普通化学原理第六章

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1、第六章.电解质溶液与酸碱平衡•了解3个概念ⅰ.溶质分子的解离，解离度α≤1ⅱ.活度——有效浓度•存在离子和溶剂分子之间的以及正负离子之间的相互作用，故与理想状态有偏差。ⅲ.“离子氛”对溶液依数性的影响。•所以计算值与测试值会产生偏差•2.酸碱质子理论（Brønsted理论）ⅰ.Arrehenius电离理论的局限性（1887）A氏理论要点：•a).在水溶液中能电离产生H+的物质是酸acid•b).OH-碱base•c).由酸碱中和的产物，在水溶液中能电离产生金属阳离子和酸根阴离子的物质是盐salt•能解释水溶液中许多酸碱性质，但把碱性归结在OH-上，无法解释某些盐呈碱性，另

2、一些呈酸性的本质，更无法解释非水体系中的酸碱性质。•该理论尚未揭示酸碱现象的本质。•ⅱ.Brønsted酸碱质子理论(1923年）•要点:a).凡是能给出质子的物质（分子，正离子或是负离子）为酸.•b).凡是能接受质子的物质（分子，正离子或是负离子）为碱.•如：•HCI→H++CI-HAc→H++AC-•H2SO4→H++HSO4-H2O→H++OH-•NH4+→H++NH3H2PO4-→H++HPO42-•HCO3-→H++CO32-•Al(H2O)63+→H++Al(H2O)5(OH)2+•Fe(OH)(H2O)52+→H++Fe(H2O)4(OH)2+•酸碱c).共

3、轭酸碱•酸释放质子成为碱，碱获得质子成为酸。•这种相互依存关系称为共轭关系。•这对具有依存关系的酸碱称为共轭酸碱对。••共轭酸→H++共轭碱d).酸性,碱性的强弱反映了不同物质给出或接受质子能力的大小。•如一个物质是强酸，其共轭碱则是弱碱。反之亦然。•e).两性物质——既可接受质子，又能给出质子的物质如:•H3O+→H++H2O→H++OH-•H2CO3→H++HCO3-→H++CO32-•f).以上所举各例都是半反应，单独是不可能发生的。•物质的酸碱性只能在同与它相作用的另一种物质一起时才能表现出来。•例：HCI+H2O→H3O++CI-CO32-+H2O→HCO3-+

4、OH-•酸1碱2酸2碱1碱1酸2酸1碱2•H3O++OH-→H2O+H2ONH2-+NH4+→NH3+NH3•酸1碱2酸2碱1碱1酸2酸1碱2•可见只有存在另一个能接受质子的碱时，物质才能给出质子呈现出酸性并转变成共轭碱，同时接受了质子的那个碱也转变成•共轭酸。•g).所谓的酸碱中和，实质上是两对共轭酸碱之间交换质子的过•程。如：•HAc+OH-→Ac-+H2O•!h).两性物质的水溶液呈酸性还是碱性，取决于反应向那个方向进行的倾向大小。如：•（碱性）H2S+OH-→HS-+H2O→S2-+H3O+（酸性）ⅲ).酸碱强度的相对性•从f）点可知，一个酸性只能在与另一个碱作用

5、时才表现出来•，因而其强度是相对的，不同的酸或碱的强度只能对同一个参照•物，才可以比较。如都在水溶液中,此时:HA+B→HB++A-KHA=[HB+][A-]/[HA][B]K越大酸性就越强（B=H2O,HB+=H3O+）HCl等强酸几乎完全电离，则[HA]→0K→∞••HAc溶于H2O:•CH3COOH(aq)+H2O(l)→CH3COO-(aq)+H3O+(aq)△GØ298-396.6KJ/mol-237.2-369.4-237.2•△GØ298=27.2KJ/mol=-RTlnKcØ•lnKcØ=(-27.2×1000)/(8.315×298)KcØ=1.72×1

6、0-5•可知是个弱酸。ⅳ）.溶剂的拉平效应•在水溶液中HCl是强酸，HAc是弱酸，差别很大。•但在液氨体系中（NH3）如：•HCl+NH3(l)→NH4++Cl-•HAc+NH3(l)→NH4++Ac-•HCl和HAc都表现强酸，区别不大。这是因为H2O是酸性和碱性都很弱的两性物质。而液氨则是偏碱性的溶剂。使醋酸也表现出•强酸的酸性，与HCl的差别减小，这种效应称为“拉平效应”。••在水溶液中HCl和HClO4都是强酸，无法区别，但在冰醋酸溶剂中：•HClO4+CH3COOH→H2CH3COO++ClO4-•HCl+CH3COOH→H2CH3COO++Cl-•他们都不再在

7、是完全介离的强酸，而HClO4酸性比HCl强得多。与水溶液相比，冰醋酸具有“区分效应”.反过来说对HCl，•HClO4，H2O具有“拉平效应”。ⅴ）.Lewis酸碱电子理论提出酸碱性的本质不是H+的交换而是电子的转移.能够接受电子对的物质是酸，如：Fe3+,Fe,Ag+,BF3等能够给出电子对的物质是碱，如：X-,NH3,CO,H2O等。这是更广义的酸碱理论，已扩充至配位化学等领域。3.水的自偶电离和溶液的pH标度ⅰ）.水的自偶电离平衡•纯水也是一种电解质，有很弱的电导,存在电离平衡:•H2O+H2O→H3O++OH-•溶剂分