竞赛讲座电离平衡

nullnull竞赛讲座——电离平衡null1 、阿累尼乌斯酸碱的电离理论： 根据电离理论，提出了酸、碱的定义： 电离时产生了阳离子时全部是H+离子的化合物叫酸： 电离时生成的阴离子都全部是OH-离子的化合物叫碱。 这样理解： （1）从物质的组成上揭示了酸碱的本质 （2）局限性酸碱限于水溶液、碱限于氢氧化物一、 酸碱理论null2、酸碱质子理论 质子理论对酸碱的定义： 凡能给出质子（H+）的物质都是酸： 凡能接受质子的物质都是碱。 如：HCl、NH4+、HSO4-、H2PO4-都是酸。 Cl-、NH3、HSO4-、SO42-、OH-都是碱。null酸碱质子理论与电离理论之区别： （1）质子理论不是从组成区分酸和碱，而是看 这种物质在反应中对H+的接受关系。故不限于 分子，可以是阴、阳离子。 （2）不局限于水溶液，扩大到非水溶体系或气 相间的酸碱反应。null(3)质子理论认为:酸和碱不是孤立的，呈共轭关系。 酸 质子 + 碱 HCl H+ + Cl- HSO4- H+ + SO42- 共轭碱，共轭酸，酸越强，共轭碱越弱，酸越弱，共轭碱越强。这种以质子接受关系联系起来的酸和碱，称为共轭酸碱对。null 质子理论不仅扩大了酸和碱的范围，还可以把电离论中的电离作用、中和作用、水解作用等，统统包括在酸碱反应的范围之内，都可以看作是质子传递的酸碱反应。但质子理论只限于质子的放出和接受，所以必须含有氢。 null质子酸1 + 质子碱2 质子碱1 + 质子酸2 (1)中和反应 HAc + OH- = H2O + Ac- (弱酸强碱） H3O+ + NH3 = NH4+ + H2O （强酸弱碱） H3O+ + OH- = H2O + H2O （强酸强碱） (2)电离 HAc + H2O = H3O+ +Ac – NH3 + H2O = NH4+ + OH- (3)盐水解 Ac- + H2O = HAc+ OH-null 3、酸碱的电子理论（路易斯酸碱理论） 凡是可以接受电子对物质称为酸、凡是可给出电子对的物质称为碱。酸是电子对接受体,碱是电子对的给予体。酸碱反应的实质是配位键的形成并生成酸碱配合物。 酸 碱 酸碱配合物 （电子对接受体） （电子对给予体） H+ + : OH- H OH Cu2+ + 4 : NH3 [Cu (NH3)]2+null意义： 摆脱了体系必须具有某种离子或元素，也不受溶 剂的限制，它立论于物质普遍组分，以电子的给 出和接受来说明酸碱的反应，更能体现物质本质 属性，较电离论、质子论更为广泛。 如一切盐类（如MgCl2）、金属化合物（CaO）及其它多数无机化合物都是酸碱配合物。有机化合物如C2H5OH可以看作是C2H5+（酸）和OH-（碱）以配合物C2H5← OH结合。 null（一）基本概念： 电解质、非电解质： 强电解质(如：强酸、强碱及大多的盐） 弱电解质[如：弱酸、弱碱、某些盐Pb(Ac)2]。二、弱电解质的电离平衡null强电解质与弱电解质的比较： 完全电离部分电离不可逆、无电离平衡可逆、有电离平衡只有离子分子、离子某些极性共价键形成的化合物强酸、强碱、大多数盐弱酸、弱碱在水溶液中或熔化状态时，都能产生自由移动的离子离子化合物、某些极性共价键形成的化合物H2SO4=2H++SO42-null（二）、弱电解质的电离平衡： （1）概念：在一定条件（如温度、浓度）下，当弱电解质分子电离成离子的速率等于离子结合成分子的速率时，电离过程就达到了平衡状态，这种状态就叫做弱电解质的电离平衡。 （2）特点： “动”：动态平衡。一定条件下，弱电解质的分子离解成自由移动的离子和离子重新结合成分子的运动总在进行着。 “等”：v(分子化)=v(离子化)； “定”：弱电解质的电离程度保持一定，溶液中各种粒子的浓度保持一定； “变”：外界条件发生变化，电离平衡也要发生移动null影响电离平衡的条件：(1)温度(2)浓度(3)pH(4)同离子效应和盐效应null例：某二元酸（化学式用H2A表示）在水中电离的方程式是： H2A = H++HA- HA- H++A2- 回答下列问： ⑴Na2A溶液显 （填“酸性、中性或碱性”），理由是（用离子方程式表示） 。 ⑵若0.1mol·L-1NaHA溶液的pH=2，则0.1mol·L-1H2A溶液中氢离子的物质的量浓度可能是 0.11mol·L-1（填“>、=、<”），理由是 。 ⑶0.1mol·L-1NaHA溶液中各离子浓度由大到小的顺序是 。  碱性 A2-+H2O HA-+OH- H2A第一步电离产生的H+，抑制了HA-的电离 c(Na+ )> c(HA-)> c(H+)> c(A2-)> c(OH- ) nullnullnull电离平衡常数的意义： ①Ki的大小，可以判断电解质电离的趋势； ②Ki不随溶液浓度改变而变；不受共存离子的影响。 ③Ki是在一定温度下的特定常数。nullnull上式表明: 共轭酸碱对的Ka和Kb互成反比，弱酸的酸性越强（Ka大），对应的共轭碱性越弱（Kb小）。 同pH值的定义，pKa = - lgKa null 2、电离度与稀释定理 电离度α是指电离平衡时弱电解质的解离百分数。 影响电离度的主要因素: 内因：电解质本身的性质， 外部因素（外因）：主要是溶液的浓度和温度。溶液越稀，弱电解质的电离度越大；温度升高，电离度增大，因为弱电解质的电离过程一般需要吸收热量。null电离常数、电离度之间的区别和联系 (1)α和Ki都能反映弱电解质的电离程度 (2)电离常数是平衡常数的一种形式，电离度是转化率的一种形式，可随电解质浓度变化 nullnullnullnull当c/Ka 500 或α ≤ 5% ,可作近似计算: nullnullnullnullnull由于第二步电离非常小, [H+]  [HS-] 则: [S2- ]= Ka2 若考虑总的电离平衡:根据多重平衡规则 Ka = K1K2=总电离常数关系式只表示平衡时[H+]、[S2-]、[H2S]浓度关系 实际电离过程并不是按H2S 2H+ + S2-, 而是分步电离。 null小结： ①当多元弱酸 时，求[H+]，可近 似按一元酸计算。 ②当多元弱酸K1>>K2时，[酸根离子] ≈K2 ③上述运用必须在未加酸碱的溶液的计算时。 null H3PO4 H+ + H2PO4- H2PO4- H+ + HPO42- HPO42- H+ + PO43- null小结： ①K1>>K2>>K3 ②溶液中存在的阴离子及其浓度比较： [H2PO4-]>>[HPO42-]>>[PO43-] ③溶液中的酸性主要由第一步电离平衡所决定。 ④一般无机酸，K1比K2通常大105倍。null三、同离子效应和盐效应 (1)同离子效应 在醋酸溶液中加入少量NaAc。 HAc H+ + Ac_ NaAc Na+ + Ac_ nullnull代入平衡常数关系式而加入NaAc之前的电离度为1.33% 如上例中，由于加入与弱电解质相同离子的易溶强电解质，使弱电解的电离度降低的现象称为同离子效应。null (3) 盐效应 1、定义：在弱电解质中，若加入其它强电解质时，则该弱电解质的电离度将会增大。这种现象叫盐效应。 2、产生盐效应的原因： 3、同离子效应与盐效应的比较： ①同离子效应产生时同时存在盐效应； ②同离子效应影响大于盐效应，后者一般情况可以忽略。