第2章溶液和离子平衡知识分享.ppt

酸酸 碱碱 理理 论论acid-acid-acid-F阿仑尼乌斯酸碱解离理论 (Arrheniusacid-baseionizationtheory) acid- 1887年瑞典化学家阿仑尼乌斯SvanteArrhenius根据他的解离学说，提出了酸和碱的概念，指出了酸碱反应的本质，从而建立了酸碱解离理论酸指在水中解离出的阳离子全部为HH2SO4=HSO4-+H+碱指在水中解离出的阴离子全部为OH-NaOH=Na+OH-中和反应的实质H+OH-=H2O理论局限：定义在水溶液中，对气体酸碱及大量非水溶液中进行的化学反应无法解释；把碱定为氢氧化物，因而对氨水呈碱性的事实难以说明，把酸和碱看成是两种绝对不同的物质忽视了酸碱在对立中的相互联系和统一 S. A. Arrhenius瑞典化学家F布朗斯特-劳莱酸碱质子理论 (Brnsted-Lowryacid-baseprotontheory) 酸(acid):任何能给出质子的物质，即质子给予体(protondonor); 碱(base):任何能接受质子的物质，即质子接受体(protonacceptor)酸碱反应实质：质子的传递通式：A(酸)B(碱)+H+式中，A是B的共轭轭酸(conjugateacid)，B是A的共轭轭碱(conjugatebase)，A-B称为为共轭轭酸碱对对(conjugateacid-basepair)。

-+ +实质：两个共轭酸碱对之间的质子传递！酸越强，其共轭碱越弱；碱越强，其共轭酸越弱；反应总是由相对较强的酸和碱向生成相对较弱的酸和碱的方向进行；对于某些物质，既可以给出质子又可以接受质子，如H2O、HCO3-、HS-等，称为两性物质 酸碱反应的实质 酸碱反应的类型F酸和碱的解离反应F酸和碱的中和反应F盐的水解H+H+H+H+H+H+氟磺酸是比硫酸更强的酸若给氟磺酸中加入SbF5，则其进一步吸引氟磺酸中硫原子的负电荷，得到比氟磺酸更强的酸S的有效正电荷增大，酸给出质子的能力（即酸性）增大SbF5HSO3F是个超强酸,它能使几乎所有的有机化合物加合质子，得到五配位碳原子物种CH5+人们将氟磺酸与SbF5构成的系统称之为“魔酸”(magic acid)vv魔酸魔酸 (magicacid)(magicacid)OSbF5HOHOSOOFHOSOOFHOSOOSbF5HOHOSOOHOHOSOOFHOSOOFHOSOOFHOSOF 路易斯酸碱电子理论 (Lewisacid-baseelectrontheory) GilbertNewtonLewis GilbertNewtonLewis(October 23, 1875 - March 23, 1946) was a famous American physical chemist known for his Lewis dot structures, his 1916 paper The Atom and the Molecule, which is the foundation of modern valence bond theory, developed in coordination with Irving Langmuir, and his 1923 textbook Thermodynamics and the Free Energy of Chemical Substances, written in coordination with Merle Randall, one of the founding books in chemical thermodynamics. In 1926, Lewis coined the term photon for the smallest unit of radiant energy. He was a brother of Alpha Chi Sigma, the professional chemistry fraternity. 布朗斯特酸碱概念的核心系于分子或离子间的质子转移，显然无法对不涉及质子转移、但却具有酸碱特征的反应做解释。

这一不足在布朗斯特概念提出的同年由美国化学家路易斯提出的另一个更广的酸碱概念所弥补，但后者直到20世纪30年代才开始在化学界产生影响 路易斯酸(Lewisacid)：指接受电子对的物质，即电子对的接受体(Electron pair acceptor); 路易斯碱(Lewisbase)：指提供电子的物质，即电子对给予体(Electron pair donor)酸碱反应是电子对接受体与电子对给予体之间形成配位共价键的反应 CuCu2+2+4NH+4NH3 3 NHNH3 3 NHNH3 3 NHNH3 3 NHNH3 3 CuCu2+2+路易斯酸路易斯酸+路易斯碱路易斯碱酸碱加（配）合物酸碱加（配）合物弱电解质的解离平衡v水的离子积常数(ion-productconstantforwater) H2O+H2OH3O+OH-,简写为：H2OH+OH-水是一种很弱的电解质，只发生极少的部分解离，称为水的自解离(self-dissociation)是一个重要常数，通常称为水的离子积常数，简称水的离子积精确的实验测得在298.15K纯水中：ceq(H+)=ceq(OH-)=1.010-7moldm-3根据平衡原理，298.15K时:根据平衡原理，298.15K时时表2-3 不同温度时水离子积常数T/K2732832932972983233731.110-152.910-156.810-151.010-141.010-145.510-145.510-13通常，水的离子积值与温度有一定的关系，随温度升高而增大。

v溶液的pH 由于许多化学反应和几乎全部的生物生理现象都是在H+浓度极小的溶液中进行，因此用物质的量浓度来表示溶液的酸碱度很不方便，常用pH值表示溶液的酸度 如果pH值值改变变1个单单位，相应应于改变了10倍与pH相似，和亦可分别用pOH和来表示，则:pH+pOH=在T=298.15K时，pH+pOH=14此时c（H+）10-130moldm-3，若要在lmoldm-1H+的水溶液中找到一个未水合的H+，则体积要大到可容纳1070个地球H+ H 2OH3O+, DH = -761.5kJ.mol-1&水溶液中H+以何种形式存在？v一元弱酸、弱碱的解离平衡 (TheIonizationEquilibriaofWeakMonoacidsandMonobases) 一元弱酸如乙酸（HAc）和一元弱碱如氨水（NH3H2O），它们在水溶液中只是部分解离，绝大部分以未解离的分子存在溶液中始终存在着未解离的弱电解质分子与解离产生的正、负离子之间的平衡这种平衡称解离平衡弱酸：HAc(aq)+H2O(aq)H3O+(aq) +Ac-(aq) 简写为：HAc(aq) H+(aq) +Ac-(aq) 其平衡常数，即弱酸的解离常数：NH3(aq)+H2O(l)NH4+(aq)+OH-(aq)其平衡常数，即弱碱的解离常数:弱碱：解离平衡常数是化学平衡常数的一种，表示弱酸弱碱的解离趋势，K值愈大，解离程度愈大。

我们可以根据解离常数的大小判断弱电解质的相对强弱通常情况下人们把值介于10-2-10-7之间的酸叫弱酸，而小于10-7的酸叫极弱酸对于给定的电解质而言，解离常数与温度有关而与浓度无关但一般说来受温度的影响不大，而且研究多为常温下的解离平衡v共轭酸碱对的解离平衡常数之间的关系 v一元弱酸的解离度 、解离平衡常数 及初始浓度 的关系设有一元弱酸的解离平衡：HA(aq)H+(aq)+A-(aq) 初始浓度：c000解离达到平衡时的浓度：c0-xxx在一定温度下， 不随浓度而改变，为一个常数但是，电解质溶液的解离度与初始浓度的平方根成反比，即浓度越稀解离度越大，以离子形式存在于溶液中的比例越多稀释定律类似地，对于一元弱碱亦存在着稀释定律：v多元弱电解质的分级解离分子中含有两个或两个以上可解离的氢原子的酸，称为多元酸氢硫酸(H2S)、碳酸(H2CO3)为二元弱酸，磷酸(H3PO4)为三元酸多元弱酸在溶液中的解离是分步（级）进行的，氢离子是依次解离出来的，其解离常数分别用Ka1，Ka2，表示例如H2S解离： 一级解离H2S(aq)H+(aq) +HS-(aq) 二级解离HS-(aq)H+(aq) +S2-(aq) o计算0. 1moldm-3饱和H2S溶液中H+、HS-和S2-的浓度。

已知每升水中可溶解2.24升H2S气体）同离子效应和缓冲溶液 v同离子效应(common-ioneffect)&同离子效应：在弱电解质溶液中，加入与弱电解质具有相同离子的强电解质时，可使弱电解质的解离度降低的现象例如1.在氨水中加入一些NH4Cl，由于后者是强电解质，在溶液中完全解离，于是NH4+浓度大大增加，使平衡NH3H2ONH4+OH-向左移动，从而降低了氨的解离度例如2.对于醋酸溶液，当加入强电解质NaAc时，Ac-浓度大大增加，使解离平衡HAc H+Ac-向左移动，HAc的解离度降低例题：例题：1、计算0.20 moldm-3NH3H2O的解离度 2、在0.40moldm-3氨水溶液中，加入等体积0.40moldm-3NH4Cl溶液，求混合溶液中OH-浓度、pH值和NH3H2O的解离度并将结果与上例进行比较 v缓冲溶液(bufferedsolution)50cm3HAc-NaAc溶液c(HAc)=c(NaAc)=0.10moldm-3pH=4.74缓冲溶液的特性：向缓冲溶液中加入少量强酸或强碱或将溶液适当稀释，而溶液本身pH能保持相对稳定！加入1滴(0.05cm3)1moldm-3HCl加入1滴(0.05cm3)1moldm-3NaOH50cm3纯水pH=7pH=4.75pH=3pH=11pH=4.73缓冲溶液的缓冲原理HAcH+Ac- 大量(抗碱) 小量 大量(抗酸) 外加少量强酸(H)，平衡向左移动外加适量碱(OH-)，平衡向右移动对HAcNaAc溶液：对NH3NH4Cl溶液：NH3(aq)+H2O(l)OH-(aq)+MH4+(aq)大量(抗酸) 小量 大量(抗碱) 外加少量强碱(OH-)，平衡向左移动外加适量酸(H)，平衡向右移动F缓冲溶液pH的计算通式(HendersonHesselbalchequation )对于弱酸及其盐的缓冲溶液共轭酸H+共轭碱两侧同时取负对数初始浓度初始浓度c(c(共轭酸共轭酸)0c()0c(共轭碱共轭碱) )平衡浓度平衡浓度c(c(共轭酸共轭酸)- )-x xx xc(c(共轭碱共轭碱)+)+x x 对于弱碱及其盐的缓冲溶液共轭碱+H2OOH-+共轭酸同理可推导出：例题：例题：计算含有0.10 moldm-3HAc和0.30 moldm-3NaAc溶液pH值为多少？100cm3缓冲溶液中，加入1.0cm3的1.0moldm-3盐酸，求其pH值 。

已知HAc的pKa=4.75） 9.多相离子平衡与溶度积v多相离子平衡(沉淀-溶解平衡,precipitationdissolutionequilibrium) 在一定条件下，当沉淀和溶解的速率相等时，便建立起了固相和液相中离子之间的动态平衡，即为多相离子平衡(亦称为：异相平衡，heterogeneousequilibrium)溶解沉淀Ks称为为难难溶电电解质质的溶度积积常数，简简称溶度积积(solubilityproductconstant)F对于一般的难溶电解质AnBm来说，存在如下沉淀-溶解平衡：若已知难溶电解质AnBm的溶度积常数（Ks ），可求其溶解度（s）；反之已知溶解度也可求出其溶度积常数二者关系如下：v溶度积规则Qc Ks，过饱和溶液(oversaturatedsolution):沉淀析出，直到达到饱和溶液为止沉淀的生成沉淀的生成沉淀的溶解沉淀的溶解沉淀的转化沉淀的转化分步沉淀分步沉淀v。