§4.2 水溶液中的酸碱平衡PPT.ppt

例：298K， (HAc)=1.76×10-5 c c / ? 1.0 56818 0.42% 0.10 5681.8 1.33% 0.010 568.18 4.20% 0.0010 56.818 13.3% 比α更反映弱酸的本质。 以HA表示一元弱酸，其水溶液的解离平衡表示为： ? 弱酸的解离平衡常数通常用 表示，则: 数值的大小体现出弱酸的相对强弱 p284 一元弱酸溶液中 H+浓度的近似计算式： 解离度 : 一元弱碱 解离常数通常用 表示 ? 例：0.010mol?dm-3NH3（aq）在298K的解离度 为4.2%，求其 。 解： ，可以近似计算： ? ＞ 10 -2 强酸 ＞ 10 -2 强碱 =10 -2 ～ 10 -5 中强酸 = 10 -2 ～10 -5 中强碱 ＜ 10 -5 弱酸 ＜ 10 -5 弱碱 对于指定的酸（碱）， 只与温度有关，而与酸（碱） 溶液的起始浓度无关。 弱酸的 与其共轭碱的 · = 2.多元弱酸的解离平衡 例：H3PO4 + H2O ? H3O+ + H2PO4- H2PO4- + H2O ? H3O+ + HPO42- HPO42- + H2O ? H3O+ + PO43- 特点 : 1.分步电离; 2.逐级解离常数 Ka1? ?? Ka2? ?? Ka3? 原 因： (1)从负离子H2PO4- 和HPO42-电离出H+比从H3PO4电离出H+困难得多; (2)第一步电离生成的 H+抑制第二步电离和第三步电离. 计算示例： 例. 求 0.10mol.dm-3 H2S 水溶液中[H3O+]、 [HS-]、[S2-]和H2S的解离度。 （已知，H2S（aq）的Ka1? =1.3×10-7, Ka2? =7.1×10-15） [分析] Ka1 ? ??Ka2 ? ，[H3O+]只需按第一步电离计算。 解： 平衡浓度: 0.10-x x x 500, ∴可用近似公式 起始浓度：0.10 0 0 ? [S2-]由第二步解离计算： 平衡时： x-y=x x+y=x y 可见，二元弱酸水溶液中，[二元弱酸根] ≈ ? §4.2 水溶液中的酸碱平衡 4.2.1 酸碱概念 1 酸碱电离理论（经典酸碱理论） 1887年28岁的瑞典科学家S.Arrhenius提出。 2 酸碱质子理论（Proton Theory of Acid and Base） 1923年由丹麦化学家Br?nsred（布朗斯特）和英国化学家Lowry（劳莱）提出。 3 酸碱电子理论 1923年由美国物理化学家Lewis提出，又称“Lewis”酸碱理论 1.酸碱电离理论 ①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” 。 ②酸碱反应 H+与OH-反应生成H2O 经典酸碱理论的优点 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.解释了“中和热”的值： （放热） 3.找出了衡量酸、碱强度的标度（Ka、Kb、pH）。 经典酸碱理论的局限性 ①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，析出H2： 酸？ 碱？ 酸？ 酸碱举例 酸 分子 HCl, H2SO4, H3PO4, H2O, NH3… 离子 NH4+, HSO4-, H2PO4-, HPO42-… 碱 分子 H2O, NH3… 离子 OH-, HSO4-, H2PO4-, HPO42-… 两性物 分子 H2O, NH3…