【图文】第五章 酸碱平衡_百度文库
两大类热门资源免费畅读
续费一年阅读会员，立省24元！
评价文档：
第五章 酸碱平衡
上传于||暂无简介
大小：1.69MB
登录百度文库，专享文档复制特权，财富值每天免费拿！
你可能喜欢【图文】shi 第3章 电离平衡与酸碱理论_百度文库
两大类热门资源免费畅读
续费一年阅读会员，立省24元！
评价文档：
shi 第3章 电离平衡与酸碱理论
上传于||文档简介
&&无​机​化​学
大小：1.46MB
登录百度文库，专享文档复制特权，财富值每天免费拿！
你可能喜欢第六章 酸碱平衡和酸碱滴定法(12学时)
6.1酸碱质子理论（1.2学时）
一、质子酸碱的定义
1HClH2SO4NH4+HCO3-H2O
2NaOHCl-SO42-HCO3-H2O
&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&
在一定温度下是一个常数，常温时（25℃），。
2、酸碱的解离及解离平衡常数
根据酸碱质子理论，在水溶液中，酸、碱的解离实际上就是它们与溶剂水分子间的酸碱反应。酸的解离即酸给出质子转变为其共轭碱，而水接受质子转变为其共轭酸（H3O+）；碱的解离即碱接受质子转变为其共轭酸，而水给出质子转变为其共轭碱（OH-）。酸、碱的解离程度可以用相应平衡常数的大小来衡量。
（1）一元弱酸的解离&&&& 以HAc、NH4+为例。
HAc + H2O& = H3O+
NH4+ + H2O& =&&&& H3O+
为了方便起见，上述两个解离反应常可简化，反应的标准平衡常数称为酸的解离平衡常数，用符号“”表示。
HAc&& =&&& H+ + Ac-
&&&&&&&&&&&&&&
NH4+ =&&&&&& H+
&&&&&&&&&&&&&&&
（2）一元弱碱的解离&&&& 以NH3、Ac-为例。
+ H2O =& OH- +
Ac - + H2O& =&&& OH- + HAc
反应的标准平衡常数称为碱的解离平衡常数，用符号“”表示。
&&&&&&&&&&&
& &&&&&&&&&&&&（6－5）
（3）多元弱酸（碱）的解离
多元弱酸（碱）的解离是分步进行的，每一步解离反应均有一个解离平衡常数，分别用（Kb1θ）、（Kb2θ）、……”表示分步解离的平衡常数。以H2S为例：
第一步解离H2S + H2O&
&&&&&& （6－6）
第二步解离
&&&&&&&&&&&&&&&&&&
HS-& + H2O
&&&&&&&&&&&&&&
&&&&&&&（6－7）
3、酸碱的强度、共轭酸碱对与的关系
酸碱的解离平衡常数与表明了酸碱与溶剂水分子间质子转移反应的完全程度，或越大，质子转移反应越完全，即或越大，表示该酸或碱的强度越大。
共轭酸碱对（HA-A-）：&&& &&&&&&&&&&&&&（6－8）
上式表明：共轭酸碱对的与的乘积等于水的离子积；在共轭酸碱对中，酸的酸性越强（即酸的越大），其共轭碱的碱性越弱（即共轭碱的越小），反之，若碱的碱性越强，其共轭酸的酸性越弱。
对于多元酸或多元碱来说，由于它们在水溶液中的解离是逐级进行的，有几级解离就能形成几对共轭酸碱对。
例如 H3PO4能形成三对共轭酸碱对，CO32-能形成两对共轭酸碱对：
6.2& 酸碱平衡的移动（1.3学时）
一、稀释定律
例&& HAc = H+ + Ac-
, 求在298k时浓度分别为0.1mol.L-1与1.0χ10-5mol.L-1HAc溶液的a，CH+，PH.（已知Ka（HAc）=1.76χ10-5）
解：&&&&&&&&&&&
=& H+ +& Ac-
开始&&&&&&&&
c(HAc)&&&& 0&&&& 0
平衡&&&&& c(HAc)-x&&& x&&&& x
Ka=x2/[c(HAc)-x ] =
1.76χ10-5
c(HAc)=0.1mol.L-1时
CKa≥20Kw，C/Ka ≥500
则近似求解认为c(HAc)-x= c(HAc)
x= c(H+)=[c(HAc) Ka]1/2=1.34×10-3
&&&&& PH=-lgc(H+)=2.87
a= c(H+)/c(HAc)=[Ka/c(HAc)]1/2=1.34%
&& &&& &&&&&&&&&&&&&&&69
&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&610
&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&
离解度α与离解常数Kθ
二、同离子效应与盐效应
1、同离子效应
例& 在0.1mol·L-1 HAc溶液中，加入少量NaAc晶体，使其浓度为0.1mol·L-1（忽略体积变化），比较加入NaAc晶体前后C(H+)和HAc的电离度的变化。
解:（1）加入NaAc晶体前，由稀释定律得，
（2）设加入NaAc后，溶液中C（H+）=xmol.L-1
=& H+ +& Ac-
C初始&&&&&& 0.1&&&&& 0&&& 0.1
C平衡&&&&&&
0.1-x&&& x&&& 0.1+x
0.1mol·L-1HAc——0.1mol·L-1HCl
C初始&&&&&& 0.1&&&& 0.1&&&& 0
C平衡&&&&&& 0.1- x& 0.1+ x&& x
x=Ka，c（H+）= 0.1mol·L-1，pH=1.0，a=0.018%
练习：判断下列几组溶液是否存在同离子效应？
①HCl–NaCl& ②NH3.H2O-NH4Cl& ③H2PO4--HPO42-& ④H2S-HCl& ⑤HAc-NaCl
往弱电解质的溶液中加入与弱电解质没有相同离子的强电解质时，由于溶液中离子总浓度增大，离子间相互牵制作用增强，使得弱电解质解离的阴、阳离子结合形成分子的机会减小，从而使弱电解质分子浓度减小，离子浓度相应增大，解离度增大，这种效应称为盐效应。
同离子效应与盐效应的比较
结论：同离子效应存在的同时，也存在盐效应，但盐效应很弱，一般计算中可忽略不计。
例&& &在氨水溶液中分别加入HCl、NH4Cl、NaCl、NaOH、H2O对氨水电离平衡有何影响？α有何变化？
NH3·H2O& =&
NH4++OH-&&&& α
cKa≥20Kw 时，忽略水的电离
当α&4.4% 或& c/K ≤500时，HA
（2）、一元弱碱水溶液
例& 分别计算0.05mol .L-1 NH4Cl和0.10mol.L-1NaAc溶液的pH值。
解：已知NH3&&&
Kb=1.77×10-5
&&& 则&& NH4+&& Ka=Kw/ K b =5.64×10-10
c Ka≥20Kw&&&&& c/K ≥500
已知 HAc&&& Ka=1.76×10-5
Ac -&& Kb=Kw/Ka=5.64×10-10
&&& c Kb≥20Kw&&&&& c/Kb ≥500
（1）多元弱酸水溶液
多元弱酸分步解离，一般来说，多元弱酸的&&…&，可近似地将溶液中H＋看成主要由第一级解离生成，忽略其它各级解离，因此可按一元弱酸处理。相应的计算公式可将一元弱酸中的换成即可。
二元弱酸水溶液中,酸根浓度近似等于二级电离常数,与酸原始浓度关系不大.
在多元弱酸溶液中,酸根浓度极低,在需要大量酸根离子参加的化学反应中,要用相应的盐而不是相应的酸.
（2）、多元弱碱水溶液
根据对多元弱酸的讨论，同样可以得到多元弱碱水溶液的OH－浓度的计算公式，只需将公式中的换成，换成，即可。
例 计算0.10mol.L-1Na2CO3溶液中的c(OH-)、c(HCO3-)、c(H2CO3)、c(CO32-)及PH值。
&&&&CO32-& +& H2O& =&& HCO3-&
+& OH-&& Kb1=Kw/Ka2
开始 0.10&&&&&&&&&&&&&&&
0&&&&&&& 0
平衡0.10-x&&&&&&&&&&&&&&
Kb1= 10-14/5.61×10-11≈1.78×10-4
c/Kb1=0.1/1.78×10-4 ≈
Kb1= x2/（O.10- x）≈x2/O.10&
x=c(OH-)=c(HCO3-)≈[(10-14/5.61×10-11)×0.1]1/2=4.2×10-3mol.l-1
HCO3- + H2O = H2CO3 + OH-&& Kb2=Kw/Ka1
x&&&&&&&&&&&&
平衡 x -y≈x&&&&&&&&
Kb2=y（x+y）/（x-y）≈y
则y=c(H2CO3)=Kb2=10-14/4.3x10-7=2.3×10-7mol.l-1
例 &常温常压下，H2S气体在水中饱和浓度为0.1mol.L-1，计算溶液中c(H+),c(HS-),c(S2-).
4、两性物质水溶液酸度的计算
两性物质是指既能接受质子又能给出质子的物质。除H2O之外，常见的两性物质有酸式盐如NaHCO3、Na2HPO4、NaH2PO4及弱酸弱碱盐NH4Ac等。
&&&&&&&&&&&&&&
例& 分别计算0.20mol.L-1NaH2PO4、Na2HPO4溶液的pH 。
解： NaH2PO4:
c(H+)=(K1K2)1/2=(7.52x10-3×6.23x10-8)1/2=2.2×10-5mol.l-1 &&&&pH=4.66
Na2HPO4:c(H+)=(K2K3)1/2=(6.23×10-8×2.2×10-13)1/2=1.17×10-11mol.l-1&& pH=10.93
三、酸度对弱酸（碱）各型体分布的影响
溶液中弱酸（碱）的某种存在型体的平衡浓度在弱酸（碱）分析浓度（总浓度）中所占的分数称为分布系数，用符号“δi”表示。
1、一元弱酸（碱）水溶液中各型体的分布
根据分布系数的定义有：
显然有：&&&
由以上分布系数的表达式可知，在一定温度下，对于给定的一元弱酸而言，其各型体分布系数的大小只与H+的浓度即溶液的酸度有关，而与弱酸的分析浓度（总浓度）无关。
按照以上公式可以计算出不同pH时的和值，然后以pH值为横坐标，以δ为纵坐标，绘制HAc两种型体的δi－pH曲线，此图称为HAc的型体分布图
从图可知，随着pH值的增大，逐渐减小，逐渐增大。当时，，显然有 ； 当时，，HAc为主要存在型体；时，，Ac-为主要存在型体，因此可以通过控制溶液的酸度得到所需的存在型体。
对于一元弱碱A-，根据其共轭酸HA的，同样可以推导出其水溶液中各型体的分布系数。
2、多元弱酸（碱）水溶液中各型体的分布
以二元弱酸（H2A）为例。二元弱酸在水溶液中达到解离平衡后，以三种型体H2A、HA-、A2-存在：
&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&
同理可得：
★分布曲线作用:
（1）深入了解酸碱滴定过程；
（2）判断多元酸碱分步滴定的可能性。
6.4& 缓冲溶液（buffer
solution）（1.5学时）
一、缓冲溶液的组成及缓冲原理
1缓冲溶液的定义
2缓冲溶液的特点
在适度范围既能抗酸，又能抗碱，适当稀释或浓缩，溶液的PH值改变都很小。
缓冲溶液的组成：
缓冲溶液的缓冲原理：
H& B+H2O=H3O++B-
缓冲溶液的缓冲作用的原理是外加少量酸碱时，质子在共轭酸碱对之间发生转移以维持质子浓度基本不变而造成的。
5、形成缓冲体系的条件：
（1）要具有既抗碱（弱酸）又抗酸（共轭碱）的组分；
• 弱酸及共轭酸&
HAc---NaAc
• 弱碱及共轭碱&
NH3·H2O---NH4Cl
• 多元弱酸酸式盐及其共轭酸、碱& NaHCO3-Na2CO3; Na2HPO4- Na3PO4
（2）弱酸及其共轭碱要保证足够大的浓度和适当的浓度比。
二、缓冲溶液pH值计算
例.100mL0.25
mol.L-1NaH2PO4与50mL0.35mol.L-1Na2HPO4混合(设体积不变),溶液pH为多少?若向混合液中加入50mL0.10 mol.L-1NaOH,此混合液pH为多少?
解（1）&&& H2PO4-&& ——&& HPO42-
0.25×100/150&&&& 0.35×50/150
c（H+）=Ka2×（0.25×100）/（0.35×50）=8.90×10-8mol.L-1
H2PO4-&&&&&&&&&&&&
OH-&&&&& =&&&&&& HPO42-
（0.25×100/200）-（0.1×50/200）&&&&&&&&&
（0.35×0.5/200）+（0.1×50/200）
&&&&& =0.10&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&&
&&& &&&c（H+）=6.23X10-8×0.1/0.×10-8mol.L-1
缓冲溶液的缓冲能力
（1）当共轭酸碱对的浓度相等时，溶液总浓度越大，缓冲能力越强。
（2）缓冲溶液总浓度一定时，共轭酸& 碱对的浓度相等时，即 pH = pKa& ( 或pOH=pKb) 时，缓冲能力最大。
（3）缓冲溶液具有一定的缓冲范围：c(酸)/c(碱)=1/10-10/1 时，溶液具有有效缓冲能力，这时 pH= pKa1 或& pOH= pKb 1
例& 下列哪一组浓度的混合液缓冲能力最强？
NH4Cl - NH3.H2O &（mol.L-1）
& A.&&&&&& 0.01&& 0.01
0.05&& 0.05
0.02&& 0.08
D.&&&&&& 0.04&& 0.06
四、缓冲溶液的配制
1、选择合适的缓冲对。应尽量与所需配制缓冲溶液的pH值相接近，最大差距不能超过1。同时，选择的缓冲对对被控制系统无副反应。
2、计算缓冲溶液的缓冲比。
3、根据计算结果具体配制。
& H3PO4pH=4.3H2PO4—99.4%0.3% H3PO4pH=9.8HPO42—99.5%RE%&1%
（1）.若Ka1/Ka2 ≥ 104能分步滴定
& c Ka1 ≥& 10-8& 可滴至第一化学计量点
& c Ka2 ≥ 10-8& 可滴至第二化学计量点
（2）若Ka1/Ka2&104 &不能分步滴定
&& c Ka1 ≥ 10-8 同时&& c Ka2 ≥ 10-8&&&&&&&&&&&&&&&&
&&&&&&& 可滴至第二化学计量点
例: 能否用0.2000mol/l NaOH分步滴定H3PO4& (0.20mol/l) ,可形成几个pH突跃?计算计量点的pH值.选择合适的指示剂.
可分步滴定至第一、第二计量点,不能滴定至第三计量点.
曲线分析：
A.突跃小，误差大；
B.指示剂也一般要用混合指示剂：甲基橙+溴甲酚绿&& 酚酞+百里酚酞
C.没有形成第三突跃，即H3PO4虽能电离三级H+
0.10mol/L NaOH 0.10mol/L H2C2O4
Ka1=5.910-2&& Ka2=6.410-5
Ka1/ Ka2&104&&
cKa2&10-8&&&
例：0.5mol/L Na2CO3
Kb1=Kw/Ka2=10-14/5.610-11=1.810-4
Kb2=Kw/Ka1=10-14/4.210-7=2.410-8
反应式：CO32-+H+=HCO3-&& HCO3-+H+=H2CO3
判断：cKb1&10-8&
Kb1/ Kb2104
由于Na2CO3
H2CO3CO20.04 mol/L。
六.混合酸（碱）的滴定：
判据：c A KA/c B KB 104且c A KA ≥ 10-8
时，可分步滴定
&&HAA-HBB-
A-HB[H+]sp1
第二化学计量点时，体系的构成为A-和B-的弱碱混合体系，计算[H+]sp2的最间式为：
计量点时，
pH=5.28&&&&& 甲基红
解: 本题为双指示剂法,
&& 1).& V1 & V2
样品中含有Na2CO3 和NaOH wNa2CO3=c HCl.V2.10-3. MNa2CO3 /ms
wNaOH=c(HCl).(V1 –V2)
10-3.MNaOH /ms
V1+ 2 =35.00&&&&&&&&&&&
V1+ 2/2=30.00&&&&&&&&&&
解得1= 25.00
，2 = 10.00
1.酸碱指示剂:了解作用原理,影响因素, 掌握常用指示剂(MO, MR, PP)变色区间和变色点.
2.酸碱滴定曲线和指示剂的选择: 强酸(碱)滴定、 一元弱酸(碱)滴定过程中pH计算, 重点是化学计量点及RE=±0.1%时的pH计算. 了解滴定突跃与浓度、Ka(Kb)的关系，一元弱酸碱能被准确滴定的条件；正确选择指示剂；
&&& 了解强酸与弱酸混合溶液、多元酸溶液能分步滴定或全部滴定的条件及指示剂的选择。
3.酸碱滴定法的应用: 标准酸(碱)溶液的配制与标定;
应用示例: 混合碱(酸)、P、N、H3BO3的测定。
作业：6-11、6-12、6-14无机及分析化学_第七章_酸碱平衡与酸碱滴定-五星文库
免费文档下载
无机及分析化学_第七章_酸碱平衡与酸碱滴定
导读：第七章酸碱平衡与酸碱滴定，弱电解质的离解平衡，离解平衡常数，离解度和离解平衡常数之间的关系―稀释定律，掌握酸碱平衡理论及溶液pH值的计算，4．掌握各类酸碱滴定曲线的特点、化学计量点pH的计算及指示剂的选择，前面已介绍了化学平衡的一般规律，本章主要讨论水溶液中的酸碱平衡，酸碱平衡在生物体中也同样存在，因此酸碱平衡及其有关反应与生物化学反应有密切关系，而且其平衡常数受温度、压力的影响较小，一般可以
第七章 酸碱平衡与酸碱滴定
学习要求：
1． 熟悉弱电解质的特点，弱电解质的离解平衡，离解度及其影响因素，离解平衡常数，离解度和离解平衡常数之间的关系―稀释定律。掌握酸碱平衡理论及溶液pH值的计算；
2． 掌握缓冲溶液的含义;掌握缓冲溶液酸碱度的计算，了解缓冲溶液的选择和配制。
3． 了解酸碱指示剂的作用原理，掌握其理论变色点和变色范围，掌握指示剂的选择。
4． 掌握各类酸碱滴定曲线的特点、化学计量点pH的计算及指示剂的选择；掌握影响pH突跃范围大小的因素；
5． 掌握各类酸碱准确滴定、分步滴定及指示剂的选择依据，了解酸碱滴定法的应用，掌握酸碱滴定结果的计算。
前面已介绍了化学平衡的一般规律，本章主要讨论水溶液中的酸碱平衡。酸碱平衡在生物体中也同样存在，生物体液需要维持一定的pH范围，pH的改变将会影响生物体内细胞的活性。因此酸碱平衡及其有关反应与生物化学反应有密切关系。与气相中的反应相比，溶液的反应活化能较低，热效应较小，因此反应速率快，而且其平衡常数受温度、压力的影响较小，一般可以只考虑浓度1对平衡的影响。 酸碱滴定法是酸碱反应为基础的滴定分析方法。它不仅能用于水溶液体系，也可用于非水溶液体系，因此酸碱滴定法是滴定分析中最重要的和应用最广泛的方法之一。
在酸碱滴定中，溶液的pH如何随滴定剂的加入而发生变化，如何选择合适指示剂使其变色点与化学计量点接近，如何将酸碱滴定法用于实际测定中等，都是必须掌握的内容。本章将学习酸碱平衡和酸碱滴定法的基本原理和应用实例。
第一节 电解质溶液
一、电解质的分类
电解质是一类重要的化合物。凡是在水溶液或熔融状态下能解离出离子而导电的化合物叫做电解质，如NaCl。1923年，德拜（P. J. W.Debye）和休格尔（E. Hückel）提出强电解质理论，电解质可分为强电解质和弱电解质两大类。
强电解质在水溶液中是能完全解离成离子的化合物，如离子型化合物：NaCl、1在本章讨论中的所涉及的溶液都是较稀的溶液，活度系数 ?i=1，因此处理问题通常可进近似地用浓度代替活动度。
KCl、NaOH、KOH等，强极性键化合物：HCl，H2SO4（H + HSO4）等。在水溶液中是仅部分解离成离子的化合物是弱电解质，如极性键化合物：HAc，NH3?H2O等。强电解质如NaCl的解离方程式：NaCl = Na + + Cl-。
弱电解质的解离是可逆的，解离方程式中用D ?‖表示可逆，如HAc ? H+ + Ac-
二、离解度和离解常数
（一）离解度：是指电解质在水溶液中已离解的部分与弱电解质的起始浓度之比，符号为α，一般用百分数表示。
α =已电离的电解质浓度
弱电解质的起始浓度?100%
（7-1） +-
（二）离解常数
在一定温度下，弱电解质离解成离子的速率与离子重新结合成弱电解质的速率相等，则离解达到平衡状态，称为离解平衡。
通常用K表示弱电解质离解平衡常数，简称为离解常数。弱电解质AB的离解方程式可表示为：
（三）稀释定律
设弱电解质AB的起始浓度为c，离解度α，达到离解平衡后，
c(A+) = c(B-) = cα，c(AB) = c(1-α)
K?c(A)?c(B)
c(AB)??A+B+-
K?c(A)?c(B)c(AB)?? ?c??c?
c(1??)??c?2
在一般情况下，当电解质很弱时，离解度很小，（C/Ka≥500），可以认为1-α≈1 （此时误差≤2%）,故上式可简化为: K= cα2
上式称之为稀释定律,它表明在一定温度下，弱电解质的离解度与其浓度的平方根成反比，即溶液越稀，离解度越大。
（四）影响离解平衡的因素
(1)温度的影响：K与温度有关，但由于弱电解质离解的热效应不大，在较小的温度范围内一般温度变化不影响它的数量级，所以在室温范围内，通常忽略温度的影响。
(2)同离子效应：例如在HAc水溶液中，当离解达到平衡后，加入适量NaAc固体，使溶液中Ac-的浓度增大，由浓度对化学平衡的影响可知，HAc ?
上述平衡向左移动，从而降低了HAc的离解度。
在弱电解质溶液中，加入含有相同离子的易溶强电解质，会使弱电解质离解度降低，该现象叫作同离子效应。
(3)盐效应。在弱酸或弱碱溶液中，加入不含相同离子的易溶强电解质，会使弱电解质的离解度增大。如在HAc溶液中加入NaCl。由于溶液中离子强度增大，H+
-和Ac的有效浓度降低，平衡向离解的方向移动，HAc的离解度将增大。这种现象称为盐效应。
同离子效应发生时也伴随有盐效应，二者比较，前者比后者强得多，在一般计算中，可以忽略盐效应。
三、强电解质溶液
（一）表观离解度
表观离解度是反映强电解质(或离子浓度大的)溶液中离子间相互牵制作用的强弱程度。强电解质在水溶液中是完全离解成离子的，其离解度应为100%，但是实际测得的离解度小于100%，这是离子间相互作用的结果，实际测得的离解度被称为表观离解度。
（二）离子的活度与离子强度。
1.活度：D活度‖是强电解质溶液中离子的理想浓度或热力学浓度，用它来代替真实浓度可以满足质量作用定律。人们常通俗地去理解为单位体积内表观上含有的离子浓度。电解质溶液中离子实际发挥作用的浓度称为活度，即有效浓度。用符号Da‖来表示。它与真实浓度c之间的关系 ai??ic
?i ―离子i的活度系数，c ―平衡浓度
2.离子强度：强电解质在溶液中离解为阴阳离子。阴阳离子间有库仑引力，因此中心离子为异性离子所包围，使中心离子的反应能力减弱。减弱的程度用?i来衡量，它与溶液中离子的总浓度和离子的价态有关。 离子强度：I?1?cZ2i
其中，ci,Zi分别为溶液中第i种离子的浓度和电荷数。
德拜―休克尔（Debye-Hückel）提出了很稀溶液中计算离子平均活度系数的极
限公式：?lg?i?0.512Zi。
酸碱理论及其有关化学平衡
酸和碱是两类重要的化学物质，人类对酸碱的认识是逐步深入的。到目前为止，关于酸和碱的理论有四种，它们是阿仑尼乌斯提出的酸碱电离理论，布朗斯特（Br?nsted）和劳莱（Lowry）提出的酸碱质子理论，路易斯提出的酸碱电子理论及软硬酸碱理论。本章只介绍前两种理论。
一、酸碱电离理论
酸碱电离理论是瑞典化学家阿仑尼乌斯首先提出的，该理论认为：在水中电离时所生成的阳离子全部都是H的物质叫做酸；电离时所生成的阴离子全部都是OH的物质叫做碱；酸碱反应的实质就是H+与OH-反应生成H2O。 +-
酸碱的电离理论从物质的化学组成上揭示了酸碱的本质，酸碱电离理论对化学科学的发展起到了积极作用，直到现在仍普遍地应用着。但这一理论是有局限性的：其一，电离理论中的酸、碱两种物质包括的范围小，不能解释NaAc溶液呈碱性，NH4Cl溶液呈酸性的事实。其二，电离理论仅适用于水溶液，对于非水溶液和无溶剂体系中的物质及有关反应无法解释。如HCl和NH3在苯中反应生成NH4Cl及气态HCl与NH3直接反应生成NH4Cl。为了克服电离理论的局限性，布朗斯特和劳莱提出的酸碱质子理论。
二、酸碱质子理论
（一）酸碱的定义和共轭酸碱对
酸碱质子理论认为：凡能给出质子的物质称为酸；凡能接受质子的物质称为碱。酸碱可以是分子也可以是离子。
根据酸碱质子理论，酸和碱不是孤立的，每一种酸给出质子后成为该酸的共轭碱；每一种碱接受质子后成为该碱的共轭酸。酸碱的这种相互依存又互相转化的性质称为共轭性。对应的酸碱构成共轭酸碱对，这种关系可用下式表示：
（H与B称为共轭酸碱对）
HAc? H+ + Ac-
NH4+ ? H+ + NH3
2-+3- 两性物HPO4 ? H + PO4
HPO42- + H+ ? H2PO4-
2-由③、④式可知：一种物质（ HPO4 ）在不同条件下，有时给出质子可作为酸，
有时接受质子可作为碱，这样的物质称两性物质。
某一物质是酸还是碱取决于给定的条件和该物质在反应中的作用和行为。
（二）酸碱反应
包含总结汇报、文档下载、党团工作、人文社科、资格考试、工作范文、教学研究以及无机及分析化学_第七章_酸碱平衡与酸碱滴定等内容。本文共11页
相关内容搜索大学无机化学期末复习题及答案_中华文本库
第1页/共4页
无机化学复习题(答案)
（1）共价键的键参数是指
（2）弱电解质的解离度与解离常数的平方根成正比，与弱电解质浓度的平方根成反比的这种关系叫做稀释定律。
（3）化学平衡是指一个化学反应处于
正反应速率
逆反应速率
相等的表观静止状态。
（4）在弱电解质或难溶强电解质的溶液中加入 与弱电解质或与难溶强电解质不具有相同离子的易溶强电解质 使弱电解质或难溶强电解质的 解离度增大 或 溶解度升高
的现象叫盐效应。
（5）气体的分压是指
混合气体中某一组分单独占有混合气体的体积
时所具有的压力。
（6）一化学反应的反应浓度（或分压）商Q与KO比较，当 Q&KO 时平衡 正向 移动，而当Q&KO 时平衡 逆向 移动 。
（7）分子内
相邻原子或离子间主要的、强烈的相互作用力
称为化学键。
（9）状态函数的改变量只取决于系统的
系统变化的途径
（11）任何温度都能自发的化学反应必然具有 △H
（14）体系与环境之间既
无能量交换
无物质传递
的体系被称为隔离体系。
（15）改变平衡系统的条件之一 温度，浓度，压力平衡向减弱这个改变的方向移动；这个原理被称为 吕查德 原理。
（16）若干个 能级相近 的原子轨道 相互混合 形成 电子云高度集中于某一方向且彼此间获得最大夹角 的新的原子轨道，这种新的原子轨道称为
(17) 摩尔分数是指
混合物中某一组分的摩尔数与混合物总摩尔数的百分比
（20）酸碱质子理论又称为 共轭 酸碱理论。该理论中酸的定义是： 质子的给出体 ，碱的定义是： 质子的接受体 。 二． 选择题 （单选）
下列分子的ΔfH0m(B，物态，T) 值不等于零的是(
)。A．石墨(s)
关于缓冲溶液的性质，正确的说法是：
A.在醋酸溶液中加入过量氢氧化钠，所得溶液有缓冲作用
B.在氢氧化钠溶液中加入过量醋酸，所得溶液有缓冲作用
C.在盐酸溶液中加入过量氢氧化钠，所得溶液有缓冲作用
D.在氢氧化钠溶液中加入过量盐酸，所得溶液有缓冲作用
5． 某温度下，反应 2A + B= D 的k0 = 5，则反应 2D = 4A +2 B的标准平衡常数为： (
11．下列水溶液中（各相关物质浓度均为0.10 mol?L-1），pH值最小的是：
HOAc-HCl混合溶液；
HOAc-NaOAc混合溶液；
NH4Cl水溶液；
pH = 1的水溶液
12． 反应 H2 (g)+Br2 (g)= 2HBr(g) 在800K时Kθ=3.8×105，1000K时Kθ=1.8×103，则此反应是：(
A. 吸热反应；
B. 放热反应；
C. 无热效应的反应；
D. 无法确定
15． 既能衡量元素金属性强弱，又能衡量其非金属性强弱的物理量是：(
A. 电负性；
B. 电离能；
C. 电子亲核能；
?; 17． 已知下列反应的平衡常数：H2 (g)
+ S (s) ==
(g) + S (s) ==
SO2 (g): K2
则反应：H2 (g)
+ SO2 (g) == O2 (g)
的平衡常数为：(
A. K1-K2；
B. K1·K2；
C. K2/K1；
18．表示正确的一组量子数是
（1）（4、1、2）
（2） （2、0、－1）
（3）（3、1、2）
（4） （3、2、－2）
22．下列哪种条件其过程必然是自发的 （
） ????????
第1页/共4页
寻找更多 ""