9章酸碱平衡-杨莉.ppt

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1、第9章酸碱平衡基本要求1.深化应用化学平衡及平衡移动原理讨论弱电解质（弱酸、弱碱）在水溶液中的电离平衡、盐的水解平衡2.掌握水溶液中离子化学平衡的有关计算无机化学酸碱定义的演变：1、经验时期：2、半经验时期：拉瓦锡：酸中必有氧元素。十九世纪前期：酸是一个含氢的物质，与金属反应会发生氢气；碱是能与酸反应而生成盐的物质。3、理论的建立：酸碱电离理论，酸碱质子理论，酸碱电子理论等。建立酸碱理论应包括的内容：酸碱定义；酸碱反应实质的阐述；酸碱强度的定性和定量描述。酸碱电离理论：酸：在水溶液中电离时产生的阳离子全部是H+离子的化合物。碱：在水溶液中电离时产生的阴离子全部是OH-离子的化合物。酸碱反

2、应的实质：H+与OH-反应生成水。酸碱强弱的定性描述：以水溶液中电离出H+离子或OH-离子的能力来描述。定量描述：用酸、碱电离平衡常数来描述。9-1酸碱质子理论布朗斯泰德-劳莱理论。1、酸碱定义酸：凡能给出质子(H+)的物质都是酸。碱：凡能接受质子(H+)的物质都是碱。即：酸=H++碱如：H2O=H++OH-H3O+=H++H2ONH4+=H++NH3NH3=H++NH2-酸碱两性物质：既能给出质子，又能接受质子。例如HCO3-、H2O、NH3、HSO4-是两性物质。酸碱质子理论相对扩大了酸、碱定义。概念：共轭酸碱对：酸与其释放出H+离子后的相应的碱。如：HCl-Cl-。共轭碱：称Cl-

3、为HCl的共轭碱。共轭酸：称HCl为Cl-的共轭酸。同一分子或离子而言，在不同的共轭酸碱对中既可做酸也可做碱。如：H2O、NH3等。在此理论中，没有盐的概念。2酸碱反应实质：质子从酸1转移给碱2，从而生成酸2和碱1。HAc+H2O＝H3O++Ac-H2O+NH3＝NH4++OH-Al(H2O)63++H2O＝H3O++Al(H2O)5(OH)2+HCl+NH3＝NH4++Cl-酸1碱2酸2碱1故酸碱反应实质两对共轭酸碱对之间的质子传递。反应方向：相对较强的酸碱反应生成较弱的酸碱。3、酸碱强弱的定性描述酸的强度：用给出质子的能力来量度。强酸具有高度给出质子的能力。如：HCl，HNO3等。碱

4、的强度：用接受质子的能力来量度。强碱具有高度接受质子的能力。如：OH-，PO43-，CO32-结论：对于共轭酸碱对而言，共轭酸越强，则共轭碱越弱，反之亦然。如：HCl-Cl-，HCl为强酸，Cl-为弱碱；H2O-OH-，OH-为强碱，H2O为弱酸。不同反应类型用质子理论解释：a、电离：HNO3+H2O=H3O++NO3-酸性HNO3强于H3O+，碱性H2O强于NO3-，反应向右趋势极大，进行到底。NH3+H2O⇋NH4++OH-NH3碱性弱于OH-，H2O的酸性弱于NH4+，反应向右趋势不大，可逆程度大。b、中和：HCl+NH3=NH4++Cl-酸性HCl强于NH4+，碱性NH3强于Cl

5、-，反应向右趋势极大，进行到底。c、水解：CN-+H2O⇋HCN+OH-CN-碱性弱于OH-，H2O酸性弱于HCN，水解程度小，可逆程度大。酸碱质子理论适合非水体系。如：液氨体系。氨的自偶(自解离)反应：NH3+NH3⇋NH4++NH2-酸HA在液氨中：HA+NH3=NH4++A-碱B在液氨中：B+NH3=BH++NH2-酸碱强弱的定量描述：用酸碱反应平衡常数来描述。补充：Lewis酸碱电子理论(electrontheoryofacidandbase)：酸：可以接受电子对的物质。碱：可以给出电子对的物质为碱。酸碱反应实质：形成配位键，产物是酸碱配合物。即：酸+碱=酸碱配合物如：H++∶O

6、H-=H2OAg++2NH3=Ag(NH3)2+9-2水的离子积和pH1、纯水中：水的自电离反应：H2O+H2O⇋H3O++OH-简化：H2O⇋H++OH-平衡时：Kc=[H+][OH-]/[H2O]精确测定295K1L纯水中：[H+]=[OH-]=1.00×10-7mol.L-11升水中：nH2O=55.56mol则：[H2O]=55.56-10-7=55.56mol.L-1=常数。故：[H+][OH-]=Kc[H2O]令：Kc×55.56=Kw得：Kw=[H+][OH-]Kw：水的离子积常数。热力学方法计算Kw：见书313页。H2O(l)H+(aq)+OH-(aq)rGθ=fG

7、θ(H+)+fGθ(OH-)-fGθ(H2O)=0+(-157.3)-(-237.2)=79.9(kJ·mol-1)rGθ=－RTlnKwθKwθ=exp[-rGθ/RT]=1.00×10-14水的自电离反应吸热，温度升高Kw增大。见书313页表9-1。常温下：Kw=1.00×10-14。2、水做溶剂加入酸、碱时：a、在水中加酸构成酸性溶液时：[H+]>[OH-]或[H+]>1.00×10-7mol.L-1T/KKw2731