第三章(第一节)

P130 19，20题
四、水解平衡
强酸强碱盐
弱酸强碱盐
强酸弱碱盐
弱酸弱碱盐
中性
碱性
酸性
中性
水解作用的实质：盐类的离子与水电离 出的OH-或H+结合生成了弱酸或弱碱的分 子，从而破坏了水的电离平衡，改变了纯 水中OH-或H+的正常的浓度。 水解反应实际上是中和反应的逆反应：
NaAc + H2O 水解 中和 HAc + NaOH
弱碱：
NH3 + H2O
NH4+ + OH-
其平衡常数，即弱碱的电离常数：
Kb
NH3

注意要点 * Ka、Kb 表示了弱酸、弱碱在电离方面的本 质特性。只与温度有关，与浓度无关。 * 常见 弱酸、弱碱的电离常数，有表可查。 （p71) * 水的浓度不包括在平衡常数表达式内。
(2)电离度与平衡常数的关系
2、多元弱酸、弱碱的电离平衡 含有多个可电离的质子的酸——多元酸
多元酸的电离是分步进行的，以H2S为例说明如下： 一级电离：
H2S
H+ + HS-
二级电离：
HS-
H+ + S2-
总电离：
H2S Ka =
2H+ + S2[H+]2 [ S2-] [H2S]
= Ka1 Ka2
从电离常数可知，二级电离较一级电离要小得多。因此 溶液中的H+离子主要来自于一级电离。在计算[H+]时可忽略二 级电离：
对于H2S这样的弱酸，尤其要注意，在平衡过程中有关物种的 计算。 P130 18 • •p74 例题3-2
• 对于n级弱酸，或n级弱碱，也按上例同样处理。
3、水的电离平衡和pH值
纯水有微弱的导电性，实验说明水也是一种很弱的电解质，常温下， 将有很少的一部分水分子发生了电离： H2 O H+ + OH-
Ca(OH)2
少数几种金属盐： ZnCl2 CdCl2
弱电解质的电离，是个可逆的过程。这个可逆 过程的终点（电离的限度）是建立电离平衡，这就是
我们下面要重点讨论的酸碱平衡问题。
第三章：溶液中的化学平衡
第一节：
溶液中的酸碱平衡
弱酸弱碱的电离平衡 酸碱质子理论 同离子效应和缓冲溶液
一、弱酸、弱碱的电离平衡
此式说明：电解质溶液的电离度与浓度的平方根成反比，即浓度越 稀电离度越大，以离子形式存在于溶液中的比例越多——稀释定律。
对上式进行变换：
P130 16-17 对于弱碱，同样有： MOH M+ + OH
-
例：如果NH3•H2O的电离常数为1.8×10-5，0.1 mol•L-1 NH3•H2O溶液中的OH-浓度是多少(mol•L-1)? (A) 1.8×10-6 (B) 1.3×10-3 (C) 4.2×10-3 (D) 5.0×10-2 (E) 1.8×10-4
对于酸性溶液（如HCl等）: [H+] > 10-7, [OH-] pH < 7.0 对于碱性溶液（如NaOH等）： [OH-] 10-7, pH >7.0 > 10-7, < 10-7, [H+] <
二、酸碱质子理论
为了说明物质的一些反映性质，1923年两位科学家（丹麦的 Bronsted和英国的Lowry)各自独立提出了“酸碱质子理论”。其 内容是： 凡是能给出质子的物质都是酸；酸是质子的给予体。 凡是能接受质子的物质都是碱；碱是质子的接受体。 根据酸碱质子理论，酸和碱之间有如下的“共轭关系”： HA H+ + A-
所以： [H+][OH-] = 55.56 K = Kw
298K精确的实验测得纯水中的离子的浓度为： [H+] = 1.00410-7， [OH-] = 1.00410-7 则： Kw = 1.00410-7 1.00410-7 = 1.00 10-14 Kw 称为水的离子积常数。它只于温度有关。虽然是通过纯水的实 验计算得来的，但对于水溶液，不论是酸性的，还是碱性的，溶液的[H+] 值或[OH-] 值可以变化，但它们的乘积总是等于常数Kw 。
*
酸碱质子理论用来描述化学反应
酸和碱的反应，实质上是质子的传递过程，可用 下列通式表示：
酸（1） +
碱（2）
碱（1）+
酸（2）
* 酸碱质子理论的缺陷：不适合不含质子的物质之间的 反应情况。 例：根据酸碱定义，酸是质子给予体。在反应式 NH3 + H2O → NH4+ + OH-中，哪一个是酸？ (A) NH3 (B) H+ (C) NH4+ (D) H2O H3O+的共轭碱为： (A) H+ (B) H2O (C) H2O2 (D) OH-
三、同离子效应和缓冲溶液
（1）什么是“同离子效应”？
在弱电解质溶液中，加入与弱电解质具有相同离子的强电 解质，而影响电离平衡，是弱电解质的电离度降低，这种现 象叫“同离子效应。
（2）缓冲溶液
什么是“缓冲溶液？ 凡是能够对溶液的pH值起稳定作用，具有一定的 抗酸、抗碱、抗稀释的本领的溶液，叫做“缓冲溶 液”。
例如： HCl是强酸，Cl-就是弱碱； HAc是弱酸，Ac-就是强碱； OH-是强碱，H2O就是弱酸。
酸与碱的强弱，还与溶剂有关。例如：HCl和HAc在水溶液中， 前者是强酸，后者是弱酸。但如果用碱性比水强的液氨做溶剂， 则两种酸的质子都完全传给了溶剂氨分子，它们在液氨中将完 全电离都是强酸——拉平效应。
电离度——即电离的百分数。它与电离平衡常数之间的关系，分析 如下： 设有弱电解质（弱酸）的电离平衡： H A 未电离时的浓度 [HA]0 0 电离达到平衡时的浓度： (1- )[HA]0 H+ + 0 [HA]0 [HA]0 A-
上式中如果 Ka
<< 10-4 , 则电离百分数很小，1- 1，则：
HAc 电离平衡时：c酸- x c酸 H+ x + Ac c盐 + x c盐 在缓冲溶液中， 弱酸及共轭碱是 大量的，远远大 于因缓冲作用而 引起的变化，因 此用起始浓度代 替平衡浓度。
同理对于弱碱和弱碱盐组成的缓冲溶液：
试用HAc和NaAc设计一缓冲溶液，其pH值为： (1)4.00；(2)5.00，问HAc及NaAc的浓度各为多少？ 假定酸与盐的总浓度为1.0mol•L－1。(已知 Ka=1.76×10－5)
缓冲溶液的配制 选择合适的“缓冲对”，使其pKa(或14-pKb)值尽量 接近所需缓冲溶液的pH，在通过调节c酸/c盐值达到所需 的pH值。 缓冲溶液的应用 缓冲范围 弱酸强碱盐的缓冲范围 ：PH=PKa±1
强酸弱碱盐的缓冲范围：PH=14-PKb±1
例： 求摩尔浓度相同的弱酸HX及盐NaX所组成的混合 溶液的PH ：(已知：X- + H2O →HX + OH-的平 衡常数为1.0×10-10)
根据电解质在溶液中电离的程度，可将电解质分类：
强电解质：在溶液中全部电离成离子，主要有：
强酸：HClO4 HCl HNO3
强碱：KOH
盐类：NaCl
NaOH
KCl
Ba(OH)2
弱电解质：在溶液中部分电离。部分以离子的形式存 在，部分以分子的形式存在，主要有： 弱酸：H2S H2CO3 HCN
弱碱：NH3 Al(OH)3
从上面的例子可以看出：酸和碱都可以是分子、正离子、负离子。 有些物质，既可以接受质子，也可以给出质子，这类物质叫两性物 质。
例如：
H2O
+
NH3
HCl
+ H2O OH-
H 3O
+
+
+
Cl
-
+ NH4
类似的还有：HSO4 -、 NH3等，都可作为两性物质。
* 质子酸、质子碱有强弱之分：
酸和碱的强度，就是它们给出或接受质子的倾向的衡量尺度。 凡是容易给出质子的是强酸，它的共轭碱就是弱碱。凡是容易 接受质子的碱就是强碱，它的共轭酸就是弱酸。
第三章 溶液中的化学平衡
酸碱平衡
沉淀溶解平衡
配位平衡
电化学平衡（氧化还原平衡）
——溶液中的“四大化学平衡”
引言——电解质的概念
* 溶液中能传导电流的物质叫电解质。
* 常见的电解质有： 酸、碱、盐。
* 它们在溶液中之所以能导电，是因为它们在水 溶液中发生了电离，产生正、负离子。在溶液中能 自由移动的带电离子，是电流的载体。 M+A- = M+ + A-
HCO3- + H2O
H2CO3 + OH-
注意：
水解常数和电离常数 之间的对应关系
比较后发现：Kh1 >> Kh2 , 所以一级水解是主要的，二级水解可 以近似忽略。
（3）水解度和盐水溶液的pH值
h=
已水解的盐的浓度
盐的起始浓度
100%
盐水溶液的pH值，主要由第一级水解所决定。 pH计算方法，与多元弱酸碱的情形相似。可以通 过计算得到：
4、影响水解平衡的因素
水解平衡是化学平衡之一，因此它的影响因
素为： * 温度：已知水解反应为吸热反应（中和反应的逆 反应），根据盖.吕查德里原理，升高温度，会使水 解度增大。
* 浓度：根据水解度与浓度的关系，水解度与盐的 浓度的平反根成反比。所以，盐的浓度越低，水解 度也就越大。 * 酸度：水解的产物是OH-或H+，因此调节溶液的pH， 利用同离子效应，可抑制水解的发生。例如：KCN中 加碱，FeCl3中加酸，可抑制水解的发生。
1、一元弱酸、弱碱的电离平衡 （1）电离平衡与电离平衡常数 弱酸、弱碱为弱电解质，在水中部分电离，电离产生的 正、负离子与未电离的分子间建立如下的化学平衡：