《酸碱平衡》PPT课件

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1、第四章酸碱平衡4.1酸碱理论4.2酸碱溶液中各离子平衡浓度的计算4.3酸碱解离平衡的移动4.4酸碱中和反应4.5酸碱滴定分析补充内容：一、基本单元及溶液浓度1.基本单元(basiccell)系统中的基本组分(1)分子、原子、离子、电子及其它粒子或这些粒子的特定组合注：若物质A在反应中转移的质子数或得失电子数为ZA时，基本单元常选为(2)某一特定的过程或反应2.溶液的浓度(concentration)(1)物质的量的浓度(amount-of-substance~)单位体积的溶液中所含溶质基本单元B的物质的量单位：mol·L-1(2)质量摩尔浓度(molalit

2、y)单位质量的溶剂中所含溶质基本单元B的物质的量单位：mol·kg-1(3)摩尔分数(molefraction)组分B的物质的量占溶液的物质的量的分数二、有关浓度的计算例：在298.15K时，质量分数w(H2SO4)=9.47%的硫酸溶液，其密度=1.0603103kgm-3，在该温度下，纯水的密度=997.1kgm-3。试求：(1)硫酸的质量摩尔浓度；(2)硫酸的物质的量的浓度；(3)硫酸的摩尔分数。1.067mol/kg1.025mol/L0.01885用以直接配制标准溶液或标定溶液的物质对基准物的要求纯度高(99.9%以上)组成(包括结晶水)

3、与化学式相符性质稳定不分解，不吸潮，不吸收CO2不被空气氧化，不失结晶水三、标准溶液及其配制1.基准物质(normsubstance)最好有较大的摩尔质量，以减小称量的相对误差常用的基准物直接法2.标准溶液的配制准确称取一定量基准物，溶解后转移至容量瓶中配制成一定体积的溶液间接(标定)法先粗配成近似所需浓度的溶液，再用已配溶液滴定基准物溶液来确定其准确浓度NaOHKMnO4+H2C2O4·2H2O标定标准溶液：已知的准确浓度的溶液4.1酸碱理论(TheoryofAcidandBase)4.1.1酸碱电离(ionization)理论4.1.2酸碱质子(pro

4、ton)理论4.1.3酸碱电子(electron)理论4.1.1酸碱电离(ionization)理论1884年，Arrhenius提出：酸(acid)：在水溶液中电离时所生成的阳离子全部是H+的化合物碱(base)：在水溶液中电离时所生成的阴离子全部是OH–的化合物酸碱反应的实质：H＋+OH–=H2O酸碱电离理论的局限性：并不是只有含OH–的物质才具有碱性如：Na2CO3、NaAc、NH3…将酸碱概念局限于水溶液中，对于非水溶液的酸碱性则无能为力如：NH3+HCl=NH4Cl4.1.2酸碱质子(proton)理论1923年，丹麦化学家Brnsted英国化学

5、家Lowry提出也称Brnsted—Lowry质子理论碱：凡能接受H+的分子或离子(protonacceptor)如：Cl–、HSO4–、SO42–、NO3–、H2PO4–、HPO42–、PO43–、NH3、NH2–、HCO3–、CO32–、HS–、S2–、OH–如：HCl、H2SO4、HSO4–、HNO3、H3PO4、H2PO4–、HPO42–、NH4+、NH3、H2CO3、HCO3–、H2S、HS–、H2O酸：凡能释放出H+的(含氢原子的)分子或离子(protondonor)1.酸、碱的定义2.酸、碱之间的共轭关系(酸碱半反应)酸H++碱因一个质子的得

6、失而相互转变的一对酸碱共轭酸碱对：共轭酸(碱)conjugateacid(base)(1)酸碱可以是中性分子、阴离子、阳离子如Ac－是离子碱，NH4+是离子酸(2)既能给出质子显酸性又能接受质子显碱性的物质称为两性物质(ampholyte)如：HSO4–、H2PO4–、HPO42–、NH3、HCO3–、HS–(3)质子理论中无盐的概念，电离理论中的盐在质子理论中都是离子酸或离子碱如NH4Cl中的NH4+是离子酸，Cl－是离子碱3.酸、碱反应的实质两个共轭酸碱对之间的质子传递H+H+(1)酸、碱的电离H+H+H+(2)酸、碱的中和H+H+H+(3)盐的水解H+

7、H+H+判断反应的方向：可用酸碱的相对强弱来判断反应的方向反应总是从较强酸、较强碱向较弱酸、较弱碱方向进行H+H+4.酸、碱的相对强弱决定于酸碱本身释放和接受质子的能力决定于溶剂释放和接受质子的能力电离平衡常数(K)：(ionizationequilibriumconstant)弱酸：表示酸碱传递质子能力的强弱K越大，表明酸碱越强弱碱：水：(1)水的解离平衡和溶液的pH标度水的离子积常数t/C025100Kw1.15×10－151.0×10－145.43×10－1325C时，纯水中[H+]=[OH–]=1.0×10-7mol·L-1pH=-lg[H

8、+]pOH=-lg[OH-]酸性溶液：[H+]>[O