第五章酸碱平衡新教学案例

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1、,第五章 酸碱平衡与沉淀溶解平衡,Chapter 5：Acid base precipitation-dissolution equilibrium,1、熟悉酸碱三大理论。 2、掌握弱酸、弱碱溶液的pH值以及多元弱酸碱的分级计算。 3、理解缓冲溶液的作用原理，掌握其pH值的计算、配制。 4、初步认识同离子效应、盐效应对弱电解质的电离度影响。 5、熟悉缓冲溶液在药物生产、药物质量控制上的应用。,本章教学要求,第一节: 酸碱理论,第二节：水的质子自递平衡,第三节：弱酸弱碱电离平衡,第五节：难溶强电解质的沉淀溶解平衡,在生物体的生命过程中,酸碱起着重要的作用,适宜稳定的酸度,有利 于细胞的正常生理功

2、能的表达。而且很多药物本身就是酸或碱，它们的 制备、分析测定条件以及药理作用等，都与酸碱性有密切的关系。,疑问：什么是酸？什么是碱呢？,引 言,模拟实验:,石蕊试剂:兰色 红色,实验现象:,人们对酸碱的感性认知,最初人们根据物质表现出来的性质来区分酸和碱。,红色 兰色,酸,碱,一、酸碱电离理论,1887年阿仑尼斯（S.Arrhenius）提出了酸碱电离理论:酸:凡在水溶液中能 电离产生 H+的物质。碱: 凡在水溶液中能电离产生OH-的物质。,H2O,H2O,酸,碱,KOH,一、酸碱电离理论,1、仅限于水溶液,无法说明物质在非水溶液中的酸碱问题。 如:在液氨中,NH4+与NaNH2的反应。 NH

3、4+ + NH2- 2 NH3 2、把碱限制为氢氧化物,对Na2CO3、Na3PO4等本质上具有碱性无法说明。,非水滴定,局 限 性：,二、酸碱质子理论,1923年布朗斯特（J.N.Bronsted）提出了酸碱质子理论。,提示：质子理论把碱的范围大大地扩大了。,二、酸碱质子理论,酸给出质子后余下的那部分就是碱,碱接受质子后就成了酸，酸碱的这种相互依存关系叫共轭关系。,HAc H+ + Ac-,1、共轭酸碱对:,酸 H+ + 碱,二、酸碱质子理论,1、共轭酸碱对:,“有酸才有碱，有碱才有酸，酸中有碱，碱可变酸”。,HAc + H2O Ac- + H3O+ 酸1 碱2 碱1 酸2 NH4+ + H

4、2O NH3 + H3O+ 酸1 碱2 碱1 酸2,二、酸碱质子理论,2、酸碱反应的实质：,酸碱反应的实质：一切酸碱反应都是质子传递反应。,NH4+ + NH2- 2 NH3,H+,CO32- + H2O HCO3- + OH-,H+,3、两 性 物：,在某个共轭酸碱对中是碱,在另一个共轭酸碱对中又是酸,这样的物质称为两性物。,如：HS- H2PO4- HPO4- HSO3- HCO3- HSiO3-等都是两性物。,二、酸碱质子理论,二、酸碱质子理论,4、酸碱的强弱：,这不仅取决于酸碱本身释放质子和接受质子的能力,同时也取决于溶剂释放和接受质子的能力。因此比较酸碱强弱必须固定溶剂,一般以水为溶

5、剂。,同一酸碱在不同的溶剂中的相对强弱则由溶剂的性质决定的。,例如： HAc在溶剂水中是一弱酸，而在溶剂液氨中却是一较强的酸。,由此可见：为了定量地表示质子论中的各种酸碱的相对强弱，我们必须用一两性物质作为基准物-,H2O,大多数的酸.碱的酸度常数.碱度常数都能从参考书中查找到的。,二、酸碱质子理论,4、酸碱的强弱：,理论小结 酸碱质子理论不仅扩大了酸碱的含义和酸碱反应的范围,同时摆脱了酸碱反应必须在水中发生的局限性,并且揭示了酸碱反应的实质是质子传递的反应。,三、酸碱电子理论,1923年路易斯（Lewis）提出了酸碱电子理论。,Cu2+ + 4(:NH3) H3N Cu NH3 ,NH3,N

6、H3,酸,碱,酸: 凡是能接受电子对的分子、离子、原子团。 碱: 凡是能给出电子对的分子、离子、原子团。,三、酸碱电子理论,Lewis 酸,酸碱电子理论与酸碱质子理论相比，扩大了酸的范围，因为能接受 电子对作为Lewis酸的物质不仅是质子，也可以是金属离子或缺电子的分子。,如:金属离子：Fe 3+、Zn2+ 、Hg2+ 、Co2+、Ni2+,如:缺电子分子：BF3 、 AlCl3,提示：能提供合适的空轨道，就是Lewis酸。,三、酸碱电子理论,Lewis 碱,提示：它们均有未共享的电子对， Lewis 碱与质子碱概念基本上没有 区别，质子理论中的碱要接受一个质子，其实它必定有未共享的电子对。,

7、课堂提问：在酸碱电子理论中，酸碱反应的实质是什么？,Cu2+ + 4(:NH3) H3N Cu NH3 ,NH3,NH3,酸,碱,酸碱反应的实质：碱性物质提供电子对，与酸性物质生成配位共价键的反应。,配位键,随堂练习：,Fe(H2O)62+、Cr(H2O)5(OH)2+、CO32、H2PO4、NH4+、H2O、H2S、HS,1、根据酸碱质子理论，下列物质哪些是酸？哪些是碱？哪些是两性物？,两性物： Cr(H2O)5(OH)2+、H2PO4、H2O、HS,随堂练习：,2、根据酸碱质子理论，下列叙述中不正确的是( ) A： 酸碱反应的实质是质子转移 B：化合物中没有了盐的概念 C：酸失去质子后就成

8、为碱 D：酸愈强，其共轭碱也愈强,3、已知H2S的Ka1=9.110-8 ,Ka2=1.110-12,那么对于反应S2-+H2O = HS-+OH-, 该反应的平衡常数K=_ ,共轭酸碱对为_。,课 堂 小 结 酸碱电离理论认为：凡在水溶液中能电离产生H+的物质就是酸；凡在水溶液中能电离产生OH-的物质就是碱。 酸碱质子理论认为：能给出质子的物质就是酸；能与质子结合的物质就是碱。酸碱反应的实质：质子的传递反应。 酸碱电子理论认为：凡是能接受电子对的物质，就是酸；凡是能给出电子对的物质，就是碱。酸碱反应的实质：碱性物质提供电子对，与酸性物质生成配位共价键的反应。,简化为：,K W 随温度的变化不

9、大，为了方便起见，一般在室温时，采用1.010-14。,第二节：水的质子自递平衡,水的离子积,一、水的自递平衡,对于弱酸HA: HA(aq) + H2O(l),H3O+ (aq) + A(aq),当c(H+)比较小时，常用pH（或pOH）表示溶液酸碱性,定义：,pH + pOH =pKw= 14,相 关 规 定,C/Ka 500,近似公式,一、 一元弱酸弱碱电离平衡,弱酸 HA的电离平衡:,电离平衡常数与电离度的关系：,电离度：,相同浓度的不同弱电解质的电离度与电离平衡常数的平方根成正比。,稀释定律,1、计算0.1mol/L HAc溶液中H+与 Ac-及电离度.,解:因为,课堂习题,2、计算1

10、.010-4mol/l HCN溶液的pH。,课堂习题,解：,二、多元弱酸的电离平衡,第三节：弱酸弱碱电离平衡,二、多元弱酸的电离平衡,所以： S2- = Ka2 与该酸的起始浓度无关。,疑问：在二元弱酸H2S溶液中，S2- =？它与起始浓度有关吗？,计算0.1mol/LH2S水溶液的H+、pH、S2-。,解: 因为Ka1Ka2 , C/Ka1500, HS- H+ S2-= 1.1X10-14 mol/l = Ka2,课堂习题,计算0.1mol/l Na2CO3溶液pH.,课堂习题,解：,三、酸碱两性物质溶液pH值的计算,两性阴离子，如HCO3、H2PO4、HPO42； 阳离子酸和阴离子碱组成

11、的两性物质（弱酸弱碱盐），如NH4Ac； 氨基酸型两性物质（以NH3+CHRCOO为代表）。,常见的两性物质有三种类型：,通常根据具体情况，抓住溶液中的主要平衡，进行近似处理。如：HCO3,Ka：是两性物质作为酸时本身的酸度常数， Ka：其作为碱时，其共轭酸的酸度常数。,前提条件,根据对平衡的处理和数学推导，以及基于与前面近似处理的相同原则，可得：,当KaC 20Kw，且C 20 时，经推导和近似处理，可得到两性物 质的H+ 浓度近似计算公式：,解：在NaHCO3 溶液中存在以下平衡 HCO3 + H2O CO3 2 + H3O+ Ka = Ka2（H2CO3）= 5.611011 HCO3

12、+ H2O H2CO3 + OH,KbKa，说明结合质子的能力大于给出质子的能力，所以溶液显碱性。,课堂习题,定性说明NaHCO3溶液的酸碱性。,四、酸碱电离平衡的移动,同离子效应: 在弱电解质的溶液中,加入与该电解质有相同离子的强电解质, 使弱电解质的电离平衡向左移动,从而降低弱电解质电离度的现象.,HAc + H2O Ac- + H3O+,NH3 + H2O NH4+ + OH -,加入NaAc,加入NH4Cl,计算 1） 0.1mol/lHAc的H+、电离度a 2） 在该1升溶液中加入0.1mol/LNaAc后溶液中的H+、电离度a 。,课 堂 习 题,解:因为,可见: 由于同离子效应,

13、H+由1.310-3mol/l1.8X10-5moL，a由 1.30.018两者下降幅度较大。,习 题 题 解,HAc + H2O Ac- + H3O+,解: 2)：,离子氛与离子强度,中心离子周围的异号离子群叫做离子氛。,离子的浓度越大，离子所带电荷数越多，离子与它的离子氛之间的 作用就越强。用离子强度概念来衡量溶液中离子氛之间相互作用的强弱：,在弱电解质溶液中加入其它强电解质时，该弱电解质的电离度将会稍有增大，这种影响称为盐效应。,例如：在0.10molL1的HAc溶液中加入固体NaCl，使 NaCl的浓度达到0.20 molL1。电离度由1.32增大到1.89，增大了1.4倍，可见盐效应

14、使弱电解质的电离度增大并不显著。 （离子氛，使 H+ 的活度降低。）,盐 效 应,缓冲溶液,第四节：缓 冲 溶 液,许多化学反应都要求在适宜而稳定的pH条件下进行,那么溶液的pH如何控制?怎样使溶液的pH保持稳定?,请仔细观察实验一：,许多化学反应都要求在适宜而稳定的pH条件下进行,那么溶液的pH如何控制?怎样使溶液的pH保持稳定?,A,A,7.0 2.0,0.010molHCl,0.010molHCl,7.0 12.0,0.010molNaOH,0.010molNaOH,B,B,4.75 4.66,4.75 4.84,实验二：,实验证明：B杯中的混合溶液能对外来少量强酸、强碱的加入，维持体系

15、的pH值基本不变。,缓冲溶液：是一种能抵抗少量强酸、强碱和水的稀释而保持溶液 pH值基本不变的混合溶液。,一、缓冲作用原理,组成缓冲溶液的两种物质称为缓冲对或缓冲系。 如: HAcNaAc; NH3NH4Cl; Na2CO3NaHCO3,一、缓冲作用原理,弱酸,强电解质,由于外加含有相同离子强电解质，使得HAc（弱电解质）平衡发生移 动 同离子效应。,一、缓冲作用原理,弱 酸,共轭碱,二、缓 冲 溶 液 计 算,平衡时：ca-x x C共轭碱+x,二、缓冲溶液计算,同样可得,计算0.10molL1 KH2PO4和0.05molL1NaOH各50mL混合,假定混合后体积为100 mL， 求：此时混合液的pH值。,解: H2PO4的一部分与OH反应生成HPO42，形成H2PO4 HPO42缓冲体系。H2PO4的 pKa2=7.20,课 堂 习 题,三、缓 冲 能力,1、 缓冲对的 为一定值时，缓冲对的总浓度越大,缓冲能力越大。 2、缓冲溶液的 为一定值时，缓冲对比值为1:1时，缓冲能力越大。,（一）影响缓冲能力的因素,（二）缓 冲 范 围,pH=p Ka1 或 p