中国农业大学赵士铎版普通化学课件7.ppt

第七章酸碱平衡7酸碱平衡大多数无机化学反应是在水溶液中进行,参加反应的物质主要是酸、碱、盐,属电解质。根据电解质在水溶液中的行为,可将其分为强、弱电解质两大类。电解质在水中的行为相当复杂,涉及离子强度、活度、电离平衡等。酸碱理论发展较快,从广义上讲:所有的化学反应都可归属为酸碱反应。酸碱平衡应用广泛,涉及面宽。(碱)(碱),大多数化学变化都属于酸碱反应。掌握酸碱反应的实质和规律、研究酸碱理论是化学理论研究的一个重要内容。17世纪,波义耳概念:酸具有酸味,使蓝色石蕊试纸变红;碱具有苦涩味滑腻感,使红色石蕊试纸变蓝。1774年拉瓦锡提出含氧酸论,认为酸必须有氧元素。19世纪初戴维提出氢元素是酸的基本元素。19世纪后期,电离理论的建立,由阿仑尼乌斯提出酸碱电离理论。29世纪,富兰克林提出酸碱溶剂论、布朗斯特-劳莱提出酸碱质子论、路易斯提出酸碱电子论。这些理论逐步发展,包含的范围逐步扩大。+离子的化合物为酸;电离时所生成的阴离子全部是OH-离子的化合物是碱。酸碱反应的实质是H+和OH-作用生成H2O该理论从物质的化学组成上揭示了酸碱的本质。但它将酸碱物质仅局限于水溶液中能电离出H+或OH-的物质,有许多现象不能得到解释。如:NH3在酸碱电离理论中不属于碱。+H2ONH3·H2ONH4++OH-质子酸碱概念酸碱定义酸:任何能给出质子(H+)的物质碱:任何能接受质子(H+)的物质共轭酸碱对酸与碱相互依存,相互转化的关系称为酸碱共轭关系。酸H++碱NH4+H++NH3HCO3-H++CO32-H2CO3H++HCO3-H2OH++OH-H3O+H++H2O既能给出质子,又能接受质子,称为两性物质。,可以发现酸碱的范围扩大,可以出现分子酸、碱;离子酸、碱,同时也包括了两性物质。分子酸:HI、HCl、HAc、H2O、H2SO4、H2O酸阳离子酸:H3O+、NH4+、[Al(H2O)6]3+阴离子酸:HSO4-、HCO3-、HS-分子碱:NH3、H2O、N2H4、NH2OH碱阳离子碱:[Al(H2O)5(OH)]2+、[Fe(H2O)4(OH)2]+阴离子碱:SO4=、CO3=、HCO3-、OH-、Cl-、CN-+碱2碱1+酸2酸碱反应及酸碱的相对强度HCl+H2O=Cl-+H3O+H2O+Ac-=OH-+HAc HCl+NH3=Cl-+NH4+ H2O+H2O=OH-+H3O+HCO3-+H2O=CO32-+H3O+H2O+HCO3-=OH-+H2CO3酸碱反应的实质H+H+。因此酸碱质子论将电离作用、中和作用、水解作用都以酸碱反应统一起来了。酸碱的相对强度酸越强,其共轭碱就越弱;碱越强,其共轭酸就越弱。反应总是由较强酸和较强碱向生成较弱酸和较弱碱的方向进行。酸碱的相对强弱差别越大,反应进行的越完全。酸碱的强度与溶剂有关。水溶液中能存在的最强酸是H3O+,最强碱是OH-。 H2O+H2OH3O++OH-简写为H2OH++OH-KΘ[c(H2O)/cΘ]=[c(H+)/cΘ][c(OH-)/cΘ]水的离子积常数 KwΘ=[c(H+)/cΘ][c(OH-)/cΘ]=×10-14(室温)溶液的pH值pH=-lgc(H+)/cΘpOH=-lgc(OH-)/cΘpKwΘ=-lgKwΘ则pH+pOH=pKwΘ=:pKx、pCl等形式。酸(碱)的离解常数KiΘ酸碱离解(电离)反应的标准平衡常数,用KaΘ或KbΘ表示对于酸HB, HBH++B-酸碱的离解常数对于碱B, B-+H2OHB+OH-共轭酸碱对的离解常数之间存在如下关系: KwΘ=KaΘ·KbΘ(在水溶液中)