第8章 节 酸碱平衡 大学一年级 无机化学 课件.ppt

第8章 酸碱平衡;; 二. 水的电离和溶液的酸碱性 H2O [H+][OH-] ＝ KW ＝ 1×10-14 水的离子积常数 水溶液中, [H+]和[OH-]的乘积不变. 水电离属于化学平衡. 2. 溶液的pH [H+] ＞[OH-] 酸性 pH ＜ 7 [H+] ＝ [OH-] 中性 pH ＝ 7 [H+] ＜[OH-] 碱性 pH ＞7 ;3. 酸碱指示剂 —借助于颜色的改变来指示溶液酸碱性 的物质. 酸碱指示剂一般是弱的有机酸(或有机碱), 它们在不同 的pH范围显示不同的颜色。甲基橙指示剂就是一个有机 弱酸，可用HIn代表，HIn在水溶液中存在下列平衡：;① [H+] = Ki时， 溶液显In-和HIn的混合颜色，即橙色 ? pH=pki 称为指示剂的变色点。 ②当[In-] / [HIn] ≥ 10 时，pH ≥ pki + 1，显In- 的黄色; ③当[HIn] / [In-] ≥ 10 时，pH≤ pki－1，显HIn 的红色。 ; HAc H+ + Ac- ;例1、计算0.1mol/LHAc溶液中的H+浓度和PH值。 解：查表得：Ka=1.80 ×10-5 a、用精确公式求解 ;例2、计算0.100M CH2ClCOOH溶液的PH值。;;氨是个典型的一元弱碱 ;;例4：计算0.100M NH3溶液的pH值. Kb=1.8×10-5;五．电离度;;六．同离子效应;;例6、设溶液中同时含有HAc和NaAc，浓度都为 0.10mol/L。求[H+]及HAc的电离度。;七、多元弱酸的电离平衡;① H2S H+ + HS-;∴;;八．缓冲溶液;②.向溶液中加入少量强酸时：;抗酸抗碱之定性解释;2、具体实例;B、 50mL 0.1 mol/L HAc—0.1 mol/L NaAc溶液;② 向溶液中加入0.05mL1.0M NaOH,;;同理:;弱酸及其盐的浓度都较大且大致相等时，缓冲容量最大；;;8-2 盐的水解;1．弱酸强碱盐 ;;;;;例3．计算1.0mol/L NH4Cl溶液的[H+]。;3．弱酸弱碱盐;水解显什么性质？;4、强酸强碱盐 ;;8-3 酸碱理论的发展;二、酸碱质子理论;;酸碱关系：“酸中有碱，碱中有酸， 知酸便知碱，知碱便知酸”。;强酸：HClO4、H2SO4、HCl、HNO3; 强酸在水中完全电离，水不能分辨出它们的强弱, 换言之，水把这几种酸的强弱拉平了——拉平效应。;三、路易斯酸碱理论（电子论）;配合物中（配位键）;8-4.电解质溶液理论;2．电??度 弱电解质的电离是可逆过程： HA 　H+ + A- ????????????????????? r正 = r逆时，达成电离平衡.;3．强电解质溶液 理论上，强电解质在水中完全电离：α=100% 实际上 KCl 81%，NaOH 91%，HCl 92%， H2SO4 61%，ZnSO4 40% ……？？？ 原因：弱电解质稀溶液中，离子浓度较小， 离子间作用可忽略不计。 但是在强电解质溶液中，离子浓度较大，由于静电作 用力关系，每一个离子周围分布着许多带相反电荷的离 子，使离子不能完全自由运动。 ∴ 电解质溶液中所含的实际离子数比理论数少， 单位体积电解质溶液中： 实际含有的离子浓度—离子的有效浓度.;NaCl液浓度;以下为备用！;;;例3. 桔子汁的PH=2.8，求它的[H+]和[OH-]各为多少？;例5：（P231）已知0.01M氨水的电离度为4.2%， 计算NH3的Kb。;４．同离子效应 疑问解答 ;解：查表得;;只有0.1M HAc，几乎没有Ac-，pH=2.87. 酸性大增.;; HCl + H2O