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第五章 酸碱平衡

第五章 酸碱平衡. § 5.1 酸碱质子理论概述. § 5.2 水的解离平衡和 pH 值. § 5.3 弱酸、弱碱的解离平衡. § 5.4 缓冲溶液. § 5.5 酸碱指示剂. § 5.6 酸碱电子理论与配合物概述. § 5.7 配位反应与配位平衡. § 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. 5.1.2 酸碱质子理论的基本概念.

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第五章 酸碱平衡

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Presentation Transcript

  1. 第五章 酸碱平衡 § 5.1 酸碱质子理论概述 § 5.2 水的解离平衡和pH值 § 5.3 弱酸、弱碱的解离平衡 § 5.4 缓冲溶液 § 5.5 酸碱指示剂 § 5.6 酸碱电子理论与配合物概述 § 5.7 配位反应与配位平衡

  2. § 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

  3. 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）

  4. 酸 H+ +碱 + - + HAc H Ac - + - + 2 H PO H HPO 2 4 4 - + - + 2 3 HPO H PO 4 4 + + + NH H NH 4 3 + + [ ] + CH NH H CH NH 3 3 3 2 + + 3 2 + [ ] [ ] + Fe(H O) H Fe(OH)(H O) 2 6 2 5 + + 2 + [ ] + [ ] Fe(OH)(H O) H Fe(OH) (H O) 2 5 2 2 4

  5. 　　酸 H+ + 碱 例：HAc的共轭碱是Ac－ ， Ac－的共轭酸HAc， HAc和Ac－为一对共轭酸碱。 两性物质： 既能给出质子，又能接受质子的物质。

  6. HF(aq) H+ + F－(aq) H+ + H2O(l) H3O+(aq) HF(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + F－(aq) H+ H2O(l)+H2O(l) H3O+(aq) +OH－(aq) ①酸碱解离反应是质子转移反应，如HF在水溶液中的解离反应是由给出质子的半反应和接受质子的半反应组成的。 ② 水是两性物质，它的自身解离反应也是质子转移反应。 酸(1) 碱(2) 酸(2) 碱(1)

  7. H+ Ac－+H2O OH－+ HAc H+ + H2O H3O+ + NH3 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： 碱(1) 酸(2) 碱(2) 酸(1) NH4Cl水解： 酸(1) 碱(2) 酸(2) 碱(1)

  8. H+ H+ 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： 液氨中的酸碱中和反应：

  9. HAc HCN 5.8×10-10 1.8×10-5 5.1.3 酸的相对强度和碱的相对强度 酸和碱的强度是指酸给出质子的能力和碱接受质子的能力的强弱。

  10. 酸越强，其共轭碱越弱； 碱越强，其共轭酸越弱。

  11. § 5.2 水的解离平衡和pH值 5.2.1 水的解离平衡 5.2.2 溶液的pH值

  12. H2O (l) + H2O(l)H3O+ (aq) + OH－(aq) 或 H2O (l) H+ (aq) + OH－(aq) + - c ( H O ) c ( OH ) =1.0×10-14 = 3 c c =5.43×10-13 + - c ( H O ) c ( OH ) 或 = 3 T ，  — 水的离子积常数，简称水的离子积。 5.2.1 水的解离平衡 25℃纯水：c(H+)= c(OH－)=1.0×10-7mol·L-1 100℃纯水：

  13. { } = - + pH lg c (H O ) 3 { } = - - pOH lg c (OH ) 令 { } { } = = + - - × c (H O ) c (OH ) 1.0 10 14 根据 3 - - = - = + - lg c ( H ) lg c ( OH ) lg 14 即 \ + = = pH pOH p 14 5.2.2 溶液的pH值

  14. § 5.3 弱酸、弱碱的解离平衡 5.3.1 一元弱酸、弱碱的解离平衡 5.3.2 多元弱酸的解离平衡 5.3.3 盐溶液的酸碱平衡

  15. HAc(aq)+H2O(l) H3O+(aq)+Ac－(aq) { } { } + - c ( H O ) c ( Ac ) = ( HAc ) 3 { } c ( HAc ) x 2 = ( HAc ) - 0 . 10 x 5.3.1 一元弱酸、弱碱的解离平衡 1.一元弱酸的解离平衡 初始浓度/mol·L-1 0.10 0 0 平衡浓度/mol·L-1 0.10－x xx x=1.3×10－3

  16. =c{(H3O+)}{c(OH－)} c(H3O+) = c(Ac－) = 1.3×10－3 mol·L-1 c(HAc)=(0.10-1.3×10－3)mol·L-1≈0.10mol·L-1 c(OH－) =7.7×10－12 mol·L-1 解离度(a)

  17. α与 的关系： HA(aq) H+(aq) + A－(aq) 稀释定律：在一定温度下(为定值)，某弱电解质的解离度随着其溶液的稀释而增大。 初始浓度 c0 0 平衡浓度 c– cαcαcα

  18. = = × - - × c ( OH ) 0 . 200 0 . 95 % 1 . 9 10 3 = - = - - = - × pH 14 pOH 14 ( lg 1 . 9 10 ) 11 . 27 3 + - - × c ( NH ) c ( OH ) ( 1 . 9 10 ) 3 2 = = ( NH ) 4 - 3 - × c ( NH ) 0 . 200 1 . 9 10 3 3 = - × 1 . 8 10 5 2. 一元弱碱的解离平衡： 例：已知25℃时， 0.200mol·L-1氨水的解离度为 0.95%，求c(OH－), pH值和氨的解离常数。 c0 0.200 0 0 ceq 0.200(1– 0.95%) 0.200×0.95% 0.200×0.95%

  19. 5.3.2 多元弱酸的解离平衡

  20. 例题：计算 0.010 mol·L-1 H2CO3溶液中的 H3O+, H2CO3,　 　，　 和OH－的浓度以及溶液的pH值。

  21. ① 多元弱酸的解离是分步进行的，一般 。溶液中的 H+主要来自于弱酸的第一步解离，计算 c(H+)或 pH 时可只考虑第一步解离。 　 ② 对于二元弱酸 ，当 　时，c(酸根离子) ≈ 　，而与弱酸的初始浓度无关。　　　 结论： 　 ③ 对于二元弱酸，若 c(弱酸)一定时，c(酸根离子)与 c2(H3O+)成反比。　　

  22. ※

  23. 5.3.3 盐溶液的酸碱平衡 1.强酸弱碱盐（离子酸） (1) + (2) = (3) 则

  24. 2. 弱酸强碱盐（离子碱） NaAc , NaCN……一元弱酸强碱盐的水溶液成碱性，因为弱酸阴离子在水中发生水解反应。如在NaAc水溶液中：

  25. 多元弱酸强碱盐也呈碱性，它们在水中解离产生的阴离子都是多元离子碱，它们的水解都是分步进行的。 如Na3PO4的水解：

  26. 例题：计算0.10mol·L-1Na3PO4溶液的pH值。 解： ceq/ (mol·L-1 )0.10 – x x x

  27. 3.酸式盐 解离大于水解， NaH2PO4溶液显弱酸性；相反,Na2HPO4溶液解离小于水解,显弱碱性。 思考：其相关常数等于多少？

  28. *4. 弱酸弱碱盐

  29. ② 温度：水解反应为吸热反应， ＞0 ，T↑, K ↑，水解度增大。 5.影响盐类水解的因素 ①盐的浓度：c盐↓ , 水解度增大。 ③溶液的酸碱度：加酸可以引起盐类水解平衡的移动，例如加酸能抑制下述水解产物的生成。 • 有些盐类，如Al2S3,(NH4)2S 可以完全水解。

  30. § 5.4 缓冲溶液 5.4.1 同离子效应 5.4.2 缓冲溶液 5.4.3 缓冲溶液pH值的计算 *5.4.4 缓冲范围和缓冲能力

  31. Ac–(aq) HAc(aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + Ac–(aq) NH4Ac(aq) (aq) + 5.4.1 同离子效应 平衡移动方向 同离子效应：在弱电解质溶液中，加入与其含有相同离子的易溶强电解质而使弱电解质的解离度降低的现象。

  32. 　解：HAc(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+Ac－(aq) 例：在 0.10 mol·L-1 的HAc 溶液中，加入 NH4Ac (s)，使 NH4Ac的浓度为 0.10 mol·L-1，计算该溶液的 pH值和 HAc的解离度。 c0/ (mol·L-1)0.10 0 0.10 ceq / (mol·L-1)0.10 – x x 0.10 + x 0.10 ± x ≈ 0.10 x = 1.8×10-5 c(H+) = 1.8×10-5 mol·L-1 pH = 4.74，α = 0.018% 0.10 mol·L-1 HAc溶液：pH = 2.89，α = 1.3%

  33. 5.4.2 缓冲溶液 实验： 加入1滴(0.05ml) 1mol·L-1 HCl 加入1滴(0.05ml) 1mol·L-1 NaOH 50ml纯水pH = 7 pH = 3 pH = 11 50mLHAc—NaAc [c(HAc)=c(NaAc)=0.10mol·L-1] pH = 4.74 pH = 4.73 pH = 4.75 缓冲溶液：具有能保持本身pH值相对稳定性能的溶液(也就是不因加入少量强酸或强碱而显著改变pH值的溶液)。

  34. 缓冲作用原理 加入少量强碱：

  35. 溶液中较大量的HA与外加的少量的OH－生成A–和H2O，当达到新平衡时,c(A–)略有增加, c(HA)略有减少，　　　变化不大，因此溶液的c(H3O+)或pH值基本不变。 溶液中大量的A–与外加的少量的H3O+结合成HA，当达到新平衡时，c(HA)略有增加，c(A–)略有减少，变化不大，因此溶液的c(H3O+)或pH值基本不变。 加入少量强酸：

  36. 平衡浓度 5.4.3 缓冲溶液pH值的计算 ⒈ 弱酸—弱酸盐： 例HAc－NaAc，H2CO3—NaHCO3 • 由于同离子效应的存在，通常用初始浓度c0(HA) ,c0(A－)代替c(HA) ,c(A－) 。

  37. 2. 弱碱 — 弱碱盐 NH3 ·H2O — NH4Cl

  38. 例1： 例2： 3.由多元弱酸酸式盐 组成的缓冲溶液 如 NaHCO3—Na2CO3 , NaH2PO4—Na2HPO4 ①溶液为酸性或中性

  39. 例1： ②溶液为碱性 应按水解平衡精确计算。

  40. 例2：

  41. ①缓冲溶液的pH值主要是由 或 决定的， 结论： ②缓冲溶液的缓冲能力是有限的； ③缓冲能力与缓冲溶液中各组分的浓度有关，c(HA)，c(B)及 c(A－)或c(BH+)较 大时,缓冲能力强。

  42. 反应 继续反应 — 例题： 求 300mL 0.50mol·L-1 H3PO4和 500mL 0. 50mol·L-1 NaOH的混合溶液的pH值。 解：先反应再计算

  43. 4.缓冲溶液的缓冲性能的计算 例题：若在 50.00ml 0.150mol·L-1 NH3 (aq)和 0.200 mol·L-1 NH4Cl组成的缓冲溶液中，加入0.100ml 1.00 mol·L-1的HCl ，求加入HCl前后溶液的pH值各为多少？ 解：加入 HCl 前：

  44. NH3(aq) + H2O (l) (aq) +OH－(aq) 加入 HCl 后： 加HCl前浓度/(mol·L-1) 0.150 0.200 加HCl后初始浓度/(mol·L-1) 0.150-0.0020 0.200+0.0020 平衡浓度/(mol·L-1) 0.150-0.0020-x 0.200+0.0020+xx

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