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1、弱酸弱碱的解离常数解离度和稀释定律,弱酸弱碱的解离常数解离度和稀释定律,化学二组,弱酸弱碱的解离常数解离度和稀释定律,回顾：,阿累尼乌斯的酸碱电离理论 布朗斯特的酸碱质子理论 路易斯的酸碱电子理论,弱酸弱碱的解离常数解离度和稀释定律,阿累尼乌斯的酸碱电离理论,1887年瑞典的阿累尼乌斯(Arrhenius)提出： 酸溶于水时能电离出H+的物质 碱溶于水时能电离出OH-的物质 酸碱反应：酸+碱=盐+水 优点：酸碱的概念明确，关系清楚。 局限性： （1）只适用于水溶液，不适用于非水溶液。 （2）不能解释NH3、NH4Cl、NaAc等的酸碱性。,弱酸弱碱的解离常数解离度和稀释定律,布朗斯特的酸碱质子
2、理论,1923年丹麦的布朗斯特(Bronsted)和英国的劳里(Lowry)提出： 酸能给出质子(H+)的物质 碱能接受质子(H+)的物质 两性物质既能给出质子又能接受质子的物质 非酸非碱物质既不能给出质子又不能接受质子的物质 优点： （1）适用于水溶液和非水溶液。 （2）酸碱的范围较宽。 （3）没有了盐的概念。 局限性：不能解释不含氢的化合物，如BF3的酸性、CO的碱性。,弱酸弱碱的解离常数解离度和稀释定律,路易斯的酸碱电子理论,1923年美国的路易斯(Lewis)提出： 酸能接受电子对的物质(有价层空轨道) 碱能给出电子对的物质(有价层孤对电子) 酸碱反应：通过配位键形成酸碱配合物 BF3
3、 + NH3 = F3BNH3 Ni + 4CO = Ni(CO)4 优点：酸碱范围极其广泛，适用于各种溶剂以至无溶剂的体系，也不受某种离子或质子的限制。 缺点：对酸碱的认识过于笼统，因而不易掌握酸碱的特性，也不易确定酸碱的相对强度。,弱酸弱碱的解离常数解离度和稀释定律,一些酸碱反应,离解反应： HAc + H2O = H3O+ + Ac NH3 + H2O = NH4+ + OH 水解反应： Ac + H2O = HAc + OH NH4+ + H2O = NH3 + H3O+ 中和反应： HAc + NH3 = Ac- + NH4+ H3O+ + OH = H2O + H2O 酸碱反应自发
4、进行的方向：强酸1+强碱2弱碱1+弱酸2,弱酸弱碱的解离常数解离度和稀释定律,弱酸弱碱的离解平衡和离解常数,HAc + H2O = H3O+ + Ac- NH3 + H2O = NH4+ + OH- H2S + H2O = H3O+ + HS- HS- + H2O = H3O+ + S2-,弱酸弱碱的解离常数解离度和稀释定律,共轭酸碱对的Ka与Kb的关系,质子酸碱的强弱与给出质子或接受质子的能力有关。酸越强，越容易给出质子；碱越强，越容易得到质子。 酸给出质子后变为碱，碱得到质子后变为酸。酸与碱的这种关系称为共轭关系，酸与失去质子后所生成的碱称为共轭酸碱对。 共轭酸 = H+ + 共轭碱 HA
5、c = H+ + Ac- NH4+ = H+ + NH3 H3PO4 = H+ + H2PO4- H2PO4- = H+ + HPO42- HPO42- = H+ + PO43-,弱酸弱碱的解离常数解离度和稀释定律,HAc-Ac-和NH4+-NH3,(1) HAc+H2O=H3O+Ac- Ka(HAc) (2) Ac+H2O=HAc+OH Kb(Ac-) (3) H2O+H2O=H3O+OH KW 因为：(1)+(2)=(3) 所以：Ka(HAc)Kb(Ac-)=KW (1) NH4+H2O=H3O+NH3 Ka(NH4+) (2) NH3+H2O=NH4+OH Kb(NH3) (3) H2O
6、+H2O=H3O+OH KW 因为：(1)+(2)=(3) 所以：Ka(NH4+)Kb(NH3)=KW 酸越强，其共轭碱越弱；碱越强，其共轭酸越弱。即强酸的共轭碱是弱碱；强碱的共轭酸是弱酸。 思考题1：写出下列酸的共轭碱或碱的共轭酸,弱酸弱碱的解离常数解离度和稀释定律,写出下列酸的共轭碱或碱的共轭酸,ClO4-, HSO4-, HCO3-, HAc,H2S, HO2-,HPO4-,HS-, H3O+,H2O,NH4+，HCl,弱酸弱碱的解离常数解离度和稀释定律,计算CO32-的Kb1和Kb2,注意共轭关系 同理，对PO43-的Kb1、Kb2和Kb3,弱酸弱碱的解离常数解离度和稀释定律,此课件下载可自行编辑修改，供参考！ 感谢您的支持，我们努力做得更好！,