第5章--酸、碱和配合物及水溶液中的平衡1.ppt

1、本章要点,酸碱理论（电离理论，质子理论） 酸碱pH计算（最简式） 缓冲溶液 配合物的结构、命名、异构 沉淀平衡和移动,第5章 酸、碱和配合物及水溶液中的平衡,5.1 酸碱理论及其发展,（1）阿仑尼乌酸碱电离理论,Arrhenius指出，在水溶液中 电离产生阳离子H+的化合物称为酸； 电离产生阴离子OH-的化合物称为碱。 酸碱中和反应的实质是： H+ OH- H2O,22时，纯水的离子积常数为,水的电离,丹宁酸,丹宁酸是带给喝咖啡者牙齿或咖啡杯上棕色渍迹的重要原因，因为他是酸性的，所以很容易用碱性的洗涤剂洗去。,电离度() ： 已电离的分子数和溶质分子总数之比。 从理论上说: 强电解质在水中完全

2、电离，1; 弱电解质部分电离，1。,电离常数: 在弱电解质溶液中，存在着已电离的弱电解质的离子和未电离的弱电解质分子之间的平衡： HA H+A-,电离常数（Ka、Kb）的意义: 数值的大小可以定量的衡量弱酸（碱）的相对强弱， 104认为是弱酸（碱）； 数值大小只和温度有关与浓度无关； Ka、Kb随温度而改变，但是影响很小。,对于多元酸碱来说，是分步电离的，例如H3PO4 一般来说，对于无机酸，有Ka1Ka2Ka3，所以可以以Ka1为标志来说明酸的强弱,电离常数是一种平衡常数。K值愈大，表示电离程度愈大。 电离常数与溶液的浓度基本无关，但电离度却随浓度的减少而明显增大，即在一定的温度下，电离平衡

3、可以移动，电离度可以改变。,电离常数与电离度的讨论,与c及Ka的关系及变化！,电离理论的优点和不足之处： （1）实用，尤其对大多数的以水为溶剂的体系； （2）有定量的标志Ka(Kb)； （3）仅限于水溶液体系； （4）忽略了酸碱对立统一的规律。,（2）酸碱质子理论,1923年，Bronsted和Lowrey各自提出： 凡能给出质子的分子或离子都是酸 凡能与质子结合的分子或离子都是碱,酸是质子的给予体；碱是质子的接受体。,HAc(分子酸)、NH4+ (阳离子酸)、HCO3-(阴离子酸),共轭酸共轭碱,一些常见的共轭酸碱对：,酸碱反应实际上是质子的传递过程：,1.H2O扮演的角色？ 2.质子理论适

4、合的范围？,质 子 自 递 反 应,（3）Lewis 酸碱电子理论,酸：凡是接收电子对的物质； 如：H+、Na+、BF3等。 碱：凡是给出电子对的物质。 如：OH、CN、NH3、F等。 酸碱反应不再是H+和OH-的中和，而是碱性物质提供电子对与酸性物质生成配位共价键的反应。 BF3 F BF4 Ag Cl AgCl,优点：以电子对的接受和给予来说明酸碱 的属性和酸碱反应，摆脱了体系必须有H和OH-原子的限制，也不受溶剂的约束，是最广范的酸碱理论； 缺点： 过于笼统，酸碱性的强弱不易掌握，相对强度没有统一的标度。另外，将Ag+、Cu2+等视为酸，不容易接受。,酸碱理论的总结,三种酸碱理论学习的要

5、点： 酸碱的定义； 酸碱反应的实质； 各种酸碱的适应范围； 各种酸碱理论的优缺点及实用性。 *以下的讨论以酸碱的质子理论为基础，并借 用电离理论中的电离常数。,5.2 酸、碱在溶液中的行为,1.酸碱的电离平衡 酸碱的强弱取决于物质给出质子或接受质子能力的强弱。 给出质子的能力愈强，酸性就愈强；反之就愈弱。 同样，接受质子的能力愈强，碱性就愈强；反之就愈弱。,共轭酸碱对的关系,共轭酸碱对的Ka和Kb之间存在着一定的关系,多元酸、碱,酸度:氢离子的浓度,酸性溶液：pH7，H+10-7 中性溶液：pH7，H+10-7 碱性溶液：pH7，H+10-7,初始浓度(mol.L-1) c 0 0,平衡浓度(

6、mol.L-1) c- c c c,2.pH计算,一元弱酸（碱）：,电离浓度(mol.L-1) c c c,电离常数,电离理论,稀释定律,酸,碱,依电离理论可得：,稀释定律的适用范围？,例求HNO3浓度为1.010-4 mol.dm-3溶液的pH值。,解：,例求NaOH浓度为0.1mol.dm-3溶液的pH值。,解：,举例强酸、强碱,弱酸弱碱,20.00ml 0.1mol/dm3 HAC的水溶液 pH值是多少？ （KaHAC=1.7610 -5） 解：是弱酸溶液,如何得来？,对于一般的弱酸（碱）体系： 水溶液中平衡条件为：H+=A-+OH- 由Ka、Kw关系得 ： 两个近似：忽略水的贡献； H

7、A=C0,20.00ml 0.1mol/dm3 HAC的水溶液当加入20.00ml 0.1mol/dm3的NaOH溶液后，混合液的PH值是多少？ （KaHAC=1.76x10 -5 ） 解：加入强碱与酸形成NaAc,完全电离为Ac-,溶液中有： 是弱碱溶液：,例 HAc在293K时Ka1.7510-5，求下列各浓度HAc溶液的H+和电离度：(1) 0.10M; (2) 0.01M; (3) 1.010-5M。,解：,(1),(2),对(1)和(2)，c/Ka400，所以可应用稀释定律。,(3),如果应用稀释定律(近似公式)，会有如下结果：,一级电离：,二级电离：,多元弱酸,多元弱酸、弱碱,多元

8、弱碱,为什么可以如上近似？,3.同离子效应,因为同离子的存在而使弱酸（碱）的电离度减小的效应平衡移动原理。 由于第一级电离出的H大大抑制了第二级、第三级电离，所以，多元酸碱以第一级电离为主。,5.3 缓 冲 溶 液,同离子效应： 在弱电解质中，加入含有相同离子的易溶的强电解质，可使弱电解质的电离度降低。 缓冲溶液弱酸和弱酸盐(弱碱和弱碱盐)的混合溶液的pH值能在一定范围内不因少量稀释或外加少量强酸或强碱而发生显著变化。,5.3.1 缓冲溶液的定义及组成,（1）同离子效应及其对平衡体系的影响,溶液的缓冲性,（2）缓冲溶液的组成 如果在弱酸溶液中同时存在该弱酸的共轭 碱，或弱碱溶液中同时存在该弱碱

9、的共轭 酸，则就构成缓冲溶液，能使溶液的pH值控 制在一定的范围内。一般可以分为三种类型： 弱酸及其对应的盐 弱碱及其对应的盐 多元弱酸的酸式盐及其对应的次级盐,（3）缓冲作用的原理、缓冲容量,大量,大量,注意：Ka的选择,分布曲线,平衡浓度(mol.L-1) c酸-c酸 c酸 C碱+c酸,缓冲液的pH计算,HA H+ + A -,初始浓度(mol.L-1) c酸 0 C碱,电离浓度(mol.L-1) c酸 c酸 c酸,很小,缓冲范围,缓冲溶液能抵抗稀释但不能过分稀释，否则弱酸的电离度会有变化影响到浓度比值，导致pH值变化。 缓冲能力（缓冲容量）缓冲溶液一方将耗尽时，就失去了缓冲能力 C酸=C

10、碱时，缓冲性能最大,缓冲范围和缓冲容量,缓冲能力是无限的吗？,缓冲溶液的选择,首先应考虑缓冲能力较大的溶液，这需要缓冲溶液的浓度要大，常用浓度在0.1-1mol/dm3的范围内； 其次要选择pKa尽可能接近所需要控制的pH值的缓冲对，这时缓冲容量最大； 不应对测量有干扰因素； 生命体中、生活中的缓冲体系及其重要性。,缓冲溶液的选择,通常C酸=C碱，pH=pKa, 目标pH应与选择的酸碱对中酸的pKa大约相等 调节C酸和C碱比例，溶液pH围绕酸的Pka变化,HAc + NaAcpH 46,弱酸（碱）与其共轭碱（酸）组成的溶液具有缓冲性,NH3 + NH4ClpH 910,典型的缓冲溶液,5.3.

11、2 常见的缓冲溶液体系和缓冲作用,（1）标准缓冲溶液： 作为pH计的基准溶液测定溶液pH值 （2）控制体系pH的缓冲溶液 （3）生活和生物体内的缓冲作用 （4）其他体系的缓冲体系沉淀缓冲体系和氧化还原缓冲体系,农业上土壤中：H2CO3-NaHCO3和NaH2PO4-Na2HPO4以及其他有机弱酸及其共轭碱组成复杂的缓冲系统，使土壤维持一定的pH值。 生物学人体的血液中：H2CO3-NaHCO3和NaH2PO4-Na2HPO4使酸碱能保持恒定（pH=7.40.05）,缓冲液的应用,用HAc+NaAc配制pH=4.0的缓冲溶液，求所需CHAc/CNaAC的比值。,解：,所以,例,试配制一缓冲溶液，能维持pH=10.2左右。,解：应选择的酸的pKa=10.2左右 查表：Ka(NH4+)=14-Kb(NH3) =14-4.77=9.23,所以可选NH4Cl + NH3 体系。,所以可选1.0 mol.l-1的NH3H2O与 0.11 mol.l-1的NH4Cl组成缓冲溶液。,例,20.00ml 0.1