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1、第二章 酸碱反应与沉淀反应 许多化学反应都在溶液中进行,这是由于水是很好的溶剂,又提供了反应物分子或离子运动的空间。水不但作为溶剂,也常参与反应,所以水溶液中进行的化学反应比较复杂。第一节 电解质极其电离(或解离)一、电解质极其分类 与电解毫无关系，那么是如何定义与分类的呢？,从灯的亮度来判断是否电解质极其强弱,相同浓度的不同溶液，构成电路。,（a）0.1mol/L NaCl溶液（b）0.1mol/L HAc溶液（c）0.1mol/L 乙醇溶液 灯很亮 灯稍亮 灯不亮,电解质：a.导电 b.溶液或熔融态化合物c.原因：有自由移动的离子，来自电离（Na2O、SO2、AgCl是否是电解质？）1.强
2、电解质：完全电离。强酸，强碱，大部分盐2.弱电解质：不完全电离，弱酸，弱碱，部分盐(Hg2Cl2,)(以电离完全程度来分，而不是以溶解程度大小来分)二阿仑尼乌斯酸碱理论1.酸：电离出的阳离子全部为H+。2.碱：电离出的阳离子全部为OH-。3.盐：酸碱中和的产物。,强电解质强酸、强碱和所有的盐类在经典电离理论中称为强电解质，当它们进入水中，将完全电离，生成离子，如：HClH+（aq）+Cl-（aq）再如，H2SO4在水中的“完全电离”仅指其一级电离生成H+和HSO4-而已，而HSO4-的电离则并不完全，属于中强酸的范畴。还须指出，上述的“完全电离”只对稀溶液才是合理的近似，对于浓溶液，情况就完全
3、不同了。,三、水的离子积和pH,1.水的电离和离子积 纯水有微弱的导电能力H2O+H2O H3O+OH-H2O H+OH-实验测得295K时1升纯水仅有10-7mol水分子电离，所以H+=OH-=10-7mol/L。由平衡原理Kw=H+OH-=10-14Kw为水的离子积常数，简称水的离子积。Kw的意义为：一定温度时，水溶液中H+和OH-之积为一常数，不随H+和OH-的变动而变动。水的电离是吸热反应，当温度升高时Kw增大。,水的离子积常数与温度的关系(只需记住常温时的数据),2.溶液的pH值,(1)计算 许多溶液的H+数值很小，而且带有负指数。如血清中的H+3.98 108 mol/L若用H+表
4、示这种溶液的酸碱性，这种表示方法在计算和使用时都不方便。,通常采用一种简便的表示方法。常用pH值表示H+小的溶液酸碱性。pH值是一种表示溶液中H+的方法。用H+的负对数表示，这样得出的数值叫pH值。定义式：pHlg H+p-表示以10为底的对数的负值(-log10),H+换算为pH值的方法：H+m 10n pH=lg H+=（m 10n）=nlgm例：H+3.98 108 mol/LpH8lg3.98=7.04,(2)溶液的酸碱性和pH值 溶液中H+浓度也叫酸度。不管水溶液呈酸或碱性，H+、OH-都永远存在，且两者浓度此消彼长 H+OH-=Kw=10-14 酸性溶液：H+OH-H+10-7mo
5、lL-1 pH=-lg H+7,因为H+.OH-=Kw=10-14,两边取对数-lgc(H+)-lg(OH-)=-lg10-14 pH+pOH=14 pH=14pOH,(3)稀释：（强酸强碱）,某强酸溶液中c(H+)=0.01 molL-1，pH=2.0。该溶液加水稀释1000倍，求稀释后溶液的pH。解：溶液稀释1000倍后，c(H+)=0.01/1000=1.010-5 molL-1pH=lg1.010-5=5.0 每稀释10倍,即c(H+)减小10倍,其负对数即pH值增加1，若再稀释1000倍，pH=？,（4）混合,将pH=2.0和pH=4.0的两种强酸溶液等体积混合，求混合溶液的pH值。
6、解：pH=2.0 c(H+)=1.010-2 molL-1pH=4.0 c(H+)=1.010-4 molL-1混合后 c(H+)=5.0510-3 molL-1pH=lg c(H+)=lg5.0510-3=2.30 要将pH换算成c(H+)，然后算出混合后浓度。比原pH小的溶液稍大，不是两个溶液pH的平均值。,将pH=2.0的强酸溶液和pH=11.0的强碱溶液等体积混合，求混合溶液的pH值。解：pH=2.0 c(H+)=1.010-2 molL-1pH=11.0 c(H+)=1.010-11 molL-1 c(OH-)=Kw/c(H+)=10-14/10-11=1.010-3 molL-1混
7、合后 H+OH-=H2O H+和OH-等摩尔反应后，H+过量c(H+)=c(H+)-c(OH-)/2=(1.010-2-1.010-3)/2=4.510-3 molL-1pH=lg c(H+)=lg4.510-3=2.34,酸碱指示剂,pH试纸在不同的pH溶液中显不同的颜色指示剂不一定在pH=7时变色。,0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14,c(H+)molL-1,10-1,10-2,10-3,10-4,10-5,10-6,10-7,10-8,10-9,10-10,10-11,10-12,10-13,10-14,酸性增强,碱性增强,中性,pH,14.0,图31
8、溶液酸碱性及常用指示剂变色范围,第二节 弱电解质的解离平衡一、解离常数,弱酸电离常数用Ka表示，又称酸常数；弱碱电离常数用Kb表示，又称碱常数。,1.Ka弱酸的解离常数（或酸常数）一定温度下为常数2.解离常数的特点与浓度无关,溶液中视作常温，故不考虑与温度关系不同的弱电解质Ka值不同，是其本性的常数，可通过热力学求解。(与结构有关)由Ka表达式可知：Ka值大，离子浓度必然大，表示电解质容易电离。Ka值的大小表示了弱电解质解离程度的大小。Ka值越大，表示弱酸解离程度大；Ka值小，解离程度小。,.利用Ka值比较弱酸的强弱可用Ka值比较它们的相对强弱。Ka值越大，则酸性越强，反之则越弱。例：Ka(H
9、Ac)=1.76 10-5 Ka(HAc)=4.93 10-10 HAC和HCN都是一元弱酸，但Ka(HCN)Ka(HAc),故HCN是更弱的酸 对多元酸，也可用Ka值比较它们的相对强弱，因为Ka2Ka1,只比较Ka1即可。通常把Ka为10-2左右的为中强酸，Ka为10-5左右为弱酸，Ka为10-10左右为极弱酸。弱碱亦可按Kb大小进行分类。,二多元弱电解质的分步电离 H2S H+HS-K1=H+HS-/H2S=1.110-7 HS-H+S2-K2=H+S2-/HS-=1.310-13 H3PO4 H+H2PO4-K1=7.5310-3 H2PO4-H+HPO42-K2=6.2310-8 HP
10、O42-H+PO43-K3=2.210-131.K1 K2 K3(相差约10万倍)一般计算或比较酸碱相对强弱，只计算第一级电离即可。,2.H2S H+HS-K1=H+HS-/H2S HS-H+S2-K2=H+S2-/HS-+H2S 2H+S2-K=K1 K2=H+2S2-/H2S 但H+2S2-，第二步电离很小，S2-为H+的约十万分之一。3.K2小为HS-内部结构决定，并非第一步电离抑制。（P64的错误）例如：NaHS=Na+HS-HS-H+S2-K2=H+S2-/HS-=1.310-13,3-2-3 弱酸或弱碱溶液中离子浓度计算,三、弱电解质溶液中有关离子浓度计算,若Ki Kw,浓度不很小
11、,可忽略水的解离,例,计算0.100molL-1氨水溶液中的c(OH-)、pH和氨水的解离度,例,则 x=1.3410-3,c(OH-)=1.3410-3 molL-1,pH=-lg(7.510-12)=11.12,计算0.100molL-1氨水溶液中的c(OH-)、pH和氨水的解离度,例：计算下列溶液的pH.,(1)0.05mol/L HCl(2)0.01mol/L HCN(Ka=6.210-10)(3)0.10mol/L NH4+(Kb=1.7710-5)解（1）H+=c0=0.05mol/L pH=-lgH+=-lg0.05=1.30(2)c/Ka=0.01/6.210-10=1.610
12、7500 pH=-lgH+=5.60(3)Ka=Kw/1.7710-5=5.6510-10且c/Ka 500 pH=-lgH+=5.12,3-2-2解离度和稀释定律,2.解离度和稀释定律,解离度,解离度可表示弱电解质解离程度的大小在温度、浓度相同条件下,越小,电解质越弱,稀释定律,起始浓度 c平衡浓度 c-c c c,【例2-】分别计算0.100 molL-1HAc溶液和0.001molL-1HAc中的H+离子的平衡浓度和HAc的解离度，并得出什么结论？,解：查表可得(HAc)=1.7610-5，设解离平衡时H+的浓度为，则有 HAc(aq)H+(aq)+Ac-(aq)初始浓度/molL-1
13、0.100 0 0平衡浓度/molL-1 0.100 Ko=c(H+)c(Ac-)/c(HAc)=2/(0.100)2/0.1=(0.1Ko)1/2=1.3310-3 molL-1=/0.1100%=1.33%,设解离平衡时H+的浓度为y，则有 HAc(aq)H+(aq)+Ac-(aq)初始浓度/molL-1 0.001 0 0平衡浓度/molL-1 0.100y y yKo=c(H+)c(Ac-)/c(HAc)=y2/(0.001y)y=(0.001Ko)1/2=1.3310-4 molL-1=y/0.001100%=13.3%浓度越小，解离度越大，但并不意味H+浓度也大。2.多元弱电解质的解离计算,例：计算室温下饱和硫化氢水溶液中H+和S2-浓度,溶液的酸度主要来自弱酸的第一步电离,饱和H2S的浓度约为0.1 molL-1,第二步电离远比第一步小,H+HS-,H+2 S2-K21.310-13(molL-1),水电离的H+浓度是,OH-=KW/H+=9.0910-11(molL-1),H2S 2H+S2-K=K1 K2=H+2S2-/H2S S2-=K1 K2 H2S/H+2 S2-=1.4310-21/H+2 可见，在H2S饱和溶液中，H+增加,即外加强酸,可减小S2-；增加OH-，外加强碱，可增加S2-。,
