工科基础化学第三章课件.ppt

§ 3.1.1 酸碱理论概述 3.1.1.1 阿累尼乌斯电离理论和酸碱质子理论 一、阿累尼乌斯电离理论 1、定义：认为，电解质在水溶液中能够电离，电离时产生的阳离子全部是H+离子的化合物叫酸，电离时生成的阴离子全部是OH-离子的化合物叫碱。 2、这一理论的意义和优缺点 (1) a、在化学组成上揭示了酸碱的本质，解释了一些实验事实。 b、找到了衡量酸、碱、强度的定量标准，因此是人类对酸碱认识的一大飞跃。 （2）此理论只限于在水溶液中，有很大局限性，无法解释非水溶液中的酸碱性问题。 如：液氨 2NH3（l） NH4++NH2- 显碱性 阿累尼乌斯电离理论无法解释 （3）质子理论中没有盐的概念 在电离理论中酸碱反应是生成了盐和水，而质子论的酸 碱反应是质子传递过程，由两种酸、碱通过质子传递生成了另 外两种新酸、新碱。 如： 2、质子理论的优缺点： （1）优点：质子理论定义酸碱不受溶液限制，可以是水溶液，也可以是非水溶液，克服了电离理论的缺点。而且质子理论还可将电离理论中的电离作用、中和作用、水解作用等各类离子反应归纳为质子传递式酸碱反应，加深了人们对酸碱的认识。 3.1.1.2 酸和碱的相对强弱 优缺点 优点：由于电子理论中酸碱反应生成了酸碱配合物，因此有配位键存在的化合物即是酸碱配合物，所以一切盐类，金属氧化物及其它大多数无机化合物、有机化合物都是酸碱配合物，应用非常广泛。 缺点：由于包括范围过于广泛，从而不易掌握酸碱的本质特征，而且没有一个衡量酸碱强弱的标准，不能定量计算。 § 3.1.2 水的解离平衡和溶液的pH 一、 水的解离平衡 二、 溶液的pH 酸性[H+][OH-]; 碱性[H+][OH-]; 中性[H+]=[OH-] [H+]10-7 [H+]10-7 [H+]=10-7 § 3.1.3 弱酸、弱碱的解离平衡 2. 一元弱碱的解离平衡 NH3·H2O NH4++OH- 由此可知：Ka?、Kb?互成反比，如果酸越强，它的 共轭碱就越弱，反之，酸越弱，其共轭碱就越强。 二、多元弱酸的解离平衡 § 3.1.4 缓冲溶液 3.1.4.1 同离子效应 3.1.4.2 缓冲溶液 作为缓冲溶液的条件: 首先混合液中存在一个弱电解质的电离平 衡，另外,要有大量的同离子酸根. 常见的缓冲溶液包括: 1)弱酸及其盐 HAc-NaAc , H2CO3-NaCO3 2)弱碱及其盐 NH3H2O-NH4Cl 3)﹡多元弱酸的酸式盐及其对应的次级盐 NaH2PO4-Na2HPO4 , NaHCO3-Na2CO3 3.1.4.3 缓冲溶液pH的计算 例2 :100ml 0.2mol/LHAc溶液中加入等体积的和0.2mol/L的NaA c溶液，混合后计算溶液的pH值。若往上述溶液中加入1.0 ml 0.1mol/L HCl溶液,计算此时溶液的pH值?（已知HAc的Ka=1.75×10-5，及pKa=4.76） 3.1.4.4 缓冲范围和缓冲能力 § 2.1 溶解度和溶度积 2.1.1 溶解度 2.1.2 溶度积 在一定条件下，当溶解和沉淀速率相等时，便建立了一种动态的多相离子平衡。 溶度积常数：一定温度下，难溶电解质饱和溶液中，离子浓度系数次方的积为一常数，为溶度积常数。简称溶度积,表示为 说明： 1.溶度积常数为温度的函数，温度一定，则KΘsp一定； 2.能够反应电解质的溶解能力，KΘsp越大，则电解质的溶解能力越强。 § 2.2 沉淀的生成与溶解 2.2.1 溶度积规则 例：150ml 0.02mol/LMgCl2溶液中加入50ml的 0.1mol/L NaOH溶液，有何现象？ 解：溶液混合瞬间离子浓度分别为： C（Mg2+）=n1/V=0.02×150/（150+50） =0.015 mol/L C（OH-） =n2/V=0.02×150/（150+50） =0.025 mol/L 则溶液中有关离子的乘积为： Q = C（Mg2+）· C2（OH-）=0.015 ×（0.025） =9.4×10-6 查表知Ksp（Mg（OH）2）=5.61×10-12 由溶度积规则，由于Q＞ Ksp，则有白色沉淀析出 2.2.2 同离子效应与盐效应 2.2.3 沉淀的溶解平衡 1.沉淀的生