1酸碱理论PPT课件.ppt
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6.1酸碱理论6.2弱电解质的解离平衡和强电解质溶液6.3溶液的酸碱性6.4缓冲溶液6.5滴定分析概论6.6酸碱滴定法,第六章酸碱平衡和酸碱滴定法,一、酸碱电离理论二、酸碱质子理论三、酸碱电子理论,6.1酸碱理论,最初:
酸是具有酸味的物质,使蓝色石蕊变红;碱是抵消酸性的物质,使红色石蕊变蓝18世纪后期:
氧元素是酸的必要成分19世纪初叶,戴维:
氢元素是酸的必要成分1884年,阿仑尼乌斯:
提出了酸碱电离理论1923年,布朗斯特和劳莱提出了酸碱质子理论1923年,路易斯提出了酸碱电子理论,人们对酸碱的认识历程,1、酸碱定义酸:
解离时所生成的正离子全部是H+的化合物;碱:
解离时所生成的负离子全部是OH-的化合物2、酸碱反应实质H+OH-=H2O3、理论缺陷酸碱仅限于含H+和OH-的物质酸碱局限于水溶液中,不能研究非水体系,一、酸碱电离理论,1、酸碱定义酸:
能给出质子H+的分子或离子碱:
能接受质子H+的分子或离子两性物质:
既能给出质子,又能结合质子的物质,二、酸碱质子理论,2、酸碱反应实质两个共额酸碱对之间质子的传递,酸性:
H2OH3O+碱性:
H2OOH-水的解离很小以逆反应为主,4、理论优缺点优点:
扩大了酸碱的范围,可适用于非水溶液缺点:
对于无质子参加的反应不适用,3、共轭酸碱对之间的常数关系:
以Ac-,HAc为例,酸:
碱:
1、酸碱定义酸:
凡能接受电子对的物质,即电子对接受体碱:
凡能给出电子对的物质,即电子对给予体2、酸碱反应实质形成配位键,生成配位化合物3、理论优缺点优点:
立足于普遍物质,摆脱体系必须具有某种离子或元素的限制缺点:
认识过于笼统,酸碱特征不明显,三、酸碱电子理论,一、弱电解质的解离平衡二、强电解质溶液,6.2电解质溶液的解离平衡,一、弱电解质的解离平衡,1.一元弱酸,标准解离常数:
起始浓度c00转化浓度xxx平衡浓度c-xxx,代入经验解离常数:
近似计算:
稀释定律,精确计算:
例,计算25时,0.10molL-1HAc(醋酸)溶液中的H+,Ac-和HAc浓度。
解:
初始浓度/(molL-1)0.1000平衡浓度/(molL-1)0.10-xxx,近似计算:
精确计算:
2.一元弱碱,起始浓度c0c(盐)转化浓度c(H+)c(H+)c(H+)平衡浓度c-c(H+)c(H+)c(盐)c(H+)加入NaAc:
c(Ac-)增大(NaAcNa+Ac-)平衡左移,c(H+)减小,减小,同离子效应:
由于在弱电解质(HAc)中加入一种含有相同离子(阳离子或阴离子)的强电解质(NaAc)后,解离平衡发生移动,解离度下降,3.同离子效应和盐效应,加入NaCl:
H+与Ac-结合机会减小HAc的解离度略有提高,盐效应伴随同离子效应的发生,但同离子效应的影响大得多。
盐效应:
在弱电解质(HAc)中加入一种含有不同离子的强电解质(NaCl)后,解离度略有提高,例:
0.10molL-1HAc溶液的解离度和c(H+)。
(2)在1.0L0.10molL-1HAc中加入0.10mol的NaAc后溶液的的解离度和c(H+)。
(3)在1.0L0.10molL-1HAc中加入0.10mol的NaCl后溶液的的解离度和c(H+)。
4.多元弱酸(HnBn1)的解离平衡,一级解离常数,二级解离常数,同离子效应第二步解离可以忽略,平衡时c(H+)可视为完全由第一步解离产生,例:
H2CO3:
0.040molL-1,计算平衡时的c(H2CO3),c(H+),c(HCO3-)和c(CO32-),a.计算c(H+):
忽略第二步解离,起始浓度0.04000转化浓度c(H+)c(H+)c(H+)平衡浓度0.040-c(H+)c(H+)c(H+),b.计算c(HCO3-):
d.计算c(H2CO3):
二、强电解质溶液,1.表观解离度,理论上:
强电解质完全解离=1实验中:
1,表观上没有完全电离,实验测得的并非真正的解离度,而是表观解离度,例:
KCl溶液0.1mol/L,=0.8621.0mol/L,=0.7562.0mol/L,=0.712,浓度大小,1923年DebyeP和Hckel,其要点为:
(1)强电解质在水中是全部解离;
(2)离子间通过静电力相互作用,每一个离子都被周围电荷相反的离子包围着,形成离子氛(ionatmosphere),2.活度和活度系数,活度:
电解质溶液中离子实际发挥作用的有效浓度,浓度越稀,离子间相互作用越弱,活度与实际浓度之间的差距越小,浓度大,电荷z多,I大,离子强度:
综合了浓度b与电荷Z对活度系数的影响,一、水的解离和pH标度二、盐类水溶液的酸碱性三、影响盐类水解的因素四、溶液中氢离子浓度的计算,6.3溶液的酸碱性,一、水的解离和pH标度,T=25C时:
c(H+)=c(OH-)=1107mol/L,温度越高,平衡右移,越大,离子积常数,H值:
T=22C时:
二、盐类水溶液的酸碱性,原因:
盐在水中会发生水解的作用生成H+或OH-,
(1),1.一元强碱弱酸盐(以NaAc为例),开始:
c00转化:
xxx平衡:
c-xxx,酸性(HAc)越弱,对应的弱酸盐(NaAc)的碱性越强,2.一元强酸弱碱盐(以NH4Cl为例),碱性(NH4OH)越弱,对应的弱碱盐(NH4Cl)的酸性越强,3.一元弱酸弱碱盐(NH4Ac),三、影响盐类水解的因素,1.盐类的本性水解生成的酸或碱很弱,且难溶于水,水解程度大,2.盐的浓度浓度增大,解离度降低,3.水解温度吸热反应,温度越高,越有利于水解,4.同离子效应降低盐的水解,零水准物质的选择a溶液中大量存在的b参与质子转移反应质子条件式书写方法等式左边得质子后产物等式右边失质子后产物根据质子得失相等原则列出质子条件式,1、质子条件式:
PBE,当酸碱反应达到平衡时,酸给出质子的量(mol)应等于碱接受质子的量(mol),四、溶液中氢离子浓度的计算PBE,例:
一元弱酸HA的水溶液溶液中大量存在的并参与质子转移反应的物质是HA和H2O。
例:
多元弱酸H2C2O4的水溶液溶液中大量存在的并参与质子转移反应的物质是H2C2O4和H2O为零水准。
质子条件式:
例写出溶液的质子条件式。
解:
选择和为参考水准:
(1)一元弱酸HA溶液,2、溶液pH的计算,由质子平衡条件:
c(H+)=c(A-)+c(OH-),得:
c(H+)2=Kac(HA)+Kw,精确式,C(HA).Ka20Kwc/Ka500,C(HA).Ka20Kw,近似式,最简式,讨论:
例:
计算HAc液(0.010mol/L)的pH值。
解:
查表得Ka=1.810-5,由于CKa20Kw,C/Ka=0.010/1.810-5500,故可按最简式计算:
(2)多元弱酸H2A溶液,解:
质子条件式:
c(H+)=c(HA-)+2c(A2-)+c(OH-)c220KW,c(OH-)可略去。
得:
解:
查表:
Ka1=7.610-3Ka2=6.310-8Ka3=4.410-13CKa120Kw,,则H3PO4的酸度可根据近似公式来计算:
=2.4102mol/LpH=1.62,例:
计算0.10mol/LH3PO4溶液的pH。
(3)两性物质NaHA溶液解:
质子条件式:
c(H+)c(H2A)=(A2-)+c(OH-),几种酸溶液计算(H+)的公式及使用条件,(a)精确计算式,(b)近似计算式,应用条件:
cKa20Kw,(c)最简式,应用条件:
c/Ka500;cKa20Kw,一元弱酸,两性物质,最简式,应用条件:
c/Ka120;cKa220Kw,几种酸溶液计算(H+)的公式及使用条件,(a)近似计算式,应用条件:
c/Ka120Kw;2Ka2/(H+)1,(b)最简式,应用条件:
c/Ka1500cKa120Kw2Ka2/(H+)1,二元弱酸,最简式,应用条件:
ca(OH-)(H+)cb(H+)(OH-)c(H+)=Kaca/cb,缓冲溶液,一、缓冲溶液的组成和作用原理二、缓冲溶液的pH计算三、缓冲溶液的配制,6.4缓冲溶液,缓冲溶液加少量酸或碱或稍加稀释,而保持pH值基本不变的体系。
缓冲溶液组成共轭酸碱对体系,例:
HAcNaAc;NH3H2ONH4ClNaH2PO4Na2HPO4等,一、缓冲溶液的组成和作用原理,1.缓冲溶液的组成,Ac-同离子效应,HAc电离受抑制,c(H+)很小,HAc和Ac-大量存在。
加酸,H+与Ac-结合成HAc,解离平衡左移,抵消部分外加H+的影响。
加碱,OH-与H+结合成H2O,解离平衡右移,抵消部分外加OH的影响。
加水,解离平衡右移,解离度增大,同时同离子效应减弱。
2.缓冲溶液的作用原理(以HAc,NaAc为例),开始:
c(酸)c(盐)转化:
xxx平衡:
c(酸)-xxc(盐)-x,二、缓冲溶液pH的计算,选择缓冲对:
pH应与缓冲对中弱酸的pKa相近(pOH应与缓冲对中弱碱的pKb相近),三、缓冲溶液的配制,由c盐/c酸,求出c盐和c酸,并使其在0.11mol/L之间,2、缓冲溶液配制步骤,1、缓冲能力,缓冲组分浓度大小(0.11mol/L之间)缓冲组分浓度比值(0.110之间),一、滴定分析过程和方法分类二、滴定分析对化学反应的要求和滴定方式三、标准溶液的配制和浓度的确定,6.5滴定分析概论,滴定分析过程:
X(被测组分)+R(试剂)=P(产物)分类:
酸碱滴定,氧化还原滴定,配位滴定,沉淀滴定常用术语:
滴定管标准溶液(滴定剂)锥形瓶待测溶液(滴定液)滴定终点滴定曲线,指示剂化学计量点(等当点)滴定误差特点:
仪器简单操作方便、快速准确度高(相对误差小于0.2),一、滴定分析过程和方法分类,1、滴定分析法对化学反应的要求化学反应按计量关系完成,无副反应具备合适的消除干扰的方法反应定量完成,反应完全(99.9%)反应速度快有比较简便的方法确定反应终点(有合适的指示剂),二、滴定分析法对化学反应的要求和滴定方式,2、滴定方式及计算直接滴定法返滴定法(回滴法)置换滴定法间接滴定法,加试剂与待测液反应,转换为一种能被定量滴定的物质,适用于不按化学计量关系或有副反应的情况,适用于滴定剂与待测液不发生反应的情况,通过其他反应间接求被测液含量,三、标准溶液的配制及浓度的确定,1、标准溶液和基准物标准溶液的浓度通过基准物来确定。
基准物应具备的条件:
必须具有足够的纯度组成与化学式完全相同稳定具有较大的摩尔质量(降低称量误差)常用的基准物有:
K2Cr2O7;NaC2O4;2C2O4.2H2;Na2B4O7.10H2O;CaCO3;NaCl;Na2CO3,2、标准溶液的配制,直接配制法:
用分析天平称重、用容量瓶配制,定容,直接计算出标准溶液浓度。
如:
硼酸可直接配制其标准溶液。
间接配制(步骤):
(1)配制溶液配制成近似所需浓度的溶液。
(2)标定用基准物或另一种已知浓度的标准溶液来滴定。
(3)确定浓度由基准物质量(或体积、浓度),计算确定之。
一、酸碱指示剂二、酸碱滴定曲线及指示剂的选择三、酸碱滴定法的应用,6.6酸碱滴定法,酸碱指示剂:
有机弱酸或有机弱碱,在得失质子的同时,分子结构发生变化,分子结构的变化伴随着颜色变化,并且颜色与结构变化都是可逆的。
一、酸碱指示剂,1、酸碱指示剂的作用原理,酚酞,pKa1=9.1,甲基橙,pKa=3.4,讨论:
c(In-)/c(HIn)=1时:
中间颜色c(In-)/c(HIn)=1/10时:
酸色,勉强辨认出碱色c(In-)/c(HIn)=10/1时:
碱色,勉强辨认出酸色指示剂变色范围:
pKHIn1(2个pH单位)注意:
a.酸碱指示剂的变色范围不一定正好位于pH=7左右,由指示剂的pKHIn决定,指示剂颜色逐渐变化。
2、酸碱指示剂的变色范围(HIn),二、酸碱滴定曲线及指示剂的选择,滴定曲线的作用:
(1)确定滴定终点时,消耗的滴定剂体积;
(2)判断滴定突跃大小;(3)确定滴定终点与化
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