Wjhx-03-1 水的解离反应和溶液的酸碱性.pptVIP

3-1-1酸碱的电离理论 酸碱离子理论是阿累尼乌其斯（Arrhenius）根据他的电离学说提出来的 。 1923年布朗特（Bronsted）提出了酸碱质子理论，把酸碱概念加以推广。酸碱质子理论认为凡是能给出质子的物质都是酸，凡是能与质子结合的物质都是碱。即酸是质子的给予体，碱是质子的接受体。 路易斯（ Lewis）提出的酸碱电子理论是目前概括最广的酸碱理论。该理论认为，凡是能给出电子对的物质叫做碱；凡是能接受电子对的物质叫做酸。 3-1-2 水的解离反应和溶液的酸碱性 * 第三章 酸碱反应 和沉淀反应 无机化学 目 录 3.1 水的解离反应 　 和溶液的酸碱性 3.2 弱电解质的解离反应 3.3 盐类的水解反应 3.4 沉淀反应 　在化学平衡及其移动原理和阿仑尼乌斯电离理论的基础上，着重讨论水溶液中酸碱质子转移反应和沉淀反应。 基 本 要 求 基 本 要 求 掌握弱电解质的解离度、稀释定律、解离平衡、同离子效应、缓冲溶液、 盐类水解的基本概念。 2. 掌握一元弱酸、一元弱碱溶液中离子浓度的计算；一元弱酸盐、一元弱碱盐溶液pH值的计算。 3. 掌握溶度积规则及其溶度积规则的应用和有关计算。 4. 会进行溶度积和溶解度的相互换算。 5. 了解分级沉淀及沉淀转化的概念。 第三章 酸碱反应和沉淀反应 第一节 水的电解反应和溶液的酸碱性 无机化学 3-1-1 酸碱的电离理论 1、酸碱的电离理论 阿仑尼乌斯酸碱理论认为： 酸是在水溶液中产生的阳离子只是H+的 化合物； 碱是在水溶液中产生的阴离子只是OH- 的化合物； 酸碱中和反应实质是H+和OH-结合生成H2O的反应； 酸碱的相对强弱可根据在水溶液中解离 的H+和OH-程度来衡量 局限：把酸碱仅局限于水溶液中，把碱限制为氢氧化物等。 无法解释NaCO3，Na3PO4 呈碱性； NH4Cl显酸性的事实； 无法解释非水溶液中的酸碱行为，如 液氨中： NH4+ + NH2- = 2 NH3 酸碱的溶剂理论、酸碱质子理论、 Lewis的酸碱电子理论等。 3-1-2 水的解离反应和溶液的酸碱性 2、水的解离反应 纯水或稀溶液中 H2O(l) →H+(aq) + OH-(aq) {c(H+)/c }{c(OH-)/c }=Kw Kw——水的离子积　 Kw(298.15K)=1.0×10-14 Kw与温度有关。　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 随着温度的升高K ? w 逐渐增大。 实验值 热力学数据求K?w H2O(l) H+(aq) + OH?(aq) 3、溶液的酸碱性和pH 溶液的酸碱性 7 =7 7 pH值 1.0×10-14 1.0×10-14 1.0×10-14 Kw= c(H+)·c(OH-) 1.0×10-7 1.0×10-7 1.0×10-7 c(OH-)/mol·L-1 1.0×10-7 1.0×10-7 1.0×10-7 c(H+)/mol·L-1 碱性 中性 酸性 溶液酸碱性 [c(H+)/c ][c(OH-)/c ]=Kw pH=-lg [c(H+)/c ] pOH=-lg [c(OH-)/c ] pH=pKw-pOH=14-pOH c(H+)/(mol·L-1)1 10-1 10-2 10-3 10-4 10-510-6 10-7 10-810-910-1010-1110-1210-1310-14 pH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 酸性增强　中性　碱性增强 溶液的酸碱性和pH 例１ 0.10 mol·L-1HOAc溶液中, c(H+)=1.34×10-3mol·L-1 pH=-lg[c(H+)/c ]=-lg[1.34×10-3]=2.87 例2 0.10 mol·L-1NH3·H2O溶液中, c(OH-)=1.32×10-3mol·L-1 pH=14-pOH=14-lg[c(OH-)/c ] =14-lg(1.32×10-3)=11.12 pH值越大，溶液酸性越弱，碱性越强。 溶液pH值的测定 ① 测定方法 酸碱指示剂、pH试纸、pH计等等 ② 酸碱指示剂 一些有色的有机酸或弱碱或既呈弱酸性又呈弱碱性的两性物质，其颜色会在一定的pH值范围内保持，从而确定溶液的pH值。指示剂发生颜色变化的pH的范围，称指示剂变色范围。 酸碱指示剂的工作原理 以HIn表示石蕊 HIn