当前位置：文档之家 › 第五章酸碱解离平衡课件

第五章酸碱解离平衡课件

  • 格式：ppt
  • 大小：1.21 MB
  • 文档页数：58

下载文档原格式

  / 58

合集下载

基础化学 关于酸碱解离平衡_PPT幻灯片

基础化学 关于酸碱解离平衡_PPT幻灯片

ceq (H3O+)= 7.48×10-6 mol·L-1
（二）一元弱碱
c0Kb≥20Kw c0/Kb ≥500
ceq(O H )K b(K b 2)24K bc0
近似式 ceq(OH) Kb c0
最简式
pH ＝ pKw － pOH
三、多元酸（碱）溶液
多元弱酸（碱）在水溶液中的质子传递反应 是分步进行的
(1.0108)24KW θ
2
x9.512108molL1
pH=6.978
（二）强、弱酸（碱）混合溶液
由于同离子效应，可忽略弱酸（碱）的电 离，混合溶液的pH值可直接根据强酸（碱） 求出
例题
计算0.20mol·L-1 HCl溶液和0.20mol·L-1 HAc溶液等体积混合后溶液的pH值。
ceq (H3O+)= 0.1 mol·L-1 pH ＝ 1
AlCl4 – Cu2+ 4(NH3)
在有机化学和配位化学中应用广泛
第二节 弱酸、弱碱的解离平衡
一、水的解离平衡和水溶液的pH （一）水的解离平衡
在水分子间发生质子传递反应
H+
H2O+H2O
H3O+ + OH-
酸1
水的质子自递 平衡常数，也
碱2
酸2 碱1
KWceqc,H3O+
ceq,OHc
称水的离子积
例题
计算0.10 mol·L-1 H2S溶液中H+、HS-和S2- 的浓度。 c0Ka1≥20Kw，可忽略水的解离平衡平衡 Ka1 /Ka2＞100，当作一元弱酸处理
c0Ka1 ≥20Kw c0/Ka1 ≥500 ceq(H3O) Ka1c0
ceq (H3O+)= 9.43 ×10－5 mol·L-1

第五章酸碱平衡

第五章酸碱平衡
KW =
c(H3O+) = c(Ac-) = 1.3×10-3 mol· L-1
c(OH-) =7.7×10-12 mol· L-1 = x/0.10 =1.3%
c(HAc)=0.10-x≈0.10mol· L-1
{ c (H3O+)}{c(OH-)}
pH = lg c(H3O ) = 2.89

α与 K a的关系： HA(aq) 初始浓度 c 平衡浓度 c– c
H+(aq) + A-(aq) 0 0 c c
c ca c 2 Ka = = c c 1
1.一元弱酸、弱碱的解离平衡
c 2 Ka = 1 当< 10-2， 即Ka / c <10-4 时，可近似计算， 1 1，
5.1 酸碱质子理论概述
酸：凡是能释放出质子的任何分子或离子 （质子给予体） 碱：任何能与质子结合的分子或离子 （质子接受体）

共轭酸碱的概念
共轭酸碱对 酸
HAc
H 2 PO4 HPO2 4
H+ +碱
H Ac
2 H HPO4 H PO3 4
H2PO4-的共轭碱？ 共轭酸？
0.200
NH OH 4
0
0
0.200(1– 0.934%) 0.200×0.934% 0.200×0.934%
c(OH ) = 0.200 0.934% = 1.87 10 3 pH = 14 pOH = 14 ( lg 1.87 10 3 ) = 11.27
3 2 c ( NH ) c ( OH ) ( 1 . 87 10 ) 4 K b ( NH3 ) = = c( NH3 ) 0.200 1.87 10 3

第五章酸碱平衡.ppt

第五章酸碱平衡.ppt

新乡学院化学与化工学院
5.2.2 溶液的pH值
pH = -lg{c(H3O+ )} 令 pOH = -lg{c(OH- )} 根据 KW ={c(H3O+ )}{c(OH- )}= 1.0×10-14
即 - lg c(H+ ) - lg c(OH- ) = - lg KW = 14 \ pH + pOH = pKW = 14
§ 5.1 酸碱质子理论概述
*5.1.1 历史回顾
5.1.2 酸碱质子理论的基本概念
5.1.3 酸的相对强度和 碱的相对强度
2020-11-9
感谢你的观看
2
新乡学院化学与化工学院
5.1.2 酸碱质子理论的基本概念
酸：凡是能释放出质子（H+）的任何 含氢原子的分子或离子的物种。
（质子的给予体） 碱：凡是能与质子（H+）结合的分子 或离子的物种。 （质子的接受体）
HAc(aq)+H2O(l) H3O+(aq)+Ac－(aq)
初始浓度/mol·L-1 0.10
0
0
平衡浓度/mol·L-1 0.10－x
x
x
Ka
(HAc)
=
{c(H
O+
3
)}{c(Ac-
{c(HAc)}
)}
Ka
2020-11-9
(HAc)
=
x2 0.10 - x 感谢你的观看
x=1.3×10－3
15
② 水是两性物质，它的自身解离反应 也是质子转移反应。
H+
H2O(l)+H2O(l) H3O+(aq) +OH－(aq)
酸(1) 碱(2) 酸(2)

第五章 酸碱解离平衡3.

第五章 酸碱解离平衡3.

《基础化学》--- 第五章
多元碱情况相似，求ceq(OH-)浓度时，同样处理。 总结：1. 多元碱 Kb K K ， 当 K / K >102 时， 1 b2 b3
b1 b2 2 可当成一元弱碱处理： 若 c(B ) / Kb1 > 400时： 2 用最简式 ceq(OH-)= Kb c ( B ) 1
{ceq ( H 3O )}{ceq ( B )}
K =
a
{ceq ( H 3O )}{ceq ( B )} {ceq ( HB )}


=
{ceq ( H )}2
ceq(H+)2 + Kaceq(H+) – Kac(HB)= 0
c( HB) - ceq ( H )

《基础化学》--- 第五章
K /K c(H 2 S ) / K
ceq
a1
2 >10 a2 0.10 a1= 8.91 10 8
按一元弱酸处理 > 400 用最简式
8
8.9110 0.1 = 9.44×10-5(mol· L-1 ) pH=4.02 ceq(HS-) = ceq(H+) =9.44×10-5(mol· L-1 )ceq(S2-)=Ka2(mol· L-1
《基础化学》--- 第五章
1.在酸碱质子理论中没有盐的概念。（

）
2.某弱酸溶液稀释时，其解离度增大，溶液的酸度 也增大。（ ） 3.任何一元弱酸的[H+]都等于 K a ca 。
4.室温下,0.10molL-1的 HB（ Ka=1.010-5）溶液中的 -4 -3 + 10 10 =_______ ， [H ]=_________ molL-1 ， pH 值 是 10-9 _______ 。HB的共轭碱的Kb等于__________ 。 3

第5章 酸碱平衡

第5章 酸碱平衡

（2）解离度 (Degree of Dissolution)
已解离的电解质分子数 α 100% 溶液中原电解质分子数 c(H3O ) 100% c(HAc) K a (HAc) {c}
（Ka =c2)
西南科技大学
无机化学(Inorganic Chemistry)
第五章
酸碱平衡
例：计算298K时0.10mol· L-1 HAc 溶液中 H3O+,Ac- HAc,OH- pH, α (Ka =1.8×10-5)。 解： HAc(aq)+H2O(l)
无机化学(Inorganic Chemistry)
如: HCl HAC NH4+ Fe(H2O)63+
如: Cl- AC- CO32NH3 [Fe(H2O)5(OH)]2+ 如: HCO3-, H2O
西南科技大学
第五章
酸碱平衡
2. 酸碱反应的术语

根据酸碱定义，酸失去质子变成碱，
碱得到质子变成酸——共轭关系。
5.3.1 一元弱酸的解离平衡及计算
1. 解离平衡 (Dissolution Equilibrium)
HAc(aq) + H2O(l)
无机化学(Inorganic Chemistry)
H3O+(aq)+Ac–(aq)
西南科技大学
第五章
酸碱平衡
[c(H3O )/c ][c(Ac )/c ] K a (HAc) [c(HAc)/ c ]
共轭酸碱对
HAc(aq) + H2O(l)
简写 HAc(aq)
H3O+(aq) + Ac-(aq)
H+(aq) + Ac-(aq)

第5章酸碱解离平衡

第5章酸碱解离平衡

ceq (H2CO3 ) ceq (OH ) ceq (HCO3 )
三、共轭酸碱对的 K a 与 K b 的关系
共轭酸碱对HA—A–在水溶液中存在如下质子转移反应
HKAa (HHA)2O Kb (AA )HK3wO+
ceq (A ) ceq (H3O )

ceq (OH ) c
ln K2 K1

r Hm R
1

T11 T2源自 温K度W/ K
水2的73离子积 295
373
ＫceqΘ(wH3O )0.1离3×子1的0–平14 衡1浓.0度×10–14 7.4×10–14
水的ceq电(O离H过) 程离吸子热的平衡浓r度Hm 55.84kJ mol1
Ka (HA)
ceq (HA)
A H2O HA OH
Kb (A )
ceq (HA) ceq (OH ) ceq (A )
HA H2O A H3O+
A H2O HA OH Ka (HA) Kb (A ) Kw
Ka (HA)
ceq (HA)
ceq (H3O+ ) ceq (A )
ceq (A ) ceq (H3O )
Ka (HA)
ceq (HA)
ceq (H3O+ )
[ c(HA)

ceq (H3O+ ) ] Ka (HA) ceq (H3O+ )
BCl3+:NH3=Cl3B ←NH3 AlCl3 + Cl– = AlCl4–
Cl
NH3
B
Cl

5第五章 酸碱解离平衡6

lewis酸与lewis碱之间 以配位键结合生成酸碱配合物
HCl
BF3 +
••
••
NH3 H
F－ F
H
N H Cl-
H
F
-
B F
F
Cu2+ +
NH 3
2
4
••
NH3
NH3Cu源自NH3NH 3
● 酸----金属离子等 ●碱----与金属离子结合的负离子或中性分子 ●酸碱配合物----盐类（如MgCl2）、金属氧化物（ CaO）及大多数无机化合物
N (HA) - Neq (HA) 100% c(HA) - ceq (HA) 100%
N (HA)
c(HA)
一元弱酸的解离度与标准平衡常数的关系为：
(HA)
[ceq (A- ) / c ] [ceq (H3O ) / c ceq (HA) / c
]
Kb
(A- )
[ceq (HA) / c ][ceq (OH- ) / c ceq (A- ) / c
]
以上两式相乘得：
Ka (HA) Kb (A- ) Kw
例 5-1 25 ℃ 时，HAc 的标准解离常数为 1.8×10-5,计算其共轭碱 Ac- 的标准解离常数。
软硬酸碱理论的应用
Hard and soft acids and bases
判断反应进行的方向
以反应(C2H5)3Si－I + AgBr→(C2H5)3Si－Br + AgI 为例, 反应能够向右进行, 是因为两个产物都满足了硬 － 硬和软–软结合的规律。
Ni和Cu的常见矿是硫化物矿，而Al和Ca则分别 以氧化物和碳酸盐形式存在。能否用HSAB 原则对比 作解释？

无机化学-酸碱平衡

原因 HAcH是A这c的些碱酸性的较区水分弱试(不剂易接受质子）
酸碱质子理论
4. 酸碱的强弱
• 为定量表示酸碱的相对强弱，我们以水 （最常见的溶剂，是一种两性物）作为基准 酸碱，以弱酸弱碱电离平衡的标准平衡常数 表示其强度。
酸碱质子理论
优点
●扩大了酸、碱范围，不局限于水溶液体系 ●把阿仑尼乌斯理论中的电离、中和、盐的水解统 一为“质子传递反应”。 ●与电离理论一样，可应用平衡常数定量衡量在某 溶剂中酸或碱的强度，得到广泛应用。
Cl- + NH4+
酸碱质子理论
3. 酸碱反应的实质：两个共轭酸碱对之间的质子传递
H+
水的解离
H2O + H2O OH－ + H3O+
酸碱解离
H+
HF + H2O
F- + H3O+
H+
H2O + NH3
NH4+ + OH-
酸碱质子理论
3. 酸碱反应的实质：两个共轭酸碱对之间的质子传递
H+
酸碱中和
4. 酸碱的强弱
取决于酸给出质子或碱接受质子能力的强弱, 必须在酸碱反应中才能够得以体现。
H+ 对于酸碱反应：
A1 + B2
强碱 强酸
H+
B1 + A2 弱酸 弱碱
若反应正向进行，则酸性A1＞A2；碱性B2＞B1
酸碱质子理论
4. 酸碱的强弱
取决于酸给出质子或碱接受质子能力的强弱, 必须在酸碱反应中才能够得以体现。
H+ HNO3 + H2O
H+ HNO3 + HAc

酸碱解离平衡

一元弱碱
当cb • Kb≥ 20KW 时
当ca / Ka≥ 500 ，且ca • Ka≥20KW时，可简化为
资料仅供参考,不当之处，请联系改正。
例题
• 计算 0.010 mol •L-1 HAc溶液的[H+]和 pH • 计算浓度为1.0 × 10-3 mol •L-1的乳酸溶液
的 pH • 计算 0.100 mol •L-1 NH4Cl溶液的 pH • 计算 0.100 mol •L-1 NaAc溶液的 pH
资料仅供参考,不当之处，请联系改正。
第四节 缓冲溶液
Buffer Solution
能抵抗少量外来强酸、强碱而保持其 pH基本不变的溶液
资料仅供参考,不当之处，请联系改正。
一、缓冲溶液及缓冲机制
㈠ 缓冲溶液及其组成
• 缓冲溶液（buffer solution） • 缓冲作用（buffer action）
constant） ——水的离子积（ion product water）
• KW = [H+][OH -]
资料仅供参考,不当之处，请联系改正。
水溶液的pH
• 中性溶液 [H+] = [OH -] = 1×10-7 mol•L-1 • 酸性溶液 [H+] ＞ 1×10-7 mol•L-1 ＞[OH -] • 碱性溶液 [H+] ＜ 1×10-7 mol•L-1 ＜[OH -] • pH = -lg [H+] • pOH = -lg [OH -]
• 当c≤10-6 mol •L-1时，必须同时考虑水解 离产生的[H+]
资料仅供参考,不当之处，请联系改正。
一元强酸溶液中，水的解离产生的[H+]为
一元强碱溶液中，水的解离产生的[OH -]为

第五章 酸碱平衡 [兼容模式]


(aq
)
+
H
2
O(l)
HPO
2− 4
(aq
)
+
OH
−
(aq
)
K b,1
=
Kw Ka,3
=
1.0 ×10−14 4.5 ×10−13
= 2.2 ×10−2
HPO
2− 4
(aq)
+
H
2
O(l)
H
2
PO
− 4
(aq)
+
OH
−
(aq)
K b,2
=
Kw K a,2
=
1.0 ×10−14 6.2 ×10−8
= 1.6 ×10−7
Kb
=
{ceq (HAc) / c }{ceq (OH − ) / c {ceq ( Ac− ) / c }
}
KbΘ
碱解离标准平衡常数或碱度常数
标准解离平衡常数的物理意义及特征
（1） 衡量弱电解质的解离程度，比较酸性
或碱性的相对强弱。
（2）是温度的函数。
（3）共轭酸碱对Ka 和Kb 的关系为
解离度(a)
③ 盐类水解反应也是离子酸碱的质子转移反
应。例如NaAc水解：
H+
Ac－+H2O
碱1 酸2
OH－ + HAc
碱2
酸1
④ 非水溶液中的酸碱反应，也是离子酸碱 的质子转移反应。例如NH4Cl的生成：
H+
HCl + NH3
酸
碱
1
2
NH
+ 4
+
Cl −
酸
碱
  1. 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
  2. 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
  3. 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。

第三节 弱酸、弱碱的解离平衡
一．一元弱酸、弱碱的解离平衡
1 解离常数 HAc
H+ + Ac-
Ka
aH aAc aHAc
[H ][Ac ] [HAc ]
NH3·H2O
NH4+ + OH-
K aa a 14 2020/9/19
b
NH4 OH NH3 H2O
[NH4][OH] [NH3 H2O]
例2. 计算0.10 mol·L-1 NaAc溶液的pH。
KHAc=1.76×10-5.
解： Ac- + H2O == HAc + OH-
5
2020/9/19
f=a/c
显然
a=fc
讨论：
（1）活度系数反映了离子之间相互牵制作用 的大小。
（2）离子电荷越高，溶液浓度越大，离子 间相互牵制作用越大，活度系数越小。
（3）对于电解质稀溶液，一般认为 f≈1， a≈c，可利用浓度代替活度进行计算。
6
2020/9/19
第二节 酸碱质子理论 电离理论的优点与不足
揭示了酸碱的本质。 把酸和碱局限在水溶液中，并且是分 子，又把碱限制为氢氧化物。
一、质子理论对酸碱的定义
凡能给出质子的物质都是酸；
凡能接受质子的物质都是碱。
7
2020/9/19
根据质子理论，
酸 = 碱 + H+
HCl = Cl- + H+
NH4+ = NH3 + H+ H2PO4- = HPO42- + H+ HPO42- = PO43- + H+
[Al（H2O）6]3+ = [Al（H2O）5OH]2+ + H+
它们之间的这种关系叫做共轭关系。构 成一对共轭关系的酸碱，叫做共轭酸碱对。
2020/9/19
小结：
1．在质子理论中，酸和碱可以是分子， 也可以是正负离子。
2．有的组分在某个共轭酸碱对中是酸， 但在另一个共轭酸碱对中却是碱（如 HPO42-，NH3，H2O）。
虽然强电解质在水中是完全电离的，但离 子间可以通过静电引力作用形成所谓的离子氛。
4
2020/9/19
由于离子氛的存在，离子间互相牵制，不能 完全自由运动，因而不能百分之百地发挥离子应 有效能。
三．活度 a 和活度系数 f
电解质溶液中离子实际发挥作用的浓度称为 有效浓度，或称为活度。
活度与浓度的比值称为活度系数：
H3O+ + AcNH4+ + OHH3O+ + OH-
酸碱中和 盐的水解
H3O+ + OHH2O + AcNH4+ + H2O
H2O + H2O HAc + OH-
H3O+ + NH3
酸碱反应的方向： 由强酸和强碱反应生成弱酸和弱碱。
上述反应在标准状态下进行时，哪个反应 是自发的 ?
13 2020/9/19
例1. 计算0.10mol·L-1 HAc溶液的H+浓 度和pH，α。
解： Ka（HAc）=1.76×10-5
因 0.10 / 1.76×10-5＞400
故
[H+ ]=
K
a
c
=
1.761050.10
= 1.33×10-3 mol·L-1 pH = -lg[H+] = 2.88
α = 1.33×10-3 / 0.10 =1.33% 19 2020/9/19
我们称水对于这些强酸具有拉平效应， 属于拉平试剂。
2020/9/19
质子理论
将强酸放在比 H2O 更难接受质子的溶 剂中测定电离常数。
如在HAc中，测得
HClO4 + HAc H2SO4 + HAc HCl + HAc
HNO3 + HAc
ClO4- + H2Ac+
HSO4- + H2Ac+ Cl- + H2Ac+ NO3- + H2Ac+
pKa=5.8
pKa=8.2 pKa=8.8 pKa=9.4
也就是说，HAc对它们有分辨作用，是 它们的分辨试剂。
2020/9/19
三、酸碱反应的实质
酸碱反应实质是两对共轭酸碱对之间 的质子传递反应。
H+
酸1 + 碱2
如
酸2 + 碱1
酸的电离 碱的电离 水的解离
2020/9/19
HAc + H2O H2O + NH3 H2O + H2O
一般查 不到
[N[HN3]H [H43]O[O ][H O]H]
K
W
K
b
11..08 11001545.561010
同理，对于Ac-来说，
16 2020/9/19
K
b
K
W
K
a
2. 有关计算
HAc（aq）== H+（aq）+ Ac-（aq）
初始浓度 c
0
0
平衡浓度 c -x
x
x
Ka
[H ][Ac ] [HAc ]
第五章 酸碱解离平衡
1
2020/9/19
第一节 强电解质溶液理论
一、问题的提出
几种盐水溶液的冰点下降情况
盐
b
△Tf /K
△Tf /K
i = 实验值
计算值
mol·kg-1 （计算值） （实验值）
KCl 0.20 0.372 0.673 1.81
KNO3 0.20 0.372
0.664
1.78
MgCl2 0.10 0.186
0.519
2.79
Ca(NO)2 0.10
2
2020/9/19
0.186
0.461
2.48
结果表明
1.对于电解质水溶液，实验测定各依数性 质增大的倍数总是小于百分之百电离时质点所 应扩大的倍数。
2. 浓度越大，偏离越大。
3
2020/9/19
可强电解质在水 溶液中明明是完 全电离的啊？
二、离子氛
德拜-休克尔的离子氛模型
=
x2 c x
解之可得较精确的x。
17 当c / Ka＞400时，c - x≈c，故 2020/9/19
[H+] = [Ac-] = x =
K
a
c
HAc的解离度
α= x/c =
K
a
c
上式称为稀释定律。 与一元弱酸推导类似，对于一元弱碱
[OH-]=
K
b
c
18 2020/9/19
α = K b / c
说明：
① Ka 、Kb是酸、碱强弱的标志， Ka（或Kb）越小，酸（或碱）越弱。
② K可实验测定，也可由ΔrGm计算。
③ 298K时各种弱电解质的K可查表。
④ 离子酸碱的Ka 、Kb可间接计算。
15 2020/9/19
பைடு நூலகம்
以NH4+为例， NH4+ + H2O（l）== NH3 + H3O+
Ka
[NH3][H3O+] [NH4+]
3．共轭酸碱对中酸给出质子的能力越 强，其共轭碱接受质子的能力就越弱，反 之亦然。
2020/9/19
二．酸碱的强度
电离理论
用水中测得的Ka 、Kb表示酸和碱的 强度。
适用范围：弱酸、弱碱。
例如，在水中不能分辨出 HCl、HNO3、 H2SO4、HClO4的强弱，或者说水将它们给出 H+的能力拉平了。