珍贵无机化学课件第6章酸碱平衡

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1、本章学习要求：了解酸碱质子理论的概念掌握弱酸、弱碱解离平衡的概念掌握酸碱平衡常数、平衡浓度的计算方法掌握盐溶液的解离和水解平衡的意义和计算方法掌握缓冲溶液的实质及缓冲溶液的计算和配制方法掌握配合物的组成和命名方法6－1酸碱质子理论反应物－产物酸碱质子理论：凡是能释放出质子的任何含氢原子的分子或离子的物种都是酸；任何能与质子结合的分子或离子的物种都是碱。——Bronsted－Lowry酸碱理论酸碱质子理论认为：酸碱解离反应是质子转移反应共轭酸碱对举例1）水溶液中酸碱的电离举例2）盐类水解反应举例3）酸碱中和反应6－2水的解离平衡和pH值一、水的解离平衡KW0=C(H+)×C(OH-)水的

2、离子积常数298K(25℃)时，KW0=1.0×10-14随温度的升高而增大（水解离为吸热反应）二、溶液的pH值KW0=C(H+)×C(OH－)－lgKW0=－lgC(H+)－lgC(OH－)pKW0=pH+pOH=14.00已知C(H+)或C(OH－)可得溶液的pH取负对数三、弱酸、弱碱的解离平衡只能给出一个质子的酸——一元弱酸；能给出多个质子的酸——多元弱酸；只能接受一个质子的碱——一元弱碱；能接受多个质子的碱——多元弱碱。1）一元弱酸的解离平衡解离度α＝C(HA)/C0(HA)推导一元弱酸的解离平衡常数与解离度之间的关系解：设解离度为α，HA的初始浓度为C，则当K<10-4时，表

3、示解离程度较小，1－α≈12）多元弱酸的解离平衡二个表达式中的H+、HS－的浓度是一致的。由于K1比K2大得多，所以第一步电离的H+比第二步要大得多，并抑制第二步电离，所以，H+可以按第一步计算。（1）计算0.1mol.L-1的H2S中的H+浓度。解：设达到平衡时H+浓度为x由于K1》K2，由于K1较小，0.1-x≈0.1（2）计算0.1mol.L-1的H2S中的S2-浓度（3）如果0.1mol.L-1的H2S中的饱和溶液中H＋浓度为0.3mol.L-1，求S2-浓度解：四、盐溶液的酸碱平衡1）强酸弱碱盐（离子酸）例如NH4Cl例：计算0.1mol.L-1的NH4Cl的pH值和NH4＋

4、的解离度解：查表得：2)弱酸强碱盐（离子碱）如乙酸钠、碳酸钠、亚硫酸钠在水中呈碱性如：又如：注意共轭酸碱对应的平衡常数例如：计算25℃时，0.1mol.L-1的Na2CO3的pH值解：他的解离常数是：就可计算出OH-的浓度，从而得到pH值3)酸式盐如碳酸氢钠，磷酸二氢钠，磷酸氢二钠，邻苯二甲酸氢钾4)弱酸弱碱盐pH≈7：强酸强碱盐，如NaCl,KNO3,BaI2弱酸弱碱盐Ka=KbNH4AcpH<7：强酸弱碱盐，NH4Cl,AlCl3,Fe(NO3)3酸式盐，NaH2PO4弱酸弱碱盐，Ka>Kb,NH4FpH>7：弱酸强碱盐,NaAc,Na2CO3酸式盐,Na2HPO4,NaHCO3弱

5、酸弱碱盐,(NH4)2CO3,NH4CN(水解的相互促进)盐类酸碱性总结：作业：P150（5、7、9、12）6-3缓冲溶液(BufferSolution)在弱酸或弱碱溶液中，加入与这种酸或碱含有相同离子的强电解质，使弱酸或弱碱的解离度下降，这种作用称为同离子效应。【例】计算0.1mol.L-1的HAc的解离度解：设达到平衡时HAc解离得到的Ac-和H+的浓度为xmol.L-1一、同离子效应【又例】如果加入NaAc使其浓度为0.1mol.L-1，计算HAc的解离度。解：设HAc产生的Ac-浓度为x,由于NaAc在水溶液中全部离解，因而Ac-的浓度为0.1+x缓冲溶液：由弱酸和弱酸盐，或弱

6、碱和弱碱盐构成的溶液体系的pH值，并不因外加的少量的酸、碱而产生显著的变化，这类溶液称为—缓冲溶液。弱酸共轭碱pHHAcNaAc3.5-5.7NaH2PO4Na2HPO46.2-8.2NH4ClNH38.3-10.3Na2HPO4Na3PO411.3-13.3HCl柠檬酸钠1.04-4.96硼酸硼砂6.77-9.42二、缓冲溶液缓冲能力分析：（1）假定缓冲溶液组成的浓度相同，总浓度为2mol.L-1在C酸：C盐＝1：1时C(H+)=C酸/C盐×KHAc＝1/1×KHAc=KHAc如果外加酸使每升产生0.001摩尔的H+C(H+)=C酸/C盐×KHAc＝(1+0.01)/(1-0.01)

7、×KHAc=1.02KHAc氢离子浓度提高了2％。如何得来？由弱酸强碱盐的计算式得到（2）如果C酸：C盐＝1：99时（大浓度比差异）C(H+)=C酸/C盐×KHAc＝0.02/1.98×KHAc=0.0101KHAc在同样的变化情况下，溶液中C(H+)=C酸/C盐×KHAc＝(0.02+0.01)/(1.98-0.01)×KHAc=0.0152KHAc氢离子浓度提高了50％。（3）假定C酸：C盐＝1：1时，总浓度为0.2mol.L-1（低浓度）