第六章酸碱平衡精选文档.ppt

《第六章酸碱平衡精选文档.ppt》由会员分享，可在线阅读，更多相关《第六章酸碱平衡精选文档.ppt（63页珍藏版）》请在淘文阁 - 分享文档赚钱的网站上搜索。

1、第六章酸碱平衡本讲稿第一页，共六十三页 6.1 酸碱质子理论概述酸碱质子理论概述 6.1.3 酸的相对强度和酸的相对强度和 碱的相对强度碱的相对强度 6.1.2 酸碱质子理论的基本概念酸碱质子理论的基本概念*6.1.1 历史回顾历史回顾本讲稿第二页，共六十三页酸：酸：凡是能释放出质子（凡是能释放出质子（H H+）的任何含氢原子的分子或）的任何含氢原子的分子或离子的物种。（质子的给予体离子的物种。（质子的给予体受体）受体）碱：碱：凡是能与质子（凡是能与质子（H H+）结合的分子或离子的物种。）结合的分子或离子的物种。（质子的接受体（质子的接受体给体）给体）6.1.2 酸碱质子理论的基本概念酸碱质

2、子理论的基本概念传统概念传统概念:电离时产生的阳离子全部是电离时产生的阳离子全部是 H H+离子的化合离子的化合物叫酸；电离时生成的阴离子全部是物叫酸；电离时生成的阴离子全部是OHOH-离子的化合离子的化合物叫碱物叫碱.本讲稿第三页，共六十三页酸 H+碱-+AcHHAc -+-+2442HPOHPOH-+-+3424POHHPO+34NHHNH+2333NHCHHNHCH+252362O)Fe(OH)(HHO)Fe(H+422252O)(HFe(OH)HO)Fe(OH)(H本讲稿第四页，共六十三页例：HAc的共轭碱是Ac，Ac的共轭酸HAc，HAc和Ac为一对共轭酸碱。两性物质：既能给出质子，

3、又能接受质子的物质。酸 H+碱酸和碱酸和碱不是孤立的,而是通过质子的传递而表现出是通过质子的传递而表现出来的来的对应关系称为共轭关系共轭关系。本讲稿第五页，共六十三页 酸碱解离反应是质子转移反应，如HF在水溶液中的解离反应是由给出质子的半反应和接受质子的半反应组成的。水是两性物质，它的自身解离反应也是质子转移反应。碱(2)HF(aq)H+F(aq)H+H2O(l)H3O+(aq)HF(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+F(aq)H2O(l)+H2O(l)H3O+(aq)+OH(aq)H+酸(1)酸(2)碱(1)本讲稿第六页，共六十三页 盐类水解反应也是离子酸碱的质子转移反应。例如NaAc水

4、解：酸(1)碱(2)酸(2)碱(1)H+NH4Cl水解：酸(1)碱(2)酸(2)碱(1)H+Ac+H2O OH+HAc +H2O H3O+NH3 在质子论中，酸或碱可以是中性分子，也可以是阴阳离子。质子论中没有盐的概念。本讲稿第七页，共六十三页 非水溶液中的酸碱反应，也是离子酸碱的质子转移反应。例如气相反应：H+液氨中的酸碱中和反应：H+本讲稿第八页，共六十三页1、根据酸碱质子理论,写出下列分子或离子的共轭酸的化学式:SO42-、S2-、H2PO4-、HSO4-、NH3 2、写出下列各分子或离子的共轭碱的化学式：NH4+、H2S、H2SO4、H2PO4-、HSO4-HSO4-、HS-、H3PO

5、4、H2SO4、NH4+NH3、HS-、HSO4-、HPO42-、SO42-本讲稿第九页，共六十三页1-3 酸碱的电子理论酸碱电子论凡是可以接受电子对的物质称为酸，凡是可以给出凡是可以接受电子对的物质称为酸，凡是可以给出电子对的物质称为碱电子对的物质称为碱路易斯1923年提出酸碱电子论酸碱反应本质酸碱反应的实质是酸碱物质通过配位键生成酸酸碱反应的实质是酸碱物质通过配位键生成酸碱配合物。碱配合物。酸酸 +碱碱 酸碱配合物酸碱配合物H+:OH-H:OHHCl +:NH3 NH4+Cl-BF3 +:F-BF4-Cu2+4:NH3 Cu(NH3)42+这种酸碱论包括了除氧化还原反应以外的所有反应。本讲

6、稿第十页，共六十三页三、酸碱电子论的优缺点 优点：电子论摆脱了体系必须具有某种离子或元素，也不受溶剂的限制，而立论于是物质的普遍组分，以电子对的给出和接受来说明酸碱的反应，故它更能体现物质的本质属性，较前面几个酸碱理论更为全面和广泛。缺点：由于范围的扩大，认识过于笼统，区分不出各种反应类型的特点，特别是不易确定酸碱的相对强度。虽然后人又提出了软硬酸碱理论，但也只能定性比较酸碱的强弱。因此酸碱论的应用也受到了限制。本讲稿第十一页，共六十三页HCNHAc 酸和碱的强度是指酸给出质子的能力和碱接受质子的能力的强弱。6.1.3 酸的相对强度和碱的相对强度酸的相对强度和碱的相对强度1.810-55.81

7、0-10 HAc H+Ac-K=1.810-5 HCN H+CN-K=5.810-10 本讲稿第十二页，共六十三页 酸越强，其共轭碱即相应阴离子与质子结合的能力就越弱；反之,碱越强，其共轭酸就越弱。HAc H+Ac-K=1.810-5 H2SO4 2H+SO42-K=1.110-1 本讲稿第十三页，共六十三页 6.2 水的解离平衡和水的解离平衡和pH6.2.2 6.2.2 溶液的溶液的pH6.2.1 6.2.1 水的解离平衡水的解离平衡本讲稿第十四页，共六十三页6.2.1 水的解离平衡水的解离平衡 H2O(l)+H2O(l)H3O+(aq)+OH(aq)或 H2O(l)H+(aq)+OH(aq

8、)水的离子积常数，简称水的离子积。25纯水：c(H+)=c(OH)=1.010-7molL-1=1.010-14)OH()OH(3-+=cc或)OH()OH(3-+=cccc本讲稿第十五页，共六十三页)(OHlgpOH-=-令OHlgpH 3-=+6.2.2 溶液的溶液的pH值值101.0)(OH)O(H143=-+根据cc14lg)OH(lg)H(lg =-=-+即cc14ppOHpH=+本讲稿第十六页，共六十三页当:H+OH-KW 1.010-7molL-1称中性溶液当:H+OH-or H+1.010-7 molL-1称酸性溶液当:H+OH-or H+1.010-7 molL-1称碱性溶液

9、因此，可以用可以用 H H+的浓度表示溶液的酸碱性的浓度表示溶液的酸碱性。u酸度水溶液中H+的浓度称为溶液的酸度。当H+的浓度较小时,通常用pH表示溶液的酸度。pH=-logH+水溶液中氢离子浓度的负对数叫做pH值类似地:pOH-logOH-pKw-log Kw当H+m10-n 时：pHn-log m本讲稿第十七页，共六十三页2.pH 和和 pOH 关系关系 H+OH-=KW=10-14pH+pOH=pKW=14pH=7 则 pOH=7 中性溶液pH 7 酸性溶液,pH越小酸性越强pH 7 则 pOH 7 碱性溶液,pH越大碱性越强课堂练习n pH=3 的HCl溶液和 pH=11 的NaOH溶

10、液等体积混合，所得溶液pH是多少？n pH=5 的HCl溶液和 pH=13 的NaOH溶液等体积混合，再稀5倍体积水，所得溶液pH是多少？（pH=7）（pH=12）本讲稿第十八页，共六十三页 6.3 弱酸、弱碱的解离平衡弱酸、弱碱的解离平衡6.3.3 盐溶液的酸碱平衡盐溶液的酸碱平衡6.3.2 多元弱酸的解离平衡多元弱酸的解离平衡6.3.1 一元弱酸、弱碱的解离平衡一元弱酸、弱碱的解离平衡本讲稿第十九页，共六十三页一元弱酸弱碱的电离一.电离平衡常数弱酸电离常数用Ka表示，弱碱电离常数用Kb表示Ka=H+Ac-HAcKb=NH4+OH-NH3对于共轭酸碱对多重平衡规则u 在共轭酸碱对中，在共轭酸

11、碱对中，K Ka a越大，越大，K Kb b就越小就越小。u K Ka a越大，酸性越强越大，酸性越强,其共扼碱的碱性就越弱其共扼碱的碱性就越弱。HAc H+Ac-NH3+H2O NH4+OH-HA H+A-Ka A-+H2O HA+OH-Kb+:H2O H+OH-KwKaKb本讲稿第二十页，共六十三页弱电解质的解离度又称电离度,用表示 100%已电离的浓度电离前的浓度例298K时，HAc的电离常数为1.7610-5。计算0.10 molL-1 HAc溶液的H+离子浓度和解离度。电离前浓度电离前浓度/molL-1 C0=0.10 0 0平衡时浓度平衡时浓度/molL-1 0.10-x x x解

12、：HAc H+Ac-本讲稿第二十一页，共六十三页例 298K时，HAc的 电 离 常 数 为1.7610-5。计 算 0.10 molL-1 HAc溶液的H+离子浓度和解离度。电离前浓度电离前浓度/molL-1 C0=0.10 0 0平衡时浓度平衡时浓度/molL-1 0.10-x x xKa=H+2HAc X =Ka(0.10 X)因为因为因为因为KKa很小很小,0.10-H+0.10 H+=K K K Ka a a aCCCC0 0 0 0 =1.3310-3 molL-1=100%=100%=1.33%H+CHAc1.3310-30.1解：HAc H+Ac-为简化计算本讲稿第二十二页，共

13、六十三页已知HClO的电离常数Ka=2.95 10-8，试计算0.05 molL-1 HClO溶液中的H+，ClO-和解离度。H+=KaC=2.95 10-8 0.05=3.84 10-5 molL-1 ClO-=H+=3.84 10-5 molL-1=100%=100%=0.768%H+C3.84 10-50.05H+=KaC一元弱酸溶液一元弱酸溶液H H+离子的计算公式离子的计算公式：OH-=KbC一元弱碱溶液一元弱碱溶液OHOH-离子的计算公式：离子的计算公式：解解:HClO H+ClO-要求总结出简化要求总结出简化要求总结出简化要求总结出简化后的计算公式后的计算公式后的计算公式后的计算

14、公式本讲稿第二十三页，共六十三页c c0 0 0.200 0.200 0 0 0 05108.1-=327.11)109.1lg(14pOH14pH-=-=-=3109.1%95.0200.0 OH-=例：已知25时，0.200molL-1氨水的解离度为0.95%，求OH,pH和氨的解离常数。c ceq 0.200(1 0.95%)0.2000.95%0.2000.95%0.200(1 0.95%)0.2000.95%0.2000.95%323343109.1200.0)109.1()NH()OH()NH()NH(-+-=ccc解解:NHNH3 3HH2 2O NHO NH4 4+OH+OH-

15、本讲稿第二十四页，共六十三页多元弱酸的电离多元弱酸的电离(难点难点)溶液的酸度主要来自弱酸的第一步第一步电离H+1=K1C饱和饱和H2S浓度为浓度为0.1molmolL L-1-1=5.710-8 0.1=7.510-5想一想：HS-=？HSHS-HH+重要：重要：重要：重要：SS2-2-KK2 21.2101.210-15-15(molL(molL-1-1)K2=S2-H+S2-HS-溶液中溶液中溶液中溶液中H H H H+的来自第一步电离、第二步电离、水的电离的来自第一步电离、第二步电离、水的电离的来自第一步电离、第二步电离、水的电离的来自第一步电离、第二步电离、水的电离 H H2 2S

16、HS H+HS+HS-K K1 1=5.710=5.710-8-8+：H H2 2S 2HS 2H+S+S2-2-K=KK=KK=KK=K1 1 1 1KKKK2 2 2 2=6.810=6.810=6.810=6.810-23-23-23-23 HS HS-H H+S+S2-2-K K2 2=1.210=1.210-15-15多元弱酸是分多元弱酸是分多元弱酸是分多元弱酸是分步电离的步电离的步电离的步电离的显然，计算HS-时忽略第二步电离是完全可以的！本讲稿第二十五页，共六十三页H H2 2S S溶液中各离子的计算公式溶液中各离子的计算公式H+=K1C=HS-S2-K2一、纯弱酸溶液K K2

17、2=H+S2-HS-（H2S 0.1 molL-1）问题：饱和H2S溶液中S2-的浓度是否是不变的呢？H2S 2H+S2-K=K1K2=6.810-23 H2S H+HS-K1=5.710-8 HS-H+S2-K2=1.210-15问题：怎样才能改变饱和H2S溶液中S2-的浓度？如果往溶液中加入一定量的H+，平衡是否移动？S2-是否变化？这种通过加酸改变这种通过加酸改变SS2-2-方法在生产实践中很重要！方法在生产实践中很重要！本讲稿第二十六页，共六十三页K1K2=H+2S2-H2S此时H2S 仍然饱和，H2S 0.1 molL-1S2-=K1K2 H2SH+2饱和H2S溶液中S2-可以通过调

18、节溶液的酸度来控制。二、加酸后饱和H2S溶液中各离子浓度计算公式 H2S H+HS-K1=5.710-8 HS-H+S2-K2=1.210-15 H2S 2H+S2-K=K1K2=6.810-23加入较多酸时溶液中H+主要来源于添加酸，本身电离出的H+受抑制可忽略。此处H+是溶液中的总H+。本讲稿第二十七页，共六十三页例例.在饱和H2S水溶液中，加酸使H+离子浓度为0.24 molL-1，这时溶液中S2-离子浓度是多少？解：S2-=K1K2 H2SH+26.810-23 0.10.24=1.210-22 molL-1 答:加酸后溶液的S2-1.210-22 molL-1。此时溶液中H2S 仍然

19、饱和，H2S 0.1 molL-1而溶液中总的H+为0.24mol/L，因此：思考题：此时溶液中思考题：此时溶液中HS-如何计算？如何计算？本讲稿第二十八页，共六十三页H2CO3的解离平衡与的解离平衡与H2S类似类似由于K2K1,因此溶液中的H+主要来自于第一步解离，计算H+HCO3-和CO32-时可近似处理！本讲稿第二十九页，共六十三页u 对于二元弱酸，当加入一定量的酸使溶液中H+不很小时，酸根离子由于电离平衡受抑制而减小,计算时H+是总浓度是总浓度。u 多元弱酸的解离是分步进行的，溶液中的 H+主要来自于弱酸的第一步解离，计算 c(H+)或 pH 时可只考虑第一步解离。u 对于二元弱酸，当

20、 时，c(酸根离子)，而与弱酸的初始浓度无关(在无外加酸或碱的条件下)。本讲稿第三十页，共六十三页一、强酸弱碱盐（离子酸）根据多重平衡规则，NH4+的水解平衡常数水解平衡常数水解平衡常数水解平衡常数Ka为：水解平衡及水解平衡常数水解平衡及水解平衡常数NH4+是一弱酸，其Ka=?本讲稿第三十一页，共六十三页本讲稿第三十二页，共六十三页 NaAc,NaCN等一元弱酸强碱盐的水溶液成碱性，因为弱酸阴离子在水中发生水解反应。如在NaAc水溶液中：二、强碱弱酸盐（离子碱）本讲稿第三十三页，共六十三页如Na3PO4的水解：第一步水解第二步水解三、多元强碱弱酸盐（离子碱）第三步水解第一步水解常数与第一步水解

21、常数与第一步水解常数与第一步水解常数与磷酸的哪一步电离磷酸的哪一步电离磷酸的哪一步电离磷酸的哪一步电离常数有关？常数有关？常数有关？常数有关？第二步水解常数第二步水解常数第二步水解常数第二步水解常数与磷酸的哪一步与磷酸的哪一步与磷酸的哪一步与磷酸的哪一步电离常数有关？电离常数有关？电离常数有关？电离常数有关？本讲稿第三十四页，共六十三页多元弱酸强碱盐也呈碱性，它们在水中解离产生的阴离子都是多元离子碱，它们的水解都是分步进行的，但以第一步水解为主，其余步骤水解可忽略。同理：Na2CO3溶液属于碱，其水解平衡常数：一级水解平衡常数：Kb,1=Kw/Ka,2(H2CO3)，二级水解可以忽略。本讲稿第

22、三十五页，共六十三页例：计算0.10molL-1Na3PO4溶液的pH值。ceq/(molL-1)0.10 x x x解：本讲稿第三十六页，共六十三页电离使溶液呈酸性，水解使溶液呈碱性，由于电离大于水解，NaH2PO4溶液显弱酸性；同理可比较Na2HPO4溶液的电离与水解平衡常数,水解大于电离，溶液显碱性。四、酸式盐或碱式盐电离水解NaH2PO4溶液溶液酸式盐的H+=（Ka电离Ka水解）1/2=(Ka电离Kw/Kb)1/2本讲稿第三十七页，共六十三页*4.弱酸弱碱盐H+=KaKw/Kb本讲稿第三十八页，共六十三页 6.4 缓冲溶液缓冲溶液*6.4.4 缓冲范围和缓冲能力缓冲范围和缓冲能力 6.

23、4.3 缓冲溶液缓冲溶液pH值的计算值的计算 6.4.2 缓冲溶液缓冲溶液 6.4.1 同离子效应同离子效应本讲稿第三十九页，共六十三页同离子效应：在弱电解质溶液中，加入与其含有相同离子的易溶强电解质而使弱电解质的解离度降低的现象。HAc(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+Ac(aq)同离子效应同离子效应Ac(aq)NaAc(aq)Na+(aq)+平衡移动方向如果在HAc中加入NaAc，HAc电离出的H+增大还是降低？本讲稿第四十页，共六十三页例：在 0.10 molL-1 的HAc 溶液中，加入 NaAc(s)，使 NaAc的浓度为 0.10 molL-1，计算该溶液的 pH值和 HAc

24、的解离度，将结果与未加NaAc的进行对比。x=1.810-5 H+=1.810-5 molL-1 0.10 x 0.10与0.10 molL-1 HAc溶液：pH=2.89，=1.3%进行比较解：HAc(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+Ac(aq)ceq/(molL-1)0.10 x x 0.10+xc0/(molL-1)0.10 0 0.10 pH=4.74，=0.018%本讲稿第四十一页，共六十三页6-2 6-2 缓冲溶液缓冲溶液能够抵抗外加少量酸、少量碱或稀释，能够抵抗外加少量酸、少量碱或稀释，而本身而本身pHpH不发生显著变化不发生显著变化的作用称的作用称缓冲作用缓冲作用。具有缓

25、冲作用的溶液称为具有缓冲作用的溶液称为缓冲溶液缓冲溶液。下面是一份实验报告：溶液溶液pH值滴一滴0.1M HCl后的pH值滴一滴0.1M NaOH后的pH值4ml H2O 7.0 3 11 4ml HAc+NaAc(均为0.1 molL-1)4.7 4.6 4.8上述实验结果表明:水不具有缓冲作用,HAc+NaAc 组成的溶液体系具有缓冲作用,它是一种缓冲溶液。本讲稿第四十二页，共六十三页缓冲溶液的组成和作用原理缓冲溶液的组成和作用原理 抗碱组份抗碱组份抗酸组分抗酸组分（弱质子酸）（弱质子碱）u弱酸及其盐溶液 HAc NaAcu酸式盐溶液 NaHCO3 NaHCO3u酸式盐及其次级盐溶液 Na

26、H2PO4 Na2HPO4u弱碱及其盐溶液 NH4Cl NH3作用原理作用原理以HAcNaAc 体系为例说明加入少量OH-，它与H+结合生成水，平衡向右移动HAc+H2O H3O+Ac-+OH-H2O加入少量H+，它与Ac-结合生成HAc，平衡向左移动不论加酸还是加碱，溶液的酸度保持相对稳定组组 成成本讲稿第四十三页，共六十三页 缓冲作用原理：以HA-A为例加入少量强碱：较大量 少量 较大量溶液中较大量的HA与外加的少量的OH生成A和H2O，当达到新平衡时,A略有增加,HA略有减少，变化不大，因此溶液的H+或pH基本不变。本讲稿第四十四页，共六十三页加入少量强酸：溶液中较大量的A-与外加的少量

27、的H+生成HA，当达到新平衡时,HA略有增加,A-略有减少，变化不大，因此溶液的H+或pH基本不变。缓冲溶液pH计算方法pH=pKa-logC酸C盐本讲稿第四十五页，共六十三页需要注意的几点缓冲能力与缓冲溶液中各组分的浓度有关，缓冲能力与缓冲溶液中各组分的浓度有关，HA，B及及 A或或BH+较较 大时大时,缓冲能力强。缓冲能力强。缓冲溶液的缓冲能力是有限的缓冲溶液的缓冲能力是有限的缓冲溶液的缓冲溶液的pHpH值主要是由值主要是由或或决定的，决定的，有关有关或或还与还与 )BH()B()A()HA(+-ccccHA/A等于等于1时，或时，或B/BH+等于等于1时，溶液的缓时，溶液的缓冲能力最强冲

28、能力最强本讲稿第四十六页，共六十三页缓冲对的浓度相等时，缓冲溶液的pH=pKa，溶液对酸碱的缓冲能力相等。选择缓冲溶液时应考虑:l需需要要一一定定pHpH值值的的缓缓冲冲溶溶液液，应应当当选选择择pKpKa a值值接接近近pHpH值值的的缓冲对。缓冲对。lpKpKa apHpH时时，可可以以适适当当改改变变缓缓冲冲对对的的比比值值，使使溶溶液液的的pHpH值达到要求。值达到要求。l缓缓冲冲溶溶液液不不能能与与反反应应物物或或生生成成物物发发生生反反应应，药药用用缓缓冲溶液还应考虑是否有毒性等。冲溶液还应考虑是否有毒性等。pH=pKa-logC酸酸C盐盐本讲稿第四十七页，共六十三页平衡浓度平衡浓

29、度 C酸-H+H+C盐+H+C酸 C盐H+Ka C酸C盐pH=pKa-logC酸C盐2 2、弱碱及其盐体系、弱碱及其盐体系OH-Kb C碱C盐pOH=pKb-logC碱C盐1 1、弱酸及其盐体系、弱酸及其盐体系HA H+A-缓冲溶液缓冲溶液pH的计算的计算一定要记住一定要记住本讲稿第四十八页，共六十三页NH3 H2O NH4Cl本讲稿第四十九页，共六十三页例：对于多元酸式盐组成的缓冲溶液本讲稿第五十页，共六十三页本讲稿第五十一页，共六十三页解：(1)缓冲溶液的pH值pH=pKa-logC酸C盐=-log 1.410-4-log =3.8511(2)加入0.01 mol H+时可假设加入的酸全部

30、与酸根结合为乳酸。C酸1+0.011.01molL-1 C盐1-0.010.99molL-1例 乳酸HLac的平衡常数Ka=1.410-4,1L含有1molHLac和1mol NaLac的缓冲溶液,其pH为多少?在该缓冲溶液中分别加入0.01 mol的H+和OH-体积保持不变,溶液的pH是多少?pH=pKa-log=3.84C酸C盐(3)加入0.01 molOH-时C酸1-0.010.99molL-1 C盐1+0.011.01molL-1pH=pKa-log=3.86C酸C盐可假设加入的碱全部与酸反应为乳酸根HLac H+Lac-本讲稿第五十二页，共六十三页例.配制1.0升pH=5的缓冲溶液，

31、如果溶液中HAc浓度为0.20 molL-1，需1 molL-1的HAc和1 molL-1 NaAc各多少？已知：（pKa=4.75）解：解：(1)(1)计算缓冲溶液中计算缓冲溶液中NaAcNaAc的浓度的浓度pH=pKa-logC酸C盐log=4.75-5=-0.250.20C盐C盐0.36(molL-1)(2)根据根据c1V1c2V2计算所需酸和盐的体积计算所需酸和盐的体积需需molL-1的的HAc的体积的体积VHAc 0.20 L0.2011需需molL-1的的NaAc的体积的体积VNaAc 0.36 L0.3611本讲稿第五十三页，共六十三页例题：求 300mL 0.50molL-1

32、H3PO4和 500mL 0.50molL-1 NaOH的混合溶液的pH值。反应继续反应解：先反应再计算本讲稿第五十四页，共六十三页本讲稿第五十五页，共六十三页例题：在 50.00ml 0.150molL-1 NH3 和 0.200 molL-1 NH4Cl组成的缓冲溶液中，加入0.100ml 1.00 molL-1的HCl，求加入HCl前后溶液的pH值各为多少？解：加入 HCl 前：缓冲溶液的缓冲性能的计算本讲稿第五十六页，共六十三页加 HCl 后加HCl前浓度/(molL-1)0.150-0.0020-x 0.200+0.0020+x x0.150 0.200加HCl后初始浓度/(molL

33、-1)0.150-0.0020 0.200+0.0020平衡浓度/(molL-1)NH3(aq)+H2O(l)NH4+(aq)+OH(aq)本讲稿第五十七页，共六十三页欲配制的缓冲液应选择的缓冲组分本讲稿第五十八页，共六十三页指示剂变色范围 酸色 中间色 碱色甲基橙3.1 4.4 红橙 黄酚 酞8.0 10.0 无色 粉红 红石 蕊3.0 8.0 红 紫 蓝 6.5 酸碱指示剂酸碱指示剂本讲稿第五十九页，共六十三页u弱酸电离平衡：H+=KaC (5%)u弱碱电离平衡：OH-=KaC (5%)KWKaKWKbu弱酸盐水解平衡：OH-=KhC (Kh =)u弱碱盐水解平衡：H+=KhC (Kh =

34、)u缓冲溶液：pH=pKa-logC酸C盐pOH=pKb-logC碱C盐本章有关计算公式本章有关计算公式本讲稿第六十页，共六十三页 6.6 酸碱电子理论酸碱电子理论6.6.2 软硬酸碱理论软硬酸碱理论6.6.1 酸碱电子理论酸碱电子理论（自学）（自学）本讲稿第六十一页，共六十三页lewis 酸酸：凡是可以接受电子对的分子、：凡是可以接受电子对的分子、离子或原子离子或原子，如Fe3+,Fe,Ag+,BF3等。lewis 碱碱：凡是给出电子对的离子或分子：凡是给出电子对的离子或分子，如:X,:NH3,:CO,H2O:等。lewis酸与lewis碱之间 以配位键配位键结合生成 酸碱加合物。6.6.1 酸碱电子理论酸碱电子理论本讲稿第六十二页，共六十三页BF3+FCu2+4 NH3本讲稿第六十三页，共六十三页