第七章 酸碱平衡-课件.pptVIP

第七章 酸碱平衡 预习问题： 1.在这一章中主要介绍了哪些酸碱理论？它们是如何给出酸碱定义的？ 2.根据酸碱质子理论，应怎样对酸碱进行分类？酸与碱之间的共轭关系是什么？理解共轭酸碱对的含义。 3.酸碱反应的实质是什么？在酸碱质子理论中有否“盐”的概念？如何用质子理论的观点解释电离作用和水解反应？ 4.什么是水的自解离和水的离子积？掌握溶液pH的计算。 5.什么是弱电解质的电离平衡？什么是同离子效应？掌握利用电离平衡常数计算弱电解质溶液中各离子的浓度和电离度。归纳有关的计算关系式。 6.什么是缓冲溶液？缓冲溶液有否一定的缓冲范围？如何选择和配制缓冲溶液？ 7.酸碱指示剂的作用原理是什么？如何确定指示剂的变色范围？ 第七章 酸碱平衡 例题2: 298K时NH4+的Ka=5.65×10-10 ，计算0.10mol·L-1NH4Cl溶液的PH。 　解：设平衡时H+离子浓度为x NH4+ +H2O? H3O+ +NH3 初始浓度 0.10 0 0 平衡浓度 0.10-x x x Ka=x2/(0.10-x) 　　当α5％时或c酸/Ka≥500, 则c酸≈[酸] 　　即0.10-x≈0.10，则： 例题3：3.25g固体KCN溶于500ml水溶液，计算溶液的pH值(忽略水的电离) 。 已知：Ka(HCN)=4.93×10-10 解：c(CN-) =3.25g/(65g/mol-1×0.500L)=0.100mol·L-1 CN-+ H2O ? HCN+OH- 　　平　0.1-x x x 　　 　 Kb=[HCN][OH-]/[CN-]=x2/0.1-x　　 　　当α5％时或c酸/Ka≥500, 则c酸≈[酸] 　　即0.10-x≈0.10，则： 1、多元弱碱的电离也是分步进行的，如Na2CO3的逐级电离过程为： CO32-+H2O?HCO3-+OH- HCO3-+H2O?H2CO3+OH- 　　一级电离常数 　　Kb1=Kw/Ka2=1×10-14/5.61×10-11=1.78×10-4 　　Kb1是弱酸HCO3-的共轭碱CO32-的碱常数。 　　二级电离常数 　　Kb2=Kw/Ka1=1×10-14/4.30×10-7=2.32×10-8 　　Kb2是弱酸H2CO3的共轭碱HCO3-的碱常数。 　　由于Kb1Kb2所以多元弱碱一般只考虑一级电离，二级电离可忽略不计。 7-5 同离子效应及缓冲溶液 1.定义：借助颜色变化来指示溶液pH值的物质。 2.酸碱指示剂的变色原理 酸碱指示剂通常是一些有机弱酸或弱碱，如石蕊，用HIn表示，则有 HIn = H+ + In- 红 蓝 KHIn = [H+][In-] /[HIn] 两边取负对数并令pKHIn = - lgKHIn ，整理得 pH= pKHIn +lg[In-]/[HIn] 当溶液的pH变化是，[In-]/[HIn]比值随之变化，溶液的颜色也随之发生变化。 pH= pKHIn +lg[In-]/[HIn] 当c(In-)= c(HIn)时，In-和Hin各占一半，溶液呈紫色此时溶液的 pH = pKHIn ，该pH值称指示剂的变色点，指示剂不同，变色点。 当c (HIn) c (In-)时，溶液呈红色，显酸性 当c (HIn) c (In-)时，溶液呈蓝色，显碱性 通常 [In-]/[HIn]≥10 (呈蓝色) 或 [In-]/[HIn]≤1/10 (呈红色)时，是人的肉眼可观察到指示剂颜色变化的范围，这个范围称指示剂的变色范围，即 pH= pKHIn ± 1 　根据化学平衡移动原理，改变多元弱酸溶液的pH值，将使电离平衡发生移动。有多重平衡原理得： H2S?2H++S2- 　 K1K2=[H+]2[S2-]/[H2S] 　 　[S2-]=K1K2[H2S]/[H+] 　例题5：计算0.1mol·L-1 HCl（[H+]为0.1mol·L-1）和 0.1mol·L-1 H2S 溶液中[S2-]。 　　解：[S2-]=K1K2[H2S]/[H+