《弱酸碱的电离平衡》PPT课件

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1、化学反应涉及四大化学平衡：酸碱电离平衡沉淀溶解平衡配位平衡氧化还原平衡本章讨论在水溶液中的行为第3章水化学3.1水溶液中的单相离子平衡3.2难溶电解质的多相离子平衡3.3表面活性剂教学内容3.1水溶液中的单相离子平衡水溶液中的单相离子平衡一般分为酸、碱的解离平衡及配离子的解离平衡两类。学习要求明确酸碱的近代概念，酸碱的解离平衡和缓冲溶液的概念，掌握有关pH的计算;了解配离子的解离平衡及其移动；根据电解质解离度的大小，将电解质分为强电解质和弱电解质两类。强电解质在水中全部解离，而弱电解质在水溶液中只有部分解

2、离，大部分仍以分子形式存在。弱电解质在水溶液中存在解离平衡。3.1.1酸碱的电离平衡一、基本概念1.酸碱的概念★酸:在水中电离出的阳离子全部为H+★碱:在水中电离出的阴离子全部为OH-H2SO4=HSO4+H+NaOH=Na++OH-★中和反应的实质H++OH-=H2O★水溶液中电解质部分电离SvanteAugustArrhenius瑞典化学家1903因此理论获诺贝尔奖阿仑尼乌斯电离理论酸碱电离理论的缺陷：把酸、碱的定义局限于以水为溶剂的系统。无法解释NH3、Na2CO3均不含OHˉ，也具有碱性。布朗斯特

3、酸碱质子理论：酸：能给出质子的物质碱：能结合质子的物质如在水溶液中HCl(aq）H+(aq)+Cl-(aq)HAc(aq)H+(aq)+Acˉ(aq)NH4+(aq)H+(aq)+NH3(aq)HCO3-(aq)H+(aq)+CO32-(aq)酸质子+碱共轭酸碱概念共轭酸碱对HAc+H2OH3O++Ac-(电离)HAc/Ac-,H3O+/H2OH3O++NH3H2O+NH4(中和)NH4/NH3,H3O+/H2OH2O+CN-OH-+HCN(水解)HCN/CN-,H2O/OH-H2O+CO3HCO3+OH

4、ˉ(水解)HCO3/CO32-,H2O/OH-2-–++–酸、碱可以是分子，也可以是离子。酸质子+碱(质子给予体）(质子接受体）酸碱质子理论扩大了酸碱的范围，它比电离理论更广泛，其酸碱的定义只以H+为判据，与溶剂无关，可以解释NH3、Na2CO3以及NH4Cl等的酸碱性。两性物质:H2O,HCO3ˉ(所有酸式根)无盐的概念:NH4Cl(酸碱复合物)路易斯酸碱电子理论凡能接受电子对的物质是酸，凡能给出电子对的物质是碱。H++׃OH-=H2O酸+碱=酸碱加合物如：Cu2++4NH3[Cu(NH3)4]2+深蓝

5、色酸碱加合物酸碱电子理论摆脱了酸必须含有H的限制，包括的范围更广。pH=–lgc(H+)/c0pOH=–lgc(OH-)/c0pH+pOH=142.pH和pOH1、电离常数一元弱酸碱HAc(aq)==H+(aq)+Acˉ(aq)二、一元弱酸碱的电离酸：acid可简化为：Ka、Kb：与温度有关,其值可由热力学数据求算，也由实验测定，其值越大，表酸（碱）的酸（碱）性越强。同理一元弱碱的电离用解离常数Kb表示如：NH3+H20==NH4++OH-可简化为：同类型弱酸(碱)的相对强弱可由解离常数值的大小得出：如K

6、aHF=3.53×10-4KaHAc=1.76×10-5则酸性HF强于HAcHF,H2SO3,HNO2,H3PO4一般称为中强酸一般Ka在10-2～10-7为弱酸，小于10-7为极弱酸。共轭酸碱解离常数之间关系根据已知弱酸(碱)的解离常数Ka(Kb)，可计算得其共轭离子碱(酸)的Kb(Ka)。以Acˉ为例:Acˉ(aq)+H2O(l)=HAc(aq)+OHˉ(aq)常温时，Kw=1.0×10ˉ14即Ka·Kb=Kw,Kw称为水的离子积常数Acˉ的共轭酸是HAc：HAc(aq)=H+(aq)+Acˉ(aq)

7、思考1：对于共轭酸碱的概念，若其共轭酸越强，则其共轭碱越弱。此结论正确吗？Ka、Kb互成反比，体现了共轭酸碱之间的强度对立统一的辨证关系。表示弱酸碱电离程度的不仅可用电离常数，还用可电离度α表示。电离常数与电离度的异同与关系：同：均表示一定条件下的电离程度异：电离常数只与温度有关，而电离度与温度和弱电解质浓度有关。电离常数与电离度的关系：设一元弱酸HA的浓度为c，平衡时电离度为αHA=H++A-起始浓度c00平衡浓度c-cαcαcα稀释定律设一元弱酸HA的浓度为cHA=H++A-起始浓度c00平衡浓度c-

8、xxx则同理，对于一元弱碱：2、PH值的计算)(2xCxKa-=如果c/ka≥400,c-x≈c例1已知HAc的Ka=1.76×10-5，计算3.0%米醋(含HAc浓度为0.50mol·dm-3)的pH。解：设米醋溶液中H+的平衡浓度为xmol·dm-3,则HAc(aq)=H+(aq)+Ac-(aq)平衡浓度/mol·dm-30.50–xxxpH=–lgc(H+)/c=–lg(2.97×10-3)=3–0.47=2.53Ka=