上大 无机化学A 第五章酸碱平衡.ppt

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1、第五章酸碱平衡一、关于电离理论到目前为止，我们讨论酸碱时总是把电离出的正离子全部是H+的物质叫酸；把电离出的负离子全部是OH－的物质叫碱。中和反应的实质是：H++OH-==H2O。这是根据阿仑尼乌斯在1887年时提出的理论来划分的。一般称为阿仑尼乌斯电离理论。电离理论只适用于水溶液.5-1酸碱质子理论二、质子理论1.定义：(1)酸──凡是能给出质子H+的分子或离子。所以有分子酸和离子酸，例如：分子酸：HCl，HAc，H2O；正离子酸：H3O+，NH4+负离子酸：HCO3-，H2PO4-这些物质的共同之处是都能给出质子。例如：而且，给出质子的能力越强其酸性也越强。(2)碱──凡是能与质子

2、结合的分子或离子。例如：分子碱：NH3，H2O正离子碱：[Al(H2O)5(OH)]2+负离子碱：OH－，Ac－，HCO3-它们的共同之处是都能结合质子，例如：而且，结合质子的能力越强其碱性也越强。(3)两性物质──即能给出质子，又能结合质子的物质。例如：H2O，HCO3-，H2PO4-等等。HCO3-(酸)=CO32-+H+HCO3-(碱)+H+=H2CO3由此一来，酸碱的定义范围更大了。而且，没有了盐的名称和定义。2.共轭酸碱对在质子理论中，任何一个酸给出一个质子后就变成碱，任何一个碱结合一个质子后就变成一个酸。例如:HAc是酸，若是有反应：生成的Ac-就是碱。HAc与Ac－是一对

3、共轭酸碱对。我们说HAc是Ac－的共轭酸，而Ac－是HAc的共轭碱。有酸必有碱。一般来说：共轭酸越强，它的共轭碱就越弱；共轭碱越强，它的共轭酸就越弱。如：H2OH++OH-水为最弱的酸，它的共轭碱是最强的碱。同一个共轭酸碱对中，共轭酸的Ka与共轭碱的Kb的乘积等于水的离子积常数。即：Ka×Kb=10-14酸1碱2酸2碱1NH3和HCl的反应，无论在水溶液中或气相中，其实质都是一样的。即HCl是酸，放出质子给NH3，然后转变为它的共轭碱Cl-；NH3是碱，接受质子后转变为它的共轭酸NH4+。强酸放出的质子，转化为较弱的共轭碱。2、酸碱反应的实质根据酸碱质子理论，酸碱反应的实质，就是两个

4、共轭酸碱对之间质子传递的反应。例如：HCl+NH3＝NH4++Cl-5-2水的电离与pH值（1）水的电离平衡水是一种弱电解质，常温下有如下平衡：并有：（25℃下）Kw常称水的离子积常数，当水温变化很小时Kw几乎不变，而且Kw不随水溶液中其它离子的浓度变化而变化。但是，当水温显著改变时Kw也有改变。这一点务必注意。（2）pH值水溶液中氢离子的浓度称为溶液的酸度。水溶液中H+离子的浓度变化幅度往往很大，浓的可大于10mol·L-1，一般溶液中[H+]很小，其数值读写都不方便。故用其负对数pH值表示，即：同样：因为：所以pH+pOH=145-3弱酸、弱碱的电离平衡1、一元弱酸、弱碱的电离平衡

5、，电离常数例如：其平衡常数为：式中Ka是弱酸电离平衡常数，Kb是弱碱电离平衡常数，电离平衡常数(Ki)简称电离常数。电离：IonizationKi酸：AcidKa碱：baseKb盐：salt有关电离常数的讨论：1、Ki的大小代表弱电解质的电离趋势：Ki值越小，电离程度越小，该弱电解质的酸（碱）性越弱；Ki值越大，电离程度越大，该弱电解质的酸（碱）性越强。2、Ki与电离体系中各组分的浓度无关。3、T变化，Ki也发生变化，但影响不大。2、电离平衡体系中的简单计算问题⑴电离度α定义：起始C00平衡时C－CαCαCα其电离平衡常数为：当<5％或c酸/Ka500时,1-≈1所以：或者：此即

6、所谓稀释定律，也就是电离度和电离常数的关系式。有关电离度的讨论：1、同类型弱酸（碱），如浓度相同，可将作为电离程度的量度。2、同一弱酸（碱），和浓度的平方根成反比。即：浓度越稀，电离度越大，而H+？以上又称稀释定律，但注意，仅适用于弱电解质。3、随温度的变化而变化，但变化不大。⑵[H+]的精确计算设有平衡：HAH++A-开始时C00平衡时C－[H+][H+][A-]所以有:[H+]=[A-]即：显然合理解应为:此即为[H+]的精确解。当满足C/Ka≥500时，[H+]＜＜C，C－[H+]≈C所以就有：解之就有：近似求解公式例题：计算常温下0.1mol·L-1HAc溶液中H+浓度、

7、HAc的平衡浓度、溶液的pH值以及此时HAc的电离度。（Ka=1.8×10-5）解:因为由题意可知有C/Ka＞500,所以有:答:溶液的pH值为2.87,电离度为1.34。例2：计算298K时，0.1mol·L-1，0.01mol·L-1，1.0×10-5mol·L-1，的醋酸溶液的pH值和电离度。C/mol·L-10.10.011.0×10-5/%1.34.271[H+]1.3×10-34.2×10-47.1×10-6计算结果表明了什么？