普通化學(xué)-第3章1節(jié)

本章內(nèi)容酸堿平衡沉淀溶解平衡配位平衡電化學(xué)平衡（氧化還原平衡）——溶液中的“

四大化學(xué)平衡”Pag2廣義的酸堿(a)弱酸弱堿電離平衡包括：(b)水的電離平衡(c)鹽的水解平衡Pag3Pag4強(qiáng)電解質(zhì)電離不可逆過程酸堿平衡與弱電解質(zhì)有關(guān)Pag5(一)一元弱酸弱堿（包括水）的電離平衡(二)多元弱酸弱堿電離平衡(三)同離子效應(yīng)和緩沖溶液(四)酸堿質(zhì)子理論(五)鹽的水解平衡Pag6掌握一元弱酸、弱堿的電離平衡及有關(guān)計(jì)算；稀釋定律。掌握水的離子積常數(shù)和溶液pH值計(jì)算。掌握多元弱酸的分步電離平衡及其計(jì)算。掌握電離平衡的影響因素：同離子效應(yīng)。學(xué)習(xí)緩沖溶液作用原理及緩沖溶液的組成和性質(zhì)，掌握緩沖溶液pH值計(jì)算及配制方法。判斷鹽溶液的酸堿性，了解水解平衡的影響因素及應(yīng)用。掌握酸堿質(zhì)子理論的基本概念，判斷共軛酸堿對(duì)的組成及物質(zhì)酸堿性相對(duì)強(qiáng)弱。1.1

電離平衡與電離平衡常數(shù)Ki

θ弱酸、弱堿為弱電解質(zhì)，在水中部分電離，電離產(chǎn)生的正、負(fù)離子與未電離的分子間建立如下的化學(xué)平衡弱酸：

HAc

+

H2O簡(jiǎn)寫為：

HAcH3O+

+

Ac-H+

+Ac-其標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)，即弱酸的電離常數(shù)：AcPag7K

aΘ=[CH+/CΘ][C

-/CΘ][CHAc

/CΘ]=[H+][Ac-][HAc]弱堿：

NH3

+

H2O NH4+

+

OH-其平衡常數(shù)，即弱堿的電離常數(shù)：注意要點(diǎn)*（1）

Ki?

表示了弱酸、弱堿在電離方面的本質(zhì)特性。與濃度無關(guān)，隨溫度而變，室溫范圍視為常數(shù)。K

b

=ΘPag8[CNH

/CΘ]=[C

+/CΘ][C

-

/CΘ]

[NH

+][OH-]4[NH3]3NH4

OHPag9酸KaθpKa堿KbθpKbHIO31.69×10-10.77IO3-5.1×10-1413.29HSO4-1.20×10-21.92SO42-8.33×10-1312.08H3PO47.52×10-32.12H2PO4-1.33×10-1211.88HNO24.6×10-43.37NO2-2.17×10-1110.66HF3.53×10-43.45F-2.83×10-1110.55HAc1.76×10-54.76Ac-5.68×10-109.26HClO2.95×10-87.53ClO-3.39×10-76.47NH4+5.64×10-109.25NH31.77×10-54.751HCN4.93×10-109.31CN-2.03×10-54.69HS-1.2×10-1514.92S2-8.33-0.92i*（2）K

θ

越大，解離越大，電解質(zhì)酸堿性越強(qiáng)。i通常用K

θ

劃分酸堿強(qiáng)弱。aPag10通常把K

θ=10-2～10-3的酸稱為中強(qiáng)酸，Kaθ=10-3

～10-7的酸稱為弱酸，Kaθ<10-7的酸稱為極弱酸，b弱堿亦可按K

θ

大小進(jìn)行分類。1.2水的電離平衡和溶液的酸堿性純水是一種很弱的電解質(zhì)，存在著下列離解平衡：H

2

O

(

l)H

+OH

-+其平衡常數(shù)表達(dá)式：水的離子積常數(shù)Kw

＝[H

][OH

]θ

+

-Pag11T/KKwT/KKw2731.110153132.9

10142832.9

10153235.510142936.810153633.810132981.0

10143735.51013溫度升高，Kwθ

隨之增大。當(dāng)溫度在室溫附近變化時(shí)，變化不大，一般可認(rèn)為Kwθ

＝1.00×10-14不同溫度下水的離子積常數(shù)Pag12Pag13溶液的酸堿性與pHpH

＝

－lg[H+]pOH

＝－lg[OH-]體液pH值體液pH7.35～7.45大腸液8.3～8.4成人胃液0.9～1.56.0～6.9嬰兒胃液5.0淚水～7.4唾液6.35～6.85尿液4.8～7.5胰液小腸液7.5～8.0～7.6腦脊液7.35～7.45各種體液的pHPag14物質(zhì)Page

15pH牛奶純水健康人的唾液血液海水洗手皂家用氨水除垢劑漂白水家用堿液6.57.06.5-7.47.34-7.458.09.0-10.011.512.513.5一些常見物質(zhì)的pH值<1.02.02.42.52.93.54.55.05.5<

5.64.5-5.7物質(zhì)鉛酸蓄電池的酸液胃酸檸檬汁可樂食醋橙汁或蘋果啤酒咖啡茶酸雨的唾液pH2012-11-316酸度計(jì)－準(zhǔn)確測(cè)定溶液的pHpHS-

25pHSJ-

3FpH-SPpHdz-2Pag16pH試紙pH計(jì)（酸度計(jì)）化學(xué)滴定pH值的測(cè)定方法Pag17Pag18Question:稀釋醋酸溶液時(shí)，溶液的電離度、電離量、pH值將怎樣變化？設(shè)有弱電解質(zhì)（弱酸）的電離平衡：+未電離時(shí)的濃度：H

ACHA電離達(dá)到平衡時(shí)的濃度CHA(1-)1.3電離度與平衡常數(shù)的關(guān)系電離度——即電離的百分?jǐn)?shù)。α＝已解離的分子數(shù)/原有分子總數(shù)CHA[HA]

2C

2[H

][

A

]

Ka

HA

H+

A-0

0CHA

CHA

2CHA

(1

)(1

)Pag191，則：上式中θ當(dāng)K

a

104

時(shí)，C則電離百分?jǐn)?shù)很小，1-

K

C

2a

HA

K

/

Ca

H

A此式說明：電解質(zhì)溶液的電離度與濃度的平方根成反比，即濃度越稀電離度越大，——稀釋定律。Pag201.4稀釋定律HAHAaHAHA

a[H

]

C

CK

/

CK

CaPag21H

A

K

/

CQuestion:稀釋醋酸溶液時(shí)，溶液的電離度、電離量、pH值將怎樣變化？Pag22小結(jié)：

Kiθ

α的關(guān)系與12共同點(diǎn)：都可衡量弱電解質(zhì)解離程度。區(qū)別：Ki

不受濃度影響，一定溫度下，視為常數(shù)。θα是轉(zhuǎn)化率的一種形式，隨濃度變化。濃度越稀，α越大；3聯(lián)系：相同濃度的不同弱電解質(zhì)，Ki越大，α越大。θHAHAHA

aH

K

C

C

C K

/

C

CaHABOH

bOH

C

CK

注意：只有在條件下，才可以用以上公式直接計(jì)算氫離子或氫氧根濃度。K

a

θ

104

時(shí)，C1.5

一元弱酸、弱堿的pH計(jì)算Pag23解：C

C

K

1.7910-5

0.10

1.34103

mol

l

1OH

b

bPag24pH

14

pOH

14

(lg[OH

])

11.1例1

計(jì)算0.10

mol·dm

3氨水溶液的[OH]和pH值.(Kbθ＝1.77×10-5)。Pag25酸KaθH2CO34.30×10-7

Ka1θKa25.61×10-11

θH3PO4Ka17.52×10-3

θ6.23×10-8

Ka2θ2.20×10-13

Ka3θH2SKa19.1×10-8

θKa21.1×10-12

θ何謂多元弱酸？電離特點(diǎn)：（1）分級(jí)進(jìn)行，每一級(jí)都有一個(gè)解離常數(shù)，（2）各級(jí)電離平衡常數(shù)逐級(jí)顯著減小。一般相差104～1071K

θ

K

θ

K

θ

2

3Why?Pag26以H2S為例，一級(jí)、二級(jí)解離和總電離為：H2S(aq)HS-

(aq)H2S(aq)H+(aq)

＋

HS-

(aq)

(1)H+(aq)

＋

S2-

(aq)

(2)2H+(

aq)

+

S2-

(aq)

(3)aK

==

Ka1

Ka2

=

1.0×10-19[H+]2

[S2-]2[H

S]2Ka=θ=

1.110-12[H+][S2-][HS-]Ka1

=θ[H+][HS-]2[H

S]=

9.110-8Pag27一般情況下，二元酸的Ka2

<<Ka1

θ。θ原因（1）從帶負(fù)電荷的HS-中電離出帶正電荷的H+比從中性分子H2S中電離出H+更為

。（2）又由于第一級(jí)電離出的H+對(duì)第二級(jí)電離產(chǎn)生了抑制作用因此溶液中的H+離子主要來自于第一級(jí)電離，在計(jì)算[H+]時(shí)可忽略二級(jí)電離。則可根據(jù)一元酸計(jì)算pH值。Pag28：室溫及一個(gè)大氣壓時(shí)，飽和硫化氫溶液濃度約為0.1

mol·dm

3.Question:計(jì)算室溫下飽和硫化氫溶液中的各種離子濃度?[H+]、[HS-]、[S2-]、[OH-]Pag29以H2S為例，一級(jí)、二級(jí)解離和總電離為：H2S(aq)HS-

(aq)H+(aq)

＋

HS-

(aq)H+(aq)

＋

S2-

(aq)(1)(2)H2S(aq)2H+(

aq)

+

S2-

(aq)(3)Pag30Pag31只有當(dāng)分步電離都達(dá)平衡時(shí)，總的電離過程才能達(dá)到平衡。在溶液中如果存在多種平衡，則其中涉及多種平衡的離子，其濃度必須同時(shí)滿足該溶液中的所有平衡。即：在最后的平衡體系中，每個(gè)組分物項(xiàng)只有一個(gè)平衡濃度。這是求解多種平衡共存問題的一條重要原則。由于各步電離常數(shù)不等，平衡體系中各組分濃度不能簡(jiǎn)單按總的平衡方程式中的反應(yīng)系數(shù)來計(jì)算。[H+]≠2[S2-]計(jì)算飽和H2S水溶液中[H+]、[HS-]、[S2-]只能分步計(jì)算在0.3mol·dm

3的鹽酸溶液中通入H2S水溶液至飽和，求溶液中[H+]、[HS-]和[S2-]可以分步計(jì)算，太繁用總電離平衡式[H+]=0.3[S[H

]22

]

1

2

0.10K

Kθ

θPage

32例2：計(jì)算0.1

mol·dm

3的H2S水溶液(飽和水溶液)的[H+]、[HS-]、[S2-]。Pag33解：起始濃度H2S0.1平衡濃度

0.1-xH+0+

HS-0x+y

x-yKa1θ/c

<10-4,

x

=

[H+]

=

[HS-]=

(0.1×K

θ)0.5=9.5

10-5a1+由二級(jí)平衡:起始濃度：平衡濃度:HS-

=9.5

10-59.5

10-5

–

yH+9.5

10-59.5

10-5+yS2-0y近似轉(zhuǎn)換y=

Ka2θ

=

1.1

10-12

mol·dm

3[S2－]

≈

Ka2θ=例3：在0.3mol·dm

3的鹽酸溶液中通入H2S水溶液至飽和，求溶液中的[H+]、[HS-]和[S2-]+

HS-0解：起始濃度平衡濃度H2S

=0.10.1H+0.30.

3+x+y1

2[HS-]=

Ka

θ

[H

S]

/

[H+]

=

9.110-8

0.1/

0.3=

1.910-8(Ka1θ/c

<10-4,)[H

]2[S2-]

=7.6

10-23

mol·dm

3[S2]

1θ0.10K

Kθ2Pag34應(yīng)用通過控制溶液酸度，使[S2-]發(fā)生變化，使得不同金屬硫化物沉淀及溶解，從而達(dá)到分離、鑒定金屬離子的目的。[S[H

]22

]

1θ0.10K

Kθ2Pag35Pag36影響電離平衡的因素溫度鹽效應(yīng)同離子效應(yīng)同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng)NaClNH4ClNaAcPag373.1同離子效應(yīng)HAc

H+NaAc

=

Na++

Ac-+

Ac-在已經(jīng)建立離子平衡的弱電解質(zhì)溶液中,加入與其含有相同離子的另一強(qiáng)電解質(zhì),而使平衡向降低弱電解質(zhì)電離度方向移動(dòng)的作用稱為同離子效應(yīng)。平衡移動(dòng)Pag38Pag393.2緩沖溶液1、何謂緩沖溶液？典型的緩沖溶液？2、緩沖原理？3、緩沖溶液的pH值計(jì)算4、緩沖溶液的緩沖范圍和緩沖能力5、緩沖溶液的選擇ΔpH=5加入2

滴1mol/L

NaOH[H3O+]=0.1×1/10.1=9.9×10-3Pag40(>10-6

)pH=2.00[OH-]=

9.9×10-3mol/LpH=12.00緩沖溶液10.0mL

0.1mol/L

NaCl(pH=7)加入2

滴(0.1mL)1mol/L

HClpH=4.755.0mL

0.2mol/LHAc+

5.0mL

0.2mol/LNaAc混合溶液pH=4.67ΔpH=0.08[HAc]/

[Ac-]=

(5.0×0.2-0.1×1.0)/

(5.0×0.2+0.1×1.0)[H3O+]=1.44×

10-5

pH=4.84

ΔpH=0.09[H3O+]=Kaθ

[HAc]/

[Ac-]加入2

滴1.0mol/L

HCl[Ac-]

=

(5.0×0.2-0.1×1.0)/10.1[HAc]=(5.0×0.2+0.1×1.0)/10.1[H3O+]=2.15×10-5加入2

滴1mol/L

NaOHPag41體系中加入緩沖溶液前后，對(duì)外加酸堿的緩沖作用比較緩沖溶液(buffer

solution)Pag42定義：能夠抵抗外加少量酸、堿或稀釋的影響。而自身的pH值基本不變的溶液，稱為緩沖溶液。組成弱酸和它的鹽

HAc-NaAc弱堿和它的鹽NH3·H

2O-NH4Cl多元弱酸的酸式鹽及其對(duì)應(yīng)的次級(jí)鹽NaH2PO4-Na2HPO4

,NaHCO3-Na2CO3Pag433.2.1緩沖溶液的定義與組成443.2.2緩沖原理Pag44HAc(aq)+H2O(l)

H3O+(aq)

+

Ac-(aq)量大

量少

量大外加少量強(qiáng)堿，H3O++OH-→2H2O，平衡右移,HAc電離補(bǔ)充減少的H3O+，即HAc是抗堿成分；外加少量強(qiáng)酸，H3O++Ac-→HAc+H2O,平衡左移，Ac-可消掉多余的H3O+，即Ac-是抗酸成分。3

3

[HAc](3)K,

[H

O

]

K[H

O

][

Ac－1

]

[HAc]

[

Ac－1

],適當(dāng)稀釋時(shí)，c(HAc)[HAc]和c(Ac－1

)接近同等程度下降，幾乎不變，所以pH

基本恒定[

Ac－1

]緩沖溶液的緩沖能力是有限的，當(dāng)加入大量的酸或堿時(shí)，溶液中的HAc、Ac-消耗盡，抗酸、抗堿能力趨于，就不再具有緩沖能力。若稀釋程度太大，對(duì)HAc的解離度有影響，c(HAc)/c(Ac-)將改變，有時(shí)還需考慮水的解離。Pag45下列各組水溶液，當(dāng)將其等體積相混合時(shí)，哪些組可以用作緩沖溶液？(1)HAc(0.1mol/L)+NaAc(0.1mol/L)(2)HCl(0.1mol/L)

+NaAc(0.1mol/L)(3)HCl(0.2mol/L)

+NaAc(0.1mol/L)(4)HCl(0.1mol/L)

+NaAc(0.2mol/L)HAcHCl＋HAcHAc+Ac-Pag46Pag47NaH2PO4-Na2HPO4

,

Na2HPO4-Na3PO4

,NaH2PO4-H3PO4

,

NaH2PO4-Na3PO4,

NaHCO3-H2CO3

,NaHCO3-Na2CO3Na2CO3-H2CO3QuestionK[HA]a

[H

O

][

A

]33

aba[

A

]

C

/

C[

H

O

]

K

[

HA]

K

Ca

/

C

lg

Ca

/

CabC

/

CpH

pK

平衡前：

Ca電離平衡時(shí)：Ca

-x

CaPag48xCbCb+

x

Cb3.2.3緩沖溶液pH值的計(jì)算以HA+A-為例,設(shè)緩沖溶液由Ca濃度的HA和Cb濃度的A-構(gòu)成HA

(aq)+

H2O(l)

→

H3O+(aq)+

A-(aq)同理，對(duì)于弱堿及其鹽構(gòu)成的緩沖體系：Pag49鹽capH

pK

－lg

c

酸鹽cpH

14

pK

lg

c堿b酸性緩沖液Pag502012-11-3例4：求0.1mol·dm

-3NH3·H

2O和0.2mol·dm

-3

NH4Cl組成的緩沖溶液的pH。解：設(shè)平衡時(shí)溶液中的OH-的濃度為xmol·dm

-3NH3(aq)+H2O(l)4NH+

(aq)+

OH-(aq)0.2Pag510.1cclgccb8.96

5.04;

pH＝＝4.74－lg鹽堿鹽-pOH

pK

－弱堿－弱堿鹽：c(

OH )

Kb堿緩沖溶液的緩沖范圍：pH=pKa

±1θ緩沖溶液的緩沖能力:使緩沖溶液pH改變1.0所需的強(qiáng)酸或強(qiáng)堿的量。(a)與緩沖液各組分的濃度有關(guān)，ca(cb)及cs較大時(shí)，緩沖能力強(qiáng)。(b)緩沖能力強(qiáng)，接近1時(shí),或c

a

c

bc

s

c

s3.2.4緩沖溶液的緩沖范圍和緩沖能力θ

θa

bpH≈pK

(pOH≈pK

)bPag52pH=14-pK

θ±1緩沖溶液pKa緩沖范圍氨基乙酸+HCl2.351.5～3.0氯乙酸+NaOH2.862～3.5甲酸+NaOH3.773～4.5HAc+NaAc4.764～5.5六次甲基四胺+HCl5.134.5～6.0H PO

HPO22

4

47.216.5～8三羥甲基甲胺+HCl8.217.5～9硼砂(H3BO3

H2BO

)39.248.5～10NH4

+NH3+9.258.5～10常用緩沖溶液Pag53（1）所選擇的緩沖溶液，除了參與和H+或OH–有關(guān)的反應(yīng)以外，不能與反應(yīng)體系中的其它物質(zhì)發(fā)生副反應(yīng).3.2.5緩沖溶液的選擇和配制原則欲配制的緩沖溶液的pH值a,3a,2ba,2aHAc-

NaAcNaH2PO4

-

Na2HPO4NH3

H2O-

NH4ClNaHCO3

-

Na2CO3Na2HPO4

-

Na3PO4pH

5pH

7pH

9pH10pH12pKθ

12.67pKθ

10.2514pKθ

9.25pKθ

7.21pKθ

4.75應(yīng)選擇的緩沖組分（2）pKθa或14pKθb盡可能接近所需的pH值，（3)若或或cacscbcsb

與所需pH不相等，依所需pH調(diào)整14pKθaPag54pKθ（三）同離子效應(yīng)及緩沖溶液所以可選NH3H2O+NH4Cl體系例5

試配制一緩沖溶液，能維持pH=10.2左右。解：根據(jù)題意，應(yīng)配制一種堿性緩沖溶液，首先要選擇合適的弱堿。所以可選1.0

mol.l-1

的NH3H2O

與0.11

mol.l-1的NH4Cl組成緩沖溶液。Pag55緩沖溶液pH

(25℃)飽和酒石酸氫鉀(0.034mol·kg

-1)3.557鄰苯二甲酸氫鉀(0.050mol·kg

-1)4.0080.025mol·kg

-1

KH2PO4+0.025mol·kg

-1

Na2HPO46.865硼砂(0.010mol·kg

-1)9.180飽和氫氧化鈣12.454常用標(biāo)準(zhǔn)緩沖溶液Pag56570

.288Pag57136

.08 ×

250w

=

17

.0

(

g

)w0

.0294

wcc250w

×

1000c

=Acθ

HAcaAcHAclg

9

.8

=－0

.24= 4

.76－

lgpH

=

pK

－

lg= 0

.0294

w

(

mol

·dm

－3

)c

=

6

.0

×

12

.0

= 0

.288 (

mol

·dm

－3

)例6：欲配制250mL的pH=5.0的緩沖溶液，問在12.0mL

6.0mol·dm-3的HAc溶液中應(yīng)加入

NaAc·3H

2O（M=136.08g）多少克？血液pH=7.4±0.05,靠血漿：H2CO3-NaHCO3是血液緩沖系統(tǒng)最為重要的

NaH2PO4-Na2HPO4

,紅細(xì)胞：HHb-KHb,（血紅蛋白緩沖體系）HHbO2-KHbO2等（氧合血紅蛋白緩沖體系）維持。Pag58Pag59酸堿電離理論酸堿質(zhì)子理論酸堿電子理論4.1酸堿定義為了說明物質(zhì)的一些反應(yīng)性質(zhì)，1923年兩位科學(xué)家（丹麥的Bronsted和英國(guó)的Lowry)各自獨(dú)立提出了“酸堿質(zhì)子理論”。其內(nèi)容是：凡是能給出質(zhì)子的物質(zhì)都是酸；酸是質(zhì)子的給予體。凡是能接受質(zhì)子的物質(zhì)都是堿；堿是質(zhì)子的接受體。左邊的HA稱為堿A的“共軛酸”；右邊的A稱為酸HA的“共軛堿”。酸給出質(zhì)子后剩余部分是堿；堿接受質(zhì)子后變成酸。A-Pag60HA +

H+2012-11-361酸HAcHSO4-SO42-堿＋H+Ac-Pag614.2

共軛酸堿對(duì)：因一個(gè)質(zhì)子的得失而相互轉(zhuǎn)變的一對(duì)酸堿。共軛酸堿對(duì)酸中有堿，堿可變酸，知酸便知堿，知堿便知酸HCl

Cl

+H+HPO

24PO43

+

H+4NH4+

NH3 +

H++H+H2O

OH[Al(H2O)6]3+[Al(H2O)5(OH)]2+

+

H+兩性物質(zhì):HPO

2PO

3

+

H+;4

24?+HPO4

+

HH2PO44.3酸堿的范圍：Acid

====

base +

protonPag62質(zhì)子理論中無鹽的概念，電離理論中的鹽，在質(zhì)子理論中都是離子酸或離子堿。（四）酸堿質(zhì)子理論P(yáng)ag634.4酸堿強(qiáng)度Pag64酸和堿的強(qiáng)度，就是它們給出或接受質(zhì)子的傾向的衡量尺度。凡是容易給出質(zhì)子的是強(qiáng)酸，它的共軛堿就是弱堿。凡是容易接受質(zhì)子的堿就是強(qiáng)堿，它的共軛酸就是弱酸。例如：HCl是強(qiáng)酸，Cl-就是弱堿；HAc是弱酸，Ac-就是強(qiáng)堿；OH-是強(qiáng)堿，H2O就是弱酸。酸性強(qiáng)弱順序：HClO4>H2SO4>H3PO4>HAc>H2CO3>NH4+4堿性強(qiáng)弱順序：ClO

-<HSO

-<Ac-<HCO

-<NH

<OH-4

3

3Pag65>

NH4+>

HS-5.67×10-10

7.1×10-15<S2-例：酸性：HAcK

θa1.8×10-5堿性：Ac-K

θb5.6×10-10<

NH31.8×10-51.44.4酸堿強(qiáng)度：一種酸的酸性越強(qiáng)，則其共軛堿的堿性越弱pKa＋pKb＝pKwPag66按酸堿質(zhì)子理論，其共軛酸堿對(duì)如：HAA-+H+Kaθ=[A-][H+]/[HA]其共軛堿的電離為：A-+H2OHA+OH-Kbθ=[HA][OH-]/[A-]兩式相乘得：Ka

θKbθ=Kwθ即Ka

和Kb

成反比關(guān)系，所以，弱酸的酸性越θ

θ越小)。強(qiáng)(Kaθ越大)，則其共軛堿的堿性越弱(Kbθ解釋

pKa＋pKb＝pKwPag674.5

酸堿反應(yīng)實(shí)質(zhì)：兩個(gè)共軛酸堿對(duì)之間質(zhì)子的傳遞。HAc

+

H2O

酸1

堿2H3O++Ac-酸2

堿1Pag68HCl

+

H2O

酸1

堿2H3O++

Cl-酸2

堿1弱酸給出質(zhì)子的能力很弱，其共軛堿則較強(qiáng)，因此反應(yīng)程度很小，為可逆反應(yīng)(相當(dāng)于電離理論的部分電離)。HAc

+

H2O

酸1

堿2H3O++Ac-酸2

堿1酸電離強(qiáng)酸給出質(zhì)子的能力很強(qiáng)，其共軛堿則較弱，幾乎不能結(jié)合質(zhì)子，因此反應(yīng)幾乎完全進(jìn)行(相當(dāng)于電離理論的全部電離)。Pag69鹽水解：質(zhì)子論中水與離子酸、堿的質(zhì)子傳遞反應(yīng)。H2O

+

Ac-

HAc +OH-酸1

堿2

酸2

堿1NH4

+

H2O

+酸1

堿2H3O+

+

NH3酸2

堿1Pag70A

-

H

BH

+H

A

B

-

較強(qiáng)酸

較強(qiáng)堿較弱堿

較弱酸[

A

]

[

H

B

][

H

A

]

[

B

]K

4.6

酸堿反應(yīng)的方向反應(yīng)總是由相對(duì)較強(qiáng)的酸和堿向生成相對(duì)較弱的Pag71酸和堿的方向進(jìn)行。質(zhì)子傳遞平衡常數(shù)HAc是弱酸嗎？Page

72HNO3

,H2SO4,HClO

,HCl4,的酸性有區(qū)別嗎？水中弱酸，氨水中強(qiáng)酸水中無區(qū)別，醋酸中有差異Question4.7酸堿強(qiáng)弱的溶劑效應(yīng)：拉平效應(yīng)與區(qū)分效應(yīng)一些酸堿在某些溶劑中

強(qiáng)酸性或強(qiáng)堿性而在另一些溶劑中

明顯的差異性。如HAc、

HCl在水溶液中HCl+H2O= Cl-+

H3O+

強(qiáng)酸HAc+H2O= Ac-+

H3O+

弱酸在液氨中HCl+NH3

= Cl-+

NH4

強(qiáng)酸+HAc+NH3

= Ac-+

NH4

強(qiáng)酸+Pag732012-11-374則四種酸就顯出差別.

ClO

-+HAc+4

2

HSO-+HAc+4

2Cl-+H2Ac+HClO+HAcPag744H2SO4+HAcHCl+HAc

HNO3+HAc

NO-+HAc+3

2Kaθ10-5.810-8.210-8.810-9.4HAc是HCl、H2SO4、HNO3、HClO4區(qū)分溶劑,能區(qū)分酸或堿強(qiáng)弱的效應(yīng)稱區(qū)分效應(yīng).區(qū)分效應(yīng)如將這些強(qiáng)酸放在比H2O難于接受質(zhì)子的溶劑(如HAc)中,Pag754.8質(zhì)子論的優(yōu)缺點(diǎn)

質(zhì)子論中沒有“鹽”的概念,電離理論中的所有反應(yīng)(中和、水解、解離等），在質(zhì)子論中都是酸堿反應(yīng)。

質(zhì)子論不僅適用于水溶液，也適用于氣相和非水溶液中的酸堿反應(yīng)。

缺陷：只限于質(zhì)子的接受和放出，無法解釋不含氫類化合物的反應(yīng)，CaO+SO3→CaSO4強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽

弱酸強(qiáng)堿鹽

強(qiáng)酸弱堿鹽

弱酸弱堿鹽中性

堿性

酸性

中性Pag76Pag771.弱酸強(qiáng)堿鹽(NaAc)2.強(qiáng)酸弱堿鹽(NH4Cl)3.弱酸弱堿鹽(NH4Ac)4.酸式鹽(NaHCO3)5.影響鹽類水解的因素及應(yīng)用NaAc+

H2OHAc

+

NaOH水解中和5.1

水解作用的實(shí)質(zhì)Pag78水解作用：鹽類的離子與水電離出的OH-或H+結(jié)合生成了弱酸或弱堿的分子，從而破壞了水的電離平衡，改變了純水中OH-或H+的正常的濃度。水解反應(yīng)實(shí)際上是中和反應(yīng)的逆反應(yīng)：Ac

H O

HAc

OH

2例如：5.2

水解常數(shù)Khθ鹽類的水解常數(shù)Kh

θ可按相應(yīng)的水解平衡式寫出，并由組成鹽的相應(yīng)的弱酸、弱堿的酸堿電離常數(shù)及水的離子積常數(shù)求得。aK

KKh

w如何得到？Pag79例如：S

2

H

O

HS

OH

2h1

2K

K

(H

S)a2

2K

(Na

S)

[HS

][OH

]

[S

2

]

w

2

2HS

H

O

H S

OH

h2a1

2KK

(H

S)[H

S][OH

]K

(NaHS)

2

[HS

]w5.3

分級(jí)水解多元弱酸鹽或多元弱堿鹽的水解，是分步進(jìn)行的。每步水解都獨(dú)立構(gòu)成一級(jí)水解平衡，可由相應(yīng)的分級(jí)水解常數(shù)表征，而每一級(jí)的水解常數(shù)可由相應(yīng)的弱酸弱堿的分步電離常數(shù)及水的離子積常數(shù)求得。注意：水解常數(shù)和電離常數(shù)之間的對(duì)應(yīng)關(guān)系Pag80HCO3-

+

H2OHCO3-

+

OH-H2CO3

+

OH-比較后發(fā)現(xiàn)：Kh1

θ

>>Kh2θ

,所以一級(jí)水解是主要的，二級(jí)水解可以近似忽略。Na2CO3的水解平衡CO32-

+

H2Oθ[H2CO3][OH-]3[HCO

-]Kh2

==θ

θKw

/

Ka1θ[H2CO3][OH-]3Pag81[HCO

-]Kh1

=θθ=

Kw

/

Ka2＝1.8

10－4

＝2.3

10－8練一練

h

c

0Pag82（1）：比較已知Ka的

和(HCN)=4.93×10θ溶液pH值的高低。]。-10（2）：求298K

0.01mol·L

-1溶液的pH和鹽的水解度K

h

酸式鹽的酸堿性電離與水解的競(jìng)爭(zhēng)a,1

3

42

4

2

3

4a,2

1.510

121.0

1014(H

PO

)

6.7

103H

PO

H

O H

PO

OH(H

PO )

6.2

1083

4H