無機(jī)及分析化學(xué)06 酸堿平衡與酸堿滴定法.ppt

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1、第六章酸堿平衡與酸堿滴定法1§6.1電解質(zhì)溶液6.1.1電解質(zhì)、電離度電離度大小的影響因素：濃度溫度電解質(zhì)：在水溶液里或熔化狀態(tài)下能夠?qū)щ姷幕衔?。?qiáng)電解質(zhì)：在水中幾乎全部解離。弱電解質(zhì)：在水中僅部分解離。6.1.2電離度（α）26.1.3離子氛和離子強(qiáng)度觀點：強(qiáng)電解質(zhì)在溶液中是完全電離的，但是由于離子間的相互作用，每一個離子都受到相反電荷離子的束縛，這種離子間的相互作用使溶液中的離子并不完全自由，其表現(xiàn)是：1923年，Debye及Hückel提出離子氛概念。溶液導(dǎo)電能力下降；電離度下降；依數(shù)性異常。3mi：溶液中第i種離子的濃度，Zi：第i種離子的電荷離子強(qiáng)度I表示

2、了離子在溶液中產(chǎn)生的電場強(qiáng)度的大小。離子強(qiáng)度越大，正負(fù)離子間作用力越大。離子強(qiáng)度（I）：4活度：指有效濃度，即單位體積電解質(zhì)溶液中表現(xiàn)出來的表觀離子有效濃度，即扣除了離子間相互作用的濃度。以a（activity）表示。γ：活度系數(shù)，稀溶液中，γ<1；極稀溶液中，γ接近1。6.1.4活度與活度系數(shù)5規(guī)律：①離子強(qiáng)度越大，離子間相互作用越顯著，活度系數(shù)越?。虎陔x子強(qiáng)度越小，活度系數(shù)約為1。稀溶液接近理想溶液，活度近似等于濃度。③離子電荷越大，相互作用越強(qiáng)，活度系數(shù)越小。6凡是在水中電離產(chǎn)生H+的物質(zhì)是酸。凡是在水中電離產(chǎn)生OH-的物質(zhì)是堿。酸堿反應(yīng)是H+和OH-作用生成水的反

3、應(yīng)。6.2.1酸堿電離理論1.酸堿定義§6.2酸堿質(zhì)子理論2.局限性（1）對酸堿物質(zhì)的范疇有局限性（2）對酸堿反應(yīng)的范疇有局限性71.酸堿的定義凡是能給出質(zhì)子(H3O+)的物質(zhì)都是酸凡是能得到質(zhì)子(H3O+)的物質(zhì)都是堿既能給出質(zhì)子又能得到質(zhì)子的物質(zhì)是兩性物質(zhì)如:HClHACNH4+Fe(H2O)63+如:Cl-AC-CO32-NH3[Fe(H2O)5(OH)]2+如:HCO3-,H2O6.2.2酸堿質(zhì)子理論82.酸堿反應(yīng)的術(shù)語根據(jù)酸堿定義，酸失去質(zhì)子變成堿，堿得到質(zhì)子變成酸——共軛關(guān)系。通式酸H++堿酸堿半反應(yīng)因質(zhì)子得失而相互轉(zhuǎn)化的每一對酸堿——共軛酸堿對。9酸總是較堿

4、多一個正電荷，酸堿可以是分子，陽離子，陰離子。規(guī)律H2PO4-H++HPO42-NH4+H++NH3Fe(H2O)63+H++Fe(H2O)5(OH)2+例如103.酸堿反應(yīng)的實質(zhì)酸堿反應(yīng)的實質(zhì)是質(zhì)子的轉(zhuǎn)移。是兩個共軛酸堿對共同作用的結(jié)果。是兩個酸堿半反應(yīng)組成一個酸堿總反應(yīng)。堿2+H+酸2酸1H++堿1酸1+堿2酸2+堿1+）11例：HAc在水溶液中的解離是一個HAc與H2O的酸堿反應(yīng)。酸堿半反應(yīng)酸堿半反應(yīng)共軛酸堿對HAc?Ac-H2O?H3O+共軛酸堿對HAc(aq)H+(aq)+Ac-(aq)H2O(l)+H+(aq)H3O+(aq)HAc(aq)+H2O(l)H3O

5、+(aq)+Ac-(aq)HAc(aq)H+(aq)+Ac-(aq)總反應(yīng)簡寫12例：NH3在水溶液中的解離也是一個酸堿反應(yīng)。酸堿半反應(yīng)H2O?OH-酸堿半反應(yīng)NH3?NH4+NH3(aq)+H+(aq)NH4+(aq)H2O(l)H+(aq)+OH-(aq)酸堿總反應(yīng)NH3(aq)+H2O(l)NH4+(aq)+OH-(aq)共軛酸堿對共軛酸堿對13例：鹽類的水解實際上是一個離子的酸堿反應(yīng)。酸堿總反應(yīng)酸堿總反應(yīng)Ac-+H2OHAc+OH-NH4++H2ONH3+H3O+NaAcNa++Ac-H2O(l)NH4ClNH4++Cl-H2O(l)14擴(kuò)大了酸堿物質(zhì)的范疇擴(kuò)大了

6、酸堿反應(yīng)的范疇例：HCl與NH3的反應(yīng)無論是在溶液中還是在氣相中或是在非水溶劑苯中，其實質(zhì)都是質(zhì)子轉(zhuǎn)移，最終生成NH4Cl。HCl+NH3NH4++Cl-優(yōu)越性：15水的解離平衡與溶液的pH值弱酸弱堿的解離平衡影響酸堿平衡的因素酸度對弱酸（堿）各組分濃度的影響酸堿溶液pH值的計算重點：一元弱酸、弱堿的解離平衡的特點及有關(guān)計算難點：多元酸堿的解離特點及有關(guān)計算§6.3酸堿平衡166.3.1水的解離平衡與溶液的pH值1.水的解離平衡H2O(l)+H2O(l)H3O+(aq)+OH-(aq)水的自身解離平衡25℃：Kw=c(H3O+)c(OH-)=1.0×10-14平衡常數(shù)表達(dá)

7、式Kw=c(H3O+)c(OH-)簡寫KW為水的離子積常數(shù)Kw=[c(H3O+)/c][c(OH-)/c]17在純水中，c(H3O+)與c(OH-)相等；若在純水中加入某種電解質(zhì)(HCl、NaOH)形成稀溶液，c(H3O+)≠c(OH-)，但c(H3O+)c(OH-)=Kw的關(guān)系依然成立。注意182.溶液的pH（1）定義：水溶液的pH就是該溶液所含氫離子濃度的負(fù)對數(shù)。pOH=-lgc(OH-)pH=-lgc(H3O+)Kw=c(H+)c(OH-)=1.0×10-14pKw=pH+pOH=14.0025°C：令19（2）性質(zhì)表示