《全日制高校普通化学》之《酸碱平衡3、4》.ppt

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1、3.2一元弱酸（碱）中H+或OH-浓度的计算:1.一元弱酸水溶液的PH值计算：HAc+H2OAc-+H3O+（HAc）＝H2O+H2OH3O++OH－Ｋｗ＝［H3O+］∙［OH-］由溶液中的电荷守恒：则，［H3O+］＝[Ac-]+［OH-］变形，［H3O+］＝Ka[HAc]+Kw2当Ka[HAc]≥20Kw时,或Kw/Ka[HAc]≤5%时，［H3O+］＝上式：［H3O+］＝因为C/Ka≥400（即α≤5%）时，1-α≈1,即[HAc]≈C(HAc)/c2.一元弱碱水溶液的PH值计算：例如：NH3+H2ONH4++OH-同理可得：［OＨ-］＝

2、３．多元弱酸、弱碱的PH值计算：多元弱酸在水中的离解是分步进行:（1）H2CO3H++HCO3－=4.30×10-7（2）HCO3－H++CO32－=5.6×10-11H+主要来源于一级,作为一元弱酸处理：如果Ka1>>Ka2>>Ka3时，当≥400时，则可用最简式计算，即[H+]=在二元弱酸H2A溶液中，[A2-]≈Ka2，H+浓度不等于A2-浓度的两倍。§6—4酸碱平衡的移动4.1同离子效应HAc+H2OAc-+H3O+NaAcNa+＋Ac-（HAc）＝则Ac-↑，则平衡向左移动，HAc↑、H3O+↓，溶液的PH值增大。在弱电解质溶液中加

3、入与弱电解质具有相同离子的强电解质时，使弱电解质的离解度降低的现象称为同离子效应。4.2、盐效应HAc+H2OAc-+H3O+NaClNa+＋Cl-Na+和Cl-的加入，H+和Ac-可被更多的异号离子所包围，降低了H+和Ac-的有效浓度。HAc+H2OAc-+H3O+在弱电解质溶液中，加入不含有与弱电解质相同离子的强电解质，而是弱电解质的离解度略有增大的现象，成为盐效应。同离子效应与盐效应同时存在时，只考虑同离子效应，忽略盐效应。§6-5酸碱缓冲溶液5.1缓冲作用和缓冲溶液1.缓冲溶液的组成及作用原理定义：能够抵抗外加少量强酸、强碱和水的稀释

4、作用，而保持自身pH值基本不变的作用叫缓冲作用。具有缓冲作用的溶液叫做缓冲溶液。基本术语：弱酸及其共轭碱（如HAc-Ac－，HCO等）—CO或弱碱及其共轭酸（如NH3-NH等）组成的溶液，都是缓冲溶液。构成缓冲溶液的共轭酸碱对称为缓冲对。缓冲对中的共轭酸可抵抗强碱性物质，叫抗碱成分，而共轭碱可抵抗强酸性物质，叫抗酸成分。组成特点：在HAc-NaAc缓冲溶液中存在着下列反应：HAcH++Ac-NaAcNa++Ac-溶液中由于NaAc完全离解而产生的Ac－（共轭碱)浓度较大;由于同离子效应使HAc的离解度降低，因而，未离解的HAc（共轭酸）分子浓

5、度也较大。缓冲原因：①加入少量H+，过多的Ac-会与H+生成HAc,加入的H+与反应的H+相互抵消。PH值基本不变。②加入少量的OH-时，由于H+和OH－生成H2O，使HAc的离解平衡右移产生新的H+，以补偿与OH－作用消耗掉的H+，所以溶液中的H+也未发生明显的变化，溶液的pH值也基本保持不变。③加水稀释时，一方面降低了溶液中H+浓度，但另一方面由于离解度的增大和同离子效应的减弱，又可使H+浓度有所升高，所以仍可保持pH值基本不变。2.缓冲溶液pH值的计算（1）弱酸及其共轭碱类型的缓冲溶液pH值例如：ＨＡＨ＋＋Ａ－设HA的浓度为Ca,A-的

6、浓度为Cb平衡浓度：Ca—xxCb+x因为同离子效应：Ca-x≈x，Cb+x≈Cb［Ｈ＋］＝ＫapH=p–lg（2）弱碱及其共轭酸组成的缓冲溶液的pH值pOH=p–lg3．缓冲容量和缓冲范围定义：使一定量缓冲溶液pH值改变1个单位所需要加入酸或碱的量称为缓冲容量。用缓冲容量来衡量缓冲溶液的缓冲能力。缓冲容量愈大，缓冲能力愈强；缓冲容量愈小，缓冲能力愈弱。缓冲能力的相关因素：①缓冲溶液缓冲能力的大小首先取决于缓冲对的浓度。②缓冲能力的大小在浓度一定时，还与缓冲比（即才Ca/Cs或Cb/Cs）有关，当缓冲比等于1时，加酸或加碱后其比值的改变最小，

7、缓冲能力最强，缓冲容量最大。缓冲范围：pH（或pOH）单位时，它就几乎失去了缓冲能力。所以，浓度比大多选在10׃1到1׃10之间。这种缓冲作用的有效pH值范围称为缓冲范围。缓冲溶液的pH值与p值（或pOH与p值）相差超过一个对弱酸及其共轭碱组成的缓冲对：Ca/Cs=1׃10时，pH=pKaΘ+1Ca/Cs=10׃1时，pH=pKaΘ–1同理：对弱碱及其共轭酸组成的缓冲对：pＯH=pKbΘ14.缓冲溶液的配制选择缓冲对的原则是:①pH值与缓冲对中的p（或pOH值与缓冲对中的p）愈接近愈好。如欲配pH值为5左右的缓冲溶液可选择HAc-NaAc缓冲

8、对，因其p=4.75。②其次是用缓冲溶液的pH值计算公式，确定缓冲对的浓度比。