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文檔簡介
1第六章酸堿平衡與酸堿滴定本章學(xué)習(xí)要求
①弄清各種概念;
②學(xué)會(huì)正確應(yīng)用[H+]計(jì)算公式;
理解和掌握酸堿滴定原理,并能運(yùn)用所學(xué)知識(shí)解決實(shí)際問題。3
6.1酸堿制粒理論
6.2弱酸弱堿的解離平衡
6.3緩沖溶液
6.4酸堿滴定法
6.1酸堿質(zhì)子理論電離理論電子理論質(zhì)子理論酸——能電離出H+的物質(zhì)堿——電離出OH-的物質(zhì)酸——凡能給出質(zhì)子的物質(zhì)堿——凡能接受質(zhì)子的物質(zhì)酸——凡能接受電子的物質(zhì)堿——凡能給出電子的物質(zhì)酸堿的定義一、
酸堿質(zhì)子理論
1.質(zhì)子理論酸堿的定義及共軛酸堿對:酸:凡能給出質(zhì)子(H+)的物質(zhì)堿:凡能接受質(zhì)子(H+)的物質(zhì);
酸共軛堿+質(zhì)子
HAcAc-+H+NH4+NH3+H+HCO3-CO32-+H+H6Y2+H5Y++H+
通式:HAA-+H+共軛酸堿:酸給出H+后成為堿,堿接受H+后成為酸,互為共軛關(guān)系;共軛酸堿之間只差一個(gè)H+。
HClH+
+C1-
H2SO4H++HSO4-
HSO4-
H++SO42-
酸質(zhì)子+堿
NH4+H++NH3
H2PO4-
H++HPO42-特點(diǎn):1)具有共軛性
式中HA失去一個(gè)質(zhì)子,或A-得到一個(gè)質(zhì)子變成相應(yīng)的堿或酸稱為酸堿半反應(yīng)。酸失去質(zhì)子后變成相應(yīng)的共軛堿;而堿接受質(zhì)子后變成相應(yīng)的共軛酸。兩者相互依存又相互轉(zhuǎn)化。A-+H+HA如:2)具有相對性
如,H2PO42-既能給出質(zhì)子,又能接受質(zhì)子,在H3PO4—H2PO4-共軛體系中為堿,而在H2PO4-—HPO42-共軛體系中為酸。
H3PO4H++H2PO4-H2PO4-H++HPO42-
同一物質(zhì)在某些場合是酸,而在另一場合是堿,其原因是共存物質(zhì)彼此間給出質(zhì)子能力相對強(qiáng)弱不同。因此,酸或堿是相對的,視溶液的介質(zhì)而異。可見:
①當(dāng)一種酸給出質(zhì)子后,其剩下的酸根(堿),自然對質(zhì)子具某種親合力,所以構(gòu)成上述共軛酸堿對;②酸或堿可以是中性分子,也可以是陽離子或陰離子,同一物質(zhì)既可以是酸,也可以是堿,共軛酸堿對中酸較其共軛堿多一個(gè)質(zhì)子。如:酸1
堿2
堿1
酸2
HAc+NH3Ac-+NH4+
完整的酸堿反應(yīng)
HAc-Ac-,NH4+-NH3
共軛酸—共軛堿反應(yīng)實(shí)質(zhì):
二、酸堿反應(yīng)酸堿反應(yīng)實(shí)際上是兩個(gè)共軛酸堿對共同作用的結(jié)果,其實(shí)質(zhì)是質(zhì)子的轉(zhuǎn)移。兩對共軛酸堿之間質(zhì)子傳遞過程;1.解離反應(yīng)
解離反應(yīng)的實(shí)質(zhì)就是水與分子酸堿之間的質(zhì)子傳遞反應(yīng)。↑↑2.中和反應(yīng)↑酸1
堿2
酸2
堿13.水解反應(yīng)↑酸1
堿2
酸2
堿1三、溶劑(H2O)的質(zhì)子自遞反應(yīng)
發(fā)生在溶劑間的質(zhì)子轉(zhuǎn)移→溶劑的質(zhì)子自遞反應(yīng);反應(yīng)的平衡常數(shù)Ks
→溶劑的質(zhì)子自遞常數(shù);H2O既能接受質(zhì)子又能給出質(zhì)子→兩性物質(zhì);發(fā)生在水分子間的質(zhì)子轉(zhuǎn)移→水的質(zhì)子自遞反應(yīng)
H2O+H2OH3O++OH-
—水的質(zhì)子自遞常數(shù)kW=f(T)
或
PkW=pH+pOH=14
(25℃)
(30℃:kW=1.47×10-14;0℃:kW=0.12×10-14)
(一)水的質(zhì)子自遞常數(shù)(二)水溶液的酸堿性和pH1、溶液中[H+]、[OH-]與酸堿性的關(guān)系(25℃):中性:[H+]=10-7mol/L=[OH-];
Kw=10-14酸性:[H+]>10-7mol/L>[OH-];
Kw=10-14堿性:[H+]<10-7mol/L<[OH-];
Kw=10-14(一)溶液的酸堿性和pH2、溶液的pH:1)定義:pH=-lg[H+]2)pH與溶液酸堿性的關(guān)系(25℃):pH<7:酸性;pH=7:中性;
pH>7:堿性;
pOH=-lg[OH-],pH+pOH=14(25℃)6.2弱酸弱堿的解離平衡強(qiáng)電解質(zhì):在水溶液中能全部電離成陰、陽離子的電解質(zhì)稱為強(qiáng)電解質(zhì)。(如NaCl=Na++Cl—)強(qiáng)電解質(zhì)包含:強(qiáng)酸——如硫酸、鹽酸、硝酸、高氯酸,強(qiáng)堿——?dú)溲趸c、氫氧化鉀、氫氧化鋇絕大多數(shù)鹽。一、強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)弱電解質(zhì):在水溶液中只有小部分能電離成陰、陽離子的化合物稱為弱電解質(zhì)。(如)弱電解質(zhì)包含:弱酸——醋酸(HAc)、碳酸、硼酸等,弱堿——氨水等少數(shù)鹽類——氯化汞、醋酸鉛HAcH++Ac-二、弱電解質(zhì)的電離度和電離平衡電離度電離度的定義:電離平衡時(shí),已電離的弱電解質(zhì)分子數(shù)和電離前溶液中它的分子總數(shù)的百分比。電離度的大小可以相對地表示電解質(zhì)的強(qiáng)弱。α=
l00%理論上強(qiáng)電解質(zhì)比如HCl,NaOH等電離度為100%,但實(shí)際不是(P103表6-1)。因此德拜和休克爾提出了強(qiáng)電解質(zhì)溶液理論——主要因?yàn)椤半x子氛”的存在。影響電離度(解離平衡)的因素:A.電解質(zhì)的性質(zhì);B.溶液濃度;(cB↓
,α↑)-稀釋定律C.溶劑性質(zhì);D.溫度(影響較小,T↑,α↑)E.同離子效應(yīng)(α↓)F.鹽效應(yīng)(α↑)E.同離子效應(yīng)舉例:HAc
H++Ac-
NaAc==Na++Ac-
E.同離子效應(yīng)定義:在弱電解質(zhì)溶液中,當(dāng)加入一種與弱電解質(zhì)具有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)時(shí),使弱電解質(zhì)的電離度降低的現(xiàn)象。幾點(diǎn)說明:1.使電離平衡向左移動(dòng);2.結(jié)果總是α↓;3.Ki不變;(一)弱酸、弱堿的解離平衡如:HAc+H2OH3O++Ac-
對堿:
NH3+H2ONH4++OH-同樣有:
①ka、kb分別為酸和堿在H2O中的解離常數(shù),它們與溶劑的性質(zhì)、酸或堿的本性及溫度等因素有關(guān)。②ka,kb是衡量酸堿強(qiáng)度的尺子,ka或kb越大,其酸或堿的強(qiáng)度越強(qiáng)。
(二)共軛酸堿對的Ka與Kb的關(guān)系如:HAc/Ac-
HAc+H2OH3O++Ac-
ka=[H+][Ac-]/[HAc]
Ac-+H2OHAc+OH-
kb=[HAc][OH-]/[Ac-]
則
或pka+pkb=pkW=14.00(25℃)(三)多元酸堿的強(qiáng)度
如,H3PO4H2PO4-
+H+
Ka1Kb3
H2PO4-
HPO42-
+H+
Ka2Kb2
HPO42-
PO43-
+H+
Ka3Kb1形成的多元共軛酸堿對中最強(qiáng)酸的解離常數(shù)
Ka1對應(yīng)最弱共軛堿的解離常數(shù)Kb3
討論:多元酸堿在水中逐級離解,
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