酸碱理论与解离平衡课件

1、 6.2 弱酸弱碱的解离平衡6.2.1 水的解离平衡与酸碱指示剂 6.2.2 一元弱酸、弱碱的解离平衡6.2.3 多元弱酸溶液的解离平衡6.2.4 盐溶液的酸碱平衡 6.2 弱酸弱碱的解离平衡 6.2 弱酸弱碱的解离平衡6.2.1 水的解离平衡与酸 6.2.1 水的解离平衡与酸碱指示剂 （1）水的解离平衡 H2O (l) + H2O(l) H3O+ (aq) + OH(aq) 或 H2O (l) H+ (aq) + OH(aq)KW 水的离子积常数，简称水的离子积。6.2 弱酸弱碱的解离平衡 6.2.1 水的解离平衡与酸碱指示剂KW 水的离25纯水：100纯水：H2O (l) H+ (aq)

2、+ OH(aq)6.2 弱酸弱碱的解离平衡25纯水：100纯水：H2O (l) H+（2） 溶液的pH6.2 弱酸弱碱的解离平衡 1909年，丹麦生理学家索仑生（Sorensen)提出pH表示水溶液的酸度：（2） 溶液的pH6.2 弱酸弱碱的解离平衡 190说明： 水的离解平衡随水中c(H30+)和c(OH-)的变化而发生移动。在纯水中，c(H30+)c(OH-)。如果在纯水中加入某种电解质，如少量的HCl或NaOH，形成稀溶液，c(H30+)或c(OH-)改变，水的离解平衡发生移动。达到新的平衡时， c(H30+)c(OH-)；但是 c(H30+)c(OH-)=KW 这一关系式仍然成立。 若

3、已知c(H30+)，可求c(OH-)，反之亦然。说明： 水的离解平衡随水中c(H30+)和c(OH-酸性溶液：pH77pOH pH是用来表示水溶液中酸碱性的一个标度。pH愈小，c(H3O+)愈大，溶液酸性愈强，碱性愈弱；反之， pH愈大，溶液的碱性愈强，酸性愈弱。 溶液酸碱性与pH的关系：6.2 弱酸弱碱的解离平衡酸性溶液：pH71mo1L-1，则pH 1mo1L-1，则pH14。在这种情况下，就直接写出c(H30+)或c(OH-)表示，通常不用pH值来表示这种溶液的酸碱性。 pH 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14强酸性 中性 强碱性 溶液中氢离子和氢氧根浓度：

4、？说明： pH值一般仅适用于c(H30+)或c(O问题：酸性 c(H+) c(OH)碱性 c(H+) c(OH) 中性 c(H+) c(OH) 酸性 pH 7 中性 pH 7 常 温 下下列表述有何区别？酸性溶液是否OH-=0,碱性溶液是否H+=0问题：酸性 c(H+) c(OH)酸性 pH 常见液体的pH液体名称pH液体名称pH胃 液柠檬汁醋葡萄汁橙 汁尿1.03.02.43.03.23.54.88.4唾 液牛 奶纯 水血 液眼 泪6.57.56.57.07.347.457.46.2 弱酸弱碱的解离平衡常见液体的pH液体名称pH液体名称pH胃 液1.03说明： pH值一般仅适用于c(H30+

5、)或c(OH-)为1mo1L-1以下的溶液；如果c(H30+)1mo1L-1，则pH 1mo1L-1，则pH14。在这种情况下，就直接写出c(H30+)或c(OH-)表示，通常不用pH值来表示这种溶液的酸碱性。 pH 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14强酸性 中性 强碱性 溶液中氢离子和氢氧根浓度：？说明： pH值一般仅适用于c(H30+)或c(O溶液的酸碱性和pH测定酸碱指示剂可确定pH值大概范围石蕊酚酞碱蓝红酸红不变 pH试纸(广泛、精密)测出pH的粗略值3) pH计（仪器）精确测出pH值4) 滴定法测出酸、碱浓度溶液的酸碱性和pH测定酸碱指示剂可确定pH值大

6、概范围石蕊计算在25时浓度为 1.0 108 molL1盐酸溶液的 pH.c(H+) 1.0 108 molL-1, pH 8酸的溶液显碱性，为什么？没有考虑水的离解!例：计算在25时浓度为 1.0 108 molL1盐在100oC，水的Kw 5.5 1013 c(H+) 7.4 107pH pOH = 6.1，此时溶液为中性pH 6.5 的水溶液一定为酸性吗？问题：在100oC，水的Kw 5.5 1013 cA. 定义和组成（3）酸碱指示剂 能借助颜色的改变来指示溶液pH值的物质，它的组成一般是有机的弱酸或弱碱，且分子的颜色与离子的颜色不同。 英国化学家、物理学家波义耳(Robert Boy

7、ie, 1646年)为什么会指示溶液酸碱性呢？石蕊是由各种地衣制得的蓝色色素，其主要成份是石蕊精C7H7O4NA. 定义和组成（3）酸碱指示剂 能借助颜色的改变来指示溶B.酸碱指示剂的变色原理红色 蓝色 当c(HIn)=c(In-)时溶液呈紫色，此时指示剂的电离度为50%，c(H+)=Ka，溶液的PH值为该指示剂变色点。 符号In来自英文Indicator，HIn表示指示剂的共轭酸，称谓“酸型”，In表示指示剂的共轭碱，称谓“碱型”。B.酸碱指示剂的变色原理红色 酚酞- 单色在酸性溶液无色，在碱性溶液中转化为醌式后显红色（ phenolphthalein PP ）酚酞- 单色在酸性溶液无色，在

8、碱性溶液中转化为醌式后显红色（甲基橙 - 双色 pH 3.1, 酸式色，红色； pH 4.4, 碱式色，黄色； pH = 3.1-4.4，两种形式共存，为混合色，橙色。（ methyl orange, MO ）甲基橙 - 双色 pH 3.1, 酸式色，红色； 自制酸碱指示剂 下列植物花或叶，捣碎研磨，加入酒精，取浸出液，加入酸或碱，观察颜色变化。 自制酸碱指示剂 下列植物花或叶，捣碎研磨，加入酒精，取浸C.指示剂的变色范围：思考题：由弱碱组成的指示剂变色范围？C.指示剂的变色范围：思考题：由弱碱组成的指示剂变色范围？说明：变色范围 酸色 中间色 碱色甲基橙3.1 4.4 红橙 黄酚 酞8.01

9、0.0 无色 粉红 红石 蕊3.08.0 红 紫 蓝 一般情况下每种指示剂它的变色点上下各一个pH单位为其变色范围，但由于人的肉眼对各种颜色的敏锐程度不同，因此其范围也各有差异。说明：变色范围 酸色 中间色 碱色 一指示剂用量： 指示剂用量的多少对它的变色范围是有影响的。 离子强度和溶剂的影响：增加离子强度，指示剂的理论变色点变小。问题：温度是否对指示剂的变色范围有影响？为什么？指示剂用量： 指示剂用量的多少对它的变色范围是有影响的。问混合指示剂（mixed indicator） 同时使用两种指示剂，利用彼此颜色之间的互补作用，使变色更加敏锐。如溴甲酚绿和甲基红。 若由指示剂与惰性染料混合也是

10、利用颜色的互补作用提高变色的敏锐度。如亚甲基蓝，靛蓝二磺酸钠。 若滴定终点限制在很窄的 pH 范围内，可采用混合指示剂。终点颜色变化的不确定度由 0.3pH 提高到0.2pH。混合指示剂（mixed indicator） 同6.2.2 一元弱酸、弱碱的解离平衡1一元弱酸的解离平衡 H2O(l) + HA(aq) H3O+ (aq) + A-(aq)当反应达平衡时，有：弱酸HA的解离常数，它的数值表明了酸 的相对强弱。在相同T下， 大的是较强 的酸，其给出质子的能力较强。6.2 弱酸弱碱的解离平衡6.2.2 一元弱酸、弱碱的解离平衡1一元弱酸的解离平衡当 确定了弱酸的解离常数，就可以计算已知浓度

11、的弱酸溶液的平衡组成。同样可以借助于pH计测定溶液的pH值来确定弱酸的解离常数。 或简写成：6.2 弱酸弱碱的解离平衡 确定了弱酸的解离常数，就可以计算已知浓度的弱 实际上，在弱酸溶液中同时存在弱酸和水的两种解离平衡： H2O(l) + H2O(l) H3O+ (aq) + OH-(aq) H2O(l) + HA(aq) H3O+ (aq) + A-(aq) 它们都能解离出H3O+，两者之间相互联系，相互影响。通常情况下， ，只要c(HA)不是很小，H3O+主要由HA解离产生，因此，计算HA溶液中的c(H3O+)时，可以不考虑水的解离平衡。6.2 弱酸弱碱的解离平衡 实际上，在弱酸溶液中同时存

12、在弱酸和水的两种解初始浓度/molL-1 0.10 0 0平衡浓度/molL-1 0.10 x x x x = 1.310-3（ molL-1 ） 解： H2O(l) + HAc(aq) H3O+ (aq) + Ac-(aq)例：计算0.10molL-1HAc溶液中的H3O+、Ac-、HAc、 OH-浓度及溶液pH。6.2 弱酸弱碱的解离平衡初始浓度/molL-1 0.10 c(H3O+) = c(Ac-) = 1.310-3 molL-1 c(HAc) = (0.101.310-3) molL-10.10 molL-1c(OH) =7.710-12 molL-1 6.2 弱酸弱碱的解离平衡c

13、(H3O+) = c(Ac-) = 1.310-3 m 可见， 若 ，且 c(HA)不是很小，HA溶液中的c(H3O+) 及 pH 可用下列简化公式计算：6.2 弱酸弱碱的解离平衡 可见， 若 , ca - x ca 此式为弱酸溶液酸度的近似计算公式，其使用的条件是ca /Ka500, 其酸的电离度5%,可以使氢离子浓度等的计算误差小于或等于2.2% ,可以满足一般的运算要求。讨论：, ca - x ca 此式为弱酸溶 ca /Ka、离解度和最简式计算的相对误差ca /Ka相对误差/ %1009.53 %+5.23005.6 %+2.95004.4 %+2.210003.1 %+1.6 ca

14、/Ka、离解度和最简式计算的相对误差ca /Ka 解离度(a)：已解离的分子数与分子总数之百分比 弱酸的解离度的大小也可以表示酸的相对强弱。在温度、浓度相同的条件下，大的酸， 大，其pH值小，为较强的酸；反之，小的酸， 小，其pH值大，为较弱的酸。6.2 弱酸弱碱的解离平衡 解离度(a)：已解离的分子数与分子总数之百分比 稀释定律：在一定温度下（Ka为定值），某弱电解质 的解离度随着其溶液的稀释而增大。 解离度与Ka 的关系：HA(aq) H+(aq) + A-(aq) 初始浓度 c 0 0平衡浓度 c ca ca ca6.2 弱酸弱碱的解离平衡稀释定律：在一定温度下（Ka为定值），某弱电解质

15、 解离度2. 一元弱碱的解离平衡 一元弱碱的解离平衡组成的计算与一元弱酸的解离平衡组成计算类似。 B(aq) + H2O(l) BH+(aq) + OH- (aq)弱碱B的解离常数对于一元弱碱：6.2 弱酸弱碱的解离平衡2. 一元弱碱的解离平衡 一元弱碱的解离平衡例：已知25时， 0.200molL-1氨水的解离度为 0.95%，求c(OH-)、pH值和氨的解离常数。解：NH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq) + OH- (aq)c0 0.200 0 0ceq 0.200(1 0.95%) 0.2000.95% 0.2000.95%6.2 弱酸弱碱的解离平衡例：已知25时， 0.2

16、00molL-1氨水的解离度为 在计算结果出来后应进行分析，在误差较大时也可用逐步逼近法进行计算。 若存在同离子效应，则可用下述公式进行计算：注意：为什么？同学课后自行推出！ 在计算结果出来后应进行分析，在误差较大时也可用逐步逼近法 一元弱酸(弱碱)溶液H+和pH值计算公式：6.2 弱酸弱碱的解离平衡 一元弱酸(弱碱)溶液H+和pH值计算公式：6.2 弱讨论：500bbcKq讨论：500bbcKq-稀释定律ca, -稀释定律ca, 离解（电离）度和电离常数 电离度和电离常数都可以用来比较弱电解质的相对强弱，电离常数是化学平衡常数的一种表现形式，电离度是转化率的一种表现形式；电离常数不受浓度影响

17、，对于某一弱电解质来说，它是一个特征常数，而电离度则随浓度而变化。 离解（电离）度和电离常数 电离度和电离常数都可以用1. H+cHAc，弱电解质；2. cHAc，a；cHAc， a ，但H+。 CHAc/mol.L-1H+Ac-HAcpH/%163.4410-23.4410-215.9661.460.22101.3610-21.3610-29.92641.870.3614.2410-34.2410-30.99582.370.420.11.3410-31.3410-30.09872.871.340.014.2410-44.2410-40.00963.374.240.0011.3410-41.3

18、410-40.00093.8713.40.00014.2410-54.2410-50.000064.3742.4注：CHAc为16.10mol.L-1时，需解一元二次方程。讨论：1. H+Ka1，(11)式中Ka1+ c0 c0，则若 ，则 只要符合上述有关近似条件，就可以利用上式计算出酸式盐溶液的pH值。这种粗略计算出的pH值与酸式盐的初始浓度无关。6.2 弱酸弱碱的解离平衡如果c0Ka1，(11)式中Ka1+ c0 c0，同理， Na2HPO4溶液： NaH2PO4溶液：6.2 弱酸弱碱的解离平衡同理，6.2 弱酸弱碱的解离平衡 酸式盐溶液H+和pH值计算公式：6.2 弱酸弱碱的解离平衡 酸式盐溶液H+和pH值计算公式：6.2 弱酸弱碱的解离4.弱酸弱碱盐6.2 弱酸弱碱的解离平衡4.弱酸弱碱盐6.2 弱酸弱碱的解离平衡若Ka Kb，溶液显酸性：若Ka Kb，溶液显酸性：若Ka= Kb，溶液显中性：若Ka Kb，溶液显酸性：若Ka Kb，溶液显酸性：若K例如：6.2 弱酸弱碱的解离平衡例如：6.2 弱酸弱碱的解离平衡pH7强酸强碱盐 NaCl，KNO3，BaI2弱酸弱碱盐 Ka=Kb, NH4Ac pH7弱酸强碱盐 NaAc，NaCN，Na2CO3酸式盐 Na2HPO4，NaHCO3弱酸弱碱盐 KaKb, (NH4)2CO3，NH4CN