6第六章酸碱理论与解离平衡2007.ppt

第六章 酸碱理论与解离平衡 勘误： 自学内容： p109：软硬酸碱规则：下学期讲 引 言 溶液中的四大平衡： 酸碱、配位、沉淀溶解、氧化还原 |?rHm?|较小，K?随温度变化较小，不考虑 忽略压力对反应的影响 反应速率快，易于达到平衡 6.1 酸碱理论 一、 酸碱理论的历史演变 1. 酸碱概念： 最初把有酸味、能使蓝色石蕊变红的物质称为酸；有涩味、滑腻感，使红色石蕊试纸变蓝，并能与酸反应生成盐和水的物质有称为碱 18世纪：所有的酸都含有O元素 19世纪：酸中的共同元素是H，而不是O 2. 1887年，Arrhenius水－离子理论：凡是在水溶液中能够电离出H+(且只有H+一种阳离子)的物质叫作酸；能电离出OH-的物质叫作碱。其局限在于： 并不是只有含OH-的物质才具有碱性，如Na2CO3、Na2HPO4 局限于水溶液体系 1. 酸碱的定义： 凡能提供质子(氢离子)的任何分子或离子称为酸； 凡能够与质子化合(或接受质子)的分子或离子称为碱 与Arrhenius电离理论相比 ? 酸和碱是通过给出和接受质子的共轭关系相互依存和相互转化，即 与Arrhenius电离理论相比 ? 电离反应可以看作是与溶剂交换质子的反应 与Arrhenius电离理论相比 ? Arrhenius水－离子理论把物质分为酸、碱、盐；质子酸碱理论把物质分为酸、碱、非酸非碱物质，并且酸、碱既可以是分子型的，也可以是离子型的。 如：水－离子论中的Na2CO3为盐，在质子论中CO32-是碱，Na+是非酸非碱物质 ? 若某种物质在某一共轭酸碱对中为酸，在另一共轭酸碱对中为碱，则称为两性电解质，简称两性物 与Arrhenius电离理论相比 ? 溶剂不限于水 pH的定义 三、Lewis电子酸碱理论 1923年，Lewis 酸碱电子理论 凡是能接受电子对的任何分子、离子或原子团称为酸，如H+、Fe3+, Fe, Ag+, BF3等。 凡是能给出电子对的任何分子、离子或原子团称为碱， 如OH-、X-, :NH3, :CO, H2O: 等。 酸碱反应实质为酸碱间以配位键相结合，碱性物质提供电子对，酸性物质接受电子对，以配位键的形式形成酸碱加合物，如HCl、BF4-、Ag(NH3)2+等 三、Lewis电子酸碱理论 三、Lewis电子酸碱理论 6.2 弱酸弱碱的解离平衡 一、一般原则 二、强酸碱溶液H+浓度的计算 强酸(碱)溶液：Ka?(Kb?)10 三、弱酸弱碱溶液的解离平衡 1、一元弱酸(碱)溶液 2、混合弱酸(碱)溶液 3、多元弱酸(碱)溶液 四、两性物质溶液 四、两性物质溶液 6.3 缓冲溶液 一、同离子效应： 往弱电解质溶液中加入具有共同离子的强电解质而使电离平衡向左移动，从而降低弱电解质电离度的现象称为同离子效应 二、同离子效应的应用 二、同离子效应的应用 三、缓冲溶液 1. 缓冲作用：若溶液能缓解外加少量强酸或强碱或稍加稀释的影响而保持溶液pH值不发生显著变化的作用叫作缓冲作用 缓冲溶液：具有缓冲作用的溶液 缓冲作用原理 2. 缓冲容量：?，表征缓冲溶液的缓冲能力的大小 解： 根据pH=pKa??1应选择NaH2PO4 和Na2HPO4缓冲体系 H3BO3—B(OH)4-Lewis酸 NaH2PO4 和 Na2HPO4 的摩尔比为 1.6， 注意两者浓度皆不宜太小 ，以保证缓冲容量 例11：使用NaOH和弱酸拟配制 pH = 7 的缓冲溶液，在HAc、H3PO4、H3BO3中应选择哪一种？配比应如何？ 例12：求 300mL 0.50mol·L-1 H3PO4和 500mL 0. 50mol·L-1 NaOH的混合溶液的pH值。 反应 继续反应 — 解：先反应再计算 例13：今有 2.0 L 0.10 mol·L-1的 Na3PO4 溶液和 2.0 L 0.10 mol·L-1的NaH2PO4 溶液，仅用这两种溶液(不可再加水)来配制pH=12.50的缓冲溶液，能配制多少升这种缓冲溶液？ 　解：缓冲组分应为 Na2HPO4 — Na3PO4 ,小于所需pH值，说明 应过量，则 2.0 L Na3PO4 应全部用上，设需0.10 mol·L-1 的 NaH2PO4 x L。 反应前 n/mol 2×0.10 0.10x 0 反应后 n/mol 0.20– 0.10x 0 0.20x Na3PO4 + NaH2PO4 2Na2HPO4 简化处理 (1) Ka?c020Kw?，Kw?可忽