C5酸碱平衡与沉淀溶解平衡.ppt

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1、第五章酸碱平衡与沉淀溶解平衡第一节酸碱质子理论一、电离理论二、酸碱质子理论：1923年由Brönsted和Lowry提出1.酸碱的定义酸：能给出质子(H+)的物质(质子给体)酸可以是分子、正离子或负离子。碱：能接受质子的物质(质子受体)碱可以是分子、正离子或负离子。酸释放一个质子形成其共轭碱；碱结合一个质子形成其共轭酸。共轭关系。酸、碱得失质子的反应式是酸碱半反应式。酸碱半反应两边是共轭酸碱对。上述并不是真实的酸碱反应，只是半反应，完整的酸碱反应应为：酸+碱碱+酸1212酸在反应中给出质子而转变为其共轭碱，同时必须有另外的碱接受质子，而后转变为其共轭酸。所以酸碱反应的

2、实质就是两对共轭酸碱对之间的质子转移过程，过去一些其他类型的反应也归为酸碱反应。例如醋酸在水溶液中的解离：HAc+H2OAc-+H3O+再如HCl+H2O==Cl-+H3O+上述反应其实就是平时所说的酸的电离，电离反应只是简写。要注意共轭酸碱的关系，例如H3PO4的共轭碱是H2PO4-，而不是HPO42-。质子理论中还有两性物质，如H2PO4-、H2O、HPO42-、HS-等等。2.酸碱的强弱酸碱反应存在着反应方向的问题，应是强酸和强碱之间反应，生成弱酸和弱碱。酸碱的强弱取决于什么呢？我们以水溶液中的HCl和HAc为例，HCl酸性强，说明给出质子（给予H2O）的能力强

3、，HAc的能力则弱得多。弱酸之间的强弱以酸（度）常数Ka大小来比较，Ka愈大表示酸性愈强。书上表5-2列出了部分酸碱水溶液中的酸碱常数。3.区分效应和拉平效应在水溶液中酸碱的强弱就是把质子给予水分子或从水分子获得质子的能力，以HClO4、H2SO4、HCl、HNO3为例，…。表5-2中H3O+为何为最强酸？三、Lewis酸碱理论质子理论只限于含氢的物质，Lewis酸碱理论则包含范围更大，他把酸碱及酸碱反应的定义归结到电子对的得失：凡是能给出电子对的物质都是碱，凡是能接受电子对的物质都是酸，酸碱反应就是通过电子对的得失（共用）形成共价键（配位键）的过程。酸与具有孤对电子

4、的物质成键，所以酸又称为亲电试剂；碱与酸中电子不足的原子芯共享电子对，因此碱又称为亲核试剂。这在配位化学和有机化学中有着重要的应用。第二节酸碱平衡一、水的质子自递平衡（自学）二、弱酸（碱）的质子平衡(pH的计算)1.一元弱酸（碱）HAHA+H2O==A-+H3O+c-[H+][H+][H+]变换为：[H+]2+Ka[H+]－Kac=0此为一元二次方程，其解为此式即为计算一元弱酸溶液中[H+]的近似式，一般情况下都可成立，所以通常应用时不需做条件判断（Ka·c≥20Kw）。近似式尽管已经简化，但实际应用中仍觉不便，所以还可以进一步化简：当弱酸酸性较弱、浓度不太小时，c-

5、[H+]≈c，则此式称为最简式，应用最为广泛，但需要注意：此式应用前必须先做条件判断：c/Ka≧500。同理，可推出弱碱的最简式：要注意两点，一是此式应用仍需条件判断：c/Kb≧500二是求出的[OH-]，一般要求的是[H+]，还需转换一步。2.多元酸碱多元酸在水溶液中是分步电离的如H3PO4在水中有三级解离，25℃时Ka1=7.52×10-3，Ka2=6.23×10-8，Ka3=2.2×10-13。多元酸的Ka1>>Ka2>>Ka3,每级解离常数一般相差4～6个数量级，可忽略二、三级解离平衡。因此,多元弱酸的H+浓度的计算以一级解离为主。比较多元弱酸的酸性强弱时,只

6、需比较它们一级解离常数值即可。若计算[H+]，只需按一元酸处理即可。如课本例5-4、5-5.P783.两性物质两性物质常见的有负离子型（如HCO3-）、弱酸弱碱盐型（如NH4Ac）和氨基酸型。因推导公式比较繁杂，一般用最简式即可。当Kac>>20Kw，c>20Ka′时，Ka：为两性物质本身做酸时的酸常数，Kaˊ：为两性物质视为碱时其共轭酸的酸常数，如HCO3-，其Ka=5.61×10-11，Kaˊ＝4.30×10-7。三、同离子效应和盐效应HAc为弱酸，在溶液中存在电离平衡…，属于化学平衡的一种，遵循化学平衡移动的规律：…。若加入NaAc，则可使HAc的电离度减小。这

7、种在弱电解质溶液中加入含有与此弱电解质相同离子的易溶强电解质，使得弱电解质电离度减小的现象称为同离子效应。如果在上述溶液中加入不含相同离子的强电解质如NaCl，又会怎样呢？实际上，在发生同离子效应的同时，也存在着盐效应，只不过二者大小不同。第三节缓冲溶液一．缓冲溶液的概念1．缓冲作用和缓冲溶液一杯50ml的水，加入1滴1mol·L-1HCl溶液，pH由7变为3；加入NaOH，变为11。换成NaCl溶液，情况也差不多，这说明…。若换为含0.1mol·L-1HAc和NaAc溶液，则大不一样，pH由4.75变为4.74和4.76，这说明此类溶液能…，这种作