第9章 酸碱平衡Word文档格式.docx
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酸性:
HCl>
H3O+
碱性:
H2O>
Cl-
强酸和强碱作用生成弱酸弱碱的过程,是不可逆过程。
(2)弱酸的电离
HAc+H2O=H3O++Ac-
弱酸1弱碱2强酸2强碱1
NH3+H2O=NH4++OH-
HAc<
H3O+碱性:
H2O<
Ac-
NH4+碱性:
NH3<
OH-
弱酸弱碱作用生成强酸强碱的反应,是可逆过程。
(3)水的自偶电离
H2O+H2O=H3O++OH-
弱酸弱碱的相互作用是生成强酸强碱的反应是可逆过程。
(4)盐类的水解
Ac-+H2O=HAc+OH-
弱碱1弱酸2强酸1强碱2
也是弱酸弱碱作用生成强酸强碱的反应,是可逆过程。
(5)中和反应
二个共轭酸碱对之间的质子传递反应,强碱夺取强酸中的质子,生成更弱的酸及碱的反应。
(6)酸碱性强弱的比较
电离平衡常数
例1:
HAc+H2O=H3O++Ac-
Ka=[H+][Ac-]∕[HAc]
[H2O]是常数
Ka称为酸常数
例2:
NH3+H2O=NH4++OH-
Kb=[NH4+][OH-]∕[NH3]
Kb称为碱常数
(7)酸碱常数的相互关系
Ac-+H2O=OH-+HAc
Ka·
Kb=KW
(8)溶剂对酸碱性的影响
强酸1强碱2弱酸2弱碱1
在水中,
HAc+H2O=H3O++Ac-
H2O是区分溶剂
在液氨中,
HCl+NH3=NH4++Cl-
HAc+NH3=NH4++Ac-
强酸1强碱2弱酸2弱碱1
液氨是拉平溶剂
3.酸碱反应
实质:
质子从酸1转移给碱2,从而生成酸2和碱1。
酸1碱2酸2碱1
HCl+NH3=NH4++Cl-
H2O+NH3=NH4++OH-
HAc+H2O=H3O++Ac-
Al(H2O)63++H2O=H3O++Al(H2O)5(OH)2+
9-2水的离子积和pH
9-2-1水的自偶电离
1.水的离子积常数Kw
H2O+H2O=H3O++OH-
简写为:
H2O=H++OH-
平衡时:
Kc=[H+][OH-]/[H2O]
精确测定295K1L纯水中:
[H+]=[OH-]=1.00×
10-7mol.L-1
1升水中:
nH2O=55.56mol
则:
[H2O]=55.56-10-7=55.56mol.L-1=常数。
故:
[H+][OH-]=Kc[H2O]
令:
Kc×
55.56=Kw
得:
Kw=[H+][OH-]
Kw:
水的离子积常数。
热力学方法计算Kw:
见书313页。
水的自电离反应吸热,温度升高Kw增大。
见书313页表9-1。
常温下:
Kw=1.00×
10-14。
2.PH值
1909年,丹麦生理学家索仑生提出用PH表示水溶液的酸度。
pH=-lg[H+]
同样,pOH=-lg[OH-]
常温pH+pOH=14
常温下pH=7中性溶液
pH<
7酸性溶液
pH>
7碱性溶液
pH的适用范围:
0-14。
常见水溶液的pH值见书314图9-1。
9-3酸碱盐溶液中的电离平衡
9-3-1强电解质
电离理论:
强电解质在水中完全电离。
强电解质包括:
典型的离子键化合物、强极性键共价型化合物(强酸、强碱、多数盐)。
强电解质溶液的特点:
1、实验证明:
强电解质电离的离子并不全是自由离子。
原因:
离子间的相互牵制作用。
2、强电解质电离的离子可能与水发生水解反应。
3、强电解质浓溶液的不完全电离。
P.316
9-3-2弱电解质
弱电解质在水中部分电离。
弱电解质包括:
弱酸、弱碱。
1、弱电解质在溶液中的电离:
电离平衡:
弱酸:
HA+H2O⇋H3O++A-
弱碱:
B+H2O⇋BH++OH-
2、电离平衡状态的定量描述
(1)电离度
概念:
电解质电离百分数。
α=(已电离分子数/电离前分子总数)×
100%
分子数可由物质的量或浓度代替。
(2)电离平衡常数:
HA+H2O⇋H3O++A-
Ka=[H3O+][A-]/[HA]
A-+H2O⇋HA+OH-
Kb=[HA][OH-]/[A-]
共轭酸碱对:
Ka×
Kb=[H3O+]×
[OH-]=Kw
温度一定时,Ka、Kb是常数,可查表。
[例9-1]P.317
结论:
共轭酸碱常数可以互求.且酸越强,其共轭碱越弱.
Ka和Kb是一种平衡常数,可以估计弱电解质电离的趋势。
K值越大,电离常数越大。
Ka越大,酸越强;
Ka越小,酸越弱
Kb越大,碱越强;
Kb越小,碱越弱.见表9-3P.318
(3).K与α的关系:
HA(aq)⇋A(aq)+H+(aq)
c
c(1-α)cαcα
[H+][A]c2α2cα2
Ka=————=———≈——(<
5%1-≈1)
[HA]c(1-α)1
=
稀释公式的意义:
(1)对同一弱电解质,Ki基本不变,溶液越稀,弱电解质的电离度越大。
(2)不同的弱电解质,浓度相同时,ɑ随Ki增大而增大。
P316表9-2
9-4水溶液化学平衡的计算
9-4-1一元弱酸
水溶液中:
H2O+H2O⇋H3O++OH-
HA+H2O⇋H3O++A-
近似:
忽略水的自电离。
HA(aq)+H2O(l)⇋A(aq)+H3O+(aq)
起始浓度c00(忽略水的电离)
平衡浓度c-[H3O+][A][H3O+]
=[H3O+]
Ka=[H3O+]2/(c-[H3O+])
近似式:
最简式(c/Ka>
500):
9-4-2一元弱碱
A(aq)+H2O(l)===HA(aq)+OH-(aq)
起始浓度c00
平衡浓度c-[OH-][HA][OH-]
=[OH-]
Kb=[OH-]2/(c-[OH-])
最简式(c/Kb>
[例9-2]
(1)计算0.1mol·
L-1HAC溶液的[H+]和ɑ.P.320
(2)计算1×
10-5mol·
L-1HAC溶液的[H+]和ɑ.
[例9-3][例9-4]P.321
9-4-3同离子效应
讨论溶液中其它离子的存在对弱电解质电离度的影响。
1、概念
a、溶液中的其它离子与电解质电离产生的离子不同:
弱电解质:
AB⇋A++B-
加入其它离子:
CD→C++D-
盐效应:
在弱电解质溶液中加入其它强电解质时,该弱电解质的电离度增大的作用。
盐效应导致的α增大不显著。
在稀溶液中常不考虑。
b、溶液中的其它离子与电解质电离产生的离子相同:
AB⇋A++B-
AD=A++D-
此时存在盐效应。
同离子效应:
在弱电解质溶液中加入与其含有相同离子的另一种强电解质时,该弱电解质的电离度减小的作用。
同离子效应相对更为显著。
2、定量计算:
同离子效应作用下[H+]、[OH-]的计算。
以MOH-MA为例说明:
MA→M++A-
起始C盐CM+=C盐CA-=C盐
MOH⇋M++OH-
起始C碱C盐0
平衡C碱-[OH-]C盐+[OH-][OH-]
考虑:
[OH-]<
<
C盐,[OH-]<
C碱。
近似:
C碱-[OH-]≈C碱,C盐+[OH-]≈C盐
Kb=C盐[OH-]/C碱
得汉德森公式:
[OH-]=KbC碱/C盐
类似HA-MA体系的汉德森公式:
[H+]=KaC酸/C盐
计算实例:
见书322页例9-7、9-8。
9-4-4多元酸
1.定义:
多元酸(酸碱电离理论):
在水溶液中电离出一个以上的质子(H+)的酸。
(或多元酸:
含有一个以上可以电离的H+,如H2SO4、H3PO4、H2S、H2CO3、H2SO3)。
2.多元弱酸的电离平衡
(1)电离特点:
A.多元酸在水溶液中分步(级)电离。
298K时H2S的电离:
H2S+H2O=H3O++HS-Ka1=5.7×
10-8
HS-+H2O=H3O++S2-Ka2=1.2×
10-15
事实:
Ka1>
>
Ka2。
B.电解质多级电离的规律:
电解质多级电离的电离常数是逐级显著地减小的。
1、从负离子(HS-)中电离出带正离子(H+)要比从中性分子中电离出正离子(H+)困难;
2、第一级电离出的H+离子对第二级电离有很大的抑制作用(同离子效应)。
(2)多元弱酸的计算:
a、计算[H+]:
H2S=H++HS-
C-[H+][H+]+[S2-][HS-]-[S2-]
HS-=H++S2-
[HS-]-[S2-][H+]+[S2-][S2-]
因为:
Ka2,[S2-]很小。
[H+]+[S2-]≈[H+]≈[HS-]-[S2-]≈[HS-]
即:
[H+]计算只考虑第一级电离。
当C/Ka1≥500时:
b、计算[S2-]:
第二级电离:
HS-=H++S2-
[HS-][H+][S2-]
Ka2=[H+][S2-]/[HS-]
[HS-]=[H+]
[S2-]=Ka2
纯多元弱酸第二级电离生成的酸根,其浓度近似等于第二级电离常数。
例9-9P324
c、酸度对多元弱酸电离的影响
合并第一、二级电离:
H2S=2H++S2-
Ka=[H+]2[S2-]/[H2S]
显然:
Ka=Ka1Ka2
通过控制溶液的酸度,可以控制[S2-]:
例见书324页例9-10
3.多元酸(酸碱质子理论)还包括高价金属阳离子。
高价金属阳离子在水中的存在形式:
M(H2O)mn+。
高价金属阳离子与水的反应(水解):
[Al(H2O)6]3++H2O=[Al(H2O)5(OH)]2++H3+OKa1
[Al(OH)(H2O)5]2++H2O=[Al(H2O)4(OH)]++H3+OKa2
[Al(OH)2(H2O)4]2++H2O=[Al(H2O)4(OH)]++H3+OKa3
9-4-5多元碱
多元弱酸根与水的反应(水解)。
CO32-+H2O=HCO3-+OH-
[HCO3-][OH-][H+]Kw
Kb1=—————————=——
[CO32-][H+]Ka2
HCO3-+H2O=H2CO3+OH-
[H2CO3][OH-][H+]Kw
Kb2=————————=——
[HCO3-][H+]Ka1
2.以第一级电离为主(∵Kb1>>Kb2).且[OH-]主要来源于第一步电离。
3.多元弱碱的计算:
例求0.10mol·
L-1的Na2CO3溶液的[OH-],已知H2CO3的Ka1=4.2×
10-7,Ka2=5.6×
10-11
[例9-11]:
P.326
9-4-6酸碱两性物质的电离
质子理论中既可以作为酸,又可以作为碱的物质。
如HCO3-、HS-、H2PO4-、HPO42-等。
HCO3-+H2O=H2CO3+OH-
[H2CO3][OH-]Kw
Kb2=——————=——
[HCO3-]Ka1
Kb2=2.3×
10-8
HCO3-=H++CO32-
[HCO3-][H+]
Ka2=——————
[CO32-]
Ka2=5.61×
10-11
从Ka和Kb的数值的相对大小判断溶液的酸碱性。
若Ka>
Kb则溶液显酸性,反之显碱性。
9-5缓冲溶液
1.实验事实:
向纯水(pH=7.0)中加入少量酸或碱,pH值会发生显著变化
向HAc-NaAc混合液中加入少量酸或碱,溶液的pH值几乎不变。
2.缓冲溶液:
是一种能抵抗少量强酸、强碱和水的稀释而保持体系的pH值基本不变的溶液
3.缓冲原理:
HAc=H++Ac-
NaAc=Na++Ac-
加入酸,如HCl,H+与Ac-结合,生成HAc,[H+]变化不大,溶液的pH值变化不大。
加入碱,如NaOH,HAc与OH-与结合,生成Ac-,[H+]变化不大,溶液PH值变化也不大。
结论:
少量外来酸碱的加入不会影响溶液的pH值,缓冲溶液的缓冲能力有一定限度。
4.缓冲溶液[H+]的计算
弱酸—弱酸强碱盐
[H+]=Ka(C酸/C盐)pH=pKa-lg(C酸/C盐)
弱碱—强酸弱碱盐的缓冲体系:
[OH-]=Kb(C碱/C盐)pOH=pKb-lgC碱/C盐)
5.结论:
缓冲溶液的pH取决于两个因素,即Ka(Kb)及C酸/C盐(C碱/C盐)
适当地稀释缓冲溶液时,由于酸和盐同等程度地减少,pH值基本保持不变。
稀释过度,当弱酸电离度和盐的水解作用发生明显变化时,pH值才发生明显的变化。
6.选择缓冲溶液的步骤:
首先找出与溶液所需控制的pH值相近的pK值的弱酸或弱碱
一般(C酸/C盐)在0.1~10范围内具有缓冲能力,故pH=pKa±
1
选择的缓冲液不与反应物或生成物发生反应,配制药用缓冲溶液时还应考虑溶液的毒性。
7.缓冲溶液的应用
许多化学反应要在一定pH范围内进行;
人体血液必须维持pH在7.4左右。
9-6酸碱指示剂
酸碱指示剂通常是有机弱酸或有机弱碱。
酸碱指示剂作用原理
在溶液中:
HIn+H2O=In+H3O+
平衡时:
KHIn=[In][H3O+]/[HIn]
共轭酸碱对HIn-In的颜色不同。
酸度可以控制共轭酸碱对的相对浓度。
不同酸度指示剂有不同颜色。
实验证明:
当[In]/[HIn]在10-1/10之间时,
肉眼不能分辨HIn-In的颜色差异。
指示剂的变色域:
[In]/[HIn]在10-1/10之间时的pH范围。
pH=pKHIn±
1
讨论:
a、[In]/[HIn]≤1/10时:
pH≤pKHIn-1
肉眼观测到共轭酸的颜色:
酸色。
b、[In]/[HIn]≥10时:
pH≥pKHIn+1
肉眼观测到共轭碱的颜色:
碱色。
c、[In]/[HIn]在10-1/10之间时:
肉眼观测到共轭酸、碱混合色:
过渡色。
作业(333):
1、4、8、11、12、14、15、16、19、20、