高中化学竞赛酸碱解离平衡ppt课件.ppt

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1、酸碱电离平衡一.酸碱理论Arrhenius(阿仑尼乌斯)1887年酸碱电离理论：凡是在水溶液中能够电离产生的阳离子全部都是H+的化合物叫酸（acid）；电离时产生的阴离子全部是OH的化合物叫碱（base）局限：无法解释NaCO3，Na3PO4呈碱性；NH4Cl现酸性的事实；无法解释非水溶液中的酸碱行为液氨中：NH4++NH2-=2NH3(一).酸碱质子理论（Brnsted-Lowry质子理论）能给出H+的物质为酸能与H+结合的物质为碱NH4+NH3+H+[Al(H2O)6]3+[Al(H2O)5(OH)]2++H+HCO3–CO32–+H+酸碱+H+2.酸碱电离

2、平衡（质子理论）酸H++碱共轭关系共轭酸共轭碱HClH++Cl–酸在水中的电离（酸碱必须同时存在）HCl+H2OH3O++Cl–（全部）酸1碱2酸2碱1NH4++H2OH3O++NH3（可逆）酸1碱2酸2碱1H+H+H+H2CO3－HCO3-;HCO3-－CO32-H3PO4－H2PO4-；H2PO4-－HPO42-；HPO42-－PO43-2.酸碱电离平衡（质子理论）碱在水中的电离（酸碱必须同时存在）Ac–+H2OHAc+OH–（可逆）碱1酸2酸1碱2酸碱反应H+“有酸才有碱，有碱才有酸酸中有碱，碱可变酸”（酸碱相互依存和转化）3.酸碱的强弱取决于（1）酸碱本身释放

3、质子和接受质子的能力（2）溶剂接受和释放质子的能力例如：HAc在水中为弱酸，但在液氨中为强酸（拉平效应）HCl、HBr、HI在水中电离无区别，但在甲醇中电离能力明显不同（区分效应）酸碱的强弱用Ka(电离平衡常数）来表征如：(二)、Lewis的酸碱电子理论1．Lewis的酸碱电子理论的提出质子理论无法解释:如SnCl4、AlCl3等的酸碱性行为2．理论要点：凡可以接受电子对的分子、原子团、离子为酸（electronpairacceptor）；凡可以给出电子对的物质为碱（electronpairdonor）。3．酸碱反应的实质：酸碱反应的实质是形成配位键的反应；碱提供电子

4、对，酸以空轨道接受电子对形成配位键。H＋＋:OH–HOHAlCl3＋Cl–AlCl4–Cu2++4:NH3Cu2+4(NH3)4．Lewis的电子理论有关酸、碱的划分凡金属阳离子及缺电子的分子都是酸；凡与金属离子结合的阴离子或中性分子都是碱。5．Lewis的酸碱电子理论的优缺点：优点：一切化学反应都可概括为酸碱反应缺点：太笼统，不易掌握酸碱的特性无法判断酸碱性的强弱(三)、软硬酸碱理论硬酸：半径小，电荷高的离子如碱土金属离子和Ti4+,Fe3+,Al3+,Ln3+等软酸：半径大，电荷低的离子如Ag+,Pt2+,Hg2+等硬碱：半径小，变形小的阴离子如F–,O

5、2–等软碱：半径大，变形大的阴离子如I–,Br–ClO4–等优点：①比电子理论更广泛的范围②可以解释化合物的稳定性规则：硬亲硬，软亲软配合物的形成规律生成稳定配合物反应速度快生成物不稳定或不能形成，反应速度慢Bi3+（交界酸）+6Br-（交界碱）BiBr63-Cu2+（交界酸）+4NH3（硬碱）Cu（NH3）42+Pd2+（软酸）+4Br-（交界碱）PdBr42-生成物较稳定反应速度适中例用软硬酸碱理论解释配位离子的稳定性次序（1）HgI42－＞HgBr42－＞HgCl42－＞HgF42－（2）AlF63－＞AlCl63－＞AlBr63－＞AlI63－解Hg2＋为软酸

6、，而从I－至F－半径减小，从软碱向硬碱过渡，HgI42－更稳定。Al3＋为硬酸，从F－至I－半径依次增大，从硬碱向软碱过渡，AlF63－更稳定。对配合物中异性双基配位体（SCN-、CNO-、CN-）配位原子选择的解释：O、N——硬碱[Fe-（NCS）6]3-[Ta-（NCS）6]-C、S——软碱[Hg-（SCN）4]2-[Cd-（SCN）4]2-异双核配合物：Hg-（SCN）4-Co判断溶解度AlF3AgCl>AgBr>AgI酸的硬度：Ba2+>Fe2+>Hg2+BaS>FeS>HgSH2O含有电负性高的氧原子，是一种硬碱，

7、但介于F-与其它卤素离子之间,碱的硬度：F->Cl->Br->I-而卤化银中Ag+是软酸，与Cl-、Br-、I-键合较水强，这些盐溶解度就小，但Ag+与F-键合较水弱，AgF溶解度就大。8－1－2水的解离平衡和溶液的pH1水的离子积常数平衡常数表达式KӨ＝[H+][OH－]，称其为水的离子积常数，经常用KwӨ表示。常温下KwӨ＝1.0×10–14。KwӨ与反应的ΔrGmӨ有关系，由KwӨ可求得上述反应的ΔrGmӨ值。rGmӨ=-79.87kJ·mol-1H2O＋H2OH3O+＋OH－或H2OH+＋OH－2溶液的pHpH＝－lg[H+]pOH＝－lg