无机化学简明教程第3章 酸碱平衡

1、第3章 酸碱反应,3.1 酸碱理论概述 3.2 酸碱平衡,3.1 酸碱理论概述,一、酸碱电离理论,最初人们对酸碱的认识只单纯地从物质所表现出来的性质上来区分酸和碱：,酸：有酸味，能使石蕊试液变红的； 碱：有涩味，滑腻感，能使红色石蕊变蓝，并能与酸 反应生成盐和水。,1、酸碱理论起源：,2、酸碱电离理论：,1887年，Arrhenius提出的酸碱理论，成为近代酸碱理论的开始。,酸碱电离理论认为： 酸：凡在水溶液中电离出的阳离子全部是 H+ 的化合物； 碱：电离出的阴离子全是 OH的化合物。 酸碱反应称为中和反应，实质是H+ 和OH反应生成H2O。,酸碱电离理论的优缺点： 优点：是能简便地说明酸碱

2、在水溶液中的反应。 缺点：该理论酸碱只适用于仅限于水溶液，无法说明非水溶剂中的酸碱性。另外，电离理论把碱限制为氢氧化物，也无法解释氨水呈碱性这一事实。,二、酸碱质子理论,1923年，丹麦的布朗斯特与英国的劳莱提出的酸碱质子理论。,1、酸和碱的定义：,酸：凡能给出质子的物质（质子的给予体）； 碱：凡能接受质子的物质（质子的接受体）。,酸 碱,酸碱反应：实质是质子的转移。酸给出的质子必须转移到另外一种能够接受质子的碱上。,酸 H+ + 碱,共轭碱,共轭酸,共轭酸碱对,(1)、酸失去质子后即成为其共轭碱，碱得到质子后即成为其共轭酸。 (2)、酸和碱可以是中性分子，也可以是阳离子或阴离子。 (3)、有

3、些物质既可以作为酸给出质子，又可以作为碱接受质子，这些物质称为两性物质。 (4)、在质子理论中没有盐的概念。,注意说明：,酸碱反应的实质是两对共轭酸碱对之间的质子传递：,2、酸碱反应的实质：,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,3、酸碱质子理论优缺点：,优点： 1)、扩大了酸、碱的范围； 2)、适用于水溶液、非水溶液和无溶剂体系； 3)、解释了盐类水溶液呈酸碱性的现象。,缺点： 1)、将酸碱反应局限于质子传递反应，酸必须是含有氢原子的物质； 2)、不能解释无质子参与的酸碱反应。,三、酸碱电子理论,1923年，美国物理化学

4、家的路易斯G.N.Lewis提出的酸碱电子理论。,酸：凡接受电子对的物质 碱：凡给出电子对的物质,酸碱反应：实质是碱提供电子对，与酸形成配位键而生成酸碱配合物。,酸碱电子理论是目前应用最为广泛的酸碱理论。但酸碱电子理论对酸碱认识过于笼统，因而不易掌握酸碱的特征，也使不同类型反应之间的界限基本消除，最大的缺点是不易确定酸碱的相对强度。,四、软硬酸碱理论,1963年，R.G. 皮尔逊在广义的酸碱理论基础上提出了软硬酸碱理论。,酸碱反应规律：硬酸优先与硬碱结合，软酸优先与 软碱结合。,4.2 酸碱平衡,一、电离平衡,1、电离常数,HA H A,A + H2O HA + OH,2、水的解离平衡,H2O

5、 (l) H+ (aq) + OH(aq), 水的离子积常数，简称水的离子积。,25纯水：c(H+)= c(OH)=1.010-7molL-1,100纯水：,=1.010-14,=5.4310-13,T ， ,3、弱酸、弱碱的解离平衡,H2O(l) + HA (aq) H3O+ (aq) + A-(aq),1)、一元弱酸的解离平衡,解离度：,一元弱酸的标准解离常数越大，它的酸性就越强。,初始浓度 c 0 0 平衡浓度 c c c c,稀释定律：在一定温度下，某弱电解质的解离度随着其溶液的稀释而增大。,2)、一元弱碱的解离平衡,例 ：计算0.100molL-1氨水溶液中的c(OH)、pH和氨水的

6、解离度(Kb=1.810-5)。,平衡浓度 0.100-x x x,0.100-x0.100 则 x=1.3410-3,c(OH-)=1.3410-3 molL-1,pH=-lg(7.510-12)=11.12,3)、多元弱酸弱碱的分步解离,多元弱酸在水溶液中分步解离。,H2S溶液中的c(H+)主要决定于第一步解离的H+， 即: c(H+) c(HS-),例：已知常温、常压下H2S的溶解度为0.10molL-1，计算H2S饱和溶液中c(H+)、c(S2-)和H2S的解离度。,平衡浓度/(molL-1) 0.10-x x x,结论：,(1) 多元弱酸的解离是分步进行的。 一般 ，溶液中的 H+主

7、要来自于弱酸的第一步解离，计算 c(H+)或 pH 时可只考虑第一步解离。,(2) 二元弱酸中，c(B2-) K2，而与弱酸的初始浓度无关。,(3) 二元弱酸溶液中，c(H3O+)2 c(B2-)。,二、水解平衡,(1) + (2) = (3) 则:,1、强酸弱碱盐 (如：NH4Cl),2、弱酸强碱盐,一元弱酸强碱盐（NaAc , NaCN等）的水溶液呈碱性，因为弱酸阴离子在水中发生水解反应。,例：NaAc 的水溶液,3、弱酸弱碱盐,例如：计算 0.10molL-1 Na3PO4 溶液的 pH 值。,平衡c B/ (molL-1 ) 0.10 x x x,三、沉淀溶解平衡,难溶电解质： 溶解度

8、 0.01g/100gH2O,微溶电解质： 溶解度 0.01g1g/100gH2O,可溶电解质： 溶解度 1g10g/100gH2O,易溶电解质： 溶解度 10g/100gH2O,1、难溶电解质的溶度积和溶解度,沉淀溶解平衡 一定温度下，溶解与沉淀速率相等时，晶体和溶液中的相应离子达到多相离子平衡，称为沉淀溶解平衡。,溶度积常数：,在一定温度下，难溶电解质的饱和溶液中，各组分离子浓度幂的乘积是一个常数。,2、溶解度与溶度积的相互换算,AB2或A2B型难溶电解质：,平衡时浓度/molL-1 2s s,AB型难溶电解质：,平衡时浓度/molL-1 s s,相同类型难溶强电解质，可直接根据溶度积大小

9、来比较溶解度的大小。,不同类型难溶强电解质，需要先计算出其S大小再比较。,如： AgCl AgBr BaSO4 BaCrO4,如：AgCl 和Ag2CrO4 溶解度大小比较(P39),3、沉淀的生成,溶度积规则：,4、分步沉淀：,分步沉淀：混合溶液中离子先后沉淀现象。,例：在含0.20molL-1Ni2+、0.30molL-1Fe3+溶液中加入NaOH溶液使其分离，计算溶液的pH控制范围。,解: (1)、判断沉淀次序,计算开始沉淀的c(OH-),c2(OH-) A-H+OH- B、H+A-HAOH- C、HAH+A-OH- D、HAA-H+OH-,5、反应Ca3(PO4)2(s)+6F-3Ca

10、F2(s)+2PO43-的标准平衡常数K为（ ） A、Ksp(CaF2)/Ksp(Ca3(PO4)2) B、Ksp(Ca3(PO4)2)/Ksp(CaF2) C、Ksp(CaF2)3/Ksp(Ca3(PO4)2) D、Ksp(Ca3(PO4)2)/Ksp(CaF2)3,6、下列叙述中正确的是 （ ）。 A、混合溶液中，标准溶度积常数小的沉淀一定先析出 B、某离子沉淀完全是指其完全变成沉淀 C、凡标准溶度积常数大的沉淀一定能转化成标准溶度积常数小的沉淀 D、当溶液中有关物质的离子积在数值上小于其标准溶度积常数时，该物质就会溶解,7、AgCl(s)在水中，在0.01molL-1CaCl2溶液中，在0.01molL-1NaCl溶液中和在0.05molL-1AgNO3溶液中的溶解度分别为S0、S1、S2、S3，则有 （ ）。 A、S0S1S2S3 B、S0S2S1S3 C、S0S1=S2S3 D、S0S2S3S1,8、CuS能溶于HNO3，是由于（ ） A、Cu2+浓度降低 B、酸度增大 C、S2-浓度