西工大与西安交大期末复习考研备考化学课件 弱酸弱碱溶液及其应用.pptx

复习回顾;§2.2 弱酸弱碱溶液及其应用;§2.2 弱酸弱碱溶液及其应用;§2.2 弱酸弱碱溶液及其应用;2.2.1酸碱理论;2.2.1 酸碱理论;NH3·H2O(氨水)也属于碱？;有人假设过氨溶于水中生成一种叫做“氢氧化铵”。但是实验证明“氢氧化铵”这种物质是不存在的，此外，这种理论也无法解释NH3(g)为什么也属于碱，NH3(g)和HCl(g)能发生反应，生成与NH3在水中和HCl反应得到的完全一样的产物NH4Cl，反应中既没有解离出出OH-，也没有解离出H+，反应后也没有H2O产生。;酸碱质子理论：能够提供质子的分子或离子都是酸，能够接受质子的分子或离子都是碱;酸碱质子理论的延展：;一种物质既可给出质子，又可接受质子；或者说，既可为酸又可为碱的物质叫两性物质。;HCN;（3）质子论的酸碱反应实质;凡是具有可提供利用的孤对电子的任何物质都成为碱， 如：:NH3，:CO，H2O:等。 凡是能与这孤对电子进行结合的任何物质都成为酸， 如Fe3+，Fe ，Ag+，BF3等。;电子理论在解释某些物质酸碱性质时，可不受溶剂、离子条件的限制。如Na2S等也可使酸碱指示剂变色以及CO2等酸性氧化物和CaO等碱性氧化物间的成盐反应。;2.2.2 弱酸弱碱的解离平衡及解离常数;平衡常数的定义：;平衡常数的意义：;KaΘ和K bΘ可利用热力学数据计算：;平衡浓度 c– x x x;解离平衡常数的计算：;解（1）：;起始浓度/mol·L-1;（1） 解离常数一级比一级小, H+浓度由第一级解离常数决定 ;(2) 多元弱碱解质的总解离常数等于各级解离常数的乘积;2.2.3 同离子效应和缓冲溶液;在强电解质溶液中，虽然不存在分子与离子的平衡，但当固态电解质溶于水形成饱和溶液，达到溶解平衡后，如果向溶液中增加含有相同离子的另一种电解质，会使原有电解质的溶解度降低，这也是同离子效应;例：（1）计算 0.10 mol·L-1 的HAc 溶液的pH值，已知Ka θ为1.75*10-5。 （2）若向其中加入 NaAc 晶体，使 NaAc的浓度为 0.10 mol·L-1，计算该溶液的 pH值。;初始浓度;; 缓冲溶液的缓冲原理：;对于弱酸-弱酸盐：如HAc-NaAc;对于弱碱-弱碱盐：如NH3-NH4Cl;例：某弱酸HA浓度为0.01mol/L时，pH=4。求： （1）Ka；（2）当弱酸浓度为0.5mol/L时，pH和c(H+)； （3）在上述溶液中加入多少mol的NaA盐可使pH为6.5.;缓冲溶液的选择和配置原则：;;缓冲溶液的应用：;2.2.4 pH的测定;pH的测定;pH的测定——精确测量;已知某一弱酸溶液的浓度为0.01mol·L-1，溶液的pH为4.0，求： 该酸的解离常数 若将该酸浓度稀释到原来的二分之一，问该酸的解离常数和pH值各为多少？ 若将50mL 0.01mol·L-1的该酸溶液与25mL 0.01mol·L-1 NaOH溶液混合，求所得溶液的pH值;;计算含有0.1mol·L-1的HAc与含有0.1mol·L-1的NaAc缓冲溶液的pH。若在100ml上述缓冲溶液中加入1.00ml 1.00mol·L-1 的HCl溶液，则溶液pH是多少？;当加入盐酸后，若盐酸没有过量，假设H+完全和Ac-生成HAc;在0.20mol·L-1的氨水溶液中，加入NH4Cl晶体，使NH4+浓度达到0.20mol·L-1，求该溶液的pH。若在1L此溶液中加入10ml 0.1mol·L-1的NaOH，则溶液的pH是多少？;所以：假设OH-完全与NH4+反应生成NH3+H2O;本节小结;2.2.4 pH的测定;作业:(1)14 (2)烧杯中盛放20mL0.1mol/L氨的水溶液，逐步加入0.1mol/LHCl溶液，分别计算加入10mL、20mL、30mL时混合溶液的pH值。（Kb θ(NH3)=1.77*10-5）