第五章 酸碱平衡与沉淀溶解平衡

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1、第五章酸碱平衡与沉淀溶解平衡第一节酸碱理论1．熟悉酸碱质子理论的基本内容、酸碱互变的辩证关系。2.了解电解质的基本含义、活度、活度系数及离子强度等概念。3．掌握弱电解质的电离平衡及有关计算教学目标一、酸碱电离理论1884年阿仑尼乌斯（ArrheniusS）提出：电解质在水溶液中解离时产生的阳离子全部是H＋的化合物叫酸；解离生成的阴离子全部是OH－的化合物叫碱。解离出的阳离子除H+外、解离出的阴离子除OH－外还有其它离子的化合物称为盐。二、酸碱质子理论1.质子酸碱的定义1923年由丹麦的化学家布朗斯特（Brönsted）和英国的化学家劳瑞（Lowry）分别提出了酸碱质子理论。酸：凡是能给出质子（

2、H+）的物质都是酸；例如：HAc、HCl、H2SO4、、、H2O等；碱：凡是能结合质子（H+）的物质都是碱。例如：Ac－、、等。能给出多个质子的物质是多元酸，如H2SO4，H2CO3等；能接受多个质子的物质是多元碱，如、等。还有有些物质如：、、H2O等，它们既有给出质子的能力又有结合质子的能力，它们称为两性物质。可见，酸和碱既可以是中性分子也可以是带电离子。2.酸碱反应酸碱反应的实质是质子的传递。例如：HCl＋NH3＋Cl－酸1碱2酸2碱1三、酸碱电子理论在与酸碱质子理论提出来的同时，美国化学家路易斯（LewisGN）在研究化学反应的过程中，从电子对的给予和接受提出了新的酸碱概念，后来发展为L

3、ewis酸碱理论，也称为酸碱电子理论。这个理论将酸碱定义为：酸是可以接受电子对的分子或离子，酸是电子对的接受体。碱则是可给出电子对的分子和离子，碱是电子对的给予体。酸碱之间以共价配键相结合，并不发生电子转移。四、软硬酸碱理论软硬酸碱（HSAB）由1963年美国化学家皮尔逊（PearsonRG）根据Lewis酸碱理论和实验观察而提出。皮尔逊把路易斯酸碱分成软硬两大类，即硬酸、软酸、硬碱、软碱。第二节弱酸、弱碱的解离平衡一、共轭酸碱对的与的关系1．水的质子自递反应为了书写方便，通常将H3O+简写成H+，因此上述反应式可简写为：反应的标准平衡常数称为水的质子自递常数，以表示，也称为水的离子积，其表达

4、式为：1.酸碱的解离及解离平衡常数(1)一元弱酸的解离平衡醋酸CH3COOH(经常简写做HAc)溶液中存在着平衡：或：HAc＋H2OH3O+＋Ac－HAcH+＋Ac－其平衡常数表达式可写成：式中Ka是酸式解离平衡常数，[H+]、[Ac－]和[HAc]分别表示H+、Ac－和HAc的平衡浓度。Ө若用c0表示醋酸溶液的起始浓度，则有：Ө（2）一元弱碱的解离、的共轭碱分别为、，它们与水的反应及相应的值如下：（3）多元弱酸的解离多元弱酸的解离是分步进行的，每一步解离反应均有一个解离平衡常数，分别用“，…”表示分步解离的平衡常数。例如H2S分两步解离：第一步：第二步：由＞可知，这两种酸的强弱顺序为＞（4）

5、多元弱碱的解离第一步：第二步:3.共轭酸碱对的与的关系共轭酸碱对通过质子相互依存，它们的与之间有确定的关系。例如共轭酸碱对HAc－Ac.二、酸碱平衡移动1.解离度和稀释定律不同类型的电解质在水溶液中的解离程度常用解离度来描述。解离度就是电解质在水溶液中达到解离平衡时解离的百分率，用符号“α”表示，即：影响因素有：①电解质的本性。电解质的极性越强，α越大，反之α越小。②溶液的浓度。溶液越稀，α越大。③溶剂的极性。溶剂的极性越强，α越大。④溶液的温度。解离是吸热过程，温度升高，α略微增大。⑤其他电解质的存在也有一定的影响。对于一元弱酸：起始（mol·L–1）c(HA)00平衡（mol·L–1）c(

6、HA)(1-α)c(HA)α(HA)α当α＜5%，1－α≈1，于是可用下面的近似关系表示：同理，一元弱碱（B）：或或KaӨ，KbӨ值越大，表示弱酸、弱碱解离出离子的趋势越大。一般把KaӨ小于10－２的酸称为弱酸。一元弱酸一元弱碱HClO2.9×10–8(CH3)2NH5.9×10–4HF6.3×10–4C6H5NH24.0×10–10HNO27.2×10–4C5H5N1.5×10–9KaӨKbӨKaӨ，KbӨ与温度有关。但由于弱电解质解离过程的热效应不大，所以温度变化对二者影响较小。例：a)计算0.10mol·dm–3HAc溶液的[H+]和解离度；b)计算1.0×10–3mol·dm–3NH3

7、·H2O的[OH－]和解离度。已知HAc的KaӨ＝1.8×10–5，NH3·H2O的KbӨ＝1.8×10–5平衡常数KaӨ和KbӨ不随浓度变化，但作为转化百分数的解离度a，却随起始浓度的变化而变化。起始浓度c0越小，解离度a值越大。解离度a经常用百分数表示。其中x表示平衡时已解离的HAc的浓度各物质的平衡相对浓度0.10－xxx各物质的起始相对浓度0.1000即c0>400KaӨ，有0.10－x≈