第6章1酸碱平衡ppt课件.ppt

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1、§6.1酸碱理论§6.2弱电解质的解离平衡和强电解质溶液§6.3溶液的酸碱性§6.4缓冲溶液§6.5滴定分析概论§6.6酸碱滴定法第六章酸碱平衡和酸碱滴定法一、酸碱电离理论二、酸碱质子理论三、酸碱电子理论§6.1酸碱理论最初：酸是具有酸味的物质，使蓝色石蕊变红；碱是抵消酸性的物质，使红色石蕊变蓝18世纪后期：氧元素是酸的必要成分19世纪初叶，戴维：氢元素是酸的必要成分1884年，阿仑尼乌斯：提出了酸碱电离理论1923年，布朗斯特和劳莱提出了酸碱质子理论1923年，路易斯提出了酸碱电子理论人们对酸碱的认识历程1、酸碱定义酸：解离时所生成的正离子全部是H+的化合物

2、；碱：解离时所生成的负离子全部是OH-的化合物2、酸碱反应实质H++OH-=H2O3、理论缺陷酸碱仅限于含H+和OH-的物质酸碱局限于水溶液中，不能研究非水体系一、酸碱电离理论1、酸碱定义酸：能给出质子H+的分子或离子碱：能接受质子H+的分子或离子两性物质：既能给出质子，又能结合质子的物质二、酸碱质子理论共轭酸碱酸碱酸碱质子的半径非常小，电荷密度非常高，游离的质子在水溶液中是不存在的（水合氢离子）2、酸碱反应实质两个共额酸碱对之间质子的传递酸2酸1碱1碱2H+正反应（水的解离）H+逆反应（中和反应）酸性：H2O

3、应为主（1）化学反应的方向：强酸弱酸，强碱弱碱反应（2）酸的酸性越强，其共轭碱的碱性就越弱HCl酸性强，Cl-碱性弱4、理论优缺点优点：扩大了酸碱的范围，可适用于非水溶液缺点：对于无质子参加的反应不适用3、共轭酸碱对之间的常数关系：以Ac-,HAc为例酸：碱：1、酸碱定义酸：凡能接受电子对的物质，即电子对接受体碱：凡能给出电子对的物质，即电子对给予体2、酸碱反应实质形成配位键，生成配位化合物3、理论优缺点优点：立足于普遍物质，摆脱体系必须具有某种离子或元素的限制缺点：认识过于笼统，酸碱特征不明显三、酸碱电子理论一、弱电解质的解离平衡二、强电解质溶液§6.2电解

4、质溶液的解离平衡强电解质α=1弱电解质α<1电解质α=已解离的电解质分子数溶液中原电解质分子数解离度α一、弱电解质的解离平衡1.一元弱酸标准解离常数：起始浓度c00转化浓度xxx平衡浓度c-xxx代入经验解离常数：a、当或近似计算：稀释定律b、当或精确计算：例，计算25℃时，0.10mol·L-1HAc(醋酸)溶液中的H+，Ac-和HAc浓度。HAcH++Ac-解：       初始浓度/(mol·L-1) 0.10          0       0   平衡浓度/(mol·L-1) 0.10-x      xxa、当或近似计算：b、当或精确计算：2

5、.一元弱碱起始浓度c0c(盐)转化浓度c(H+)c(H+)c(H+)平衡浓度c-c(H+)c(H+)c(盐)＋c(H+)加入NaAc：c(Ac-)增大(NaAc→Na++Ac-）平衡左移,c(H+)减小，α减小同离子效应：由于在弱电解质(HAc)中加入一种含有相同离子（阳离子或阴离子）的强电解质(NaAc)后，解离平衡发生移动，解离度下降3.同离子效应和盐效应加入NaCl：H+与Ac-结合机会减小HAc的解离度α略有提高盐效应伴随同离子效应的发生，但同离子效应的影响大得多。盐效应：在弱电解质(HAc)中加入一种含有不同离子的强电解质(NaCl)后，解离度略有提

6、高例:0.10mol·L-1HAc溶液的解离度和c(H+)。(2)在1.0L0.10mol·L-1HAc中加入0.10mol的NaAc后溶液的的解离度和c(H+)。(3)在1.0L0.10mol·L-1HAc中加入0.10mol的NaCl后溶液的的解离度和c(H+)。4.多元弱酸（HnBn>1）的解离平衡一级解离常数二级解离常数∵同离子效应∴第二步解离可以忽略,平衡时c(H+)可视为完全由第一步解离产生例：H2CO3:0.040mol·L-1,计算平衡时的c(H2CO3)，c(H+)，c(HCO3-)和c(CO32-)a.计算c(H+):忽略第二步解离起始浓度

7、0.04000转化浓度c(H+)c(H+)c(H+)平衡浓度0.040-c(H+)c(H+)c(H+)b.计算c(HCO3-):c.计算c(CO32-):考虑第二步解离1.3×10-41.3×10-4c(CO32-)d.计算c(H2CO3):二、强电解质溶液1.表观解离度理论上：强电解质完全解离α=1实验中：α<1[KCl]/mol.L-10.10　0.05　0.01　0.005　0.001N(KCl个数)0.10　0.05　0.01　0.005　0.001实际粒子数是N的倍数1.92　1.94　1.97　1.98　1.99＋＋＋＋＋＋＋＋＋－－－－－－－－∴

8、表观上没有完全电离，实验测得的并非真正