酸碱平衡和酸碱滴定分解.ppt

第四章 酸碱平衡和酸碱滴定 化学平衡及平衡移动原理的应用 本章内容 4.1 酸碱理论简介 4.2 水的电离平衡 4.3 弱电解质的解离平衡 4.4 缓冲溶液 4.5 盐类的水解 4.6 酸碱滴定 4.1 酸碱理论简介 1. Arrhenius酸碱离子理论 酸：在水溶液中解离出的阳离子全部是H+的物质 碱：在水溶液中解离出的阴离子全部是OH- 的物质 酸碱中和反应的实质：H+ + OH- = H2O 优点：简单易理解 缺点：不能解释非水溶液中进行的酸碱反应 不能解释NH3的碱性 无法说明盐的酸碱性 2、酸碱质子理论 1923年，布朗斯特（Bronsted）和劳瑞分别提出了酸碱质子理论，把酸碱概念加以推广。 酸：凡是能给出质子的物质都是酸 碱：凡是能与质子结合的物质都是碱 即：即酸是质子的给予体，碱是质子的接受体 它们的关系如下： 例如： 注意 （1）酸碱既可以是离子，也可以是分子； （2）有的物质是两性物质，即：既可以是酸，也可以 是碱，如HPO42?, H2O, HS-，NH3 （3）酸碱反应的实质：质子转移 如： 优缺点 优点： 扩大了酸碱的范围，还可以把酸碱离解作用、中和反应、水解反应等，都看作是质子传递的酸碱反应。 更好地解释了酸碱反应，解决了一些非水溶剂或气体间的酸碱反应，并把水溶液中进行的某些离子反应系统地归纳为质子传递的酸碱反应。 缺点： 不能解释不交换质子而又具有酸、碱性的物质，即无法解释无氢化合物的酸碱性，存在一定的局限性。 3、酸碱电子理论（ Lewis酸碱理论） 1923 年，美国化学家路易斯（G. N. Lewis）提出。 酸：凡是能接受电子对的物质叫做酸； 碱：凡是能给出电子对的物质叫做碱； 酸碱反应实质：电子转移 由路易斯定义的酸和碱叫做路易斯酸和路易斯碱，例如： NH3——路易斯碱 BF3——路易斯酸 由于酸碱电子理论概括的酸碱范围太宽，使其实用价值受到一定的限制。 4.2 水的解离平衡和溶液的酸碱性 1、水的解离反应 用精密点到仪测定发现，水有极微弱的导电能力。这是由于水存在微弱的解离： 上式可简写为： 其平衡常数表达式为： 由于水的电离度很小，电离前后水的浓度几乎不变，因此，可以把水的浓度看成是一个常数，合并到平衡常数KΘ中，得到一个新的常数KwΘ： KwΘ：水的离子积常数，简称水的离子积 298.15 K 时，可测知KwΘ = 1.0×10?14 注意：KwΘ是标准平衡常数，式中的浓度都是相对浓度。为简便起见，以后书写的解离平衡常数表达式中，有时省略除以cΘ 的写法。要注意它的实际意义。 注意 Kw?数值太小，有时用pKw ?表示。 Kw ?与温度有关，温度升高时，Kw ?值变大；但未加说明的前提下，都认为是298.15 K 2、溶液的酸碱性和pH值 （1）溶液的酸碱性：取决于溶液中c(H+)和c(OH-)的相对大小。 c(H+) ＞ c(OH-) 酸性 c(H+) = c(OH-) 中性 c(H+) ? c(OH-) 碱性 （2）pH 经常要用到一些H＋浓度很小的溶液，若直接用H＋浓度来表示溶液的酸碱性就很不方便，因此，在化学上常用pH值来表示溶液的酸碱性。 定义： pH＝-lg[c(H+)/c?] = -lgc(H+) 对应的：pOH = -lg[c(OH-)/c?] = -lgc(OH-) 298.15K，c(H+)·c(OH-) = 1.0 ? 10-14 故： pH + pOH = pKw? = 14 pH与溶液酸碱性的关系 由pH= -lgc(H+)知， c(H+)越大，pH越小； 即：溶液酸性越强，pH越小 溶液碱性越强，pH越大 注意辨析 酸性溶液中不含OH-，碱性溶液中不含H+ （?） 1.0?10-5 mol?L-1的HCl溶液被稀释103倍，则溶液中c(H+)为1.0?10-8 mol?L-1 （?） 溶液pH值的确定方法 （1）酸碱指示剂 定义：一些有色的弱的有机酸或碱，它们在其特定的pH值范围，显示不同的颜色，能通过颜色变化指示溶液酸碱性的物质如石蕊，酚酞，甲基橙等。 指示剂的变色范围： （2）pH试纸 是将滤纸经多种指示剂的混合液浸透、晾干而制成的，这种试纸在不同的pH 溶液中会显示不同的颜色。将它与标准色列比较，即可判定溶液的pH。 （3）pH计 精密确定溶液pH值。 pH的测定和控制在工、农业生产、科学