《酸碱反应》PPT课件.ppt

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1、,第3章 酸碱反应,第3章 酸碱反应,3.1 酸碱之子理论3.2 水溶液中的质子转移平衡及有关计算3.3 缓冲溶液,3.1 酸碱质子理论,酸碱理论：,Arrhenius电离理论：,酸在水中解离出的阳离子全部是H+的物质,碱在水中解离出的阴离子全部是OH-的物质,HClH+Cl-,NaOHOH-+Na+,强调：酸碱反应只是在水中进行的中和反应,Bronsted：酸碱质子理论,酸凡能给出质子(H+)的物质,碱凡能接受质子(H+)的物质,NH4+,NH3,优点：酸碱反应范围扩大，并可不在水中进行,例：NH3(g)+HCl(g)NH4Cl（s）,1、酸碱定义,凡能给出质子（H+）的物质称为酸凡能接受质

2、子（H+）的物质称为碱,酸和碱可以是分子，也可以是正、负离子.酸和碱具有相对性.没有“盐”的概念.,如：,酸 碱,两性物质,H2O、HCO3-、H2PO4-HPO42-、HSO4-、HS-、,（既可为酸、又可为碱）,提问,下列各物质是酸或是碱？,HFF-HCNCN-NH4+NH3,H2CO3HCO3-CO32-,H3PO4H2PO4-HPO42-PO43-,共轭酸碱对,HB H+B-,HB是B-的共轭酸B-是HB的共轭碱,酸,碱,共轭,HBB-称为共轭酸碱对,条件,二者仅差一个均有 部分,B,H+,常见共轭酸碱对,酸 H3O+H3PO4H2PO4-HPO42-H2CO3 HAc NH4+H2O

3、,质子 H+H+H+H+H+H+H+H+,+,碱 H2OH2PO4-HPO42-PO43-HCO3-Ac-NH3 OH-,酸碱半反应,(共轭酸）,(共轭碱),NH4+,NH3,HAc,Ac-,H3O+,H3PO4,PO43-,H3PO4,HPO42-,H3PO4,H2PO4-,HCO3-,H2CO3,OH-,HCl Cl-,H2PO4-,HPO42-,H2PO4-,PO43-,HPO42-,PO43-,CO32-,H2CO3,CO32-,HCO3-,HPO4-,H2CO3,HCO3-,H2PO4-,提问,下列是否共轭酸碱对？,H2PO4-,共轭酸是,共轭碱是,H2CO3,CO32-,HCO3-

4、,共轭酸是,共轭碱是,H3PO4,HPO42-,填空,两性物质,2、酸碱反应的实质,酸碱反应的实质,两个共轭酸碱对之间的质子传递反应,酸(1),碱(2),酸(2),碱(1),H2O(l)+H2O(l)H3O+(aq)+OH(aq),HF(aq)H+F(aq),H+H2O(l)H3O+(aq),HF(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+F(aq),一个完整的酸碱反应要在两个共轭酸碱对中进行,3、酸碱反应的分类,解离,HCl+H2O,中和,水解,H2O+Ac-,HAc+H2O,H3O+Cl-,H2O+NH3,H3O+Ac-,NH4+OH-,NH4+H2O,HAc+OH-,H3O+NH3,反应方向

5、：强酸+强碱 弱酸+弱碱,H2O(l)+H2O(l)H3O+(aq)+OH(aq),溶剂的质子自递,HAc+HClO4,ClO4-+H2Ac+,非水质子溶剂中的反应,4、酸碱强度,酸给出质子的能力越强,酸性就越强；其共轭碱的碱性就越弱,碱接受质子的能力越强,碱性就越强；其共轭酸的酸性就越弱,与酸碱的本性有关,与溶剂的性质有关,如：HClHAc，Cl-Ac-,溶剂的拉平效应和区分效应,（1）拉平效应,将不同强度的酸拉平到相同强度水平的效应称为拉平效应。具有拉平效应的溶剂称为拉平溶剂。,例如：,HCl和HAc是两种强度显著不同的酸,但在液氨中均表现出强酸性。,由于NH3接受质子的能力强,上述两个反

6、应向右进行得很完全,以致HCl和HAc都被转变成同一种酸(氨合质子即铵离子NH4+)，即它们在液氨中统统被拉平到NH4+的强度水平,故二者不存在强度上的差异。,液氨是HCl和HAc的拉平溶剂,因为：,（2）区分效应,能把各种不同酸的强度区别开来的效应称为区分效应。具有区分效应的溶剂叫做区分溶剂。,例如：,HNO3、H2SO4、HCl和HClO4这四种酸在冰醋酸中是不同强度的酸,因为：,显然，酸的强度：HClO4H2SO4HClHNO3,冰醋酸的碱性较水弱,冰醋酸是上述四种酸的区分溶剂,3.2 水溶液中的质子转移平衡及有关计算,1.活度a：离子的有效浓度,2.活度系数,a=c,c 理论浓度 活度

7、系数,活度和活度系数,反映离子相互牵制作用的大小,关于活度因子,（2）B的浓度越小,越接近1 当B无限稀时，=1,（3）中性分子、液态和固态纯物质、纯水以及弱电解质的 1,1 0,（1）值的一般变化范围,离子的活度和活度系数的值与离子浓度和离子电荷有关,一般规律:溶液中离子浓度越大、离子带电荷越多，则活度系数越小。,水的质子自递作用和溶液的pH,（一）水的质子自递作用,任何物质的水溶液中，c(H+)c(OH)=Kw=1.010-14,水的离子积常数，简称水的离子积。,25纯水：c(H+)=c(OH)=1.010-7molL-1,=1.010-14,KW与温度有关，温度不变KW不变,水的解离是吸

8、热反应，当温度升高时Kw增大。,水的离子积常数与温度的关系,溶液的酸碱性和pH,pH=-lga(H+),稀溶液中，a(H+)c(H+)，则有：,在纯水或中性溶液中：,c(H+)=c(OH),在酸性溶液中：,c(H+)1.010-7 molL-1,在碱性溶液中：,c(H+)1.010-7 molL-1,=1.010-7 molL-1,c(OH),c(OH),pH=7 pOH=7,pH7 pOH7,pH7 pOH7,酸碱在水溶液中的质子转移平衡,(一)酸碱的解离平衡常数,Ka:酸的解离平衡常数（酸常数）,Kb:碱的解离平衡常数（碱常数）,一元弱酸()和一元弱碱(),HB,B-,共轭酸碱的解离平衡常

9、数的关系,例:根据查表可知,HAc的酸常数为:Ka=1.7610-5,求NaAc的碱常数Kb,HA H+A,初始浓度/molL-1 c 0,平衡浓度/molL-1 cx x x,解离度(),平衡浓度/molL-1 c(1)c c,弱电解质的解离度（）,若5%,11,稀释定律-,注意：,弱电解质经稀释后，增大，但溶液中的c（H+），c（OH）降低了，增大的倍数总是小于溶液稀释的倍数,一定温度下，弱电解质的解离度与其浓度的平方根成反比，溶液越稀，解离度越大。随浓度的改变而改变，表示酸碱的强度用Ka、Kb,酸碱溶液pH的计算,HA H+A,平衡浓度/molL-1 c c(H+)c(H+)c(H+),

10、则 c c(H+)c,一元弱酸,HA H+A,一元弱酸,BOH B+OH,一元弱碱,pH=14pOH,例：已知室温下HAc的Ka=1.7410-5,求0.10 molL-1 HAc溶液的pH值。,例：已知室温下NH3的Kb=1.7910-5,求0.10 molL-1 NH4Cl溶液的pH值。,c(H+)=0.105.5910-10 molL-1,=7.4810-6 molL-1,pH=-lg c(H+)=5.13,例：已知室温下HAc的Ka=1.7410-5,求0.10 molL-1 NaAc溶液的pH值。,c(OH-)=0.105.7510-10 molL-1,=7.5810-6 molL-

11、1,pOH=-lg c(OH-)=5.12,pH=145.12=8.88,Kb=5.7510-10,多元弱酸的分步解离,例题：计算 0.010 molL-1 H2CO3溶液中的 H3O+,H2CO3,，和OH的浓度以及溶液的pH值。,结论：,对于二元弱酸，若 c(弱酸)一定时，c(酸根离子)与 c2(H3O+)成反比。,多元弱酸的解离是分步进行的，一般。溶液中的 H+主要来自于弱酸的第一步解离，计算 c(H+)或 pH 时可只考虑第一步解离。,对于二元弱酸，当 时，c(酸根离子)，而与弱酸的初始浓度无关。,解离平衡移动的影响因素,同离子效应：在弱电解质溶液中，加入与其含有相同离子的易溶强电解质

12、而使弱电解质的解离度降低的现象。,平衡移动方向,乙酸（醋酸）CH3COOH,简写 HOAc,进一步简写 HAc,例：在 0.10 molL-1 的HAc 溶液中，加入 NaAc(s)，使 NaAc的浓度为 0.10 molL-1，计算该溶液的 pH和 HAc的解离度。,x=1.810-5 c(H+)=1.810-5 molL-1,0.10 x 0.10,0.10 molL-1 HAc溶液：pH=2.89，=1.3%,解：HAc(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+Ac(aq),ceq/(molL-1)0.10 x x 0.10+x,c0/(molL-1)0.10 0 0.10,pH=4.74

13、，=0.018%,盐效应,在溶液中,加入与弱电解质不相同离子的强电解质,弱电解质的解离度将稍有增大,0.10molL-1 HA溶液中含强电0.10molL-1NaCl时,HA的解离度2.0310-2,0.10 molL-1 HAc溶液：pH=2.89，=1.3%,弱电解质(HA)离解度的影响因素,小结:,两性物质水溶液的H3O+的计算公式:,(CKa 20KW，C 20Ka),例：已知室温下H2CO3的Ka1=4.4610-7,Ka2=4.6810-11求0.10 molL-1 NaHCO3溶液的pH值。,=4.6810-11 4.4610-7 molL-1,=4.910-9 molL-1,p

14、H=-lg c(H+)=8.31,(1)c(H+)与两性物质浓度c无关,注意：,求下列溶液等体积混合后的H3O+,0.1molL-1,0.1molL-1,0.05molL-1,HAc+NaOH,NaAc,NH3+HCl,NH4Cl,H2CO3+NaOH,NaHCO3,NaHCO3+NaOH,Na2CO3,Na2CO3+HCl,NaHCO3,NaHCO3+HCl,H2CO3,NaAc+NH4NO3,NH4Ac,3.3缓冲溶液,实验一,具有抗酸作用,缓冲溶液的缓冲作用,实验二,具有抗碱作用,纯水(1L),0.1molL-1HAc,0.1molL-1NaAc,(1L),pH=7.00,pH=4.75

15、,加入0.01mol,pH=2.00,pH=4.66,pH=12.00,pH=4.84,加入0.01mol,HCl,NaOH,pH=-5.00,pH=-0.09,pH=5.00,pH=0.09,加入1L纯水,pH=7.00,pH=4.75,缓冲作用在加入少量的强酸、强碱或稍加稀释后仍能保持其pH值基本不变的作用。,缓冲溶液具有缓冲作用的溶液。,注意：较浓的强酸和强碱(如HCl和NaOH)也具有缓冲作用，但不是缓冲溶液,例：,(1)0.1 molL-1 HAc,(2)0.1 molL-1 NaAc,组成特点：,均含共轭酸碱对,缓冲溶液的类型,常见缓冲系（共轭酸碱对）,缓冲系 pKa,H3PO4

16、NaH2PO4 HAc NaAc H2CO3 NaHCO3 NaH2PO4 Na2HPO4 NH4Cl NH3CH3NH3+Cl CH3NH2 Na2HPO4 Na3PO4,2.124.756.377.219.2510.712.67,共轭弱酸,共轭弱碱,HAcNaAc的缓冲机制,HAc+H2O H3O+Ac-,NaAc Na+Ac-,pH,H+,基本不变,缓冲作用机制,抗酸成分,HAcNaAc的缓冲机制,HAc+H2O H3O+Ac-,NaAc Na+Ac-,pH,OH-,基本不变,+H2O,抗碱成分,常用标准缓冲溶液,常用的标准缓冲溶液的pH(298K),缓冲溶液pH的计算,含有缓冲混合物（

17、缓冲对）的缓冲溶液实际上是含有同离子的弱酸或弱碱溶液。,其pH的计算方法与同离子效应的计算方法相同。,HA MA 缓冲溶液pH的计算,HA H+A,起始浓度/molL-1 c(HA)c(A-),平衡浓度/molL-1 c(HA)x x c(A-)+x,HA H+A,平衡浓度/molL-1 c(HA)x x c(A-)+x,x=c(H+),同离子效应,c(HA)x c(HA),c(A-)+x c(A-),又因为 c(MA)=n(MA)/V,c(HA)=n(HA)/V,因此有,),A,(,),HA,(,),H,(,-,a,c,c,K,c,=,+,例：在1L混合液中，含有0.10molL-1HAc和

18、0.10molL-1NaAc(HAc:pKa=4.75),(1)计算混合液的pH值,(2)在此混合液中加入0.01molHCl,溶液的pH值=?,解:,NaAc+HCl HAc+NaCl,0.09,0.11,(3)在此混合液中加入0.01molNaOH,溶液的pH值=?,解:,HAc+NaOH NaAc+H2O,0.09,0.11,例：在1L混合液中，含有0.10molL-1HAc和0.10molL-1NaAc(HAc:pKa=4.75),(3)此混合液稀释一倍,溶液的pH值=?,解:,HAc=Ac-=0.05molL-1,例：将0.10 molL-1的 NaH2PO4 溶液 10.0 ml

19、和 0.20 molL-1的Na2HPO4 溶液 1.0 ml 混合，计算该混合液的 pH 值。,例：将 0.10 molL-1 盐酸 100 ml 与 400 ml 0.10 molL-1 氨水相混合，求混合后溶液的 pH 值（已知NH3 的 K b=1.76 10-5）。,缓冲溶液的缓冲容量,影响缓冲容量的因素,1.缓冲比一定时，c总越大，缓冲能力越强。,2.c总一定时，缓冲比=1，缓冲能力最强，一般控制在1/1010/1。,3.缓冲范围：pKa 1 pH pKa 1,缓冲溶液的缓冲能力是有限的,pH,1,3,5,7,9,11,13,b,c,b线：0.1 molL-1HAc+NaOH,c 线：0.2 molL-1HAc+NaOH,例：,缓冲范围,3.755.75,6.218.21,8.2510.25,缓冲溶液的配制步骤,总浓度不能太小或太大(0.010.1molL-1),配制的缓冲溶液不干扰化学反应,例：要配制pH=7.00的缓冲 溶液应选择哪一种缓冲系?,例：如何配制1L总浓度为0.2 molL-1,pH=7.00的缓冲溶液。,解：,查表可选用NaH2PO4Na2HPO4：pKa2=7.21,称量二者混合溶解稀释至1000ml,