第章酸碱平衡.ppt

2006-8 第6章 酸碱平衡 学习内容： 6.1 电解质溶液理论简介（不作要求） 6.2 酸和碱的概念 6.3 水溶液中酸碱平衡的计算 6.4 酸碱平衡的移动 6.5 缓冲溶液 6.6 弱酸溶液中各物种的分布（不作要求） 第6章 酸碱平衡 基本要求： 1、掌握酸碱质子理论及共轭酸碱对的Ka?与Kb?的关系。 2、掌握酸碱平衡及酸碱平衡的计算。 3、掌握稀释定律、同离子效应和盐效应。 4、掌握缓冲溶液的组成、缓冲作用原理及缓冲溶液的有关计算。 6.1 电解质溶液理论简介（不作要求） 6.1.1 电解质溶液 6.1.2 离子氛 6.1.3 活度和离子强度 6.1.1 电解质溶液 电解质——在水溶液或熔融状态下能导电的物质 非电解质——在水溶液或熔融状态下不能导电的物质 强电解质——在水溶液中离解度?=100%的物质 弱电解质——在水溶液中离解度?＜100%的物质 强电解质的实测离解度 表6-1 某些强电解质的实测离解度（浓度为0.1mol?L-1） 表6-2 KCl在不同浓度下的实测离解度 6.1.2 离子氛 1923年荷兰物理学家德拜(Debye)和德国物理学家休克尔(Hückel)提出了离子互吸理论——形成离子氛 离子氛对实测离解度的影响 当电解质溶液通电时，带正电的离子向负极移动，但它的“离子氛”却要向正极移动，从而导致了离子的移动速度比自由离子慢，使溶液的导电性比理论值低，表现为离解度降低。称为表观离解度。 离子价数越高，溶液浓度越大，表观离解度越小。 6.1.3 活度和离子强度 活度α——离子的有效浓度，也称为表观浓度。 活度与浓度的关系： 平均活度系数： 离子强度： 对稀溶液，可不考虑活度系数而直接用浓度进行计算。 6.2 酸和碱的概念 6.2.1 酸和碱的定义（酸碱质子理论） 6.2.2 水的质子自递常数 6.2.3 弱酸弱碱的离解平衡和离解常数 6.2.4 共轭酸碱对的Ka?与Kb?的关系 6.2.1 酸和碱的定义 什么是酸？什么是碱？不同的酸碱理论是如何定义酸碱的？ 什么是酸碱反应？酸碱反应的实质是什么？ 阿累尼乌斯的酸碱电离理论（不作要求） 1887年瑞典的阿累尼乌斯(Arrhenius)提出： 酸——溶于水时能电离出H+的物质 碱——溶于水时能电离出OH-的物质 酸碱反应：酸+碱=盐+水 优点：酸碱的概念明确，关系清楚。 局限性： （1）只适用于水溶液，不适用于非水溶液。 （2）不能解释NH3、NH4Cl、NaAc等的酸碱性。 布朗斯特的酸碱质子理论 1923年丹麦的布朗斯特(Bronsted)和英国的劳里(Lowry)提出： 酸——能给出质子(H+)的物质 碱——能接受质子(H+)的物质 两性物质——既能给出质子又能接受质子的物质 非酸非碱物质——既不能给出质子又不能接受质子的物质 酸碱反应：质子的传递 优点： （1）适用于水溶液和非水溶液。 （2）酸碱的范围较宽。 （3）没有了盐的概念。 局限性：不能解释不含氢的化合物，如BF3的酸性、CO的碱性。 一些酸碱反应 离解反应： HAc + H2O == H3O+ + Ac? NH3 + H2O == NH4+ + OH? 水解反应： Ac? + H2O == HAc + OH? NH4+ + H2O == NH3 + H3O+ 中和反应： HAc + NH3 == Ac- + NH4+ H3O+ + OH? == H2O + H2O 质子自递反应：H2O + H2O == H3O+ + OH- HCO3- + HCO3- == H2CO3 + CO32- 酸碱反应自发进行的方向：强酸1+强碱2→弱碱1+弱酸2 路易斯的酸碱电子理论（不作要求） 1923年美国的路易斯(Lewis)提出： 酸——能接受电子对的物质(有价层空轨道) 碱——能给出电子对的物质(有价层孤对电子) 酸碱反应：通过配位键形成酸碱配合物 BF3 + NH3 == F3BNH3 Ni + 4CO == Ni(CO)4 优点：酸碱范围极其广泛，适用于各种溶剂以至无溶剂的体系，也不受某种离子或质子的限制。 缺点：对酸碱的认识过于笼统，因而不易掌握酸碱的特性，也不易确定酸碱的相对强度。 6.2.2 水的质子自递常数 水是两性物质，在水分子之间存在质子自递反应： H2O + H2O == H3O+ + OH- 平衡时： Kw?——水的质子自递常数(离子积)，与