无机化学 酸碱解离平衡.ppt

第8章????酸碱解离平衡 酸：在水溶液中解离产生的正离子全部是H+的化合物。 碱：在水溶液中解离产生的负离子全部是 OH–的化合物。 酸碱中和反应的实质： H+和OH–结合生成H2O。 20世纪20年代: 酸碱的质子理论(丹麦化学家J. N. Br?nsted和英国化学家T. M. Lowry) 凡能给出质子的物质都是酸； 凡能接受质子的物质都是碱。 酸碱的电子理论(美国物理化学家G.N. Lewis) 酸碱溶剂体系理论(Cady和Elsey) 电解质: 在水溶液中或在熔融状态下能够导电的化合物。 强酸：在水溶液中完全电离的酸是强酸，强酸的电离使用等号，如：HCl＝H+ + Cl? 。 弱酸：在水溶液中部分电离的酸是弱酸，其电离过程是可逆的，存在着分子与离子间的电离平衡。弱酸的电离要使用可逆号，如：HAc ? H+ + Ac?。 第8章????酸碱解离平衡 8-1? 弱酸和弱碱的解离平衡 8-2 盐的水解 8-3 电解质溶液理论和酸碱理论的发展 解离常数Ki?的性质： Ki? 是表示弱电解质解离出离子的趋势大小的平衡常数。 Ki? 越小，弱电解质解离越困难，电解质越弱. 弱电解质：一般Ki? 10–2 。 解离常数Ki?性质： pKa?值定义为酸的解离指数， pKa? ＝－lgKa? pKa?之正值越大，对应的酸越弱。 解离常数Ki?性质： 解离常数可以通过实验测定，亦可通过热力学数据计算。 P223 例8-1 (a) 计算0.10 mol?dm–3 HAc溶液中H+离子浓度和解离度，HAc的Ka? = 1.8 ? 10–5。 解：HAc水溶液中同时存在两个电离平衡： H2O H+ + OH– HAc H+ + Ac– 在计算H+离子浓度时，可忽略水的电离，溶液中[H+] ? [Ac–]. 若不采用近似计算，求解一元二次方程可得 x? = 1.33?10–3, ?? = 1.33%。 近似计算 x = 1.34?10–3, ? = 1.34%。 误差很小。 同离子效应： 在已经建立解离平衡的弱电解质溶液中，加入与其含有相同离子的另一强电解质，而使平衡向降低弱电解质解离度方向移动的作用，称同离子效应。 在已经建立解离平衡的弱电解质溶液中加入不含相同离子的强电解质（例如 HAc中加入NaCl），对弱电解质的电离平衡有何影响？ 将产生盐效应，使弱电解质的解离度略有增高。（强电解质溶液理论） 根据化学平衡原理： Kw? = [H+][OH–] = 1.0×10–14 常温 (298 K) 2. 溶液的pH pH是溶液酸碱性的定量标度。 溶液中氢离子浓度的负对数叫做pH。 pH = ?lg[H+] 多元弱酸溶液中，同时存在几个平衡。 　 首先，从带负电荷的 HS– 中电离出 H+，要比从中性分子H2S中电离出H+ 难得多。 其次，从平衡的角度看，第一步电离出的 H+ 产生同离子效应, 使第二步的电离平衡左移。 结论是，二元弱酸的 [H+] 由第一步电离决定，当一元弱酸处理。  二元弱酸溶液中，酸根的浓度近似等于Ka2?，与酸的起始浓度关系不大。 人体血液中由于含有H2CO3-HCO3?, NaH2PO4-Na2HPO4等缓冲溶液，使人体血液的pH维持在7.35~7.45之间，保证了细胞代谢的正常进行和整个机体的生存。 常用的标准pH缓冲溶液 pH = 4.00：0.05 M 邻苯二甲酸氢钾溶液 pH = 6.86：0.025 M 磷酸二氢钾和 磷酸氢二钠混合盐溶液 pH = 9.18：0.01 M 硼砂 (Na2B4O7?10H2O) 溶液 将1.0 dm3 该缓冲溶液加水稀释至10.0 dm3时，c酸和c盐的数值均变为原来的1/10，但二者的比值不变，根据 pH = pKa? ? lgc酸/c盐 可知，该缓冲溶液的pH不变。 强酸强碱盐的阴、阳离子都不能与水电离出的H+和OH–结合，不能破坏水的电离平衡。因此，它们不水解，其水溶液为中性。 1. 弱酸强碱盐的水解(NaAc) 水解小结： 质子理论注意点： 酸和碱可以是分子，也可以是离子。 有的物质在某个共轭酸碱对中是碱，但在另一个共轭酸碱对中却是酸，即既可以给出质子，也能够接受质子，这样