无机化学简明教程第3章 酸碱平衡

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1、第3章酸碱反应3.1酸碱理论概述3.2酸碱平衡3.1酸碱理论概述一、酸碱电离理论最初人们对酸碱的认识只单纯地从物质所表现出来的性质上来区分酸和碱：酸：有酸味，能使石蕊试液变红的；碱：有涩味，滑腻感，能使红色石蕊变蓝，并能与酸反应生成盐和水。1、酸碱理论起源：2、酸碱电离理论：1887年，Arrhenius提出的酸碱理论，成为近代酸碱理论的开始。酸碱电离理论认为：酸：凡在水溶液中电离出的阳离子全部是H+的化合物；碱：电离出的阴离子全是OH－的化合物。酸碱反应称为中和反应，实质是H+和OH－反应生成H

2、2O。酸碱电离理论的优缺点：优点：是能简便地说明酸碱在水溶液中的反应。缺点：该理论酸碱只适用于仅限于水溶液，无法说明非水溶剂中的酸碱性。另外，电离理论把碱限制为氢氧化物，也无法解释氨水呈碱性这一事实。二、酸碱质子理论1923年，丹麦的布朗斯特与英国的劳莱提出的酸碱质子理论。1、酸和碱的定义：酸：凡能给出质子的物质（质子的给予体）；碱：凡能接受质子的物质（质子的接受体）。酸碱酸碱反应：实质是质子的转移。酸给出的质子必须转移到另外一种能够接受质子的碱上。酸H++碱共轭碱共轭酸共轭酸碱对(1)、酸失去

3、质子后即成为其共轭碱，碱得到质子后即成为其共轭酸。(2)、酸和碱可以是中性分子，也可以是阳离子或阴离子。(3)、有些物质既可以作为酸给出质子，又可以作为碱接受质子，这些物质称为两性物质。(4)、在质子理论中没有盐的概念。注意说明：酸碱反应的实质是两对共轭酸碱对之间的质子传递：2、酸碱反应的实质：酸碱反应是较强的酸与较强的碱作用，生成较弱的碱和较弱的酸的过程：较强酸+较强碱=较弱碱+较弱酸3、酸碱质子理论优缺点：优点：1)、扩大了酸、碱的范围；2)、适用于水溶液、非水溶液和无溶剂体系；3)、解释了盐

4、类水溶液呈酸碱性的现象。缺点：1)、将酸碱反应局限于质子传递反应，酸必须是含有氢原子的物质；2)、不能解释无质子参与的酸碱反应。三、酸碱电子理论1923年，美国物理化学家的路易斯G.N.Lewis提出的酸碱电子理论。酸：凡接受电子对的物质碱：凡给出电子对的物质酸碱反应：实质是碱提供电子对，与酸形成配位键而生成酸碱配合物。酸碱电子理论是目前应用最为广泛的酸碱理论。但酸碱电子理论对酸碱认识过于笼统，因而不易掌握酸碱的特征，也使不同类型反应之间的界限基本消除，最大的缺点是不易确定酸碱的相对强度。四、软硬

5、酸碱理论1963年，R.G.皮尔逊在广义的酸碱理论基础上提出了软硬酸碱理论。酸：｛硬酸：体积小，正电荷数高，可极化性低的中心原子；软酸：体积大，正电荷数低，可极化性高的中心原子。碱：｛硬碱：将电负性高，极化性低，难被氧化的配位原子；软碱：将电负性低，极化性高，易被氧化的配位原子。酸碱反应规律：硬酸优先与硬碱结合，软酸优先与软碱结合。4.2酸碱平衡一、电离平衡1、电离常数+－－－＝Kθa＝KθbHAH＋＋A－A－+H2OHA+OH－KθaKθb=Kθw·2、水的解离平衡H2O(l)H+(aq)+OH

6、－(aq)—水的离子积常数，简称水的离子积。25℃纯水：c(H+)=c(OH－)=1.0×10-7mol·L-1100℃纯水：=1.0×10-14=5.43×10-13T，)OH()OH(3-+=cc或)OH()OH(3-+=cccc3、弱酸、弱碱的解离平衡H2O(l)+HA(aq)H3O+(aq)+A-(aq)1)、一元弱酸的解离平衡解离度α：一元弱酸的标准解离常数越大，它的酸性就越强。θθθ初始浓度c00平衡浓度c–cαcαcαccKa≈()α2Kac/cα≈若(c/c)/Ka≧400,1

7、-α≈1稀释定律：在一定温度下，某弱电解质的解离度随着其溶液的稀释而增大。HA(aq)H+(aq)+A－(aq)c(H＋)cpH=-lgθc(H+)≈(c·cθ)KaθKa(HA)=[c(H+)/c][c(A-)/c][c(HA)/c]若(c/c)/Ka<400,不能近似2)、一元弱碱的解离平衡一元弱碱BOHB++OH-c(OH-)≈(c·c)Kb若(c/c)/Kb≧400,c(OH-)cpOH=-lgc(OH-)cpH=14+lg例：计算0.100mol·L-1氨水溶液中的c(OH－)、pH和

8、氨水的解离度(Kbθ=1.8×10-5)。解：NH3·H2ONH4++OH-平衡浓度0.100-xxx(c/c)/Kb(NH3·H2O)=0.100/(1.8×10-5)>4000.100-x≈0.100则x=1.34×10-3c(OH-)=1.34×10-3mol·L-1Kb===1.8×10-5[c(NH4+)/c][c(OH-)/c]x·x[c(NH3·H2O)/c]0.100-xKw1.0×10-14c(OH-)1.34×10-3c(H+)==mol·L-1=7.5×10-