酸碱平衡课件.ppt

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1、第6章酸碱平衡学习内容：6.1电解质溶液理论简介（不作要求）6.2酸和碱的概念6.3水溶液中酸碱平衡的计算6.4酸碱平衡的移动6.5缓冲溶液6.6弱酸溶液中各物种的分布（不作要求）第6章酸碱平衡基本要求：1、掌握酸碱质子理论及共轭酸碱对的Ka与Kb的关系。2、掌握酸碱平衡及酸碱平衡的计算。3、掌握稀释定律、同离子效应和盐效应。4、掌握缓冲溶液的组成、缓冲作用原理及缓冲溶液的有关计算。6.1电解质溶液理论简介（不作要求）6.1.1电解质溶液6.1.2离子氛6.1.3活度和离子强度6.1.1电解质溶液电解质——在水溶液或熔融状态下能导电的物质非电

2、解质——在水溶液或熔融状态下不能导电的物质强电解质——在水溶液中离解度=100%的物质弱电解质——在水溶液中离解度＜100%的物质强电解质的实测离解度表6-1某些强电解质的实测离解度（浓度为0.1molL-1）表6-2KCl在不同浓度下的实测离解度电解质HClHNO3H2SO4KOHNaOHKClNH4ClCuSO4离解度/%9292588984868840c/molL-10.20.10.020.010.0010.0001离解度/%8386929498996.1.2离子氛1923年荷兰物理学家德拜(Debye)和德国物理学家休克尔(H

3、ückel)提出了离子互吸理论——形成离子氛Na+Na+Na+Na+Na+Cl-Cl-Cl-Cl-Cl-Cl-Cl-Na+Na+Na+Cl-Cl-Cl-Cl-Cl-Cl-Cl-Cl-Cl-Cl-Na+Na+离子氛对实测离解度的影响当电解质溶液通电时，带正电的离子向负极移动，但它的“离子氛”却要向正极移动，从而导致了离子的移动速度比自由离子慢，使溶液的导电性比理论值低，表现为离解度降低。称为表观离解度。离子价数越高，溶液浓度越大，表观离解度越小。6.1.3活度和离子强度活度α——离子的有效浓度，也称为表观浓度。活度与浓度的关系：平均活度系数：离子强

4、度：对稀溶液，可不考虑活度系数而直接用浓度进行计算。6.2酸和碱的概念6.2.1酸和碱的定义（酸碱质子理论）6.2.2水的质子自递常数6.2.3弱酸弱碱的离解平衡和离解常数6.2.4共轭酸碱对的Ka与Kb的关系6.2.1酸和碱的定义什么是酸？什么是碱？不同的酸碱理论是如何定义酸碱的？什么是酸碱反应？酸碱反应的实质是什么？阿累尼乌斯的酸碱电离理论（不作要求）1887年瑞典的阿累尼乌斯(Arrhenius)提出：酸——溶于水时能电离出H+的物质碱——溶于水时能电离出OH-的物质酸碱反应：酸+碱=盐+水优点：酸碱的概念明确，关系清楚。局限性：（1）

5、只适用于水溶液，不适用于非水溶液。（2）不能解释NH3、NH4Cl、NaAc等的酸碱性。布朗斯特的酸碱质子理论1923年丹麦的布朗斯特(Bronsted)和英国的劳里(Lowry)提出：酸——能给出质子(H+)的物质碱——能接受质子(H+)的物质两性物质——既能给出质子又能接受质子的物质非酸非碱物质——既不能给出质子又不能接受质子的物质酸碱反应：质子的传递优点：（1）适用于水溶液和非水溶液。（2）酸碱的范围较宽。（3）没有了盐的概念。局限性：不能解释不含氢的化合物，如BF3的酸性、CO的碱性。一些酸碱反应离解反应：HAc+H2O==H3O++Ac

6、NH3+H2O==NH4++OH水解反应：Ac+H2O==HAc+OHNH4++H2O==NH3+H3O+中和反应：HAc+NH3==Ac-+NH4+H3O++OH==H2O+H2O质子自递反应：H2O+H2O==H3O++OH-HCO3-+HCO3-==H2CO3+CO32-酸碱反应自发进行的方向：强酸1+强碱2→弱碱1+弱酸2路易斯的酸碱电子理论（不作要求）1923年美国的路易斯(Lewis)提出：酸——能接受电子对的物质(有价层空轨道)碱——能给出电子对的物质(有价层孤对电子)酸碱反应：通过配位键形成酸碱配合物BF3+NH3==F

7、3BNH3Ni+4CO==Ni(CO)4优点：酸碱范围极其广泛，适用于各种溶剂以至无溶剂的体系，也不受某种离子或质子的限制。缺点：对酸碱的认识过于笼统，因而不易掌握酸碱的特性，也不易确定酸碱的相对强度。6.2.2水的质子自递常数水是两性物质，在水分子之间存在质子自递反应：H2O+H2O==H3O++OH-平衡时：Kw——水的质子自递常数(离子积)，与温度有关，温度越高，Kw越大。p138，表6-3，不同温度下水的离子积298K时，Kw=1.010-14，一般在室温下取1.010-14。水溶液酸碱性的判断根据：Kw=c(H+)c(OH

8、-)=1.010-14取负对数得：pKw=pH+pOH=14纯水或中性溶液中：c(H+)=c(OH-)=10-7，pH=7酸性溶液中