酸碱解离平衡VIP免费

第三章酸碱解离平衡第一节酸碱理论第二节水溶液中酸碱平衡第三节弱酸、弱碱溶液H3O+或OH-浓度的计算目的要求：1.掌握酸碱质子理论；酸、碱、两性物质及其共轭酸碱。2.掌握弱电解质的解离平衡、解离平衡常数，溶液pH的简化计算。教学内容：一、基本概念：共轭酸碱、离解平衡常数。二、主要教学内容1.酸碱概念的发展，酸碱质子理论；共轭酸碱概念，酸碱反应的本质，共轭酸碱的强弱关系。2.弱电解质的离解平衡、离解平衡常数。3.水的质子自递作用。酸碱溶液及其pH；一元弱酸、一元弱碱溶液中pH的基本计算。（部分自主学习）电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物。强电解质：水溶液中能完全解离成离子的化合物。如：HCl、NaOH、NaCl弱电解质：水溶液中部分解离成离子的化合物。如：HAc、NH3解离度α：电解质的解离程度。原有分子总数已解离的分子数第一节酸碱理论一、酸碱电离理论(阿累尼乌斯酸碱理论）1887年由瑞典化学家阿累尼乌斯提出。酸：在水中解离出的阳离子全是H+的物质；碱：在水中解离出的阴离子全是OH-的物质。中和反应的实质是：H++OH-H2O局限性：无法解释NH3的弱碱性无NH4OH不适用于非水体系或无溶剂体系NH3(g)+HCl(g)苯NH4Cl(s)二、酸碱质子理论（一）酸碱的概念酸：凡能给出质子（H+）的物质；质子的给予体。碱：凡能接受质子（H+）的物质；质子的接受体。酸质子+碱HClH++Cl-HAcH++Ac-NH4+H++NH3H2CO3H++HCO3-HCO3-H++CO32-H2OH++OH-特点：1.酸和碱可以是分子，也可以是阳、阴离子。2.既是酸又是碱（两性物质）如HCO3-,H2O。3.没有“盐”的概念。如NaCl中Cl–为碱；NH4Ac为两性物质（二）酸碱共轭对关系酸质子+碱H++B-HB共轭酸碱对HB—B-只相差一个质子的一对酸碱例：下列各组属于共轭酸碱对的是A.H3PO4—H2PO4-B.H2CO3—CO32-C.H3O+—OH-D.H2PO4-—HPO42-E.H2PO4-—PO43-F.HAc—Ac-酸给出质子能力越强，酸性越强，其共轭碱的碱性越弱；碱接受质子能力越强，碱性越强，其共轭酸的酸性越弱；1.根据酸碱质子理论，下列物质既是酸又是碱的是A、HCO3-B、H2SC、NH4+D、Ac-2.下列各组溶液中,不属于酸碱共轭关系的是A、H2O—OH-B、NH3—NH4+C、H3PO4—HPO42-D、HCl—Cl-练习：指出下列物质只能为酸，只能为碱；两性化合物？并写出其共轭酸（碱）。H2O、H3O+、NH3、H2CO3、H2PO4-、NH4+、H2S、HS-、CO32-、OH-解：1.只能为酸的是：H3O+、H2CO3、NH4+、H2S对应的共轭碱是：H2O、HCO3-、NH3、HS-2.只能为碱的是：HO-、CO32-、NH3对应的共轭酸是：H2O、HCO3-、NH4+3.两性物质是：H2O、H2PO4-、HS-对应的共轭酸是：H3O+、H3PO4、H2S对应的共轭碱是：OH-、HPO42-、S2-（三）酸碱反应的实质HAc+NH3NH4++Ac-H++H+-H+1.实质：两对共轭酸碱对之间的质子传递反应。2.反应环境：水溶液、非水溶剂或气相中的反应。3.3.反应方向：反应方向：由较强的酸和较强的碱作用，生成较弱的碱和较弱的酸由较强的酸和较强的碱作用，生成较弱的碱和较弱的酸（四）优点和局限性：（四）优点和局限性：优点：扩大了酸碱的含义和酸碱反应的范围。将酸碱强度与酸或碱的性质和溶剂的性质联系起来。局限：酸碱质子理论把酸限制在含氢（H），这就不能解释不含氢物质的酸性。如SO3、AlCl3显酸性三、酸碱电子理论在酸碱质子理论提出的同年，美国化学家路易斯提出酸碱电子理论凡能接受电子对的物质都是酸凡能给出电子对的物质都是碱酸+碱→酸碱配合物H++OH-→H←OH酸碱反应碱提供电子对与酸形成配位键生成酸碱配合物特点：酸碱反应包括了除氧化还原反应以外的几乎所有化学反应，应用最为广泛。不足：酸碱认识过于笼统，不易掌握酸碱特征，最大的缺点是不能确定酸碱的相对强度。第二节水溶液中的酸碱平衡一、水的质子自递反应H2O+H2OH3O++OH-H+K=[H3O+][OH-][H2O]2K[H2O]2=[H3O+][OH-]=KwKw：水的质子自递平衡常数Kw=1.0×10-14（298K）298K，任何物质的水溶液：[H+][OH-]=Kw=1.0×10-14水的解离是吸热反应，当温度升高时Kw增大。Kw与温度的关系T/KKw2731.5×10-152981.0×10-143737.4×10-13二、酸碱质子传递平衡及其平衡常数1.一元弱酸HB+H2OH3O++B-平衡时Ka=[H3O+][B-][HB]Ka：酸的解离常数2.一元弱...