北师大版无机化学酸碱平衡课件

,单击此处编辑母版标题样式,单击此处编辑母版文本样式,第二级,第三级,第四级,第五级,#,第九章,:,酸碱平衡,一、,S.Arrhenius,酸碱理论,（经典酸碱理论）,瑞典科学家,S.Arrhenius,于,1887,年提出,二、酸、碱,质子,理论,（,Proton Theory of Acid and Base,）,1923,年丹麦化学家,Brnsred,（布朗斯特）和英国化学家,Lowry,（劳莱）提出。,三、酸碱,电子,理论,1923,年,由美国物理化学家,Lewis,提出,又称,Lewis,酸碱理论。,9-1,酸碱理论,第九章: 酸碱平衡一、S.Arrhenius 酸碱理论（经典,1,一,.,经典酸碱理论,(,一,),酸碱定义,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,”,。,(,二,),经典酸碱理论的,优点,从组成上揭示了酸碱的,本质,，指出,H,+,是酸的特征,OH,-,是碱的特征。,解释了,“中和热”,的值,找出了衡量,酸、碱强度的标度,（,K,a,、,K,b,、,pH,）,（放热）,H,+,(aq) + OH,-,(aq) = H,2,O(l),H, = -55.99kJ.mol,-1,一.经典酸碱理论 (一) 酸碱定义(二) 经典酸碱理论的优点,2,(,三,),经典酸碱理论的,局限性,酸碱被限于水溶液，,非水体系不适用,例,1,：液氨中，,KNH,2,(,氨基化钾,),使酚酞变红碱？,液氨中，,Ca,与,NH,4,Cl,反应，放出,H,2,：,酸？,碱？,酸？,例,2,：水溶液中,HSO,4,-,酸？碱？,Na,2,CO,3,碱？,碱被限制为氢氧化物,过去认为：,NH,4,+,半径,143pm,，,K,+,半径,139pm,，,NH,4,OH,应为强碱，但实际上氨水是弱碱，而且从未分离出,NH,4,OH,。,(三) 经典酸碱理论的局限性 酸碱被限于水溶液，非水体系,3,二,.,酸、碱质子理论,（一）酸碱定义,凡能给出,H,+,（质子）的分子或离子均是,酸,，凡能得到,H,+,（质子）的分子或离子均是,碱,。,酸,- - - H,+,给予体,（,Proton donor,）,碱,- - - H,+,接受体,（,Proton acceptor,）,两性电解质,- - -,既能,给出质子,，又能,接受质子,的分子或离子，称为“,两性电解质,”（,ampholyte,）简称“,两性物,”。,二. 酸、碱质子理论 （一）酸碱定义,4,酸,分子,HCl, H,2,SO,4, H,3,PO,4, H,2,O, NH,3,离子,NH,4,+, HSO,4,-, H,2,PO,4,-, HPO,4,2-,碱,分子,H,2,O, NH,3,离子,OH,-, HSO,4,-, H,2,PO,4,-, HPO,4,2-,两性物,分子,H,2,O, NH,3,离子,OH,-, HSO,4,-, H,2,PO,4,-, HPO,4,2-,NH,3,+ H,+,= NH,4,+,NH,3,(l) = NH,2,-,(l),+ H,+,(l),酸 分子 HCl, H2SO4, H3PO4, H2O,5,（二）酸碱共轭关系,酸强度，其共轭碱（,conjugate base,）强度。,在水溶液中，共轭酸碱对的强度还可以定量表示。,（二）酸碱共轭关系 酸强度，其共轭碱（conjugate,6,质子酸,1,+,质子碱,2,=,质子碱,1,+,质子酸,2,电离,HAc + H,2,O = H,3,O,+,+Ac,NH,3,+ H,2,O = NH,4,+,+ OH,-,中和反应,HAc + OH,-,= H,2,O + Ac,-,(,弱酸强碱）,H,3,O,+,+ NH,3,= NH,4,+,+ H,2,O,（强酸弱碱）,H,3,O,+,+ OH,-,= H,2,O + H,2,O,（强酸强碱）,盐水解,Ac,-,+ H,2,O = HAc+ OH,-,质子酸1 + 质子碱2 = 质子碱1 + 质子酸2,7,复分解,NH,4,+,+ OH,-,NH,3,+H,2,O,酸,1 +,碱,2,碱,1 +,酸,2,电离，中和，盐水解，复分解反应都称酸碱反应。,酸碱反应的方向,：,强酸,1 +,强碱,2,弱酸,2 +,弱碱,1,不受水溶液，水，非水溶液，气固相的限制,复分解,8,（三,),共轭酸碱,强电解质的电离,HCl + H,2,O = H,3,O,+,+ Cl,强酸,1,强碱,2,弱酸,2,弱碱,1,酸性：,HCl H,3,O,+,碱性：,H,2,O Cl,强酸和强碱作用生成弱酸弱碱的过程，是不可逆过程。,弱酸的电离,HAc + H,2,O = H,3,O,+,+ Ac,弱酸,1,弱碱,2,强酸,2,强碱,1,（三) 共轭酸碱 弱酸的电离,9,NH,3,+ H,2,O = NH,4,+,+ OH,弱碱,1,弱酸,2,强酸,2,强碱,1,酸性,：,HAc H,3,O,+,碱性,：,H,2,O Ac,酸性,：,H,2,O NH,4,+,碱性,：,NH,3, OH,弱酸弱碱作用生成强酸强碱的反应，是可逆过程。,水的自偶电离,H,2,O + H,2,O H,3,O,+,+ OH,弱酸,1,弱碱,2,强酸,2,强碱,1,弱酸弱碱作用生成强酸强碱的反应是,可逆过程。,NH3 + H2O = NH,10,酸和碱可以是分子，也可以是阳离子或阴,离子,有的酸和碱在某对共轭酸碱中是碱，但在,另一对共轭酸碱对中是酸,质子论中不存在盐的概念，它们分别是离,子酸或离子碱, 酸和碱可以是分子，也可以是阳离子或阴,11,(,四,)“,区分效应”和“拉平效应”,同一溶剂中，酸碱的强弱由其本质决定,在左边,2,个“质子转移”反应中，,H,2,O,均是弱碱，它把,HCl,、,HAc,酸性强弱区分开来。因此，,H,2,O,是,HCl,、,HAc,酸性的“区分试剂”。这种现象，,称为“区分效应”,。,HCl,、,HI,、,H,2,SO,4,、,HNO,3,、,HClO,4,在水中为什么具有相同的酸度呢？,若在非水溶剂（如甲醇）中，酸度又不同呢。,(四)“区分效应”和“拉平效应” 同一溶剂中，酸碱的强弱由,12,同一酸（或碱），在不同溶剂中可表现出不同的酸性（或碱性）,例,1:,液氨中，,HAc,变为强酸：,HAc + NH,3,(l) = Ac,-,+ NH,4,+,强酸 强碱,而,HCl,也是强酸：,HCl + NH,3,(l) = Cl,-,+ NH,4,+,强酸 强碱,NH,3,（,l,）把,HAc,和,HCl,的酸性“拉平”。原因是,NH,3,(l),碱性强，它是,HAc,和,HCl,酸性的“拉平试剂”。,这种现象称为“拉平效应”,。, 同一酸（或碱），在不同溶剂中可表现出不同的酸性（或碱性）,13,例,2:,H,2,O,是,HCl,、,HBr,、,HI,的拉平试剂。,而,CH,3,OH,是,HCl,、,HBr,、,HI,的区分试剂,原因,例2: H2O是HCl、HBr、HI的拉平试剂。而CH3O,14,例,3,：,HAc,碱性也较弱,它是下列酸碱的区分试剂,CH,3,OH,碱性较弱（难接受,H,+,）,故把,HCl,、,HBr,、,HI,酸性强弱区分开来。,例3：HAc碱性也较弱 它是下列酸碱的区分试剂CH3OH碱性,15,酸碱质子理论的优点和局限性,优点：,扩大了酸、碱范围，不局限于水溶液体系,把阿仑尼鸟斯理论中的电离、中和、盐的水解统一为“质子传递反应”。,局限性,:,仍局限于有,H,的体系，无,H,体系不适用，,例如：,BF,3,，,AlF,6,3-,，,Fe(CN),6,3-,，,Ni(CO),4,酸碱质子理论的优点和局限性 优点：局限性:仍局限于有H的体系,16,三,.,酸碱电子理论,(Lewis,酸碱电子理论,),酸碱定义,:,凡是可,给出,电子对的分子、离子或原子团称为“,碱,”；凡是可,接受,电子对的分子、离子或原子团称为“,酸,” 。,酸,电子接受体（,Electron acceptor,）,碱,电子给予体（,Electron donor,）,酸碱反应的实质,:,通过电子对的授,-,受形成配位键，产生成酸碱配合物。,三.酸碱电子理论 (Lewis酸碱电子理论 ) 酸碱定义,17,例,:,H,+,+ OH,-, HOH,H,+,+ Cl,-, H Cl,优点,：酸碱范围几乎无所不包，既不局限于某元素，也不受溶剂限制。,凡“缺电子”的分子或离子都是,酸,例：,金属阳离子,M,n+, H,+, BF,3 .,凡可给出“电子对”的分子或离子都是,碱,。,大多数无机和有机化合物可视为酸碱加合物（配合物）。,例：,乙醇,C,2,H,5,OH,可视为：,缺点,：太笼统，酸碱特征不易掌握。,例: H+ + OH- HOH 优点：,18,3,种酸碱理论,各有长、短,，,侧重的应用范围不同,:,1,、,Arrhenius,酸碱理论,无机化学，尤其是水溶液体系酸碱问题,2,、酸碱质子理论,水溶液体系和非水溶液体系；无机化学,分析化学,3,、,Lewis,酸碱理论（电子论）,配位化学，有机化学,3种酸碱理论各有长、短，侧重的应用范围不同:,19,9-2,水溶液的酸碱性,一、水的自偶电离（,self-ionization of water,）,纯水有微弱的导电性，表明它有微弱的自偶电离,.,按酸碱质子理论讨论,:,H,2,O + H,2,O = OH,-,+ H,3,O,+,酸,1,碱,2,碱,1,酸,2,简写为：,H,2,O = H,+,+ OH,-,浓度平衡常数为：,9-2 水溶液的酸碱性 一、水的自偶电离（self-ioni,20,纯水浓度,H,2,O,为一常数，,298 K,为,1000 g.dm,-3,/ 18 g.mol,-1,= 55.56 mol.dm,-3,水的“离子积常数”,298K,，纯水中：,K,w,= (1.004,10,-7,),2,= 1.008,10,-14,纯水浓度H2O为一常数，298 K为 水的“离子积常数,21,T,/ K,K,w,273,1.13910,-15,295,1.00010,-14,298,1.00810,-14,323,5.47410,-14,373,5.510,-13,R.T. K,w,=1.010,-14,温度,T,Kw,，,H,2,O,电离是一个吸热过程：,T / K Kw 273 1.13910-15 295,22,由于水溶液中存在,H,2,O,的自偶电离平衡：,H,2,O + H,2,O = OH,-,+ H,3,O,+,酸,1,碱,2,碱,1,酸,2,即：,H,2,O = H,+,+ OH,-,室温下：,H,+,r,1,10,-7,溶液,酸性,H,+,r,= 1,10,-7,溶液,中性,H,+,r,1,10,-7,溶液,碱性,二、溶液的酸碱性及,pH,标度,由于水溶液中存在H2O的自偶电离平衡： 室温下：H+ r,23,为了方便指示水溶液的酸碱性，丹麦科学家,S.P.L.Srensen,在,1909,年提出,pH,标度。,定义：,pH = -lg H,+,r,（,SI,规定：物理量的符号用斜体字书写，但,pH,和,pOH,例外，用正体字母书写）,pH,标度：,为了方便指示水溶液的酸碱性，丹麦科学家S.P.L.Sren,24,例：,某水溶液中,H,+,=3.010,-10,moldm,-3,，求其,pH,同样，定义,pOH = -lg OH,-,由于水溶液中： 两边取负对数：,例：某水溶液中H+=3.010-10moldm-3，,25,一些“溶液”的,pH,人血液,7.4,牛奶,6.8,雨,5.7,番茄汁,4.2,葡萄酒,3.4,柠檬汁,2.2,胃液,1.3,人血液,pH,超出,0.4,将有生命危险。,pH,标度适用范围,:,1 H,+,r,1,10,-14,一些“溶液”的pH 人血液 7.4 牛奶 6.8 雨 5.7,26,借助颜色变化指示溶液酸碱性的物质，称为“,酸碱指示剂,”。,例：,甲基橙（,HIn,）是一种弱酸，在水溶液中存在电离平衡：,红色,黄色,电离常数（酸常数）：,三、酸碱指示剂,借助颜色变化指示溶液酸碱性的物质，称为“酸碱指示剂”。 例,27,在一定温度下，,Ka,为常数,pH,观察到溶液颜色,1/1,橙（中间色）, 4.2,10/1,黄（碱色）,1/10,红（酸式）,在一定温度下，Ka为常数 pH 观察到溶液颜色 1/1 橙（,28,指肉眼能观察到的指示剂变色的范围。,设,或,由,H,+, =(,Ka,HIn )/ In,-,两边取负对数，得,指示剂变色范围,为：,pH = p,K,i, 1,用指示剂指示变色范围是粗略的，还可以使用,pH,广泛试纸（,pH114,）或精密,pH,试纸；精密测量水溶液的,pH,值，可使用各种,pH,计。,指示剂变色范围,指肉眼能观察到的指示剂变色的范围。 设 或 由 H+ =,29,指示剂,变色范围,酸色,过渡色,碱色,甲基橙,3.1 4.4,红,橙,黄,甲基红,4.4 6.2,红,橙,黄,石 蕊,5.0 8.0,红,紫,蓝,酚 酞,8.0 10.0,无色,粉红,玫瑰红,常见指示剂的变色范围,指示剂变色范围酸色过渡色碱色甲基橙 3.1 4.4红 橙,30,9-3,弱酸弱碱的电离平衡,一、一元弱酸（弱碱）的电离平衡,电离平衡常数,电离度（,）,有关电离的计算,影响电离平衡的因素,二、多元弱酸的电离平衡,9-3 弱酸弱碱的电离平衡 一、一元弱酸（弱碱）的电离平衡,31,电离平衡常数,(,K,i,),例：,HAc + H,2,O = H,3,O,+,+ Ac,-,简为：,HAc = H,+,+ Ac,-,Ka,10,-2,强酸,K,b,10,-2,强碱,=10,-2,- 10,-5,中强酸,= 10,-2,- 10,-5,中强碱,10,-5,弱酸 ,10,-5,弱碱,对于指定的酸（碱），,K,i,只与温度有关,，而与酸（碱）溶液的起始浓度无关。,电离平衡常数,:,电离平衡常数(Ki)例： HAc + H2O = H3O+,32,电离度（,）,定义,：即电离平衡时电解质已电离部分占总量,的百分比。,表示电解质在指定条件下电离的程度（类似于 “化学平衡”讨论中的“转化率”），它不但与,K,i,有关，而且与电解质的起始浓度有关。, 电离度（ ）定义：即电离平衡时电解质已电离部分占总量,33,电离度与电离平衡常数的关系,例：,HAc = H,+,+ Ac,-,起始相对浓度,c,0 0,平衡相对浓度,c - c,c,c,当,5% ,或,c,/,K,i, 400,时，,1 -, 1,上式简化为：,K,i,=,c,2, 电离度与电离平衡常数的关系 例：,34,或,=(,K,i,/,c,),该式称“,稀释定律,”,对于弱酸（弱碱），在指定温度下，,与,c,成反比，比例常数即,K,i,.,例：,298K,，,K,a,(HAc)=1.7610,-5,c,r,c,r,/,K,i,1.0,56818,0.42%,0.10,5681.8,1.33%,0.010,568.18,4.20%,0.0010,56.818,13.3%,可见,:,K,i,比,更反映弱酸（弱碱）的本质。,或 ,35,对于共轭酸碱对，共轭酸碱的酸常数和碱常数之间存在一定关系：,HA + H,2,O H,3,+,O + A,K,a,= H,+, A / HA,A + H,2,O HA + OH,-,K,b,= HA OH,-, / A,K,a, K,b,=H,+, A / HA,HA OH,-, / A,= H,+, OH,-, =,K,w,对于共轭酸碱对，共轭酸碱的酸常数和碱常数之间存在一定关系：H,36,有关电离的计算,K,i,关系即,K,r,与转化率的关系,例,1,：,求,0.10moldm,-3,HAc,溶液的,pH,和,电离度,(298 K,K,a = 1.8,10,-5,),。,解：,HAc = H,+,+ Ac,-,起始相对浓度,0.10 0 0,平衡相对浓度,0.10 x x x, 有关电离的计算Ki 关系即K r与转化率的关系,37,精确解上述方程,用近似公式,c,/,K,i,=5682,400,K,a = X,2,/ 0.10,与精确解,(1.34,10,-3,),相对误差,400, ,可用近似公式,S,2-,由第二步电离计算：,平衡时：,x-y=x,x+y=x,y,可见，二元弱酸水溶液中，,二元弱酸根, ,K,a,2,c H2S / Ka1 400, 可用近似公式 S,57,对比：,（或：,）,记忆：室温下，,H,2,S,饱和水溶液浓度,0.10 mol.dm,-3,对比： （或： ） 记忆：室温下，H2S饱和水溶液浓度 0,58,H,2,S(aq),中,S,2-,与,H,+,的关系,H,2,S(aq)= H,+,+ HS,-,K,a1,= (H,+, HS,-,) / H,2,S,HS,-,= H,+,+ S,2-,K,a2,= (H,+, S,2-,) / HS,-,K,a1,K,a2,= (H,+,2,S,2-,) / H,2,S,S,2-, = (,K,a1,K,a2,H,2,S) / H,+,2,即,S,2-,与,H,+,2,成反比，受,H,+,控制,。,H2S(aq)中S2-与H+的关系,59,例,2,，,按”酸碱质子论”，,H,2,PO,4,-,既是酸，又是碱，但,NaH,2,PO,4,水溶液却显酸性,(pH ,K,b3,NaH,2,PO,4,水溶液呈酸性,例2，按”酸碱质子论”，H2PO4-既是酸，又是碱,60,