水溶液中的酸碱平衡ppt课件.ppt

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1、4.6水溶液中的酸碱平衡4.6.1酸碱理论4.6.2一元弱酸(碱)的电离平衡4.6.3多元弱酸(碱)的电离平衡4.6.4酸碱电离平衡的移动及应用4.6.1酸碱理论1.酸碱电离理论Arrhenius提出“电离学说”认为:Acid:在水溶液中电离产生的阳离子全部是H+的化合物Base:电离时产生的阴离子全部是OH-的化合物4.6.1酸碱理论2.酸碱质子理论☆酸:给出质子(H+)的分子或离子,质子给体碱:能与质子结合的分子或离子,质子受体共轭酸碱对:4.6.1酸碱理论A)酸和碱可以是分子、阳离子或阴离子,如:B)有的离子在某对共轭酸碱对中是碱,但在另一对共轭酸碱对中是酸。

2、如:4.6.1酸碱理论另例,H2O在共轭酸碱对H2O－OH-中是酸、而在共轭酸碱对H3O+－H2O中是碱;HCO3-的共轭碱是CO32-、其共轭酸是H2CO3;HPO42-及H2PO4-等都既可作为酸又可作为碱C)在共轭酸碱对中,酸越强,给出质子的能力越强,它的共轭碱接受质子的能力越弱(碱性越弱);反之…4.6.1酸碱理论例,水溶液中酸性:HCl>H3PO4>H2CO3>NH4+>H2O它们的共轭碱的碱性:Cl-

3、碱理论D)H2O的自偶电离和离子积常数i)H2O的自偶电离和离子积常数:简写为:平衡常数:4.6.1酸碱理论实验测得,在298K,纯水中称为“水的离子积常数”.水电离吸热,温度升高离子积常数增大.但RT范围内,可近似认为Kwө=110-144.6.1酸碱理论ii)溶液的pH☆:在纯水中加入酸,使溶液H+浓度增大,水的电离平衡向左移动,导致OH-浓度减小,但温度不变时,平衡常数Kwө不变,所以在任一酸碱溶液中,都有4.6.1酸碱理论对上式取负常用对数,并定义可得,pKwө=pH+pOH=14.0(RT)举例:0.1mol·dm-3HCl溶液,0.1mol·dm-3N

4、aOH溶液4.6.1酸碱理论E)酸碱指示剂4.6.1酸碱理论3.酸碱电子理论☆Lewis“酸碱电子理论”认为:酸:接受电子对的分子、原子团、离子,是电子对受体碱:给出电子对的物质,是电子对的给体4.6.2一元弱酸(碱)的电离平衡1)弱电解质的电离平衡和电离常数:弱电解质部分电离,溶液存在未电离的分子和电离生成的阴阳离子,在一定温度下达到的化学平衡状态例CH3COOH(HAc),4.6.2一元弱酸(碱)的电离平衡对于指定的酸,电离平衡常数Kaө,简称该酸的酸常数,在一定温度下是一常数,下标a表示acid电离过程吸热,随温度升高Kaө增大,在接近RT范围数值改变不大,可

5、以298K的数据代替4.6.2一元弱酸(碱)的电离平衡对于碱氨水的电离,Kbө=1.76×10-5:弱碱的“电离平衡常数Kbө”,“碱常数”,下标b表示“碱”(base)4.6.2一元弱酸(碱)的电离平衡2)电离度(离解度)α:是“转化率”应用于“电离过程”的一种具体形式,表示弱电解质在一定条件下的离解百分率,随弱电解质的浓度而变化i)到达平衡时弱电解质的电离百分率:4.6.2一元弱酸(碱)的电离平衡ii)电离常数与电离度之间关系:4.6.2一元弱酸(碱)的电离平衡例4.7(p.83)☆3)酸碱度的计算:一元弱酸HA(一元弱碱BOH),在α很小的条件下,电离平衡时溶

6、液中H+离子或OH-离子的相对浓度:4.6.2一元弱酸(碱)的电离平衡☆4)共轭酸碱对间电离常数的关系:A-+H2O＝HA+OH-即☆4.6.2一元弱酸(碱)的电离平衡例4.8(p.83)4.6.3多元弱酸(碱)的电离平衡多元弱酸(如H2S,H2C2O4,H3PO4等)分步电离4.6.3多元弱酸(碱)的电离平衡第一级电离平衡常数远远大于第二级常数,溶液中氢离子主要来自第一级电离,且第一级电离产生的H+将抑制第二级电离计算溶液中的H+浓度时,第二(三)级电离产生的H+可以忽略不计例4.9(p.85)4.6.3多元弱酸(碱)的电离平衡4.6.3多元弱酸(碱)的电离平衡4

7、.6.3多元弱酸(碱)的电离平衡4.6.4酸碱电离平衡的移动及应用1.稀释和浓缩对电离平衡的影响Ac-+H2O＝HAc+OH-,正反应为(除溶剂水外)粒子数增多的反应,所以,稀释溶液时,平衡向右(正反应方向)移动NH4++Ac-+H2O=NH3·H2O+HAc,反应前后(除溶剂水外)粒子数不变,所以,等温稀释或浓缩溶液对平衡无影响4.6.4酸碱电离平衡的移动及应用2.同离子效应例:HAc溶液中加入强电解质NaAc,由于NaAc全部电离,溶液中Ac-大大增加,从而使HAc的电离平衡向左移动,降低了HAc的电离度同离子效应:向弱电解质溶液中加入具有共同离子的强电解质