弱酸弱堿的電離常數(shù)課件.ppt

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1、高中化學(xué)競賽【第八講電解質(zhì)溶液】河南省太康縣第一高級(jí)中學(xué)----喬純杰【競賽基本要求】1、酸堿質(zhì)子理論。2、弱酸、弱堿的電離常數(shù)。3、緩沖溶液。4、酸堿平衡常數(shù)的相關(guān)計(jì)算。5、溶度積原理及有關(guān)計(jì)算。6、離子方程式的書寫?！局R(shí)點(diǎn)擊】一、酸堿質(zhì)子理論（BronstedTheory）最初階段人們從性質(zhì)上認(rèn)識(shí)酸堿。酸：使石蕊變紅，有酸味；堿：使石蕊變藍(lán)，有澀味。當(dāng)酸堿相混合時(shí)，性質(zhì)消失。當(dāng)氧元素發(fā)現(xiàn)后，人們開始從組成上認(rèn)識(shí)酸堿，以為酸中一定含有氧元素；鹽酸等無氧酸的發(fā)現(xiàn)，又使人們認(rèn)識(shí)到酸中一定含有氫元素。阿侖尼烏斯（Arrhenius）的電離學(xué)說，使人們對(duì)酸

2、堿的認(rèn)識(shí)發(fā)生了一個(gè)飛躍。HA=H++A－電離出的正離子全部是H+；MOH=M++OH－電離出的負(fù)離子全部是OH－。進(jìn)一步從平衡角度找到了比較酸堿強(qiáng)弱的標(biāo)準(zhǔn)，即Ka、Kb。阿侖尼烏斯理論在水溶液中是成功的，但其在非水體系中的適用性，卻受到了挑戰(zhàn)。例如：溶劑自身的電離和液氨中進(jìn)行的中和反應(yīng)，都無法用阿侖尼烏斯的理論去討論，因?yàn)楦菊也坏椒隙x的酸和堿。為了彌補(bǔ)阿侖尼烏斯理論的不足，丹麥化學(xué)家布侖斯惕（Bronsted）和英國化學(xué)家勞里（Lowry）于1923年分別提出了酸堿質(zhì)子理論。1、酸堿的定義質(zhì)子理論認(rèn)為：凡能給出質(zhì)子（H+）的物質(zhì)都是酸；凡能接受質(zhì)

3、子的物質(zhì)都是堿。如HCl，NH4+，HSO4-，H2PO4-等都是酸，因?yàn)樗鼈兡芙o出質(zhì)子；CN-，NH3，HSO4-，SO42-都是堿，因?yàn)樗鼈兌寄芙邮苜|(zhì)子。為區(qū)別于阿侖尼烏斯酸堿，也可專稱質(zhì)子理論的酸堿為布侖斯惕酸堿。由如上的例子可見，質(zhì)子酸堿理論中的酸堿不限于電中性的分子，也可以是帶電的陰陽離子。若某物質(zhì)既能給出質(zhì)子，又能接受質(zhì)子，就既是酸又是堿，可稱為酸堿兩性物質(zhì)，如HCO3-等，通常稱為酸式酸根離子。2、酸堿的共軛關(guān)系質(zhì)子酸堿不是孤立的，它們通過質(zhì)子相互聯(lián)系，質(zhì)子酸釋放質(zhì)子轉(zhuǎn)化為它的共軛堿，質(zhì)子堿得到質(zhì)子轉(zhuǎn)化為它的共軛酸。這種關(guān)系稱為酸堿共軛關(guān)

4、系?？捎猛ㄊ奖硎緸椋核?堿+質(zhì)子，此式中的酸堿稱為共軛酸堿對(duì)。如NH3是NH4+的共軛堿，反之，NH4+是NH3的共軛酸。對(duì)于酸堿兩性物質(zhì)，HCO3-的共軛酸是H2CO3，HCO3-的共軛堿是CO32-。即H2CO3和HCO3-是一對(duì)共軛酸堿，HCO3-和CO32-是另一對(duì)共軛酸堿。3、酸和堿的反應(yīng)跟阿侖尼烏斯酸堿反應(yīng)不同，布侖斯惕酸堿反應(yīng)是兩對(duì)共軛酸堿對(duì)之間傳遞質(zhì)子的反應(yīng)，通式為：酸1+堿2=堿1+酸2例如：HCl+NH3=Cl－+NH4+H2O+NH3=OH－+NH4+HAc+H2O=Ac－+H3O+H2S+H2O=HS－+H3O+H2O+S2－=

5、OH－+HS－H2O+HS－=OH－+H2S這就是說，單獨(dú)一對(duì)共軛酸堿本身是不能發(fā)生酸堿反應(yīng)的，因而我們也可以把通式：酸=堿+H+稱為酸堿半反應(yīng)，酸堿質(zhì)子反應(yīng)是兩對(duì)共軛酸堿對(duì)交換質(zhì)子的反應(yīng)；此外，上面一些例子也告訴我們，酸堿質(zhì)子反應(yīng)的產(chǎn)物不必定是鹽和水，在酸堿質(zhì)子理論看來，阿侖尼烏斯酸堿反應(yīng)（中和反應(yīng)、強(qiáng)酸置換弱酸、強(qiáng)堿置換弱堿）、阿侖尼烏斯酸堿的電離、阿侖尼烏斯酸堿理論的“鹽的水解”以及沒有水參與的氣態(tài)氯化氫和氣態(tài)氨反應(yīng)等等，都是酸堿反應(yīng)。在酸堿質(zhì)子理論中根本沒有“鹽”的內(nèi)涵。二、弱電解質(zhì)的電離平衡1、水的電離平衡（1）水的離子積常數(shù)H2O(l)=H

6、+(aq)+OH－(aq)Kw=[H+].[OH－]式中的Kw稱為水的離子積常數(shù)，是標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)，式中的濃度都是相對(duì)濃度。由于本講中使用標(biāo)準(zhǔn)濃度極其頻繁，故省略除以C0的寫法。但要注意它的實(shí)際意義。由于水的電離是吸熱反應(yīng)，所以，溫度升高時(shí)，Kw值變大。在溶液中，只要有H2O,H+,OH－三者共存，[H+][OH－]=Kw，不論溶液是酸性，堿性，還是中性。（2）pH值和pOH值pH=–lg[H+]pOH=–lg[OH－]因?yàn)閇H+][OH－]=1.0×10–14所以pH+pOH=14pH和pOH一般的取值范圍是1~14。（2）多元弱酸的電離平衡多元弱酸的

7、電離是分步進(jìn)行的，對(duì)應(yīng)每一步電離，各有其電離常數(shù)。以H2S為例：第一步H2S=H++HS－第二步HS－=H++S2－顯然，K1》K2。說明多元弱酸的電離以第一步電離為主。將第一步和第二步的兩個(gè)方程式相加，得：H2S=2H++S2－2、弱酸和弱減的電離平衡（1）一元弱酸和弱減的電離平衡將醋酸的分子式簡寫成HAc，用Ac－代表醋酸根，則醋酸的電離平衡可以表示成：HAc=H++Ac－。用Ka0表示酸式電離的電離平衡常數(shù)，經(jīng)常簡寫作Ka。且：3、緩沖溶液（1）同離子效應(yīng)HAc=H++Ac－達(dá)到平衡時(shí)，向溶液中加入固體NaAc,由于Ac－的引入，破壞了已建立的弱

8、電解質(zhì)的電離平衡,Ac－增多，使平衡左移，使HAc的電離度減小。定義：在弱電解質(zhì)的溶液中，加入