弱酸堿的電離平衡

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1、第3章水化學(xué)3.1水溶液中的單相離子平衡3.2難溶電解質(zhì)的多相離子平衡3.3表面活性劑教學(xué)內(nèi)容本章學(xué)習(xí)要求明確酸堿的近代概念，酸堿的解離平衡和緩沖溶液的概念，掌握有關(guān)pH的計算;了解配離子的解離平衡及其移動；掌握沉淀與溶解平衡、溶度積規(guī)則及其有關(guān)計算；了解表面活性劑的結(jié)構(gòu)、基本性質(zhì)、作用及在油田上的應(yīng)用；3.1水溶液中的單相離子平衡根據(jù)電解質(zhì)解離度的大小，將電解質(zhì)分為強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)兩類。強(qiáng)電解質(zhì)在水中全部解離，而弱電解質(zhì)在水溶液中只有部分解離，大部分仍以分子形式存在。弱電解質(zhì)在水溶液中存在解離平衡。3.1.1酸堿的電離平衡水

2、溶液中的單相離子平衡一般分為酸、堿的解離平衡及配離子的解離平衡兩類。一、基本概念1.酸堿的概念★酸:在水中電離出的陽離子全部為H+★堿:在水中電離出的陰離子全部為OH-H2SO4=HSO4+H+NaOH=Na++OH-★中和反應(yīng)的實質(zhì)H++OH-=H2O★水溶液中電解質(zhì)部分電離SvanteAugustArrhenius瑞典化學(xué)家1903因此理論獲諾貝爾獎阿侖尼烏斯電離理論酸堿電離理論的缺陷：把酸、堿的定義局限于以水為溶劑的系統(tǒng)。無法解釋NH3、Na2CO3均不含OHˉ，也具有堿性。酸堿質(zhì)子理論：酸：能給出質(zhì)子的物質(zhì)堿：能結(jié)合質(zhì)子

3、的物質(zhì)如在水溶液中HCl(aq）H+(aq)+Cl-(aq)HAc(aq)H+(aq)+Acˉ(aq)NH4+(aq)H+(aq)+NH3(aq)HCO3-(aq)H+(aq)+CO32-(aq)酸質(zhì)子+堿共軛酸堿概念共軛酸堿對HAc+H2OH3O++Ac-(電離)HAc/Ac-,H3O+/H2OH3O++NH3H2O+NH4(中和)NH4/NH3,H3O+/H2OH2O+CN-OH-+HCN(水解)HCN/CN-,H2O/OH-H2O+CO3HCO3+OHˉ(水解)HCO3/CO32-,H2O/OH-2-–++–酸、堿可以是分

4、子，也可以是離子。酸質(zhì)子+堿(質(zhì)子給予體）(質(zhì)子接受體）酸堿質(zhì)子理論擴(kuò)大了酸堿的范圍，它比電離理論更廣泛，其酸堿的定義只以H+為判據(jù)，與溶劑無關(guān)，可以解釋NH3、Na2CO3以及NH4Cl等的酸堿性。兩性物質(zhì):H2O,HCO3ˉ(所有酸式根)無鹽的概念:NH4Cl(酸堿復(fù)合物)酸堿電子理論凡能接受電子對的物質(zhì)是酸，凡能給出電子對的物質(zhì)是堿,也稱為路易斯酸堿理論。H++?OH-=H2O酸+堿=酸堿加合物如：Cu2++4NH3[Cu(NH3)4]2+深藍(lán)色酸堿加合物酸堿電子理論擺脫了酸必須含有H的限制，包括的范圍更廣。pH=–lgc

5、(H+)/c0pOH=–lgc(OH-)/c0pH+pOH=142.pH和pOH1、電離常數(shù)一元弱酸堿HAc(aq)==H+(aq)+Acˉ(aq)二、一元弱酸堿的電離酸：acid可簡化為：Ka、Kb：與溫度有關(guān),其值可由熱力學(xué)數(shù)據(jù)求算，也由實驗測定，其值越大，表酸（堿）的酸（堿）性越強(qiáng)。同理一元弱堿的電離用解離常數(shù)Kb（堿base）表示如：NH3+H20==NH4++OH-可簡化為：同類型弱酸(堿)的相對強(qiáng)弱可由解離常數(shù)值的大小得出：如KaHF=3.53×10-4KaHAc=1.76×10-5則酸性HF強(qiáng)于HAcHF,H2SO

6、3,HNO2,H3PO4一般稱為中強(qiáng)酸一般Ka在10-2～10-7為弱酸，小于10-7為極弱酸。表示電離程度還可用電離度表示，后者與溫度和濃度有關(guān)。共軛酸堿解離常數(shù)之間關(guān)系根據(jù)已知弱酸(堿)的解離常數(shù)Ka(Kb)，可計算得其共軛離子堿(酸)的Kb(Ka)。以Acˉ為例Acˉ(aq)+H2O(l)=HAc(aq)+OHˉ(aq)常溫時，Kw=1.0×10ˉ14即Ka·Kb=Kw,Kw稱為水的離子積常數(shù)Acˉ的共軛酸是HAc：HAc(aq)=H+(aq)+Acˉ(aq)思考1：對于共軛酸堿的概念，若其共軛酸越強(qiáng)，則其共軛堿越弱。此結(jié)

7、論正確嗎？Ka、Kb互成反比，體現(xiàn)了共軛酸堿之間的強(qiáng)度對立統(tǒng)一的辨證關(guān)系。設(shè)一元弱酸HA的濃度為cHA=H++A-起始濃度c00平衡濃度c-xxx則同理，對于一元弱堿：2、PH值的計算)(2xCxKa-=如果c/ka≥400,c-x≈c例1已知HAc的Ka=1.76×10-5，計算3.0%米醋(含HAc濃度為0.50mol·dm-3)的pH。解：設(shè)米醋溶液中H+的平衡濃度為xmol·dm-3,則HAc(aq)=H+(aq)+Ac-(aq)平衡濃度/mol·dm-30.50–xxxpH=–lgc(H+)/c=–lg(2.97×10

8、-3)=3–0.47=2.53Ka=1.76×10-5∵c/Ka＞400∴0.50–x≈0.5思考：0.1mol.dm-3的NH4Cl的pH值？已知氨的Kb=1.76×10-5三、多元弱酸和多元弱堿多元弱酸(堿)的解離是分級進(jìn)行的，每一級解離都有一個解離常數(shù),以