预习报告第二次修订.DOCVIP

物化實驗 實驗項目: PH值和兩性電解質的電離度 姓名:張孝華 班級:四化材三甲 學號:1100101126 指導教授:吳瑞泰教授 目錄 實驗目的 實驗原理 實驗步驟 注意事項 實驗目的 1、掌握弱酸電離度和解離常數的測定方法 2、加深對弱電解質電離平衡的理解 3、學習PH計的使用方法 實驗原理 酸鹼理論簡介 1.阿瑞尼士酸鹼電離理論 酸、鹼、鹽都是電解質。根據電離理論以及酸、鹼在水中離解的共性，提出了酸、鹼的定義： 電離時產生的陽離子全部是H+離子的化合物叫酸；電離時生成的陰離子全部是OH-離子的化合物叫鹼。 酸鹼的電離理論(1)從物質的化學組成上揭露了酸鹼的本質，明確指出H+離子是酸的特徵，OH-離子是鹼的特徵。(2)揭示了中和反應的實質就是H+與OH-反應而生成水，很好地解釋了酸鹼反應的中和熱都相同的實驗事實。(3)應用化學平衡原理找到衡量酸、堿強度的定量標度Ka及Kb。 它是人們對酸、鹼認識由現象到本質的一次飛躍，直到現在仍普遍應用。但是它把酸鹼僅限於水溶液中，無法說明物質在非水溶液中的酸鹼性問題。另外它對氨水表現鹼性這一事實也無法說明。 2．酸鹼質子理論 (1) 酸鹼定義 酸鹼質子理論認為：凡能給出質子（H+）的物質都可以作為酸；凡能接受質子的物質都可以作為鹼。如HCl、NH4+、HSO4-、H2PO4-及[(Fe(H2O)6)]3+等都是酸，因為它們都能給出質子；Cl-、NH3、HSO4-、SO42-、OH-及[Fe(H2O)5OH]2+等都是鹼，因為它們能接受質子。質子理論中，酸和鹼不局限于分子，還可以是正、負離子。 根據酸鹼質子理論，酸和鹼不是孤立的。酸給出質子後生成鹼，鹼接受質子後就變成酸。 酸 質子 + 鹼 HCl H+ + Cl- NH4 + H++ NH3 H2PO4- H++ HPO2-4 H2SO4 H++ HSO-4 HSO4-H++ SO42- 這種對應關係叫做共軛關係。右邊的鹼是左邊酸的共軛鹼；左邊的酸又是右邊鹼的共軛酸，它們互為共軛酸鹼對。酸越強，它的共軛鹼越弱；酸越弱它的共軛鹼越強。 從表中可以看出：①酸和鹼可以是分子，也可以是正離子或負離子；②有的離子在某個共軛酸鹼對中是鹼，但在另一共軛酸鹼對中卻是酸，如HSO4-等；③質子論中沒有鹽的概念。酸堿電離理論中的鹽，在質子論中都是離子酸或離子堿。例如在質子論中，NH4Cl中的NH4+是酸，Cl-是鹼。鹽中的SO42-，CO32-是鹼 （2）質子理論的酸鹼反應 根據酸鹼質子理論，酸鹼反應的實質，就是兩個共軛酸鹼對之間質子傳遞或競爭質子的反應。 例如： HCl + NH3 = NH4+ + Cl- NH3和HCl的反應，無論在水溶液中、液氨溶液中、苯溶液中或氣相中，其實質都是一樣的，即都是HCl（作為酸）將質子傳遞給NH3（作為堿），相應地轉化為較弱的共軛鹼(Cl-)和共軛酸(NH4+)。 酸鹼質子理論不僅擴大了酸和堿的範圍，也擴大了酸鹼反應的範圍。按照酸鹼質子理論，電離理論中的電離作用、中和作用、水解作用等，都屬於是質子傳遞的酸堿反應。 ①酸的電離反應 水溶液中酸的電離反應，就是酸將質子傳遞給水，生成水合氫離子，並產生共軛鹼。強酸給出質子的能力很強，其共軛鹼得質子能力極弱，幾乎不能結合質子。因此，強酸與水分子的質子傳遞反應進行得很完全。 HCl + H2O = H3O+ + Cl- 酸1 鹼2 酸2 鹼1 弱酸給出質子的能力較弱，其共軛鹼則鹼性較強。因此，正向反應不能進行完全，為可逆反應。 HAc + H2OH3O++ Ac- 酸1 鹼2 酸2 鹼1 許多氨及其衍生物（其水溶液呈弱鹼性）和水反應時，H2O給出質子。由於H2O是弱酸，所以反應也進行得很不完全，是可逆反應（相當於NH3·H2O在水中的電離過程）。 H2O+ NH3NH+OH- 酸1 鹼2 酸2 鹼1 可見，在酸的電離過程中，H2O接受質子，H2O是鹼；而在NH3的“電離”過程中，H2O給出質子。因此H2O又是酸。所以水是酸鹼兩性物質。在水的自偶電離過程中，也體現了水的酸鹼兩性。 H2O + H2O H3O++ OH- 酸1 鹼2 酸2 鹼1 作為酸時，H2O的共軛鹼是OH-；作為鹼時，其共軛酸是H3O+。 液氨是非水溶劑，自解離反應及其逆反應也是質子轉移反應： NH3(l)+ NH3(l) NH4+(am)+NH2-(am) 酸1 鹼2 酸2 鹼1 (am表示液氨) 其它常見的兩性物質還有HSO4-，H2PO4-，HPO42-，HCO3- 等。 ②中和反應-----電離理論中的中和反