第六章 酸碱平衡及酸碱滴定法幻灯片.pptVIP

6.1.1 酸碱电离理论 25岁的瑞典科学家S.Arrhenius于1884年提出。 电离时产生的阳离子全部是H+的化合物称为“酸”；电离时产生的阴离子全部是OH-的化合物称为“碱” 。 优点： 1、从组成上揭示了酸碱的本质，指出H+是酸的特征，OH-是碱的特征 2、找出了衡量酸、碱强度的标度（Ka、Kb、pH） 局限性： 1、酸碱被限于水溶液,非水体系不适用： 2、碱被限制为氢氧化物： Na2CO3 碱？ 6.1.2 酸、碱质子理论 （一）酸碱定义 ——凡能给出H+（质子）的分子或离子均是酸,凡能得到H+（质子）的分子或离子均是碱。 酸—— H+给予体 碱—— H+接受体 两性电解质——既能给出质子，又能接受质子的分子或离子，称为“两性电解质”简称“两性物”。 二、酸碱举例 （三）酸碱反应的实质——质子传递 根据”酸碱质子理论”，”阿仑尼乌斯电离学说”的酸碱电离,酸碱中和,盐的水解,都可以归结为”质子传递反应”. HAc + H2O = H3O+ + Ac- H3O+ + OH- = H2O + H2O Ac- + H2O = HAc + OH- NH4+ + 2H2O = NH3·H2O + H3O+ 酸1 碱2 碱1 酸2 酸碱质子理论的优点和局限性 1、优点： （1）扩大了酸、碱范围，不局限于水溶液体系 （2）把阿仑尼鸟斯理论中的电离、中和、盐的水解统一为“质子传递反应”。 6.2 弱电解质的电离平衡和 强电解质溶液 一、解离平衡（电离平衡） 弱电解质在水溶液中是部分解离的。 （二）解离度（ ? ） 1.定义：即电离平衡时电解质已电离部分占总量的百分比。 2.电离度与稀释定律 一元弱酸（碱）溶液的简化公式 （1）水本身的电离可忽略 （2） HA的电离度 ? ? 5% ，或 c/K? ? 500 其中，c 为HA的起始浓度；K 为平衡常数。一元弱酸（碱）溶液的 [H3O+ ] （ [OH–]) 的简化公式： 二、多元弱酸弱碱的解离平衡 分部电离 H2S： H2S + H2O H3O+ + HS– Ka1 = [H3O+] [HS–] / [H2S] = 1.1 × 10–7 HS– + H2O H3O+ + S2– Ka2 = [H3O+] [S2–] / [HS–] = 1.3 × 10–13 一般来说，第二部电离较第一步电离更难， Ka1 较Ka2 大几个数量级。 例1 解： H2S + H2O H3O+ + HS– 平衡浓度：0.1-x x+y x-y HS– + H2O H3O+ + S2– x-y x+y y Ka1 = [H3O+] [HS–] / [H2S] = 1.1 × 10–7 Ka2 = [H3O+] [S2–] / [HS–] = 1.3 × 10–13 ∵ Ka1 Ka2 ，且 c / Ka1 = 0.1/ 1.1 × 10–7 500 ∴ [H3O+] ＝ x+y ≈ x ＝ （ 9.1 × 10–8 × 0.1 )0.5 = 1.1 × 10–4 （mol/dm3 ） pH = 3.95 H2S(aq)中[S2-]与[H+]的关系 常温常压下， H2S饱和溶液中的c（ H2S ）＝0.10mol/L H2S(aq)= H+ + HS- Ka1 = ([H+ ] [HS-])