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1、4.1 酸碱的解离理论 阿仑尼乌斯解离理论的基本要点：A 酸碱的定义：在水中能解离出的阳离子全部都是H+离子的化合物叫做酸；能解离出的阴离子全部都是OH-离子的化合物叫做碱。B酸碱反应:实质上就是H+和OH-化合生成H2O的反应，即中和反应。C酸碱的强度:强度由其在水溶液中的解离度决定，分为强、中强、弱三类 4.2 水溶液中酸或碱的解离平衡 4.2.1 水的离子积和溶液的pH值纯水有微弱的导电能力，说明H2O能够解离 亦可简化为： 由试验测定得知，295K时，1L纯水仅有107 mol水分子解离，所以c(H+)=c(OH-)107 mol.L1为水的离子积常数，简称水的离子积，物理意义：一定温
2、度下水溶液中H+和OH之积为一常数。它说明只要是水溶液不管加入何种物质，溶液中总是存在H+，OH-且之积一定是离子积常数。 4.2.2 一元弱酸、弱碱的解离平衡1.解离常数: 将醋酸的分子式简写成 HAc, 用 Ac- 代表醋酸根, 则醋酸的解离平衡可以表示成:HAc H+ + Ac- 4.2 水溶液中酸或碱的解离平衡 称为弱酸的解离平衡常数，简称酸常数。 同理，一元弱碱氨水的解离过程是： NH3H2O NH4+ + OH- 称为弱碱的解离平衡常数，简称为碱常数。 K、Kb是化学平衡常数的一种形式，根据其大小可以判断弱电解质解离的趋势，K值越大，解离程度越大。 2.解离度解离度是解离平衡时弱电
3、解质的解离百分率： 4.2 水溶液中酸或碱的解离平衡弱电解质的浓度越小，解离程度越大。 4.2.3 多元弱酸的解离平衡多元弱酸在水中是分级解离的。以 H2S 为例，讨论二元弱酸的分步电离平衡，第一步 H2S H+ + HS- 第二步HS- H+ + S2- 4.2 水溶液中酸或碱的解离平衡由多重平衡规则：第一步和第二步的两个方程式相加，得: H2S = 2H+ + S2- 多元酸的解离常数是逐级减小的，而且数量级相差甚大。 4.3 同离子效应和缓冲溶液 4.3.1 同离子效应同离子效应：在弱电解质的溶液中，加入与其具有相同离子的强电解质，从而使电离平衡左移，降低弱电解质的电离度。这种现象称为同
4、离子效应。 一元弱酸溶液中 c(H+)的近似计算公式的推导：设酸（HA）的浓度为c酸，盐（A-）的浓度为c盐，用x代表H+ HA H+ + A- 起始浓度 c酸 0 c盐平衡浓度 c酸 x x c盐+x代入平衡公式： 同理可推导出： 4.3.2 缓冲溶液4.3 同离子效应和缓冲溶液缓冲溶液：一种能够抵抗外来少量酸碱的影响和较多水的稀释的影响，且保持体系 pH 值变化不大的溶液，我们称之为缓冲溶液。缓冲溶液是一个具有同离子效应的体系，因此具有共轭酸碱对的物质都可以组成缓冲溶液。但缓冲溶液的缓冲作用是有一定的限度的，只有当外加入的强酸或强碱的量与缓冲溶液中的共轭碱或共轭酸的量相对较小的情况下，溶液
5、才具有缓冲作用，否则缓冲作用将会受到破坏甚至失去缓冲作用。 缓冲溶液组成举例：4.3 同离子效应和缓冲溶液例：1 溶液中， HCN = 0.10 ，NaCN = 0.10 ，组成缓冲溶液，求其 H+ 和 pH 值。当分别向其中加入 0.01 mol 盐酸和氢氧化钠时， pH 值各变成多少。已知 HCN 的 Ka = 4.0 , 且忽略体积的微小变化 。 4.4 盐类的水解盐类的水解: 这种盐的离子与溶液中水解离出来的H+离子或OH-离子作用生成弱酸或弱碱的反应，称为盐的水解。4.4.1 弱酸强碱盐以NaAc为例： 存在两个平衡： 令水解平衡常数(水解常数)为 由多重平衡规则： 可知：酸越弱，
6、越大，即生成的盐水解程度越大。 4.4 盐类的水解4.4.2 弱碱强酸盐 同上可推导出： 4.4.3 弱酸弱碱盐弱酸弱碱盐的水解反应中，在溶液中实际上同时存在水、弱酸、弱碱三个解离平衡，水解反应是这三个平衡的结果。以 NH4Ac 为例 由于分母中的 均是较小的数， 由此可知：弱酸弱碱盐的水解倾向通常较大， 弱酸弱碱盐溶液的酸碱性取决于 的相对大小。 4.4 盐类的水解4.4.4 影响盐类水解的因素盐类水解程度的大小，首先决定于盐中参与水解的离子本性，水解离子对H+离子或OH-离子的亲和性越强，则水解程度越大，这种倾向可用 或 来度量，此外还有外部因素：A 盐浓度对水解的影响： 此式说明盐的水解度与盐的浓度c盐的平方根成正比，即盐的浓度越小，水解度就越大。B 温度对水解的影响：盐的水解反应实际上是中和反应的逆反应，中和反应是放热反应，盐的水解是吸热反应，故升高温度，平衡会向水解度增大的方向移动。C 酸度对水解的影响：根据平衡移动原理，通过调节酸度便可以控制水解平衡
