《解离平衡》PPT课件

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1、本章教学要求1.酸碱理论的发展酸碱的质子理论（Bronsted理论）酸碱的电子理论（Lewis理论）2.弱电解质的电离平衡水的电离平衡弱酸和弱碱的电离平衡缓冲溶液盐效应酸碱指示剂3.盐类的水解水解的概念水解平衡的计算影响水解平衡的因素本章教学要求4.强电解质的电离问题的提出德拜-休克尔理论5.溶度积和溶解度溶度积常数溶度积常数与溶解度的关系6.沉淀溶解平衡的移动沉淀的生成沉淀的溶解沉淀分离法沉淀的转化四弱电解质电离平衡大沉淀——溶解平衡平氧化还原平衡解离出的正离子都衡配位平衡是H+的是酸，解离出

2、的负离子都是OH-§4-1酸碱理论的是碱。1.1884年，瑞典化学家Arrhenius电离理论2.1923年，丹麦化学家Bronsted英国化学家Lowry酸碱质子理论3.1923年，美国化学家Lewi酸碱电子对理论s4.1963年，美国化学家Pearson软硬酸碱理论（HSABT）4.1.1酸碱质子论一.含义酸:反应过程中凡是能释放出质子（H+）的任何含H原子的分子或离子的物种质子的给予体如：HCl、NH+、HSO、HO+、CH3COOH、HCO-、42433HPO-都是酸。24碱：反应过程中

3、凡能与质子（H+）结合的分子或离子的物种质子的接受体如:OH-、NH、CH3COO-、HCO-、S2-、PO3-334都是碱。由上述讨论可知：1）酸碱可以是分子，也可以是离子。2）酸给出质子后剩下的部分为碱，碱接受质子后就变成酸。一种酸与它给出一个质子后所形成的碱为共轭酸碱对。CH3COOH共轭碱CH3COO-CH3COO-共轭酸CHCOOH3CH3COOHCH3COO-共轭酸碱对共轭酸碱对之间仅差一个质子H+酸H++碱如CO2-和HCO-，而并非CO2-和HCO333233）酸碱是相对的，同一

4、物质在不同的条件下可能具有不同的酸碱性。4)两性物质：既能给出质子又能接受质子的物质。-2-HSO4,HCO3H2OH2PO4HPO45)酸碱反应的实质是质子的传递。H+HF(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+F-(aq)H+NH3(aq)+H2O(l)NH4+(aq)+OH-(aq)HO(l)+HO(l)H3O+(aq)+OH－(aq)22H+Ac－+H2OOH－+HAcH+NH4+H2OH3O++NH3H+HCl+NH3=NH++Cl-（s）4酸碱中和反应、酸的电离反应、盐的水解反

5、应都是质子传递反应。酸碱质子理论扩大了酸碱的范围，也扩大了酸碱反应的范围。三、酸碱的强度传递质子能力大小的顺序HClO,HSO,HI,HCl,HNO>HIO>HSO>HSO->HPO4243323434强酸中强酸>HF>CHCOOH>HCO>HS>NH+>HCN>HO323242弱酸极弱酸通常用解离常数来表征酸碱强度。CHCOOH（aq）+HO(l)H+（aq）+CHCOO-（aq）3O3321G369.44396.6027.16kJ.molrm根据GK=1.75×10-5

6、rm=-RTlnK得aa(H)a(Ac)a(H2O)=1，对溶液a=c/cθKaa(HAc)a(HO)2{[H]/c}{[Ac]/c}[H][Ac]即K=1.75×10-5a[HAc]/c[HAc]同样Ac-+HOHAc+OH-2[HAc][OH]Kb[Ac]①KNotes：a或Kb的意义：比较弱酸或弱碱的相对强弱K越大，酸性越强，K越大，碱性越强，ab②K或K是温度的函数,与浓度无关。ab③共轭酸碱对的与其的关系KaKbHO+CHCOO

7、-（aq）CHCOOH（aq）+OH-（aq）233[HAc][OH][HAc][OH][HO]Kb[Ac][Ac][HO]K[H][Ac]Kwa[HAc]KbKbKaKwKa4.1.2酸碱电子论酸碱电子理论认为：凡是能接受电子对的物质就是酸；凡是能给出电子对的物质就是碱。酸碱反应的实质是碱提供电子对，与酸形成配位键而生成酸碱配合物：酸+碱酸碱配合物酸碱电子理论是目前应用最为广泛的酸碱理论。但酸碱电子理论对酸碱认识过于笼统，因而不易掌握酸碱的特征，

8、也使不同类型反应之间的界限基本消除，最大的缺点是不易确定酸碱的相对强度。4.1.3硬软酸碱规则（一）软硬酸碱的分类根据路易斯酸的性质的不同，皮尔逊把酸分为硬酸、软酸和交界酸三类：（1）硬酸：硬酸是半径较小，电荷数大，对外层电子的吸引力强的阳离子。（2）软酸：软酸是半径较大，电荷数小，对外层电子的吸引力弱的阳离子。（3）交界酸：介于硬酸和软酸之间的酸称为交界酸。根据路易斯碱的性质的不同，分为硬碱、软碱和交界碱三类：（1）硬碱；硬碱中给出电子的原子或阴离子的电负性大、半径小，不易失去电子。（2）软碱