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1、高中化学奥林匹克竞赛辅导讲座第8讲电解质溶液和电离平衡【知识梳理】一、酸碱质子理论（Bronsted理论）绘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。当酸碱和混合时，性质消失。当氧元素发现后，人们开始从组成上认识酸碱，以为酸屮一定含有氧元索；盐酸等无氧酸的发现，又使人们认识到酸屮一定含有氢元索。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电离出的正离了全部是H+:MOH=M++0H电离出的负离了全部是0H。进一步从平衡角度找到了比较酸碱强弱的标准，即心、K
2、*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：凡能接受质了的物质都是碱。如HCI,NH；,HSO；,H2PO；等都是酸，因为它们能给出质子；CN,NH3,HSO；,SO亍都是碱，因为它们都能接受质子。为区别于
3、阿仑尼乌斯酸碱，也可专称质了理论的酸碱为布仑斯惕酸碱。由如上的例子町见，质了酸碱理论屮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，乂能接受质子，就既是酸乂是碱,可称为酸碱两性物质，如HCO?等，通常称为酸式酸根离子。2、酸碱的共轨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純碱，质子碱得到质子转化为它的共轨酸。这种关系称为酸碱共轨关系。可用通式表示为：酸=碱+质子，此式中的酸碱称为共轨酸碱对。例如NH3是NH；的共轨碱，反Z，NH；是NH3的共轨酸。又例如，对于酸碱两性物质，HCO
4、[的共轨酸是H2CO3,HCO~的共辄碱是CO3~o换言之,H2CO3和HCO?是一对共轨酸碱，HCO]和CO亍是另一对共轨酸碱。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辘酸碱対Z间传递质了的反应，通式为：酸1+碱2匸二碱1+酸2例如：HCI+NH3C厂+NH；H2O+NH3OH-+NH；HAc+H20Ac+H30*H2S+H20HS+H30H20+S2_OH"+HS-H2O+HS_F—OH-+H2S这就是说，单•独-•对共觇酸碱木身是不能发生酸碱反应的，因而我们也可以把通式：酸=碱+『称为酸碱半反应，酸
5、碱质子反应是两对共轨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，在酸碱质子理论看來，阿仑尼乌斯酸碱反应(中和反应、强酸置换弱酸、强碱置换弱碱)、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利气态氮反应等等，都是酸碱反应。在酸碱质子理论中根本没冇“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(I)H+(aq)+OH"(aq)Kw=[H+]+[0H~](8-1)式中的Kw称为水的离子积常数。K“.是标准平衡常数，式中的浓度都是相对浓
6、度。由于本讲屮使用标准浓度极其频繁，故省略除以c°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，K“,值变大。表-1不同温度下水的离子积常数K“,温发/K273295373心0.13X10-14l.OxlO-1474xl0-14在溶液中，只耍有h2o,hoh-三者共存，之间就存在如下的数量关系:[h+][oh-]=Kw不论溶液是酸性，碱性，还是小性。常温下，[H+]=1X1O-7,表示中性，因为这时Kw=1.0X10-14；非常温时，溶液的中性只能是指[H+]=[OH■]o(2)pH值和pOH值(8-2)(8-
7、3)pH=-lg[H+]pOH=-lg[OH~]因为[H+][OH-]=l.OxlO-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=-lo2、弱酸利弱减的电离平衡(1)一元弱酸和弱减的电离平衡将醋酸的分子式简写成HAC,用Ac一代表醋酸根，贝懈酸的电离平衡可以表示成:HAcH++Ac"用K：；表示酸式电离的电离平衡常数，经常简写作K。。且:[«<<]氨水册3・出0是典和的弱碱，用K；（简写成K”）表示碱式电离的电离平衡常数，则有:NH3•H2ONH/+OH[NH；][
8、OH~][NH3H2O]=1.8X10^（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H2S匸—H++HS代I—[H2S]=1.3x10—7第二步H
