无机化学之解离平衡.ppt

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1、1、酸碱质子理论凡是能给出质子的分子或离子称为酸，凡是能接收质子的分子或离子称为碱。酸=碱＋质子（H+）[Al(H2O)6]3+=[Al(H2O)5(OH)]2++H+酸碱HPO42-=PO43-+H+酸碱第四章解离平衡1质子酸：HCl、HAc、NH4+、Al(H2O)6+质子碱：OH、Ac、NH3、HSO3、CO32共轭酸碱：酸碱存在着对应的相互依存的关系；酸给出质子生成碱；碱接受质子变成酸。物质的酸性或碱性要通过给出质子或接受质子来体现。共轭酸碱对：HCl-ClH2O-H3O+2①酸和碱可以是分子，也可以是阳离子或阴离子；②有的酸和碱在某

2、对共轭酸碱中是碱，但在另一对共轭酸碱对中是酸；③质子论中不存在盐的概念，它们分别是离子酸或离子碱。32．酸碱反应（1）强电解质的电离：HCl+H2OH3O++Cl强酸1强碱2弱酸2弱碱1弱酸1弱碱2强酸2强碱1（2）弱酸的电离HAc+H2OH3O++AcNH3+H2ONH4++OH弱碱1弱酸2强酸2强碱14Ac+H2OHAc+OH（3）水的自偶电离H2O+H2OH3O++OH-弱酸1弱碱2强酸2强碱1（4）盐类的水解弱碱1弱酸2强酸1强碱25[H2O]是常数，Kaθ称为酸的解离平衡常数3.酸碱强弱的比较(1)电离平衡常数例：HAc+H2OH3

3、O++Ac6Kbθ称为碱常数NH3+H2ONH4++OH7∴Kaθ·Kbθ=KWθKaθ(HAC)可查表得到Kbθ(AC-)=?Ac+H2OOH+HAc(2)酸碱常数的相互关系8解：HAc+H2OH3O++Ac-fGm/kJmol-1-396.6-237.19-237.19-369.4rGm=27.2kJ·mol-1=-RTlnKaөlnKaө=10.95,Kaө=1.7410-5例:计算298K时下列反应HAc+H2OH3O++Ac-的平衡常数9二、Lewis的酸碱电子理论（自学）1．Lewis的酸碱电子理论的提出质子理论无法解释

4、: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）。10fGmθ/kJ·mol1399.610372.46Kaθ随T升高而增大4-2弱电解质的解离平衡(P76)一、一元弱酸、弱碱的电离平衡1．一元弱酸的电离过程HAcH++Ac1112NH3·H2O(aq)=NH4+(aq)+OH-(aq)fGm/kJ.mol-1-263.76-79.37-157.272．一元弱碱的电离过程计算NH3·H

5、2O(aq)NH4+(aq)+OH-(aq)的平衡常数：1314例1、计算下列各浓度的HAc溶液的[H]+和电离度（1）0.1mol.L-1(2)1.010-5mol.L-1解：（1）x2/0.1-x=Kaθc/Kθ400，0.1-x0.1[H]+＝1.310-3mol.L-1=1.3%(2)c/Kθ<400，故不能近似计算。x2/c-x=1.810-5解一元二次方程（精确计算）x=[H]+＝7.1610-6mol.L-1=71.6%15x=[OH-]=1.410-3mol.L-1pOH=2.85,pH=11.15解：NaCN的浓度＝

6、2.45/(490.5)=0.1mol.L-1CN-+H2OHCN+OH-平：c-xxx例2、将2.45g固体NaCN配成500ml水溶液，计算溶液的pH值？(已知HCN的Kaθ＝4.910-10)16二、多元弱酸、弱碱的电离平衡特点：分步进行1．二元弱酸的电离平衡H2S=H++HS-HS-=H++S2-H2S=2H++S2-17多元弱酸、弱碱的电离以第一步为主溶液中同时存在H2S、HS、H+、S2饱和H2S水溶液，[H2S]=0.1mol·L1可求出不同pH下的[S2]18例3、计算0.1mol.L-1的H2S水溶液(饱和水溶液)的[H+

7、]、[HS-]、[S2-]及pOH。（Ka1θ=1.110-7,Ka2θ=1.010-14）H2S=H++HS-起始浓度0.100平衡浓度0.1-xxxc/Ka1>400,近似地：0.1-x=0.1x2/0.1=Ka1x=[H+]=[HS-]=7.510-5mol·L1由二级平衡:HS-=H++S2-平衡浓度:7.510-57.510-5y[S2-]=y=Ka2[H+][OH-]=Kw[OH-]=1.310-10mol·L1pOH=10.1119例4、在0.3mol.L-1的盐酸溶液中通入H2S水溶液至饱和，求溶液中的[HS-]和[S2

8、-]解：H2S=H++HS-起始浓度0.10.30平衡浓度0.10.3x[HS-]=x=K1