1046水溶液中的酸碱平衡

1、4.6 水溶液中的酸碱平衡4.6.1 酸碱理论4.6.2 一元弱酸(碱)的电离平衡4.6.3 多元弱酸(碱)的电离平衡4.6.4 酸碱电离平衡的移动及应用14.6.1 酸碱理论1. 酸碱电离理论Arrhenius提出“电离学说”认为: Acid: 在水溶液中电离产生的阳离子全部是H+的化合物Base: 电离时产生的阴离子全部是OH-的化合物24.6.1 酸碱理论2. 酸碱质子理论酸: 给出质子(H+)的分子或离子, 质子给体碱: 能与质子结合的分子或离子, 质子受体共轭酸碱对: 34.6.1 酸碱理论A)酸和碱可以是分子、阳离子或阴离子, 如: B)有的离子在某对共轭酸碱对中是碱, 但在另一对

2、共轭酸碱对中是酸。如: 44.6.1 酸碱理论另例, H2O在共轭酸碱对H2OOH-中是酸、而在共轭酸碱对H3O+H2O中是碱; HCO3-的共轭碱是CO32-、其共轭酸是H2CO3; HPO42-及H2PO4-等都既可作为酸又可作为碱C)在共轭酸碱对中, 酸越强, 给出质子的能力越强, 它的共轭碱接受质子的能力越弱(碱性越弱); 反之54.6.1 酸碱理论例, 水溶液中酸性: HCl H3PO4 H2CO3 NH4+ H2O它们的共轭碱的碱性: Cl- H2PO4- HCO3- NH3 OH-D)酸碱反应的实质是传递质子, 反应总是由较强的酸碱作用, 向生成较弱的酸碱方向自发进行64.6.1

3、 酸碱理论74.6.1 酸碱理论D) H2O的自偶电离和离子积常数i)H2O的自偶电离和离子积常数: 简写为: 平衡常数: 84.6.1 酸碱理论实验测得, 在298 K, 纯水中称为“水的离子积常数”. 水电离吸热, 温度升高离子积常数增大. 但RT范围内, 可近似认为Kw = 110-1494.6.1 酸碱理论ii) 溶液的pH: 在纯水中加入酸, 使溶液H+浓度增大, 水的电离平衡向左移动, 导致OH-浓度减小, 但温度不变时, 平衡常数Kw不变, 所以在任一酸碱溶液中, 都有104.6.1 酸碱理论对上式取负常用对数, 并定义可得, pKw = pH + pOH = 14.0 (RT)

4、举例: 0.1 moldm-3 HCl溶液, 0.1 moldm-3 NaOH溶液114.6.1 酸碱理论E)酸碱指示剂124.6.1 酸碱理论3. 酸碱电子理论Lewis “酸碱电子理论” 认为: 酸: 接受电子对的分子、原子团、离子, 是电子对受体碱: 给出电子对的物质, 是电子对的给体134.6.2 一元弱酸(碱)的电离平衡1)弱电解质的电离平衡和电离常数: 弱电解质部分电离, 溶液存在未电离的分子和电离生成的阴阳离子, 在一定温度下达到的化学平衡状态例CH3COOH (HAc), 144.6.2 一元弱酸(碱)的电离平衡对于指定的酸, 电离平衡常数Ka, 简称该酸的酸常数, 在一定温度

5、下是一常数, 下标a表示acid电离过程吸热, 随温度升高Ka增大, 在接近RT范围数值改变不大, 可以298 K的数据代替154.6.2 一元弱酸(碱)的电离平衡对于碱氨水的电离, Kb = 1.7610-5: 弱碱的“电离平衡常数Kb”, “碱常数”, 下标b表示“碱”(base)164.6.2 一元弱酸(碱)的电离平衡2)电离度(离解度): 是“转化率”应用于“电离过程”的一种具体形式, 表示弱电解质在一定条件下的离解百分率, 随弱电解质的浓度而变化i)到达平衡时弱电解质的电离百分率: 174.6.2 一元弱酸(碱)的电离平衡ii)电离常数与电离度之间关系: 184.6.2 一元弱酸(碱

6、)的电离平衡例4.7 (p. 83)3) 酸碱度的计算: 一元弱酸HA(一元弱碱BOH), 在很小的条件下, 电离平衡时溶液中H+离子或OH-离子的相对浓度: 194.6.2 一元弱酸(碱)的电离平衡4) 共轭酸碱对间电离常数的关系: A- + H2O HA + OH-即204.6.2 一元弱酸(碱)的电离平衡例4.8 (p. 83)214.6.3 多元弱酸(碱)的电离平衡多元弱酸(如H2S, H2C2O4, H3PO4等)分步电离224.6.3 多元弱酸(碱)的电离平衡第一级电离平衡常数远远大于第二级常数, 溶液中氢离子主要来自第一级电离, 且第一级电离产生的H+将抑制第二级电离计算溶液中的

7、H+浓度时, 第二(三)级电离产生的H+可以忽略不计例4.9 (p.85)234.6.3 多元弱酸(碱)的电离平衡244.6.3 多元弱酸(碱)的电离平衡254.6.3 多元弱酸(碱)的电离平衡264.6.4 酸碱电离平衡的移动及应用1. 稀释和浓缩对电离平衡的影响Ac- + H2O HAc + OH-, 正反应为(除溶剂水外)粒子数增多的反应, 所以, 稀释溶液时, 平衡向右(正反应方向)移动NH4+ + Ac- + H2O = NH3H2O + HAc, 反应前后(除溶剂水外)粒子数不变, 所以, 等温稀释或浓缩溶液对平衡无影响274.6.4 酸碱电离平衡的移动及应用2. 同离子效应例:

8、HAc溶液中加入强电解质NaAc, 由于NaAc全部电离, 溶液中Ac-大大增加, 从而使HAc的电离平衡向左移动, 降低了HAc的电离度同离子效应: 向弱电解质溶液中加入具有共同离子的强电解质, 而使电离平衡向左移动, 从而降低弱电解质电离度的现象284.6.4 酸碱电离平衡的移动及应用例4.10 (p. 86)294.6.4 酸碱电离平衡的移动及应用304.6.4 酸碱电离平衡的移动及应用3. 盐效应对弱电解质的电离平衡, 如HAc = H+ + Ac-, 当加入NaCl时, 平衡向电离方向移动, 电离度增大盐效应: 弱电解质溶液中加入强电解质时, 该弱电解质的电离度增大不仅盐可以产生盐效

9、应, 任何电解质都会或大或小地引起盐效应.在(如NaAc)产生同离子效应的同时, 也会有盐效应. 但同离子效应超过盐效应314.6.4 酸碱电离平衡的移动及应用4. 缓冲溶液举例: 向1 dm3纯水中加2滴(约0.1 cm3) 1moldm-3的HCl/NaOH, pH显著改变. 向1.0 dm3的HAc-NaAc混合溶液(0.1 moldm-3)中加2滴1.0 moldm-3的HCl/NaOH, 溶液的pH几乎不变324.6.4 酸碱电离平衡的移动及应用能够抵抗外加少量酸、碱或稀释, 而本身pH不发生显著变化的现象, 称为“缓冲作用”, 这一溶液称为“缓冲溶液”弱酸及其盐(如NaAc-HAc, NaHCO3-H2CO3)、多元弱酸酸式盐及其次级盐(如NaH2PO4-Na2HPO4, NaHCO3-Na2CO3)、弱碱及其盐(NH3H2O-NH4Cl)的水溶液都有缓冲作用334.6.4 酸碱电离平衡的移动及应用NaAc-HAc缓冲溶液: HAc=H+Ac-平衡浓度 高 高加少量酸, H+浓度, 平衡左移受高浓度HAc拟制, pH稳定加少量碱, 中和H+, 平衡右移受高浓度Ac-拟制, pH稳定加少量水, 平衡右移受高浓度Ac-拟制, pH稳定344.6.4 酸碱电离平衡的移