[理学]4第四章 解离平衡.ppt

第四章 解离平衡 §4.1 酸碱理论 §4-2 弱酸、弱碱的解离平衡 §4.3 强电解质溶液（略） §4.4 缓冲溶液 §4.5 沉淀溶解平衡 §4.1 酸碱理论 一、S.Arrhenius 酸碱理论（经典酸碱理论） 28岁的瑞典科学家S.Arrhenius于1887年提出。 二、酸、碱质子理论 1923年由丹麦化学家Br?nsred和英国化学家Lowry提出。 三、酸碱电子理论——“Lewis”酸碱理论 一、经典酸碱理论 1、定义： 电离时产生的阳离子全部是H+的化合物称为“酸”；电离时产生的阴离子全部是OH-的化合物称为“碱” 。酸碱反应的实质是H+和OH-反应生成水。 2、局限性 1.酸碱被限于水溶液,非水体系不适用 例1：液氨中，KNH2(氨基化钾)使酚酞变红→碱？ 1. 酸碱举例 2. 酸碱共轭关系 3. 酸碱反应的实质——质子传递 酸碱反应是较强的酸与较强的碱作用，生成较弱的碱和较弱的酸的过程。 ㈡酸碱强度 酸碱在溶液中表现出来的强度，不仅与酸碱本性有关，同时与溶剂的本性有关。 §4-2 弱酸、弱碱的解离平衡 一、一元弱酸、弱碱的解离平衡 例2（p78:例4-2） 计算0.010mol·L-1HF溶液的[H+]和α。( 3.5×10-4 ） 例3 （p78:例4-3） 计算0.10 mol·L-1NaAc溶液的pH。（HAc的 1.76×10-5 ） 二、多元弱酸、弱碱的解离平衡 H3PO4 + H2O = H3O+ + H2PO4- Ka1 = 7.5 ? 10-3 H2PO4- + H2O = H3O+ + HPO42- Ka2 = 6.23 ? 10-8 HPO42- + H2O = H3O+ + PO43- Ka3 = 2.2 ? 10-13 1.多元弱酸的解离是分步进行的； 2. Ka1 ?? Ka2 ?? Ka3；计算 [H+] 时可做一元弱酸处理。 3.多元酸碱溶液中同时存在几级平衡，各解离常数关系式中的[H+]是相同的。 4.单一的二元酸溶液中，酸根浓度近似等于二级解离常数,与酸原始浓度关系不大， [B2-]= Ka2 对多元弱酸和对应的共轭碱，其解离平衡常数之间的关系式为（以H3PO4为例）： 例4（p79：例4-4）： 计算室温下CO2饱和水溶液（0.040 mol·L-1 的H2CO3溶液）中的[H+]、 [HCO3-] 、 [CO32-] 例5 （p79：例4-5）： 计算0.10mol·L-1 Na2CO3溶液中的[OH-]、 [HCO3-] 、 [H2CO3] 三、同离子效应和盐效应如： 2、盐效应： 在弱电解质溶液中加入不具有相同离子的强电解质，使弱电解质的解离度增大的现象称为盐效应。 两种效应同时存在时优先考虑同离子效应。 §4.3 强电解质溶液 一、 离子氛 强电解质 ? 理论上α=1 但是由于离子间的相互作用，每一个离子都受到相反电荷离子的束缚，使溶液中的离子并不完全自由，其表现是：溶液导电能力↓，解离度↓，依数性异常。 二、活度和活度系数： 活度：溶液中离子实际表现出的浓度。 ci↑，zi↑，γ↓。当溶液极稀时，γ→1，α≈c（数值上）。 离子强度：影响γ大小的物理量。 I = ? ∑bizi2 bi：溶液中第 i 种离子的质量摩尔浓度， zi：第 i 种离子的电荷数 ①I ↑ ， γ↓。 ②I ↓， γ ↑ 最终→1 。稀溶液接近理想溶液，活度近似等于浓度。 例7：p83：例4-9 §4.4 缓冲溶液 实验事实：向纯水(pH=7.0)中加入少量酸或碱，pH值会发生显著变化 向HAc-NaAc混合液中加入少量酸或碱，溶液的pH值几乎不变。 某种溶液能抵抗少量强酸、强碱和水的稀释而保持体系的pH值基本不变的作用称为缓冲作用；具有缓冲作用的溶液称为缓冲溶液。 一、 缓冲作用原理和计算公式 1、缓冲溶液由弱酸及其共轭碱组成 如　　　HAc — NaAc NH4Cl— NH3 NaH2PO4 __ Na2HPO4 3、缓冲溶液pH值的计算 例8（p85：例4-10）：一缓冲溶液由0.10 mol·L-1 NaH2PO4 和 0.10mol·L-1 Na2HPO4组成。试计算： （1）该缓冲溶液的pH； （2）在1.0L该缓冲溶液中分别加入10mL 1.0mol·L-1 HCl和1.0mol·L-1 NaOH后溶液的pH 。 二、缓冲容量和缓冲范围（略） 三、缓冲溶液的选择与配制 选择合适的缓冲对，使配制的缓冲溶液 pH 在所选缓冲对的有效缓冲范围（ pKaθ ±1