C5酸堿平衡與沉淀溶解平衡.ppt

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1、第五章酸堿平衡與沉淀溶解平衡第一節(jié)酸堿質(zhì)子理論一、電離理論二、酸堿質(zhì)子理論：1923年由Br?nsted和Lowry提出1.酸堿的定義酸：能給出質(zhì)子(H+)的物質(zhì)(質(zhì)子給體)酸可以是分子、正離子或負(fù)離子。堿：能接受質(zhì)子的物質(zhì)(質(zhì)子受體)堿可以是分子、正離子或負(fù)離子。酸釋放一個(gè)質(zhì)子形成其共軛堿；堿結(jié)合一個(gè)質(zhì)子形成其共軛酸。共軛關(guān)系。酸、堿得失質(zhì)子的反應(yīng)式是酸堿半反應(yīng)式。酸堿半反應(yīng)兩邊是共軛酸堿對。上述并不是真實(shí)的酸堿反應(yīng)，只是半反應(yīng)，完整的酸堿反應(yīng)應(yīng)為：酸+堿堿+酸1212酸在反應(yīng)中給出質(zhì)子而轉(zhuǎn)變?yōu)槠涔曹棄A，同時(shí)必須有另外的堿接受質(zhì)子，而后轉(zhuǎn)變?yōu)槠涔曹椝帷Ｋ运釅A反應(yīng)的

2、實(shí)質(zhì)就是兩對共軛酸堿對之間的質(zhì)子轉(zhuǎn)移過程，過去一些其他類型的反應(yīng)也歸為酸堿反應(yīng)。例如醋酸在水溶液中的解離：HAc+H2OAc-+H3O+再如HCl+H2O==Cl-+H3O+上述反應(yīng)其實(shí)就是平時(shí)所說的酸的電離，電離反應(yīng)只是簡寫。要注意共軛酸堿的關(guān)系，例如H3PO4的共軛堿是H2PO4-，而不是HPO42-。質(zhì)子理論中還有兩性物質(zhì)，如H2PO4-、H2O、HPO42-、HS-等等。2.酸堿的強(qiáng)弱酸堿反應(yīng)存在著反應(yīng)方向的問題，應(yīng)是強(qiáng)酸和強(qiáng)堿之間反應(yīng)，生成弱酸和弱堿。酸堿的強(qiáng)弱取決于什么呢？我們以水溶液中的HCl和HAc為例，HCl酸性強(qiáng)，說明給出質(zhì)子（給予H2O）的能力強(qiáng)

3、，HAc的能力則弱得多。弱酸之間的強(qiáng)弱以酸（度）常數(shù)Ka大小來比較，Ka愈大表示酸性愈強(qiáng)。書上表5-2列出了部分酸堿水溶液中的酸堿常數(shù)。3.區(qū)分效應(yīng)和拉平效應(yīng)在水溶液中酸堿的強(qiáng)弱就是把質(zhì)子給予水分子或從水分子獲得質(zhì)子的能力，以HClO4、H2SO4、HCl、HNO3為例，…。表5-2中H3O+為何為最強(qiáng)酸？三、Lewis酸堿理論質(zhì)子理論只限于含氫的物質(zhì)，Lewis酸堿理論則包含范圍更大，他把酸堿及酸堿反應(yīng)的定義歸結(jié)到電子對的得失：凡是能給出電子對的物質(zhì)都是堿，凡是能接受電子對的物質(zhì)都是酸，酸堿反應(yīng)就是通過電子對的得失（共用）形成共價(jià)鍵（配位鍵）的過程。酸與具有孤對電子

4、的物質(zhì)成鍵，所以酸又稱為親電試劑；堿與酸中電子不足的原子芯共享電子對，因此堿又稱為親核試劑。這在配位化學(xué)和有機(jī)化學(xué)中有著重要的應(yīng)用。第二節(jié)酸堿平衡一、水的質(zhì)子自遞平衡（自學(xué)）二、弱酸（堿）的質(zhì)子平衡(pH的計(jì)算)1.一元弱酸（堿）HAHA+H2O==A-+H3O+c-[H+][H+][H+]變換為：[H+]2+Ka[H+]－Kac=0此為一元二次方程，其解為此式即為計(jì)算一元弱酸溶液中[H+]的近似式，一般情況下都可成立，所以通常應(yīng)用時(shí)不需做條件判斷（Ka·c≥20Kw）。近似式盡管已經(jīng)簡化，但實(shí)際應(yīng)用中仍覺不便，所以還可以進(jìn)一步化簡：當(dāng)弱酸酸性較弱、濃度不太小時(shí)，c-

5、[H+]≈c，則此式稱為最簡式，應(yīng)用最為廣泛，但需要注意：此式應(yīng)用前必須先做條件判斷：c/Ka≧500。同理，可推出弱堿的最簡式：要注意兩點(diǎn)，一是此式應(yīng)用仍需條件判斷：c/Kb≧500二是求出的[OH-]，一般要求的是[H+]，還需轉(zhuǎn)換一步。2.多元酸堿多元酸在水溶液中是分步電離的如H3PO4在水中有三級解離，25℃時(shí)Ka1=7.52×10-3，Ka2=6.23×10-8，Ka3=2.2×10-13。多元酸的Ka1>>Ka2>>Ka3,每級解離常數(shù)一般相差4～6個(gè)數(shù)量級，可忽略二、三級解離平衡。因此,多元弱酸的H+濃度的計(jì)算以一級解離為主。比較多元弱酸的酸性強(qiáng)弱時(shí),只

6、需比較它們一級解離常數(shù)值即可。若計(jì)算[H+]，只需按一元酸處理即可。如課本例5-4、5-5.P783.兩性物質(zhì)兩性物質(zhì)常見的有負(fù)離子型（如HCO3-）、弱酸弱堿鹽型（如NH4Ac）和氨基酸型。因推導(dǎo)公式比較繁雜，一般用最簡式即可。當(dāng)Kac>>20Kw，c>20Ka′時(shí)，Ka：為兩性物質(zhì)本身做酸時(shí)的酸常數(shù)，Kaˊ：為兩性物質(zhì)視為堿時(shí)其共軛酸的酸常數(shù)，如HCO3-，其Ka=5.61×10-11，Kaˊ＝4.30×10-7。三、同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng)HAc為弱酸，在溶液中存在電離平衡…，屬于化學(xué)平衡的一種，遵循化學(xué)平衡移動(dòng)的規(guī)律：…。若加入NaAc，則可使HAc的電離度減小。這

7、種在弱電解質(zhì)溶液中加入含有與此弱電解質(zhì)相同離子的易溶強(qiáng)電解質(zhì)，使得弱電解質(zhì)電離度減小的現(xiàn)象稱為同離子效應(yīng)。如果在上述溶液中加入不含相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)如NaCl，又會(huì)怎樣呢？實(shí)際上，在發(fā)生同離子效應(yīng)的同時(shí)，也存在著鹽效應(yīng)，只不過二者大小不同。第三節(jié)緩沖溶液一．緩沖溶液的概念1．緩沖作用和緩沖溶液一杯50ml的水，加入1滴1mol·L-1HCl溶液，pH由7變?yōu)?；加入NaOH，變?yōu)?1。換成NaCl溶液，情況也差不多，這說明…。若換為含0.1mol·L-1HAc和NaAc溶液，則大不一樣，pH由4.75變?yōu)?.74和4.76，這說明此類溶液能…，這種作