酸和堿的質(zhì)子轉(zhuǎn)移平衡課件

第二節(jié)酸和堿的質(zhì)子轉(zhuǎn)移平衡[酸堿理論、弱電解質(zhì)（弱酸、堿）解離平衡]基本概念：酸和堿是自然界里兩類重要物質(zhì)，酸堿反應(yīng)是基本化學(xué)反應(yīng)之一。水溶液中或熔融狀態(tài)下能夠?qū)щ姷奈镔|(zhì)稱為電解質(zhì)，酸、堿及鹽是電解質(zhì)。根據(jù)電解質(zhì)解離度大小，電解質(zhì)有強弱之分。弱電解質(zhì)在水溶液中部分解離，存在解離平衡。絕大多數(shù)鹽類都是強電解質(zhì)。1酸堿理論簡述水溶液中解離產(chǎn)生的陽離子全是H+的為酸，產(chǎn)生的陰離子全是OH-的為堿，酸、堿中和實質(zhì)就是H+和OH-結(jié)合為水的反應(yīng)（中和）-經(jīng)典酸堿理論（S.A.Arrhenius)電離理論）運用測量溶液電導(dǎo)率和凝固點下降等測量了電解質(zhì)的解離度。酸、堿強弱可以根據(jù)其在水溶液中解離程度的大小衡量，大于60％的稱為強酸、堿，小于1％的為弱酸、堿。HCl、NH3，苯中，J、N.Bronsted-T.M.Lowry釋放、接受質(zhì)子－酸、堿認(rèn)為酸堿的解離是質(zhì)子在酸堿與水間的轉(zhuǎn)移：酸堿中和是酸堿間的質(zhì)子轉(zhuǎn)移HAc+H2O=Ac-+H3O+HAc/Ac-;H2O/H3O+共軛酸堿對NH3+H2O=NH4++OH-NH3/NH4+;H2O/OH-共軛酸堿對Ac-+H2O=HAc+OH-水解反應(yīng)，Cl-極弱堿，幾乎不能接受質(zhì)子質(zhì)子酸必須含H。G.N.Lewis,接受、給出電子(對)的物質(zhì)－酸、減－廣泛，不能比較強弱Cu2+(acid)+:NH3(base)BF3(acid)+:F-(base)Na+C2H5OH2純水存在微弱解離，標(biāo)準(zhǔn)態(tài)下實驗或熱力學(xué)計算均可得到解離常數(shù)，稱為水的離子積（Kw）。解離與解離平衡：弱電解質(zhì)——一元弱電解質(zhì)；多元弱電解質(zhì)。強電解質(zhì)——易溶強電解質(zhì)；難溶強電解質(zhì)。配位平衡3關(guān)于解離常數(shù)

性質(zhì)：不受離子或分子濃度的影響,受溫度的影響（?。?。值越大，表明弱電解質(zhì)解離

意義：Kiy程度越大。5平衡常數(shù)和解離度的計算例已知25℃時，Ky(HAc)=1.75×10-5,1.計算該溫度下0.10mol/kg的HAc溶液中H+、Ac-濃度及溶液的pH值，計算該濃度下HAc的解離度。2.將該溶液稀釋至HAc等于0.01mol/kg,求該溶液的pH值及HAc的解離度。HAcH++Ac-起始0.1000mol/kg平衡0.10-x

x

xmol/kgKy(HAc)=x20.10-x≈x2/0.101.x=1.3×10-3pH=2.89=1.3%2.H+=4.2×10-4mol/kg=4.2%6×100％解離度已解離的弱電解質(zhì)濃度弱電解質(zhì)的起始濃度

對于弱電解質(zhì)，還可以用解離度（）來表示解離的程度HAH＋＋A－起始濃度

C

00

解離度和平衡常數(shù)不同，其與溶液的濃度有關(guān)，濃度越稀時，解離度越大這個關(guān)系稱為稀釋定律。平衡濃度

c(1-)cc

Ka＝c2(1-≈1)

=√Ka/c[H+]=√Kac71分級解離常數(shù)，如：H2SH++HS-

Ka1

=9.1×10-8HS-H++S2-

Ka2

=1.1×10-12H2S2H++S2-

Ka

=?根據(jù)多重平衡規(guī)則：Ka

=K1

.K2

=1.0×10-19二、多元弱電解質(zhì)的解離平衡8①H2S飽和溶液中,b(H2S)=0.1mol·kg-1;S2-來自二級解離,

b(S2-)/by≈K2②(單純H2S溶液中)

H+主要來自一級解離,可用稀釋定律處理;討論:（室溫、一個大氣壓、一體積水溶解2.6體積H2S）K2＜＜K1S2-較HS-較強的對H+的束縛力（離子引力）一級解離的H+對二級解離的同離子效應(yīng)10多組分溶質(zhì)系統(tǒng)中，易溶強電解質(zhì)對弱電解質(zhì)解離平衡的影響，實質(zhì)是解離平衡的移動。HAcH++Ac-NaAcNa++Ac-三同離子效應(yīng)12溶液的pH值在一定范圍內(nèi)不受外來少量強酸、堿的影響，這種溶液稱緩沖溶液1組成：弱酸+弱酸鹽或弱堿+弱堿鹽

HAc+NaAc

HAc+NH4AcNaH2PO4+Na2HPO4NaHCO3+Na2CO3NH3·H2O+NH4Cl四、緩沖溶液142機理：以HAc—NaAc緩沖對為例(定性):HAcH++Ac-+H+HAcH++Ac-+OH-H2O可見,Ac-是抗酸因素，HAc是抗堿因素。15緩沖作用是有限的，當(dāng)外加強酸、堿過量時,會失去緩沖作用。3定量計算：①弱酸-弱酸鹽②弱堿-弱堿鹽16例：100g水中含0.01mol的HAc和0.01molNaAc,向該混合溶液中加入0.001mol

的HCl,求此溶液的pH值。b（HCl）=0.01mol.kg-1

b(酸)=0.11mol.kg-1;

b(鹽)=0.09mol.kg-1解：Ka=1.76×10-5。y已知：17

代入式①:

pH=-