酸堿平衡與酸堿滴定1

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1、第7章酸堿平衡與酸堿滴定Acid-BaseEquilibriumandAcid-BaseTitration7.1電解質(zhì)的電離1.強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)強電解質(zhì):在水溶液中完全解離，溶液中無溶質(zhì)分子，全部以水合離子形式存在。HClH++Cl-NaOHNa++OH-弱電解質(zhì):在水溶液中只有部分解離為離子，溶液中大部分以分子形式存在。HAcH++Ac-NH3·H2ONH4++OH-解離度:指某電解質(zhì)在水中解離達到平衡時，已解離的溶質(zhì)分子數(shù)與溶質(zhì)分子總數(shù)之比，或已解離的電解質(zhì)濃度與電解質(zhì)的原始濃度之比。溶液濃度越稀，解離度越大α的大小可比較弱電解質(zhì)的相對強弱。實驗測定強電解質(zhì)的解離度，結(jié)果表

2、明：解離度小于100%。離子相互作用理論——1923德拜(P.Debye)和休克爾(E.Hǔckel)強電解質(zhì)在溶液中是完全離解的，但陰、陽離子在溶液中不是完全獨立、自由地運動。離子在溶液中的分布不均勻，用“離子氛”來描述。所謂離子氛，是指在溶液中每一個離子都被帶相反電荷且分布不均勻的離子所包圍，形成一個球形對稱的離子氛。如圖所示：此外，離子締合的現(xiàn)象，帶相反電荷的離子還可以締合成離子對，這種離子對在溶液中是作為一個質(zhì)點運動著，且無導電性。離子氛和離子對的存在使得自由離子濃度下降，降低了離子在化學反應中的作用能力，使得離子參加反應的有效濃度低于實際濃度。表觀電離度反映了強電解質(zhì)溶

3、液中離子的相互牽制作用的程度。離子氛和離子對的存在顯然與溶液濃度和離子電荷有關，溶液愈濃，離子所帶電荷愈多，離子的有效濃度愈低。2.活度和活度系數(shù)活度(α)是離子在化學反應中表現(xiàn)出的有效濃度。α＝γ(c/)活度系數(shù)(?)由離子自身的電荷數(shù)、濃度和溶液中其他離子的電荷數(shù)、濃度共同決定的，反映了強電解質(zhì)溶液中離子間相互牽制作用的強弱。一般來說γ<1對AB型電解質(zhì)稀溶液（c＜0.1mol·dm-3）,γ可用Debye-Huckel公式近似求出離子強度(I)是表示溶液中含有多種電解質(zhì)離子時，每一種離子受到所有離子產(chǎn)生的靜電力的影響。溶液中離子濃度越大，電荷數(shù)越高，離子強度越大，離子間的相

4、互牽制作用越強，活度系數(shù)越小。,-4-4-4-3-3-20.5例:求0.0mol·dm-3溶液中Na+和Cl-離子的活度。=-0.509×1×1×（0.01）1/2γ=0.89α（Na+）=α(Cl-)=γ(c/)=0.0089嚴格地說,在有關化學平衡的計算中，應當用活度代替濃度，當溶液的濃度極稀(I＜10-4)時，離子之間的牽制作用小至可以忽略，活度系數(shù)可視為1，即α=c/。因此，對稀溶液尤其是弱電解質(zhì)，通常為方便起見可用濃度代替活度。1.酸堿的定義酸：凡是能給出質(zhì)子的分子或離子。如：HCl、HAc、NH4+、H2SO3、Al(H2O)6+等都是酸；堿：凡是能接受（加和）質(zhì)子的

5、分子或離子。如：OH?、Ac?、NH3、HSO3?、CO32?等都是堿。酸、堿可以是中性分子、陰離子或陽離子,7.2酸堿質(zhì)子理論沒有鹽的概念噢…HCl=H++Cl-堿+H+=共軛酸NH3+H+=NH4+CO32-+H+=HCO3-H2O+H+=H3O+HCO3-=H++CO32-NH4+=H++NH3同一物質(zhì)在不同的共軛酸堿對中，可表現(xiàn)出不同的酸堿性!HCO3-+H+=H2CO3H2O=H++OH-酸=H++共軛堿2.酸堿的共軛關系酸和堿不是孤立的，它們之間存在著共軛關系，即①酸堿相互依存，不可彼此分開；②質(zhì)子論中無鹽的概念；③酸堿概念具有更廣泛的含義，即酸堿可以是分子、也可以是

6、陽離子、陰離子；④質(zhì)子理論酸堿概念具有相對性，H2PO4-既可是酸又可是堿；⑤酸堿的強弱取于它們對質(zhì)子親合力的相對大小和存在的條件（如溶劑等）.討論：酸+堿=共軛堿+共軛酸HSO4-+OH-=SO42-+H2OH2O+CO32-=OH-+HCO3-H2S+NH3=HS-+NH4+HAc+H2O=H3O++Ac?H2O+NH3=OH?+NH4+酸堿反應的實質(zhì)——質(zhì)子的轉(zhuǎn)移3.酸堿反應酸堿反應的實質(zhì)是兩個共軛酸堿對之間質(zhì)子的傳遞或轉(zhuǎn)移。4.酸堿的強度◆解離常數(shù)酸和堿的強度是指酸給出質(zhì)子的能力和堿接受質(zhì)子的能力的強弱。用酸或堿的解離常數(shù)(dissociationconstant)或來衡

7、量。HAH++A-稱為HA的解離常數(shù)，即酸常數(shù)。B+H2OOH-+HB+稱為堿常數(shù)酸：acid；堿：base同類型的弱酸(或弱堿)K越大，其質(zhì)子轉(zhuǎn)移程度越大，酸性(或堿性)就越強；酸越強則共軛堿越弱；解離常數(shù)與濃度無關而與溫度有關；解離過程是吸熱過程，一般升溫解離常數(shù)增大。關于◆水的解離和溶液的pH水的質(zhì)子自遞作用H2O+H2OH3O++OH－酸性溶液c(H+)>c(OH-)，pH<7中性溶液c(H+)=c(OH-)=1.0×10-7mol·，pH=7堿性溶液c(H+)