第四章解离平衡演示文稿

一元弱酸： 一元弱碱：
[H] Ka c [OH] Kb c
当c/K ≤380时， c- x ≠ c，则必须求算一元二次
方程组来求解 x ，否则会引起较大的误差。
解离度: 平衡时，弱电解质的解离程度, 用α表示：
已解离的分子数
α = ————————— × 100% 解离前的总分子数
HA
H+ + A-
NaCl → Na+ + Cl –
HCl → H+ + Cl-
H3O+ → H+
弱电解质在水中部分解离，解离过程是可
逆的，如HAc
H+ + Ac-
当 V解离 = V分子化 达动态平衡，这种平衡称为解离平衡。
4.2.1 一元弱酸、弱碱的解离平衡
1、解离平衡常数
HAc
H+ + Ac-
K
a
=
[H3O+ ][Ac –] ————————
。
共轭酸碱对
酸
H+ + 碱
HCl
H+ + Cl –
HAc
H+ + Ac –
H2CO3
H+ + HCO3-
HCO3-
H2O H3O+ NH4+
[Al(H2O)6] 3+
H+ + CO32H+ + OH –
H+ + H2O H+ + NH3
H+ + [Al(H2O)5(OH)]2+
酸碱可以是中性分子、正离子或负离子。
初： c
0
0
平 :c – cα
cα
cα
K
a
[H ][ A ]
[HA]
(c )2 c c
c 2
1
当α很小时，1－α≈ 1
K= acα2
K
a
此式为稀释定律的数学表达式。
c
1、解离度的大小与电解质的本性有关。同浓度的不 同电解质，其离解度不同；电解质越弱，解离 度越小。
2、弱电解质的解离度受其浓度的影响，浓度愈小， 解离度愈大。并非解离度越大，酸（碱）性就 越强。
第四章解离平衡演示文稿
4.1 酸碱理论
复习酸碱电离理论：酸、碱的定义？
4.1.1 酸碱质子论：
1923年由布朗斯特和劳莱各自独立提出
定义：凡是给出质子（H+）的物质是 酸，凡是接受质子的物质是碱。
酸
H+ + 碱
酸、碱并非孤立，酸是碱和质子的结合体
,这种关系称为酸碱的共轭关系。右边的碱是
左边酸的共轭碱, 左边的酸是右边碱的共轭酸
如 在 H3PO4 － H2PO4- 共轭体系中，H2PO4- 是碱， 在H2PO4- －HPO42-共轭体系中，H2PO4- 是酸。
酸碱强度:
给出H+能力强的叫强酸；接受H+能力强的叫强碱 。酸越强，其共轭碱越弱；反之，酸越弱，其共轭 碱越强(它们的定量关系,下一节再讲)。酸碱反应总 是由较强的酸与较强的碱作用，向着生成较弱的酸 和较弱的碱的方向进行。
凡可以接受电子对的分子、原子团、 离子为酸（electron pair acceptor）；
凡可以给出电子对的物质为碱 （electron pair donor）。
3．酸碱反应的实质：
酸碱反应的实质是形成配位键的反应； 碱提供电子对，酸以空轨道接受电子对形成 配位键。
H＋ ＋ :OH– HOH
AlCl3 ＋ Cl – AlCl4 – Cu2+ + 4:NH3 Cu2+4(NH3) 4．Lewis的电子理论有关酸、碱的划分
H3O+ + Ac酸2 碱1
NH3 + H2O 碱1 酸2
OH- + NH4+ 碱2 酸1
酸1 + 碱2 = 酸2 + 碱1 解离反应： HCl + H2O = H3O+ + Cl -
HAc + H2O = H3O+ + Ac – 水解反应：NH4+ + 2H2O = H3O+ + NH3·H2O
H2O + Ac- = HAc + OH – 复分解反应： HF + Ac - = HAc + F –
上述反应都可以看作为酸碱反应。
有关酸碱的强度等放在4.1.2后讲
4.1.2 酸碱电子理论
1．Lewis的酸碱电子理论的提出 质子理论无法解释:如SnCl4、AlCl3等
的酸碱性行为 2．理论要点：
凡金属阳离子及缺电子的分子都是酸； 凡与金属离子结合的阴离子或中性分子都是 碱。
5．Lewis的酸碱电子理论的优缺点： 优点：一切化学反应都可概括为酸碱反应 缺点：太笼统，不易掌握酸碱的特性 无法判断酸碱性的强弱
硬软酸碱规则: 硬亲硬,软亲软. 用于元素性质分析
4.2 弱酸 弱碱的解离平衡
强电解质在水中全部解离，如：
酸碱的相对性:在不同介质中酸碱的强度不同。
如在水中乙酸 盐酸 硝酸酸性强弱; 在乙酸中氨﹑
氢氧化钠的碱性强弱; 在高氯酸中,硫酸显碱性.
2. 酸碱反应:
酸碱反应实质：任何酸碱反应都是两个 共轭酸碱对之间的质子传递反应。
总反应为
HAc 酸1
H++ Ac碱1
H2O + H+ 碱2
H3O+ 酸2
HAc + H2O 酸1 碱2
对于一元弱酸:
HA
H+ + A-
初： c
0
0
平： c-x
x
x
K
a
=
x2 ——— c-x
当c/
K
a
≥
380,
即弱酸的解离程度很小时，c-x ≈ c
x [H ] Ka c
同理:当c/
K
b
≥
380,
即弱碱的解离程度很小时，
[OH ] Kb c
当c/K ≥380时，一元弱酸、弱碱最简计算公式：
[HAc]
Baidu NhomakorabeaNH3·H2O NH4+ + OH -
Kb
[
NH
4
]
[OH
]
[NH3 H2O]
K
a
,
K
b
称为弱酸.
弱碱的解离平衡常数
2、解离平衡常数的意义： （1）解离平衡常数反映了弱电解质解离趋势
的大小。 （2）反映了弱酸、弱碱的酸碱性相对强弱。 （3）同一温度下，解离平衡常数不变。温度
对K虽有影响但较小。室温下，一般不考虑 T 对 K 的影响。
3、与溶剂有关。
上式同样适用于弱碱的解离，只需将
K
a
变为
K
b
注意:解离度与解离平衡常数的联系和区别
酸碱质子理论: 3. 酸碱的强弱
HAc + H2O
H3O+ + Ac –
[H3O+ ][Ac –]
K
a
=
————————
[HAc]
K
a
称为弱酸的解离平衡常数。K
a
越大，酸性越强。
Ac- + H2O
HAc + OH –
[HAc ][OH –]
K
b
=
酸、碱两者互为存在的条件，彼此通过H+（质 子）联系在一起，我们把它们称为共轭酸碱对。
如HCl和Cl-，NH4+ 和NH3 ，以及H2PO4- 和HPO42- 均 互为共轭酸碱对。
H2O、HCO3-、HSO3- 、H2PO4-等既能给出质子，又 能接受质子的物质就是两性物质。由此看出：在质 子理论中没有盐的概念。