8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》.docVIP

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 【竞赛要求】 酸碱质子理论。弱酸、弱碱的电离常数。缓冲溶液。利用酸碱平衡常数的计算。溶度积原理及有关计算。离子方程式的正确书写。 一、酸碱质子理论（Bronsted 理论） 酸使石蕊变红，有酸味； 碱使石蕊变蓝，有涩味。当酸碱相混合时，性质消失。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－ 电离出的正离子全部是 H+ ；MOH = M+ + OH－ 电离出的负离子全部是 OH－。进一步从平衡角度找到了比较酸碱强弱的标准，即、。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。：，无法用的理论去讨论，因为根本找不到符合定义的酸和碱。理论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 ，HSO，H2PO等都是酸，因为它们能给出质子；CN－，NH3，HSO，SO都是碱，因为它们都能接受质子。为区别于阿仑尼乌斯酸碱，也可专称质子理论的酸碱为布仑斯惕酸碱。由如上的例子可见，质子酸碱理论中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，又能接受质子，就既是酸又是碱，可称为酸碱两性物质，如HCO等，通常称为酸式酸根离子。 2、酸碱的共轭关系 碱 + 质子，此式中的酸碱称为共轭酸碱对。例如NH3是NH的共轭碱，反之，NH是NH3的共轭酸。又例如，对于酸碱两性物质，HCO的共轭酸是H2CO3，HCO的共轭碱是CO。换言之，H2CO3和HCO是一对共轭酸碱，HCO和CO是另一对共轭酸碱。 3、酸和碱的反应 碱1 + 酸2 例如： HCl + NH3 Cl－ + NH H2O + NH3 OH－ + NH HAc + H2O Ac－+ H3O+ H2S + H2O HS－+ H3O+ H2O + S 2－ OH－ + HS－ H2O + HS－ OH－ + H2S 这就是说，单独一对共轭酸碱本身是不能发生酸碱反应的，因而我们也可以把通式：酸 碱 + H+ 称为酸碱半反应，酸碱质子反应是两对共轭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，在酸碱质子理论看来，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和气态氨反应等等，都是酸碱反应。在酸碱质子理论中根本没有“盐”的内涵。 二、弱电解质的电离平衡 水的电离平衡 1）水的离子积常数 H+(aq) + OH－(aq) = [H+] + [OH－] （8-1） 式中的称为水的离子积常数。是标准平衡常数，式中的浓度都是相对浓度。由于本讲中使用标准浓度极其频繁，故省略除以的写法。要注意它的实际意义。 由于水的电离吸热反应值变大。水的离子积常数 / K 273 295 373 0.13×10–14 1.0×10–14 74×10–14 在溶液中，只要有 H2O, H+, OH－ 三者共存，之间就存在如下的数量关系： [ H+ ] [ OH－ ] = 　不论溶液是酸性，碱性，还是中性。[ H+ ] = 1×10–7，表示中性，因为这时= 1.0×10–14；非常温时，溶液的中性只能是指 [ H+ ] = [ OH－ ]。 （2）pH 值和 pOH 值pH = – lg [ H+] （8-2） pOH = – lg [ OH－] （8-3） 因为 [ H+ ] [ OH－ ] = 1.0×10–14 所以 pH + pOH = 14 （8-4） pH 和 pOH 一般的取值范围是 114 ，但也有时超出[ H+ ] = 10 ，则 pH = –1弱酸和弱减的电离平衡 1）一元弱酸和弱减的电离平衡 HAc，用 Ac则醋酸的电离平衡可以表示成HAc H+ + Ac－ 用表示酸式电离的电离平衡常数，经常简写作。且： 氨水 NH3·H2O 是典型的弱碱，用 简写成表示碱式电离常数，则有NH3·H2O NH4+ + OH－　 　==1.8×10–5 （2）多元弱酸的电离平衡多元弱酸的电离 H2S