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1、第六章酸堿理論和解離平衡,6.1酸堿理論6.2弱酸,弱堿解離平衡6.3緩沖溶液,酸堿重要化學(xué)原料。酸堿反應(yīng)是生物化學(xué)、地質(zhì)學(xué)以及人類日常生活中常見(jiàn)且非常重要的反應(yīng)。人的血液pH值必須保持在7.35至7.45之間。胃消化液的主要成分是稀HCl是。土壤和水的酸堿特性對(duì)某些動(dòng)植物的生長(zhǎng)有很大影響。地質(zhì)過(guò)程中巖石的風(fēng)化、鐘乳石的形成等也受到水的酸堿特性的影響。6.1.1酸堿理論的發(fā)展6.1.2酸堿質(zhì)子理論6.1.3酸堿電子理論、6.1酸堿理論、6.1酸堿理論、酸堿理解淺到深、低到高的認(rèn)識(shí)過(guò)程。最初的酸:有酸味的物質(zhì)堿,能使藍(lán)色石蕊試紙變紅:錫普、滑液、紅色石蕊試紙變藍(lán),能與酸反應(yīng),產(chǎn)生鹽和水的物質(zhì)。1

2、8世紀(jì):所有酸都含有O元素。19世紀(jì):酸的共同元素是O,5.1酸堿理論,1923年,J.N.Brnsted,T.M.Lowry分別提出了酸堿質(zhì)子理論;1923年,劉易斯提出了酸堿電子理論。6.1酸堿理論,6.1酸堿電離理論:酸:水溶液中可電離h的物質(zhì);堿:能在水溶液中電離oh-物質(zhì)。酸堿(中和)反應(yīng)的本質(zhì):h-H2O重要性:1,首次賦予酸堿定義的是酸堿認(rèn)識(shí)從現(xiàn)象向本質(zhì)的飛躍。2、對(duì)化學(xué)發(fā)展起到了積極的作用,現(xiàn)在也被廣泛使用。限制:將酸和堿限制在水溶液中。把堿限制在氫氧化物內(nèi)。6.1酸堿理論,酸:釋放質(zhì)子(h)的分子或離子。堿:任何可以與質(zhì)子(h)結(jié)合的分子或離子。即:酸(丙酸)質(zhì)子捐贈(zèng)者;堿(

3、質(zhì)子堿)質(zhì)子受體。男女物質(zhì):既給質(zhì)子又給質(zhì)子的物質(zhì)。6.1 .酸堿理論,6.1.2酸堿質(zhì)子理論(1)定義3360,6.1酸堿理論,酸堿,共軛酸,共軛酸堿對(duì),共軛堿,酸堿反反應(yīng),Hac h AC因此,酸堿反應(yīng)的本質(zhì)可以通過(guò)兩個(gè)共軛酸堿對(duì)之間的質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應(yīng)來(lái)整體表達(dá)。酸堿2酸2堿1,酸堿中和反應(yīng)是質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應(yīng),酸堿解離反應(yīng)是質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應(yīng),6.1酸堿理論,水的自解離反應(yīng)也是質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應(yīng),鹽水解反應(yīng)也是離子酸堿質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應(yīng)NaAc水解:3360,6.1酸堿理論中的nh44質(zhì)子能力強(qiáng)的物質(zhì)是強(qiáng)酸,質(zhì)子能力強(qiáng)的堿是強(qiáng)堿。相反,是弱酸和弱堿。6.1酸堿理論,酸堿強(qiáng)度與酸堿性質(zhì)和溶劑性質(zhì)有關(guān),酸堿強(qiáng)弱的兩個(gè)主

4、要因素酸堿本身給藥或接受質(zhì)子的能力,在有共軛關(guān)系的酸堿對(duì)中,它們的強(qiáng)度相互制約。酸強(qiáng),共軛堿弱。酸弱的話,共軛堿就強(qiáng)。酸性:hclo 4 h2so 4 h3po 4 HAC h2co 3 NH4堿性:ClO4- HSO4- H2PO4- Ac- HCO3- NH3 pOH,典型液體的pH,6.2弱酸弱堿的離解平衡,(3一般是弱有機(jī)酸或有機(jī)堿。溶液的pH值發(fā)生變化,質(zhì)子遷移導(dǎo)致指示劑的分子或離子結(jié)構(gòu)發(fā)生變化,在可見(jiàn)光范圍內(nèi)吸收光譜發(fā)生變化,呈現(xiàn)不同的顏色。每個(gè)指示劑都有一定的變色范圍。6.2弱堿的解離平衡,酸堿指示劑的變色范圍取決于指示劑的解離平衡。HIn (AQ) H2O (AQ) h3o (

5、AQ) in-(AQ)顏色1顏色2,c (HIn)/c (in-) 10點(diǎn),ph pH如果C(HIn)/c(In-)1/10,則ph PKA (hin) 1,指示約90%以In-形式存在,溶液表示In-的顏色2。如果C(HIn)/c(In-)=1,則pH=PK arth(HIn),溶液中HIn和In-分別為50%,并且溶液表示兩種混合顏色。從弱酸弱堿的離解平衡可以看出,約6.2的變色范圍為pH=pkater(HIn)1。由于人眼對(duì)不同顏色的敏感程度和指示劑兩種顏色不同,所以測(cè)量變色范圍往往比兩個(gè)pH單位略小。6.2弱酸弱堿的解離平衡,變色范圍,酸堿中性,甲基橙,橙色,橙色,橙色,橙色,橙色,橙

6、色,橙色,鄰苯二酚,鄰苯二甲酸,8.0 10.0無(wú)色,粉色,紅色,青綠,藍(lán)色,6.2.2韓元弱堿的解離平衡,1.1韓元弱酸的解離平衡在同一t中,車大的人提供強(qiáng)的山,質(zhì)子的能力很強(qiáng)。6.2弱酸弱堿的解離平衡實(shí)際上在弱酸溶液中既有弱酸又有水的解離平衡:H2O(l)ha(AQ)H3O(AQ)a-(AQ)kah2o(l)H2O(l)H3O通常,在kw中,H3O主要由HA哈里產(chǎn)生,除非c(HA)很小,因此在HA溶液中計(jì)算c(H3O)時(shí),可能不考慮水的離解平衡。6.2弱堿的離解平衡,解決方法:H2O (l) HAc (AQ) H3O (AQ) Ac- (AQ)初始濃度/mol-1 0.10平衡濃度/mol

7、-1 0.106.2弱堿的離解平衡,C(h3o)=C(AC-)=1.310-3 moll-1 C(HAC)=(0.10-1.310-3)mol-10.10mol-1kw=c(h)c(oh-)=7.710-12 moll-1ph=-lgc(H3O)=2.89,6.2弱堿的離解平衡,kw分解度(a):分解的分子數(shù)和分子總數(shù)的百分比,弱酸分解程度的大小,也可以表示酸的相對(duì)強(qiáng)弱。溫度和濃度相同的條件下,a是大的山,ka是大的,pH是小的,強(qiáng)的山;相反,a小山,ka小,pH大,弱。6.2弱酸弱堿的離解平衡,稀釋定律:在特定溫度下(ka設(shè)為值),隨著溶液稀釋,約電解質(zhì)的解離程度增加。分解度與Ka的關(guān)系:h

8、a (AQ) h (AQ) a-(AQ)初始濃度c 0平衡濃度c-ca ca,6.2弱酸弱堿的離解平衡,練習(xí):0.10 mol/LHC溶液的離解度為1.34,解決方案:c(h)=c(AC-)=c=1.3410-3mol/l ph=2.87 c(HAC)=cc(h)=0.099mol1元弱堿離解平衡,b (AQ) H2O (l) BH (AQ) oh-(AQ),kb 弱堿b的解離常數(shù),1元弱堿:6.2弱酸弱堿的解離平衡,例如:25 ,解決方案:NH3(AQ)H2O(l)NH4(AQ)oh-(AQ)c 0.200 CEQ 0.200(10.95%)0 . 2000.95% 0.2000k的平衡大小

9、取決于k的相對(duì)大小,釋放的H3O對(duì)溶液的總H3O濃度貢獻(xiàn)不同。在ka1c/ka2c 103的情況下,溶液的H3O主要來(lái)自一級(jí)解離反應(yīng),c(H3O)的計(jì)算可以通過(guò)一元弱酸的解離平衡近似處理。6.2弱酸弱堿的離解平衡,6.2弱酸弱堿的解離平衡,即c(a2-)ka2,例如在0.010 mol-1H2CO3溶液中H3O,H2CO3,HCO3-,CCO 3,ka1/ka2 103-: h2co 3(AQ)H2O(l)h3o(AQ)HCO 3-(AQ)ka1 CEQ/mol-1330一般來(lái)說(shuō),1 ka 2k a 3,溶液的h來(lái)自一級(jí)電離。計(jì)算c(H)或pH時(shí)只能考慮一級(jí)電離。(2)以二元弱酸為例,與ka1

10、ka 2,c(a2-)(3)對(duì)于二元弱酸,c(弱酸)恒定時(shí),c(A2-)與c2(H)成反比(注意:c(H )2c(A2-),pH值可以更改,以達(dá)到實(shí)際需要的目的。6.2弱堿的離解平衡,二元弱酸溶液,C(h3o)2c(a2-)h2a(AQ)H2O(L)h3o(AQ)ha-(AQ)ha-(AQ)ha-(AQ)(ka1=8.91 10-8,ka2=1.12 10-15),6.2弱堿的離解平衡,多元弱酸(弱)溶液H和pH的計(jì)算公式:6.2.4鹽溶液的酸-強(qiáng)酸性藥物(離子酸)、6.2弱酸弱堿的離解平衡、(1) (2)=(3)、Nh4cl (s) NH4 (AQ) cl-(AQ) H2O (l)示例:計(jì)算0.10molL-1NH4Cl溶液的pH和NH4的分解度。c(H3O)=x=7.510-6(molL-1),所以:pH=5.12 NH4的分解度:6.2弱酸弱堿的離解平衡,解法:NH4(AQ)h24弱酸強(qiáng)堿鹽,6.2弱酸弱堿的解離平衡,一元弱酸強(qiáng)堿鹽(NaAc、NaCN等)的水溶液是堿性的,因?yàn)槿跛嶝?fù)離子在水中水解。例如:NaAc水溶液AC-(AQ) H2O (l) HAC (A

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