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酸碱理论 §1-2酸碱理论的发展 1-1 酸碱的电离理论 酸：电解质在水溶液中电离时产生的阳离子全部是H+的化合物叫酸； 碱：电解质在水溶液中电离时产生的阴离子全部是OH-的化合物叫碱。 此理论优点：1. 从物质组成上揭示了酸碱的本质； 2. 解释了中和反应的实质及中和热相同的事实； 3. 可用化学平衡原理定量标定酸碱的强度。 该理论的局限性：1. 限于水溶液，无法解释非水溶剂中物质酸碱性； 2. 不能解释不含H+OH-的物质的酸碱性。 1-2 酸碱的质子理论 酸：凡是给出质子(H+)的物质都是酸，如: HCl HSO4- NH4+ H2PO4- 碱：凡是接受质子(H+)的物质都是碱，如: Cl- HSO4- NH3 SO42- NaOH 常见共轭酸碱对P125表5-1 总之：(1)质子酸碱可是分子、阳离子、阴离子； (2)有些分子或离子在某共轭对中是酸，在另一共轭对中是碱； (3)质子理论中无盐的概念； (4)质子理论中对无氢化合物的反应不能解释。 1-3 酸碱的电子理论 酸：凡是可以接受电子对的物质； 碱：凡是可以给出电子对的物质。 优点：不受溶剂和某种离子或元素限制，以电子对的授受说明酸碱反应，更广泛，更全面；不足：过于笼统， 不易掌握酸碱特征。 作业：1、2题。 §1-2 溶液的酸碱性 2-1 水的电离（讨论） Kw=[H+][OH-]=1.0×10-14（受温度影响P128表5-2） 2-2 溶液的酸度 PH= -lg[H+] Ph+POH=14 指示剂变色范围 P129表5-3 （复习中学知识） §5-3 电解质的电离 3-1 一元弱酸、一元弱碱的电离 1 电离常数：HAc===H++Ac- NH3·H2O===NH4++OH- ka=[H+][Ac-]/[HAc] kb=[NH4+][OH-]/[NH3] 共轭碱的Ka与Kb关系：HB≒H++B- B-+H2O≒HB+OH+ Ka=[H+] [B-]/[HB] Kb=[HB][OH-]/[B-] KaKb=[H+][OH--]]=Kw=1.0×10-14 Ka与Kb成反比 电离平衡的意义： （1）估计电离趋势；K越大，电离程度越大； （2）估计酸碱度；10-2～10-7为弱酸（碱） （3）Ka或Kb与浓度无关，与温度有关（常温忽略） 2.电离度α=（已电离的浓度/弱电解质初始浓度）*100% 例： HAC≒ H++AC— 始浓度 C 0 0 Ki=(Cα)2/(C—Cα)= (Cα)2/(1—α) 衡浓度C—Cα Cα Cα 若α﹤5% 1—α=1 ∴α= √Ki/C α= √Ki/C 称稀释定律，说明电离度与平衡常数Ki的平方根成正比，电离度与浓度的平方根成反比。 3.电离常数的应用 一元弱酸：[H+]=Ka·C 一元弱碱：[OH-]=Kb·C 例1计算HAc溶液中[H+]. PH和α （1）[HAc]=0.1mol·L-1 (2) [HAc]=1.0×10-3mol·L-1 解: (1) HAc===H++Ac- 始： 0.1 0 0 平衡：0.1-x x x ∴Ka=[H+][Ac-]/[HAc]=x2/0.1-x=1.76×10-5 ∵c/Ka≥400 0.1-x≈0.1 ∴x=√1.76×10-5×0.1=1.3×10-3 ∴[H+]=1.3×10-3 mol·L-1 PH= -lg[H+]= -lg1.3×10-3=2.98 α=√Ka/c=√1.76×10-5/0.1=1.32% (2)Ka=1.76×10-5= x2/0.1×10-3-x 解一元一次方程得：[H+]=x=1.24×10-4 mol·L-1 PH=3.91 α=1.24×10-4/1×10-3=12.4% 作业：6、7 3-2多元弱酸的电离 H2S===H++HS- K1=[ H+][ HS-]/[ H2S]=5.7×10-8 HS-===H++S2- K2=[ H+][ S2-]/[ HS-]=1.2×10-15 ∵K1?K2 ∴[ H+]主要来源第一步电离, 而[ H+]≈[ HS-] ∴K2=[ H+][ S2-]/[ HS-]≈[ S2-] 若根据中和平衡,精确计算[ H+]2[ S2-]/[ H2S]= K1·K2 ∴[ S2-]= K1·K2[ H2S]/ [ H+]2