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1、4-5 水溶液中的几种平衡,一、 水的离解平衡和溶液的酸碱性 二、 弱酸、弱碱的离解平衡 三、 缓冲溶液 四、 难溶电解质的溶液平衡 五、 配位平衡 六、 氧化还原反应,教学内容,课后作业,教学目的,第四章 溶液中的离子平衡 1 酸碱理论 2 水的解离和溶液酸碱性 3一元弱酸和一元弱碱的离解平衡; 4同离子效应与缓冲溶液; 5溶度积与溶度积规则,作业:P118,1.了解一元弱酸和一元弱碱的离解平衡特点; 2.掌握一元弱酸、弱碱溶液pH的计算方法; 3.了解溶度积的概念及难溶电解质的溶解平衡特点及溶度积规则。,本次课教学安排,1、酸碱理论,1.1 酸碱电离理论 1.2 酸碱质子理论 1.3 酸碱
2、电子理论,1.1 酸碱电离理论,瑞典物理化学家阿仑尼乌斯,他的最大贡献是1884年提出了电离学说,这一学说是物理化学发展初期的重大发现,对溶液性质的解释起过重要的作用,它是物理和化学之间的一座桥梁。阿累尼乌斯因创立电离学而获得了1903年的诺贝尔化学奖。,电解质在水溶液中能够解离,凡解离产生H离子的物质叫做酸;解离产生OH 离子的物质叫做碱。,1.1 酸碱电离理论,酸碱电离理论从物质的化学组成上揭露了酸碱的本质:H是酸的特征,OH是碱的特征,中和反应的实质就是 H+ OH H2O。,把酸碱的概念仅限于水溶液中,无法解释物质在非水溶剂中的酸碱性问题;也无法解释NH4Cl、AlCl3、Na2CO3
3、、Na3PO4等物质的酸碱性问题。,酸碱电离理论的局限性:,1.2 酸碱质子理论,布朗斯特,丹麦物理学家,曾任哥本哈根大学化学教授,1923年创建了酸碱质子理论。,凡是能给出质子H的物质都是酸; 凡是能接受质子H的物质都是碱。,1.2 酸碱质子理论,质子理论只限于质子的给出和接受,必须含有H+,不能包括那些不交换质子而又具有酸性的物质。例如SnCl4、AlCl3这些物质虽然不含有质子H+,但它们和含氢的酸一样,在非水溶剂中仍然可以中和碱。这种现象质子论就不能解释了。,1.3 酸碱电子理论,路易斯,Lewis G.N.,1875-1946,美国物理化学家路易斯,结合酸碱的电子结构,1923年提出
4、了酸碱电子理论。,酸是电子对接受体,碱是电子对给予体。酸碱反应的实质是配位键的形成并形成酸碱配合物。,凡是可以接受电子对的物质称为酸;,凡是可以给出电子对的物质称为碱;,1.3酸碱电子理论, 酸碱电子理论的定义涉及到了物质的微观结构,使酸碱理论与物质结构有机地联系起来。化合物中普遍存在配位键,因此路易斯酸碱的范围极其广泛,酸碱配合物无所不包,凡金属离子都是酸,与金属离子结合的不管是阴离子还是中性离子都是碱,一切盐类、金属氧化物及其它大多数化合物都是酸碱配合物;,1.3 酸碱电子理论, 酸碱电子理论对酸碱的定义,摆脱了体系必须具备某种离子或元素,也不受溶剂的限制,而立论于物质的普遍组合,以电子对
5、的给出和接受来说明酸碱的反应,故它更能体现物质的本质属性,较前面几个酸碱理论更为全面和广泛。但是由于路易斯理论对酸碱的认识过于笼统,因而不易掌握酸碱的特性。, 在酸碱电子理论中,一种物质究竟属于酸还是属于碱,要在具体的反应中确定,不能脱离环境去辨认物质的归属;,2、水的离解平衡和溶液的酸碱性,水是最重要的溶剂,我们要讨论的离子平衡都是在水溶液中进行的,水溶液的酸碱性取决于溶质和水的解离平衡。,H2O(l) H+ + OH,H+ OH=(1.00410-7 )2 =1.010-14 =Kw,水的离子积常数Kw:(纯液态不计入平衡关系式),(8-1),Kw反映了水溶液中H+离子浓度和OH离子浓度间
6、的相互关系,知道了H+离子浓度,就可算出OH离子浓度,反之亦然。任何物质的水溶液,不论它是中性、酸性还是碱性,都同时含有H+ 离子和OH 离子,只不过它们的相对多少不同而已。,溶液的酸碱性:,一些H+离子浓度很小的溶液,常采用pH值来表示溶液的酸碱性。,溶液中H+离子浓度的负对数叫做pH值;,也可用pOH值表示溶液的酸碱性;pOH=-lgOH ,因为 H+ OH =1.010-14,两边同时取负对数,则 pH + pOH =14,pH=-lgH+,pH值:,溶液的H+在110-14 molL-1之间时,使用pH值来表示,这时pH值范围在014;更强的酸性溶液pH值可以小于0,更强的碱性溶液pH
7、也可以大于14,在这种情况下,使用摩尔浓度molL-1表示更为方便。,pH = 7, 溶液是中性; pH7, 溶液是酸性; pH7, 溶液是碱性;,pH值:,一些物质的酸度(pH),土壤:57 海水:7.88.3 人体液和分泌物: 血液:7.357.45 胃液: 0.87(0.13molL-1) 肝胆汁:7.48.5 胆囊胆汁: 5.46.9 脑脊液:7.4 粪便:7.07.5 胰液:8.0 尿(正常):4.88.4 肠液: 7.7 静止细胞内:7.07.5 眼房水:7.2 唾液:7.2 人乳:7.4,3、弱酸弱碱的解离平衡,3.1 一元弱酸弱碱的解离平衡常数 3.2 多元弱酸的解离平衡,3.
8、1 一元弱酸弱碱的解离平衡常数,弱酸,弱碱,3.1 一元弱酸弱碱的解离平衡常数,共轭酸碱对的Ka与Kb互成反比关系,Ka越大,Kb就越小,知道了Ka的值,便可求出Kb,反之亦然。,(8-2),3.1 一元弱酸弱碱的解离平衡常数,3.1 一元弱酸弱碱的解离平衡常数,3.1 一元弱酸弱碱的解离平衡常数,通过例题1的计算,推导出计算一元弱酸或弱碱溶液中H+或OH 的最简公式。,298K时,HAc的Ka=1.76105,计算0.10 molL1的HAc溶液中H+离子的浓度。,例题1,3.1 一元弱酸弱碱的解离平衡常数,3.1 一元弱酸弱碱的解离平衡常数,3.1 一元弱酸弱碱的解离平衡常数,(8-3),
9、(8-4),3.1 一元弱酸弱碱的解离平衡常数,3.2 多元弱酸的解离平衡,在溶液中每个分子能给出多个质子的酸叫做多元酸。例如,H2S、H2CO3是二元弱酸,H3PO4是三元弱酸等。如在H2S水溶液中同时存在多个平衡:,3.2 多元弱酸的解离平衡,,两式相加,平衡常数相乘,3.2 多元弱酸的解离平衡,试计算H2S饱和水溶液中的H+、HS 、S2 和OH离子的浓度。,例题3,3.2 多元弱酸的解离平衡,例题3,(8-9),3.2 多元弱酸的解离平衡,例题3,3.2 多元弱酸的解离平衡,(8-10),3、弱酸弱碱的解离平衡,弱酸弱碱解离平衡公式小结,4、缓冲溶液,4.1 缓冲溶液的定义 4.2 缓冲作用的原理 4.3 缓冲溶液的pH值 4.4 缓冲溶液的选择与配制 4.5 分析常用的缓冲溶液,1. 缓冲溶液的定义,2. 缓冲作用的原理,3. 缓冲溶液的pH值,4. 缓冲溶液的选择与配制,4. 缓冲溶液的选择与配制,
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