无机化学 酸碱解离平衡

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1、第8章酸碱解离平衡苹果酸抗坏血酸1酸碱理论的发展早期:用感观来区分酸和碱。酸:有酸味，能使石蕊变成红色。碱:有涩味、滑腻感，使石蕊变成蓝色。218世纪:酸的组成中都含有氧元素---拉瓦锡。19世纪初:酸的组成中都含有氢元素（HI发现后）。19世纪后期:用电离理论解释酸和碱。3酸：在水溶液中解离产生的正离子全部是H+的化合物。碱：在水溶液中解离产生的负离子全部是OH–的化合物。酸碱中和反应的实质：H+和OH–结合生成H2O。酸碱的电离理论（阿仑尼乌斯电离理论）420世纪20年代:酸碱的质子理论(丹麦化学家J.N.Brönsted和英国化学家T.M.Lowry)凡能给出质子的物

2、质都是酸；凡能接受质子的物质都是碱。酸碱的电子理论(美国物理化学家G.N.Lewis)酸碱溶剂体系理论(Cady和Elsey)5电解质:在水溶液中或在熔融状态下能够导电的化合物。强酸强碱大部分盐类弱酸弱碱某些盐类[如HgCl2,Pb(Ac)2]在水溶液中部分电离，其电离过程是可逆的，存在着中性分子与水合离子间的电离平衡。在水溶液中能完全电离。弱电解质强电解质6HXH+XInitialEquilibriumHYHYH+YInitialEquilibrium(a)Strongacid(b)WeakacidHX=H++XHY⇌H++YTheextentofionizati

3、onofacids7强酸：在水溶液中完全电离的酸是强酸，强酸的电离使用等号，如：HCl＝H++Cl。弱酸：在水溶液中部分电离的酸是弱酸，其电离过程是可逆的，存在着分子与离子间的电离平衡。弱酸的电离要使用可逆号，如：HAc⇌H++Ac。89第8章酸碱解离平衡8-1弱酸和弱碱的解离平衡8-2盐的水解8-3电解质溶液理论和酸碱理论的发展108-1弱酸和弱碱的解离平衡8-1-1一元弱酸、弱碱的解离平衡弱酸的解离平衡常数HAc+H2OH3O++Ac–简写HAcH++Ac–一元弱酸式中为书写简便，用浓度代替相对浓度。1.解离平衡常数11HAcH++Ac–起始浓度c000平衡浓度c0

4、–[H+][H+][Ac–][H+]=[Ac–]c0>400KaƟ12一元弱碱NH3H2ONH4++OH-弱碱的解离平衡常数13NH3·H2ONH4++OH–起始浓度c000平衡浓度c0–[OH–][NH4+][OH–][OH–]=[NH4+]c0>400KbƟ14解离常数KiƟ的性质：KiƟ是表示弱电解质解离出离子的趋势大小的平衡常数。KiƟ越小，弱电解质解离越困难，电解质越弱.弱电解质：一般KiƟ<10–2。例如，KaƟ(HAc)=1.810–5,为弱酸;KbƟ(NH3·H2O)=1.810–5,为弱碱。15解离常数KiƟ性质：解离常数随温度而变化，但温度对其影响

5、不大，可近似处理。解离常数不随溶液的浓度变化。16解离常数KiƟ性质：pKaƟ值定义为酸的解离指数，pKaƟ＝－lgKaƟpKaƟ之正值越大，对应的酸越弱。HS-H++S2–Ka2Ɵ=1.310–13当多元酸逐个失去质子时，其失去质子的倾向依次减弱。pKa1Ɵ=6.9pKa2Ɵ=12.9H2SH++HS–Ka1Ɵ=1.110–717解离常数可以通过实验测定，亦可通过热力学数据计算。解离常数KiƟ性质：rGm=RTlnK182.解离度解离度：电离平衡时弱电解质的解离百分率。解离度可表示弱电解质解离程度的大小：在温度、浓度相同条件下,越小,电解质越弱。19HAc

6、H++Ac–起始浓度c000平衡浓度c0–[H+][H+][Ac–]解离度随浓度的变化？c0>400KaƟ与c0有关:c0,稀释定律20P84表3-3溶液浓度(moldm–3)解离度(%)解离常数KaƟ0.20.9341.810–50.11.331.810–50.022.961.810–50.00112.41.810–5不同浓度醋酸溶液的解离度和解离常数(298K)α随起始浓度c0的减小而增大。21解离常数KaƟ是平衡常数的一种形式，它不随电解质的浓度而变化；解离度是转化率的一种形式，它表示弱电解质在一定条件下的解离百分数，在解离常数不变的条件下可随弱电

7、解质的起始浓度而变化。注意！22P223例8-1(a)计算0.10moldm–3HAc溶液中H+离子浓度和解离度，HAc的KaƟ=1.810–5。解：HAc水溶液中同时存在两个电离平衡：H2OH++OH–HAcH++Ac–在计算H+离子浓度时，可忽略水的电离，溶液中[H+][Ac–].23HAc⇌H++Ac–平衡浓度/mol·dm–30.10–xxx设[H+]=xc0/KaƟ=5556>>400，0.10x0.1024若不采用近似计算，求解一元二次方程可得x=1.3310–3,=1.33%。近似计