4--酸碱平衡.doc

4--酸碱平衡
[教学要求]
。
、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。
(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。
、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。
,能熟练的计算缓冲溶液的PH值。*了解缓冲能力的概念。
*,表观解离度、活度系数等概念。
,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]
。
、弱碱在水溶液中的质子转移平衡和近似计算。
、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]
: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。
、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。
。
、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]
§ 酸碱质子理论概述
历史回顾(略)
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:
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。
HCl > HAc >HCN
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:
§ 水的解离平衡和溶液的pH
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。
溶液的pH
1909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
pH<7 酸性溶液
pH>7 碱性溶液
同样,pOH=-lg[OH-] pKw=-lgKw
所以 pH+pOH =pKw
pH+pOH=14
§ 弱酸、弱碱的解离平衡
一元弱酸、弱碱的解离平衡

例:计算25℃时, mol·L-1 HAc溶液中的H3O+, Ac-, HAc,OH-浓度及溶液的pH。
解离度(a)
强电解质α=1 NaOH HCl NaCl
弱电解质α<<1 HAc
K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

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: mol· L