第二章化学反应原理的应用——酸碱反应和沉淀溶解平衡阿仑尼乌斯（1）要点酸：凡能给出质子的物种，即质子给予体。碱：凡能接受质子的物种，质子接受体。两性物质：既能接受又能给出质子的物种。酸碱反应实质：是质子由质子给予体向质子接受体的转移过程.A)举例酸与共轭碱之间只相差一个质子C)一个酸碱反应：由两个酸碱半反应组成D)质子酸愈强，共轭碱就愈弱，如HCl（强）、Cl-(弱）；反之，接受质子强，共轭酸就弱，如OH-(强）、H2O(弱）。从而可根据一系列酸碱反应，确定物质酸碱性的强弱。质子酸碱理论中无“盐”的概念，用什么量可衡量酸碱的电离能力的大小呢？NH4+(aq))+H2O(l)=NH3(aq)+H3O+(aq)以水为标准，质子溶剂可分为三类：a)两性溶剂：如H2O、CH3OH、C2H5OHb)酸性溶剂：具有一定的两性，酸性显著地比水强，较易给出质子。如HAc、HCOOHc)碱性溶剂：也具有一定的两性，碱性显著地比水强。较易接受质子。如液氨、NH2CH2CH2NH2●酸越强，其共轭碱越弱；碱越强，其共轭酸越弱●反应总是由相对较强的酸和碱向生成相对较弱的酸和碱的方向进行，因此酸碱反应可以表示为质子酸（1）＋质子碱（2）共轭酸（2）+共轭碱（1）4路易斯酸碱理论：于1923年由LewisGN1.酸、碱定义酸：凡能接受电子对的物种。H+、BF3、HCl、Ag+、AlCl3、BF3、Fe3+。碱：凡能提供电子对的物种。OH－、Cl－、NH3、CN-、C2O42-.酸与碱反应生成酸碱加合物，因此沉淀反应、配位反应等均属于此类反应，除电子得失或电子对偏移的反应以外，几乎所有反应都可以概括在酸碱电子理论中。Lewis酸碱又称为广义酸碱。不足之处，缺乏定量数据，只能定性说明，目前，还没有一种在所有场合完全适用的酸碱理论。1963年皮尔逊在前人基础上，根据酸和碱性质的不同把酸碱进行分类：分为软硬两大类，本理论适用于说明多种化学现象，如酸碱反应、金属和配位体间的作用、配离子形成等。下列化合物中，哪些是路易斯酸，哪些是路易斯碱?第二节酸碱性溶液中的有关计算—主要是指溶液PH的有关计算（强酸、强碱完全电离，不存在电离平衡，会计算PH值）pH=-lgC(H+)pOH=-lgC(OH-)对于酸浓度大于10-7mol·L-1(强酸），往往忽略水的电离对于酸浓度小于10-7mol·L-1，不能忽略水电离产生的H+，P30例1.溶液酸度大小，用pH表示，PH大小可用pH试纸或pH酸度计测定，下面侧重对弱酸、弱碱溶液pH计算进行讨论。一、电离平衡（溶液中，离子、分子浓度不变的状态。）1、一元弱酸——（1）醋酸的电离共轭碱反应碱常数：A)当c/Ka≥400，α＜5％，则近似处理1-α≈1。根据H2S的第二级电离平衡计算[S2-]（3）弱酸弱碱盐水解：如NH4OAc（4）两性物及酸式盐水溶液的酸碱性：看谁强一些显谁性，如NaH2PO4水溶液电离比水解强，NaHCO3水解强，电离弱一些。2.水解度h=已水解量/总量×100%P37例5计算0.1mol·L－1NH4Cl溶液的pH值和水解度（室温，NH3的Kb=1.8×10－5）。解：设溶液的[H+]浓度为χ，水解度为hP37【例6】计算0.1mol·L－1Na2CO3溶液的pH值（室温）。三类缓冲液机理：①缓冲组分的总浓度宜大些，通常为0.01～1.0mol.L-1（2）加入NH4Cl，设氨水的[OH－]为χ（3）加入NaOH对混合溶液的总体积影响很小，可忽略，补充例题欲配置100mlpH=4.50的缓冲溶液，需用0.50mol.L-1的HOAc溶液和同浓度的NaOAc溶液各多少毫升？(已知Ka.HOAc=1.8×10-5)解：设需HOAcxml。则NaOAc为(100－x)ml第三节沉淀溶解平衡*一、沉淀-溶解平衡和溶度积1、沉淀-溶解平衡电解质按其溶解度的大小，可分为易溶电解质和难溶(微溶)电解质两大类。（通常100g水中溶解量小于0.1g以下为难溶物）电解质溶解后，形成离子。根据化学平衡原理，达到平衡后溶液中离子浓度幂的乘积应是一定的。电解质晶格表面上的离子会脱离表面而进入溶液中，成为水合离子，称为溶解；溶液中的离子会相互结合而从溶液中析出回到晶格表面，称为沉淀。当二者的速度相等时，则达到平衡，称为沉淀-溶解平衡。沉淀-溶解平衡是一动态平衡，υ溶解=υ沉淀。如：BaSO4Ba2++SO42-遵循平衡原理，具有一般化学平衡的特征。ΔfGm⊝／kJ.mol-1-109.8077.12-131.26ΔrGm⊝=55.66kJ.mol-1纯水中AB型:S=[A]=[B]AB2型：S=[A]=1/2[B]依次类推…S与Ksp的关系AB型：Ksp=[A][B