第六章-酸碱平衡课件.ppt

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1、 第六章酸碱平衡第六章酸碱平衡 第一节 电解质溶液按照物按照物质在水质在水溶液中溶液中或熔融或熔融状态下状态下能否导能否导电电电解质电解质非电解质非电解质强电解质强电解质弱电解质弱电解质水溶液中能全部离解成离水溶液中能全部离解成离子子水溶液中只一部分离解成水溶液中只一部分离解成离子离子强电解质：强电解质：强酸、强碱和绝大多数可溶性的盐在水溶液中都能全强酸、强碱和绝大多数可溶性的盐在水溶液中都能全部离解。部离解。弱电解质：弱电解质：弱酸、弱碱在水溶液中只能离解。弱酸、弱碱在水溶液中只能离解。H AcH+Ac 离解度：离解度：达到平衡时，弱电解质的离解百分率达到平衡时，弱电解质的离解百分率二、强电

2、解质溶液1、表观离解度由溶液导电性实验所测得的离解度。强电解质的离解度：溶液中离子之间相互牵制作用的强弱一般来说，溶液越浓，或离子价数越高，强电解质的表观离解度越小。2、活度与活度系数（1）活度：强电解质溶液中离子间相互牵制作用的强弱，用a表示（1）活度系数：表示离子间相互牵制作用的大小。它与溶液中所有离子的浓度和离子电荷有关。离子浓度越大，电荷越高，离子间作用力越大，它越小。第二节 水的离解和溶液的pH值一、水的离解平衡与离子积常数KW 称为水的离子积称为水的离子积水溶液的水溶液的H+和和OH-离子浓度的乘积在一定温度下是一个常数离子浓度的乘积在一定温度下是一个常数25时时 KW=1.001

3、0-14二、溶液的酸碱性和pH值索伦森索伦森1909年：年：若溶液中若溶液中则则中性溶液：中性溶液：4、5题题酸性溶液：酸性溶液：碱性溶液：碱性溶液：三、酸碱指示剂酸碱指示剂是有机染料，一般是有机弱酸或有酸碱指示剂是有机染料，一般是有机弱酸或有机弱碱，当溶液机弱碱，当溶液pHpH值变化时，它们由于本身值变化时，它们由于本身结构变化而呈现不同的颜色。结构变化而呈现不同的颜色。酸式酸式(红色红色)甲基橙甲基橙碱式碱式(黄色黄色)（双色指示剂）（双色指示剂）酚酞酚酞COHOHCOO-HOOH-H+p Ka=9.1CCOO-OO-酸式酸式(无色无色)（单色指示剂）（单色指示剂）碱式碱式(红色红色)作用

4、原理作用原理碱色碱色酸色酸色讨论：讨论：KHIn一定，一定，H+决定比值大小，影响溶液颜色决定比值大小，影响溶液颜色理论变色点理论变色点 碱式色碱式色酸式色酸式色混合色混合色理论变色范围：理论变色范围：pH=pKHIn 1一、一元弱酸的离解平衡一、一元弱酸的离解平衡思考思考：HAc的水溶液中有哪些微粒？H AcH+Ac 第三节 弱电解质的离解平衡1、离解常数、离解常数Ka叫做弱电解质的离解平衡常数，简称平衡常数。它表示达到叫做弱电解质的离解平衡常数，简称平衡常数。它表示达到离解平衡时，弱电解质离解为离子的趋势大小。越大，表示离解离解平衡时，弱电解质离解为离子的趋势大小。越大，表示离解为离子的趋

5、势越大。为离子的趋势越大。弱酸的解离平衡常数弱酸的解离平衡常数Ka与酸性强弱的关系与酸性强弱的关系思考思考已知:HAc的Ka=1.8410-5HNO2的Ka=5.110 4请判断哪种酸的酸性强Ka越大越大,说明该酸越容易解离说明该酸越容易解离,则该酸的酸性就越强。则该酸的酸性就越强。2、离解度和离解常数的关系 离解常数是弱电解质溶液体系中的一种平衡常数，不受浓度影响，不同弱电解质，平衡常数不同；离解度是达到离解平衡时，弱电解质的离解百分率，也就是化学平衡中的转化率在弱电解质溶液体系中的一种表现形式，随着浓度的变化而变化。所以离解常数比离解度能更好的表明弱电解质的相对强弱。以一元弱酸HA为例，离

6、解度为，离解常数Ka和浓度c的关系H Ac H+Ac 起始浓度起始浓度c00平衡浓度平衡浓度c（1-）c c 一般来说，当c/Ka 400时，可近似的认为1-=1，作近似处理可得稀释定律：当温度一定时，Ka是常数，所以对同一弱电解质，离解度与浓度的平方根成反比，即溶液越稀，离解度越大。溶液中H+浓度：8题二、一元弱碱的离解平衡NH3 H2O NH4+OH Kb越大越大,说明该碱越容易解离说明该碱越容易解离,则该碱的碱性就越强则该碱的碱性就越强溶液中OH-浓度：7题三、多元弱酸的解离平衡三、多元弱酸的解离平衡H2SHS-+H+HS-S2-+H+Ka1Ka2H2S的Ka2Ka1，所以H+主要来源于

7、第一步解离，第二步可以忽略不计，因此可认为体系中的HS-和H+近似相等。9题对于二元弱酸，结论1、H+按第一级离解平衡来计算。比较二元弱酸的强弱，只需比较一级离解常数2、由于HS-H+，所以二元弱酸根离子浓度等于二级离解常数。第四节 同离子效应和缓冲溶液一、同离子效应NaAc Na+Ac-HAc H+Ac-在HAc溶液中加入一些NaAc，NaAc完全离解，使溶液中的Ac-浓度增加，Hac离解平衡左移，从而降低了醋酸的离解度。NH3 H2O NH4+OH NH4Cl NH4+Cl 同离子效应：在弱电解质溶液中加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，从而使弱电解质的离解度降低的现象二 缓冲溶液缓冲溶

8、液缓冲溶液：能够抵抗外加少量强酸、强碱或：能够抵抗外加少量强酸、强碱或适当稀释，而保持体系适当稀释，而保持体系pH基本不变的溶液。基本不变的溶液。1、缓冲溶液的组成、缓冲溶液的组成弱酸及其盐：弱酸及其盐：HAc-NaAc弱碱及其盐：弱碱及其盐：NH3H2O-NH4Cl多远弱酸的酸式盐及其次级盐：多远弱酸的酸式盐及其次级盐：NaH2PO4-Na2HPO4正盐和酸式盐：正盐和酸式盐：NaHCO3-Na2CO32、缓冲溶液的作用机理、缓冲溶液的作用机理同离子效应同离子效应以以 HAc-NaAc 缓冲体系为例说明其原理缓冲体系为例说明其原理NaAc Na+Ac-HAc H+Ac-缓冲对：溶液中同时存在

9、的弱酸分子及其弱酸根离子缓冲对：溶液中同时存在的弱酸分子及其弱酸根离子 当加入当加入 OH-时，时，OH-和溶液中的和溶液中的H+发生反应，生成发生反应，生成 H2O，促使，促使HAc继续解离，结果使得溶液中继续解离，结果使得溶液中H+降低也不多，降低也不多，即即pH值变化很小。值变化很小。醋酸具有抵抗外来强碱的能力，通常称为醋酸具有抵抗外来强碱的能力，通常称为 HAc-NaAc缓冲溶缓冲溶液的抗碱成分。液的抗碱成分。当稀释时，当稀释时，HAc 和和Ac-的浓度降低，使的浓度降低，使HAc解离解离增大，结果使得溶液中增大，结果使得溶液中H+降低也不多，即降低也不多，即pH值变化值变化很小。很小

10、。当加入当加入 H+时，时，H+和溶液中的和溶液中的Ac-发生反应，生发生反应，生成成 HAc，结果使得溶液，结果使得溶液 中中 H+增加不多，即增加不多，即pH值变值变化很小。化很小。醋酸具有抵抗外来强酸的能力，通常称为醋酸具有抵抗外来强酸的能力，通常称为 HAc-NaAc缓冲溶液的抗酸成分。缓冲溶液的抗酸成分。3、缓冲溶液的、缓冲溶液的pH值值（1）一元弱酸及其盐，以）一元弱酸及其盐，以 HAc-NaAc 为例为例设设c酸酸为为HAc的浓度，的浓度，c盐盐为为NaAc的浓度的浓度HAc H+Ac-起始浓度起始浓度c酸酸0c盐盐平衡浓度平衡浓度c酸酸-xxc盐盐+x由于同离子效应，由于同离子

11、效应，HAc的离解度减小，因此可以认为的离解度减小，因此可以认为c盐盐+x=c盐盐，c酸酸-x=c酸酸，代入平衡关系式，代入平衡关系式由以上公式可知，缓冲溶液的由以上公式可知，缓冲溶液的pH值首先取决于值首先取决于Ka，其次取决于弱酸和弱酸盐的，其次取决于弱酸和弱酸盐的浓度之比。浓度之比。缓冲溶液缓冲溶液pH缓冲范围：缓冲范围：缓冲溶液的缓冲能力用缓冲容量来衡量，缓冲容量取决于酸及盐的浓度大小及c酸与c盐的比值。（2）一元弱碱及其盐，以 NH3 H2O 和和NH4Cl为例缓冲溶液缓冲溶液pH缓冲范围：缓冲范围：4、缓冲溶液的选择和配制对体系反应无干扰所需控制的pH值在缓冲范围内弱酸及其盐，pH

12、尽量接近pKa；弱碱及其盐，pH尽量接近pKb；浓度应较大廉价易得，避免污染原则：原则：5、缓冲溶液的应用 1、强碱弱酸盐、强碱弱酸盐以以NaAc为例，在水溶液中存在如下的平衡：为例，在水溶液中存在如下的平衡：由于HAc形成，溶液中H+浓度减小，使水的平衡向右移动，结果OH-H+，溶液显碱性。第五节 盐类的水解NaAc Na+Ac-H2O OH-+H+Ac-+H+HAc溶液中同时存在水和弱酸的两个离解平衡：溶液中同时存在水和弱酸的两个离解平衡：两个反应式相减，得两个反应式相减，得NaAc的水解平衡反应式：的水解平衡反应式：HAc H+Ac-Ac-+H2O HAc+OH-强碱弱酸盐的水解实际上是

13、阴离子（酸根离子）的水解，水解后溶液显碱性，组成盐的酸越弱，即Ka越小，则Kh越大，相应盐的水解倾向越大。Ac-+H2O HAc+OH-起始浓度起始浓度c00平衡浓度平衡浓度c-xxx由于由于Kh很小，很小，c-x c盐类水解的程度常用水解度盐类水解的程度常用水解度h来表示来表示NaAc溶液中溶液中 2、强酸弱碱盐的水解、强酸弱碱盐的水解以以NH4Cl为例，在水溶液中存在如下的平衡：为例，在水溶液中存在如下的平衡：NH4Cl Cl-+NH4+H2O H+OH-NH4+OH-NH3.H2O 由于由于NH3.H2O的生成，溶液中的的生成，溶液中的OH-的浓度减小，使水的离解平衡向右移动，结果的浓度

14、减小，使水的离解平衡向右移动，结果 H+OH-，溶液显酸性。H2O H+OH-NH3.H2O NH4+OH-溶液中同时存在水和弱碱的两个离解平衡：溶液中同时存在水和弱碱的两个离解平衡：两个反应式相减，得两个反应式相减，得NH4Cl的水解平衡反应式：的水解平衡反应式：NH4+OH-NH3.H2O+H+NH4+OH-NH3.H2O+H+由于由于Kh很小，很小，NH4Cl溶液中溶液中强酸弱碱盐的水解实际上是阳离子的水解，水解后溶液显酸性，组成盐的碱越弱，即Kb越小，则Kh越大，相应盐的水解倾向越大。3、弱酸弱碱盐的水解、弱酸弱碱盐的水解 若弱酸弱碱盐溶于水时，阳离子和阴离子都发生了水解。以若弱酸弱碱

15、盐溶于水时，阳离子和阴离子都发生了水解。以NH4Ac为例为例NH4Ac NH4+Ac-NH4+OH-NH3.H2OAc-+H+HAc H+和和OH-都在减少，水的解离平衡强烈向右移动。因此弱酸弱碱盐水解都在减少，水的解离平衡强烈向右移动。因此弱酸弱碱盐水解程度较大。程度较大。H2O H+OH-弱酸弱碱盐水溶液的酸碱性与盐的浓度无关，仅取决于弱酸弱碱离解常数的相弱酸弱碱盐水溶液的酸碱性与盐的浓度无关，仅取决于弱酸弱碱离解常数的相对大小，即相对强弱对大小，即相对强弱NH4+Ac-+H2O NH3.H2O+HAc水解平衡反应式：水解平衡反应式：Ka Kb时，时，接近中性接近中性Ka Kb时，时，酸性

16、酸性Ka Kb时，时，碱性碱性4、强酸强碱盐(溶液呈中性）pH=75、多元弱酸盐或多元弱碱盐的水解（1）多元弱酸盐的水解与多元弱酸的分步解离相似，以第一步水解为主，在计算时按一元弱酸盐处理，溶液显碱性。CO32-+H2O HCO3-+OH-HCO3-+H2O H2CO3+OH-由于Ka2 Ka1，因此Kh1 Kh2。可见，多元弱酸盐水解也以第一步水解为主，在计算溶液的酸碱性时，按一元弱酸盐处理，溶液显碱性。（2）多元弱酸酸式盐的水解（1）HA-（或（或H2A-）水溶液中）水溶液中 H+的最简计算公式的最简计算公式（1）HA2-水溶液中水溶液中 H+的最简计算公式的最简计算公式（3）多元弱碱盐的

17、水解分步水解，水解主要来源于第一步水解二、影响盐类水解的因素1、盐的本性盐在水溶液中离解出的离子本身与H+或OH-结合能力的大小，决定了水解程度的大小。2、浓度、浓度浓度对浓度对Kh无影响，但是对无影响，但是对h有影响有影响 对于同一种盐，对于同一种盐，Kh是常数，则盐的浓度越小，水解程度越大，即稀释是常数，则盐的浓度越小，水解程度越大，即稀释会促进盐类的水解。会促进盐类的水解。3、温度、温度 盐类水解是吸热反应，根据平衡移动原理，加热促进吸热反应的进行，所以升温，水解盐类水解是吸热反应，根据平衡移动原理，加热促进吸热反应的进行，所以升温，水解程度增大。程度增大。4、酸碱度、酸碱度盐类水解能引

18、起水中盐类水解能引起水中H或或OH浓度的改变，根据平衡移动原理，调节溶液酸碱度，可以浓度的改变，根据平衡移动原理，调节溶液酸碱度，可以控制水解平衡。控制水解平衡。三、盐类水解的应用三、盐类水解的应用1、判断溶液的酸碱性。、判断溶液的酸碱性。2、对于、对于“有害有害”的水解，改变条件加以控制。的水解，改变条件加以控制。3、对于、对于“有利有利”的水解，改变条件加以促进。的水解，改变条件加以促进。50人类对酸碱认识的发展过程：人类对酸碱认识的发展过程：感性：有酸味，能使兰色石蕊变红的物质叫酸，感性：有酸味，能使兰色石蕊变红的物质叫酸，使红色石蕊变兰叫碱；使红色石蕊变兰叫碱；1919世纪世纪8080

19、年代，年代，阿仑尼斯阿仑尼斯的电离理论：的电离理论：酸酸在水中电离出阳离子全为在水中电离出阳离子全为H H+，碱碱在水中电离出阴离子全为在水中电离出阴离子全为OHOH-；2020世纪，酸碱质子理论世纪，酸碱质子理论:能接受质子的为碱，能给出质能接受质子的为碱，能给出质子的子的 为酸；为酸；路易斯路易斯电子理论电子理论:能接受电子为酸，能给出电子为碱。能接受电子为酸，能给出电子为碱。第六节第六节 酸碱质子理论酸碱质子理论一、酸碱的定义一、酸碱的定义 酸：凡是能给出质子（酸：凡是能给出质子（H H+)的物质（分子或离子）的物质（分子或离子）称为酸称为酸(acid)(acid)。碱：凡是能接受质子碱

20、：凡是能接受质子(H(H+)的物质（分子或离子）的物质（分子或离子）称为碱称为碱(base)(base)。HCl、NH4+、HPO42-、H2CO3、酸酸Cl-、NH3、PO43-、HCO3-、碱碱52按照酸碱质子理论，酸和碱是成对出现的：酸给出一按照酸碱质子理论，酸和碱是成对出现的：酸给出一个质子后变成对应的碱。个质子后变成对应的碱。酸碱共轭关系：酸碱共轭关系：酸与碱的这种对应关系称为酸碱共轭酸与碱的这种对应关系称为酸碱共轭关系，酸给出一个质子后即变成其共轭碱。关系，酸给出一个质子后即变成其共轭碱。共轭酸碱对：共轭酸碱对：相应的一对酸碱，称为一个共轭酸碱对。相应的一对酸碱，称为一个共轭酸碱对

21、。质子酸碱的共轭关系：质子酸碱的共轭关系：53 共轭酸共轭酸 共轭碱共轭碱 +质子质子 HCl Cl-+H+NH4+NH3 +H+H2O OH-+H+H3O+H2O +H+HPO42-PO43-+H+H2PO4-HPO42-+H+Fe(H2O)63+Fe(OH)(H2O)52+H+这些表示共轭酸碱关系的反应式，称为酸碱半反应式这些表示共轭酸碱关系的反应式，称为酸碱半反应式所谓酸碱反应，是酸与碱相互作用，分别转化为相应的共轭碱和所谓酸碱反应，是酸与碱相互作用，分别转化为相应的共轭碱和共轭酸的过程，即共轭酸的过程，即 酸和碱之间的质子转移过程。酸和碱之间的质子转移过程。碱碱1NH3+H2O NH4

22、+OH-酸酸2酸酸1碱碱2所谓酸碱反应，是酸与碱相互作用，分别转化为相应的共轭碱和所谓酸碱反应，是酸与碱相互作用，分别转化为相应的共轭碱和共轭酸的过程，即共轭酸的过程，即 酸和碱之间的质子转移过程。酸和碱之间的质子转移过程。二、二、酸碱反应的实质酸碱反应的实质酸酸1HAc+H2O H3O+Ac-碱碱2酸酸2碱碱1酸酸1+碱碱2 酸酸2 +碱碱1H+酸碱质子理论来看，任何酸碱反应都是两个共轭酸碱对之间质子酸碱质子理论来看，任何酸碱反应都是两个共轭酸碱对之间质子的传递反应。的传递反应。质子的传递，可以在水溶液、非水溶液或无溶剂等条件下进行。质子的传递，可以在水溶液、非水溶液或无溶剂等条件下进行。H

23、Cl+NH3 NH4+Cl-H+H+盐类的水解，也可以看做是质子的转移。盐类的水解，也可以看做是质子的转移。水是一种两性物质，水分子之间也可以发生质子传递，叫做溶剂水是一种两性物质，水分子之间也可以发生质子传递，叫做溶剂水的质子自递反应。水的质子自递反应。H2O+H2O H3O+OH-H+NH4+H2O NH3+H3O+因此酸碱质子理论揭示了各类酸碱反应共同的实质。因此酸碱质子理论揭示了各类酸碱反应共同的实质。优点优点：扩大了酸碱物质和酸碱反应的范围。把中和、离解、：扩大了酸碱物质和酸碱反应的范围。把中和、离解、水解等反应都概括为质子传递反应，还适用于非水溶液和水解等反应都概括为质子传递反应，还适用于非水溶液和无溶剂体系。揭示了各类酸碱反应共同的实质。无溶剂体系。揭示了各类酸碱反应共同的实质。缺点缺点：不能对无质子转移的酸碱反应进行研究。：不能对无质子转移的酸碱反应进行研究。