工科基础化学第三章课件

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1、第三章 水溶液中的离子平衡 第一节 可溶弱电解质的单相离子平衡, 3.1.1 酸碱理论概述,3.1.1.3 酸碱电子理论的基本概念,3.1.1.2 酸和碱的相对强弱,3.1.1.1 阿累尼乌斯电离理论和酸 碱质子理论,3.1.1.1 阿累尼乌斯电离理论和酸碱质子理论,一、阿累尼乌斯电离理论 1、定义：认为，电解质在水溶液中能够电离，电离时产生的阳离子全部是H+离子的化合物叫酸，电离时生成的阴离子全部是OH-离子的化合物叫碱。,2、这一理论的意义和优缺点 (1) a、在化学组成上揭示了酸碱的本质，解释了一些实验事实。 b、找到了衡量酸、碱、强度的定量标准，因此是人类对酸碱认识的一大飞跃。 （2）

2、此理论只限于在水溶液中，有很大局限性，无法解释非水溶液中的酸碱性问题。 如：液氨 2NH3（l） NH4+NH2- 显碱性 阿累尼乌斯电离理论无法解释,1、酸碱质子理论的基本概念 酸：凡是能释放出质子（H+）的任何分子或离子。 （质子的给予体） 碱：凡是能与质子（H+）结合的分子或离子。 （质子的接受体）,二、 酸碱质子理论,（1）质子理论中的酸碱即可以是分子，也可以是离子,如：酸：H2SO4,HSO4-,NH4+,HPO42-,HCO3-. 碱：Cl-,NH3,SO42-,CO32-,OH-,HPO42-,（2）有的离子即可以是酸，也可以是碱。称为两性物质 如：HSO4-、HS-、H2O、H

3、PO42-、H2PO4-等 按质子理论，酸与碱并不是孤立的，酸给出质子成为碱，碱接受质子成为酸。 如：H2PO4 -H+HPO42- 酸 碱,注意: 称其酸碱，一定要有对应关系。 在共轭酸碱对中，酸越强，共轭碱越弱，反之亦然,（3）质子理论中没有盐的概念 在电离理论中酸碱反应是生成了盐和水，而质子论的酸 碱反应是质子传递过程，由两种酸、碱通过质子传递生成了另 外两种新酸、新碱。 如：,NH3+HCl NH4+Cl-,碱1 酸2 酸1 碱2,2、质子理论的优缺点：,（1）优点：质子理论定义酸碱不受溶液限制，可以是水溶液，也可以是非水溶液，克服了电离理论的缺点。而且质子理论还可将电离理论中的电离作

4、用、中和作用、水解作用等各类离子反应归纳为质子传递式酸碱反应，加深了人们对酸碱的认识。,（2）局限性：质子理论只限于质子的放出和接受，必须含H+,不能解释不含氢的一类化合物，如“SO2,SO3,BF3”等。,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。,3.1.1.2 酸和碱的相对强弱,HCl HAc HCN,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

5、全部夺取过来。,选取比水的碱性弱的碱，如冰醋酸为溶剂对水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：,HIHClO4HClH2SO4HNO3,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。, 3.1.1.3 酸碱电子理论,优缺点,优点：由于电子理论中酸碱反应生成了酸碱配合物，因此有配位键存在的化合物即是酸碱配合物，所以一切盐类，金属氧化物及其它大多数无机

6、化合物、有机化合物都是酸碱配合物，应用非常广泛。 缺点：由于包括范围过于广泛，从而不易掌握酸碱的本质特征，而且没有一个衡量酸碱强弱的标准，不能定量计算。,小结： 三个理论不要做比较，包含各个理论解决的范围不同。 水溶液中用电离理论较方便，在非水溶剂中成气 态反应中，质子理论应用较广，而电子理论主要应用于配位化学上。, 3.1.2 水的解离平衡和 溶液的pH,二、 溶液的pH,一、 水的解离平衡,一、 水的解离平衡,H2O (l) + H2O(l) H3O+ (aq) + OH(aq),或 H2O (l) H+ (aq) + OH(aq),25纯水：c(H+)= c(OH)=1.010-7mol

7、L-1,二、 溶液的pH,酸性H+OH-; 碱性H+10-7 H+10-7 H+=10-7,溶液中氢离子浓度的负对数叫pH值 pH=-lgH+ p0H=-lgOH-,-lgH+ + (-lgOH-) = -lg1.010-14 pH + pOH =14,pH值的测定:(1)酸度计 （2）pH试纸, 3.1.3 弱酸、弱碱的解离平衡,二、 多元弱酸的解离平衡,一、 一元弱酸、弱碱的解离平衡,1.一元弱酸的解离平衡,一、 一元弱酸、弱碱的解离平衡,HA (aq)+H2O(l) H3O+(aq)+A(aq),初始浓度/molL-1 0.10 0 0,平衡浓度/molL-1 0.10x x x,HAc

8、(aq)+H2O(l) H3O+(aq)+Ac(aq),例：计算25时，0.10 molL-1 HAc溶液中的H3O+, Ac, HAc,OH浓度及溶液的pH。,解：,当c/ Ka 500时，误差可达5%以下，可近似计算。 0.10-X0.10,解离度(a),c(H3O+) = c(Ac) = 1.3103 molL-1,c(HAc)=(0.10-1.3103)molL-10.10molL-1,c(OH) =7.71012 molL-1,与 的关系：,HA(aq) H+(aq) + A(aq),平衡浓度/molL-1 c c c c,初始浓度/molL-1 c 0 0,2. 一元弱碱的解离平衡

9、,NH3H2O NH4+OH-,例：已知25时， 0.200molL-1氨水的解离度为 0.95%，求c(OH), pH和氨的解离常数。,c0 /molL-1 0.200 0 0,解：,ceq /molL-1 0.200(1 0.95%) 0.2000.95% 0.2000.95%,由此可知：Ka、Kb互成反比，如果酸越强，它的 共轭碱就越弱，反之，酸越弱，其共轭碱就越强。,小结： (1) Ka、Kb同样是一种化学平衡常数，它符合 化学平衡的基本规律。 (2) Ka、Kb值越大，说明其酸（碱）强度越大。 (3) Ka、Kb与浓度无关，只随温度变化。,3. Ka、Kb二者的关系,二、多元弱酸的解

10、离平衡,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。,共轭酸碱对的 KaKb =Kw, 3.1.4 缓冲溶液,3.1.4.4 缓冲范围和缓冲能力,3.1.4.3 缓冲溶液pH的计算,3.1.4.2 缓冲溶液,3.1.4.1 同离子效应,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。,3.1.4.1 同离子效应,平衡移动方向,例：在 0.10 molL-1 的HAc 溶液中，加入 N

11、H4Ac (s)，使 NH4Ac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， = 0.018%,50mLHAcNaAc c(HAc)=c(NaAc)=0.10molL-1 pH = 4.74,缓冲溶液

12、：具有能保持本身pH相对稳定性能的溶液(也就是不因加入少量强酸或强碱而显著改变pH的溶液)。,加入1滴1molL-1 HCl,加入1滴1molL-1 NaOH,实验：,50ml纯水pH = 7,pH = 4.73 pH = 4.75,3.1.4.2 缓冲溶液,弱酸极其共轭碱或弱碱极其共轭酸所组成的溶液,pH = 3 pH = 11,缓冲作用原理:主要是依据同离子效应的作用,平衡体系中:加入H+，平衡左移，消耗H+； 加入OH-，平衡右移，生成H+。 这样，加入少量酸碱，溶液的pH值不会发生显著变化。,作为缓冲溶液的条件:,首先混合液中存在一个弱电解质的电离平 衡，另外,要有大量的同离子酸根.

13、常见的缓冲溶液包括: 1)弱酸及其盐 HAc-NaAc , H2CO3-NaCO3 2)弱碱及其盐 NH3H2O-NH4Cl 3)多元弱酸的酸式盐及其对应的次级盐 NaH2PO4-Na2HPO4 , NaHCO3-Na2CO3, 弱酸弱酸盐：,由于同离子效应的存在，通常用初始浓度c0(HA) ,c0(A)代替c(HA) ,c(A) 。,3.1.4.3 缓冲溶液pH的计算,例HAcNaAc，H2CO3NaHCO3,2. 弱碱 弱碱盐（NH3 H2O NH4Cl）,3.由多元弱酸酸式盐 组成的缓冲溶液,例1：,如 NaHCO3Na2CO3 , NaH2PO4Na2HPO4,弱酸弱酸盐,弱碱弱碱盐,

14、小结：,结论：,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。,缓冲溶液的缓冲能力是有限的；,决定的，,例题：欲配置1LpH=5的缓冲溶液，如果要求HAc浓度为0、20mol，需1 mol/L的HAc、NaAc各多少升？,解： pH=pKa-lgC酸/C盐 5=4.75-lg0.20/ C盐 C盐=0.36mol/l 又因为 C1V1=C2V2 对于HAC: 0.21=1VHAC VHAC=0.2(L) 对于NaAC: 0.361=1VNaAC VNaAC=0.36(L),4.缓冲溶液的计算,例2 :100ml 0.2mol/LHA

15、c溶液中加入等体积的和0.2mol/L的NaA c溶液，混合后计算溶液的pH值。若往上述溶液中加入1.0 ml 0.1mol/L HCl溶液,计算此时溶液的pH值?（已知HAc的Ka=1.7510-5，及pKa=4.76）,解：HAc和NaAc溶液组成缓冲溶液 （1）因等体积混合，c（HAc）= c（NaAc）=0.2/2=0.1mol/L,（2）加入少量HCl时，认为H+几乎全部与Ac-结合生成HAc,例： 求 30mL 2.0molL-1 NH3溶液和 10mL 2.0 molL-1 HCl的混合后溶液的pH值。（已知NH3的pKb=4.76）,解：先反应再计算,3.1.4.4 缓冲范围和缓冲能力,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；,缓冲溶液的选择和配制原则：, 或