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1、第三章酸碱反应与配位反应一、教学基本要求1. 酸碱理论概述熟悉酸碱质子理论。2. 电解质溶液的解离平衡。了解强电解质溶液、表观解离度、活度、活度系数、离子强度等基本概念；熟悉水 的解离平衡；掌握弱酸弱碱的解离平衡；了解酸碱的相对强弱。3. 电解质水溶液pH值的计算理解分布系数；掌握质子平衡式与H+的计算(掌握各种溶液H+计算的最简式)。4. 缓冲溶液掌握缓冲溶液的原理及计算。5. 配位平衡及其移动掌握配合物的基本概念、定义、组成和命名，配合物的类型；掌握配合物在水溶液 中的离解平衡；掌握配体过量时的计算；掌握配离子与配离子之间的转化及相关计二、学时分配:讲 授 内 容学时数(10.0)1.酸碱
2、质子理论1.02.电解质溶液的解离平衡2.03 .电解质水溶液pH值的计算2.54 .缓冲溶液2.05.配位平衡及其移动2.5三、教学内容 3.1质子酸碱理论酸碱物质和酸碱反应是化学研究的重要内容。在科学实验和生产实际中有着广泛的应用。 人们对酸碱物质的认识是不断深化的。1887年阿仑尼乌斯(S. A. Arrhenius)在解离理论学说 的基础上把酸碱定义为：酸是在水溶液中解离生成的正离子全部是H+离子的物质；碱是在水 溶液中解离生成的负离子全部是OH-离子的物质。酸碱反应的实质是H+离子和OH-离子结 合生成H20的反应。这一酸碱解离理论对化学，尤其是酸碱理论的发展起了积极作用，至今 仍广
3、泛地应用着。随着生产和科学技术的发展和进步，酸碱的解离理论显现了局限性，于是 先后又提出多种酸碱理论，其中比较重要的有质子酸碱理论和酸碱的电子理论。一、酸碱定义根据酸碱的解离理论，在水溶液中许多酸碱反应都有质子参与，也就是说酸碱反应是涉 及质子的传递反应。1923年丹麦化学家布朗斯特(J. N. Bronsted)和英国化学家劳莱 (T. M. Lowry)各自独立提出质子酸碱理论。该理论认为：酸是能给出质子的物质；碱是能 接受质子的物质。简单地说，酸是质子的给予体，而碱是质子的接受体。这个定义不像解离 理论那样只限于水溶液中。如NH 4 + T H + + NH 3H PO - T H +
4、+ HPO 2-HCl T H + + Cl -二、按照酸碱质子理论，可从以下几方面加深理解酸碱概念1. 酸碱可以是阳离子、阴离子、中性分子及两性物质，有些物质既可作为酸，也可作为碱。2. 酸和其释放质子后形成的质子碱形成共轭酸碱对，如NH4+和NH3及HA c和Ac-。共轭关系：按质子酸碱理论，质子酸给出质子变为相应的质子碱，质子碱接受质子后成 为相应的质子酸。质子酸碱的这种相互依存、相互转化的关系称为共轭关系。当质子酸失去 一个质子而形成的质子碱称为该酸的共轭质子碱，而质子碱获得一个质子后就成为该碱的共 轭质子酸。共轭质子酸碱对：由得失一个质子而发生共轭关系的一对质子酸碱，称为共轭质子酸碱
5、 对。3. 质子酸酸性越强，共轭碱碱性越弱。当质子酸碱反应达到平衡时，共轭质子酸碱对必定同时存在。有些酸碱物质，在不同的 共轭酸碱对中，有时是质子酸，有时是质子碱，这类物质称作酸碱的两性物质。一、酸碱反应实质由于质子半径很小，电荷密度高，溶液中不可能存在质子。实际上的酸碱反应是两个共 轭酸碱对共同作用的结果，也就是说共轭酸碱对中质子的得失，只有在另一种能接受质子的 碱性物质或能给出质子的酸性物质同时存在时才能实现，因而酸碱反应的实质是质子传递反 应，反应达平衡后，得失质子的物质的量应该相等。即质子酸1把质子传递给质子碱2,然后各自转变成其共轭物质：通式为：质子酸1 +质子碱2。质子碱1 +质子
6、酸2在酸碱反应中至少存在两对共轭酸碱，质子传递的方向是从给出质子能力强的酸传递给 接受质子能力强的碱，酸碱反应的生成物是另一种弱酸和另一种弱碱。反应方向总是从较强 酸、较强碱向较弱酸、较弱碱方向进行。HCl + NH3 o NH4 + + Cl -酸性：HClNH4+,碱性：NH3Cl-，所以反应右向进行。二、各类酸碱反应1 .中和反应HAc + NH3 o NH4 + + Cl -质子从HAc转移到NH3上。2 .酸碱解离反应在水溶液中，酸、碱的解离也是质子的转移反应。HAc + H2 O o H O + + Ac-HAc水溶液能表现出酸性，是由于HAc与溶剂水发生了质子转移反应的结果，质子
7、从 HAc转移到H2O上。NH 3 + H 2 O o OH - + NH 4+NH3的水溶液能表现出碱性，是由于NH3与溶剂水之间发生了质子转移，质子从H2O转 移到NH3上。水在此体现两性，提供或接受质子。3.盐的水解Ac- + H2O o HAc + OH-水在此作为酸提供质子。NH4 + H2O o NH3 + H O + 水在此作为碱接受质子。三、质子理论的特点：质子酸碱理论扩大了酸碱物质和酸碱反应的范围，把中和、解离、水解等反应都概括为 质子传递反应，还适用于非水溶液和无溶剂体系。这是该理论的优点。但质子酸碱理论不能 讨论不含质子的物质，对无质子转移的酸碱反应也不能进行研究，这是它
8、的不足之处。HAc + H2 O o H O + + Ac-A.c - + H2 O o HAc + OH -“H + /c Ac-/cKa =HA VcK 0 _ HAc/c . OH-/cb Ac - /c:.Ka。 Kbo = H+ - OH-=Kwo对于多元酸碱则对应关系如下：Ka。 Kb。=Ka。 Kb。=Kw。1 一一, ,、. 2.一 . 1.共轭酸碱对可从已知Ka。求Kb。，或从Kb。求Ka。 3.2电解质溶液的解离平衡人们按物质在水溶液中或熔融状态下能否导电而将其分为电解质和非电解质。通常还根 据导电能力的强弱把电解质分为强电解质和弱电解质。一、表观解离度按照强电解质在水中全
9、部解离的观点，像离子型化合物（如KCl、NaCl等）或具有强极性 键的共价化合物（如HCl、H2S04等），在水中是完全解离成离子的。它们的解离度似乎应该为 100%。但是，由于离子浓度较大，离子间平均距离较小，离子间吸引力和排斥力显著，每一 个离子周围分布多个带有相反电荷的离子，彼此相互牵制。这种情形可认为是负离子周围形 成了由正离子组成的“离子氛”，正离子周围也有负离子组成的“离子氛”。结果使得离子不 能完全自由运动，在单位体积的电解质溶液内所含离子数显得比完全解离所计算出来的离子 数要少，因而表现出似乎没有完全解离。所以溶液导电性实验所测得的解离度一般都小于 100%，这种实际测得的解离
10、度称为表观解离度，见P49表31。如18C时，0.1moldm-3KCl溶液，其表观解离度a =0.8621.0mol - dm-3 KCl溶液，其表观解离度a =0.7562.0moldm-3 KCl溶液，其表观解离度a =0.712由此可见，强电解质解离度的含义与弱电解质不同：弱电解质的解离度是达到平衡时 解离了的分子百分数；而强电解质的解离度却是反映其溶液中离子相互牵制作用的强弱程度。二、活度与活度系数当溶液稀释时，离子浓度降低，离子间的牵制作用减弱，会逐渐接近实际的完全解离。 溶液中的离子浓度愈大，离子间的相互牵制作用就愈强，溶液中能自由运动的离子的浓度就 愈小。在电解质溶液中，为了反
11、映离子间相互牵制作用的强弱而引入活度（常用符号a表示） 和活度系数（常用符号Y表示）的概念。在稀溶液中，活度与活度系数的关系是：a =y C活度与活度系数是无量纲的量。一般来说，活度系数Y 1，活度系数Y表示电解质溶液中离子间相互牵制作用的大小。活度系数Y与溶液中所有离子的浓度和离子电荷有关，离子浓度越大，电荷越高，离子 间作用越大。三、离子强度I溶液的离子强度I等于溶液中各种离子的浓度与其电荷数平方的乘积之和的一半，表示 为：1 1 LI = -（c Z 2 + c Z 2 + ） = _ cZ 22 1 12 22 i i很显然，离子浓度越大，所带电荷越高，溶液的离子强度I就越大，活度系数
12、Y值越小， 离子间相互牵制作用就越强，离子活度就越小，强电解质的表观解离度也就越小。+溶液的离 子强度愈小，活度系数愈接近1。因此对于稀溶液、弱电解质和难溶强电解质，由于溶液中 离子的实际浓度都很小，活度系数接近于1，直接用浓度进行计算不会引起大的误差。一、水的解离弱电解质解离后形成带电离子，带电离子又重新组合成分子，因此弱电解质解离过程是 个可逆过程。当温度一定时，会达到一个动态平衡，称作弱电解质的解离平衡。解离平衡也 是化学平衡，可用化学平衡表达式来表示。纯水是极弱的电解质，根据质子酸碱理论，它微弱的解离可表示为：H 2 O + H 2 O o H O + + OH -上式可简写H 2 O
13、 o H + + OH -二、解离平衡常数在一定温度下，达到解离平衡时，纯水的标准平衡常数表示为：、 = ( H + /勇) (OH-/勇)OH-和日+的乘积为一常数，这个常数孔。称为水的离子积常数。水的离子积常数随温度的升高而增大。但在无机及分析化学中常温下作一般计算时可认 为OH-和田+浓度为 1.0X10-7，即 KWe = 1.0X10-14。AKWe是指在一定温度下，水中的氢离子浓度与氢氧根离子浓度乘积为一常数，常温时 为 1.0X10-14。Kwe与其他平衡常数一样，是温度的函数。一、解离平衡和平衡常数1. 解离平衡弱电解质在水溶液中是部分电离的，在水溶液中存在着已电离的弱电解质的
14、组分离子和未 电离的弱电解质分子之间的平衡，即解离平衡。一元弱酸HA在水溶液中存在下列解离平衡：HA o H + + A -2. 弱酸解离平衡常数K e (HA)H + & 亦A = H + A - HA/ c e HAH+、A-和HA分别表示平衡时，H+、A-和HA的平衡浓度。(1) 以Kae表示弱酸的解离常数，以Kb。表示弱碱的解离常数。一些弱酸见附录W。Kae和Kbe是衡量弱电解质解离程度大小的特性常数，其值越小，表示解离程度越小，电 解质越弱。在温度相同时，可用解离平衡常数比较同类型电解质强弱。(3)弱酸、弱碱的解离常数与其它平衡常数一样，不随浓度的改变而改变，温度的改变对解 离常数有
15、一定的影响，但在一定范围内，影响不太大，因此，在常温范围内可认为温度对解 离常数没有影响。二、解离度和稀释定律1. 解离度电解质导电能力的差异在于他们解离程度差异很大，解离程度用解离度a来表示。解离度：弱电解质在溶液中电离达平衡后，已电离的弱电解质的分子百分数称为解离度。 实际应用中常以已电离的那部分弱电解质浓度百分数表示。x 100%铲离度 =已解离的弱电解质分子数(浓度) 牛乂以溶液中原电解质分子数(浓度)强电解质a =1，弱电解质a 1。注意：(1) 电解质强弱分类是针对某种溶剂而言，如醋酸在水中为弱电解质，在液氨中为强电解质。 我们通常所说的电解质强弱，是针对水溶液而言的。(2) 解离度a和解离常数Kie都可用来表示酸碱强弱，但解离度随溶液浓度C变化而变化， Kie为常数，不随浓度变化。所以用解离度比较电解质相对强弱时，须指明电解质浓度。2. 稀释定律解离度a与解离常数Kie之间有一定的关系。设c0为弱酸HA的初始浓度，a为其解离
