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1、第三章 酸碱平衡,3 酸碱质子理论概述 3.2 水的解离平衡和pH值 3.3 弱酸、弱碱的解离平衡 3.3 缓冲溶液 3.5 酸碱指示剂 3.6 酸碱电子理论与配合物概述 3.7 配位反应与配位平衡,3.1.1 历史回顾 3.1.2 酸碱质子理论的基本概念3.1.3 酸的相对强度和碱的相对强度,3.1酸碱质子理论概述,3.1.2 酸碱质子理论的基本概念酸：凡是能释放出质子（H+）的任何含氢原子的分子或离子的物种。（质子的给予体）碱：凡是能与质子（H+）结合的分子或离子的物种。（质子的接受体）,酸 H+碱,例：HAc的共轭碱是Ac，Ac的共轭酸HAc，HAc和Ac为一对共轭酸碱。,两性物质：既能
2、给出质子，又能接受质子的物质。,(1)酸碱解离反应是质子转移反应，如HF在水溶液中的解离反应是由给出质子的半反应和接受质子的半反应组成的。,HF(aq)H+F(aq),H+H2O(l)H3O+(aq),HF(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+F(aq),(2)水是两性物质，它的自身解离反应也是质子转移反应：,H2O(l)+H2O(l)H3O+(aq)+OH(aq),H+,酸(1),碱(2),酸(2),碱(1),(3)盐类水解反应也是离子酸碱的质子转移反应。例如NaAc水解：,Ac+H2O OH+HAc,H+,酸(1),碱(2),酸(2),碱(1),NH4Cl水解:,+H2O H3O+NH3
3、,H+,酸(1),碱(2),酸(2),碱(1),(4)非水溶液中的酸碱反应，例如NH4Cl的生成：,H+,液氨中的酸碱中和反应：,H+,3.1.3 酸的相对强度和碱的相对强度,区分效应：用一个溶剂能把酸或碱的相对强弱区分开来，称为溶剂的“区分效应”。例如，H2O可以区分HAc，HCN酸性的强弱。,拉平效应：溶剂将酸或碱的强度拉平的作用，称为溶剂的“拉平效应”。,酸和碱的强度是指酸给出质子的能力和碱接受质子的能力的强弱。,水对强酸起不到区分作用，水能够同等程度地将HClO4，HCl，HNO3等强酸的质子全部夺取过来。,酸越强其共轭碱越弱碱越强其共轭酸越弱,选取比水的碱性弱的碱，如冰醋酸为溶剂对水
4、中的强酸可体现出区分效应。例如上述强酸在冰醋酸中不完全解离，酸性强度依次为：,5.2.1 水的解离平衡 5.2.2 溶液的pH值,3.2 水的解离平衡与溶液的pH值,3.2.1 水的解离平衡 H2O(l)+H2O(l)H3O+(aq)+OH(aq)或 H2O(l)H+(aq)+OH(aq),水的离子积常数，简称水的离子积。,25纯水,100纯水,3.2.2 溶液的pH值,3.3.1 一元弱酸、弱碱的解离平衡3.3.2 多元弱酸的解离平衡3.3.3 盐溶液的酸碱平衡,3.3 弱酸、弱碱的解离平衡,3.3.1 一元弱酸、弱碱的解离平衡,1一元弱酸的解离平衡,初始浓度/molL-1 0.10 0 0
5、,平衡浓度/molL-1 0.10 x x x,x=1.3103,解离度(a),c(H3O+)=c(Ac)=1.3103 molL-1,c(HAc)=(0.101.3103)molL-10.10 molL-1,c(OH)=7.71012 molL-1,HA(aq)H+(aq)+A(aq)初始浓度 c 00平衡浓度c ccc,稀释定律：在一定温度下（为定值），某弱电解质的解离度随着其溶液的稀释而增大。,与 的关系：,解：c0 0.200 0 0ceq 0.200(1 0.95%)0.2000.95%0.2000.95%,2.一元弱碱的解离平衡：,例：已知25时，0.200molL-1氨水的解离度
6、为 0.95%，求c(OH),pH值和氨的解离常数。,3.3.2 多元弱酸溶液的解离平衡(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：,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。,对于二元弱酸，若 c(弱酸)一定时，c(酸根离子)与 c2(H3O+)成反比。,3.3.3 盐溶液的酸碱平衡1 强酸弱碱盐（离子酸）,(1)+(2)=(3)则,2.弱酸强碱盐（离子碱）,
7、NaAc,NaCN一元弱酸强碱盐的水溶液成碱性，因为弱酸阴离子在水中发生水解反应。如在NaAc水溶液中：,多元弱酸强碱盐也呈碱性，它们在水中解离产生的阴离子都是多元离子碱，它们的水解都是分步进行的。,如Na3PO4的水解：,例题：计算0.10molL-1Na3PO4溶液的pH值。,ceq/(molL-1)0.10 x x x,解：,3.酸式盐,解离大于水解，NaH2PO4溶液显弱酸性；相反，Na2HPO4溶液解离小于水解，显弱碱性。思考：其相关常数等于多少？,*4.弱酸弱碱盐,5.影响盐类水解的因素,盐的浓度：c盐,水解度增大。,有些盐类,如Al2S3,(NH4)2S 可以完全水解。,温度：,
8、水解反应为吸热反应，0，T,，水解度增大。,总之，加热和稀释都有利于盐类的水解。,溶液的酸碱度：,加酸可以引起盐类水解平衡的 移动，例如加酸能抑制下述水解产物的生成。,5.4.1 同离子效应 5.4.2 缓冲溶液 5.4.3 缓冲溶液pH值的计算*5.4.4 缓冲范围和缓冲能力,3.4 缓冲溶液,3.4.1 同离子效应 HAc(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+平衡移动方向 NH4Ac(aq)(aq)+,Ac(aq),Ac(aq),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而使弱电解质的解离度降低的现象。,例：在 0.10 molL-1 的HAc 溶液中，加入 NH4
9、Ac(s)，使 NH4Ac的浓度为 0.10 molL-1，计算该溶液的 pH值和 HAc的解离度。,解：HAc(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+Ac(aq)c0/(molL-1)0.10 0 0.10ceq/(molL-1)0.10 x x 0.10+x,x=1.810-5 c(H+)=1.810-5 molL-1 pH=4.74，=0.018%,0.10 x 0.10,0.10 molL-1 HAc溶液：pH=2.89，=1.3%,50mLHAcNaAc c(HAc)=c(NaAc)=0.10molL-1 pH=4.74,缓冲溶液：具有能保持本身pH值相对稳定性能的溶液(也就是不因加
10、入少量强酸或强碱而显著改变pH值的溶液)。,3.4.2 缓冲溶液,加入1滴(0.05ml)1molL-1 HCl,加入1滴(0.05ml)1molL-1 NaOH,实验：,50ml纯水pH=7 pH=3 pH=11,pH=4.73 pH=4.75,缓冲作用原理,加入少量强碱：,溶液中大量的A与外加的少量的H3O+结合成HA，当达到新平衡时，c(HA)略有增加，c(A)略有减少，变化不大，因此溶液的c(H3O+)或pH值基本不变。,加入少量强酸：,溶液中较大量的HA与外加的少量的OH生成A和H2O，当达到新平衡时,c(A)略有增加,c(HA)略有减少，变化不大，因此溶液的c(H3O+)或pH值基
11、本不变。,3.4.3 缓冲溶液pH值的计算 弱酸弱酸盐：例HAcNaAc，H2CO3NaHCO3,式中c(HA),c(A)为平衡浓度，但是，由于同离 子效应的存在，通常用初始浓度c0(HA),c0(A)代之。,2.弱碱 弱碱盐,NH3 H2O NH4Cl,3.由多元弱酸酸式盐 组成的缓冲溶液如 NaHCO3 Na2CO3,NaH2PO4 Na2HPO4,溶液为酸性或中性,溶液为碱性,应按水解平衡精确计算。,结论：缓冲溶液的pH值主要是由 或 决定的，缓冲溶液的缓冲能力是有限的；缓冲能力与缓冲溶液中各组分的浓度有关，c(HA)，c(B)及 c(A)或c(BH+)较 大时,缓冲能力强。,。,例题：
12、求 300mL 0.50molL-1 H3PO4和 500mL 0.50molL-1 NaOH的混合溶液的pH值。解：先反应再计算,反应,继续反应,例题 若在 50.00ml 0.150molL-1 NH3(aq)和 0.200 molL-1 NH4Cl组成的缓冲溶液中，加入0.100ml 1.00 molL-1的HCl，求加入HCl前后溶液的pH值各为多少？,解：加入 HCl 前:,4.缓冲溶液的缓冲性能的计算,加入 HCl 后:,NH3(aq)+H2O(l)(aq)+OH(aq),加HCl前浓度/(molL-1),x 0.200+0.0020+x x,0.150 0.200,加HCl后初始
13、浓度/(molL-1),0.150-0.0020 0.200+0.0020,平衡浓度/(molL-1),*3.4.4 缓冲范围和缓冲能力缓冲溶液的选择和配制 原则：所选择的缓冲溶液，除了参与和 H+或 OH 有关的反应以外，不能与反应系统中的其它物质发生副反应；,欲配制的缓冲溶液的 pH 值,应选择的缓冲组分,或 尽可能接近所需溶液的pH值；,若 或 与所需pH不相等，依所需 pH调整,例题 今有 2.0L0.10molL-1的 Na3PO4 溶液和 2.0L 0.10molL-1的NaH2PO4 溶液，仅用这两种溶液（不可再加水）来配制pH=12.50的缓冲溶液，能配制多少升这种缓冲溶液？,
14、解：缓冲组分应为 Na2HPO4 Na3PO4,小于所需pH值，说明 应过量，则 2.0L Na3PO4 应全部用上,设需0.10molL-1 NaH2PO4 xL。,反应前 n/mol 20.10 0.10 x 0反应后 n/mol 0.20 0.10 x 0 0.20 x,解得 x=0.12 能配制2.12L缓冲溶液,初始浓度/(molL-1),平衡浓度/(molL-1),(2L Na3PO4+0.12L NaH2PO4)。,例：欲用等体积的 NaH2PO4 溶液和 Na2HPO4 溶液配制 1.00LpH=7.20 的缓冲溶液，当将50.00mL的该缓冲溶液与5.00mL 0.10mol
15、L-1 HCl混合后，其 pH值变为 6.80，问 缓冲溶液中NaH2PO4 和 Na2HPO4 的浓度是多大？如果该缓冲溶液是由0.500molL-1 H3PO4和1.0molL-1 NaOH配制，应分别取多少毫升？,解：,3.5 酸碱指示剂变色范围 酸色 中间色 碱色甲基橙3.1 4.4 红橙 黄酚 酞8.0 10.0 无色 粉红 红石 蕊3.0 8.0 红紫 蓝,3.6 酸碱电子理论与配合物概述,5.6.1 酸碱电子理论5.6.2 配合物的组成和命名,3.6.1 酸碱电子理论,lewis 酸：凡是可以接受电子对的分子、离子或原子，如Fe3+,Fe,Ag+,BF3等。,lewis 碱：凡是给出电子对的离子或分子，如:X,:NH3,:CO,H2O:等。,lewis酸与lewis碱之间 以配位键结合生成 酸碱加合物。,BF3+F,Cu2+4 NH3,
