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第二节 酸和碱的质子转移平衡 [酸碱理论、弱电解质（弱酸、碱）解离平衡] 基本概念： 酸和碱是自然界里两类重要物质，酸碱反应是基本化学反应之一。 水溶液中或熔融状态下能够导电的物质称为电解质，酸、碱及盐是电解质。根据电解质解离度大小，电解质有强弱之分。弱电解质在水溶液中部分解离，存在解离平衡。绝大多数盐类都是强电解质。 1 酸碱理论简述 水溶液中解离产生的阳离子全是H+ 的为酸，产生的阴离子全是OH-的为碱，酸、碱中和实质就是H+和OH-结合为水的反应（中和）-经典酸碱理论（S.A.Arrhenius) 电离理论） 运用测量溶液电导率和凝固点下降等测量了电解质的解离度。酸、碱强弱可以根据其在水溶液中解离程度的大小衡量，大于60％的称为强酸、碱，小于1％的为弱酸、碱。 HCl、NH3，苯中，J、N.Bronsted-T.M.Lowry 释放、接受质子－酸、碱 认为酸碱的解离是质子在酸碱与水间的转移：酸碱中和是酸碱间的质子转移 HAc + H2O = Ac- + H3O+ HAc/Ac-; H2O/H3O+ 共轭酸碱对 NH3 + H2O = NH4+ + OH- NH3/NH4+; H2O/OH- 共轭酸碱对 Ac-+H2O = HAc + OH- 水解反应，Cl- 极弱碱，几乎不能接受质子 质子酸必须含H。G.N.Lewis, 接受、给出电子(对)的物质－酸、减－广泛， 不能比较强弱 Cu2+(acid) + :NH3(base) BF3(acid) + :F-(base) Na+C2H5OH 2 纯水存在微弱解离，标准态下实验或热力学计算均可得到解离常数，称为水的离子积（Kw）。 解离与解离平衡： 弱电解质——一元弱电解质； 多元弱电解质。 强电解质——易溶强电解质； 难溶强电解质。 配位平衡 3 一元弱电解质单组分溶质的解离，如： HAc H++Ac- NH3·H2O NH4++OH- 解离常数表达式： y y y y y y y y 一、一元弱电解质的解离 4 关于解离常数 性质：不受离子或分子浓度的影响,受 温度的影响（小）。 值越大，表明弱电解质解离 意义：Ki y 程度越大。 5 平衡常数和解离度的计算 例 已知25℃时，K y(HAc)=1.75×10-5, 1.计算该温度下0.10mol/kg的HAc溶液中H+、Ac-浓度及溶液的pH值，计算该浓度下HAc的解离度。 2.将该溶液稀释至HAc等于0.01mol/kg,求该溶液的pH值及HAc的解离度。 HAc H++Ac- 起始 0.10 0 0 mol/kg 平衡 0.10-x x x mol/kg Ky(HAc)= x2 0.10-x ≈x2/0.10 1. x=1.3×10-3 pH=2.89 ?=1.3% 2. H+=4.2×10-4 mol/kg ?=4.2% 6 ×100％ 解离度 已解离的弱电解质浓度 弱电解质的起始浓度 对于弱电解质，还可以用解离度（?） 来表示解离的程度 HA H＋＋A－ 起始浓度 C 0 0 解离度和平衡常数不同，其与溶液的浓度有关， 浓度越稀时，解离度越大这个关系称为稀释定律。 平衡浓度 c(1- ?) c? c? Ka＝c?2 (1- ?≈1) ? =√Ka/c [H+]=√Ka c 7 1 分级解离常数，如： H2S H++HS- Ka1 =9.1×10-8 ? HS- H++S2- Ka2 =1.1×10-12 ? H2S 2H++S2- Ka =? ? 根据多重平衡规则： Ka =K1 .K2 =1.0×10-19 ? ? ? 二、多元弱电解质的解离平衡 8 注 意： 溶液中并无此平衡: H2S 2H++S2- 所以 b(H+)≠2b(S2-) 其表达式：Ka ? ? 9 ① H2S饱和溶液中,b(H2S)=0.1mol·kg-1; S2-来自二级解离, b(S2-)/by≈K2 ? ② (单纯H2S溶液中) H+主要来自一级解离,可用稀释定律处理; 讨论: （室温、一个大气压、一体积水溶解2.6体积H2S） K2＜＜K1 S2-较HS-较强的对H+的束缚力（