第一节 溶液中的酸碱平衡.docx
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第一节溶液中的酸碱平衡
第三章溶液中的化学平衡
【溶液中的“四大化学平衡”】
酸碱平衡
沉淀溶解平衡
配位平衡
电化学平衡(氧化还原平衡)
【引言——电解质的概念】
*溶液中能传导电流的物质叫电解质。
*常见的电解质有:
酸、碱、盐。
*它们在溶液中之所以能导电,是因为它们在水溶液中发生了电离,产生正、负离子。
在溶液中能自由移动的带电离子,是电流的载体。
M+A-=M++A-
★★★
根据电解质在溶液中电离的程度,可将电解质分类:
强电解质:
在溶液中全部电离成离子,主要有:
强酸:
HClO4HClHNO3
强碱:
KOHNaOHBa(OH)2
盐类:
NaClKCl
弱电解质:
在溶液中部分电离。
部分以离子的形式存在,部分以分子的形式存在,主要有:
弱酸:
H2SH2CO3HCN
弱减:
NH3Al(OH)3Ca(OH)2
少数几种金属盐:
ZnCl2CdCl2HgCl2(卤化物)
弱电解质的电离,是个可逆的过程。
这个可逆过程的终点(电离的限度)是建立电离平衡,这就是我们下面要重点讨论的酸碱平衡问题。
第一节溶液中的酸碱平衡
★★★
弱酸弱碱的电离平衡
酸碱质子理论
同离子效应和缓冲溶液
【弱酸、弱碱的电离平衡】
1、一元弱酸、弱碱的电离平衡
(1)电离平衡与电离平衡常数
弱酸、弱碱为弱电解质,在水中部分电离,电离产生的正、负离子与未电离的分子间建立如下的化学平衡:
弱酸:
HAc+H2O
H3O++Ac-
简写为:
HAc
H++Ac-
其平衡常数,即弱酸的电离常数:
其中:
c—实际浓度mol/L,[]—相对浓度(纯数)。
弱碱:
NH3+H2O
NH4++OH-
其平衡常数,即弱碱的电离常数:
★★★
*Kaθ、Kbθ表示了弱酸、弱碱在电离方面的本质特性。
只与温度有关,与浓度无关。
*常见弱酸、弱碱的电离常数,有表可查。
*水的浓度不包括在平衡常数表达式内。
(2)电离度与平衡常数的关系
电离度——即电离的百分数。
它与电离平衡常数之间的关系,分析如下:
设有弱电解质(弱酸)的电离平衡:
HA
H++A-
未电离时的浓度:
[HA]000
电离达到平衡时的浓度:
(1-α)[HA]0α[HA]0α[HA]0
上式中如果Kaθ<<10-4,且[HA]>0.1,则电离百分数很小,1-α≈1,则:
此式说明:
电解质溶液的电离度与浓度的平方根成反比,即浓度越稀电离度越大,以离子形式存在于溶液中的比例越多——稀释定律。
对上式进行变换:
对于弱碱,同样有:
MOH
M++OH-
2、多元弱酸、弱碱的电离平衡
含有多个可电离的质子的酸——多元酸
多元酸的电离是分步进行的,以H2S为例说明如下:
一级电离:
H2S
H++HS-
二级电离:
HS-
H++S2-
总电离:
H2S
2H++S2-
Kaθ=[H+]2[S2-]/[H2S]=Ka1θKa2θ
从电离常数可知,二级电离较一级电离要小得多。
因此溶液中的H+离子主要来自于一级电离。
在计算[H+]时可忽略二级电离:
★★★
对于H2S这样的弱酸,尤其要注意,在平衡过程中有关物种的计算。
对于n级弱酸,或n级弱碱,也按上例同样处理。
3、水的电离平衡和pH值
纯水有微弱的导电性,实验说明水也是一种很弱的电解质,常温下,将有很少的一部分水分子发生了电离:
H2O
H++OH-
所以:
[H+][OH-]=55.56Kθ=Kwθ
298K精确的实验测得纯水中的离子的浓度为:
[H+]=1.004×10-7,[OH-]=1.004×10-7
则:
Kwθ=1.004×10-7×1.004×10-7=1.00×10-14
Kw称为水的离子积常数。
实质上它是水的电离平衡常数。
它只与温度有关。
虽然是通过纯水的实验计算得来的,但对于水溶液,不论是酸性的,还是碱性的,溶液的[H+]值或[OH-]值可以变化,但它们的乘积总是等于常数Kw。
人们为了使用的方便,常采用pH值来表示水溶液的酸碱性。
即定义:
pH=-lg[H+]
pOH=-lg[OH-]
pKwθ=-lgKwθ
根据水的电离平衡关系,它们之间有如下的联系:
[H+][OH-]=Kwθ=1.00×10-14
pH+pOH=pKwθ=14
(1对于纯水,或中性的水溶液(如NaCl等):
pH=pOH=7.0
(2对于酸性溶液(如HCl等):
[H+]>10-7,[OH-]<10-7,pH<7.0
(3对于碱性溶液(如NaOH等):
[OH-]>10-7,[H+]<10-7,pH>7.0
【酸碱质子理论】
为了说明物质的一些反应性质,1923年两位科学家(丹麦的Bronsted和英国的Lowry)各自独立提出了“酸碱质子理论”。
其内容是:
凡是能给出质子的物质都是酸;酸是质子的给予体。
凡是能接受质子的物质都是碱;碱是质子的接受体。
根据酸碱质子理论,酸和碱之间有如下的“共轭关系”:
HA
H++A-
酸碱
左边的HA称为碱A的“共轭酸”;右边的A称为酸HA的“共轭碱”。
酸给出质子后剩余的部分就是碱;碱接受质子后就变成了酸。
举例说明:
HCl
H++Cl-
HSO4-
H++SO4-
NH4+
H++NH3
[Al(H2O)6]3+
H++[Al(H2O)5(OH)]2+
NH3
H++NH2
★★★
(1从上面的例子可以看出:
酸和碱都可以是分子、正离子、负离子。
(2有些物质,既可以接受质子,也可以给出质子,这类物质叫两性物质。
例如:
H2O+HCl
H3O++Cl-
NH3
OH-+NH4+
类似的还有:
HSO4-、NH3等,都可作为两性物质。
★★★★
*质子酸、质子碱有强弱之分:
酸和碱的强度,就是它们给出或接受质子的倾向的衡量尺度。
凡是容易给出质子的是强酸,它的共轭碱就是弱碱。
凡是容易接受质子的碱就是强碱,它的共轭酸就是弱酸。
例如:
HCl是强酸,Cl-就是弱碱;
HAc是弱酸,Ac-就是强碱;
OH-是强碱,H2O就是弱酸。
酸与碱的强弱,还与溶剂有关。
例如:
HCl和HAc在水溶液中,前者是强酸,后者是弱酸。
但如果用碱性比水强的液氨做溶剂,则两种酸的质子都完全传给了溶剂氨分子,它们在液氨中将完全电离都是强酸——拉平效应。
★★★★
*酸碱质子理论用来描述化学反应
酸和碱的反应,实质上是质子的传递过程,可用下列通式表示:
酸
(1)+碱
(2)
碱
(1)+酸
(2)
质子的传递方向,也决定了化学反应进行的方向:
由强酸、强碱生成弱酸、弱碱的反应进行得很完全;而由弱酸、弱碱生成强酸、强碱的反应,进行得就很不完全。
例如:
HCl+H2O
H3O++Cl-
强酸
(1)强碱
(2)弱酸
(2)弱碱
(1)
HAc+H2O
H3O++Ac-
弱酸
(1)弱碱
(2)强酸
(2)强碱
(1)
★★★★★
酸碱质子理论的缺陷:
不适合不含质子的物质之间的反应情况。
【水解平衡】
强酸强碱盐弱酸强碱盐强酸弱碱盐弱酸弱碱盐
中性碱性酸性中性
水解作用的实质:
盐类的离子与水电离出的OH-或H+结合生成了弱酸或弱碱的分子,从而破坏了水的电离平衡,改变了纯水中OH-或H+的正常的浓度。
水解反应实际上是中和反应的逆反应:
NaAc+H2OHAc+NaOH
1、水解常数
从化学平衡的观点,当盐溶解到水中,有如下的平衡关系:
NaAc=Na++Ac-
+
H2O
OH-+H+
HAc
总反应:
Ac-+H2O
HAc+OH-
注意:
水解常数和电离常数之间的对应关系
2、分级水解
多元弱酸盐的水解是分级进行的,故称为分级水解。
现以Na2CO3为例说明之:
CO32-+H2O
HCO3-+OH-
HCO3-+H2O
H2CO3+OH-
比较后发现:
Kh1>>Kh2,所以一级水解是主要的,二级水解可以近似忽略。
3、水解度和盐水溶液的pH值
H=(已水解的盐的浓度/盐的起始浓度)×100%
盐水溶液的pH值,主要由第一级水解所决定。
pH计算方法,与多元弱酸碱的情形相似。
可以通过计算得到:
4、影响水解平衡的因素
水解平衡是化学平衡之一,因此它的影响因素为:
*温度:
已知水解反应为吸热反应(中和反应的逆反应),根据盖.吕查德里原理,升高温度,会使水解度增大。
*浓度:
根据水解度与浓度的关系,水解度与盐的浓度的平反根成反比。
所以,盐的浓度越低,水解度也就越大。
*酸度:
水解的产物是OH-或H+,因此调节溶液的pH,利用同离子效应,可抑制水解的发生。
例如:
KCN中加碱,FeCl3中加酸,可抑制水解的发生。
【同离子效应和缓冲溶液】
1、什么是“同离子效应”?
在弱电解质溶液中,加入与弱电解质具有相同离子的强电解质,而影响电离平衡,使弱电解质的电离度降低,这种现象叫“同离子效应。
2、什么是“缓冲溶液?
凡是能够对溶液的pH值起稳定作用,具有一定的抗酸、抗碱、抗稀释的本领的溶液,叫做“缓冲溶液”。
(1缓冲溶液的组成
弱酸+弱酸盐:
HAc+NaAc
弱碱+弱碱盐:
NH3+NH4Cl
(2缓冲溶液的作用原理
同时含有抗酸、抗碱两种成分
(3缓冲溶液的pH值计算
基本依据:
弱酸弱碱电离平衡关系以HAc+NaAc为例说明如下:
设缓冲溶液是由c酸浓度的HAc和c碱浓度的NaAc构成的,则:
HAc
H++Ac-
电离平衡时:
c酸-x≈c酸xc盐+x≈c盐
同理对于弱碱和弱碱盐组成的缓冲溶液:
★★★缓冲溶液的配制
选择合适的“缓冲对”,使其pKa(或14-pKb)值尽量接近所需缓冲溶液的pH,在通过调节c酸/c盐值达到所需的pH值。
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- 第一节 溶液中的酸碱平衡 溶液 中的 酸碱 平衡
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