第三章酸碱解离平衡和缓冲溶液概述.ppt

第三章 酸碱解离平衡和缓冲溶液 第一节 强电解质溶液 第二节 弱电解质溶液 第三节 酸碱理论 第四节 水的解离平衡 和溶液的pH 第五节 缓 冲 溶 液 本章教学目的和要求 掌握内容： 1、酸碱质子理论 2、弱电解质的解离平衡，平衡常数、稀释定律、同离子效应 3、一元弱酸、弱碱溶液pH的计算 4、缓冲溶液的基本概念及缓 冲机制、缓冲容量及影响因素、 缓冲范 围的概念 5、缓冲溶液pH的计算 熟悉内容： 1、 多元酸碱pH的计算；两性物质pH的计算 2、缓冲溶液的一般配制方法 了解内容：1、 强电解质溶液理论，活度和活度因子 2、 盐效应3、血液中的缓冲系 第一节 强电解质溶液理论 一、强电解质溶液理论 1、强电解质和弱电解质： 2、强电解质的解离度α（degree of dissociation) 理论上应为100%， 实际上小于100%（表观解离度) 25℃0.1mol/kg的HCl α92%，KClα86% 3、离子相互作用理论-----强电解质溶液理论(1923) 二、离子的活度和活度因子 活度（activity)：离子的有效浓度（表观浓度）, 是电解质溶液中实际上能起作用的离子浓度。 aB=γB cB/cθ cθ为标准态的浓度（1mol/L) 相对浓度: cr =cB /cθ，单位为1。aB=γB cr γB为活度因子（activity coefficient)； 一般 aB＜cB 故γB ＜1 溶液越稀，活度与浓度差别越小。对中性分子、弱电解质， γB 可视为1。 第二节 弱电解质溶液 一、弱电解质的解离平衡 表3.3 常见弱酸、弱碱的标准解离平衡常数 （一）一元弱酸、弱碱的解离平衡 设HAc的相对浓度为cr，解离度为α，达到平衡后， HAc H+ ＋ Ac- cr - crα crα crα （二）多元弱酸、弱碱的解离平衡 说明： 1、因为Ka1θ＞Ka2θ＞Ka3θ，所以[H2PO4－]＞[HPO42－]＞[PO43－]。 2、多元酸每一步解离都产生H+，所以溶液中H+浓度是几步解离所产生H+的总浓度。在Ka1θ，Ka2θ，Ka3θ关系式中的[H+]也是指H+的总的相对浓度。 3、溶液中的H＋，主要由第一步解离得到，由二级解离及三级解离所产生的H+很少，可以忽略。 4、在水溶液中，多元弱碱和多元弱酸情况相似。 二、弱电解质解离平衡的移动 （一）同离子效应（common ion effect） 在弱电解质的水溶液中，加入与弱电解质含有相同离子的易溶性强电解质，使弱电解质的解离度降低，这种现象称为同离子效应。 溶液中加入 NaAc Na++ Ac- 平衡左移，α减小 溶液中加 NH4Cl NH4+ + Cl- 平衡左移 ，α减小 例3.5 25℃时lL浓度为0.100mol·L-1HAc溶液中加入0.100molNaAc固体后(设溶液总体积不变), HAc的解离度有何变化? （二）盐效应 在弱酸或弱碱溶液中加入不含相同离子的强电解质，使α增大的效应，称为盐效应。 如：在0.1mol · L-1(HAc)溶液中，加入NaCl使其浓度为0.1mol · L-1，α由1.33%增大为1.82% ，[H+]由1.32×10-3mol/L 增大为1.82 ×10-3 mol/L. 同离子效应与盐效应往往同时存在，但前者远远大于后者，盐效应可忽略。 第三节 酸碱理论 酸碱理论发展史 一、酸碱质子理论(proton theory of acid and base) (一) 基本概念 酸碱的定义： 凡能给出质子（ H+ ）的物质都是酸 凡能接受质子（ H+ ）的物质都是碱 酸给出质子后所剩余的部分就是碱，碱接受质子后即成为酸。 酸 质子 + 碱 HCl H+ + Cl- HAc H+ + Ac- H2CO3 H+ + HCO3-