[高一理化生]高中化学竞赛辅导讲座电解质溶液.ppt

第三章 电 解 质 溶 液 第二节 酸碱质子理论 第三节 酸碱溶液的pH的计算 第五节 难溶电解质 的沉淀溶解平衡 当HCO3-在水中作为碱时，质子传递反应为 HCO3- + H2O OH- + H2CO3 根据数学推导，当Ka1 /Ka2 ≥102 且ca20Ka1 时,水的质子传递反应可以忽略。溶液中[H+]的 近似计算公式为 或 （3.17） 式中 Ka1和Ka2分别是H2CO3的一级和二级 解离常数。其他两性阴离子水溶液的酸度， 可类推出相应的近似计算公式。 如H2PO4-的溶液 对于HPO42-的溶液 从这些近似计算公式可以看到，这些两性阴离子溶液的pH与浓度无关。 计算0.10mol·L-1NaH2PO4溶液的pH值。 已知H3PO4的pKa1=2.16，pKa2=7.21， pKa3=12.32 解： cKa2 20Kw 且c 20Ka1 例3-14 符合近似公式计算条件，可按近似公式（3.17）计算 以NH4Ac为例,它在水中发生下列质子传递 平衡 NH4+ + H2O NH3 + H3O+ Ac- + H2O HAc + OH- 以Ka表示阳离子酸(NH4+)的解离常数， Ka′表示阴离子碱(Ac-)的共轭酸(HAc)的解离 常数。当c Ka≥20Kw ，且c ≥20Ka′时，这类两 性物质溶液的H+浓度可用类似于两性阴离 子溶液的公式（式3.17）计算，即 （二）由弱酸和弱碱组成的两性物质溶液 或 （3.18） 计算0.10mol·L–1 NH4CN溶液的pH值。 已知NH4+的Ka为5.59×10-10， HCN的Ka′为6.17×10-10。 例3-14 解： cKa 20Kw 且c 20Ka 氨基酸的通式为NH3+·CHR·COO-，式中 -NH3+基团可给出质子，显酸性；-COO-基团 可以接受质子，显碱性，故是两性物质。 Ka=1.56×10-10 (三) 氨基酸型两性物质溶液 NH3+·CH2·COO-+H2O NH2·CH2·COO- + H3O+ 以甘氨酸(NH3+·CH2·COO-)为例，它在水 溶液中的质子传递平衡为 Kb′=2.24×10-12 计算氨基酸水溶液中H+浓度的近似式与计 算NH4Ac的相似，即[H+]= ，式中Ka′ 表示甘氨酸作为碱时(NH3+·CH2·COO-)的共轭 酸NH3+·CH2·COOH的解离常数，可由Kb′求 出，即 Ka′ =Kw/Kb′=10-14/(2.24×10-12)=4.46×10-3 NH3+·CH2·COO-+H2O NH3+·CH2·COOH +OH- 则在甘氨酸的水溶液中 所以 pH= －lg(8.34×10-7)= 6.08 （四）关于两性物质溶液中 [H+]计算公式的推导 （略） 酸碱质子理论的优点很多，但是它的突 出缺点是把酸只限于给出质子的物质，而早已 为实验证实的酸性物质如SO3 、BF3等却被排 除在酸的行列之外。 第四节 酸碱的电子理论 美国物理化学家路易斯（Lewis）又提出了 酸碱的电子理论，他认为： 凡是能给出电子对形成配位键的物质叫碱，又称电子对的给体；凡是能接受电子对的物质叫做酸，又称电子对的受体。 A ＋ B A : B 其基本反应为： 碱 酸 酸碱配合物 由上述反应可知，酸与具有孤对电子的物 质成键，所以酸又称为亲电试剂；碱与酸中 电子不足的原子芯共享电子对，因此碱又称 为亲核试剂。例如： 酸 ＋ 碱 酸碱配合物 酸 亲电试剂 碱 亲核试剂 ①与其它理论相比,扩大了酸和碱的范围。 酸碱电子理论的优点: ②酸碱电子理论在处理有机化学反应和无 溶剂系统以及配位化学反应时应用较广泛。 ①酸和碱的概念过于笼统。 酸碱电子理论的缺点: