酸和碱的质子转移平衡课件

第二节酸和碱的质子转移平衡[酸碱理论、弱电解质（弱酸、碱）解离平衡]基本概念：酸和碱是自然界里两类重要物质，酸碱反应是基本化学反应之一。水溶液中或熔融状态下能够导电的物质称为电解质，酸、碱及盐是电解质。根据电解质解离度大小，电解质有强弱之分。弱电解质在水溶液中部分解离，存在解离平衡。绝大多数盐类都是强电解质。1酸碱理论简述水溶液中解离产生的阳离子全是H+的为酸，产生的阴离子全是OH-的为碱，酸、碱中和实质就是H+和OH-结合为水的反应（中和）-经典酸碱理论（S.A.Arrhenius)电离理论）运用测量溶液电导率和凝固点下降等测量了电解质的解离度。酸、碱强弱可以根据其在水溶液中解离程度的大小衡量，大于60％的称为强酸、碱，小于1％的为弱酸、碱。HCl、NH3，苯中，J、N.Bronsted-T.M.Lowry释放、接受质子－酸、碱认为酸碱的解离是质子在酸碱与水间的转移：酸碱中和是酸碱间的质子转移HAc+H2O=Ac-+H3O+HAc/Ac-;H2O/H3O+共轭酸碱对NH3+H2O=NH4++OH-NH3/NH4+;H2O/OH-共轭酸碱对Ac-+H2O=HAc+OH-水解反应，Cl-极弱碱，几乎不能接受质子质子酸必须含H。G.N.Lewis,接受、给出电子(对)的物质－酸、减－广泛，不能比较强弱Cu2+(acid)+:NH3(base)BF3(acid)+:F-(base)Na+C2H5OH2纯水存在微弱解离，标准态下实验或热力学计算均可得到解离常数，称为水的离子积（Kw）。解离与解离平衡：弱电解质——一元弱电解质；多元弱电解质。强电解质——易溶强电解质；难溶强电解质。配位平衡3关于解离常数

性质：不受离子或分子浓度的影响,受温度的影响（小）。值越大，表明弱电解质解离

意义：Kiy程度越大。5平衡常数和解离度的计算例已知25℃时，Ky(HAc)=1.75×10-5,1.计算该温度下0.10mol/kg的HAc溶液中H+、Ac-浓度及溶液的pH值，计算该浓度下HAc的解离度。2.将该溶液稀释至HAc等于0.01mol/kg,求该溶液的pH值及HAc的解离度。HAcH++Ac-起始0.1000mol/kg平衡0.10-x

x

xmol/kgKy(HAc)=x20.10-x≈x2/0.101.x=1.3×10-3pH=2.89=1.3%2.H+=4.2×10-4mol/kg=4.2%6×100％解离度已解离的弱电解质浓度弱电解质的起始浓度

对于弱电解质，还可以用解离度（）来表示解离的程度HAH＋＋A－起始浓度

C

00

解离度和平衡常数不同，其与溶液的浓度有关，浓度越稀时，解离度越大这个关系称为稀释定律。平衡浓度

c(1-)cc

Ka＝c2(1-≈1)

=√Ka/c[H+]=√Kac71分级解离常数，如：H2SH++HS-

Ka1

=9.1×10-8HS-H++S2-

Ka2

=1.1×10-12H2S2H++S2-

Ka

=?根据多重平衡规则：Ka

=K1

.K2

=1.0×10-19二、多元弱电解质的解离平衡8①H2S饱和溶液中,b(H2S)=0.1mol·kg-1;S2-来自二级解离,

b(S2-)/by≈K2②(单纯H2S溶液中)

H+主要来自一级解离,可用稀释定律处理;讨论:（室温、一个大气压、一体积水溶解2.6体积H2S）K2＜＜K1S2-较HS-较强的对H+的束缚力（离子引力）一级解离的H+对二级解离的同离子效应10多组分溶质系统中，易溶强电解质对弱电解质解离平衡的影响，实质是解离平衡的移动。HAcH++Ac-NaAcNa++Ac-三同离子效应12溶液的pH值在一定范围内不受外来少量强酸、碱的影响，这种溶液称缓冲溶液1组成：弱酸+弱酸盐或弱碱+弱碱盐

HAc+NaAc

HAc+NH4AcNaH2PO4+Na2HPO4NaHCO3+Na2CO3NH3·H2O+NH4Cl四、缓冲溶液142机理：以HAc—NaAc缓冲对为例(定性):HAcH++Ac-+H+HAcH++Ac-+OH-H2O可见,Ac-是抗酸因素，HAc是抗碱因素。15缓冲作用是有限的，当外加强酸、碱过量时,会失去缓冲作用。3定量计算：①弱酸-弱酸盐②弱碱-弱碱盐16例：100g水中含0.01mol的HAc和0.01molNaAc,向该混合溶液中加入0.001mol

的HCl,求此溶液的pH值。b（HCl）=0.01mol.kg-1

b(酸)=0.11mol.kg-1;

b(盐)=0.09mol.kg-1解：Ka=1.76×10-5。y已知：17

代入式①:

pH=-