7弱酸碱的电离平衡.ppt
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1、,第3 章 水 化 学,3.1 水溶液中的单相离子平衡 3.2 难溶电解质的多相离子平衡 3.3 表面活性剂,教学内容,本章学习要求,明确酸碱的近代概念,酸碱的解离平衡和缓冲溶液的概念,掌握有关pH的计算;了解配离子的解离平衡及其移动;,掌握沉淀与溶解平衡、溶度积规则及其有关计算;,了解表面活性剂的结构、基本性质、作用及在油田上的应用;,3.1 水溶液中的单相离子平衡,根据电解质解离度的大小,将电解质分为强电解质和弱电解质两类。强电解质在水中全部解离,而弱电解质在水溶液中只有部分解离,大部分仍以分子形式存在。弱电解质在水溶液中存在解离平衡。,3.1.1 酸碱的电离平衡,水溶液中的单相离子平衡一
2、般分为酸、碱的解离平衡及配离子的解离平衡两类。,一、基本概念,1. 酸碱的概念, 酸:在水中电离出的阳离子全部为H+, 碱:在水中电离出的阴离子全部为OH-,H2SO4 = HSO4 + H+,NaOH = Na+ + OH-, 中和反应的实质 H+ + OH- = H2O, 水溶液中电解质部分电离,Svante August Arrhenius 瑞典化学家,1903因此理论 获诺贝尔奖,阿仑尼乌斯电离理论,酸碱电离理论的缺陷: 把酸、碱的定义局限于以水为溶剂的系统。,无法解释NH3、Na2CO3均不含OH,也具有碱性。,酸碱质子理论:,酸:能给出质子的物质 碱:能结合质子的物质,共轭酸碱概念
3、,酸碱质子理论扩大了酸碱的范围,它比电离理论更广泛,其酸碱的定义只以H+为判据,与溶剂无关,可以解释NH3、Na2CO3以及NH4Cl等的酸碱性。,两性物质: H2O, HCO3 (所有酸式根) 无盐的概念: NH4Cl (酸碱复合物),酸碱电子理论,凡能接受电子对的物质是酸,凡能给出电子对的物质是碱,也称为路易斯酸碱理论。 H+ + OH- = H2O 酸 + 碱 = 酸碱加合物,如:Cu2+ + 4NH3 Cu(NH3)42+ 深蓝色 酸 碱 加合物 酸碱电子理论摆脱了酸必须含有H的限制,包括的范围更广。,pH = lgc(H+ )/c0 pOH= lgc(OH- )/c0 pH+pOH=
4、14,2.pH和pOH,1、电离常数,一元弱酸碱 HAc(aq) = H+(aq) + Ac(aq),二、一元弱酸碱的电离,酸:acid,可简化为:,Ka、Kb:与温度有关,其值可由热力学数据求算,也由实验测定,其值越大,表酸(碱)的酸(碱)性越强。,同理一元弱碱的电离用解离常数Kb (碱base)表示,如: NH3+ H20 = NH4+ + OH-,可简化为:,同类型弱酸(碱)的相对强弱可由解离常数值的大小得出:,如KaHF=3.5310-4 KaHAc=1.7610-5,则酸性HF强于HAc,HF,H2SO3,HNO2,H3PO4 一般称为中强酸,一般Ka在10-210-7为弱酸,小于1
5、0-7为极弱酸。,表示电离程度还可用电离度表示,后者与温度和浓度有关。,共轭酸碱解离常数之间关系,根据已知弱酸(碱)的解离常数Ka(Kb),可计算得其共轭离子碱(酸)的Kb(Ka)。以Ac为例 Ac(aq) + H2O(l) = HAc(aq) + OH(aq),常温时,Kw = 1.0 1014,即 K a K b = Kw , Kw称为水的离子积常数,思考1:对于共轭酸碱的概念,若其共轭酸越强,则其共轭碱越弱。此结论正确吗?,Ka、Kb互成反比,体现了共轭酸碱之间的强度对立统一的辨证关系。,设一元弱酸HA的浓度为c HA = H+ + A- 起始浓度 c 0 0 平衡浓度 c-x x x,
6、则,同理,对于一元弱碱:,2、PH值的计算,如果c/ka400, c-xc,例1 已知HAc的Ka =1.7610-5,计算3.0%米醋(含HAc浓度为0.50 moldm-3)的pH。,解:设米醋溶液中H+的平衡浓度为x moldm-3, 则 HAc(aq) = H+(aq) + Ac-(aq) 平衡浓度/moldm-3 0.50 x x x,Ka = 1.7610-5 c / Ka 400 0.50 x 0.5,思考:0.1 mol.dm-3的NH4Cl的pH值?已知氨的 Kb=1.7610-5,三、 多元弱酸和多元弱碱,多元弱酸(碱)的解离是分级进行的,每一级解离都有一个解离常数,以磷酸
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- 弱酸 电离 平衡
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