【正文】 學化學 一對共軛酸堿對的酸常數(shù)和堿常數(shù)之間的關系 哈哈！ 可見 ， 酸越強 ， 相應的共軛堿的 堿性就越弱 。 由于質子酸和質子堿的酸堿性 ， 需要通過溶劑分子來傳遞質子才能體現(xiàn) ， 所以質子酸堿的強度也要通過溶劑來進行比較 。 工科大學化學 3. 質子酸堿的強弱 OHHAcHF)HNOHCl,SOH(HC lO,強酸 2342 ??? 在酸堿電離理論中 ， 酸和堿的強度是用電離平衡常數(shù)來表示的 ， 例如對于酸 ， 可按 KaΘ的大小排出它們的強弱如下： 強酸在水中完全電離 ， 因此在水中不能區(qū)別強酸的強弱 。 3. 按質子理論 ， 不再有鹽的概念 。 酸 ==== 質子 (H+) ＋ 堿 工科大學化學 例如： 從上面的例子可見 ， 判斷某一物質是酸還是堿 ？ 必須根據具體的反應式確定才有意義 ！ 有些物質在某反應中表現(xiàn)為酸性 ， 而在另一反應中卻表現(xiàn)為堿性 ， 這類物質稱為“ 兩性物質 ” (amphoteric substance)， 如： HPO42 ；能分步給出多個質子的酸稱為 多元酸 ；能分步接受多個質子的堿稱為 多元堿 。 左邊的酸是右邊堿的 共軛酸 (conjugate acid)；右邊的堿是左邊酸的 共軛堿 (conjugate base)； 對應的一對酸堿稱為 共軛酸堿對 (conjugate acidbase pair)。 堿：能接受質子 H+的分子或離子 ， 即 質子接受體 (proton acceptor)。 堿：凡是在水溶液中產生的陰離子全 部是 OH的物質 。 又如 實驗室配制 SnCl2溶液時，因存在下列水解反應： SnCl2 + H2O === Sn(OH)Cl ↓ + HCl 故常用鹽酸來溶解 SnCl2固體而不用蒸餾水做溶劑，原因就是利用酸來抑制 Sn2+的水解。 + H2O === HCN ↑ + OH175。 工科大學化學 ④ 酸度的影響：鹽的水解會使溶液的酸度發(fā)生變化 ，所以根據平衡移動原理 ， 可以通過控制溶液的酸度來控制水解反應的平衡 。 ② 平衡常數(shù)的影響 因為鹽類的水解是吸熱反應，所以升高溫度促進水解。H 2O + HAc (a). 弱酸弱堿鹽水解平衡常數(shù) NH4Ac == NH4+ + Ac H2O == OH + H+ + + NH3 例如： Ac + H2O === HAc + OH 起始 c0,鹽 0 0 平衡 c0,鹽 － x ≈ c0， x x ????? ??????b,0aw,0h,0]OH[ KcKKcKc鹽鹽鹽鹽鹽 ,02,02aw]Ac[]HAc[]OH[][OHcxxcxKK ?????? ?????工科大學化學 鹽類水解程度經常用水解度 h表示： %100??鹽的初始濃度已水解的鹽的濃度h對于一元弱酸強堿鹽有： %100%100%100]OH[,0aw,0h,0h,0,0??????????????鹽鹽鹽鹽鹽cKKcKcKcch工科大學化學 (2). 強酸弱堿鹽的水解 ????? ??????a,0bw,0h,0]H[ KcKKcKc鹽鹽鹽%100%100%100]H[,0bw,0h,0h,0,0??????????????鹽鹽鹽鹽鹽cKKcKcKcchNH4 + H2O= NH3 工科大學化學 (1). 弱酸強堿鹽的水解（ hydrolization） NaAc === Na++ Ac H2O === OH + H+ Ac+H2O === HAc+OH ][Ac][OH[HA c]h ??? ??K??????????? ????????awh[HA c]][H][Ac][H][OH][H][Ac][H][OH[HA c]KKK 可見 ， 弱酸強堿鹽的水解平衡常數(shù)等于水的離子積常數(shù)與弱酸的電離平衡常數(shù)的比值 。 1ppH a ?? ?K工科大學化學 鹽溶解在水中得到的溶液可能是中性的 ， 也可能是酸性或堿性的 ， 這和鹽的性質有關： 強酸強堿鹽 ：如 NaCl， 其水溶液顯中性； 強酸弱堿鹽 ：如 NH4Cl， FeCl3等 ， 其水溶液顯酸性； 弱酸強堿鹽 ：如 NaAc， Na2CO3等 ， 其水溶液顯堿性； 弱酸弱堿鹽 ：如 NH4Ac， NH4CN等 ， 其水溶液可能顯中性 、 酸性甚至堿性 ， 這取決于弱酸弱堿的相對強弱； 鹽在水溶液中 ， 與水作用使 H2O的電離平衡發(fā)生移動 ，并且可能由此改變溶液的酸度 ， 這種作用叫做 鹽的水解 。 一般地說 ， 緩沖溶液中共軛酸堿對的濃度接近時 ， 溶液的緩沖作用才較大 ， 等于 1時最大 。 一般在 ~1mol/L之間 。 但是緩沖溶液的緩沖能力是有限的 。 工科大學化學 例 2. 用 HAc和 NaAc配制 pH= ，求比值 co,(酸 )/c(鹽 )。 工科大學化學 (3) 將同樣的 NaOH加入到 50cm3純水中 ， 可以求得相應的 [OH]為： mol L mol][OH ?? ???]lg[O HpOH ????? ? ????? 可見 ， 加入等量的 NaOH后 ， 純水的 pH值改變了 。H 2O分子： NH3 解： (1) 5)()(,0b ?????????鹽堿ccK ????工科大學化學 (2) 在 50cm3 緩沖溶液中 ， 含有 NH3L3的 NH4Cl， 求 ： 1） 緩沖溶液的 pH值； 2） 將 L3的 NH3 工科大學化學 平衡時 c0,(酸 )－ x x c(鹽 )+x HAc === H+ + Ac 由于同離子效應，有 c0,(酸 )－ x ≈ c0,(酸 )， c(鹽 )+x ≈c(鹽 ) 取負對數(shù) : )()(,0a lgppH鹽酸ccK ?? ?)(,0)(a [HA c]][Ac][H酸鹽ccxK ???? ????? )()(,0a]H[鹽酸ccKx ??? ??緩沖溶液能抵抗稀釋 ，因為稀釋時雖然 c0,(酸 ) 或 c(堿 )和 c(鹽 )都發(fā)生變化 ， 但是 c0, (酸 ) /c (鹽 ) 或 c0,(堿 ) /c(鹽 )的比值不變 ， 故緩沖溶液的 pH值不改變 。 緩沖溶液的 緩沖原理 實質是同離子效應的一種應用 。 例如 …… 如何控制反應的 pH值 ， 是保證反應正常進行的重要條件 。 例如 ， 反應 {M2+ + H2Y →MY +2H+}要求在 pH=才能正常進行 。H 2O==NH4++OH 起始 c0 0 0 平衡 c0 (1－ α) c0α c0α 例 ? ?24]OH[ 0b2bb cKKK ???? ???? ,]OH[]OH[02b ????? cK工科大學化學 4. 同離子效應與緩沖溶液 電離平衡的移動符合化學平衡移動的一般原理！ 因加入與弱電解質含有相同離子的強電解質而使弱電解質的電離度減小的現(xiàn)象叫做 同離子效應 。 設 HAc初始濃度為 c0，則平衡 時： 工科大學化學 KaΘ是酸式電離平衡常數(shù) ??????????? ?H02HH0AcHa cccccccK ? ?24 0a2aaHcKKKc??? ????? ?HAc === H+ + Ac c0 0 0 c0－ cHAc cH+ cAc t = 0 時 平衡時 工科大學化學 根據電離度的定義式 ， 也可將 KaΘ表示如下： 02a 1 cK ?????0acK ???1??? 0Hcc ???0aH cKc ?? ??HAc === H+ + Ac c0 0 0 c0(1－ α) c0α c0α t = 0 時 平衡時 工科大學化學 (2)、多元弱酸的電離平衡 例 H2S分二步電離 : 計算時只考慮一級電離。 實際中當 pH=7時均認為溶液是中性的 ， 這是把非常溫下的 KwΘ當作 1014近似處理的結果 。 但在其它溫度下 ， 水的離子積常數(shù)不等于 1014， 所以 KwΘ不等于14， 雖然此時中性溶液中 pH=pOH， 但都不等于 7。 酸性溶液 cH+ cOH； pH 7 pOH 中性溶液 cH+ = cOH； pH = 7 = pOH 堿性溶液 cH+ cOH； pH 7 pOH ?? ????? HH lgpHlg ca工科大學化學 相似地 ， 可用 pOH來表示溶液中的 aOH 或 [OH175。 反應的熱效應較小，溫度的變化范圍較 窄，因此平衡常數(shù)隨溫度的變化可不考慮。工科大學化學 與氣相反應的化學平衡比較，有以下特點： 多為離子反應，活化能較小，反應快。 壓力對平衡的影響可忽略。 酸堿 (電離 )平衡 沉淀溶解平衡 氧化還原平衡 絡合 (配合 )平衡 工科大學化學 電離