电解质溶液和电离平衡

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1、第七章电解质溶液和电离平衡【竞赛要求】酸碱质子理论。弱酸、弱碱的电离常数。缓冲溶液。利用酸碱平衡常数的计算。溶度积原理及有关计算。离子方程式的正确书写。【知识梳理】一、酸碱质子理论（Bronsted理论）最初阶段人们从性质上认识酸碱。酸：使石蕊变红，有酸味；碱：使石蕊变蓝，有涩味。当酸碱相混合时，性质消失。当氧元素发现后，人们开始从组成上认识酸碱，以为酸中一定含有氧元素；盐酸等无氧酸的发现，又使人们认识到酸中一定含有氢元素。阿仑尼乌斯（Arrhenius）的电离学说，使人们对酸碱的认识发生了一个飞跃。HA=H++A－电离出的正离子全部是H+；MOH=M++OH－电离出的负离子全部是OH－

2、。进一步从平衡角度找到了比较酸碱强弱的标准，即、。阿仑尼乌斯理论在水溶液中是成功的，但其在非水体系中的适用性，却受到了挑战。例如：溶剂自身的电离和液氨中进行的中和反应，都无法用阿仑尼乌斯的理论去讨论，因为根本找不到符合定义的酸和碱。为了弥补阿仑尼乌斯理论的不足，丹麦化学家布仑斯惕（Bronsted）和英国化学家劳里（Lowry）于1923年分别提出了酸碱质子理论。1、酸碱的定义质子理论认为：凡能给出质子（H+）的物质都是酸；凡能接受质子的物质都是碱。如HCl，NH，HSO，H2PO等都是酸，因为它们能给出质子；CN－，NH3，HSO，SO都是碱，因为它们都能接受质子。为区别于阿仑尼乌斯酸

3、碱，也可专称质子理论的酸碱为布仑斯惕酸碱。由如上的例子可见，质子酸碱理论中的酸碱不限于电中性的分子，也可以是带电的阴阳离子。若某物质既能给出质子，又能接受质子，就既是酸又是碱，可称为酸碱两性物质，如HCO等，通常称为酸式酸根离子。2、酸碱的共轭关系质子酸碱不是孤立的，它们通过质子相互联系，质子酸释放质子转化为它的共轭碱，质子碱得到质子转化为它的共轭酸。这种关系称为酸碱共轭关系。可用通式表示为：酸碱+质子，此式中的酸碱称为共轭酸碱对。例如NH3是NH的共轭碱，反之，NH是NH3的共轭酸。又例如，对于酸碱两性物质，HCO的共轭酸是H2CO3，HCO的共轭碱是CO。换言之，H2CO3和HCO是

4、一对共轭酸碱，HCO和CO是另一对共轭酸碱。3、酸和碱的反应跟阿仑尼乌斯酸碱反应不同，布仑斯惕酸碱的酸碱反应是两对共轭酸碱对之间传递质子的反应，通式为：酸1+碱2碱1+酸2例如：HCl+NH3Cl－+NHH2O+NH3OH－+NHPage19of19HAc+H2OAc－+H3O+H2S+H2OHS－+H3O+H2O+S2－OH－+HS－H2O+HS－OH－+H2S这就是说，单独一对共轭酸碱本身是不能发生酸碱反应的，因而我们也可以把通式：酸碱+H+称为酸碱半反应，酸碱质子反应是两对共轭酸碱对交换质子的反应；此外，上面一些例子也告诉我们，酸碱质子反应的产物不必定是盐和水，在酸碱质子理论看来，

5、阿仑尼乌斯酸碱反应（中和反应、强酸制弱酸、强碱制弱碱）、阿仑尼乌斯酸碱的电离、阿仑尼乌斯酸碱理论的“盐的水解”以及没有水参与的气态氯化氢和气态氨反应等等，都是酸碱反应。在酸碱质子理论中根本没有“盐”的内涵。二、弱电解质的电离平衡1、水的电离平衡（1）水的离子积常数H2O(l)H+(aq)+OH－(aq)=[H+]·[OH－]（8-1）式中的称为水的离子积常数。是标准平衡常数，式中的浓度都是相对浓度。由于本讲中使用标准浓度极其频繁，故省略除以的写法。要注意它的实际意义。由于水的电离是吸热反应，所以，温度升高时，值变大。表-1不同温度下水的离子积常数温度/K2732953730.13×10–

6、141.0×10–1474×10–14在溶液中，只要有H2O,H+,OH－三者共存，之间就存在如下的数量关系：[H+][OH－]=　不论溶液是酸性，碱性，还是中性。常温下，[H+]=1×10–7，表示中性，因为这时=1.0×10–14；非常温时，溶液的中性只能是指[H+]=[OH－]。（2）pH值和pOH值pH=–lg[H+]（8-2）pOH=–lg[OH－]（8-3）因为[H+][OH－]=1.0×10–14所以pH+pOH=14（8-4）pH和pOH一般的取值范围是1~14，但也有时超出，如：[H+]=10，则pH=–1。2、弱酸和弱碱的电离平衡（1）一元弱酸和弱碱的电离平衡Page

7、19of19将醋酸的分子式简写成HAc，用Ac－代表醋酸根，则醋酸的电离平衡可以表示成：HAcH++Ac－用表示酸式电离的电离平衡常数，经常简写作。且：氨水NH3·H2O是典型的弱碱，用（简写成）表示碱式电离的电离平衡常数，则有：NH3·H2ONH4++OH－　　==1.8×10–5（2）多元弱酸的电离平衡多元弱酸的电离是分步进行的，对应每一步电离，各有其电离常数。以H2S为例：第一步　H2SH++HS－　第二步　HS－H++S2－