《无机化学酸碱平衡》PPT课件

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1、第六章酸碱平衡6.1酸碱质子理论6.2酸碱平衡的移动6.3酸碱平衡中有关浓度的计算6.4缓冲溶液6.1酸碱质子理论复习酸碱电离理论：酸、碱的定义？6.1.1酸碱质子理论：定义：凡是给出质子（H+）的物质是酸，凡是接受质子的物质是碱。酸=H++碱HCl=H++Cl–HAc=H++Ac–H2CO3=H++HCO3-HCO3-=H++CO32-H2O=H++OH–H3O+=H++H2ONH4+=H++NH3酸、碱并非孤立，酸是碱和质子的结合体，这种关系称为酸碱的共轭关系。右边的碱是左边酸的共轭碱；左边的酸是右边碱的共轭酸。酸、碱两者互为存在的

2、条件，彼此通过H+（质子）联系在一起，我们把它们称为共轭酸碱对。给出H+能力强的叫强酸；接受H+能力强的叫强碱。酸越强，其共轭碱越弱；反之，酸越弱，其共轭碱越强。在不同介质中酸碱的强度也不同。像H2O、HCO3-、HSO3-、H2PO4-等既能给出质子，又能接受质子的物质就是两性物质。由此看出：在质子理论中没有盐的概念。6.1.2酸碱反应:一切包含有质子传递过程的反应酸1+碱2=酸2+碱1中和反应：HCl+NaOH=H2O+NaClHNO3+NH3=NH4++NO3-离解反应：HCl+H2O=H3O++Cl-HAc+H2O=H3O++A

3、c–水解反应：NH4++2H2O=H3O++NH3·H2OAc-+H2O=HAc+OH–复分解反应：HF+Ac-=HAc+F–上述反应都可以看作为酸碱反应。6.1.3水的离解平衡(水的质子自递反应)[H2O]r视为常数，归入常数项，得到：H2O+H2O=H3O++OH-H2O=H++OH-称为水的离子积常数，随温度的变化而变化。298.15K时，纯水中：[H+]=[OH-]=1.0×10-7mol·L-1温度愈高，愈大。在任何水溶液中也有这种关系：称为弱酸的离解平衡常数。越大，酸性越强。6.1.4酸碱的强弱HAc+H2O=H3O++Ac

4、–Ac-+H2O=HAc+OH–称为弱碱的离解平衡常数。越大，碱性越强。Ac-+H2O=HAc+OH-∴①可以从酸、碱的和计算其共轭碱、酸的和；②酸愈强，即愈大，其共轭碱愈弱，愈小。反之亦然。6.1.5共轭酸碱对中与的关系一元酸（碱）HAc=H++Ac-对于共轭酸碱对，酸强则碱弱，酸弱则碱强。例：NH3~NH4+NH3+H2O=NH4++OH-已知NH3的为1.78×10-5，则NH4+的为：二元酸（碱）H2A=H++HA-HA-+H2O=H2A+OH-对于HA-—A2-，也可推出：例：计算Na2CO3的和。解：Na2CO3为二元碱，其

5、共轭酸碱对分别为CO32-～HCO3-HCO3-～H2CO3共轭碱共轭酸共轭碱共轭酸查表知H2CO3:=4.3×10-7，=5.6×10-11。三元酸（碱）H3AH2A-HA2-A3-例：计算Na3PO4的、、。解：=/=10-14/(2.2×10-13)=4.5×10-2=/=10-14/(6.23×10-8)=1.6×10-7=/=10-14/(7.52×10-3)=1.3×10-11同理可推导出：×=×=×==6.2酸碱平衡的移动6.2.1稀释定律HA=H++A-初：cr00平：cr–crαcrαcrα当α很小时，1－α≈1=cr

6、α2上式同样适用于弱碱的离解，只需将变为此式为稀释定律的数学表达式。（1）离解度与弱电解质的本性有关。（2）离解度与浓度的平方根成反比。（3）离解度与温度有关。1、同离子效应：在弱电解质中加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，使得弱电解质的离解度降低，这一现象称为同离子效应。6.2.2同离子效应和盐效应例：HAc+NaAc,HAc的离解度降低。NH3·H2O+NH4Cl，NH3·H2O的离解度降低。HAc+HCl，HAc的离解度降低。例：在1升0.1mol∙L-1HAc溶液中加入0.1molNaAc晶体（体积不变），计算溶液中氢离子浓度

7、及离解度。解：HAc=H++Ac-初：0.100.1平：0.1-xx0.1+xx(0.1+x)=—————=1.76×10-50.1－x0.1+x≈0.10.1－x≈0.1pH=4.75a=1.76×10-5/0.1=0.0176%x=1.76×10-5(mol·L-1)未加NaAc时，(1.76×10-5)/(1.33×10-3)=1/752、盐效应在弱电解质溶液中加入与弱电解质不相同的盐类，使弱电解质的离解度稍稍增大，这种作用称为盐效应。例：HAc+NaClHAc的离解度稍增大。HAc+NaAc既有同离子效应也有盐效应。只不过同离子

8、效应比盐效应大得多。6.3酸碱平衡中有关浓度的计算6.3.1水溶液的pHH2O=H++OH-室温下纯水中：[H+]=[OH-]=1.0×10-7mol∙L-1pH=-lg[H+]=7加酸后，[H+]>10-