酸碱质子理论与缓冲溶液课程方案.pptVIP

第六章 酸碱质子理论与缓冲溶液;即：H+是酸的特征，OH—是碱的特征。 ③ 酸碱反应的实质： H+和OH—结合成水，另一产物称为盐。 二、质子理论 1、立论点：物质与质子的关系。 2、要点： ⑴ 酸、碱定义： 酸——凡能给出质子的物种 碱——凡能接受质子的物种 两性物——既可给出、亦可接受质子的物种 ⑵ 共轭关系： 质子酸? H+ + 质子碱 酸中有碱，碱可变酸——对应互变关系;⑶相对强弱：给出或接受质子的相对能力 相互制约关系——共轭的必然结果 ⑷酸碱反应 实质：质子在两共轭酸碱对之间的转移或传递。 [简评] 它揭示了酸碱的对立统一关系，扩大了酸碱范围，解决了非水体系的酸碱及反应问题。 第二节 水溶液的酸碱性 一、水的离解(溶剂质子自递) 1. Kw——水离子积常数 2. Kw的意义 它把酸碱对立统一关系联系起来了。 3. Kw的性质：为温度???函数;二、酸碱性： [H+]=[OH-]中性，[H+]＞[OH-]酸性，[H+]＜[OH-]碱性 三、PH值（POH值） [思考] “PH=7.5的水溶液，是碱性溶液” “酸性溶液仅存在H+，碱性溶液仅存在OH-” “中性溶液的含义是什么？” 酸浓度、酸度、酸强度、酸性 四、拉平效应，区分效应 分析：HCl,HNO3,HClO4等酸在H2O中的表现 NH3，NaOH在水中的表现 四、计算（室温） ①0.01 mol/? HCl的PH值 ②10-8 mol/? HCl的PH值;第三节 酸碱平衡 一、电离平衡——弱酸(碱)在水中的电离 1、电离常数 表征了弱酸(碱)电离程度，仅为温度的函数。 2、多元酸碱离解的特点 ①电离过程是分步进行的； ②各级电离常数显著减小。 3、有关计算 例：计算10-5MHAc溶液的[H+]和电离度(Ka=1.8×10-5) 例：求室温饱和硫化氢水溶液的[H+]、[OH-]、[S2-]、 [HS-]及电离度。K1=10-8 K2=10-15 例：计算0.1M H2SO4溶液的[H+]、[SO42-]。 K=1.2×10-2;二、水解平衡——化学平衡的又一种形式 [分析] 氯化铵水溶液;1、水解常数Kh 表征了盐水解程度大小，亦仅为温度的函数。 弱碱强酸盐：Kh=Kw／Kb 弱酸强碱盐： Kh=Kw／Ka 弱酸弱碱盐：Kh=Kw／Kb ·Ka 一般Kh并不大。 2、有关计算 多元盐水解计算与多元酸碱电离相似，只考虑第一级水解。 例：计算0.1M NH4Cl的PH值（室温）。 例：计算0.1M Na2CO3的PH值（室温）。 [注]弱减弱酸盐及酸式盐计算不要求，只作定性分析;三、沉淀平衡——多相体系 [分析]难溶物在水中的溶解过程(BaSO4) BaSO4(S) ? Ba(aq)2+ + SO42-(aq) 平衡时：Kc = [Ba2+] [SO42-] = Ksp 1、溶度积常数Ksp——难溶物溶解平衡定量特征 Ksp反映了物质在水中的溶解能力。 2、溶度积规则 Qi(离子积) = Ksp 平衡 Qi≠ Ksp 非平衡 Qi＞ Ksp 直至Qi# = Ksp 即沉淀生成 Qi＜ Ksp 直至Qi* = Ksp 即沉淀溶解 3、溶解度与Ksp的关系 [问题] 不同难溶物能否直接用Ksp比较溶解能力;例：难溶物氯化银和铬酸银在水中溶解度大小 KspAgCl= 1.56×10-10 KspAg2CrO4= 9×10-12 相同类型难溶物可直接用Ksp比较溶解度大小。 4、溶度积规则应用 例：等体积的4×10-3 M AgNO3和K2CrO4混合是否有Ag2CrO4沉淀生成？ KspAg2CrO4= 9×10-12 [注] ①、人眼对混浊度的敏感度 1×10-5 g/ml； ②、可能存在过饱和状态。 例：已知Ca3(PO4)2的Ksp= 2×10-29,求： ①、它在纯水中的溶解度S； ②、它在0.1M Na3PO4溶液中的溶解度。 5、分步沉淀与沉淀转化 [前提]不考虑反应速度;①分步沉淀：在混合溶液中加入沉淀剂，被沉淀离子 先后沉淀的现象。 例：浓度均为0.1M Cl-、CrO42-混合溶液，加入Ag+，谁先沉淀？ [问题]当第二种离子开始沉淀时，溶液中另一种离子尚存多少？ [小结]掌握了分步沉淀的规律，可控制适当条件，实现分离的目的。 ②沉淀转化：由一种沉淀转化为另一种沉淀的过程。 遵守溶度积规则。 例：讨论碳酸钡转化为铬酸钡的条件。 KspBaCO3= 5.1×10-9 KspBaCrO4= 1.2×10-10 [思考]