【正文】 、 N Br、 NO SO3= 1. 溶度積常數(shù)（ Ksp） 習慣認為，溶解度 （ /100克水）的物質(zhì) 為難溶物或微溶物。 包括： H2O、 OH、 O F、 C2H3O PO4 SO4 Cl 、 CO3 ClO NO3； ROH、 RO、 R2O； NH RNH N2H O N F2等； 軟堿：給電子原子對外層電子的吸引力弱，即易 失去電子，電負性小，易極化變形。 包括： H+， A類 (主族 )金屬離子，某些過渡金 屬離子 (如 Mn2+、 Cr3+、 Co3+、 Fe3+等 )， BF AlCl AlH SO CO I7+、 I5+、 Cl7+、 Cr6+ ◇ 軟酸：受電子原子對外層電子的吸引力弱； 即，受電子原子體積大、帶正電荷少或不帶 電荷、有易變形或易失去的電子。如分別以 H+和 Ag+作為參比標 準，測定 OH和 NH3 的 (堿 )相對強度 ： H:NH3+ + OH → NH3 + H:OH Ag:OH +2:NH3 → [Ag(:NH3 )2] + OH 以 H+參比標準時， OH的堿性比 NH3強； 以 Ag+參比標準時， OH的堿性比 NH3弱。 酸堿的強弱順序就是取代順序。 由弱鍵 →強鍵，兩個電子對，轉移后至少成一 個強鍵。如： 酸 (接受電子對 ) 堿 (給出電子對 ) 酸堿配合物 H+ + [:OH] H:OH B F F F + [:F] B F F F F 含有配位鍵的化合物普遍存在，故電子酸 堿理論定義的酸堿范圍極廣： 無機物：金屬離子都是酸，與金屬離子結合的 陰離子或中性分子都是堿； 有機物：也同樣劃分，如 C2H5OH也可看成酸堿 配合物，其中乙基離子 (C2H5)是酸， 羥基 (OH)是堿， CH3COOC2H5是由乙 酰 CH3CO(酸 )與乙基氧 OC2H5 (堿 )所 組成， …… 。如 在水中， HAc弱而 HCl 強，但在液氨 (堿性中它們都是強酸，而在 HF (酸性 )中， HCl仍是酸，而 HAc成為弱堿： ==== ============ HCl + NH3 NH4+ + Cl ==== HAc + HF H2Ac+ + F HAc + NH3 NH4+ + Ac ====HCl + HF H2F+ + Cl ====質(zhì)子酸堿理論也有局限性，如不能解釋無質(zhì)子 的非水溶劑 (SO SOCl2等 )中的酸堿反應。 NH HAc和 HF等非水溶劑也與 H2O一樣發(fā) 生自偶電離： NH3 + NH3 NH4+ + NH2 HAc + HAc H2Ac+ + Ac HF + HF H2F+ + F 水溶液的酸堿范圍由 H3O+和 OH限定，則液氨中的酸堿范圍由 NH4+和 NH2限定，冰醋酸中的 酸堿范圍由 H2Ac+和 Ac 限定。如： HAc + H2O H3O+ + Ac ==== OHH A cOHAca23aaaaK????——酸常數(shù) Ac + H2O OH + HAc ==== awOHAcOHH A cb2KKaaaaK ???? ?堿常數(shù) —— wab KKK ??——共軛酸堿常數(shù)之積為定值 表明共軛酸堿的強弱正好相反，共軛酸愈強， 其共軛堿愈弱。則 將一級水解反應作為總水解反應， [例 ] 計算 S=離子濃度和水解度。 如 KCN + H2O KOH + HCN(劇毒 !) ③ 溫度：鹽的水解多為吸熱反應 ====■ 金屬離子的水解 金屬離子在水溶液中以水合離子 (水配離子 ) 存在： [Al(H2O)6]3+， [Fe(H2O)6]3+， [Cu(H2O)4]2+， [Cr(H2O)6]2+， [Cd(H2O)x]2+， [Pb(H2O)x]2+等等。 若鹽水解后有氣體產(chǎn)物或沉淀生成，稱為完全 水解，則不能按上述公式進行相關計算。 H2O ==== xz c鹽 z z z zczxK ))((b ??? 鹽總水解反應 = ① + ② + ③ 2222bawh )()())(( zczycyKKKzcyczyK??????????鹽鹽鹽鹽 NH4+ + Ac + H2O NH3 ■ 弱酸弱堿鹽 這一類鹽的水溶液呈近中性，以 NH4Ac為例， 溶液中同時存在三個平衡： ① H2O H+ + OH xy xz ==== Kw = (xy) H2O x xy xy c鹽 y y ==== ==== 總水解反應： H2O + NH4+ NH3(xy) ==== ==== yycyxK ))((a??? 鹽兩個平衡對應的總反應為 NaAc的水解： Ac + H2O HAc + OH c鹽 y y x 水解常數(shù)： ==== ycyxyycyxyxxKKK?????????鹽鹽 /))(()(awhxKxyyxxK w2w )(??????當 Kw x 時， y≈x，且 y c鹽 ，則 鹽cxKKK 2awh ??即： awh]OH[ KKcKcx ??????鹽鹽 可見，酸愈弱 (Ka小 ) ，對應鹽的水解程度愈大 (Kh大 )，鹽的水溶液堿性愈強。H 2O 和 NH4Cl的濃度均為 ()M，而 NaOH 的濃度為 ( )M，故： lgp14pHb??????????????????zczcK鹽堿△ pH= （ 3） 50ml純水中加入 1ml NaOH溶液后， NaOH的濃度為： 019 a O H ???cpH = 14 = △ pH = 7 = 鹽在水溶液中，與水作用導致溶液酸度變化 的反應稱為鹽的水解反應。 解： （ 1）查表知 Kb= 105 故 )(14)lgp(14pH5ClNHOHNHb423???????????ccK（ 2） 50ml緩沖液中含 NH3 [例 ] 緩沖液的組成為 NH3 對 弱酸 弱酸鹽緩沖液，如 HAcNaAc，加入少量 酸 (濃度為 z)，則 Ac將與酸中的 H+結合成 HAc，使 Ac的濃度降低 z，而 HAc的濃度增加 z。 cyKyKcKxxcyxxcyxxK ??????????? 離子效應的應用很多，如利用同離子效應控制 反應條件，配制緩沖溶液，等等。)39。39。240b2bb0b2bbcKyKyKxcKKKx??????????當 yx’， yKb時， 0bb0b00b 39。(39。(,39。H 2O NH4+ + OH 原平衡 c0x x x 新 平衡 c0x’ x’+ y x’ ====xxxyxxcyxxxcxK ????????? 39。這是因為共同離子的加入，破壞了原 平衡，造成平衡逆向移動。H 2O OH(aq) + NH4+(aq) t = 0 [NH3dm3 0a0aH , cKcKc ??? ?誤差分析見 P323 可見，隨著溶液濃度的降低， HAc的電離度增 加，但溶液酸度仍是降低的。dm3 % dm3 % 24][H][H]H[ 0a2aaH02acKKKccK??????? ????▲ 一元弱酸的電離平衡 以 HAc為例 HAc H+(aq) + Ac(aq) t = 0 [HAc]0= c0