4--酸碱平衡

4--酸碱平衡[教学要求]1．了解酸碱质子理论的基本概念。2．掌握水的解离平衡、水的离子积常数、强酸、强碱溶液有关离子浓度和PH的计算。了解常见酸碱指示剂的变色范围。3．掌握一元弱酸（碱）的解离平衡、解离常数和平衡、组成的计算。熟悉多元弱酸的分步解离平衡，了解其平衡组成的计算。4．掌握一元弱酸强碱盐和一元强酸弱碱盐的水解平衡、水解常数和平衡组成的计算。熟悉多元弱酸强碱盐的分步水解及其平衡组成的计算。*了解酸式盐溶液PH值的近似计算。5．掌握同离子效应和缓冲溶液的概念，能熟练的计算缓冲溶液的PH值。*了解缓冲能力的概念。*6．了解强电解质在水溶液中的状况，表观解离度、活度系数等概念。7．了解酸碱电子理论的基本概念，掌握配合物的基本概念。了解配合物的命名。掌握配合物的解离反应和生成反应、配合物的不稳定常数和稳定常数。会计算配体过量时配位平衡的组成。能用多重平衡原理计算酸碱反应与配合反应共存时溶液的平衡组成。[教学重点]1．酸碱质子理论。2．弱酸、弱碱在水溶液中的质子转移平衡和近似计算。3．同离子效应、盐效应、缓冲溶液。[教学难点]多元酸、多元碱、两性物质的质子转移平衡和近似计算。[主要内容]1．酸碱质子理论：酸碱的定义，共轭酸碱间的基本关系，酸碱反应的本质，酸碱强弱的相对性，酸度平衡常数和碱度平衡常数。2．一元弱酸、弱碱在水溶液中的质子转移平衡和近似计算；酸度、碱度概念；多元酸、多元碱、两性物质的质子转移平衡和近似计算。3．同离子效应和盐效应的概念。4．缓冲溶液的作用和组成、缓冲作用机制、缓冲溶液pH值的计算；缓冲溶液的配制原则、方法及计算。[教学内容]§5.1酸碱质子理论概述5.1.1历史回顾(略)5.1.2酸碱质子理论的基本概念酸：凡是能释放出质子（H+）的任何分子或离子。（质子的给予体）碱：凡是能与质子（H+）结合的分子或离子。（质子的接受体）酸碱两性物质：既能给出质子，又能接受质子。例如HCO3-、H2O、NH3、HSO4-是两性物质共轭酸碱共轭酸碱：酸和其释放H+后的碱为共轭酸碱。酸和碱不是孤立存在的，而是相互联系。共轭酸→H++共轭碱①酸碱解离反应是质子转移反应。②水是两性物质，它的自身解离反应也是质子转移反应。③盐类水解反应也是离子酸碱的质子转移反应。例如NH4Cl水解：④非水溶液中的酸碱反应，也是离子酸碱的质子转移反应。例如NH4Cl的生成：5.1.3酸和碱的相对强弱酸和碱的强度：是指酸给出质子的能力和碱接受质子的能力的强弱。HClHAcHCN区分效应：用一个溶剂能把酸或碱的相对强弱区分开来，称为溶剂的“区分效应”。例如：H2O可以区分HAc，HCN酸性的强弱。拉平效应：溶剂将酸或碱的强度拉平的作用，称为溶剂的“拉平效应”。酸越强，其共轭碱越弱；碱越强，其共轭酸越弱。例：§5.2水的解离平衡和溶液的pH5.2.1水的解离平衡水有弱的导电性。H2O+H2O=H3O++OH-酸1碱2酸2碱1简写为H2O=H++OH-Kw=[H+][OH-]，Kw称为水的离子积。Kw的意义为：一定温度时，水溶液中[H+]和[OH-]之积为一常数。水的解离是吸热反应，当温度升高时Kw增大。通常取水的离子积为10-14，则[H+]＝[OH-]＝10-7mol/L。5.2.2溶液的pH1909年，丹麦生理学家索仑生提出用pH＝－lg[H+]表示水溶液的酸度：常温下pH＝7中性溶液pH7酸性溶液pH7碱性溶液同样，pOH＝－lg[OH-]pKw＝－lgKw所以pH+pOH＝pKwpH+pOH＝14§5.3弱酸、弱碱的解离平衡5.3.1一元弱酸、弱碱的解离平衡1.一元弱酸的解离平衡例：计算25℃时，0.10mol·L-1HAc溶液中的H3O+,Ac－,HAc,OH－浓度及溶液的pH。解离度(a)强电解质α＝1NaOHHClNaCl弱电解质α1HAcNH3.H2OK与α的关系稀释定律：在一定温度下(Ka为定值)，某弱电解质的解离度随着其溶液的稀释而增大。2.一元弱碱的解离平衡5.3.2多元弱酸的解离平衡含有一个以上可以电离的H+，如H2SO4、H3PO4、H2S、H2CO3、H2SO3。多元酸的电离是分步进行的：例：室温下饱和H2S水溶液的浓度为0.1mol·L-1，求溶液中各种物种的浓度。(忽略水的解离Ka,1Kw)已知Ka1＝5.7×10-8,Ka2＝1.2×10-15近似处理：c/Ka,1=0.100/(1.0×10-7)500，∴0.100-x≈xKa,1Ka,2，∴xyx+y≈x，x-y≈x计算：Ka1=x2/0.100x=(Ka1×0.100)1/2Ka2=y结论：c(H+)≈(Ka1×0.100)1/2c(H2S)＝0.100－x≈0.1，c(HS-)≈c(H+)≈(Ka1×0.100)1/2c(S2-)≈y小结：(1)多元弱酸的电离是分步进行的，一般Ka,1Ka,2时可以认为溶液中的H+主要来自于弱酸的第一步电离，计算c(H+)或pH时，可只考虑第一步电离。(2)对于二元弱酸，当Ka,1Ka,2时，c(酸根离子)≈Ka,2，而与弱酸的初始浓度无关。如对于H2S，c(S2－)≈Ka,2，但[H+]≠2[S2－]。(3)对于二元弱酸，若c(弱酸)一定时，c(酸根离子)与{c(H3O+)}2成反比。5.3.3盐溶液的酸碱平衡1.强酸弱碱盐（离子酸）两边分别取负对数4NH的解离度就是所谓的盐类的水解度。0eq0100%100%ccc水解平衡时盐水解部分的浓度水解度盐的初始浓度2.弱酸强碱盐（离子碱）NaAc,NaCN……一元弱酸强碱盐的水溶液呈碱性，因为弱酸阴离子在水中发生水解反应。如在NaAc水溶液中：b(Ac)AcAcK是质子碱的解离常数，也就是的水解常数。多元弱酸强碱盐也呈碱性，它们在水中解离产生的阴离子都是多元离子碱，它们的水解都是分步进行的。3.酸式盐解离大于水解，NaH2PO4溶液显弱酸性；相反,NaH2PO4溶液解离小于水解,显弱碱性。思考：其相关常数等于多少？*4.弱酸弱碱盐5.影响盐类水解的因素及应用①盐的浓度：c盐↓,水解度增大h()Khc盐。②温度：水解反应为吸热反应，rmH＞0，T↑,Kh↑，水解度增大。总之，加热和稀释都有利于盐类的水解。③溶液的酸碱度：加酸可以引起盐类水解平衡的移动，例如加酸能抑制下述水解产物的生成。223323332SnClHOSn(OH)Cl(s)HClBi(NO)HOBiONO(s)2HNOSbClHOSbOCl(s)2HCl§5.4缓冲溶液5.4.1同离子效应同离子效应：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0.10mol·L-1的HAc溶液中，加入NH4Ac(s)，使NH4Ac的浓度为0.10mol·L-1。计算该溶液的pH和HAc的解离度。5.4.2缓冲溶液1．含义：能抵抗外来少量强酸、强碱或稍加稀释而使溶液pH基本保持不变的作用，称为缓冲作用。具有缓冲作用的溶液叫做缓冲溶液。2．组成：弱酸及其共轭碱:HAc－NaAc，H2CO3—NaHCO3，NH4Cl－NH3·H2O3．缓冲作用原理23HA(aq)HO(l)HO(aq)A(aq)较大量少量较大量3(HO)(HA)/(A)ccc的大小取决于的比值。加入少量强碱或加入少量强酸：2OH(aq)HA(aq)A(aq)HO(l)5.4.3缓冲溶液pH的计算⒈弱酸—弱酸盐：以HAc—NaAc溶液为例：2.弱碱—弱碱盐3.由多元弱酸酸式盐组成的缓冲溶液如NaHCO3—Na2CO3,NaH2PO4—Na2HPO4①溶液为酸性或中性②溶液为碱性结论：②缓冲溶液的缓冲能力是有限的；③缓冲能力与缓冲溶液中各组分的浓度有关，c(HA)，c(B)及c(A－)或c(BH+)较大时,缓冲能力强。(HA)(B)1(A)(BH)cccc或接近时，缓冲能力大*5.4.4缓冲范围和缓冲能力（1）所选择的缓冲溶液，除了参与和H+或OH–有关的反应以外，不能与反应体系中的其它物质发生副反应.（2）pKa尽可能接近所需的pH值。（3）若pKa与所需pH不相等，依所需pH调整ca/cb（4）共轭酸碱的总浓度越大，缓冲作用越强。一般以0.01～0.1mol·L-1为宜。例：欲配制pH＝5.00的缓冲溶液，需在50mL0.10mol·L-1的HAc溶液中加入0.10mol·L-1的NaOH多少毫升？解：设需NaOHxmL，则n(NaOH)＝n(Ac-)pH=pKa-lg(c酸/c碱)＝pKa-lg(n酸/n碱)x＝32mL§5.5酸碱指示剂酸碱指示剂本身是一种弱酸或弱碱，也存在电离平衡：Hln+H2O⇔In－+H3O+HIn表示指示剂的共轭酸,称为“酸型”,In(Indicator)表示指示剂的共轭碱,称为“碱型”。指示剂检出溶液的pH的原理是基于指示剂的酸型和碱型的颜色是不同的。使用指示剂时应注意控制指示剂的用量，以能观察颜色变化为度。§5.6酸碱电子理论Lewis酸：凡是可以接受电子对的分子、离子或原子。如Fe3+,Fe,Ag+,BF3等。Lewis碱：凡是给出电子对的离子或分子。如：X－,:NH3,:CO,H2O:等。Lewis酸与Lewis碱之间以配位键结合生成酸碱加合物。§5.7配位化合物5.7.1配合物的组成1.配合物的组成配合物是Lewis酸碱的加合物，例如，[Ag(NH3)2]+是Lewis酸Ag+和NH3的加合物。Lewis酸称为形成体(中心离子)；Lewis碱称为配体。形成体与一定数目的配体以配位键按一定的空间构型结合形成的离子或分子叫做配合物。形成体通常是金属离子和原子，也有少数是非金属元素，例如：Cu2+，Ag+，Fe3+，Fe，Ni，BⅢ，PⅤ……配体通常是非金属的阴离子或分子，例如：F－，Cl－，Br－，I－，OH－，CN－，H2O，NH3，CO……配位原子：与形成体成键的原子。单齿配体：配体中只有一个配位原子。多齿配体：具有两个或多个配位原子的配体。例如：乙二胺（en）2222HNCHCHNH配位数：配位原子数单齿配体：形成体的配位数等于配体的数目；多齿配体：形成体的配位数等于配体的数目与基数的乘积。例如：Cu2+的配位数等于4。从溶液中析出配合物时，配离子常与带有相反电荷的其他离子结合成盐，这类盐称为配盐。配盐的组成可以划分为内层和外层。配离子属于内层，配离子以外的其他离子属于外层。外层离子所带电荷总数等于配离子的电荷数。5.7.2配合物的化学式和命名配酸：×××酸配碱：氢氧化×××配盐：先阴离子后阳离子，简单酸根加“化”字，复杂酸根加“酸”字。配合物的命名原则：配体次序：1.先离子后分子，例如：K[PtCl3NH3]：三氯•氨合铂(Ⅱ)酸钾；2.同是离子或同是分子，按配位原子元素符号的英文字母顺序排列，例如：[Co(NH3)5H2O]Cl3：氯化五氨•水合钴(Ⅲ)；3.配位原子相同，少原子在先；配位原子相同，且配体中含原子数目又相同，按非配位原子的元素符号英文字母顺序排列，例如：[PtNH2NO2(NH3)2]：氨基•硝基•二氨合铂(Ⅱ)；4.先无机后有机，例如：K[PtCl3(C2H4)]：三氯•乙烯合铂(Ⅱ)酸钾。一些常见配合物命名5.7.3配合物的分类简单配合物：一个中心离子，每个配体均为单齿配体。如螯合物：一个中心离子与多齿配体成键形成环状结构的配合物。如[Cu(en)2]2+，CaY2－。多核配合物：含两个或两个以上的中心离子。如[(H2O)4Fe(OH)2Fe(H2O)4]4+。羰合物：CO为配体。如Fe(CO)5，Ni(CO)4。烯烃配合物：配体是不饱和烃。如：[PdCl3(C2H4)]－。多酸型配合物：配体是多酸根。如：(NH4)3[P(Mo3O10)]6H2O。5.8.1配合物的解离常数和稳定常数配合物的解离反应是分步进行的，每步均有其解离常数。例如：8总解离反应：总解离常数(不稳定常数)：配位配合物的生成反应是配合物解离反应的逆反应。总生成常数(稳定常数或