無機化學課件：第五章酸堿平衡

1、8/28/20221第五章 酸堿平衡5.7 配位化合物5.6 酸堿電子理論5.5 酸堿指示劑5.4 緩沖溶液5.3 弱酸、弱堿的解離平衡5.2 水的解離平衡和溶液的pH5.1 酸堿質子理論概述5.8 配位反應與配位平衡8/28/202221.了解酸堿質子理論的基本要點。2.掌握水的解離平衡、pH值的計算。3. 掌握一元弱酸、弱堿的解離平衡及平衡組成的計算；熟悉多元弱酸的分步解離，了解平衡組成的計算。4.掌握強堿弱酸鹽和強酸弱堿鹽的水解平衡及計算；5. 掌握同離子效應和緩沖溶液概念、緩沖溶液pH計算。6.了解配合物概念、命名。掌握配位平衡，會計算配體過量時配位平衡的組成。第五章 教學目的8/28

2、/20223 5.1 酸堿質子理論概述 5.1.3 酸和堿的相對強弱 5.1.2 酸堿質子理論的基本概念*5.1.1 歷史回顧8/28/20224 酸堿反應是大家熟悉的一類重要反應。人們對酸堿的認識經(jīng)歷了由淺入深、由低級到高級的認識過程。電離理論：（1884年瑞典化學家阿侖尼烏斯）凡在水中電離H+的化合物叫酸，電離OH-的化合物叫堿。 該理論從物質組成上揭示了酸堿的本質，是人們對酸堿的認識從現(xiàn)象到本質的一次飛躍，對學科的發(fā)展起了巨大的的作用，直到現(xiàn)在還在使用著。然而，電離理論有一定的局限性，它把酸堿只限定在水溶液中、把堿限定為氫氧化物。8/28/20225酸：凡能給出質子H+的物質（分子或離子

3、） 5.1.2 酸堿質子理論堿：凡能接受質子H+物質（分子或離子）。 （1923年丹麥布朗斯特和英國勞萊同時提出）質子理論：該理論擴大了酸堿范圍，更新了酸堿定義。8/28/20226酸 H+ +堿-+AcHHAc -+-+2442HPOHPOH-+-+3424POHHPO+34NHHNH+252362O)Fe(OH)(HHO)Fe(H 該理論強調酸堿都不是孤立的！這種依賴關系稱為酸堿共軛關系，如 HAc和Ac-是一對共軛酸堿。8/28/20227酸堿質子理論認為： 水中的電離作用是質子轉移反應。 水是兩性物質H+HF(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + F(aq) H2O(l)+H

4、2O(l) H3O+(aq) +OH(aq)酸(1)堿(2)酸(2)堿(1)兩性物質：既能給出質子，又能接受質子的物質。8/28/20228 鹽類的水解反應也是質子轉移反應。酸(1)堿(2)酸(2)堿(1)H+酸(1)堿(2)酸(2)堿(1)H+Ac+H2O OH + HAc + H2O H3O+ + NH38/28/20229區(qū)分效應：用一種溶劑把酸或堿的相對強弱區(qū)分開來，稱為溶劑的“區(qū)分效應”。 例如：H2O可以區(qū)分HCl HAc HCN 。這叫溶劑的拉平效應。 酸的強度是酸給出質子的能力，堿的強度是堿接受質子能力。 *5.1.3 酸和堿的相對強弱如：HCl HAc HCN 但H2O能夠同

5、等程度地將HClO4，HCl，HNO3的質子全部接受過來，在水中它們都是強酸。8/28/202210若要區(qū)分它們的相對強弱，需要選取接受H+能力比水弱的物質（堿性弱的），如冰醋酸作溶劑可以區(qū)分幾種強酸的相對強弱：HIHClO4HClH2SO4HNO3酸越強，其共軛堿越弱；堿越強，其共軛酸越弱。8/28/202211 5.2 水的解離平衡和溶液的pH5.2.2 溶液的pH5.2.1 水的解離平衡8/28/2022125.2.1 水的解離平衡 H2O (l) + H2O(l) H3O+ (aq) + OH(aq)簡化為： H2O (l) H+ (aq) + OH(aq) 水的離子積常數(shù)，簡稱水的離

6、子積。25純水：c(H+)= c(OH)=1.010-7molL-1一定溫度下是常數(shù)。=1.010-14)OH()H(-+=cccc8/28/202213pH=-lgc(H+) /c 5.2.2 溶液的pH14ppOHpH=+ 對于酸堿稀溶液(H+ OH-濃度小于1mol/L)習慣用pH表示酸堿性的強弱。pOH=-lg c(OH-)/c8/28/202214 5.3 弱酸、弱堿的解離平衡5.3.3 鹽溶液的酸堿平衡5.3.2 多元弱酸的解離平衡5.3.1 一元弱酸弱堿的解離平衡8/28/202215 1.一元弱酸的解離平衡5.3.1 一元弱酸弱堿的解離平衡HA (aq)+H2O(l) H3O+

7、(aq)+A(aq)=)HA( 在相同溫度下， 越大酸性越強。8/28/202216初始/molL-1 0.10 0 0平衡/molL-1 0.10 x x xx=1.3103HAc(aq)+H2O(l) H3O+(aq)+Ac(aq)例：計算25，0.10 molL-1 HAc溶液中的H3O+、 Ac-、 HAc、OH-濃度、pH。查附表三。解：x10.0 x2-=1.810-5 當c/ Ka 500時，誤差在5%以下，可做近似計算。 8/28/202217c(H+) = c(Ac-) = 1.3103 molL-1 c (HAc) =(0.10-1.310-3)0.10molL-1 所以

8、c(OH-) =7.71012 molL-1 = c (H3O+)c(OH)由 反之，若先用pH計測出溶液的pH值，就可以計算出解離平衡常數(shù)。如何計算？8/28/202218解離度(a)達到弱酸、弱堿解離平衡時：8/28/202219與 的關系：HA(aq) H+(aq) +A(aq) 平衡濃度 c(1) c c初始濃度 c 0 0稀釋定律：在一定溫度下( 為定值)，電離度隨著溶液的稀釋而增大。8/28/202220c0 0.20 0 0 5108.1-=pOH=-lg1.910-3=2.732. 一元弱堿的解離平衡例：25時， 0.20molL-1氨水的解離度為 0.95%，求c(OH-),

9、 pH、氨水的解離平衡常數(shù)。解：ceq 0.20(1 0.95%) 0.200.95% 0.200.95%c(OH-)=0.200.95%=1.910-33mol.L-18/28/2022215.3.2 多元弱酸的解離平衡計算。解離按一元弱酸做近似c ，主要來自于第一步H溶液中的 10)(H3a2a1+KK8/28/202222平衡濃度 0.010- x x x 例題：計算 0.010 molL-1 H2CO3溶液中的 H3O+, H2CO3，CO32-，OH-的濃度。 當c/ Ka 500時，誤差在5%以下，可近似計算。8/28/2022236.510-5+y-yc(CO32-)是在第二步解

10、離中產(chǎn)生8/28/202224結論： 二元弱酸， c(酸)一定時，c(酸根)與 c2(H+)成反比。 多元弱酸是分步解離的， 計算 H+濃度及 pH 時按一元弱酸計算。 二元弱酸 ， c(酸根) 8/28/2022251.強酸弱堿鹽的水解（質子酸的解離平衡）5.3.3 鹽溶液的酸堿平衡8/28/202226ceq 0.10-x x x解：例：計算 0.10molL-1 NH4Cl溶液的pH和NH4+解離度。解得 x=7.510-6c(H+)=7.510-6 molL-1 pH=5.12%8/28/202227*2.強堿弱酸鹽水解（質子堿解離平衡）8/28/2022283*.酸式鹽的解離平衡H2

11、PO42-解離常數(shù)水解常數(shù)，溶液顯弱酸性。思考：Na2HPO4溶液顯何性？8/28/202229*4. 弱酸弱堿鹽如，NH4Ac在溶液中的解離平衡8/28/2022305.影響鹽類水解的因素及應用濃度：c鹽 , 水解度增大，酸堿度：引起水解平衡移動：如：加酸能抑制水解 溫度：T , 水解度增大。8/28/202231 5.4 緩沖溶液* 5.4.4 緩沖范圍和緩沖能力 5.4.3 緩沖溶液pH的計算 5.4.2 緩沖溶液 5.4.1 同離子效應8/28/202232 NH4Ac(aq) NH4+(aq) +Ac(aq) 同離子效應：在弱電解質溶液中，加入含相同離子的易溶強電解質，使其解離度降低

12、的現(xiàn)象。HAc(aq) + H2O (l) H3O+ (aq) +Ac(aq) 5.4.1 同離子效應平衡移動方向8/28/202233例：在 0.10 molL-1 的HAc 溶液中，加入 NH4Ac (s)達到濃度為 0.10 molL-1，求溶液 pH和 HAc的解離度。c(H+) = 1.810-5 molL-1 解： HAc(aq)+H2O(l) H3O+(aq)+Ac(aq) Ceq 0.10 x x 0.10 + x C0 0.10 0 0.10 pH = 4.74， = 0.018%x = 1.810-50.10 molL-1 HAc液：pH = 2.89， = 1.3% 19

13、00年費恩巴赫Fernbach和胡伯特Hubert兩位微生物學家，向肉汁培養(yǎng)液中加1ml 0.01 molL-1 HCl，其pH幾乎不變；而將同量的鹽酸加到純水中，pH由7降到5，這說明培養(yǎng)液對外來的少量強酸有抵御作用。 又用強堿代替鹽酸情況也一樣。借助汽車緩沖器buffer的稱呼叫緩沖溶液。8/28/20223450mLHAc-NaAc0.10M pH = 4.74 緩沖溶液：能抵抗外來少量強酸或強堿，保持pH相對穩(wěn)定性能的溶液。加入1滴(0.05ml) 1MHCl加入1滴(0.05ml) 1MNaOH實驗50ml純水pH = 7 pH = 3 pH = 11 pH = 4.73 pH =

14、4.75 5.4.2 緩沖溶液 緩沖溶液的組成：一對共軛酸堿對。8/28/202235緩沖原理：同離子效應加入少量強堿或強酸:c(HA)/c(A-)比值變化不大， c(H+)就變化不大 。8/28/202236 酸性緩沖溶液（弱酸共軛堿組成）由于同離子效應的存在，解離度很小，通常用初始濃度代替平衡濃度 。5.4.3 緩沖溶液pH的計算例：HAcNaAc，H2CO3NaHCO38/28/2022372. 堿性緩沖溶液（弱堿 共軛酸組成） NH3 H2O NH4Cl8/28/202238結論：濃度較大時緩沖能力強，緩沖溶液的緩沖能力是有限的；決定，酸性緩沖溶液的pH主要由堿性.的pOH主要由決定，

15、8/28/202239例題：在 50 mL 0.150molL-1 NH3 (aq)和 0.200 molL-1 NH4Cl組成的緩沖溶液中，求加入0.100ml 1.00 molL-1的HCl 前后溶液的pH各為多少？解：加入 HCl 前：4.緩沖溶液的緩沖性能的計算pH1=9.148/28/202240加入 HCl 濃度：加HCl前0.148-x 0.202+x x0.150 0.200加HCl后0.148 0.202平衡濃度 NH3(aq) + H2O (l) NH4(aq) +OH(aq)+pH2=9.118/28/202241* 5.4.4 緩沖范圍和緩沖能力 除了與H+或 OH 有

16、關的反應、不能發(fā)生其它副反應； 選擇緩沖溶液和配制原則： 緩沖溶液pH與 接近； 或與 接近。如下： 再調整比值 8/28/202242需緩沖溶液 pH 值選擇的緩沖組成8/28/202243配制pH=5 緩沖溶液 pH=pKa-lg5=4.74-lg=10-0.26=0.55:1lg8/28/202244變色范圍 酸色 中間色 堿色甲基橙3.1 4.4 紅橙 黃酚 酞8.0 10.0 無色 粉紅 紅石 蕊3.0 8.0 紅紫 藍* 5.5 酸堿指示劑8/28/202245Lewis 酸：凡接受電子對的分子、離子或原子。如Fe3+ , Fe, Ag+, BF3 等。Lewis 堿：凡給出電子對

17、的離子或分子，如X, :NH3, :CO, H2O: 等。Lewis酸與Lewis堿之間以配位鍵結合 5.6 酸堿電子理論8/28/202246BF3 + FCu2+ + 4 NH38/28/202247 5.7 配位化合物5.7.1 配合物的組成5.7.2 配合物的化學式和命名5.7.3 配合物的分類8/28/2022481.配合物5.7.1 配合物的組成 形成體與一定數(shù)目配位體以配位鍵按一定的空間構型結合形成的離子或分子。 形成體：通常是金屬離子、原子，少數(shù)是非金屬如：Cu2+，F(xiàn)e3+，F(xiàn)e，Ni，B配位體：通常是非金屬，如：鹵素離子X，OH，CN，H2O，CO8/28/202249 配

18、位原子：與形成體成鍵的原子。 單基配位體： 多基配位體：乙二胺（en）O OC CO O2 草酸根8/28/202250乙二胺四乙酸根 EDTA（Y4）4 8/28/202251Cu2+的配位數(shù)等于4。2+8/28/202252 配位化合物的組成：內(nèi)層：配離子 外層：其他離子內(nèi)、外層離子所帶電荷總數(shù)相等。形成體配位原子配體配位數(shù)K3 Fe ( C N ) 6 外層內(nèi)層8/28/202253配酸：酸配堿：氫氧化配鹽：先陰離子后陽離子；簡單酸根加“化”字，復雜酸根加“酸”字。5.7.2 配合物的化學式和命名8/28/202254硫酸四氨合銅()乙二胺四乙酸根合鈣()離子五羰(基)合鐵(三)氯化六氨

19、合鈷()氫氧化四氨合銅()六氯合鉑()酸六硫氰根合鐵()酸鉀8/28/202255配合物的命名順序（原則）：配體數(shù) 配體名稱 合 形成體名稱（氧化態(tài)）以二、三、四表示不同配體“”分開以羅馬數(shù)字、 表示8/28/202256*配體命名次序： 1.先離子后分子： KPtCl3NH3：三氯氨合鉑()酸鉀； 2. 同是離子或分子，按配位原子英文字母順序 Co(NH3)5H2OCl3：氯化五氨水合鈷()； 3.同一配位原子，原子數(shù)少在先；配位原子和配位數(shù)都相同，按其它元素英文字母順序 PtNH2NO2(NH3)2：氨基硝基二氨合鉑()； 4.先無機后有機KPtCl3(C2H4)：三氯乙烯合鉑()酸鉀。8

20、/28/202257簡單配合物：一個形成體和2-6個單基配體。螯合物：一個形成體與多基配體形成環(huán)狀結構配合物。多核配合物：含兩個或兩個以上的形成體 (H2O)4Fe(OH)2Fe(H2O)44+。羰合物：CO為配體 烯烴配合物：配體是不飽和烴 多酸型配合物：配體是多酸根。 (NH4)3P(Mo3O10)6H2O。5.7.3 配合物的分類8/28/2022585.8 配位反應與配位平衡5.8.1 配合物的解離常數(shù)和 穩(wěn)定常數(shù)*5.8.3 配合物穩(wěn)定性*5.8.2 配體取代反應和 電子轉移反應8/28/202259 配合物的解離反應是分步進行的。總解離常數(shù)(不穩(wěn)定常數(shù))：總解離反應式： 5.8.1

21、 配合物的解離常數(shù)和穩(wěn)定常數(shù)(aq)NH(aq)Ag(NH (aq)Ag(NHd13323+K(aq)NH(aq)Ag (aq)Ag(NHd233+K(aq)NH2(aq)Ag (aq)Ag(NHd323+K)Ag(NH ()(NH)(Ag2323d2d1d+=cccKKK8/28/202260總生成常數(shù)(穩(wěn)定常數(shù))：總生成反應：(aq)Ag(NH (aq)NH(aq)Ag33+(aq)Ag(NH (aq)NH(aq)Ag(NH2333+(aq)Ag(NH (aq)NH2(aq)Ag233+f1Kf2KfK)(NH)(Ag)Ag(NH (2323f2f1fcccKKK=+f越大，配合物越穩(wěn)定。K8/28/202261 例題：室溫下，0.010mol的AgNO3 (s)加到1.0L 0.030molL-