大学化学第四章2.ppt

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1、强电解质：是水溶液中或熔融状态下全部离解的物质。弱电解质：部分离解的物质非电解质：不离解的物质溶液中的离子平衡：酸碱的离解平衡配离子的离解平衡沉淀溶解平衡4.5溶液中的离子平衡与离子互换反应1.酸和碱的概念酸碱电离理论：凡是在水溶液中能够电离产生的阳离子全部都是H+的化合物叫酸（acid）；电离时产生的阴离子全部是OH的化合物叫碱（base）局限：无法解释Na2CO3，Na3PO4呈碱性；NH4Cl呈酸性的事实；无法解释非水溶液中的酸碱行为液氨中：NH4++NH2-=2NH34.5.1酸和碱在溶液中的解离平衡酸碱质子理论凡是能给出质子的分子或离子称为酸，凡是能接收质子的分子或离子称为碱。酸

2、质子＋碱[Al(H2O)6]3+[Al(H2O)5(OH)]2++H+酸碱质子HPO42－PO43－+H+酸碱质子HCl、HAc、NH4+、H2SO3、Al(H2O)6+等都能给出质子，都是酸；而OH、Ac、NH3、HSO3、CO32等都能接受质子，都是碱共轭酸碱对：酸=质子+碱┗┉共轭酸碱对┉┉┛如：HCl-Cl-，NH4+-NH3，H2PO4--HPO42-酸碱存在着对应的相互依存的关系；物质的酸性或碱性要通过给出质子或接受质子来体现①酸和碱可以是分子，也可以是阳离子或阴离子②有的酸和碱在某对共轭酸碱中是碱，但在另一对共轭酸碱对中是酸；③质子论中不存在盐的概念，它们分别是离

3、子酸或离子碱(1)酸的解离平衡和解离常数(按电离理论）一元酸（碱）：在水溶液中一个分子只能离解出（接受）一个质子的酸（碱）为一元酸（碱）。例：HAcH++Ac称为酸的解离常数2.一元弱酸和一元弱碱的解离平衡HAcH++Ac起始浓度Ca00平衡浓度CaCxCxCx一元弱酸的酸度计算Cx/CΘ*Cx/CΘCaCxCΘ所以Cx=Θ若KaΘ较小，则CaCx~Ca~即C(H+)/CΘ=ΘCΘHAc=H++AcfGm/kJ·mol1399.610372.46随T升高而增大电解度(解离度%)：平衡时弱电解质的电离百分率%=(已解离的分子数/原分子数)100=(已电离的浓度/初

4、始浓度)100HAc=H++Ac初始浓度c00平衡浓度cccc∴Ka=(c/c)2/{c(1)/c}当<5%时，1=1Ka=c2=—稀释定律表明随着溶液浓度的降低，解离度增大。NH3+H2ONH4++OH称为碱的解离常数一元弱碱的解离平衡共轭酸碱解离常数的相互关系∴Ka·Kb=KW注意：如果欲计算一个很弱的一元酸或者是非常稀的一元弱酸溶液的氢离子浓度，就不能不考虑水电解的影响。3、多元弱酸的离解平衡在多元弱电解质的水溶液中，弱电解质是分步解离的，每一步解离都存在一个解离平衡常数。以氢硫酸（H2S）为例，看多元酸的解离特点：a11.1*10-7且1.0*10

5、-14计算c(H+),可用近似计算。C(H+)CΘ=CΘC(S2-)CΘ=例、计算0.1mol.L-1的H2S水溶液(饱和水溶液)的[H+]、[HS-]、[S2-]及pOH。已知Ka1Θ=1.1×10-7,Ka2Θ=1.0×10-14H2S=H++HS-起始浓度0.100平衡浓度0.1-xxxc/Ka1>400,近似地：0.1-x=0.1x2/0.1=Ka1x=[H+]=[HS-]=1.010-4mol·L-1由二级平衡:HS-=H++S2-平衡浓度:1.010-41.010-4yy=Ka2[H+][OH-]=Kw[OH-]=1.010-10mol·l1pOH=10同离子效应定义：

6、在弱电解质溶液中加入于弱电解质具有相同离子的强电解质，使弱电解质解离平衡移动的现象4、同离子效应与缓冲溶液缓冲溶液及其缓冲作用缓冲溶液的概念和组成缓冲溶液-----由弱酸（或弱碱）及其强碱（或其强酸）盐组成的混合溶液的pH,在一定范围内不因稀释或外加少量酸（或碱）而发生显著变化的溶液。缓冲作用----------缓冲溶液对强酸、强碱或稀释的抵抗作用2、组成：共轭酸共轭碱HAcNH4ClH2PO4-NaAcNH3·H2OHPO42-抗酸成分缓冲对（缓冲系）抗碱成分以HAc-NaAc缓冲溶液为例（与酸作用）缓冲溶液的缓冲作用机制少量H+平衡向左移动以HAc-NaAc缓冲溶液为例（与碱作用）少量O

7、H-平衡向右移动缓冲溶液的PH值计算缓冲溶液PH值的计算公式的推导：HB（aq)H+(aq)+B-ca–cxcxcsalt+cxNaBNa++B-平衡时约减Cx,得Cx为弱酸电离的H+浓度对于NH3·H2O-NH4Cl缓冲体系NH3.H2ONH4++OH-NH4ClNH4++Cl-对不同缓冲对，会正确使用Ka。如：NaH2PO4~Na2HPO4，Ka是H3PO4的Ka2。NH3~NH4Cl，Ka是N