酸碱电离平衡.ppt

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1、第三章酸碱电离平衡一、酸碱质子理论1酸碱的定义酸碱质子理论（Brnsted-Lowry质子理论）2酸碱电离平衡（质子理论）3酸碱的强弱二、水的自偶电离平衡三、弱酸弱碱的电离平衡1一元弱酸弱碱的电离平衡（含离子型）2多元弱酸弱碱的电离平衡（含离子型）3两性离子的电离平衡四、酸碱电离平衡的移动（同离子效应）五、缓冲溶液1缓冲溶液的组成及缓冲作用2缓冲溶液pH的计算3缓冲溶液的配制六、酸碱中和反应1.酸碱定义酸碱质子理论（Brnsted-Lowry质子理论）能给出H+的物质为酸能与H+结合的物质为碱NH4

2、+NH3+H+[Al(H2O)6]3+[Al(H2O)5(OH)]2++H+HCO3–CO32–+H+酸碱+H+2.酸碱电离平衡（质子理论）酸H++碱共轭关系共轭酸共轭碱HClH++Cl–酸在水中的电离（酸碱必须同时存在）HCl+H2OH3O++Cl–（全部）酸1碱2酸2碱1NH4++H2OH3O++NH3（可逆）酸1碱2酸2碱1H+H+H+2.酸碱电离平衡（质子理论）碱在水中的电离（酸碱必须同时存在）Ac–+H2OHAc+OH–（可逆）碱1酸2酸1碱2酸碱反应H+“有酸才有碱，有碱才有酸酸中有碱，碱可

3、变酸”（酸碱相互依存和转化）3.酸碱的强弱取决于（1）酸碱本身释放质子和接受质子的能力（2）溶剂接受和释放质子的能力例如：HAc在水中为弱酸，但在液氨中为强酸！酸碱的强弱用Ka(电离平衡常数）来表征如：-396.6-237.19-237.19-369.4(kJ/mol)水溶液中的共轭酸碱对和Ka值水溶液中最强酸为最强碱H3O+(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+H2O(l)K=1全部电离二、水的自偶电离平衡水本身电离平衡H2O+H2OH3O++OH–在25°C，由电导等方法测得[H3O+]=[OH

4、–]=1.0×10–7（mol/dm3)则Kw=[H3O+][OH–]=1.0×10–14(无量纲）Kw称为水的离子积，是水的电离常数。Kw随温度的增加，略有增加。Kw也可由求得H2O(l)+H2O(l)H3O+(aq)+OH–(aq)-237.2-237.2-237.2-157.3(kJ/mol)=79.90纯水时：[H3O+]=[OH–]=1.0×10–7（mol/dm3)pH=-lg[H3O+]=7=pOH加入0.10mol/dm3强酸时，[OH–]=Kw/[H3O+]=1.0×10–14/1.0

5、×10–1=1.0×10–13（mol/dm3)加入0.10mol/dm3强碱时，[H3O+]=Kw/[OH–]=1.0×10–14/1.0×10–1=1.0×10–13（mol/dm3)水溶液中(纯水、或酸碱溶液），H3O+和OH–同时存在，Kw是个常数。（酸溶液中也有OH–，碱溶液中也有H3O+）三、弱酸弱碱的电离平衡1、一元弱酸弱碱的电离平衡例：求0.10mol/dm3HAc水溶液的酸度，已知Ka=1.76×10–5解：HAc+H2OH3O++Ac–0.10-xxx设H3O+的平衡浓度为x则Ka=

6、[H3O+][Ac–]/[HAc]=x2/(0.10-x)x2/0.10=1.76×10–5x=[H3O+]=(0.10×1.76×10–5)0.5=1.3×10–3(mol/dm3)电离度=x/C0=1.3×10–3/0.10=0.013(1.3%)一元弱酸（碱）溶液的[H3O+]（或[OH–])的简化公式假定：（1）在0.10mol/dm3HA水溶液中，水本身的电离可忽略，即由H2OH3O+产生的[H3O+]<10-7(mol/dm3)；（2）HA的电离度5%，或c/K380（400）其

7、中，c为HA的起始浓度；K为平衡常数。一元弱酸（碱）溶液的[H3O+]（[OH–])的简化公式：例：将2.45克固体NaCN配制成500cm3的水溶液，计算此溶液的酸度是多少。已知：HCN的Ka为4.93×10－10。解：CN－的浓度为2.45/(49.0×0.500)=0.100(mol/dm3)CN－+H2OOH－+HCN=Kw/Ka=1.00×10－14/4.93×10－10=2.03×10－5因为c/Kb=0.100/2.03×10－5=4.93×103>400则[OH－]=（Kb·c)0.5=

8、(2.03×10－5×0.100)0.5=1.42×10－3(mol/dm3)pH=14.0－pOH=14.0－2.85=11.152、多元弱酸弱碱的电离平衡分部电离H2S：H2S+H2OH3O++HS–Ka1=[H3O+][HS–]/[H2S]=9.1×10–8HS–+H2OH3O++S2–Ka2=[H3O+][S2–]/[HS–]=1.1×10–12一般来说，第二部电离较第一步电离更难，Ka1较Ka2大几个数量级。例1：解：H2S+H2