第五章 酸碱平衡2幻灯片1.pptVIP

第五章 酸碱平衡;5.1 酸碱质子理论概述;酸碱质子理论的基本概念 　　酸：任何能给出质子（H+）的物质 （分子或离子） 　　碱：任何能接受质子的物质 （分子或离子）;酸  H+ +碱;例：HAc的共轭碱是Ac－ ， Ac－的共轭酸HAc， HAc和Ac－为一对共轭酸碱。;⑴ 酸碱可以是分子、阴离子、阳离子， 如Ac－是离子碱， 是离子酸； ⑵ 两性物质， 如 等。 ⑶ 质子理论中无盐的概念，电离理论中的盐，在质子理论中都是离子酸或离子碱，如 NH4Cl 中的 是离子酸， Cl－是离子碱。;　酸碱反应的实质： 两个共轭酸碱对之间的质子传递。;　⑴ 酸、碱的解离; ⑵ 酸、碱的中和;　⑶ 盐的水解;酸碱的相对强弱;酸越强　其共轭碱越弱碱越强　其共轭酸越弱;5.2 水的解离平衡与溶液的pH值;水的解离平衡 H2O (l) + H2O(l) H3O+ (aq) + OH－(aq) 或 H2O (l)  H+ (aq) + OH－(aq);25℃纯水;溶液的pH值;5.3 弱酸、弱碱的解离平衡;一元弱酸、弱碱的解离平衡;　解离度(a);　　稀释定律：在一定温度下（  为定值），某弱电解质的电离度随着其溶液的稀释而增大。;　一元弱酸的解离平衡; HA(aq)  H+(aq) + A－ (aq) 初始浓度 c 0 0 平衡浓度 c – x x x;　　例：已知25℃时， 0.200mol·L-1氨水的电离度为 0.934%，求c(OH－),pH值和氨的离解常数。;多元弱酸溶液的离解平衡; 例：计算 0.100 mol·L-1 H2S溶液中 H+,OH－,S2－的浓度及pH值。;;H2S饱和溶液中 c(H2S) = 0.10 mol·L-1;结论：;盐的水解;;2. 多元弱酸强碱盐Na3PO4的水解;;例：计算0.10mol·L-1Na3PO4溶液的pH值。;3. 酸式盐;4. 弱酸弱碱盐;5. 影响盐类水解的因素;　⑷溶液的酸碱度;5.4 缓冲溶液;　　同离子效应：在弱电解质溶液中，加入与其含有相同离子的易溶强电解质而使弱电解质的解离度降低的现象。;　　例：在 0.10 mol·L-1 的HAc 溶液中，加入 NH4Ac (s)，使 NH4Ac的浓度为 0.10 mol·L-1，计算该溶液的 pH值和 HAc的解离度。;在无外来离子的干扰下：;缓冲溶液的概念;缓冲作用原理;　　⑴ 加入少量强酸时，溶液中大量的Ac–与外加的少量的H+结合成HAc，当达到新平衡时，c(HAc)略有增加，c(Ac–)略有减少， 变化不大，因此溶液的c(H+)或pH值基本不变。;　　⑵ 加入少量强碱时，溶液中大量的HAc与外加的少量的OH－生成Ac–和H2O，当达到新平衡时， c(Ac–)略有增加， c(HAc)略有减少，　　　　变化不大，因此溶液的c(H+)或pH值基本不变。;缓冲溶液pH值的计算;－;2. 弱碱 — 弱碱盐 NH3 · H2O — NH4Cl;3. 由多元弱酸酸式盐 组成的缓冲溶液 　如NaHCO3 — Na2CO3, NaH2PO4 — Na2HPO4;⑵ 溶液为碱性;; 结论： 　⑴ 缓冲溶液的pH值主要是由 或 决定的， 　⑵ 缓冲溶液的缓冲能力是有限的； 　⑶ 缓冲能力与缓冲中各组分的浓度有关，ca (cb)及 cs较 大时，缓冲能力强。;例题：求 300mL 0.50mol·L-1 H3PO4和 500mL 0. 50mol·L-1 NaOH的混合溶液的pH值。;;　　例题 若在 50.00ml 0.150mol·L-1 NH3 (aq)和 0.200 mol·L-1 NH4Cl组成的缓冲溶液中，加入0.100ml 1.00 mol·L-1的HCl ，求加入HCl前后溶液的pH值各为多少？;　加入 HCl 后;缓冲溶液的选择和配制;欲配制的缓冲溶液的 pH 值;例题：今有 2.0L0.10mol·L-1的 Na3PO4 溶液和 2.0L 0.10mol·L-1的NaH2PO4 溶液，仅用这两种溶液（不可再加水）来配制pH=12.50的缓冲溶液，能配制多少升这种缓冲溶液？;　　解得 x = 0.12;5.5 酸碱指示剂;5.6 酸碱电子理论 ;???;5.7 配位化合物