无机化学 第六章 酸碱反应与酸碱平衡.docVIP

第六章 酸碱反应与酸碱平衡 6.1 酸碱质子理论 酸碱质子理论： 酸：给出质子，碱：结合质子 酸(HA)=碱(B)+质子(H+) 酸碱电子理论： 酸：接受电子对，碱：给出电子对 两者通过电子对转移相结合，形成共价或配位键，组成安定的产物 酸碱质子理论 酸——溶液中凡能给出质子的物质 碱——溶液中凡能接受质子的物质 共轭酸=共轭碱+H+ 凡有共轭关系的一对酸碱叫共轭酸碱对，每一个共轭酸碱对之间只差一个原子。 质子酸碱可以是分子，也可以是离子，有些物质既能失去质子，又能地道质子，质子理论中没有盐的概念。 2、酸碱反应及方向 质子理论中的酸碱反应是两队共轭酸碱之间质子传递反应。上述代表酸碱共轭关系的反应是，称为酸碱半反应式。一个孤对的酸碱半反应是不会发生的。 醋酸在水中的离解： 共轭酸= 共轭碱 + H+ 水溶液中质子自递反应 H2O + H2O=H3O+ + OH – 水的离子积 酸的离解： 碱的离解： 2、溶液pH值 共轭酸碱对HA和A- 有如下关系 3、弱酸弱碱的离解 ①一元弱酸 HA= A- + H+ 当 当 且 例题：计算pH=5.0时，HAc溶液（0.1000mol/L）中HAc和Ac-的分布系数及平衡浓度 解： ②一元弱碱 ③多元弱酸碱 多元弱酸：设二元酸分析浓度为Ca 多元弱碱：设二元弱碱分析浓度为Cb ④两性物质溶液PH值的计算 NaHA Na H2PO4 Na2HPO4 ⑤缓冲溶液pH值的计算 缓冲溶液：含有弱酸及其共轭碱或弱碱及其共轭酸的溶液体系。能缓解少数强酸、强碱或稀释作用，使溶液的酸度基本保持不变，这种溶液叫做缓冲溶液。 HA （浓度Ca）+ NaA（浓度Cb） 缓冲能力： 缓冲容量：使单位体积缓冲溶液的pH值改变很小的一个值，所需的酸或碱的“物质的量”。 缓冲对的浓度越大且比值越接近1，缓冲容量越大，当比值等于1时，缓冲容量最大，共轭酸、碱对的浓度一般控制在0.1-1mol/l之间。 由Ca（或Cb）的浓度为0.1-1mol/l可以看出其比值在0.1-10之间，即pH=pKa±1或pOH=pKb±1,称为缓冲范围。 例题：配制 pH = 7 的缓冲溶液时, 选择最合适的缓冲对是--------------( ) ( Ka HAc= 1.8×10-5 , Kb NH3= 1.8×10-5 ; H3PO4 : Ka1 = 7.52×10-3 , Ka2= 6.23×10-8 , Ka3= 4.4×10-13 ;H2CO3 : Ka1 = 4.30×10-7 , Ka2= 5.61×10-11) (A) HAc-NaAc (B) NH3-NH4Cl (C) NaH2PO4-Na2HPO4 (D) NaHCO3-Na2CO3 第七章 难溶电解质的沉淀溶解平衡 7.1 溶度积 1、难溶电解质：将溶解度小于0.01g/100g的物质。 2、溶度积K sp Ksp：在一定温度下，难溶电解质的饱和溶液中，各离子相对浓度（活度）的幂次方的乘积为一常数。 同一切平衡常数一样，溶度积常数与物质的本性及温度有关，与离子浓度的改变无关。 3、溶度积与溶解度（S）的关系 当以饱和溶液中难溶电解质的浓度表示溶解度是，同类型的物质，Ksp大，则其溶解度也大，Ksp小，溶解度也小，但对不同类型的物质来说，则不能直接用溶度积来表示其溶解度的大小。 平衡浓度 nS mS 7.2 沉淀的生成 1、溶度积规则 根据Qc和Ksp的关系来判断沉淀的生成和溶解 (1) Q ，溶液为不饱和溶液，无沉淀析出；若原来有沉淀存在，则沉淀溶解； (2) Q = ，达到动态平衡。溶液恰好饱和，无沉淀析出，或饱和溶液和未溶固体建立平衡； (3) Q ，溶液为过饱和溶液，沉淀从溶液中析出。 上述判断沉淀的生成和溶解的关系，称为溶度积规则。 2、影响沉淀生成和溶解的因素 同离子效应对沉淀反应的影响 在难溶电解质溶液中加入与其含有相同离子的易溶强电解质，而使难溶电解质的溶解度降低的作用。 例题：计算AgCl 在1.0 ×10-2 mol·L-1的HCl溶液中的溶解度。 解： AgCl(s) Ag+ +Cl- 平衡浓度 s s+1.0×10-2 （≈0.01） 　　 Ksp(AgCl)=[Ag+][Cl-] =s·1.0 ×10-2 s=