-(aq),加入强电解质,例如在平衡体系中,13,结果：NH4+浓度增大, 平衡左移, NH3解离 度减小，这也是同离子效应。,NH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq) + OH-(aq),加入强电解质,又如在平衡体系中,14,（b）计算,比较在纯0.10molL-1HAc和在0.10molL-1HAc中加入NaAc晶体，使NaAc浓度为0.10molL-1时的c(H3O+)，并做出结论。,解： 纯0.10molL-1HAc,15,在0.10molL-1HAc中加入NaAc晶体,起始浓度/(molL-1) 0.1 0.1,平衡浓度/(molL-1) 0.1-x x 0.1+x

5、,HAc(aq)+H2O(l) H3O+(aq) +Ac-(aq),0.1x0.10,c(H3O+)=1.810-5molL-1,16,8.1.2 水的解离平衡和溶液的pH,1. 水的离子积常数,H2O(l) + H2O(l) H3O+(aq) + OH- (aq),水的自身解离平衡,平衡常数表达式：,(Ion-product for Water),298.15K时,17,注意,18,B、水的离子积常数不随浓度变，随温度的升高而增大。,A、 一定温度下，水中H3O+浓度与OH-浓度的乘积为一常数；,19,2. 溶液的pH,（1） 定义,水溶液的pH就是该溶液所含氢离子浓度的负对数。,20,（2

6、） 性质,表示水溶液中酸碱性强弱的标度，pH越小，酸性越强。,（3） 范围,仅表示氢离子或氢氧根离子浓度1molL-1以下的溶液的酸碱性。,（4） 应用,21,常见液体的pH,22,（1） 组成,有机弱酸或有机弱碱。,（2） 作用原理,HIn(aq)+H2O(l) H3O+(q) +In-(aq),碱式色,酸式色,3. 酸碱指示剂,23,当溶液H+离子浓度发生变化时，平衡发生移动，导致指示剂结构发生变化，从而使指示剂颜色发生变化，这就是指示剂的变色原理。,24,（3） 变色范围,HIn(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + In-(aq),若,显碱式色,pH pK (HIn)+1,2

7、5,若,26,常用的酸碱指示剂,一般说来指示剂的变色范围越窄越好。,27,8.1.3 多元弱酸的解离平衡,a. 解离平衡 (Dissolution Equilibrium),多元酸的解离是分步进行的：,H3PO4(aq) + H2O (l) H2PO4- (aq) + H3O+ (aq),H2PO4- + H2O HPO42- + H3O+,28,酸性强弱 H3PO4 H2PO4- HPO42-,HPO42-+ H2O PO43- + H3O+,29,c. 计算公式,以H2S为例：,H2S(aq)+H2O(l) H3O+(l) + HS-(aq),HS-(aq) + H2O(l) H3O+(l

8、) + S2-(aq),30,故 c(H+)c1(H+), 多元弱酸中,纯二元弱酸中,混合酸中,与初始浓度无关,31,（1）c(H3O+),H2S(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + HS-(aq),HS-(aq) + H2O (l) H3O+(aq) + S2-(aq),解：,32,（2）c(OH-),33,HS- (aq) +H2O(l) H3O+ (aq) + S2- (aq) 起始浓度/(molL-1) 1.1510-4 1.1510-4 0 平衡浓度/(molL-1) 1.1510-4-x 1.1510-4+x x,（3）c(S2-),34,解：,35,50 mLHAcN

9、aAcc(HAc) = c(NaAc) =0.10moldm-3 pH = 4.74,加入1滴(0.05ml) 1moldm-3 HCl,加入1 滴(0.05ml)1moldm-3 NaOH,50 ml 纯水 pH =7,pH = 4.75,pH = 3,pH = 11,pH = 4.73,8.1.4 缓冲溶液,1. 定义,缓冲溶液：能抵抗外来少量强酸或强碱或稍加稀释，而使溶液的pH基本不变的溶液。,36,2. 组成,NH3 NH4+，PO43- HPO42-,HAc NaAcHCO3- CO32-H3PO4 H2PO4-,弱酸 共轭碱：,弱碱 共轭酸：,37,由于存在大量Ac-，对平衡产生同

10、离子效应，平衡左移，HAc解离度减小。 缓冲溶液中存在了大量的抗酸成分和大量的抗碱成分。,3. 缓冲原理,少量,大量,加入强电解质,在平衡体系中,HAc(aq)+H2O(l) H3O+(aq)+Ac-(aq),大量,大量,38,若在缓冲溶液中加入少量强酸HCl,HAc(aq)+H2O(l) H3O+(aq)+Ac-(aq),结果：c(Ac-)略有减小，c(HAc)略有增加，比值基本不变，c(H3O+)基本不变，pH基本不变。,大量的Ac-与H+反应，生成解离度很小的HAc。,39,HAc(aq)+H2O(l) H3O+(aq)+Ac-(aq),结果：,若在缓冲溶液中加入少量强碱NaOH,c(H

11、3O+)略有减少, c(HAc)略有减少；c(Ac-)略有增加，比值基本不变；c(H3O+)基本不变， pH基本不变。,40,HAc(aq)+H2O(l) H3O+(l) + Ac-(aq),4. 缓冲溶液pH值计算,由于HAc解离度很小, 加之同离子效应,使HAc解离度更小, 故c(HAc), c(Ac-)可认为是其原始浓度。,41,解：,加入HCl前,42,加入HCl后,NH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq) + OH-(aq),x = 1.310-5 c(OH-) = 1.310-5,pOH = 4.89 pH = 9.11,43,衡量缓冲溶液的缓冲能力大小的尺度称为缓冲能力

12、。,5. 缓冲能力(容量),浓度：共轭酸碱的浓度要适当的大，其缓冲能力才能足够的大。,（2）影响因素,（1）定义,(Buffer Capacity),44,有效缓冲范围,通常比值在110 10:1之间有足够的缓冲能力，此时,所以：缓冲溶液的pH应在缓冲范围内且尽可能接近缓冲溶液的pK a 。,最大缓冲容量,45,常用的缓冲溶液,46,解：,先分析反应,得到 H2PO4- HPO42- 缓冲溶液。,47,H2PO4-(aq)+H2O(l) HPO42-(aq) + H3O+(aq),计算：,48,缓冲溶液的应用 工业应用 农业应用 科研应用 生物学应用,49,8.2 盐的水解,8.2.1 水解平

13、衡常数,1.弱酸强碱盐（离子碱的水解，溶液呈碱性）,以NaAc为例：,Ac-(aq) + H2O(l) HAc(aq) + OH-(aq),50,可以利用多重平衡原则可以推导出：,2. 强酸弱碱盐（离子酸水解溶液呈酸性）,以NH4Cl为例：,NH4+(aq) + H2O(l) NH3 (aq) + H3O+(aq),51,同样可以得到：,3. 弱酸弱碱盐,以NH4Ac为例：,NH4+ + Ac- + H2O NH3H2O + HAc,52,盐类水解为吸热过程，由：,可得：升高温度可以促进水解的进行。,53,8.2.2 水解度及水解平衡的计算,1、单水解过程的计算,NH4+(aq) + H2O(

14、l) NH3 (aq) + H3O+(aq),54,水解常数很小，则：c-xc,即：,水解度h为：,55,同理可以求出强碱弱酸盐的水解情况：,从计算公式可以看出：盐的初始浓度对水解有 影响。,56,1、平衡常数的影响 （1）水解平衡常数或弱酸或弱碱的离解平衡 常数； （2）温度对平衡常数的影响（水解一般为吸 热过程）2、外界条件的影响（温度不变时） （1）盐的起始浓度； （2）溶液酸度。,影响水解平衡的因素有：,57,NH4+ (aq) + H2O (aq) NH3 (aq) + H3O+ (aq),解:,58,59,解:,60,2、双水解过程的计算,以MA为例：,M+ + H2O MOH +

15、 H+,A- + H2O HA + OH-,c(H+) = c(MOH) - c(HA),61,将其带入：,c(H+) = c(MOH) - c(HA),62,整理后可得：,进行化简得：,63,在一定的条件下，弱酸弱碱盐水溶液的H+与盐溶液浓度无关，只与相应酸或碱的解离常数有关。,3. 酸式盐（既电离又水解）,64,解：,65,8.3 电解质溶液理论及酸碱 理论的发展,8.3.1 强电解质溶液理论,电解质：在水溶液里或熔化状态下能够导 电的化合物。 强电解质：在水中几乎全部解离 。弱电解质：在水中仅部分解离 。,66,电离度大小的影响因素：浓度 温度,电离度（）,1、离子强度,1923年，De

16、bye 及Hckel提出强电解质溶液理论。,67,观点：强电解质在溶液中是完全电离的，但是由于离子间的相互作用，每一个离子都受到相反电荷离子的束缚，这种离子间的相互作用使溶液中的离子并不完全自由，其表现是：,溶液导电能力下降；电离度下降；依数性异常。,68,bi ：溶液中第i种离子的浓度，Zi：第i种离子的电荷 离子强度 I 表示了离子在溶液中产生的电场强度的大小。 离子强度越大，正负离子间作用力越大。,离子强度I：衡量溶液中正、负离子的作用情况。,69,活度：指有效浓度，即单位体积电解质溶液中表现出来的表观离子有效浓度，即扣除了离子间相互作用的浓度。以a（activity）表示。 f：活度系

17、数，稀溶液中， f 1； 极稀溶液中，f 接近1。,2、活度与活度系数,70,规律： 离子强度越大，离子间相互作用越显著，活度系数越小； 离子强度越小，活度系数约为1。稀溶液接近理想溶液，活度近似等于浓度。 离子电荷越大，相互作用越强，活度系数 越小。,71,3、盐效应,（1） 定义：,在弱酸或弱碱溶液中,加入不含相同离子的易溶强电解质,而使平衡向右移动,弱电解质的解离度增大的现象称为盐效应。,（2） 原因：,易溶强电解质的加入,溶液中离子强度增大，使离子间相互作用增强。,72,8.3.2 酸碱质子理论,(Proton Theory of Acid-Base),1. 酸碱的定义,凡是能给出质子

18、(H3O+)的物质都是酸,凡是能得到质子(H3O+)的物质都是碱,既能给出质子又能得到质子的物质是两性物质,如: HCl HAC NH4+ Fe(H2O)63+,如: Cl- AC- CO32- NH3 Fe(H2O)5(OH)2+,如: HCO3-, H2O,73,2. 酸碱反应的术语,根据酸碱定义，酸失去质子变成碱，碱得到质子变成酸共轭关系。,通式,酸 H+ + 碱,酸碱半反应,因质子得失而相互转化的每一对酸碱共轭酸碱对。 (conjugated pair of acid-base),74,H2PO4- H+ + HPO42-NH4+ H+ + NH3 Fe(H2O)63+ H+ + Fe

19、(H2O)5(OH)2+,例如,75,3. 酸碱的强弱： 给出质子能力强的叫强酸； 接受质子能力强的叫强碱。酸碱强度：根据给出或接受质子的能力大小来 确定。拉平效应：将不同强度的酸拉平到溶剂化质子 水平的效应。分效应：能区分酸、碱强度的效应。,76,4. 酸碱反应的实质,酸碱反应的实质是质子的转移。是两个共轭酸碱对共同作用的结果。是两个酸碱半反应组成一个酸碱总反应。,5. 酸碱反应的方向,强酸+强碱 弱酸+弱碱,77,酸碱半反应,酸碱半反应,共轭酸碱对,HAc Ac-,H2O H3O+,共轭酸碱对,HAc(aq) H+(aq)+Ac-(aq),H2O(l)+H+(aq) H3O+(aq),HA

20、c(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + Ac-(aq),HAc(aq) H+(aq) + Ac-(aq),总反应,简写,78,酸碱半反应,H2O OH-,酸碱半反应,NH3 NH4+,NH3 (aq) + H+ (aq) NH4+ (aq),H2O (l) H+ (aq) + OH- (aq),酸碱总反应,NH3 (aq) + H2O(l) NH4+ (aq) +OH- (aq),共轭酸碱对,共轭酸碱对,79,酸碱总反应,NH4+ +H2O NH3 +H3O+,80,扩大了酸碱物质的范畴扩大了酸碱反应的范畴,HCl + NH3 NH4+ + Cl-,优越性：,局限性：,所定义的酸必

21、须含有可解离 的氢原子，不包括那些不交 换质子而具有酸性的物质。,81,8.3.3 酸碱溶剂体系理论,美国科学家Franklin在阿氏电离理论的基础上，提出了溶剂理论。,立论：,在溶剂中（不仅是水）电解质解离。,概念：凡在溶剂中能解离出溶剂正离子的 物质为酸；凡在溶剂中能解离出溶 剂负离子的物质为碱。,82,例如，液态NH3中有：,2NH3(l) NH4+ + NH2-,NH4Cl在液氨中：,NH4Cl NH4+ + Cl- NH4Cl为酸,NaNH2在液氨中：,NaNH2 NH2- + Na+ NaNH2为碱,NH4Cl + NaNH2 NaCl + 2NH3,该理论是电离理论的扩展，但不能

22、解释无溶剂的体系。,83,8.3.4 酸碱电子理论,凡是能接受电子对的分子、离子物种称为酸；凡是能给出电子对的分子、离子物种称为碱。,1. 酸碱的定义,2. 酸碱反应的实质,电子接受体与电子给予体之间形成以配位共价键结合的酸碱配合物的反应。,84,电子对接受体 电子对给予体 形成配位键,Cu2+ + 4 NH3 NH3 Cu NH3,NH3,NH3,2+,85,3. 酸碱类型,所有的金属阳离子及H+元素原子未达到8电子构型的分子如BF3、AlCl3,能提供电子对的负离子：F 、Cl 、I、OH能提供电子对的中性分子：H2O、NH3含双键和共轭体系的化合物：苯,Lewis碱：,Lewis酸：,8

23、6,4Lewis的酸碱电子理论的优缺点： 优点：一切化学反应都可概括为酸碱 反应。 缺点：太笼统，不易掌握酸碱的特 性；无法判断酸碱性的强弱。,87,A) 0.010molL-1HClB) 0.010molL-1H2SO4C) 0.010molL-1HAcD) 0.010molL-1H2C2O4,1. 下列溶液中，pH最小的是（ ）,88,2. 将pH=5.00的强酸与pH=13.00的强碱溶液等体积混合，则混合溶液的pH为（ ）,A) 9.00B) 8.00C) 12.70D) 5.00,89,A) NaAcB) Na2CO3C) Na2SD) Na3PO4,3. 下列溶液的浓度均为0.100molL-1, 其中c(OH-)最大的是（ ）,90,在1.0LH2S饱和溶液中加0.10mL0.010molL-1HCl, 下列式子正确的是（ ）,B) c(Cl-) 1.010-6molL-1C) c(H+)=2c(S2-),91,血液的组成及缓冲作用,血浆 55%,血细胞 45%,92,血液的组成及缓冲作用,93,血液的组成及缓冲作用,94,95,第 8 章第7题第8题第10题第13题第15题第16题第17题,96,