高三無機化學競賽08.酸堿平衡課件

第8章酸堿平衡主要內(nèi)容：通過學習應掌握酸堿質(zhì)子理論；掌握溶液酸度的概念和pH值的意義、熟悉pH與氫離子濃度的相互換算；能應用化學平衡原理分析水、弱酸、弱堿的電離平衡；掌握同離子效應、鹽效應等影響電離平衡移動的因素；熟練掌握有關離子濃度的計算；初步了解強電解質(zhì)溶液理論，了解緩沖溶液的組成、緩沖作用原理、緩沖作用性質(zhì)；掌握緩沖溶液pH值的計算；掌握各種鹽類水解平衡的情況和鹽溶液pH值的計算。重難點：酸堿質(zhì)子理論；溶液酸度的概念和pH值的意義；溶液pH值的計算。教學方法：講授法（阿累尼烏斯電離理論）酸堿的定義電離時產(chǎn)生的陽離子全部是H+離子的化合物叫酸；電離時生成的陰離子全部是OH-離子的化合物叫堿。酸堿質(zhì)子理論1、酸堿的定義：凡能給出質(zhì)子（H+）的物質(zhì)都是酸；凡能接受質(zhì)子的物質(zhì)都是堿。2、酸堿的共軛關系：一對酸堿，它們依賴獲得或給出質(zhì)子互相依存這樣的酸堿對叫做共軛酸堿對。

一般來說：共軛酸越強，它的共軛堿就越弱；共軛堿越強，它的共軛酸就越弱。3、酸堿反應酸1+堿2堿1+酸2

純水有微弱的導電能力H2O+H2OH3O++OH-（H2OH++OH-）實驗測得295K時1升純水僅有10-7mol水分子電離，所以[H+]=[OH-]=10-7mol/L由平衡原理得：Kw=[H+][OH-]=10-14

Kw為水的離子積常數(shù)。簡稱水的離子積。

Kw的意義為：一定溫度時，水溶液中[H+]和[OH-]之積為一常數(shù)。水的電離是吸熱反應，當溫度升高時Kw增大。

水溶液中氫離子的濃度稱為溶液的酸度。pH的定義是：溶液中氫離子濃度的負對數(shù)叫做pH值。pH=-lg[H+]

強電解質(zhì)弱電解質(zhì)定義在水溶液中能完全電離，導電能力強。在水溶液中能部分電離，電能力弱。存在正負離子（水含離子狀態(tài)）主要以分子狀態(tài)存在導電性強弱電離過程不可逆可逆主要包括強酸強堿大部分鹽類弱酸弱堿

2、區(qū)分效應：用一個溶劑能把酸或堿的相對強弱區(qū)分開來，稱為溶劑的“區(qū)分效應”。1、拉平效應：溶劑將酸或堿的強度拉平的作用，稱為溶劑的“拉平效應”。HCl+H2OH3O++Cl強酸1強堿2弱酸2弱堿1在水中，HAc+H2OH3O++Ac弱酸1弱堿2強酸2強堿1H2O是區(qū)分溶劑在液氨中，HCl+NH3NH4++Cl強酸1強堿2弱酸2弱堿1HAc+NH3NH4++Ac強酸1強堿2弱酸2弱堿1液氨是拉平溶劑Ka=[H+][Ac-]/[HAc]Ka稱為弱酸的電離平衡常數(shù)，簡稱為酸常數(shù)。HAc+H2O=H3O++Ac

初始濃度/mol·L-10.1000平衡濃度/mol·L-10.10－x

x

xx=1.3×10－31.一元弱酸的解離平衡

HAc(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+Ac－(aq){}{}{})HAc()Ac()OH()HAc(

3ccc-+=x10.0x)HAc(

2-=解離度(a)c(H3O+)=c(Ac－)=1.3×10－3mol·L-1c-1.3×10－3)mol·L-1≈0.10mol·L-1c(OH－)=7.7×10－12mol·L-1

=c{(H3O+)}{c(OH－)}α與的關系：HA(aq)

H+(aq)+ A－(aq)平衡濃度 c–cα cα cα初始濃度 c 0 0稀釋定律：在一定溫度下(

為定值)，某弱電解質(zhì)的解離度隨著其溶液的稀釋而增大。c0 0.200 0 05108.1-×=327.11)109.1lg(14pOH14pH-=×--=-=3109.1%95.0200.0)OH(--×=×=c2.一元弱堿的解離平衡：

例：已知25℃時，0.200mol·L-1氨水的解離度為0.95%，求c(OH－),pH值和氨的解離常數(shù)。解：ceq0.200(1–0.95%)0.200×0.95%0.200×0.95%323343109.1200.0)109.1(

)NH()OH()NH()NH(

---+×-×==ccc5.3.2多元弱酸的解離平衡結(jié)論：

③對于二元弱酸，若c(弱酸)一定時，c(酸根離子)與c2(H3O+)成反比。①多元弱酸的解離是分步進行的，一般 。溶液中的H+主要來自于弱酸的第一步解離，計算c(H+)或pH時可只考慮第一步解離。

②對于二元弱酸，當時，c(酸根離子)≈，而與弱酸的初始濃度無關。8.4.4多元酸（自學）8.4.5多元堿（自學）8.4.6酸堿兩性物質(zhì)的電離（自學）

在已經(jīng)建立離子平衡的弱電解質(zhì)溶液中,加入與其含有相同離子的另一強電解質(zhì),而使平衡向降低弱電解質(zhì)電離度方向移動的作用稱為同離子效應。

能抵抗外來少量強酸、強堿或稀釋的影響，而能保持pH值基本不變的溶液叫做緩沖溶液。緩沖溶液的這種作用叫做緩沖作用。緩沖能力是有限的，只是少量酸堿。緩沖溶液的pH值pH=pKa-lg(c酸/c鹽)

利用緩沖溶液公式，可以計算緩沖溶液的pH值和外加酸堿后溶液pH的變化。1.緩沖作用原理加入少量強堿：

溶液中大量的A–與外加的少量的H3O+結(jié)合成HA，當達到新平衡時，c(HA)略有增加，c(A–)略有減少，

變化不大，因此溶液的c(H3O+)或pH值基本不變。加入少量強酸：

溶液中較大量的HA與外加的少量的OH－生成A–和H2O，當達到新平衡時,c(A–)略有增加,c(HA)略有減少，變化不大，因此溶液的c(H3O+)或pH值基本不變。例：在0.10mol·L-1的HAc溶液中，加入NH4Ac(s)，使NH4Ac的濃度為0.10mol·L-1，計算該溶液的pH值和HAc的解離度。x=1.8×10-5

c(H+)=1.8×10-5mol·L-10.10±x0.10mol·L-1HAc溶液：pH=2.89，α=1.3%解： HAc(aq)+H2O(l)

H3O+(aq)+Ac－(aq)ceq/(mol·L-1)

0.10–x

x0.10+xc0/(mol·L-1)

pH=4.74，α=0.018%50mLHAc—NaAc[c(HAc)=c(NaAc)=0.10mol·L-1]pH=4.74

加入1滴(0.05ml)1mol·L-1HCl加入1滴(0.05ml)1mol·L-1NaOH實驗：50ml純水pH=7pH=3 pH=11(1)弱酸—弱酸鹽：由于同離子效應的存在，通常用初始濃度c0(HA),c0(A－)代替c(HA),c(A－)。2.緩沖溶液pH值的計算平衡濃度例HAc－NaAc，H2CO3—NaHCO3(2).弱堿—弱堿鹽NH3·

H2O—NH4Cl(3).由多元弱酸酸式鹽組成的緩沖溶液①溶液為酸性或中性例：如NaHCO3—Na2CO3,NaH2PO4—Na2HPO4結(jié)論：③緩沖能力與緩沖溶液中各組分的濃度有關，c(HA)，c(B)及c(A－)或c(BH+)較大時,緩沖能力強。②緩沖溶液的緩沖能力是有限的；決定的，①緩沖溶液的pH值主要是由或8.6酸堿指示劑HIn表示石蕊HInH++In紅藍=([H+][In])/[HIn]當c(HIn)c(In)時，溶液呈