第五章 电力平衡与溶液酸碱性
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第五章 电力平衡与溶液酸碱性. 问:下列物质中哪些属于强电解质?哪些属于弱电解质?. NaCl, NH 3 , Na 2 SO 4 , HAc, H 3 PO 4 , NaOH. 强 电解质. 在水中 完全解离 的化合物. 弱 电解质. 在水中 部分解离 的化合物. 主要内容:. 酸碱质子理论 电解质在水溶液中的状况 水溶液中的质子转移平衡 酸碱溶液中有关离子浓度的计算 难溶电解质的沉淀平衡. 第一节 酸碱质子理论. 问:下列物质哪些是酸?哪些是碱?. HCl, NaCl, HAc, NaAc, NH 3 , H 3 O + , H 2 O,. 酸.

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第五章 电力平衡与溶液酸碱性

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Presentation Transcript


4598019

第五章 电力平衡与溶液酸碱性

  • 问:下列物质中哪些属于强电解质?哪些属于弱电解质?

NaCl, NH3, Na2SO4, HAc, H3PO4,NaOH

强电解质

在水中完全解离的化合物

弱电解质

在水中部分解离的化合物


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主要内容:

  • 酸碱质子理论

  • 电解质在水溶液中的状况

  • 水溶液中的质子转移平衡

  • 酸碱溶液中有关离子浓度的计算

  • 难溶电解质的沉淀平衡


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第一节 酸碱质子理论

  • 问:下列物质哪些是酸?哪些是碱?

HCl, NaCl, HAc, NaAc, NH3, H3O+, H2O,

OH-, Na2CO3, NaHCO3


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能给出质子H+的物质

H+

HAc

+

Ac-

+

NH3

NH4+

H+

能接受质子H+的物质

HAc

H+

Ac-

+

NH3

+

H+

NH4+

一、酸碱的定义

注意到酸或碱可以是离子!


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两性物质

既能给出H+,也能接受H+

的物质。

NaHCO3

Na+

+

HCO3-

作为酸:

HCO3-

H+

+

CO32-

H2CO3

作为碱:

+

H+

HCO3-

中性物质

既不能给出H+,也不能接受

H+的物质。(Na+,Ca2+)


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HAc

H+

+

Ac-

共轭酸

共轭碱

H+

+

共轭酸碱对 仅相差一个H+的一对酸碱

例:请找出下列共轭酸碱对

NH4Cl~NH3

HAc~NaAc

H3O+~H2O

H2CO3~NaHCO3

H2CO3~Na2CO3

×

NaHCO3

H2O~NaOH

[Al(H2O)5(OH)]2+

[Al(H2O)6]3+ ~ [Al(H2O)4(OH)2]+

×


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电离式:

HAc

H+

+

Ac-

H+

离解式:

+

HAc

+

H2O

H3O+

Ac-

HAc~ Ac-

H3O+~H2O

二、酸碱反应的实质

碱2

碱1

酸1

酸2

酸碱反应的实质:两对共轭酸碱对之间的质子转移过程。

练习


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较易失H+的酸,酸性较强

较易得H+的碱,碱性较强

1、酸碱的强弱与本性有关(同一溶剂)

2、酸碱的强弱与溶剂的性质有关(同一溶质)

医学上物质的酸碱性强弱,仅指在水溶液中的情况。


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HNO3

H2O

+

H3O+

NO3-

+

+

HNO3

HAc

H2Ac+

+

NO3-

HNO3

+

H2SO4

H2NO3+

+

HSO4-

>

H2SO4

溶剂的得质子能力:

H2O

>

HAc

HNO3在不同溶剂中的酸性强度:

>

>

例:


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3、共轭酸的酸性愈强,其共轭碱的碱性愈弱。

P.27.表3-2 箭头

H3O+

H2O

在水溶液中,最强的酸

最弱的碱

H2O

OH-

最弱的酸

最强的碱

第二节完返回


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+

HCl

+

H2O

H3O+

Cl-

+

HAc

+

H3O+

Ac-

H2O

+

Cl-

+

OH-

HCl

H2O

+

+

H2O

HAc

Ac-

OH-

三、酸碱的强 度

酸的强度

HCl

>

HAc

例:判断

<

碱的强度

Cl-

Ac-


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第二节 弱电解质的电离平衡

  • 一、强电解质和弱电解质

  • (一)电解质

  • 1、在溶液中完全电离的是强电解质

  • 2、在溶液中部分电离的是弱电解质


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(二)电离度

1、离子相互作用理论的基本内容

要点:

①全部离解

②库仑力

已电离的分子数

x100﹪

=

分子总数

二、强电解质溶液的理论


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a

y=

c

2、离子的活度和活度因子

活度a

电解质溶液中实际上可起

作用的离子的浓度。

a= y c

理论浓度

活度因子

0<y<1


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∴极稀电解质溶液、弱电解质溶液

y

a≈c

1

y 反映了溶液中离子之间相互牵制作用的大小。

问:y愈大,离子间相互作用是否愈强?

答:正好相反


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溶液中存在的 离子所

离子强度I

产生的电场强度的量度

1

I=

( c1z12+c2z22+…

)

2

1

∑cizi2

=

2

∴c愈大和z愈大, I愈大,y愈小。


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H+

H3O+

H2O

+

H2O

OH-

+

第三节 溶液的酸碱性和pH值

  • 一、水的质子自递作用和水溶液的pH值

平衡时:

[OH-]

[H3O+]

[H2O]

[H2O]

[OH-]

[H3O+]

[H2O]2

[OH-]

[H3O+]

K=

[H2O]2


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[OH-]

[H3O+]=

K [H2O]2=

KW

水的质子自递常数(离子积)

24℃纯水,[OH-]=[H3O+]=

1.00x10-7

∴ KW=

1.0010-14

(1.0010-7)2=

∴在任意水溶液中

[OH-] [H3O+]=KW


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pH=-lg [H3O+],

pOH = -lg [OH-]

-lg [OH-]

-lg [H3O+]

= -lg KW

pOH+

pH=

14

问:0.10mol/L NaOH溶液中的[OH-]为

0.10mol/L

1

, pOH为

;

13

1.00x10-13mol/L

[H3O+]为

.

, pH为


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HAc

+

H2O

Ac-

+

H3O+

二、酸、碱在水溶液中的质子转移平衡

(一)质子转移平衡及平衡常数

1.

初始

0.0

0.0

0.1

[HAc]=

平衡

[Ac-]

[H+]

0.1- [H+]

[Ac-]

≈0.1

[H+]

Ka =

[HAc]

质子转移平衡常数


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甲酸

>

>

HAc

氢氰酸

Ka↑,

[H+]↑,

[HAc]↓,

酸易失H+,

酸愈强。

Ka反映了酸离解的程度,可衡量酸的强度

P.283.表2

问:HAc(Ka=1.76x10-5)、

甲酸(1.77x10-4)、

氢氰酸(Ka= 4.93x10-10)酸性大小顺序


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+

+

2.

Ac-

H2O

HAc

OH-

[HAc]

[OH-]

Kb =

[Ac-]

愈强

Kb↑,

[OH-]

,[Ac-]

,碱易

H+,


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[Ac-]

[H+]

[HAc]

[OH-]

Ka=

Kb=

[Ac-]

[HAc]

[OH-]

[H3O+]=

Ka×Kb=

KW

pKa

pKb

=pKW

+

Ka↑,

Kb

,共轭酸的酸性愈强,

其共轭碱的碱性愈

.

3.共轭酸碱之间强度的关系


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规律:

Ka1

Kb2

·

Kb3

=

KW

Ka2

·

=

KW

Ka3

·

Kb1

=

KW

Ka3

Ka1

Ka2

PO43-

H3PO4

H2PO4-

HPO42-

Kb1

Kb3

Kb2

练习题


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例:

HAc

H2O

Ac-

+

+

H3O+

已达平衡,加入HAc, H3O+或OH-, 平衡向哪方移动?

移。

解:

加入HAc,

[HAc]

,平衡向

,平衡向

移。

加入H3O+,

[H3O+]

加入OH-,

[H3O+]

,平衡向

移。

2、质子转移平衡的移动

①浓度的影响


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第四节 酸碱溶液中有关离子浓度计算

  • 一、一元弱酸或弱碱溶液

酸度

[H+],碱度

[OH-]

CA

酸的浓度


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HAc

Ac-

+

H3O+

+

H2O

初始:

平衡:

[Ac-]

[H+]

[H+]2

[Ac-]

[H+]

Ka =

Ka =

[HAc]

C- [H+]

C- [H+] ≈

C

[H+]2

Ka =

[H+]=

Ka C

C

C

0

0

[HAc]= C- [H+]

当C/ Ka≥500时,


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同理:

请模仿导出公式

NH3

+

H2O

NH4+

+

OH-

当C/ Kb≥500时,

[OH-]=

Kb C

NH4Cl

NH4+

+

Cl-

NH4+

H2O

NH3

+

+

H3O+

例:计算0.100mol/L NH4Cl溶液的pH值。

解:

思路:


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KW

Ka=

Kb

0.100

C/ Ka=

500

5.59x10-10

[H+]=

Ka C

=

5.59x10-10x0.100

=

7.48x10-6(mol/L)

练习题

=5.59x10-10

pH=

5.13


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二、多元酸碱溶液

例:在常温下,饱和H2CO3水溶液中, H2CO3的浓度为0.400mol/L,求该溶液中H+、HCO3-、CO32-及OH-浓度。

解:

H2CO3

+

H2O

HCO3-

+

H3O+

C

0

0

初始

C- [H+] ≈C

[HCO3-]

[H+]

平衡

HCO3-

+

H2O

CO32-

+

H3O+

[CO32-]

[H+]

平衡

[HCO3-]


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问:溶液中是否存在2个不同的[H+]、 [HCO3-]?

答:

Ka1/ Ka2》100

可作一元酸处理

0.0400

C/ Ka1=

500

4.30x10-7

[H+]=

Ka1 C

=

4.30x10-7x0.0400

=

1.31x10-4(mol/L)

不 会


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[HCO3-] ≈

[H+]=

[OH-]=

7.7x10-9(mol/L)

[CO32-]

[H+]

Ka2 =

又∵

[HCO3-]

[CO32-]

= Ka2 =

1.31x10-4(mol/L)

5.61x10-11 (mol/L)

多元酸的第二级离解产物平衡浓度等于第二级离解常数

练习题


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三、两性物质溶液

两性阴离子溶液:

NaHCO3

NaH2PO4

Na2HPO4

弱酸弱碱盐:

NH4Ac

1

[H+]=

(pKa+pKa′)

KaKa′

pH=

2

Ka

作为酸的质子转移平衡常数

Ka′

作为碱的共轭酸的质子转移平衡常数


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例:计算0.100mol/L NaHCO3溶液的pH值。

解:

HCO3-

+

H2O

CO32-

+

H3O+

作为酸:

H2CO3

+

+

H2O

OH-

作为碱:

HCO3-

=

4.9x10-9(mol/L)

[H+]=

KaKa′

=

4.30x10-7x5.61x10-11

pH=

8.31

Ka2

Kb2

共轭酸

Ka=

Ka2

Ka′=

Ka1


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Ka′=

KHAc

Ka=

KNH4+

例:计算0.100mol/L NH4Ac溶液的pH值。

解:

作为酸:

NH4+

+

H2O

NH3

+

H3O+

作为碱:

+

H2O

Ac-

+

OH-

HAc

练习题

Ka

Kb

哪个Ka要算?


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[H+]=

=

KaKa′

KNH4+ KHAc

1

(pKNH4++pKHAc)

pH=

2

1

(9.25+4.75)

=

2

=

7.00


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[OH-]=

Kb1 C

[H+]=

[H+]=

Ka1Ka2

Ka1 C

规律:

1、判断溶液是酸、碱或两性溶液

2、

一元酸:

[H+]=

KaC

一元碱:

[OH-]=

KbC

3、

多元酸碱:

当作一元酸碱

Ka1

Ka2

H2CO3

HCO3 -

CO32-

Kb2

Kb1


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[H+]=

Ka2Ka3

[OH-]=

Kb1 C

[H+]=

Ka1Ka2

[H+]=

Ka1 C

Ka3

Ka1

Ka2

PO43-

H3PO4

H2PO4-

HPO42-

Kb1

Kb3

Kb2

主要内容


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CaCO3(S)

Ca2+

+

CO32+

+

H+

H2CO3

3、沉淀的溶解

例:为什么CaCO3可溶于HCl?

解:

练习题


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3.4 缓冲溶液

buffer solution

3.4.1 缓冲溶液的定义与种类

3.4.2 缓冲溶液的pH计算

3.4.3 缓冲容量、缓冲指数、及有效缓冲范围

3.4.4 缓冲溶液的选择

3.4.5 标准缓冲溶液

讨论


3 4 1

H+

OH-

3.4.1 缓冲溶液的定义与种类

定义

缓冲溶液是指具有稳定某种性质的溶液体系。

pH缓冲溶液具有稳定体系酸度的特性。

1、浓度较大的弱酸或弱碱及其共轭酸碱对。

分类

2、浓度较大的强酸或强碱。

缓冲溶液的作用机制

由Ca mol/L HB 和Cb mol/L B- 构成的共轭酸碱平衡:

使pH稳定在一个较窄的范围。

高浓度强酸强碱则是因为本身浓度大对少量的酸或碱的加入不敏感而达到稳定pH 值的作用的。


3 4 2 ph

精确式

3.4.2 缓冲溶液的pH计算

设Ca mol/L HB 和Cb mol/L B- 构成的缓冲溶液:

参考水准:

H2O, HB

参考水准:

H2O, B-

PBE

PBE

简化

1.pH < 6

2.pH > 8

最简式


3 4 3

OH-

H+

pH

pH

3.4.3缓冲容量、缓冲指数与有效缓冲范围

缓冲容量是指缓冲溶液抵御pH值变化的能力。定义为

式中a与b分别代表加入的强酸或强碱的浓度。

缓冲容量是溶液的一个状态参数,当溶液的状态发生变化时,缓冲容量也发生变化。

例如,当缓冲溶液被稀释时;往缓冲溶液中加入酸或碱时。


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影响缓冲容量的因素讨论:

设一缓冲体系(HA—NaA)由cHAmol/L HA 和 cA mol/L 的NaA构成,总浓度c= cHA + cA。若以HA和H2O为参考水准:

PBE:

若在该体系加入强碱,并使强碱的浓度为b,

PBE:

推导过程


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缓冲溶液的计算

欲将pH值控制在某个范围内(△pH),缓冲溶液所能容纳外加的强酸或强碱的浓度(△a或△b)的计算:

△b﹥0为加入强碱, △b﹤0为加入强酸

例 1 50 mL由0.10 mol L-1 NH3和0.10 mol L-1 NH4Cl按体积比3:1的比例配成的缓冲溶液,当其pH由9.73改变到8.73时能容纳多少盐酸?(pKa = 9.25)

题解0.052 mol/L


3 4 4

3.4.4 缓冲溶液的选择

  • 所控制的pH应尽量与pKa一致,且浓度较大。

  • 缓冲溶液应对体系的反应无干扰。

3.4.5 标准缓冲溶液

  • 标准缓冲溶液是用来校准pH用的,它的pH值是经过实验准确测定的。

  • 如果要用计算来求得 某种标准缓冲溶液的pH,必须校准离子强度的影响


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