无机化学~第七章酸碱平衡.ppt

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1、第七章酸碱平衡与酸碱滴定法本章重点：（1）酸碱平衡理论（2）各类酸碱溶液的pH值计算方法（3）各类酸碱滴定曲线和指示剂的选择(4）酸碱滴定法的应用第一节酸碱质子理论酸碱理论包括：电离理论电子理论质子理论酸——电离产生的阳离子全部为H+的物质碱——电离产生的阴离子全部为OH-的物质酸——凡能接受电子的物质碱——凡能给出电子的物质酸——凡能给出质子的物质碱——凡能接受质子的物质一、质子酸碱的概念酸——凡能给出质子的物质都是酸。如：HAcNH4+H2CO3HCO3-H2O碱——凡能接受质子的物质都是碱。如：Ac-NH3HCO3-CO32-OH-继续既能给出质子又能接受质子的物质称为两性物质

2、。二、共轭酸碱对和酸碱半反应共轭酸=共轭碱＋H+酸碱半反应：酸给出质子或碱接受质子的反应。三、酸碱反应的实质醋酸在水中的离解：半反应1HAc（酸1）Ac-（碱1）+H+半反应2H++H2O（碱2）H3O+（酸2）HAc（酸1）+H2O（碱2）H3O+（酸2）+Ac-（碱1）氨在水中的离解：半反应1NH3（碱1）+H+NH4+（酸1）半反应2H2O（酸2）OH-（碱2）+H+NH3（碱1）+H2O（酸2）OH-（碱2）+NH4+（酸1）共轭酸碱对共轭酸碱对续NH4Cl的水解(相当于NH4+弱酸的离解)NaAc的水解（相当于Ac－弱碱的离解）NH4++H2OH3O++NH3Ac-+H2O

3、OH-+HAc共轭酸碱对共轭酸碱对HAc+NH3NH4++Ac-醋酸与氨在水溶液中的中和反应共轭酸碱对续说明：酸碱半反应不可能单独发生酸碱反应的实质是两个共轭酸碱对之间的质子转移酸碱反应方向：较强的酸＋较强的碱=较弱的酸＋较弱的碱四、水溶液中的酸碱平衡1、水的质子自递反应H2O（酸1）+H2O（碱2）=H3O+（酸2）+OH-（碱1）简写为：H2O=H++OH-（H3O+简为H+）达平衡时：称之为水的质子自递常数，也叫水的离子积。25OC时等于1.0×10-142.酸、碱的离解及酸、碱的强度（1）一元弱酸（碱）eg：醋酸：HAc+H2O=AC-+H3O+简写为：HAc=H++Ac-（

4、250C）（酸常数）醋酸钠：Ac-+H2O=HAc+OH-（250C）（碱常数）Ka0•kb0=c（H+）/c0·c（OH-）/c0=1.0×10－14（共轭酸碱对）（2）二元弱酸（碱）eg：H2CO3分步离解H2CO3的离解：H2CO3+H2O=HCO3-+H3O+HCO3-+H2O=CO32-+H3O+简写为：H2CO3=HCO3-+H+Ka1θHCO3-=CO32-+H+Ka2θCO32-的离解：CO32-+H2O=HCO3-+OH-Kb1θHCO3-+H2O=H2CO3OH-Kb2θ同样，有Ka1θ·Kb2θ=KωθKa2θ·Kb1θ=Kωθ（共轭酸碱对）（3）三元弱酸（碱）

5、eg：H3PO4分步离解Na3PO4分步离解PO43-+H2O=HPO42-+OH-Kb1θHPO42-+H2O=H2PO4-+OH-Kb2θH2PO4-+H2O=H3PO4+OH-Kb3θH3PO4=H2PO4-+H+Ka1θH2PO4-=HPO42-+H+Ka2θHPO42-=PO43-+H+Ka3θ共轭酸碱对:H3PO4---H2PO4-Ka1θ·Kb3θ=KωθH2PO4----HPO42-Ka2θ·Kb2θ=KωθHPO42----PO43-Ka3θ·Kb1θ=Kωθ讨论：Ka0越大，酸给质子能力越强，酸性越强；kb0越大，碱得质子能力越强，碱性越强。共轭酸碱对HA和A-有

6、如下关系Kaθ·Kbθ=Kωθ另外，多元酸、碱在水中逐级离解，强度递减。Ka1θ>Ka2θ>Ka3θKb1θ>Kb2θ>Kb3θ练习例：计算HS-的pKb2θ值pKb2θ=pKωθ－pKa1θ=14.00－7.02=6.98解：HS-+H20H2S+OH-第二节影响酸碱平衡的因素一、稀释作用离解常数与离解度：离解常数是平衡常数的一种形式，与浓度无关；离解度是转化率的一种形式，与浓度有关。导出α与Kαθ的关系：HA=H++A-起始浓度：c00平衡浓度：(c－cα)cαcα==(C/C0)α2/1-α当电离度很小（α＜5%）时，1~α≈1有：Ka0≈(c/c0)α2或α≈[Ka0/(c/

7、c0)]1/2(稀释定律)可见，溶液浓度越小，电离度越大。二、同离子效应与盐效应同离子效应：在弱电解质溶液中，加入与该弱电解质具有相同离子的强电解质时，弱电解质的离解度会降低，这种作用称为同离子效应。盐效应：在弱电解质溶液中，加入与该弱电解质不具有相同离子的强电解质时，弱电解质的离解度会增大，这种作用称为盐效应。1.分析浓度和平衡浓度：分析浓度：指溶液中所含的某酸（碱）总的物质的量浓度。平衡浓度：指平衡状态时，溶液中某一型体的浓度。体系达平衡后，某酸（碱）