无机化学 酸碱平衡与沉淀-溶解平衡01

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1、第五章酸碱平衡与沉淀－溶解平衡第一节酸和碱波义耳(Boyle)，17世纪中叶有酸味，使石蕊变红的物质叫做酸；有涩味，使石蕊变蓝的物质叫做碱。★酸指在水中电离出的阳离子全部为H+H2SO4=HSO4+2H+★碱指在水中电离出的阴离子全部为OH-NaOH=Na++OH-★中和反应的实质H++OH-=H2OSvanteAugustArrhenius瑞典化学家S.A.ArreheniusAcidBaseTheory,1887局限：狭隘，不能解释所有物质，如NH4Cl水溶液呈酸性。一、酸碱质子理论酸(质子给体)：能给出质子的分子或离子碱(质子受体)：能接受质子的分子或离子——布朗斯台

2、德（J·N·Bronsted，丹麦）洛里（T·M·Lowry，英国），1923年(一)定义HClH+Cl–HAcH+Ac–H2CO3H+HCO3–HCO3–H+CO32–NH4+H+NH3H3O+H+H2OH2OH+OH–[Al(H2O)6]3+H+[Al(H2O)5OH]2+分子，分子，阴、阳离子阴、阳离子酸碱半反应注：如H2O，HCO3–既是酸又是碱，两性物质。盐也有酸碱性，如Na2CO3，NH4Cl等。红－蓝互为共轭酸碱对Acidsprotons+Bases醋酸溶液中：酸碱半反应1：HAcH++Ac–酸碱半反应2：H++H2OH3O+酸1碱1碱2酸2总反应：HAc+H

3、2OH3O++Ac–酸1碱2酸2碱1H+实质：两对共轭酸碱对之间的质子(H+)传递反应。酸碱反应的实质是质子的传递下列那些是酸，碱和两性物质NH4+,NH3,HCO3-,H2O,HS-,S2-,OH-酸碱质子理论的优点与电离理论相比，扩大了酸和碱的范围。如NH4Cl与NaAc，在电离理论中认为是盐，而质子理论认为NH4Cl中的NH4+是酸，NaAc中的Ac-是碱。酸碱反应是质子传递过程，符合这种要求的反应都可划归为酸碱反应，从而扩大了酸碱反应的范围。建立了酸碱强度和质子传递反应的辨证关系，把酸或碱的性质和溶剂的性质联系起来。如在HAc水中是弱酸，而在液氨中却是强酸；HNO3

4、在水中是强酸，而在冰醋酸中却是弱酸。(二)酸碱的强弱(以水为溶剂进行比较)HA+H2OH3O++A可简写为HAH++A平衡常数酸度常数，acidityconstant弱酸B+H2OBH++OH平衡常数——一元弱碱的碱度常数，basicityconstant注意：K只与物质的本性和温度T有关，与浓度无关。Ka越大，酸性越强；Kb越大，碱性越强；参考p72表5－2共轭酸碱对——强酸弱碱，弱酸强碱第二节酸碱平衡酸碱的分类一元弱酸、弱碱多元弱酸、弱碱两性物质一、水的质子自递平衡25℃纯水，Kw＝1×10-14（1）离子积[H+]=[OH–]=H2OH++OH–+H++H2OH

5、3O+H2O+H2OOH–+H3O+KW水的离子积适用于纯水和所有稀水溶液。任何物质的水溶液都同时含[H+]、[OH-]，同一溶液中，始终保持[H+][OH-]=1.0×10-14共轭酸碱的Ka、Kb与Kw的关系HA+H2OH3O++A–A–+H2OOH—+HAH2O+H2OOH–+H3O+Kw=[H3O+][OH–]∴Kw=Ka.Kb，即固定温度下，Ka与Kb成反比。①HA的解离：②A–离子的水解：③水的解离：HA在水溶液中达到平衡时，离子的浓度只有一个。Ka与Kb成反比，说明酸愈弱，其共轭碱愈强；碱愈弱，其共轭酸愈强。【例】已知NH3的为Kb为1.79×10-5，试求N

6、H4+的Ka。解：NH4+是NH3的共轭酸,故:Ka=Kw/Kb=1.00×10-14/(1.79×10-5)=5.59×10-10答：NH4+的Ka为5.59×10-10.（2）pH值：25℃时，pH+pOH=14;pH<7酸性=7中性>7碱性体液pH体液pH血清成人胃液婴儿胃液唾液7.35~7.450.9~1.55.06.35~6.85大肠液乳汁泪水尿液8.3~8.46.0~6.9~7.44.8~7.5[H+][OH-]=1.0×10-14电离度例：试计算浓度为c的弱酸HA水溶液的[H+]。解：(1)忽略水的质子自递平衡，则：HA⇋H++A–起始浓度：c00电离浓度：[

7、H+][H+][H+]平衡浓度：c-[H+][H+][H+]二、弱酸、弱碱与水之间的质子传递平衡（一）一元弱酸、弱碱一元弱酸中H+浓度的近似计算公式当c/Ka≥500时，计算误差<5%，即c-[H+]≈c，则：一元弱酸中[H+]的最简计算公式计算酸性溶液中[H+]浓度、pH值的步骤判断酸的强弱弱酸强酸H+完全电离H+部分电离判断c/Ka与500的大小关系c/Ka≥500c/Ka<500用近似公式计算pH=-lg[H+]一元弱酸（HA）和一元弱碱B的浓度计算公式【例2】已知浓度为0.10mol/L的HAc溶液，求溶液