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第四章 溶液中的离子平衡 （一） S.Arrhenius经典酸碱理论酸碱定义 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” 。 ?酸碱被限于水溶液,非水体系不适用: 例1：液氨中，KNH2(氨基化钾)使酚酞变红? 碱? 液氨中，Ca与NH4Cl反应，放出H2： 2NH4+ + Ca = Ca2+ + H2↑+2NH3? 酸？ 气态反应：NH3 (g) + HCl(g) = NH4Cl(s) 碱？ 酸？ 水溶液中: HSO4- 酸？碱？ Na2CO3 碱？ (二)酸、碱质子理论(1923 Br?nsted Lowry) 1 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（Proton donor）; 碱—— H+接受体（Proton acceptor）。 两性电解质(两性物) ——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”（ampholyte）,简称“两性物”。 H2O是HCl、HBr、HI的拉平试剂。 CH3OH是HCl、HBr、HI的区分试剂 HClHBrHI Arrhenius理论和Br?nsrted-Lowry理论 Arrhenius酸都是Br?nsted酸 即使不是Arrhenius碱(不能电离OH－) ，可以是Br?nsted碱 Br?nsted-Lowry理论中有两性物质。 Arrhenius理论不存在两性物质(酸碱盐) 酸碱反应在Arrhenius理论和Br?nsted-Lowry理论中都可归结为质子传递 ?扩大了酸、碱范围，不局限于水溶液体系 ?把Arrhenius理论中的电离、中和、盐的水解统一为“质子传递反应”。 ?仍局限于有H+的体系，无H体系不适用， BF3 , [AlF6]3-, [Fe(CN)6]3-, Ni(CO)4 … (三)Lewis酸碱电子理论 凡是可给出电子对的分子、离子或原子团称为 “碱”;凡是可接受电子对的分子、离子或原子团称为“酸” ∴酸——电子接受体（Electron acceptor） Mn2+ , Fe2+, Fe3+, Cu2+, H+, BF3 … 碱—— 电子给予体（Electron donor） Cl-, CN-, NH3, H2O … 酸碱反应的实质：通过电子对的授-受形成配位键，生成酸碱配合物 ?酸碱范围几乎无所不包，既不局限于某元素，也不受溶剂限制。 ?太笼统，酸碱特征不易掌握。 酸碱理论小结： 4.1.2水的自偶电离和溶液pH值 (一)水的自偶电离（self-ionization of water） 简写为： H2O = H+ + OH- ∵H2O电离是一个吸热过程, 温度T↑则Krw↑ (二)溶液的酸碱性及pH标度 4.1.3 酸碱指示剂 常见指示剂的变色范围 4.2 弱酸弱碱的电离平衡 HA + H2O ? H3O+ + A- B- + H2O ? HB + OH- HA+H2O ? H3O+ + A- 2.盐效应（Salt Effect） ——在弱电解溶液中，加入不含有共同离子的强电解质溶液，使其电离度稍有增加的现象。 缓冲溶液定量计算 HAc—NaAc缓冲溶液: NaAc ＝Na+ + Ac- HAc ? H3O+ + Ac- 初 C酸 C共轭碱 平衡 C酸-[H3O+] [H3O+] C共轭碱+[H3O+] 近似 C酸 [H3O+] C共轭碱 Ka = ([H3O+].C共轭碱) / (C酸) [H3O+] ? Ka C酸/ C共轭碱 4.2.2 多元弱酸的电离平衡 （二）定量计算： 4.4.1 沉淀溶解平衡常数和溶解度 (二) 溶度积常数与沉淀饱和溶液浓度的关系 对于难溶强电解质： AmBn (s) ? m An+ (aq)+ n Bm-(aq) 平衡时: m s n s (设难溶强电解质AmBn(s)的饱和溶液相对溶解度为