化学平衡酸碱平衡资料.ppt

1．酸碱理论 在化学史上，从Boyle（1684）提出酸碱理论到Pearson（1963）提出软硬酸碱理论，将近300年，出现很多有关酸碱的理论。主要有：离子论、质子论、溶剂论、电子论。 Bronsted-Lowry酸碱质子理论（1923 ） 优点：酸碱反应扩大到气相、液相、电离和水解反应。酸碱强度以 K 为量度，大于 10 为强酸或强碱。 缺点：对于无质子溶剂反应无能为力，如N2O4(l)中，NOCl + CsNO3 = CsCl + N2O4 注意：该理论不存在盐的概念，组成盐的离子已经变成了离子酸和离子碱。 酸碱理论涵盖范围 一些常见液体的pH值 物料平衡 某组分的分析浓度（在溶液中总浓度）等于该组分在各物中浓度之和。 醋酸的水溶液 [HAc] + [Ac-] = cHAc 质子平衡式 酸碱反应中酸失去质子和碱得到质子的物质的量相等，其数学式称质子平衡式PBE 选择溶液中大量存在并参与质子传递的物质作为参照物（零水准）。 质子平衡式 HAc溶液： 参考水准 得质子后产物 失质子后产物 H2O H3O+ OH- HAc Ac- PBE： [H3O+] = [OH-] + [Ac-] 或 [H+] = [OH-] + [Ac-] 强酸和一元弱酸混合溶液 弱酸（HA + HB）混合溶液 PEB：[H+] = [A-] + [B-] + [OH-] 溶液酸性， [H+]= [A-] + [B-] 若电离度 ? 很小， 例题：计算 HF + HAc 混合溶液的pH 两性物质NaHA溶液 PEB：[H+] + [H2A] = [A2-] + [OH-] 计算两性物质溶液[H+] 的精确式 两性物质溶液 HA-的酸式和碱式离解倾向很小： 若 若 计算 0.05mol?dm-3 NaHCO3溶液的pH. 解：H2CO3的 Ka,1=4.4?10-7, Ka,2=4.4?10-11. c(NaHCO3) = 0.05mol?dm-3 . Ka,2 10Kw, c 20Ka,1 pH=8.34 例题 色氨酸TRP具有两性，其电离平衡常数K为： 色氨酸TRP微溶于水： 1．以K、[H+]表示色氨酸在水中饱和溶解的总浓度 m 2．证明　　　　　时， 3．讨论并画出 pm 随 pH 变化的关系图。 弱酸及其共轭碱（HA +A-）溶液 HA和NaA的浓度分别为cA和cB， 物料平衡： [HA] + [A-] = cA + cB 电荷平衡： [Na+] + [H+] = [A-] + [OH-]， 即： cB + [H+] = [A-] + [OH-] 解得： [HA] = cA - [H+] + [OH-] 弱酸及其共轭碱（HA +A-）溶液 若溶液为酸性，可忽略[OH-] 当 时， 影响水解的因素 内因：离子本身与H+或OH-离子结合能力的大小。电荷高、半径小，水解程度大。 外因：盐的浓度、酸度、温度。 例题（盐的水解） 计算0.10 mol?L-1 Na2S 水溶液的 [S2-]、 [HS-]、[OH-]及 S2-的电离度。 含氧酸的强度的Pauing规则 同离子效应对酸碱平衡的影响 弱酸及其共轭碱（HA +A-）溶液——缓冲溶液 HA和NaA的浓度分别为cA和cB， 物料平衡： [HA] + [A-] = cA + cB 电荷平衡： [Na+] + [H+] = [A-] + [OH-]， 即： cB + [H+] = [A-] + [OH-] 解得： [HA] = cA - [H+] + [OH-] 例题 例题 0.30 mol/L 吡啶和0.10 mol/LHCl 等体积混合，所得溶液是否为缓冲溶液？计算溶液的pH。 例题 计算0.025mol/L KH2PO4——0.025mol/LNa2HPO4缓冲溶液的pH，并与标准值比较。 P373，表11.4，pH=6.86 酸碱指示剂和中和滴定 天然或合成染料，本身为有机弱酸（碱）。当溶液pH变化时引起指示剂结构变化，出现不同颜色。故可用这种颜色的变化指示溶液酸度。 酸碱指示剂 酚酞：三苯甲烷类染料 甲基橙（methyl orang）pKa=3.4 理论变色点： pH = pKHIn， [In-] = [HIn] 理论变色范围：pH =