酸堿平衡基礎知識講義課件

第九章酸堿平衡§9-5緩沖溶液§9-6酸堿指示劑§9-4水溶液化學平衡的計算§9-3酸堿鹽溶液的電離平衡§9-2水的離子積和pH§9-1酸堿質(zhì)子理論第九章酸堿平衡§9-5緩沖溶液§9-6酸堿19-1酸堿質(zhì)子理論一:質(zhì)子酸和堿的定義(C級重點掌握)

凡能給出質(zhì)子(H+)的物質(zhì)都是酸；凡能接受質(zhì)子的物質(zhì)都是堿。在質(zhì)子理論中,酸和堿不局限于分子,還可以是陰,陽離子.若某物質(zhì)既能給出質(zhì)子又能接受質(zhì)子(既是酸又是堿)稱為酸堿兩性物質(zhì).如HSO4-,NH3,HCO3-等.

在質(zhì)子理論中沒有鹽的概念

9-1酸堿質(zhì)子理論一:質(zhì)子酸和堿的定義(C級重點掌握)2右邊的堿是左邊酸的共軛堿;左邊的酸又是右邊堿的共軛酸.

酸越強,它對應的共軛堿的堿性就越弱;反之,酸越弱,它對應的共軛堿就越強.

根據(jù)酸堿質(zhì)子理論,酸和堿不是孤立的.酸給出質(zhì)子后生成堿,堿接受質(zhì)子后變成酸,這種對應關系互稱為共軛關系.二:共軛酸和堿(C級重點掌握)酸H++堿右邊的堿是左邊酸的共軛堿;左邊的酸又是右邊堿的共軛酸.

39-1.1：共軛酸堿之間具有什么關系?SO42-是否是H2SO4的共軛堿(C級重點掌握)問題解:共軛酸堿之間滿足式子:

酸==H++堿.SO42-并不是H2SO4的共軛堿,而HSO4-才是.因共軛酸堿之間只差一個H+.9-1.1：共軛酸堿之間具有什么關系?SO42-是否是H2S4三:酸堿反應的實質(zhì)(C級掌握)

酸堿反應的實質(zhì)就是兩個共軛酸堿對之間質(zhì)子傳遞的反應。1。酸堿電(解)離反應：

HF(aq)+H2O==H3O+(aq)+F-(aq)酸1堿2酸2堿1H+2。酸堿中和反應：HAc+NH3==NH4++Ac-酸1堿2酸2堿1H+三:酸堿反應的實質(zhì)(C級掌握)

酸堿反應的實質(zhì)就是兩53。鹽類水解反應堿1酸2堿2酸1H+Ac－+H2OOH－+HAcH++H2OH3O++NH3酸1堿2酸2堿1四:酸堿質(zhì)子理論的局限(C級了解)酸堿質(zhì)子理論擴大了電離理論中的酸堿的范圍,又可在非水溶劑或氣態(tài)下適用.但因其限制于質(zhì)子放出和接受,對于不含氫的一類化合物是不能解釋的.3。鹽類水解反應堿1酸269-1.2:指出下列物質(zhì)哪些是酸,哪些是堿,哪些既是酸又是堿(兩性),并寫出它們對應的共軛堿或酸的形式.

H2SO4；CO32-；HCO3-；H2O；NH3；NO2-；H2PO4-；Fe(H2O)63+.問題解：質(zhì)子酸:H2SO4;Fe(H2O)63+;其共軛堿:HSO4-;Fe(OH)(H2O)52+.

質(zhì)子堿:CO32-;NO2-;其共軛酸:HCO3-;HNO2;

既是酸又是堿:HCO3-;H2O;NH3;H2PO4-;

其共軛堿:CO32-;OH-;NH2-;HPO42-;

其共軛酸:H2CO3;H30+;NH4+;H3PO4.9-1.2:指出下列物質(zhì)哪些是酸,哪些是堿,哪些既是酸又是堿7

路易斯酸：凡是可以接受電子對的分子、離子或原子.如Fe3+,Fe,Ag+,BF3等。

路易斯堿：凡是給出電子對的離子或分子.如:X－,:NH3,:CO,H2O:等。9-0酸堿電子理論(自學)酸堿反應的實質(zhì)是通過配位鍵形成酸堿配合物根據(jù)電子理論：金屬離子都是酸,與金屬離子結合的不管是陰離子或中性分子都是堿.而一切鹽類、金屬氧化物等大多數(shù)無機化合物都是酸堿配合物.一:電子(路易斯)酸堿的定義路易斯酸：凡是可以接受電子對的分子、路易斯堿：凡是給出8????BF3+F－??Cu2++4NH3????BF3+F－??Cu2++49二:軟硬酸堿理論簡介1.路易斯酸堿的分類1)硬酸：電荷數(shù)較高,半徑小,外層電子被原子核束縛得較緊因而不易變形(極化率小)的陽離子.如堿金屬的M+離子,堿土金屬的M2+離子,Al3+,Sc3+,

RE3+(稀土),高價陽離子Ti4+,Cl7+等.2)軟酸：電荷數(shù)較少,半徑較大,外層電子被原子核束縛得比較緊松因而容易變形(極化率較大)的陽離子.如Cu+,Ag+,Au+,Cd2+,Hg+,Hg2+,Pt2+,Pd2+,

Br2,I2,BH3等.3)交界酸：介于軟酸與硬酸之間的酸.如Fe2+,Co2+,Ni2+,Cu2+,Zn2+,Sb3+,Bi3+,Sn2+,Pb2+,B(OH)3,SO2等.二:軟硬酸堿理論簡介1.路易斯酸堿的分類1)硬酸：104)硬堿：以電負性大(吸引電子能力強)半徑小,難被氧化(不易失去電子),不易變形(難被極化)的原子為配位原子的lewis堿.如F-,Cl-,H2O,OH-,O2-,CH3COO-,CO32-,NO3-,PO43-,SO42-,ClO4-等.5)軟堿：以電負性小(吸引電子能力弱)半徑較大,易被氧化(易失去電子),容易變形(易被極化)的原子為配位原子的lewis堿.如I-,H-,SCN-,CO,CN-,S2O32-,R2S,RS-等.6)交界堿：介于軟堿與硬堿之間的堿.如NO2-,SO32-,Br-,N2,C6H5NH2,C6H5N,N3-等.4)硬堿：以電負性大(吸引電子能力強)半徑小,難被氧化(不11電子理論指出：硬酸配硬堿,軟酸配軟堿;但軟硬不相配(即形成的酸堿加合物穩(wěn)定性差)2.軟硬酸堿的結合原則因為硬-硬,軟-軟結合能形成穩(wěn)定配合物,且反應速度較快.而硬-軟結合的傾向較小,所形成的配合物不夠穩(wěn)定,且反應速度較慢.交界酸堿不論對象是硬還是軟,均能與之反應,所形成的配合物的穩(wěn)定性及反應速度適中.電子理論指出：硬酸配硬堿,軟酸配軟堿;但軟硬不相配(即形12路易酸酸堿理論是大量事實的總結,是經(jīng)驗性原則,它能夠?qū)o機化學中許多繁雜的現(xiàn)象進行一定說明或歸納.例如一些金屬礦物存在的形式,汞,銀,鉛等過渡元素的離子都是軟酸,S2-是軟堿,所以它們的礦物一般是硫化物.而ⅠA,ⅡA等主族元素以及某些過渡元素的離子為硬酸,它們的礦物一般是氧化物,氟化物,碳酸鹽和硫酸鹽,因為O2-,F-,CO32-,SO42-均為硬堿.路易酸酸堿理論是大量事實的總結,是經(jīng)驗性原則,它能夠?qū)o139-2

水的離子積和pH一：水的離子積（C級掌握）在任何水溶液中有下列平衡存在:H2O+H2OH3O++OH-或簡寫為:H2OH++OH-其平衡常數(shù)25℃純水:c(H+)=c(OH－)=1.0×10-7mol·L-1水的離子積離子平衡濃度離子平衡濃度9-2

水的離子積和pH一：水的離子積（C級掌握）在149-2.1:室溫下,在1升純水中加入一定濃度的酸或堿溶液后,其體系中的[H+]與[OH-]濃度的乘積是否仍等于1.0×10-14,為什么?(C級掌握)

答案9-2.2:10-8mol/L的HCl溶液的[H+]是多少?(A級掌握)

答案問題9-2.1:室溫下,在1升純水中加入一定濃度的酸或堿溶液后,15解:是的.只要是在室溫下,任何水溶液中,[H+][OH-]=1.0×10-14.因它是水解離平衡的平衡常數(shù),所以只與溫度有關.解:由于HCl的濃度很低,則H2O自身解離產(chǎn)生的H+是不能忽略的.即:

HCl→H++Cl-

H2O==H++OH-

設水解離出的[H+]=x(mol/L),則[OH-]=x

(x+10-8)x=1.0×10-14

∴x=9.51×10-8(mol/L)

溶液中[H+]=9.51×10-8+10-8

=1.05×10-7(mol/L)解:是的.只要是在室溫下,任何水溶液中,[H+][OH-]=16把水溶液中氫離子的濃度稱為溶液的酸度.溶液酸度的大小與酸或堿本身的電離情況及溶液的濃度有關.二:溶液的pH值（C級掌握）1：溶液的酸度2：pH值溶液中氫離子濃度的負對數(shù)叫做pH值。pH=-lg[H+]注意：區(qū)分酸的濃度和溶液酸度兩個概念酸的濃度:指每升溶液中含有酸的物質(zhì)的量溶液的酸度:指溶液中氫離子的濃度.把水溶液中氫離子的濃度稱為溶液的酸度.溶液酸度的大小與酸179-2.3:已知1mol/L的HCl和1mol/L的HAc溶液問：A：它們的酸的濃度如何？

B：它們的溶液酸度如何？

C：它們的pH值又如何？

D：上述溶液均稀釋1倍,其酸的濃度,溶液酸度和pH值均如何變化?(C級掌握)問題9-2.3:已知1mol/L的HCl和1mol/L的HAc溶18解:A:它們酸的濃度相等,均為1mol/L;B:它們?nèi)芤旱乃岫仁遣坏鹊?HCl的酸度大于HAc的.因HAc為弱酸,不能完全解離.C:它們?nèi)芤旱膒H值也是不等的,HCl溶液的pH值小于HAc的.因HAc為弱酸,不能完全解離,則[H+]＜1mol/L.D:它們均稀釋一倍,酸的濃度仍相等,為0.5mol/L,但溶液酸度和pH值均不相等.強酸HCl的酸度減半為0.5mol/L,pH值為0.301;而弱酸HAc的酸度減小,但并不為原來的一半,pH值也同樣增大,但不為原來的一倍.解:A:它們酸的濃度相等,均為1mol/L;199-3

酸堿鹽溶液的電離平衡9-3-1

強電解質(zhì)（C級掌握）在水溶液或熔融狀態(tài)下完全解離的物質(zhì)稱為強電解質(zhì).“完全解離”的概念是有局限性的,嚴格地只對稀溶液適用.9-3.1：鹽類是否均為強電解質(zhì)？為何說BaSO4是強電解質(zhì)?(B級掌握)將氯化氫溶解在苯中,這時的氯化氫是強電解質(zhì)還是弱電解質(zhì)?為什么?(A級掌握)問題9-3

酸堿鹽溶液的電離平衡9-3-1

強電解質(zhì)（C20解:并不是所有鹽類均為強電解質(zhì),如HgCl2,AgI等在水溶液中很難電離,為弱電解質(zhì).雖然BaSO4在水溶液中難溶,但其熔融鹽是完全解離的.且BaSO4溶于水的部分是完全電離的,所以也是強電解質(zhì).氯化氫溶解在苯中,由于此時氯化氫為部分電離,所以應為弱電解質(zhì).因此我們一般所說的強或弱電解質(zhì)是以水為溶劑來劃分的,除非特別指明溶劑.解:并不是所有鹽類均為強電解質(zhì),如HgCl2,AgI等在水溶219-3-2

弱電解質(zhì)一:電離度（C級掌握）因弱電解質(zhì)在溶液中部分電離,其導電性明顯與濃度有關.由此提出電離度a和電離平衡常數(shù)兩個概念.

電離度(又稱解離度)a是電離平衡時弱電解質(zhì)的解離百分率.電離度的大小除與電解質(zhì)的本性有關外,還與溶劑(極性),溶液濃度,溫度有關.9-3-2

弱電解質(zhì)一:電離度（C級掌握）因弱電22一般來說,溶劑的介電常數(shù)越大(即極性越強),電離度越大;溶液濃度越稀,電離度越大;溫度對電離度的影響不大.二：電離常數(shù)（C級重點掌握）以醋酸溶液為例,其體系中存在下面平衡:HAc+H2O

H3O++Ac-

一般簡寫為:HAc

H++Ac-

在一定溫度下,體系達平衡后,其平衡常數(shù):酸常數(shù)平衡濃度平衡濃度一般來說,溶劑的介電常數(shù)越大(即極性越強),電離度越大;23一元弱堿的電離如NH3的電離平衡:H2O+NH3

NH4++OH-

其平衡常數(shù):一般Ka(或Kb)值越大,表示酸或堿的電離程度就越大.通常把Ka在10-2左右的酸稱為中強酸,10-5左右為弱酸,10-10左右為極弱酸.弱堿也可以按Kb的大小進行相應分類.電離常數(shù)為平衡常數(shù).所以也與濃度無關,而只受體系本身性質(zhì)和溫度的影響.堿常數(shù)平衡濃度平衡濃度一元弱堿的電離如NH3的電離平衡:H2O+NH3

249-3.2:電離度和電離常數(shù)均可表示弱電解質(zhì)的電離程度,它兩各自有何特點和區(qū)別以及聯(lián)系?(B級掌握)解:雖然兩者均可表示弱電解質(zhì)的電離程度,但有區(qū)別,當體系確定時,電離常數(shù)只與溫度有關,而電離度還與濃度有關.問題9-3.2:電離度和電離常數(shù)均可表示弱電解質(zhì)的電離程度,它兩25按照酸堿質(zhì)子理論:某弱酸HB及其共軛堿的Ka和Kb的表示式為:HB

H++B-B-+H2O

HB+OH-

兩式相乘得:共軛酸堿對的Ka和Kb互成反比,其乘積等于Kw.按照酸堿質(zhì)子理論:某弱酸HB及其共軛堿的Ka和Kb的表示269-3-3

拉平效應和區(qū)分效應(C級掌握)一:拉平效應強酸在水溶液中表現(xiàn)出酸度相同的事實,是溶劑水具有較強的堿性所致.水能使這些強酸中的質(zhì)子完全轉(zhuǎn)移,因而它們間的酸堿反應是不可逆的.例如：HCl+H2O→H3O++Cl-HBr+H2O→H3O++Br-

這些強酸的相對強弱在水中表現(xiàn)不出來.這種將酸(或堿)的強度拉平的效應稱為溶劑的拉平效應.具有拉平效應的溶劑稱為拉平溶劑.9-3-3

拉平效應和區(qū)分效應(C級掌握)一:拉平效應27二:區(qū)分效應如果把強酸放在堿性比水弱的溶劑如甲醇中來研究發(fā)現(xiàn),下列反應進行得越來越不完全：HI+CH3OHCH3OH2++I-HBr+CH3OHCH3OH2++Br-HCl+CH3OHCH3OH2++Cl-酸堿質(zhì)子化甲醇離子得到酸強度順序:HClO4＞HI＞HBr＞HNO3＞H2SO4能夠區(qū)分酸(或堿)強弱的效應稱為溶劑的區(qū)分效應。具有區(qū)分效應的溶劑稱為區(qū)分性溶劑。甲醇是上述強酸的區(qū)分溶劑.二:區(qū)分效應如果把強酸放在堿性比水弱的溶劑如甲醇中來28

溶劑的拉平效應和區(qū)分效應與溶質(zhì),溶劑的酸堿相對強度有關.水是HCl,HBr,HI等強酸的拉平溶劑,但卻是HCl,HNO2,HAc,HCN的區(qū)分溶劑,在水中它們的酸性顯示出明顯的差別.在堿性比水強的液氨溶劑中,HAc也顯出強酸性,液氨是HNO3,HAc的拉平溶劑.9-3.3：硫酸在水中的酸性比它在醋酸中的酸性

;氫氟酸在液態(tài)醋酸中的酸性比它在液氨中的酸性

;氨在水中的堿性比它在氫氟酸中的堿性

;相同濃度的高氯酸和硝酸在水中的酸性實際無法比較,這是因為存在

效應,水是它們的

溶劑.(C級掌握)溶劑的拉平效應和區(qū)分效應與溶質(zhì),溶劑的酸堿相對強度有關.299-4

水溶液化學平衡的計算9-4-1

一元弱酸一：一元弱酸[H+]的計算(C級重點掌握)以HA代表一元弱酸體系,設a為其電離度HA(aq)

H+(aq)+ A－(aq)平衡濃度 c–cα

cα

cα初始濃度 c 0 0其平衡常數(shù)9-4

水溶液化學平衡的計算9-4-1

一元弱酸一：30當a＜5％時(或C/K≥500)，1-a≈1該式稱為稀釋定律.對同一弱電解質(zhì)Ka不隨濃度而變化,而a隨c值的減小而增大.當c固定時,a隨Ka的增大而增大.說明濃度相同條件下,Ka值的大小反映了不同弱電解質(zhì)解離度的大小.當a＜5％時(或C/K≥500)，1-a≈1該式稱為稀31

對于濃度為C酸的一元弱酸溶液，其結論

公式使用前提:上述近似公式只有在當弱電解質(zhì)的離解度a<5%或C/Ka的值大于等于500,且不存在同離子效應時才能使用.

對于濃度為C酸的一元弱酸溶液，其結論公式使用前提:上329-4.1：在含有0.05mol/LHCl的溶液中,HAc的濃度為0.05mol/L.計算該溶液中的[H+],[Ac-]和[OH-]的濃度.(已知Ka=1.76×10-5)（C級重點掌握）

答案

9-4.2：根據(jù)稀釋定律,弱電解質(zhì)溶液的濃度越小,其電離度就越大,因此對于弱酸,溶液越稀,[H+]濃度越大,這種說法對嗎?為什么?(B級掌握)

答案問題9-4.1：在含有0.05mol/LHCl的溶液中,HAc的33解：在同時含有HAc和HCl的溶液中,因HCl為強電解質(zhì),完全解離,則溶液中H+的存在會抑制HAc的解離,使其電離出的H+很少,可忽略.則溶液中的[H+]由HCl控制，即溶液中的[H+]≈0.05mol/L.設平衡時[Ac-]=xmol/LHAc

H++Ac-起始濃度0.050.050平衡濃度0.05-x0.05+xx

∴x=Ka=1.76×10-5mol·L-1

∵x很小∴0.05+x≈0.05,

0.05-x≈0.05解：在同時含有HAc和HCl的溶液中,因HCl為強電解質(zhì),完34解:不對.因為對于弱酸,溶液越稀,其電離度越大,但[H+]=c·a,a雖然增大,但c是減小,最后乘積反而是減小而非增大,即[H+]濃度是減小的.解:不對.因為對于弱酸,溶液越稀,其電離度越大,但[H+]=35以NH4Cl為例,其水解反應為：二:一元弱堿強酸鹽[H+]的計算(C級掌握)NH4++H2O

NH3+H3O+

因其發(fā)生酸式電離,可看作一元弱酸處理,如果C鹽/Kh≥500,則溶液氫離子濃度:水解常數(shù)酸常數(shù)弱堿(NH3)的共軛酸(NH4+)的酸常數(shù)Kaθ堿常數(shù)弱堿(NH3)的堿常數(shù)Kbθ水的離子積以NH4Cl為例,其水解反應為：二:一元弱堿強酸鹽[H+369-4.3：中和相同濃度的鹽酸和醋酸溶液所需相同濃度的NaOH溶液的量一樣嗎?(B級掌握)解:是一樣的.因中和反應的實質(zhì)是H++OH-==H2O,無論是強酸還是弱酸,該中和反應均可向右進行到底,使所有的H+完全反應,所以所需NaOH的量一樣.問題所以，強酸弱堿鹽溶液的：水解常數(shù)堿常數(shù)鹽濃度水離子積9-4.3：中和相同濃度的鹽酸和醋酸溶液所需相同濃度的NaO37同理：對于一元弱堿，其在弱堿的離解度a<5%或C/Kb的值大于等于500,且不存在同離子效應時才能使用上述公式Kb叫堿電離常數(shù),也是平衡常數(shù),所以與濃度無關,只受體系本身性質(zhì)和溫度的影響.9-4-2

一元弱堿一：一元弱堿[OH-]的計算(C級重點掌握)同理：對于一元弱堿，其在弱堿的離解度a<5%或C/Kb的38二:一元弱酸強堿鹽[OH-]的計算(C級掌握)以NaAc水溶液為例:水解常數(shù)堿常數(shù)弱酸(HAc)的共軛堿(Ac-)的堿常數(shù)Kbθ酸常數(shù)弱酸(HAc)的酸常數(shù)Kaθ水的離子積二:一元弱酸強堿鹽[OH-]的計算(C級掌握)以NaAc水39所以，弱酸強堿鹽溶液的：9-4.3：將2.0cm30.10mol·dm-3HCl加入48.0cm3水中配成溶液,測得該溶液的pH與某弱酸HA(Ka=4.0×10-5)溶液的pH完全相同,求弱酸HA的濃度是多少?如果NaA溶液的pH=9.00,此溶液的濃度是多少?(C級重點掌握)問題水解常數(shù)酸常數(shù)鹽濃度水離子積所以，弱酸強堿鹽溶液的：9-4.3：將2.0cm30.10m40解:HCl溶液的濃度為2.0×0.10/(2+48)=0.004(mol·dm-3),即[H+]=0.004(mol·dm-3)

由[H+]=(KaC)1/2得:∴C=[H+]2/Ka=0.0042/4.0×10-5=0.4(mol·dm-3)

對于平衡:A-+H2O==HA+OH-

[OH-]=(KhC鹽)1/2=(KwC鹽/Ka)1/2∴C鹽=[OH-]2Ka/Kw=(10-5)2×4.0×10-5/10-14

=0.4(mol·dm-3)解:HCl溶液的濃度為2.0×0.10/(2+48)=0.0419-4.4：今有1.0dm30.10mol·dm-3氨水,問：

(1)氨水的[H+]是多少？

(2)加入5.35gNH4Cl后,溶液的[H+]是多少?(忽略加入NH4Cl后溶液體積的變化,NH4Cl的分子量為53.5)

(3)加入NH4Cl前后氨水的電離度各為多少?(NH3的Kb=1.8×10-5)(C級重點掌握)解:(1)[OH-]=(KbC)1/2=(1.8×10-5×0.10)1/2=0.00134(mol·dm-3)

[H+]=Kw/[OH-]=10-14/0.00134

=7.46×10-12(mol·dm-3)9-4.4：今有1.0dm30.10mol·dm-3氨水,問42(2)NH4Cl的濃度=5.35/53.5÷1=0.10(mol·dm-3)設平衡時[OH-]=x(mol·dm-3)

NH3·H2O==NH4+

+

0H-

起始濃度

0.10

0.10

0

平衡濃度0.10-x

0.10+x

x代入Kb表達式:

(0.10+x)x/(0.10-x)=1.8×10-5因x很小,則0.10+x≈0.100.10-x≈0.10

∴

x=1.8×10-5(mol·dm-3)

[H+]=Kw/[OH-]=10-14/1.8×10-5

=5.56×10-10(mol·dm-3)(2)NH4Cl的濃度=5.35/53.5÷1=0.10(m43(3)加入前氨水的電離度

a=[OH-]/C=0.00134/0.10=1.34%

加入后氨水的電離度

a'=[OH-]/C=1.8×10-5/0.10=0.018%(3)加入前氨水的電離度

a=[OH-]/C=0.001449-4-3

同離子效應一:同離子效應的定義（C級掌握）在醋酸溶液中,存在如下平衡:HAc

H++AC-

向該溶液中加入少量的NaAc,則由于溶液中Ac-離子濃度增大,使得上述平衡向左移動,則HAc的解離度將大大減小.

在已經(jīng)建立離子平衡的弱電解質(zhì)溶液中,加入與其含有相同離子的另一強電解質(zhì),而使平衡向降低弱電解質(zhì)電離度的方向移動的作用稱為同離子效應。同離子效應體現(xiàn)了濃度對電離平衡的影響.9-4-3

同離子效應一:同離子效應的定義（C級掌握45二:溶液pH值(或p0H值)的計算(C級重點掌握)

假設酸HA中含有鹽M+A-,其HA的濃度為C酸,鹽(A-)的濃度為C鹽.設溶液中[H+]為x(mol/L).因體系中存在下列平衡:

HA

H++A-初始濃度C酸0C鹽平衡濃度C酸-xxC鹽+x∵x很小,則:C鹽+x≈C鹽,C酸-x≈C酸,代入平衡常數(shù)表達式得：二:溶液pH值(或p0H值)的計算(C級重點掌握)

假46兩邊取負對數(shù)同理推出弱堿及其鹽溶液中[OH-]的計算公式:兩邊取負對數(shù)同理推出弱堿及其鹽溶液中[OH-]的計算公式:479-4.4：已知：Kb(NH3·H2O)=1.8×10-5,Ka(HAc)=1.8×10-5.計算下列溶液的pH值①含0.05mol·dm-3NH4Cl和0.025mol·dm-3NH3·H2O的混合液

②含0.025mol·dm-3NaAc和0.05mol·dm-3HAc的混合液

③0.05mol·dm-3HAc

④0.05mol·dm-3NH3·H2O

⑤0.05mol·dm-3HCl溶液

⑥0.05mol·dm-3NaOH溶液(C級重點掌握)問題9-4.4：已知：Kb(NH3·H2O)=1.8×10-5,48解:(1)此溶液為NH3·H2O-NH4Cl緩沖溶液,則:

pOH=pKb-lg(C堿/C鹽)=-lg1.8×10-5-lg(0.025/0.05)=5.05

∴pH=14-5.05=8.95(2)此溶液為HAc-NaAc緩沖溶液,則:

pH=pKa-lg(C酸/C鹽)=-lg1.8×10-5-lg(0.050/0.025)=4.44(3)[H+]=(KaC)0.5=(1.8×10-5×0.05)0.5

=9.49×10-4(mol·dm-3)

∴pH=3.02(4)[OH-]=(KbC)0.5=(1.8×10-5×0.05)0.5

=9.49×10-4(mol·dm-3)

∴pH=14-3.02=10.92(5)∵[H+]=0.05∴pH=1.30(6)∵[OH-]=0.05∴pH=14-1.30=12.70解:(1)此溶液為NH3·H2O-NH4Cl緩沖溶液,則:

499-4-4

多元弱酸的電離一:多元弱酸多重電離平衡(C級重點掌握)

多元弱酸的電離是分步進行的.例如H2S在水溶液中的解離平衡:H2S

H++HS-

HS-

H++S2-

根據(jù)多重平衡規(guī)則：H2S

2H++S2-

9-4-4

多元弱酸的電離一:多元弱酸多重電離平衡(C509-4.5：因在H2S溶液中存在平衡：H2S==2H++S2-,則H2S是按平衡式所示一步解離成H+和S2-,所以2[H+]=[S2-],這種說法對嗎?為什么?(B級重點掌握)解:不對.在H2S溶液中存在的平衡：H2S==2H++S2-,只是表示達平衡時,各物態(tài)的濃度滿足式子:Ka1Ka2=[H+]2[S2-]/[H2S],而非按此式解離.大量事實已證明,多元弱酸的解離是分步進行的.由于兩步解離的平衡常數(shù)Ka1和Ka2不相等,且Ka1＞Ka2,所以2[H+]≠[S2-].問題9-4.5：因在H2S溶液中存在平衡：H2S==2H++S251二:多元弱酸電離平衡特點(C級重點掌握)9-4.6：在硫化氫溶液中，同時存在以下幾個平衡.

H2S==H++HS-

（1）

HS-==H++S2-

（2）

H2S==2H++S2-

（3）

H2O==H++OH-

（4）

HS-+H2O==H2S+OH-

（5）

問:(1)體系中哪個平衡占主導?

(2)上面的(1)至(4)式中均出現(xiàn)H+,這些氫離子的濃度是否相等?

(3)該溶液的氫離子濃度如何計算?為什么這樣計算?（C級重點掌握）二:多元弱酸電離平衡特點(C級重點掌握)9-4.6：在硫化52結論1。多元酸或堿的解離是分步進行的.既二元酸或堿分兩步解離,三元酸或堿分三步解離.2。因第一步解離出的H+或OH-會大大抑制第二、第三步的解離,當滿足K1/K2＞103時,多元酸或堿溶液的H+或OH-濃度由第一步解離控制,即把它們近似看作一元酸(堿)來計算其溶液的pH值.3。對于二元弱酸，當時,

c(酸根離子)≈,而與弱酸初始濃度無關.21KK>>結論1。多元酸或堿的解離是分步進行的.既二元酸或堿分兩步解離539-4.7：在H2S溶液中,什么情況下式子[H+]≈[HS-]以及[S2-]≈Ka2才能成立?(C級重點掌握)9-4.8：在H2S的飽和溶液中加入鹽酸,使溶液的[H+]=0.3mol/L.計算溶液中的[S2-]和[HS-]的濃度(已知：H2S的K1=5.7×10-8,K2=1.2×10-15,飽和H2S溶液的濃度約為0.1mol/L)(C級重點掌握)9-4.9：三元酸H3AsO4的離解常數(shù)為K1=2.5×10-4,K2=5.6×10-8,K3=3.0×10-13,多大濃度的H3AsO4可使[AsO43-]=4.0×10-18mol·dm-3?(B級重點掌握)9-4.7：在H2S溶液中,什么情況下式子[H+]≈[HS-54解:[H+]≈[HS-]以及[S2-]≈Ka2成立的條件是:

(1)Ka1》Ka2;(2)體系中不存在其它同離子(如外加的H+或S2-),即僅為H2S的飽和溶液.解:設[HS-]的濃度為xmol/L,[S2-]的濃度為ymol/L.

H2S

==

H+

+

HS-

起始濃度

0.1

0.3

平衡濃度0.1-x≈0.1

0.3

x

K1=0.3x/0.1=5.7×10-8

∴x=1.9×10-8(mol/L)

H2S

==

2H+

+

S2-

起始濃度

0.1

0.3

平衡濃度0.1-y≈0.1

0.3

y

K1K2=0.32y/0.1=5.7×10-8×1.2×10-15

∴y=7.6×10-24(mol/L)解:[H+]≈[HS-]以及[S2-]≈Ka2成立的條件是:55解:設H3AsO4的初始濃度為x(mol·dm-3).對平衡:

H3AsO4==H2AsO4-

+

H+平衡濃度x-[H+]

[H+]

[H+]

K1=[H+]2/x-[H+]=2.5×10-4∴[H+]=(K1·x)0.5

H2AsO4-==HAsO42-

+

H+

K2=[HAsO42-][H+]/[H2AsO4-]∴[HAsO42-]≈K2=5.6×10-8

HAsO42-==AsO43-

+

H+平衡濃度

K2

4.0×10-18

(K1x)0.5

K3=4.0×10-18×(2.5×10-4x)0.5/5.6×10-8

=3.0×10-13

∴x=0.07056(mol·dm-3)解:設H3AsO4的初始濃度為x(mol·dm-3).對平衡569-4.10：將0.20L,0.40mol/L的HAc和0.60L,0.80mol/L的HCN混合,求混合溶液中各物態(tài)的濃度[已知Ka(HAc)=1.8×10-5,Ka(HCN)=6.2×10-10].(B級重點掌握)解：因HAc的Ka比HCN的Ka大105倍,則HAc在溶液中的解離占主導地位,求[H+]時可忽略HCN解離所提供的H+.兩種溶液混合后

CHAc=0.20×0.40÷(0.20+0.60)

=0.10(mol/L)

CHCN=0.80×0.60÷(0.20＋0.60)

=0.60(mol/L)9-4.10：將0.20L,0.40mol/L的HAc和0.57

對于平衡:HAc==H++Ac-

[H+]≈[Ac-]=(Ka(HAc)CHAc)1/2=(1.8×10-5×0.10)1/2=1.3×10-3(mol/L)

設溶液中[CN-]=ymol/L,對于平衡:

HCN

==

H+

+

CN-

0.60-y

1.3×10-3+y

y

∵y值很小,則0.60-y≈0.60,1.3×10-3+y≈1.3×10-3

代入HCN的Ka表達式得:1.3×10-3×y/0.60=6.2×10-10

∴y=2.9×10-7(mol/L)

對于平衡:HAc==H++Ac-58三:高價金屬陽離子的酸式電離(C級掌握)金屬離子在水溶液中是以水合離子的形式存在的.如[Fe(H2O)6]3+,[Al(H2O)6]3+,

[Cr(H2O)6]3+等.許多高價金屬陽離子(除IIA族和鑭系外)水解使溶液呈酸性.這是因為水合離子發(fā)生酸式電離的結果,因此水合金屬離子也是多元酸.三:高價金屬陽離子的酸式電離(C級掌握)金屬離子在水溶59所以,金屬離子水解反應的實質(zhì)是水合(配)陽離子失去(或電離出)H+離子的過程.水解產(chǎn)物主要是一系列羥基水合配離子.9-4-5

多元弱堿的電離(B級掌握)多元弱酸“正鹽”的水解反應按質(zhì)子理論應看作多元弱堿的堿式電離反應。

以Na2CO3為例,CO32-在水中是逐級電離的,其過程為：CO32-+H2O

HCO3-+OH-

HCO3-+H2O

H2CO3+OH-

所以,金屬離子水解反應的實質(zhì)是水合(配)陽離子失去(或電60因為Kh1>>Kh2,所以可忽略二級及以上的水解(或電離)反應,則對于二元弱酸根的水解,其溶液[OH-]的計算與一元弱堿的電離完全相同.一級水解平衡常數(shù)弱酸二級解離常數(shù)鹽濃度水離子積因為Kh1>>Kh2,所以可忽略二級及以上的水解(或電離61對于三元弱酸根的水解，其一級水解平衡常數(shù)弱酸三級解離常數(shù)鹽濃度水離子積9-4.11：求0.20mol·dm-3Na2CO3溶液中[Na+]、[HCO3-]、[CO32-]、[H+]和[OH-]各為多少？已知：H2CO3的K1=4.3×10-7，K2=5.6×10-11(C級掌握)問題對于三元弱酸根的水解，其一級水解平衡常數(shù)弱酸三級解離常數(shù)鹽濃62解:設水解產(chǎn)生的[OH-]為x(mol·dm-3).對平衡

CO32-==HCO3-

+

OH-

0.2-x

x

x

Kh=Kw/K2=x2/0.2-x=10-14/5.6×10-11

∴x=[OH-]=5.98×10-3(mol·dm-3)[H+]=10-14/5.98×10-3=1.67×10-12(mol·dm-3)

[CO32-]≈0.2(mol·dm-3)[HCO3-]=5.98×10-3(mol·dm-3)解:設水解產(chǎn)生的[OH-]為x(mol·dm-3).對平衡639-4-6

酸堿兩性物質(zhì)的電離(B級掌握)一：多元弱酸的酸式鹽溶液多元弱酸的酸式鹽如NaHCO3等按質(zhì)子理論,它既是酸又是堿,即酸堿兩性物質(zhì).在水溶液中同時存在酸式和堿式兩個電離平衡.HCO3-

CO32-+H+

Ka2=5.61×10-11

HCO3-+H2O

H2CO3+OH-

∵Kh2>Ka2

∴溶液顯堿性；如果Kh<Ka,則溶液顯酸性。9-4-6

酸堿兩性物質(zhì)的電離(B級掌握)一：多元弱酸的64酸式鹽陰離子如果其釋放H+的能力大于其釋放OH-的能力(即Ka>Kh),則溶液顯酸性,反之(即Ka<Kh),溶液顯堿性.結論9-4.12：將下列物質(zhì):HPO42-,OH-,NH3,HSO4-,H2O按堿性由強至弱的排列次序(C級掌握)解:堿性減小次序為:

OH-＞NH3＞HPO42-＞H2O＞HSO4-

假設它們的溶液具有相同的濃度,因強堿液(OH-)100%解離則堿性最強.NH3的Kb值大于HPO42-的Kh值,所以堿性前者強.H2O為中性,而HSO4-解離出H+,則堿性最弱.酸式鹽陰離子如果其釋放H+的能力大于其釋放OH-的能力(659-4.13：指出下列溶液是顯酸性還是堿性，并簡述原因(C級重點掌握)

NaHSO3；NaH2PO4；Na2HPO4；NaHC2O4

(已知:H2SO3的K1=1.23×10-2,K2=5.6×10-8;

H3PO4的K1=7.5×10-3,K2=6.2×10-8,K3=2.2×10-13;H2C2O4的K1=5.9×10-2,K2=6.4×10-5)解:對于NaHSO3溶液,存在平衡:

HSO3-==H++SO32-

Ka=5.6×10-8

HSO3-+H2O==H2SO3+OH-Kh=Kw/K1=8.13×10-13

∵Ka＞Kh∴溶液顯酸性.9-4.13：指出下列溶液是顯酸性還是堿性，并簡述原因(C級66同理對于NaH2PO4溶液,存在平衡:

H2PO4-==H++HPO42-

K2=6.2×10-8

H2PO4-+H2O==H3PO4+OH-

Kh=Kw/K1=1.33×10-12

∵K2＞Kh∴溶液顯酸性.同理對于Na2HPO4溶液,存在平衡:

HPO42-==H++PO43-

K3=2.2×10-13

HPO42-+H2O==H2PO4-+OH-

Kh=Kw/K2=1.61×10-7

∵K3＜Kh∴溶液顯堿性.同理對于NaHC2O4溶液,存在平衡:

HC2O4-==H++C2O42-

K2=6.4×10-5

HC2O4-+H2O==H2C2O4+OH-Kh=Kw/K1=1.69×10-13

∵K2＞Kh∴溶液顯酸性.同理對于NaH2PO4溶液,存在平衡:

H2PO4-==67三:弱酸弱堿鹽溶液弱酸和弱堿組成的鹽,陰離子和陽離子都能發(fā)生電離(水解),如NH4Ac的水解反應為：由于HAc的Ka與NH3的Kb基本相等.所以

[NH4+]≈[Ac-];[NH3]≈[HAc]

代入水解常數(shù)Kh的表達式得：三:弱酸弱堿鹽溶液弱酸和弱堿組成的鹽,陰離子和陽離子68又因弱酸弱堿鹽溶液的水離子積組成弱酸弱堿鹽中的弱堿的堿常數(shù)組成弱酸弱堿鹽中的弱酸的酸常數(shù)溶液[H+]濃度又因弱酸弱堿鹽溶液的水離子積組成弱酸弱堿鹽中的弱堿的堿常69可見,弱酸弱堿鹽的pH值與鹽的濃度無關,僅決定于弱酸和弱堿電離常數(shù)的相對大小.當Ka=Kb,[H+]=10-7mol/L溶液為中性當Ka>Kb,[H+]>10-7mol/L溶液為酸性當Ka<Kb,[H+]<10-7mol/L溶液為堿性9-4.14：判斷下列溶液的酸堿性(B級掌握)

(NH4)2CO3；(NH4)3PO4；(NH4)2C2O4；問題可見,弱酸弱堿鹽的pH值與鹽的濃度無關,僅決定于弱酸和弱70解:已知NH3的Kb=1.8×10-5,H2CO3的K2=5.6×10-11,因Kb＞K2,所以(NH4)2CO3溶液顯堿性.同理NH3的Kb=1.8×10-5,H3PO4的K3=2.2×10-13,因Kb＞K2,所以(NH4)3PO4溶液也顯堿性.同理NH3的Kb=1.8×10-5,H2C2O4的K2=6.4×10-5,因Kb略小于K2,所以(NH4)2C2O4溶液微顯酸性.解:已知NH3的Kb=1.8×10-5,H2CO3的K2=5719-4.15：請歸納總結弱酸強堿鹽(如NaAc),強酸弱堿鹽(如NH4Cl),弱酸弱堿鹽(如NH4Ac),多元弱酸鹽(如Na2CO3)溶液的pH值以及水解度的計算公式.(B級重點掌握)

答案9-4.16：請指出影響水解的內(nèi)因和外因有哪些?它們是如何影響的?(A級掌握)

答案9-4.15：請歸納總結弱酸強堿鹽(如NaAc),強酸弱堿鹽72對于弱酸強堿鹽(如NaAc),其:水解度對于強酸弱堿鹽(如NH4Cl),其:水解度對于弱酸強堿鹽(如NaAc),其:水解度對于強酸弱堿鹽(如N73對于多元弱酸鹽(如Na2CO3),其:對于弱酸弱堿鹽(如NH4Ac),其:水解度水解度對于多元弱酸鹽(如Na2CO3),其:對于弱酸弱堿鹽(如NH74解:影響水解的內(nèi)因與形成鹽的弱酸或弱堿的酸電離常數(shù)和堿電離常數(shù)值有關.一般弱酸的酸電離常數(shù)越小,其弱酸強堿鹽水解越強烈;弱堿的堿電離常數(shù)越小,其弱堿強酸鹽水解越強烈;而弱酸弱堿鹽的水解是很強烈地.

影響水解的外因有溫度,鹽的濃度以及溶液酸堿度.一般溫度越高,水解越強烈,因水解反應為吸熱反應.鹽的濃度越小,它的水解度越大.至于溶液酸堿度,如果鹽溶液水解顯酸性,則加酸可抑制水解;如果鹽溶液水解顯堿性,則加堿可抑制水解.解:影響水解的內(nèi)因與形成鹽的弱酸或弱堿的酸電離常數(shù)和堿電離常75這種能夠抵抗外加少量酸,堿或適度稀釋,而本身pH值不發(fā)生顯著變化的作用稱為緩沖作用.具有緩沖作用的溶液稱為緩沖溶液。9-5

緩沖溶液一:緩沖溶液的定義(C級掌握)二:緩沖溶液的組成(C級重點掌握)

常見的緩沖溶液有如下幾類:(1)弱酸及其對應的鹽:HAc-NaAc,H3PO4-NaH2PO4等.(2)多元弱酸的酸式鹽及其對應的次級鹽:如NaHCO3-Na2CO3,NaH2PO4-Na2HPO4等.(3)弱堿及其對應的鹽:如NH3-NH4Cl等.這種能夠抵抗外加少量酸,堿或適度稀釋,而本身pH值不發(fā)生76三:緩沖作用原理(C級掌握)這種在緩沖溶液中能與H+反應生成弱電解質(zhì)分子或離子的成分叫做抗酸成分.而能與OH-離子反應生成H2O的成分叫做抗堿成分.由于外加入的自由[H+]或[OH-]均被體系中的抗酸或抗堿成分所吸收,造成的僅是酸或酸根離子的濃度稍有改變,而體系中H+離子的濃度不會顯著改變.所以具有緩沖能力.9-5.1：因HAc溶液中同時含有抗堿成分HAc和抗酸成分Ac-,所以也是緩沖溶液,這種說法對嗎?為什么?(B級掌握)問題三:緩沖作用原理(C級掌握)這種在緩沖溶液中能與H+779-5.2：指出下列哪種溶液具有"緩沖作用能力"?(C級重點掌握)

(1)含NaHCO3和Na2CO3的溶液.

(2)含Na2CO3的溶液

(3)100ml水中加入0.01mol/LHAc和0.01mol/LNaAc各一滴.

(4)10cm30.2mol·dm-3HCl和10cm30.1mol·dm-3NaCl

(5)10cm30.2mol·dm-3HAc和10cm30.1mol·dm-3NaOH

(6)10cm30.2mol·dm-3HAc和10cm30.3mol·dm-3NaOH

(7)10cm30.2mol·dm-3HCl和10cm30.2mol·dm-3NaOH9-5.2：指出下列哪種溶液具有"緩沖作用能力"?(C級重點78四:緩沖溶液的pH值(C級重點掌握)對于弱酸及其鹽(或者酸式鹽及其次及鹽)體系:對于弱堿及其鹽體系:四:緩沖溶液的pH值(C級重點掌握)對于弱酸及其鹽(或者799-5.3:寫出下列緩沖溶液的pH值表達式H2CO3-NaHCO3;NaHCO3-Na2CO3;NH3-NH4Cl;

NaH2PO4-Na2HPO4;Na2HPO4-Na3PO4已知:H2CO3的Ka1=4.2×10-7,Ka2=4.7×10-11和H3PO4的Ka1=7.5×10-3,Ka2=6.2×10-8，Ka3=2.2×10-13.

問題9-5.3:寫出下列緩沖溶液的pH值表達式問題80解：（1）因體系中存在平衡：H2CO3==H++HCO3-Ka1=4.2×10-7C酸-xxC鹽+x（2）（3）（5）（4）解：（1）因體系中存在平衡：（2）（3）（5）（4）81五:緩沖能力與緩沖范圍(C級重點掌握)緩沖溶液的緩沖范圍一般在pH=pKa±1內(nèi)，超過這個范圍,緩沖作用將明顯減弱.

緩沖溶液的緩沖能力與C酸(堿)/C鹽的比值以及C酸(堿),C鹽的濃度有關.C酸(堿)/C鹽=1時,緩沖溶液的緩沖能力最大(適宜濃度比在0.1～10之間);C酸(堿),C鹽的濃度越大,緩沖能力也越強(適宜濃度在0.01～0.1mol/L之間).9-5.4：為什么緩沖溶液只能抵御適度稀釋而不是任意稀釋?(A級掌握)五:緩沖能力與緩沖范圍(C級重點掌握)緩沖溶液的緩沖82解:因稀釋過程中弱酸(或弱堿)的電離度會增加,而其鹽的水解也會增大,但兩者增大的幅度并不一定同步.適度稀釋時,差距不大,可忽略,稀釋太大,則不能忽略差距,這時使用公式pH=pKa-lgC酸/C鹽計算,誤差太大.9-5.5：強酸與其鹽,強堿與其鹽的溶液,可否具有緩沖能力?(A級掌握)解:在一般濃度時不具有緩沖能力,但在高濃度下,也有一定的緩沖能力.因這時少量的外加酸或堿對溶液的總酸度或堿度影響也是很微弱的.解:因稀釋過程中弱酸(或弱堿)的電離度會增加,而其鹽的水解也83六:緩沖溶液的選擇與配制(C級重點掌握)

緩沖溶液的選擇規(guī)則:(1)所選的緩沖溶液不能與反應物或生成物發(fā)生作用.(2)選擇的緩沖溶液的pKa(或pKb)值越接近所需配制的pH值(或pOH值)越好.(3)如果pKa與所需配制的pH值不完全相等,則可利用緩沖溶液的計算公式適當調(diào)整酸(或堿)和鹽的濃度,且在不影響體系的條件下,可適當增加酸(或堿)和鹽的濃度來提高緩沖能力.

六:緩沖溶液的選擇與配制(C級重點掌握)

緩沖溶液的選849-5.6：已知:H2CO3的K1=4.7×10-7,K2=5.6×10-11;NH3的Kb=1.8×10-5;HAc的Ka=1.8×10-5.現(xiàn)需配制pH=9的緩沖溶液,應選用最好的緩沖對是（

）(C級重點掌握)(A)H2CO3-NaHCO3

(B)NaHCO3-Na2CO3

(C)NH3-NH4Cl

(D)HAc-NaAc9-5.7：已知草酸H2C2O4的K1=6.5×10-2，K2=6.3×10-5,欲配制pH=4.20的溶液,0.100mol·dm-3的H2C2O4溶液和0.100mol·dm-3的NaOH溶液需按怎樣的體積比互相混合.(C級重點掌握)問題9-5.6：已知:H2CO3的K1=4.7×10-7,K2=85解:因需配制pH=4.20的溶液,則由NaHC2O4與Na2C2O4組成最佳(因其pKa=4.20,而H2C2O4-NaHC2O4的pKa=1.19).由pH=pKa-lgC酸/C鹽得:

4.20=4.20-lgC酸/C鹽

∴C酸/C鹽=1.00則H2C2O4和NaOH應按2:3的體積比混合.解:因需配制pH=4.20的溶液,則由NaHC2O4與Na2869-5.8:欲用等體積的NaH2PO4溶液和Na2HPO4溶液配制1.00升pH=7.20的緩沖溶液,當將50.00mL的該緩沖溶液與5.00mL0.10mol·L-1HCl混合后,其pH值變?yōu)?.80.問:⑴緩沖溶液中NaH2PO4和Na2HPO4的濃度是多大?⑵如果該緩沖溶液是由0.500mol·L-1H3PO4和1.0mol·L-1NaOH配制,應分別取多少毫升?(B級掌握)9-5.8:欲用等體積的NaH2PO4溶液和Na2HPO4溶87解：⑴

解：⑴88酸堿平衡基礎知識講義89第九章酸堿平衡§9-5緩沖溶液§9-6酸堿指示劑§9-4水溶液化學平衡的計算§9-3酸堿鹽溶液的電離平衡§9-2水的離子積和pH§9-1酸堿質(zhì)子理論第九章酸堿平衡§9-5緩沖溶液§9-6酸堿909-1酸堿質(zhì)子理論一:質(zhì)子酸和堿的定義(C級重點掌握)

凡能給出質(zhì)子(H+)的物質(zhì)都是酸；凡能接受質(zhì)子的物質(zhì)都是堿。在質(zhì)子理論中,酸和堿不局限于分子,還可以是陰,陽離子.若某物質(zhì)既能給出質(zhì)子又能接受質(zhì)子(既是酸又是堿)稱為酸堿兩性物質(zhì).如HSO4-,NH3,HCO3-等.

在質(zhì)子理論中沒有鹽的概念

9-1酸堿質(zhì)子理論一:質(zhì)子酸和堿的定義(C級重點掌握)91右邊的堿是左邊酸的共軛堿;左邊的酸又是右邊堿的共軛酸.

酸越強,它對應的共軛堿的堿性就越弱;反之,酸越弱,它對應的共軛堿就越強.

根據(jù)酸堿質(zhì)子理論,酸和堿不是孤立的.酸給出質(zhì)子后生成堿,堿接受質(zhì)子后變成酸,這種對應關系互稱為共軛關系.二:共軛酸和堿(C級重點掌握)酸H++堿右邊的堿是左邊酸的共軛堿;左邊的酸又是右邊堿的共軛酸.

929-1.1：共軛酸堿之間具有什么關系?SO42-是否是H2SO4的共軛堿(C級重點掌握)問題解:共軛酸堿之間滿足式子:

酸==H++堿.SO42-并不是H2SO4的共軛堿,而HSO4-才是.因共軛酸堿之間只差一個H+.9-1.1：共軛酸堿之間具有什么關系?SO42-是否是H2S93三:酸堿反應的實質(zhì)(C級掌握)

酸堿反應的實質(zhì)就是兩個共軛酸堿對之間質(zhì)子傳遞的反應。1。酸堿電(解)離反應：

HF(aq)+H2O==H3O+(aq)+F-(aq)酸1堿2酸2堿1H+2。酸堿中和反應：HAc+NH3==NH4++Ac-酸1堿2酸2堿1H+三:酸堿反應的實質(zhì)(C級掌握)

酸堿反應的實質(zhì)就是兩943。鹽類水解反應堿1酸2堿2酸1H+Ac－+H2OOH－+HAcH++H2OH3O++NH3酸1堿2酸2堿1四:酸堿質(zhì)子理論的局限(C級了解)酸堿質(zhì)子理論擴大了電離理論中的酸堿的范圍,又可在非水溶劑或氣態(tài)下適用.但因其限制于質(zhì)子放出和接受,對于不含氫的一類化合物是不能解釋的.3。鹽類水解反應堿1酸2959-1.2:指出下列物質(zhì)哪些是酸,哪些是堿,哪些既是酸又是堿(兩性),并寫出它們對應的共軛堿或酸的形式.

H2SO4；CO32-；HCO3-；H2O；NH3；NO2-；H2PO4-；Fe(H2O)63+.問題解：質(zhì)子酸:H2SO4;Fe(H2O)63+;其共軛堿:HSO4-;Fe(OH)(H2O)52+.

質(zhì)子堿:CO32-;NO2-;其共軛酸:HCO3-;HNO2;

既是酸又是堿:HCO3-;H2O;NH3;H2PO4-;

其共軛堿:CO32-;OH-;NH2-;HPO42-;

其共軛酸:H2CO3;H30+;NH4+;H3PO4.9-1.2:指出下列物質(zhì)哪些是酸,哪些是堿,哪些既是酸又是堿96

路易斯酸：凡是可以接受電子對的分子、離子或原子.如Fe3+,Fe,Ag+,BF3等。

路易斯堿：凡是給出電子對的離子或分子.如:X－,:NH3,:CO,H2O:等。9-0酸堿電子理論(自學)酸堿反應的實質(zhì)是通過配位鍵形成酸堿配合物根據(jù)電子理論：金屬離子都是酸,與金屬離子結合的不管是陰離子或中性分子都是堿.而一切鹽類、金屬氧化物等大多數(shù)無機化合物都是酸堿配合物.一:電子(路易斯)酸堿的定義路易斯酸：凡是可以接受電子對的分子、路易斯堿：凡是給出97????BF3+F－??Cu2++4NH3????BF3+F－??Cu2++498二:軟硬酸堿理論簡介1.路易斯酸堿的分類1)硬酸：電荷數(shù)較高,半徑小,外層電子被原子核束縛得較緊因而不易變形(極化率小)的陽離子.如堿金屬的M+離子,堿土金屬的M2+離子,Al3+,Sc3+,

RE3+(稀土),高價陽離子Ti4+,Cl7+等.2)軟酸：電荷數(shù)較少,半徑較大,外層電子被原子核束縛得比較緊松因而容易變形(極化率較大)的陽離子.如Cu+,Ag+,Au+,Cd2+,Hg+,Hg2+,Pt2+,Pd2+,

Br2,I2,BH3等.3)交界酸：介于軟酸與硬酸之間的酸.如Fe2+,Co2+,Ni2+,Cu2+,Zn2+,Sb3+,Bi3+,Sn2+,Pb2+,B(OH)3,SO2等.二:軟硬酸堿理論簡介1.路易斯酸堿的分類1)硬酸：994)硬堿：以電負性大(吸引電子能力強)半徑小,難被氧化(不易失去電子),不易變形(難被極化)的原子為配位原子的lewis堿.如F-,Cl-,H2O,OH-,O2-,CH3COO-,CO32-,NO3-,PO43-,SO42-,ClO4-等.5)軟堿：以電負性小(吸引電子能力弱)半徑較大,易被氧化(易失去電子),容易變形(易被極化)的原子為配位原子的lewis堿.如I-,H-,SCN-,CO,CN-,S2O32-,R2S,RS-等.6)交界堿：介于軟堿與硬堿之間的堿.如NO2-,SO32-,Br-,N2,C6H5NH2,C6H5N,N3-等.4)硬堿：以電負性大(吸引電子能力強)半徑小,難被氧化(不100電子理論指出：硬酸配硬堿,軟酸配軟堿;但軟硬不相配(即形成的酸堿加合物穩(wěn)定性差)2.軟硬酸堿的結合原則因為硬-硬,軟-軟結合能形成穩(wěn)定配合物,且反應速度較快.而硬-軟結合的傾向較小,所形成的配合物不夠穩(wěn)定,且反應速度較慢.交界酸堿不論對象是硬還是軟,均能與之反應,所形成的配合物的穩(wěn)定性及反應速度適中.電子理論指出：硬酸配硬堿,軟酸配軟堿;但軟硬不相配(即形101路易酸酸堿理論是大量事實的總結,是經(jīng)驗性原則,它能夠?qū)o機化學中許多繁雜的現(xiàn)象進行一定說明或歸納.例如一些金屬礦物存在的形式,汞,銀,鉛等過渡元素的離子都是軟酸,S2-是軟堿,所以它們的礦物一般是硫化物.而ⅠA,ⅡA等主族元素以及某些過渡元素的離子為硬酸,它們的礦物一般是氧化物,氟化物,碳酸鹽和硫酸鹽,因為O2-,F-,CO32-,SO42-均為硬堿.路易酸酸堿理論是大量事實的總結,是經(jīng)驗性原則,它能夠?qū)o1029-2

水的離子積和pH一：水的離子積（C級掌握）在任何水溶液中有下列平衡存在:H2O+H2OH3O++OH-或簡寫為:H2OH++OH-其平衡常數(shù)25℃純水:c(H+)=c(OH－)=1.0×10-7mol·L-1水的離子積離子平衡濃度離子平衡濃度9-2

水的離子積和pH一：水的離子積（C級掌握）在1039-2.1:室溫下,在1升純水中加入一定濃度的酸或堿溶液后,其體系中的[H+]與[OH-]濃度的乘積是否仍等于1.0×10-14,為什么?(C級掌握)

答案9-2.2:10-8mol/L的HCl溶液的[H+]是多少?(A級掌握)

答案問題9-2.1:室溫下,在1升純水中加入一定濃度的酸或堿溶液后,104解:是的.只要是在室溫下,任何水溶液中,[H+][OH-]=1.0×10-14.因它是水解離平衡的平衡常數(shù),所以只與溫度有關.解:由于HCl的濃度很低,則H2O自身解離產(chǎn)生的H+是不能忽略的.即:

HCl→H++Cl-

H2O==H++OH-

設水解離出的[H+]=x(mol/L),則[OH-]=x

(x+10-8)x=1.0×10-14

∴x=9.51×10-8(mol/L)

溶液中[H+]=9.51×10-8+10-8

=1.05×10-7(mol/L)解:是的.只要是在室溫下,任何水溶液中,[H+][OH-]=105把水溶液中氫離子的濃度稱為溶液的酸度.溶液酸度的大小與酸或堿本身的電離情況及溶液的濃度有關.二:溶液的pH值（C級掌握）1：溶液的酸度2：pH值溶液中氫離子濃度的負對數(shù)叫做pH值。pH=-lg[H+]注意：區(qū)分酸的濃度和溶液酸度兩個概念酸的濃度:指每升溶液中含有酸的物質(zhì)的量溶液的酸度:指溶液中氫離子的濃度.把水溶液中氫離子的濃度稱為溶液的酸度.溶液酸度的大小與酸1069-2.3:已知1mol/L的HCl和1mol/L的HAc溶液問：A：它們的酸的濃度如何？

B：它們的溶液酸度如何？

C：它們的pH值又如何？

D：上述溶液均稀釋1倍,其酸的濃度,溶液酸度和pH值均如何變化?(C級掌握)問題9-2.3:已知1mol/L的HCl和1mol/L的HAc溶10