第四章 酸碱平衡PPT课件

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酸碱反应
酸碱反应实质
共轭酸碱对1
质 子 传 递
共轭酸碱对2
HCl~ Cl-
质 子 传 递
NH3 ~ NH4+
HCl + NH3 = NH4+ + Cl-
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评价
扩大了酸碱、酸碱反应的范围，摆脱了 酸碱反应必须在水中发生的局限性。
限于质子的给出和接受，不能解释不含 氢的一类化合物的反应。
水
373.0
0.512
273.0
1.86
苯
353.1
2.53
278.4
5.10
环己烷 354.0
2.79
279.5
20.20
乙酸 391.0
2.93
290.0
3.90
萘
491.0
5.80
353.0
6.90
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（4）渗透压
渗透
半透膜
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P=p
P>p
渗透-自发过程
反渗透-非自发过程
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人为什么不能喝海水?


NH3
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Lewis 酸 + Lewis 碱 = 酸碱配合物
例如: H+ + OH- = H2O
H+ + NH3 = NH4+ Ag+ + 2 NH3 = Ag(NH3)2+ Cu2+ + 4NH3 = Cu(NH3)42+ BF3 + F- = BF4Al3+ + 6 H2O = Al(H2O)63+ Ag+ + Cl- =AgCl
lgf
0.5
0z9z
1 I
I
㏒f±(HCl)= -0.509∣1×1∣0.21／2 / （1+0.21／2）
= -0.1573
f±= 0.70
∴aH+ = 0.70×0.05= 0.035
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例2 I=1.0×10-4mol·kg-1,计算NaCl溶液，MgSO4溶液的 f±。
解：
渗透 . When you put salty water in your
stomach, osmotic pressure begins drawing water out of your body to try to dilute the salt in your stomach. Eventually, you dehydrate and die.
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1-2 Debye-Hückel离子互吸理论 以静电学和统计力学为基础 离子氛 模型。
Peter Joseph William Debye 德拜 (1884~1966) In 1936
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强电解质溶液互吸理论要点：
（1）强电解质在水中完全电离，电离度а =100%。 （2）正 、负离子静电作用，形成球形对称的“离子氛”
3 质子酸碱平衡
3-1 弱酸/碱的电离平衡
3-2 盐的水解
3-3 缓冲溶液
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1 溶液理论 中心问题：溶液性质与溶剂有何不同 授课思路：实验数据 → 规律，理论
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事实：
在结冰的路面上散盐，可使其融化； 在汽车水箱中加入甘油，可防止其冻裂； 等质量摩尔浓度的溶液： 蔗糖溶液和甘油溶液的凝固点相等； 蔗糖溶液和KCl溶液的凝固点不相等； KNO3溶液和KCl溶液的凝固点略有差异。
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(1) 溶液蒸气压降低
p = pA0XA = pA0 (1-XB) XA 溶剂的摩尔分数 XB 溶质的摩尔分数
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(2) 溶液凝固点下降
ΔTf=T溶剂- T溶液=Kf m
m: mol·kg-1 Kf 溶剂的凝固点降低常数 ： K·kg·mol-1.
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Table 4-1 Kb and K f of different solvents
I > 0.01mol/kg
lgf
0.50z9 z 1 I
I
A:fB ff Am :B fff
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例1 0.1mol·kg-1盐酸和0.1mol·kg-1CaCl2溶液等体积 混和，计算该溶液的I及a H+。
解：mH+=0.05mol·kg-1 mca2+=0.05 mol·kg-1 mcl-=0.15 mol·kg-1 I=0.5∑mizi2 =0.5(0.05×12+0.05×22+0.15×12)=0.2 mol·kg-1
aNa+ = aCl- = 0.96×10-3
m=1.0×10-4 mol·kg-1时， I=1.0×10-4 mol·kg-1，f±=0.99,
aNa+ = aCl- = 0.99×10-4
结果表明：m越稀 I越小，则 f1，am 。
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酸碱理论
Arrhenius 酸碱 Bronsted-Lowry酸碱（质子酸碱） Lewis 酸碱
配位-离解平衡 K º= [Ag(NH3)2+]/[Ag+][NH3·H2O]2
Kº氧=化[Z-还n2原+]/平[C衡u2+]
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第四章 酸碱平衡
三个内容： 溶液理论 酸碱理论 质子酸碱平衡
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内容提要
1溶液理论 1-1 非电解质溶液的依数性 1-2 Debye-Hückel离子互吸理论
2 酸碱理论 2-1 Arrhenius 酸碱 2-2 Bronsted-Lowry酸碱（质子酸碱） 2-3 Lewis 酸碱
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2-3 Lewis 酸碱
接受电子对的物质为Lewis 酸 ； 提供电子对的物质为 Lewis碱。
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H


••
HCl N3H HN H Cl
H
BF3 +
••

F－


F

F


B

F

F
Cu2+ +

NH3
2

4
••
NH3 NH3CuNH3
三价离子 四价离子
㏒f±=-0. 509∣3×3∣(1.0×10 –4) 1／2 =-0.0458 , f±=0.90 ㏒f±=-0. 509∣4×4∣(1.0×10 –4) 1／ 2= -0.0814, f±=0.83
结论：I一定时，z越小，f 1。
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例3：分别计算浓度为 1.0×10-2mol·kg-1 ，1.0×10-3 mol·kg-1和1.0×10-4mol·kg-1的NaCl溶液中Na+和Cl-
溶剂
沸点/ K
Kb / K·kg·mol-1
水
373.0
0.512
苯
353.1
2.53
环己烷 354.0
2.79
乙酸 391.0
2.93
萘
491.0
5.80
熔点/ K 273.0 278.4 279.5 290.0 353.0
Kf / K·kg·mol-1 1.86 5.10 20.20 3.90 6.90
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如何使海水脱盐 ?
反渗透
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输液时用0.9% NaCl, 若用葡萄糖溶液，浓度为百分之几？
溶液
0.9% NaCl 1% 葡萄糖 5%葡萄糖 10%葡萄糖
渗透压 (Pa)
770 140 700 1400
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稀溶液: p = c RT 理想气体: p =(n/V )RT
范特霍夫的成就： 创立的碳的四面体结构学说；
的活度系数及活度。
解：I=Σ0.5mizi2 =0.5×0.01×12 + 0.5×0.01×12 = 0.01 mol·kg-1
logf±= -0.509∣1×1∣×0.01½ = -0.0509
f± = f+ = f- = 0.89
∴ aNa+ = aCl- = 0.89×10-2 m=1.0×10-3 mol·kg-1 时，I=1.0×10-3 mol·kg-1时f±=0.96，
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图 非电解质稀溶液及水溶剂的饱和蒸汽压与温度的关系
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1 溶液理论
1-1 非电解质溶液的依数性 • 蒸气压 • 凝固点 • 沸点 •渗透压
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体积摩尔浓度
溶质的摩尔数 M 溶液体积
mol/L
质量摩尔浓度
溶质摩尔数 m 溶剂质量
mol/kg
摩尔分数
XA

组分 A的摩尔数 各组分摩尔数之和
XA +XB = 1
酸碱平衡
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2 酸碱理论
2-1 Arrhenius 酸碱
酸：在溶液中电离出的阳离子均为 H+的化合物
例如： HCl, HAc
碱：在溶液中电离出的阴离子均为 OH-的化合物
例如： NaOH, KOH
Svante August Arrhenius 阿累尼乌斯
(1859-1927) in 1903 《天体物理学教科书》 《免疫化学》 《生物化学中的定量定律》
KCl 0.20 0.372
0.673
KNO3 0.20
0.372
0.664
MgCl2 0.10
0.186
0.519
Ca(NO3)2 0.10
0.186
0.461
实验值/计算值 1.81 →2 1.78→2 2.79 →3 2.43 →3
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问题：电解质溶液“依数性”反常 解释：完全电离，且离子互吸
I=1.0×10-4mol·kg-1 lg f 0.50 z9 z I
一价离子 NaCl ㏒f±= -0. 509∣1×1∣(1.0×10 –4) 1／2 = - 0.00509 , f±=0.99 二价离子 MgSO4 ㏒f±= -0. 509∣2×2∣(1.0×10 –4) 1／2 = -0.02036, f±=0.95
Jacobus Henricus van 't Hoff 范特霍夫 （1856-1911）In 1901
创立了化学反应速度概念；
创立了渗透压理论；
两篇著名论文《化学动力学研究》和《气体体系或
稀溶液中的化学平衡》使他获得首届诺贝尔化学奖。
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事实：
在结冰的路面上散盐，可使其融化； 在汽车水箱中加入甘油，可防止其冻裂； 等质量摩尔浓度的溶液： 蔗糖溶液和甘油溶液的凝固点相等； 蔗糖溶液和KCl溶液的凝固点不相等； KNO3溶液和KCl溶液的凝固点略有差异。
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酸 = 碱 + 质子
HCl = Cl- + H+ H2SO4 =HSO4- + H+ NH4+ =NH3 + H+ H2PO4- = HPO42- +H+ HPO42- = PO43- +H+
酸-碱: 共轭酸碱对
酸越强，它的共轭碱的碱性越弱； 碱越强，它的共轭酸的酸性越弱。
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ຫໍສະໝຸດ Baidu
说明： •酸 /碱可以是分子、阳离子、阴离子 •酸与碱相互转化 •两性物质 • 没有“盐”的概念
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(3) 溶液沸点升高
ΔTb= T溶液- T溶剂= Kbm
m: mol·kg-1 Kb溶剂沸点升高常数 : K·kg·mol-1
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Table 4-1 Kb and K f of different solvents 溶剂 沸点/ K Kb / K·kg·mol-1
熔点/ K
Kf / K·kg·mol-1
第四章 酸碱平衡
溶液中的四大离子平衡
H++OH- =H2O Ag+ + Cl- =AgCl
Ag+ + 2 NH3 = [Ag(NH3)2]+
Ag+ + 2 NH3·H2O = [Ag(NH3)2]+ + 2 H2O
Zn +Cu2+ =Cu + Zn2+
Kº=酸1/碱[H平+]衡[OH-] K沉º=淀1-/溶[A解g+平][C衡l-]
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事实：
等质量摩尔浓度的溶液： 蔗糖溶液和KCl溶液的凝固点不相等； KNO3溶液和KCl溶液的凝固点略有差异。
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Table 4-2 Freezing point depression of several salt solutions 盐 m/ mol·kg-1 ΔTf / K (计算值) ΔTf / K(实验值)
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酸的浓度：c (mol/L) 酸度：[H+], pH 酸的强度：α, Ka
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酸碱反应的实质——质子交换
H++ OH- = H2O rHmº= -55.84kJ·mol-1
•所有强酸强碱的摩尔反应热均等于-55.84kJ·mol-1 例外: H2SO4 +Ba(OH)2=BaSO4 +H2O
•所有弱酸弱碱的摩尔反应热均少于- 55.84kJ·mol-1 •稀盐溶液混合的热效应为零。.
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优点：使溶液化学系统化、理论化 缺陷：酸碱的概念局限于水溶液
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2-2 质子酸碱
提供质子(H+)的为酸，接受质子的为碱。 酸 = 碱 + H+ HCl = Cl- + H+ NH4+ =NH3 + H+
-
+
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（3）活度（有效浓度）：溶液中实际发挥作用的 离子浓度。
m a f
m0
a f c c0
（4）“活度”根源在于离子间作用力，m、 z越大， 作用力越大，用离子强度来衡量。
I
i
1 2
mi
zi2
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（5） 德拜-休克尔的极限公式 25℃稀溶液
I 0.01mol/kg lg f0.50z9 z I
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例：汽车散热需用冷却水，冬季加入甘油 或乙二醇， 可防止其结冻，避免冻裂水箱。在1kg水中加入甘油 92g，可使水溶液的凝固点下降多少度？（MC3H8O3 = 92g /mol） 解：ΔTf = Kf m
Kf（H2O）=1.86 K·kg·mol-1 m= (92 92) ⁄ 1kg =1mol·kg-1 ΔTf =1.86 1=1.86 (K)