《无机与分析化学》PPT课件

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1、4.1酸碱理论4.2弱酸、弱碱的解离平衡4.3强电解质溶液4.4缓冲溶液4.5沉淀溶解平衡第四章解离平衡无机与分析化学4.1酸碱理论古代酸碱理论：17世纪：波意尔从感性认识出发提出酸是有酸味的物质，碱是有涩味的物质。酸使蓝色石蕊变红，碱使红色石蕊变蓝。18世纪后期：拉瓦锡提出氧元素是酸的必要成分。19世纪初：因为发现盐酸、氢碘酸等不含氧而含氢元素的酸，于是戴维提出氢是酸的基本元素。近代酸碱理论：1.电离理论：1884年，阿仑尼乌斯提出“在水中电离出H+的是酸，电离出OH–的是碱”。将酸碱限制在水体系，无法解释非水或无溶剂体系中物质的酸碱性。如：HCl和NH3在苯中反应生成NH4Cl，表

2、现出了酸碱中和反应的性质，但它们并不解离出H+和OH–。无法解释“强碱弱酸盐”（如NaAc）及“强酸弱碱盐”（如NH4Cl）在水溶液中显酸碱性，要用盐水解来解释。√从化学组成上揭示了酸碱本质，简明扼要，使用方便。对于酸仍只包括了那些含有质子的物质，不能完满地解释为什么当CO2、SO2等气体溶解在水溶液中会显酸性。2.质子理论：1923年，布朗斯特（BrΦnsted）和劳瑞(Lowry)提出“能提供质子的分子或离子为酸，能接受质子的分子或离子为碱”。√该理论脱离了溶剂，直接从物质与质子的关系来定义酸碱，可适用于非水溶液。如：H+:NH3+:OH-H+:OH-+:NH3(NH4+)(H2O

3、)以H+为标准时，OH-的碱性强于NH3Ag+:OH-+2:NH3[Ag(NH3)2]++:OH-以Ag+为标准时，NH3的碱性强于OH-√在有机化学和配位化学中有广泛的应用。×缺点主要是没有公认的定量理论确定酸碱的强弱顺序。3.电子理论：1923年，路易斯提出“能接受电子对的分子或离子为酸，能提供电子对的分子或离子为碱”。酸和碱不是彼此分隔的，而是统一在对质子的关系上：HA↔H++A-为了表示上式中一对酸碱之间的相互依存关系，将HA和A-称为共轭酸碱对（conjugatedacidbasepair）。其中：HA是A-的共轭酸,A-是HA的共轭碱。这种得失质子的反应称为酸碱半反应。4.

4、1.1酸碱质子理论（protontheoryofacidsandbases）1.相关概念HCl=H++Cl-NH4+=H++NH3H3PO4=H++H2PO4-H2PO4-=H++HPO42-HPO42-=H++PO43-酸＝H++（共轭）碱有的物质既是酸、也是碱，如H2PO4-、HPO42-质子理论中无盐的概念电离理论中的盐，在质子理论中都是（离子）酸或碱，如NH4Cl中的NH4+是离子酸，Cl－是离子碱。酸碱可以是分子、阴离子、阳离子，如Ac－是阴离子碱，NH4+是阳离子酸；两性物质（amphotericcompound）：如等；水合质子：由于质子的体积特别小，电荷密度非常高，游离

5、的质子在溶液中是不存在的，酸碱反应实际上是两个共轭酸碱对共同作用的结果。HA(酸1)=H++A-(碱1)(半反应)H++H2O(碱2)=H3O+(酸2)(半反应)HA+H2O=H3O++A-(酸碱反应)H++A-(碱1)=HA(酸1)(半反应)H2O(酸2)=HO-(碱2)+H+(半反应)A-+H2O=HO-+HA(酸碱反应)酸碱反应的实质：两个共轭酸碱对之间的质子传递。H+⑴酸、碱的解离H+H+H+⑵酸碱中和⑶盐的水解H+H+H+2.酸碱强度酸碱强度与溶剂有关HAc在水中是弱酸，而在液氨溶剂中是强酸。这是因为NH3比H2O接受质子的能力强得多。H+H+溶剂水的解离H+在H2O分子间的

6、转移，叫做水的质子自递反应。H2O+H2O=H3O++OH-Kw=[H+][OH-]=1.010-14Kw：水的离子积（常数）pH+pOH=14纯水解离后[H+]＝[OH-]＝1.010-7HA=H++A-A-+H2O=OH-+HA共轭酸碱对HA/A-的酸碱解离常数之间的关系：（弱）酸（弱）碱强度：解离常数（K）如何计算共轭酸（碱）的解离常数？（p71例4-1）4.1.2酸碱电子理论质子论是电子论的一个特例（由H+来接受外来电子对）路易斯酸路易斯碱酸碱加合物H++:OH－H2O酸碱电子论没有统一标度确定酸碱相对强弱。对Fe3＋（路易斯酸）,碱性F－>Cl－>Br－>I－对Hg2＋（

7、路易斯酸）,碱性I－>Br－>Cl－>F－酸碱电子论的补充—硬软酸碱规则（HSAB）硬软酸碱硬酸：体积小、正电荷高、极化率低，对外层电子束缚强；如：H+,Fe3＋软酸：体积大、正电荷低、极化率高，对外层电子束缚弱；如：Ag＋,Hg2＋硬碱：极化率低、电负性高，难氧化，对外层电子束缚强；如：F－软碱：与硬碱相反。如：I－4.1.3硬软酸碱规则HSAB规则：“硬亲硬，软亲软”取代反应方向判断HI+Ag+→AgI+H+(硬)(软)(软)(软)(软)(