酸碱反应.ppt
第六章 酸碱平衡,Chapter 6 Acid-base Equilibrium,本章学习要求,1.掌握酸碱质子理论：质子酸碱的定义，共轭酸碱对，酸碱反应的实质，共轭酸碱Ka和与Kb的关系; 2.掌握弱酸、弱碱的电离平衡，影响电离平衡常数和电离度的因素，稀释定律；运用最简式计算弱酸、弱碱水溶液的pH值及有关离子平衡浓度; 3.了解同离子效应，盐效应;,4.掌握酸碱指示剂的变色原理、指示剂的变色点、变色范围；,本章学习要求,酸碱理论发展的概况,1100-1600年 发现盐酸、硫酸、硝酸等强酸 1774年 法国科学家拉瓦锡提出： 酸的组成中都含有氧元素 十九世纪初 认为酸的组成中都含有氢元素 1884年 瑞典科学家Arrhenius提出电离理论 1923年 Bronsted和Lowry提出酸碱质子理论,6.1 酸碱质子理论,电离理论(ionization),电解质在水溶液中能电离 电离产生的阳离子全部是H+的物质是酸 电离产生的阴离子全部是OH-的物质是碱 完全电离强电解质； 不完全电离弱电解质,凡能给出质子的分子或离子称为酸( proton donor ) 凡能接受质子的分子或离子称为碱( proton acceptor),共轭关系,共轭酸碱对,1.酸碱质子理论 定义,NH4+,NH3 + H+,HCO3-,CO32- + H+,HCl,Cl- + H+,HCO3- + H+,酸,碱 + 质子,共 轭 酸 碱 对,共轭关系,H2CO3,说明: 两性物质:HCO3- 酸碱质子理论中没有盐的概念,2.酸碱反应,任何一个酸碱反应都是由较强酸和较强碱反应生成较弱的酸和碱。,根据质子理论，酸碱反应的实质是两个共轭酸碱对之间的质子转移反应。,3.水的质子自递反应,H2O+H2O H3O+OH- 简写为： H2O H+OH-,=c (H+ )/cq·c (OH-)/cq,水溶液中，酸碱的强弱用其离解常数Ka 或Kb 衡量。,4.酸碱离解常数,简写,电离常数的大小，表示了弱酸弱碱的电离程度的大小， Ka、Kb越大，表示弱酸弱碱的电离程度越大，溶液的酸、碱性越强。 电离常数是一种平衡常数，它只与温度有关，与浓度无关。,5.共轭酸碱对Ka 和Kb的关系,在一共轭酸碱对中, 酸的酸性越强，其共轭碱的碱性就越弱；反之，酸越弱，其共轭碱就越强。,平衡浓度,c(1-),c,c,当 5%时,Ka=c2,稀释定律,6.2 酸碱平衡的移动,1.浓度对酸碱平衡的影响,稀释定律的意义：在一定温度下，稀释弱电解质溶液时浓度变小，电离度必相应增大，但电离常数不变。 必须注意，弱酸溶液越稀，电离度就越大，但绝不可以认为溶液越稀，H+浓度也越大。,2.同离子效应和盐效应,0.1mol·L-1 HAc,甲基橙,滴加0.1mol·L-1NaAc,在弱电解质溶液中加入一种含有相同离子的强电解质，使弱电解质电离平衡向左移动，从而降低弱电解质电离度的现象叫做同离子效应,盐效应（异离子效应） 由于强电解质的加入增加了溶液中的离子浓度，使溶液中离子间的相互牵制作用增强, 离子结合为分子的机会减小，即分子化速度降低，因而重新达到平衡时电离度有所增加。,同离子效应存在的同时，也存在盐效应，但盐效应很弱，一般计算中可忽略。,例题,在氨水溶液中分别加入HCl、NH4Cl、NaCl、NaOH、H2O对氨水电离平衡有何影响？ , pH有何变化？,解: NH3·H2O NH4+OH- pH HCl NH4Cl NaCl NaOH H2O,变大,变小,变小,变小,变小,变大,变小,变大,变大,变大,水的电离： H2O H+OH- K=c(H+)c(OH-)/c(H2O) KW =c(H+)c(OH-)=K · H2O 22时，KW =10-14 即一定温度下 ，水溶液中H+和OH-浓度乘积是一个常数。,水的离子积,1. 水溶液的pH值,6.3 酸碱平衡中有关浓度的计算,溶液酸碱性和pH值,稀溶液中，用pH值表示酸碱性： pH=-log c(H+) c(H+)c(OH-) =KW =10-14 pH+pOH=14,pH值的测定,酸碱指示剂：借助颜色变化来指示溶液的pH值。 HIn H+In- pH试纸：由多种指示剂混合溶液浸透试纸后晾干而成。 pH计,强酸（碱）,完全电离,例: 计算110-7mol .L-1 HCl溶液中的H+浓度。,2.酸碱溶液pH值的计算,cK20Kw 时，忽略水的电离 当 4.4% 或 c/K 500时,一元弱酸（碱）,B:,HA:,例: 分别计算0.10mol .L-1 HAc 和 0.10mol .L-1 NaAc 溶液的pH值。,多元弱酸 Ka1 Ka2 Ka3 ，c(H+) 主要决定于第一步电离， c(H+)计算同于一元弱酸:,多元弱酸（碱）,c/Ka1 500时,在二元弱酸中，Ka1 Ka2 , 忽略第二步电离，其酸根浓度近似等于Ka2 。,例: 计算0.10mol .L-1 Na2CO3溶液中的c(OH-)、 c(HCO3-)、c(H2CO3) 。,两性物质的酸碱性决定于相应酸常数和碱常数的相对大小：酸常数较大，则显酸性；碱常数较大，则显碱性。,两性物质,HA- :,例：分别计算0.20 mol .L-1 NaH2PO4、 Na2HPO4 溶液的pH 。,最简式,1.缓冲溶液的缓冲原理,缓冲溶液：能抵抗外加少量强酸、强碱或 水的影响，保持pH基本不变的溶液。,溶液的这种作用称为缓冲作用,缓冲溶液的组成：,弱酸及其共轭碱 弱碱及其共轭酸,6.4 缓冲溶液(Buffer Solution),两性物质,100ml 0.1mol·L-1HAc 0.1mol·L-1NaAc溶液 HAc部分电离： HAc H+Ac- NaAc完全电离：NaAc = Na+Ac- pH=4.75,加入1ml0.1mol·L-1HCl溶液:,加入1ml0.1mol·L-1NaOH溶液:,2.缓冲溶液的pH值,缓冲溶液的pH值主要决定于酸（碱）的pKa （pKb ），其次与c(酸)/c(碱)有关。对一确定缓冲体系，可通过在一定范围内改变c(酸)/c(碱)，调节缓冲溶液的pH值。,（1）当共轭酸碱对的浓度相等时，溶液总浓度越大，缓冲能力越强。 （2）缓冲溶液总浓度一定时，共轭酸碱对的浓度相等时，即 pH = pKa ( 或pOH=pKb) 时，缓冲能力最大。 （3）缓冲溶液具有一定的缓冲范围： c(酸)/c(碱)=1/1010/1 时，溶液具有有效缓冲能力，这时 pH= pKa 1 或pOH= pKb 1,缓冲容量：1升缓冲溶液的pH值改变一个单位时所需加入的强酸或强碱的量。,3.缓冲容量,选择依据：,4.缓冲溶液的选择与配制,缓冲组分不能与反应物或产物发生化学反应 缓冲系的pKa尽量接近pH 缓冲组分浓度控制一定范围：0.05mol·L1 0.5mol·L-1,1）用相同浓度的弱酸及其共轭碱溶液，按不同体积比例混合配制,例1 如何配制1L pH=5.0具有中等缓冲能力的缓冲溶液？,解：,例2：欲配制pH=9.0的缓冲溶液, 应在500mL 0.1mol .L-1 NH3.H2O溶液中加入多少克NH4Cl(s)?,2）在一定量弱酸 / 碱溶液中加入固体共轭碱 / 酸 来配制,解：,3）在过量弱酸/碱中加入一定量强碱/酸,例3：将0.1mol·L1NH3·H2O50ml与30ml 0.1mol·L1HCl混合，能否形成缓冲液？其pH值为多少？,解：,在一定的pH范围内能发生颜色突变的指示剂叫酸碱指示剂。通常是一类复杂的有机弱酸/碱。 Acid-Base Indicators：near the equivalence point the solution pH to change drastically. Indicators that change color as a function of pH. Indicators are weak acids that change color when they gain or lose their acidic proton(s).,6.5 酸碱指示剂,1.定义,甲基橙指示剂结构与颜色：,酚酞指示剂结构与颜色：,2.酸碱指示剂的作用原理,End of Chapt.6,
