酸碱解离平衡..

苯 3 4
酸碱中和的实质：H+与 OH-结合生成H2O。 例： 酸： HCl、 HNO3、 H2SO4 H3PO4 碱： NaOH、 Ca(OH)2、 Fe(OH)2 酸式盐： NaHCO3、 KHSO4 碱式盐： Mg(OH)Cl、 Al(OH)SO4
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电离理论是人们最熟悉和应用最多的一种酸碱 理论。其局限性： 1 把酸和碱局限在水溶液中。但许多化学反应是在 非水溶液中进行的。 2 把碱限定为氢氧化物。 3 忽视酸碱的联系和统一。
+
OH-
已知NH3的Kb为1.78×10-5，则NH4+的Ka为：
KW 1.00 10 10 Ka 5.62 10 5 Kb 1.78 10
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例 （ 1988 ） 10cm3 0.20 摩 / 升 NH4+ 的 （ 绝 对 ） 乙 醇 （
99.99%）溶液和10cm3 0.20摩/升C2H5ONa的（绝对）乙醇
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例（1988） 用凝固点降低的方法测定在100％H2SO4 中，下列酸碱平衡产物（离子）的物质的量（ n ）。 写出配平的方程式。 HNO3＋2H2SO4 产物的n＝4： HNO3＋2H2SO4＝NO2＋＋2HSO4－＋H3O＋
【 HNO3＋H2SO4＝NO2＋＋HSO4－＋H2O H2SO4 ＋H2O ＝HSO4－＋H3O＋ 】
Br-结合力强), 故水解性弱。
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例（2000）2.00升（标准状况测定值）氢气和5.00克氯气混合经光照后 直至检不出氯气剩余，加入9.00% NaOH溶液80.0 mL (密度d＝1.10g/mL)。 问：需要加入多少毫升0.100 mol/L的H2SO4才能使溶液呈中性？ 解：设氢气的体积已折合为标准状况，则： 氢气：2.00L/22.4L＝0.0893mol 氯气：5.00g/(35.45×2)g/mol＝0.0705mol，氢气是过量的。 H2＋Cl2＝2HCl 0.0705mol 0.141mol HCl＋NaOH＝NaCl＋H2O 0.141mol 0.141mol 80.0 mL 9.00% NaOH溶液的质量为： 80.0mL×1.10g/mL＝88.0g，其中含NaOH 质量： 7.92g/40.0g/mol＝0.198mol 吸收HCl气体后尚剩余NaOH为： 0.198mol－0.141mol＝0.057mol 中和NaOH需要的H2SO4： 2NaOH＋H2SO4＝Na2SO4＋2H2O 0.057mol 0.0285mol 需要0.100mol/L的H2SO4溶液的体积为： 28 0.100mol/L· V＝0.0285mol ，V＝0.285L＝285mL 上一页 下一页 本章目录
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例（2009） Lewis酸和Lewis碱可以形成酸碱复合物。根 据下列两个反应式判断反应中所涉及Lewis酸的 酸性强弱，并由强到弱排序。 F4SiN(CH3)3 + BF3 F3BN(CH3)3 + SiF4 ;
F3BN(CH3)3 + BCl3 Cl3BN(CH3)3 + BF3 BCl3 BF3 SiF4 关于Lewis酸的强弱？
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第五章 解离平衡
要求：弱酸、弱碱的电离常数。
酸碱理论 弱酸弱碱的解离平衡
缓冲溶液
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5.1
酸碱理论
5.1.1 酸碱的电(解）离理论 1887 年，瑞典化学家阿仑尼乌斯建立酸碱电离理论 。为此获1903年度诺贝尔化学奖。 电离理论：在水溶液中只能电离出 H+ 离子而无其它阳 离子的化合物叫酸；在水溶液中只能电离出 OH-离子而无 HCl NH NH Cl 其它阴离子的化合物叫碱。
溶液混合。求所得溶液（20cm3）中NH4+的浓度。 附：（绝对）乙醇的电离常数K＝8.0×10－20， NH4＋的电离常数Ka＝1.0×10－10。 【 本题考核溶剂酸碱（或质子酸碱）平衡的计算：
NH4++C2H5O- = NH3+C2H5OH
起始浓度： 平衡浓度： 0.1 x 0.1 x 0 0.1-x
子或负离子。 （2）两性：有些物质既作酸，又作碱。 （3）共轭：酸和其释放H+后的碱构成共轭 酸碱对。
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象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。
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酸碱反应:
酸1 + 碱2 = 酸2 + 碱1 中和反应： HCl + NH3 = NH4+ + Cl离解反应： HCl + H2O = H3O+ + Cl HAc + H2O = H3O+ + Ac – 水解反应： NH4+ + H2O = H3O+ + NH3 Ac- + H2O = HAc + OH – 复分解反应： HF + Ac - = HAc + F –
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弱碱的解离平衡常数Kb越大，碱性越强。
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共轭酸碱对中Ka与Kb的关系
K a K b c( H ) c(OH ) K w
对于共轭酸碱对，酸强则碱弱，酸弱则碱强。
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例：NH3 ~ NH4+ NH3 + H 2O = NH4+
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例（1991）
HgF2有强烈的水解性，即使在2mol· dm-3 HF中水解度 高达80％，生成HgO和HF。 HgF2 +H2O = HgO+2HF HgCl2溶于水，只发生极弱的水解作用，25℃
0.0078 mol· dm－3HgCl2的水解度为1.4%.
HgF2水解性明显强于HgCl2、HgBr2的可能原因是： （水解：解离-水解） (1)HgF2 溶于水发生双水解，所以有较强的水解作用。 (2)HgCl2、 HgBr2 的共价性强，难解离（或 Hg2+ 和 Cl- 、
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优点：扩大了酸和碱的范围。 局限性：必须有溶剂存在。对不解离的溶剂（如苯和 CHCl3）和无溶剂的酸碱体系则无法说明。如 气相酸碱反应： HCl＋NH3→NH4Cl
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溶剂的自解离方程式
液态BrF3： 2BrF3＝BrF2+＋BrF4（2KBrF4＋(BrF2)2PbF6＝K2PbF6＋4BrF3 ）
5.1.3 酸碱质子理论：
定义：凡能给出质子（H+）的物质是酸， 凡能接受质子的物质是碱。 表示： 酸 = H+ + HCl = H+ + H2CO3 = H+ + HCO3- = H+ + 碱 Cl – HCO3CO32-
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HCO3- = H+ + CO32H2O = H+ + OH – H3O+ = H+ + H2O [Al(H2O)6]3+ = H++ [Al(OH)(H2O)5]2+ 讨论： （1）组成：酸、碱均可是中性分子、正离
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5.1.2 酸碱的溶剂理论 1905 年，富兰克林提出：每种溶剂都能或多或少电 离出溶剂正离子和溶剂负离子。凡在溶剂中电离出溶 剂正离子的物质叫酸，凡在溶剂中电离出溶剂负离子 的物质叫碱。酸、碱反应就是溶剂正离子和溶剂负离 子化合形成溶剂分子的反应。
例：液氨溶剂体系： 2NH3═NH4+＋NH2酸 NH4Cl═NH4+＋Cl碱 NaNH2═Na+＋NH2酸碱反应： NH4Cl＋NaNH2═NaCl＋2NH3
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7I2＋HIO3＋8H2SO4 产物的n＝16： 7I2＋HIO3＋8H2SO4＝5I3＋＋8HSO4－＋3H3O＋
【 7I2＋HIO3＋5H2SO4＝5I3＋＋5HSO4－＋3H2O
7I2＋HIO3＋8H2SO4＝5I3＋＋8HSO4－＋3H3O＋】
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弱电解质在水中部分解离，解离过程是可
逆的，如HAc H+ + Ac25
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当 V解离= V分子化 达动态平衡，称为弱电解质的解离平衡。 平衡时，弱电解质的解离程度称为解离度。 用α表示： 已解离的分子数 α = ————————— × 100% 解离前的总分子数
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质子论把上述反应均统一为酸碱反应。其本质 是两个共轭酸碱对之间的质子传递反应。反应方向
为从强酸强碱向弱酸弱碱方向进行。
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酸碱强度
酸碱在水溶液中表现出来的相对强度。
HAc + H2O = H3O+ + Ac – c(H3O+ )c(Ac –) Ka = ———————— c(HAc) 弱酸的解离平衡常数Ka越大，酸性越强。 Ac+ H2O = HAc + OH – c(HAc )c(OH –) Kb = ——————— c(Ac-)
液体SO2：2SO2→SO2＋＋SO32－
（SOCl2＋Cs2SO3→SO2＋2CsCl） 乙醇： C2H5OH = H＋+C2H5O-
（NH4＋+C2H5O- = NH3+C2H5OH）
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下一页Biblioteka 本章目录例（1997）参照水溶液化学反应的知识回答下面的问题
：在液态BrF3中用KBrF4滴定Br2PbF10，过程中出现电导 最低点。写出有关反应式。 2KBrF4＋(BrF2)2PbF6＝K2PbF6＋4BrF3 （注：2BrF3＝BrF2+＋BrF4－ 故KBrF4相当于水溶液体 系中的KOH，(BrF2)2PbF6相当于水体系中的质子酸）。
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例 （ 1990 ） 从 某 些 方 面 看 ， 氨 和 水 相 当 ， NH4+ 和 H3O+（常简写为H+）相当，NH2-和OH-相当，NH2-（ 有时还包括N3-）和O2-相当。 1 已知在液氨中能发生下列二个反应，请写出能在水 溶液中发生的与上二反应相当的反应方程式。 NH4Cl＋KNH2＝KCl＋2NH2 2NH4I＋PbNH＝PhI2＋3NH3 HCl＋KOH＝KCl＋H2O 2HI＋PbO＝PbI2＋H2O 2 完成并配平下列反应方程式（M为金属）： M＋NH3→ M＋NH3＝MNH2＋1/2H2 MO＋NH4Cl→ MO＋2NH4Cl＝MCl2＋2NH3＋H2O M(NH2)2→ M(NH2)2→MNH＋NH3
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例（2009） 将BCl3分别通入吡啶和水中，会发生两 种不同类型的反应（？）。写出这两种反应的 化学方程式。 BCl3 + 3H2O = B(OH)3+ 3HCl BCl3 + C5H5N = Cl3B-NC5H5
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5.2 弱酸、弱碱的解离平衡
5.2.1 一元弱酸、弱碱的解离平衡 强电解质在水中全部离解，如： NaCl → Na+ + Cl – HCl → H+ + Cl-
无机化学学习内容
理论部分： （一） 4块辅助知识【气体与溶液，化学热力学初步， 化学平衡（基本概念及平衡移动原理），化学动力 学】。
（二） 3大结构（原子结构，分子结构，晶体结构）。
（三） 4大平衡： （弱电解质解离平衡、沉淀溶解平衡、氧化还原平衡 （电化学）和配位解离平衡等四大平衡）。 元素部分（略）
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例（1990）已知四种无机化合物在水中、液氮中 的溶解度（克溶质／100克溶剂）为
AgNO3 Ba(NO3)2 AgCl BaCl2
溶解度
水
170
9.2
1.5×10－4
33.3
液氨
86
97.2
0.8
0
写出上述几种化合物在水溶液和液氨溶液中发生复分解 反应的方向。 【在水中BaCl2＋2AgNO3＝Ba(NO3)2＋2AgCl↓ 液氨中Ba(NO3)2＋2AgCl＝BaCl2↓＋2AgNO3】
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例（1994）
【已知液体SO2和纯水的导电性相近，实验测得两者的比电导 值分别为3×10-3欧-1厘米-1和8×10-3欧-1厘米-1。】
试用简要的文字和化学方程式给出解释为什么液体 SO2中，可用Cs2SO3去滴定SOCl2？
【液体SO2的自电离与水相似： 2SO2→SO2＋＋SO32－； 在液体SO2中，SOCl2、Cs2SO3如下电离： SOCl2→SO2＋＋2Cl－ Cs2SO3→2Cs＋＋SO32－ 两者混合使电离平衡向左移动析出SO2 SOCl2＋Cs2SO3→SO2＋2CsCl】
[NH3 ] K a 1.0 1010 0.1-x 9 K 2 = 1.25 10 x [ NH 4 ][C2 H 5O ] K 8.0 1020
解得 x=8.9×10－6mol· dm-3】
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5.1.4
酸碱的电子理论
1923 年，路易斯（ Lewis ）提出酸碱电子理论：凡 能“供给”电子对的粒子是碱，而能“接受”电子对 的粒子是酸。 在Lewis酸碱反应中，碱提供电子对用来与酸形成 共价键。酸碱反应可以写成： A(酸)＋:B(碱) → A←:B 酸碱反应的实质是给予和接受电子对形成配位键。
H3BO3＋6H2SO4 产物的n＝6： H3BO3＋6H2SO4＝B(HSO4)4－＋2HSO4－＋3H3O＋
【 H3BO3＋3H2SO4＝B(HSO4)3＋3H2O
B(HSO4)3＋ H2SO4＝B(HSO4)4－＋H＋ H2 O ＋ H ＋ ＝ H3 O＋ 2H2SO4 ＋2H2O ＝2HSO4－＋2H3O＋】