酸堿質(zhì)子理論ppt(編輯修改稿)
2024-09-12 00:11 本頁面
【文章內(nèi)容簡介】 3 6 2 O) Fe(OH)(H H O) Fe(H [ ] [ ] + + + + 4 2 2 2 5 2 O) (H Fe(OH) H O) Fe(OH)(H [ ] [ ] 酸中有堿，堿可變酸 1. 酸堿的概念 酸 H+ + 堿 例： HAc的共軛堿是 Ac－ ， Ac－ 的共軛酸 HAc， HAc和 Ac－ 為一對(duì)共軛酸堿。 兩性物質(zhì)： 既能給出質(zhì)子，又能接受質(zhì)子的物質(zhì) [ ]等。如：??+?HS,OH,H C O,)OF e ( O H ) ( H ,H S O2325241. 酸堿的概念 2. 酸堿反應(yīng) HCl(酸 1) Cl－ (堿 1) + H+ 酸半反應(yīng) NH3（堿 2） + H+ N H4+(酸 2) 堿半反應(yīng) 酸堿反應(yīng)其實(shí)是 兩個(gè)共軛酸堿對(duì)之間的質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應(yīng) ， 反應(yīng)總是由 相對(duì)較強(qiáng)的酸和堿向生成相對(duì)較弱的酸和堿的方向 進(jìn)行 返回 三、酸堿的相對(duì)強(qiáng)弱 1. 水的解離平衡（質(zhì)子自遞） H2O (l) + H2O(l) H3O+ (aq) + OH－ (aq) 或 H2O (l) H+ (aq) + OH－ (aq) ) OH ( ) O H ( 3 ? + ? c c c c KW ) OH ( ) O H ( 3 ? + ? c c 或 KW— 水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積 KW25℃ 純水： c(H+)= c(OH－ )= 107molL1 = 1014 KW 在水溶液中，酸、堿的解離就是 酸、堿與水之間的質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應(yīng) ，即酸給出質(zhì)子后成為共軛堿，堿接受水的質(zhì)子后變?yōu)樗帷? 酸的強(qiáng)度決定于它將質(zhì)子給水的能力，堿的強(qiáng)度決定它從水中奪取質(zhì)子的能力，具體表現(xiàn)為質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應(yīng)中平衡常數(shù)的大小。 平衡常數(shù)越大，酸堿的強(qiáng)度也越大 。 2. 酸堿的解離 酸的平衡常數(shù)用 Ka ?表示，通常稱為酸的離解常數(shù) ,又叫 酸度常數(shù) 堿的平衡常數(shù)用 Kb?表示，通常稱為堿的離解常數(shù)，又叫 堿度常數(shù) Ka ?值越大，酸性越強(qiáng)。 Ka ? 值大于 1的酸叫強(qiáng)酸， Ka ?值小于 1的酸叫弱酸。 2. 酸堿的解離 （ 1）一元弱酸、弱堿的解離及共軛關(guān)系 + H2O H3O+ + NH3 +4NH)}NH({)}NH() } {OH({ )( N H4334a +++ ?cccK)aq(OH ( aq)NH O ( l )H ( aq)NH 423 ?+ ++) ( 3 4 3 ) NH ( OH ( ) NH ) NH ( ? + ? c c c K b?++?? ??? ?+WNHcOHcNHc KcccK)()()(433ba 34)NH()NH()OH(K 2. 酸堿的解離 wbabwa KKKKKK ?? 即：：通式兩邊分別取負(fù)對(duì)數(shù)wba ppp KKK ?+14pp , C25 ba0 ?+ KK一對(duì)共軛酸堿之間解離常數(shù)之間的定量關(guān)系 酸的酸性越強(qiáng)，其共軛堿的堿性越弱； 堿的堿性越強(qiáng)，其共軛酸的酸性越弱； 2. 酸堿的解離 例 41 求濃度為 HAc溶液 pH值 解： HAc(aq)+H2O(l) H3O+(aq)+Ac－ (aq) 初始濃度 0 0 平衡濃度 － x x x { } { } { } ) HAc ( ) Ac ( ) O H ( ) HAc ( 3 c c c ? + ? K ax 10 . 0 x ) HAc ( 2 ? ? K a x= 10－ 3 c(H3O+) = c(Ac－ ) = 10－ 3 molL1 { } )O(HlgpH 3 ??? +c酸堿平衡 一、溶液 pH值與指示劑 二、溶液 pH值的計(jì)算 返回 一、溶液 pH值與指示劑 溶液的酸（堿）度 是指溶液中 H3O+（或 OH）離子的平衡濃度 }/)(l g { 3 ?+?? cOHcpH)(lg +?? HcpH)(lg ??? OHcp O H常溫下，水溶液中 1410)()( ???+ ???WKOHcHc14??+ ?WpKp O HpHpH和 pOH使用范圍一般在 014之間。 p O HpHOHcHc ??? ?+ 7),()(酸性溶液 中性溶液 p O HpHOHcHc ??? ?+ 7),()(堿性溶液 p O HpHOHcHc ??? ?+ 7),()(溶液的酸（堿）度 酸堿指示劑 1） 酸堿指示劑的變色原理 酸堿指示劑是一種有機(jī)弱酸或弱堿 ， 其酸式或堿式具有不同顏色 ， 在滴定過程中 ， 由于 pH值的變化 ， 導(dǎo)致指示劑結(jié)構(gòu)的變化 （ 失去質(zhì)子或結(jié)合質(zhì)子 ） ， 從而使顏色變化 。 (CH3)2N— (CH3)2N= — N=N— H =N— N— — SO3 — SO3 OH H+ + pKa= 甲基橙 以 HIn表示弱酸型指示劑 ， 它在水溶液中存在解離平衡： ?+ +? InHH I n)()()(H I ncIncHcKHI n?+? ??)()()(???+IncH I ncH I nKHc 從上式中可知 ， 它們二者濃度的比值是兩個(gè)因素決定： KΘ即指示劑常數(shù) ， 在一定的溫度下是常數(shù) 。 c (H+)溶液的酸度 。 所以指示劑顏色的轉(zhuǎn)變僅由溶液的c(H+)決定 。 酸堿指示劑 2）理論變色范圍 c (HIn)=c (In－ )時(shí)的 pH值稱為理論變色點(diǎn) ,此時(shí)溶液顏色為過渡色 ,pH= p 。 ?HInK理論變色點(diǎn) : 理論變色范圍 雖然理論上推算得出指示劑的變色范圍為 2個(gè) pH單位 ,但由于人眼對(duì)顏色的敏感程度不同 ,所以指示劑的實(shí)際變色范圍并非如此 。 當(dāng) c (HIn)/c (In)≥10時(shí) ， pH≤p － 1 顯酸色 。 當(dāng) c (HIn)/c (In)≤ , pH≥p ＋ 1顯堿色 。 ?HInK?HInK)()()(
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