第8章 酸碱解离平衡.pptVIP

8 － 3 － 4 酸碱电子理论 1923年 Lewis 提出了酸碱电子理论。 酸碱电子理论认为，凡是可以接受电子对的物质称为酸，凡是可以给出电子对的物质称为碱。 如H+， Cu2+， Ag+ ， BF3均可以接受电子对，是Lewis酸；而OH－，NH3 ，F－均可以给出电子对，是Lewis碱 。 酸碱反应的实质是形成配位键生成酸碱配合物的过程。 如 BF3 ＋ F－ BF4－ 酸 碱 酸碱配合物 H+ ＋ OH－ H2O Ag+ ＋ Cl－ AgCl 除酸与碱之间的反应之外，还有取代反应，如 [ Cu (NH3)4 ]2+ + 4 H+ Cu2+ + 4 NH4+ [ Cu(NH3)4 ]2+ + 2OH－ Cu(OH)2↓ + 4NH3 NaOH + HCl NaCl + H2O 本章作业：3，5，11，14 [练习] 下列各对溶液中，能用作缓冲溶液的是( ) A. HCl和NH4Cl B. NaHCO3和Na2CO3 C. HF和NaCl D. NaOH和NaCl B 3、 缓冲作用机理 以HAc—NaAc缓冲体系为例： 加入少量强酸时，HAc的电离平衡向左移动，pH值基本不变；加入少量强碱时，HAc的电离平衡向右移动，pH值基本不变。 讨论：NH3·H2O – NH4Cl体系和 NaH2PO4 – Na2HPO4体系 HAc H+ + Ac– NaAc Na+ + Ac– 浓的强酸、强碱有缓冲作用吗？ 4、缓冲溶液pH值的计算 弱酸和弱酸盐组成 弱碱和弱碱盐组成 (Ka?为共轭酸的酸常数) 例8-5：缓冲溶液中有 1.00 mol·dm–3 的HCN 和 1.00 mol·dm–3 的NaCN ，试计算 1) 缓冲溶液的 pH ； 2) 将 10.0cm3 1.00 mol·dm–3 HCl 溶液加入到 1.0 dm3 该缓冲溶液中引起的 pH 变化； 3) 将 10.0cm3 1.00 mol·dm–3 NaOH 溶液加入到 1.0 dm3 该缓冲溶液中引起的 pH 变化； 4) 将 1.0 dm3 该溶液加水稀释至 10 dm3，引起的 pH变化。 平衡浓度： x 2) 在 1.0 dm3 缓冲溶液中，含 HCN 和 NaCN 各是1.0 mol，加入的 HCl 相当于 0.01mol H+，它将消耗0.01mol 的 NaCN 并生成 0.01mol HCN，故有: HCN CN－ ＋ H+ 解： 1) 3) 加入的 NaOH 相当于 0.01mol OH－，它将消耗0.01mol 的 HCN 并生成 0.01mol CN－ 离子，故有 平衡浓度： y HCN CN－ ＋ H+ 4) 将 1.0 dm3 该缓冲溶液加水稀释至 10.0 dm3 时，c酸 和 c盐 的数值均变化为原来的十分之一，但两者的比值不变。根据 该缓冲溶液的 pH 不变。 5、缓冲溶液的选择和配制原则 缓冲溶液不能与反应物或生成物发生作用。 缓冲体系的 pKa值应尽可能接近所需pH值。 尽管共轭酸碱的浓度越大，缓冲作用越强，但一般以0.01~0.1 mol·L–1为宜。 缓冲溶液的组成最好为c共轭酸 = c共轭碱，为了调节pH值可以适当增减共轭酸或共轭碱的量，但缓冲比在0.1~10之间为宜，这时溶液的pH = pKa±1(缓冲范围)。 已知：pKa(HCOOH) = 3.75；p