《酸堿理論》課件.ppt

4.1酸堿的解離理論,阿侖尼烏斯解離理論的基本要點：A酸堿的定義：在水中能解離出的陽離子全部都是H+離子的化合物叫做酸；能解離出的陰離子全部都是OH-離子的化合物叫做堿。B酸堿反應:實質上就是H+和OH-化合生成H2O的反應，即中和反應。C酸堿的強度:強度由其在水溶液中的解離度決定，分為強、中強、弱三類,4.2水溶液中酸或堿的解離平衡,4.2.1水的離子積和溶液的pH值純水有微弱的導電能力，說明H2O能夠解離,亦可簡化為：,由試驗測定得知，295K時，1L純水僅有107mol水分子解離，所以c(H+)=c(OH-)107mol.L1,為水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積，物理意義：一定溫度下水溶液中H+和OH之積為一常數(shù)。它說明只要是水溶液不管加入何種物質，溶液中總是存在H+，OH-且之積一定是離子積常數(shù)。,4.2.2一元弱酸、弱堿的解離平衡1.解離常數(shù):將醋酸的分子式簡寫成HAc,用Ac-代表醋酸根,則醋酸的解離平衡可以表示成:HAcH+Ac-,4.2水溶液中酸或堿的解離平衡,稱為弱酸的解離平衡常數(shù)，簡稱酸常數(shù)。,同理，一元弱堿氨水的解離過程是：NH3H2ONH4+OH-,稱為弱堿的解離平衡常數(shù)，簡稱為堿常數(shù)。,K、Kb是化學平衡常數(shù)的一種形式，根據(jù)其大小可以判斷弱電解質解離的趨勢，K值越大，解離程度越大。,2.解離度解離度是解離平衡時弱電解質的解離百分率：,4.2水溶液中酸或堿的解離平衡,弱電解質的濃度越小，解離程度越大。,4.2.3多元弱酸的解離平衡多元弱酸在水中是分級解離的。以H2S為例，討論二元弱酸的分步電離平衡，第一步H2SH+HS-第二步HS-H+S2-,4.2水溶液中酸或堿的解離平衡,由多重平衡規(guī)則：第一步和第二步的兩個方程式相加，得:H2S=2H+S2-,多元酸的解離常數(shù)是逐級減小的，而且數(shù)量級相差甚大。,4.3同離子效應和緩沖溶液,4.3.1同離子效應同離子效應：在弱電解質的溶液中，加入與其具有相同離子的強電解質，從而使電離平衡左移，降低弱電解質的電離度。這種現(xiàn)象稱為同離子效應。,一元弱酸溶液中c(H+)的近似計算公式的推導：設酸（HA）的濃度為c酸，鹽（A-）的濃度為c鹽，用x代表H+,HAH+A-,起始濃度c酸0c鹽平衡濃度c酸xxc鹽+x,代入平衡公式：,同理可推導出：,4.3.2緩沖溶液,4.3同離子效應和緩沖溶液,緩沖溶液：一種能夠抵抗外來少量酸堿的影響和較多水的稀釋的影響，且保持體系pH值變化不大的溶液，我們稱之為緩沖溶液。緩沖溶液是一個具有同離子效應的體系，因此具有共軛酸堿對的物質都可以組成緩沖溶液。但緩沖溶液的緩沖作用是有一定的限度的，只有當外加入的強酸或強堿的量與緩沖溶液中的共軛堿或共軛酸的量相對較小的情況下，溶液才具有緩沖作用，否則緩沖作用將會受到破壞甚至失去緩沖作用。,緩沖溶液組成舉例：,4.3同離子效應和緩沖溶液,例：1溶液中，HCN=0.10，NaCN=0.10，組成緩沖溶液，求其H+和pH值。當分別向其中加入0.01mol鹽酸和氫氧化鈉時，pH值各變成多少。已知HCN的Ka=4.0,且忽略體積的微小變化。,4.4鹽類的水解,鹽類的水解:這種鹽的離子與溶液中水解離出來的H+離子或OH-離子作用生成弱酸或弱堿的反應，稱為鹽的水解。4.4.1弱酸強堿鹽,以NaAc為例：,存在兩個平衡：,令水解平衡常數(shù)(水解常數(shù))為,由多重平衡規(guī)則：可知：酸越弱，越大，即生成的鹽水解程度越大。,4.4鹽類的水解,4.4.2弱堿強酸鹽,同上可推導出：,4.4.3弱酸弱堿鹽弱酸弱堿鹽的水解反應中，在溶液中實際上同時存在水、弱酸、弱堿三個解離平衡，水解反應是這三個平衡的結果。以NH4Ac為例,由于分母中的均是較小的數(shù)，由此可知：弱酸弱堿鹽的水解傾向通常較大，弱酸弱堿鹽溶液的酸堿性取決于的相對大小。,4.4鹽類的水解,4.4.4影響鹽類水解的因素鹽類水解程度的大小，首先決定于鹽中參與水解的離子本性，水解離子對H+離子或OH-離子的親和性越強，則水解程度越大，這種傾向可用或來度量，此外還有外部因素：A鹽濃度對水解的影響：此式說明鹽的水解度與鹽的濃度c鹽的平方根成正比，即鹽的濃度越小，水解度就越大。B溫度對水解的影響：鹽的水