第一节酸碱理论第二节弱酸、弱碱的解离平衡第三节酸、碱81.ppt

第一节 酸碱理论 第二节 弱酸、弱碱的解离平衡 第三节 酸、碱溶液 H3O+ 或 OH－ 离子浓 ;第一节 酸碱理论;一、酸碱电离理论;二、酸碱质子理论; 酸碱反应是较强的酸与较强的碱作用，生成 较弱的碱和较弱的酸的过程： 较强酸 + 较强碱 = 较弱碱 + 较弱酸 酸碱质子理论扩大了酸和碱的范围，解决了 非水溶液和气体间的酸碱反应。但是酸碱质子理 论把酸碱只限于质子的给予或接受，不能解释没 有质子传递的酸碱反应。 ;三、酸碱电子理论;四、软硬酸碱理论; 根据路易斯碱的性质的不同，分为硬碱、软碱和交界碱三类： （1）硬碱；硬碱中给出电子的原子或阴离子的电负性大、半径小，不易失去电子。 （2）软碱；软碱中给出电子的原子或阴离子的电负性小、半径大，易失去电子。 （3）交界碱：介于硬碱和软碱之间的碱称为交界碱。;; 软硬酸碱规则的含意是：硬酸与硬碱或软酸与软碱都可以形成稳定的配合物；硬酸与软碱或软酸与硬碱形成的配合物不够稳定；交界酸与软碱或硬碱及交界碱与软酸或硬酸都能发生反应，所生成的配合物的稳定性介于上述两类配合物之间。 利用软硬酸碱规则可以判断配合物的稳定性和预测有关化学反应的方向。一切化学反应都有朝着硬酸与硬碱结合或软酸与软碱结合的方向进行的趋势。;第二节?? 弱酸、弱碱的解离平衡;一、一元弱酸、弱碱的解离平衡; 一元弱酸的相对强弱，还可以用解离度来表征。一元弱酸的解离度定义为： 一元弱酸的解离度与标准平衡常数的关系为： 当α 5% 时，1–α≈1，由上式得：; 在一元弱碱 A 溶液中，存在 A 与 H2O 之间的质子转移反应： 达到平衡时： 一元弱碱的标准解离常数越大，它的碱性就 越强。;二、多元弱酸、弱碱的解离平衡; 第三步解离： 溶液中的 H3O+ 离子主要来自 H3PO4 的第一步解离。多元弱酸的相对强弱就取决于 的相对大小， 越大，多元弱酸的酸性就越强。 ; 第一步解离： ; 溶液中的 OH- 主要来自 的第一步解离。多元弱碱的相对强弱就取决于 的相对大小， 越大，多元碱的碱性就??强。;三、共轭酸碱对的 与 的关系; ? 以上两式相乘得： ? 例题;例 5-1 25 ℃ 时，HAc 的标准解离常数为 1.8×10-5,计算其共轭碱 Ac- 的标准解离常数。;第三节 酸、碱溶液 H3O+ 或 OH- 浓度 的计算 ; 基础化学中计算 H3O+ 浓度或 浓度时通常允许有不超过 ±5% 的相对误差。当两个数相加减时，若其中的较大数 x 大于较小数 y 的 20 倍以上时，可以将较小数忽略不计。 x ± y ≈ x;一、一元弱酸溶液 H3O+ 浓度的计算;由一元弱酸 HA 的解离平衡得：;例 5-2 计算 0.10 mol·L-1 HAc 溶液的 pH， 已知 Ka (HAc)＝1.8×10-5 。 ;二、一元弱碱溶液 OH- 浓度的计算;例 5-3 计算 0.010 mol·L-1 NH3 溶液的 pH，已知 时 Kb (NH3)=1.8×10-5。 ;三、多元酸溶液 H3O+ 浓度的计算; 水的解离： 如果又能同时满足 ;此时二元弱酸可按一元弱酸处理，H3O+ 相对浓度计算公式为： ? 若 时，可进一步简化为： ? 对于三元弱酸溶液 H3O+ 浓度的计算，一般可以忽略三元弱酸的第三级解离，而按二元弱酸处理。 例题;例 5-4 计算 0.10 mol·L-1 H3PO4 溶液的 pH。已知 25 ℃时 Ka1(H3PO4) = 6.7×10-3, Ka2(H3PO4) = 6.2×10-8，Ka3(H3PO4) = 4.5×10-13。 解： ， 。可忽略H2O的解离和H3PO4的第二级解离和第三级解离。但 可利用近似公式计算。