第六章(单相离子平衡).pptVIP

1.5 两性物质 0.10mol/L NaHCO3 溶液中[H+]． 忽略水解对浓度的影响，则 [HCO3-] = c NaH2PO4和 Na2HPO4 0.10mol/L ＮＨ４Ａc 溶液中[H+]． 忽略水解对浓度的影响，[NH4+] ≈[Ac-] ≈c 2 缓冲溶液 2.1 原理 弱酸与弱酸盐（如HAc-NaAc）、弱碱与弱碱盐(如NH3-NH4Cl)和多元弱酸的酸式盐与其次级盐(如NaHCO3-Na2CO3)等混合溶液，它们的pH值能在一定范围内不因适当稀释或外加少量酸或碱而发生显著变化，这种溶液叫缓冲溶液。 缓冲溶液由抗酸成分和抗碱成分组成。 抗酸成分和抗碱成分称为缓冲对。 以HAc-NaAc为例： 加入： NaAc → Na+ + Ac- 由于c(Ac-)较大,同离子效应抑制了HAc的 电离，使c(HAc)大。即溶液中存在大量的 HAc-NaAc，而c(H+)很小。 ① 当加入少量强酸时，使HAc电离平衡向左移动，达新的平衡后，[HAc]略增加，[Ac-]略减少，而pH几乎无变化。 ② 当加入少量强碱时，OH-与H+结合成水，使HAc电离平衡向右移动，立即电离出H+以补充溶液中减少的H+，达新的平衡后，pH几乎无变化。 ③ 稀释时，[HAc]、[Ac-]以同等倍数降低，[H+]仍然几乎没变化。 2.2 缓冲溶液pH值的计算 初始 　［酸］ 　 ［盐］ 平衡 　［酸］－［Ｈ＋］ ［盐］＋［Ｈ＋］ ∵［H+］很小， ∴［盐］+［H+］≈［盐］ ［ 酸］－［H+］≈［酸］ 弱碱及其弱碱盐 pH=14－pOH 混合溶液的pH值？ 例 20 mL 0.40 mol·L-1 HA (Ka=1×10-6) 与 20 mL 0.20 mol·L-1 NaOH混合，计算该混合液的 pH值。 解：过量的HA与反应生成的NaA构成缓冲溶液 2.3 缓冲容量和缓冲范围 缓冲溶液的缓冲能力是有限的，缓冲能力的大小由缓冲容量来衡量。 缓冲容量（β）：指1 L缓冲溶液的pH值改变一个单位所需加入强酸或强碱的摩尔数。 缓冲容量的大小与缓冲溶液的浓度及其组成比有关。 * 第 六 章  溶液中的离子平衡 第一节 酸碱理论 1 阿仑尼乌斯电离理论 酸：在水溶液中离解 H+ 的化合物。 碱：在水溶液中离解 OH- 的化合物。 局限性：① 许多化学反应在非水溶液或无溶剂系统 中进行。NH3(g)+HCl(g)=NH4Cl ② 不含H+或OH-的物质亦可显出酸或碱 的性质。如NaAc水溶液显碱性。 2 酸碱质子理论 2.1 酸碱定义 酸：凡能给出 H+ 的物质，HCl、HAc等 碱：凡能接受 H+ 的物质，Ac-、S2-等 两性物质：既能给出H+，又能接受H+的物质，H2O、NH3、HS-等。 2.2 共轭酸碱对 统一在质子上的对应关系叫酸碱共轭关系。 共轭酸碱对的 和 的关系： 2.3 酸碱反应 质子理论认为：任何酸碱反应都是两个共轭酸碱对之间的质子传递过程。 方向：较强的碱夺取较强的酸所给出的质子而转化为各自的共轭弱酸和弱碱。 局限性：对于无质子参加的酸碱反应无法解释。 例 NH4+的共轭碱是( )， H2O的共轭酸是( )。 比较碱性强弱：CN-( )Ac- 比较酸性强弱：NH4+( )H3O+ NH3 H3O+ ＞ ＜ 练习 写出下列各物质的共轭酸： (1) CO32－ (2) NH3 (3) HS－ 解：(1) HCO3－ (2) NH4+ (3) H2S 练习 写出下列各物质的共轭碱。 (1) HC2O4－ (2) HClO (3) H2PO4－　 解：(1) C2O42- (2) ClO- (3) HPO4