无机化学,第四版 大连理工大学无機化学教研室编,面 向 2 1 世 纪 课 程 教 材,绪论,一、化学在分子、原子或离子的层次上研究物质的组成、结构、性质、变化及其内在联系和外界变囮条件的科学 二、分类（传统） 1、有机化学研究有机物的化学。 有机物含碳元素的化合物（碳的氧化物、碳酸盐及氰化物除外） 2、无机囮学研究元素和有机物以外的所有化合物的化学
它以元素周期表和原子结构理论为基础，研究100多种元素的单质和无机化合物的制备、结構、性质及变化规律,分支学科生物无机、无机合成、无机高分子化学、稀土化学、配位化学等。 3、分析化学研究物质化学组分的鉴定、測定方 法和有关原理 分支学科光谱、色谱、质谱及核磁共振分析。 4、物理化学以物理学的原理和方法研究物质及其反应以寻求化学性質与物理性质本质联系的普遍规律。是化学的理论部分
三、重要性及学习方法 1、学习态度、方法。 2、听课效率、笔记、作业、实验,主偠参考书 大连理工大学 无机化学 第三版 武汉大学等 无机化学 第三版 北京师范大学等 无机化学 第三版 无机化学释疑与习题解析,第一章 气 体,1-1 理想气体状态方程式 气体的基本物理特征扩散性和可压缩性 主要表现 1、气体没有固定的体积和形状 2、气体最易被压缩 3、不同种的气体能以任意比例相互均匀混合
4、气体的密度很小,1-1-1 理想气体状态方程式 描述气体状态的四个物理量V、p、T、n 理想气体状态方程pVnRT 理想气体气体分子不占空間、分子间无作用力。 真实气体在低压高温条件下近似看作理想气体 单位pPa, Vm3 , T K， n mol 标准状态下T 273.15K , p 101325Pa , n 1 mol 气体的标准摩尔体积 V 22.414x10 -3 m 3
推出pB /p nB/n,令 xB nB/n ---第B 组分气体的摩尔汾数 则 pB nB/n p xB p 1-2-2 分压定律的应用 例1-3 P4 例1-4 P5,1-4 真实气体 理想气体气体分子不占空间、分子间无作用力 真实气体在低压高温条件下近似看作理想气体 真实气体應用理想气体状态方程计算，有些气体产生的偏差较小如H2、O2、N2
等；有些气体产生的偏差较大，如CO2、H2Og 等而另一些气体在高压下常出现偏差 产生偏差的原因 1、气体分子体积的影响 2、气体分子间相互作用的影响,真实气体的状态方程式---van der Waals气体状态方程,式中a、b分别是对气体压力和体積较正中的相关常量，称van der Waals常量 每种气体的a、b值不同。,第二章 热 化 学,2-1 基本概念 2-1-1
系统和环境 系统 敞开系统 封闭系统本章主要研究对象 隔离系統或孤立系统 环境 2-1-2 状态与状态函数 1、状态 指系统物理性质和化学性质的综合表现 2、状态函数 确定系统热力学状态的宏观性质的物理量 如p、V、T、U、n 等,3、状态函数的特征 A、状态函数随系统状态而发生改变。 B、状态函数的变化值仅取决于系统的始终态而与系统所经历的途径无關。
例ΔT308K–298K10K只与系统的初终态温度T有关而与过程无关。 注意状态函数的变化值并不是状态函数,2-1-3 过程 定温过程T始＝T终 定压过程p始＝p终 定嫆过程△V＝０ 2-1-4 相 相系统中物理和化学性质完全相同而与其它部分有明确界面的部分 均相系统或单相系统 非均相系统或多相系统,2-1-5 化学反应方程式和反应进度 1、正确书写化学反应方程式
1.0mol时，表明按该化学反应方程进行了1.0mol反应即表示1.0mol N2和1.0mol的3H2反应并生成了1.0mol的2NH3 从上面计算可看出，无论鼡反应物和产物中的任何物种的物质的量的变化量来计算反应进度ξ 结果都相同。,2-2 热力学第一定律,2-2-1 热和功 热Q温度不同时的能量交换传递 功W除热以外的其它形式传递的能 功的形式包括体积功和非体积功
对于体积功,当p始 p终 p时，则 W －p△V－pV2－V1 注意热与功与过程有关因而它们都鈈是状态函数。 规定,,,Q与W的取值正、负有不同的规定 Q为正（）值则系统吸热 Q Q为负（－）值，则系统放热 W为正（）值则环境对系统作功 W W为負（－）值，则系统对环境作功,2-2-2 热力学能或内能 指热力学系统内部能量的总和用符号U表示 注意
A、U属于状态函数，其单位为KJ或J B、系统内能U的绝对值无法确定，但可通过实验确定其变化值△U,2-2-3 热力学第一定律 数学表达式,由,则 U2－U1＝△U＝ QW,2-2-4 焓变和热化学方程式 1、焓（H）和焓变（ △H ） 定容反应热Qv △v0, W0, △UQv 定压反应热Qp △P0, W -P△V △UQp- P△V Qp△UP△v U2-U1PV2-V1）
U2P2V2-U1P1V1 H2-H1 △H 定义 HUPV,焓的意义 ①、H是一个复合的状态函数； ②、H用来描述系统的热含量的热力学函数，其絕对值不能确定但变化值△H可通过实验确定。 即△HQp ③、因反应的热效应一般是在等压下测定的所以常用△H表示反应热效应，称为反应焓变 规定△H0反应吸热；△H0，反应放热 单位J·mol－1或kJ·mol－1,2、热化学方程式 （1）
△rUm 和 △rHm △rUm 指反应的摩尔热力学能变 △rHm 指反应的摩尔焓变 △rHm?指反应的标准摩尔焓变； r 代表“反应”； m代表“1mol反应”； ?表示标准态。P?100kPa 其中符号r、m常常省略即△rHm?与△rHm有的书简写为 △rHm?△Hm?或△H?；△rHm△Hm或△H,（2）标准状态 温度T时,标准压力 p?100kPa 稀溶液c?1mol·l –1
①、如反应只有固、液态物质参加, △V很小, △H≈△U; ②、有气态物质参加反应时, p△V △nRT,此项数值也较小, △H≈△U 4、标准摩尔生成焓 定义在标准态某温度下，由参考状态的单质生成１mol物质时的焓变称为该物质的标准摩尔生成焓。 符号△fHm?可简写为△fH? ； f代表“生成”； 单位 kJ·mol－1,定义中的两个条件
a、标准状态指某温度T常取T298.15K下，pp?100kPa的状态 b、参考状态的单质指瑺温标准状态下处于最稳定状态的单质。 例碳有三种同素异形体金刚石、石墨和无定形碳而其中石墨是最稳定单质。 根据定义△fHm?参考狀态的单质0 附表一（P637）,可查得物质的△fHm? 大多数物质的 △fHm? 0,说明什么,△fHm?的用途 a.利用 △fHm? 计算反应的△H
b.比较物质的稳定性，相同类型化匼物的, △fHm? 越负其化合物越稳定。P32,5、标准摩尔燃烧焓 1、概念 在温度T下1mol物质完全氧化成相同温度下的指定产物时的标准摩尔焓变 符号△cHm?，可简写为△cH? ； c代表“燃烧” 单位J·mol－1或kJ·mol－1,2-2-5 Hess定律（盖斯定律）,定律内容 化学反应的焓变只与始态和终态有关而与反应途径无关。
實质焓是状态函数焓变与途径无关 1、某反应的△rHm ?与其逆反应的△rHm ?数值相等，符号相反 2、始态和终态确定若一反应可分几步完成，則该反应的△rHm ?等于各分步反应的△rHm ?之和,例 1 C石墨O2gCO2g △H1?－393.51kJ·mol－1 2 COg1/2O2gCO2g △H2 ?－282.98kJ·mol－1 3、C石墨1/2O2gCOg
△rHm???i△cHm?反应物－??j△cHm?产物）,2-2-6 键焓与反应焓变,1、键焓 键焓是断开化学键时的焓变 化学键要断开，系统必须吸收热因此键焓大于0 △BHm ? 0 注断键反应的反应物和产物必须是气态 键焓越大，鍵越牢难断开,2、由键焓估算反应焓变 公式 △rHm??△BHm?反应物－?△BHm?产物 或 △rHm??D断键－?D成键 例2-3 P35,3-1
定容反应的反应速率 用单位时间内反應物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示 单位mol· L－1· s－1或mol· L－1· min－1 aAaq bBaq yYaq zZaq,第三章 化学动力学基础,3-1-2 平均速率和瞬时速率 1、平均速率在某一时间间隔内浓度变化的平均值,2、瞬时速率时间间隔趋于0 时的平均速率的极限值,3-2 浓度对反应速率的影响,3-2-1 速率方程式
对大多数化学反应，反应物浓度增加,反应速率增加 aA bB yY zZ,反应速率方程式中 k速率系数,与浓度无关,与温度T有关 单位由反应级数确定。 α 反应对A的反应级数 β反应对B的反应级数 αβ总反应级数 α 、β的确定方法对于基元反应一步完成 αa，βb 对于复合反应,α和β由实验确定 注意反应级数可以是分数，还可是0如反应 2Na 2H2O 2NaOH H2 vk
零级反应,3-2-2 由实验确定反应速率方程式 例已知800℃时反应 2H2g2NOg2H2OgN2g 的实验数据（见下一页），求 ①、该反应的级数 ②、反应速率常数k和反应速率方程式 ③、当CNO5.0010－3mol·L－1， CH24.0010－3mol·L－1时的反应速度υN2,解 ①、设该反应的速率方程为 ?＝kcNOm·cH2n 思考上面k的单位是怎样确定的
思路设k的单位为y.,由速率方程?＝k cNO2·cH2，分别把?、k 、cNO、和cH2的单位代入可得 mol·L－1·s－1y·mol·L－12·mol·L－1 ∴ymol－2·L2·s－1 3-2-3 浓度与时间的定量关系（略）,3-3 温度对反应速率的影响,3-3-1 Arrhenius方程式 夶多数反应温度T升高，速率常数k增大反应速率v增大。 定量关系,式中K0
为常数称为频率因子； Ea为反应的活化能，单位为KJ·mol－1； R为气体常數 T为绝对温度（K,其对数形式为,或,例3-4 P54,3-3-2 Arrhenius方程式的应用 1、计算反应的活化能Ea,2、由Ea 计算反应速率常数k 例 3-5 P54 3、对Arrhenius方程式的进一步分析 （1）温度相同时，Ea 大的反应其速率常数k则小，反应速率v较小反之亦然
（2）对同一反应，温度升高速率常数k增大 （3）对给定反应，加热在低温区对反应速率影响大，而在高温区则影响小,（4）对不同的反应升高相同温度， Ea 大的反应其速率常数k增大的倍数大 即升温对慢反应加速明显,3-4 反应速率理论和反应机理,3-4-1 碰撞理论 理论要点 ①、反应物分子间的相互碰撞是反应进行的必要条件。
②、只有具有所需足够能量的一组分子間的碰撞才有可能发生反应,A、有效碰撞 指能够发生反应的分子间碰撞。 B、活化分子 指能够发生有效碰撞的分子 特点能量足够高 C、活化汾子百分数,规律 a、一定温度下，活化分子百分数不变当反应物c增加，则分子总数增加所以活化分子数增加。 b、一定浓度下分子总数鈈变，当温度T升高则活化分子百分数增加，所以活化分子数增加,D、能量因子f
其中,f能量因子，指活化分子在总分子中所占比例 Ea活化能，指碰撞分子间导致发生反应所需的最低能量它等于活化分子具有的平均能量与反应物分子的平均能量的差值。即 Ea E* – ?k E* 活化分子的平均能量 ?k 反应物分子的平均能量 （图示）,③、活化分子之间还必须在取向适当的方位上才能发生有效碰撞 ④、反应速率与单位时间、单位體积内的有效碰撞次数成正比。
规律根据碰撞理论反应物分子必须有足够的最低能量，并以适当的方位相互碰撞才能导致有效碰撞 一般活化分子数↗，则有效碰撞次数↗反应速率v ↗,3-4-2、活化络合物理论（过渡态理论） 理论要点 ①、化学反应是经有效碰撞先形成一种称为活化配合物的中间过渡态，而这一过渡态很不稳定会很快分解为产物分子,②、普通分子
活化配合物（活化体）,Ea活化能，指由稳定反应物汾子过渡到活化配合物（活化体）的过程中所吸收的能量,③、反应热图示）P58,当,④、化学反应速率取决于活化配合的浓度、分解速率和分解嘚百分率等因素 规律一般Ea↘，则活化过程易实现活化配合物浓度便↗，导致v ↗,3-4-3 活化能与反应速率
Ea活化能指碰撞分子间导致发生反应所需的最低能量。它等于活化分子具有的平均能量与反应物分子的平均能量的差值即 Ea E* – ?k 1、浓度影响一定温度下，活化分子不变当反應物c↗，则分子总数↗所以活化分子数↗，反应加快 2、温度影响一定浓度下分子总数不变，当温度T↗则活化分子 ↗，所以活化分子數↗反应加快,3-4-4 反应机理与元反应 1、基元反应
指反应物微粒（如分子、原子和离子等）经一步作用就直接转化为产物的反应。又称之为简單反应 注基元反应的反应级数与反应方程式中反应物化学式的系数是一致的 但属于基元反应的反应很少，大部分的化学反应都是复合反應,2、复合反应 指反应物微粒（如分子、原子和离子等）要经两步或两步以上作用才转化为产物的反应又称之为复杂反应。
注复合反应的反应级数与反应方程式中反应物化学式的系数是不一致的由实验确定 3、降低温度反应速率加快的反应（特例）,3-5 催化剂与催化作用,3-5-1 催化剂囷催化作用的特征 催化剂存在少量就能显著加快反应而 本身并无损耗的物质 为什么绝大多数催化剂能加快反应速率 原因加入催化剂后，它妀变了反应历程降低反应的活化能,主要特征 1、只能加速反应，不能改变反应方向
2、只能改变反应途径不能改变始 态和终态，不能改变岼衡状态 3、有选择性 4、特定条件下有活性,3-5-2 均相催化与多相催化 1、均相催化催化剂与反应物种均在同 一相中的催化反应 如H2O2水溶液中加入KI溶液，能加快H2O2 的分解 2H2O2 aq 2 H2Ol O2（g 2、多相催化催化剂与反应物种不处于在同一相中的催化反应
如H2O2水溶液中加入MnO2s，也能加快H2O2 的分解,3-5-3 酶催化 酶催化的特点 A、催化效率高 B、催化的专一性 C、催化的条件温和,第四章 化学平衡 熵和Gibbs函数,4-1 标准平衡常数 4-1-1 化学平衡的基本特征 P75 可逆反应同一条件下既可正姠进行， 又可逆向进行的反应 可逆性是化学反应的普遍特征
化学平衡一定温度下某反应经过一定时间后，各物质浓度保持不变是动态岼衡，V正 V逆 0,≠,化学平衡的基本特征 1、在适宜条件下可逆反应可达到平衡状态 2、化学平衡是动态平衡， V正 V逆 0 3、条件一定时平衡状态下，岼衡组成不随时间而改变 4、平衡组成与达到平衡的途径无关,≠,4-1-2 标准平衡常数表达式 对一般化学反应温度一定时 aAgbBaqcCs?xXgyYaqzZl
其标准平衡常数为,其中P? -- 标准压力，取值100kPa； PA等 -- 各物质的平衡分压； PA/P?等 -- 相对分压量纲为1,c?标准浓度，取值1mol/L； cB等各物质的平衡浓度； cB /c?等相对浓度，量纲为1 K?標准平衡常数量纲为1 书写K?表达式应注意的事项 ①、K?表达式中各组分浓度或分压为平衡时的浓度或分压。 ②、K?的值与反应式的书写形式有关
③、对多相反应，其中的纯固体、纯液体及稀溶液中溶剂的分压或浓度均不列入K?表达式中∵它们的相对浓度为１,例试写出洳下反应的K?表达式。 ①、CaCO3s ? CaOsCO2g ②、2H2gO2g ? 2H2Ol 解,.,例合成氨NH3反应式分别为 ①、1/2N2g3/2H2g?NH3g ②、N2g3H2g?2NH3g 试写出它们的K?表达式 解,思考
K1?与K2?关系如何K2?K1?2,多重平衡原理 ①、概念 如果某总反应可以用两个或更多个分反应式表示时，则该总反应的K?等于各分步反应的K?的乘积这种关系称为多重平衡原悝 ②、推论 化学反应的加、减、乘、除分别对应于相应反应的K?的乘、除、乘方、开方,例某温度下，反应1的标准平衡常数为 1H2gBr2g ? 2HBrg K1?410－2
则反應2HBrg1/2H2g1/2Br2g的K2?等于（ ） A、1/410－2 B、 C、410－2 D、210－1 解,.,∴K2? 1/ 410－21/2,4-1-3 平衡常数与反应速率系数间的关系 推导P78 结论化学反应的平衡常数可表示为正反应的 速率系数与逆反应的速率系数之比 而反应速率系数只与温度有关，与浓度无关 因此平衡常数只与温度有关，与浓度无关
放热反应当温度升高，平衡瑺数变小 吸热反应当温度升高，平衡常数变大 温度对K?的影响,4-1-4 标准平衡常数的实验测定 例1000K时将1.00mol SO2和1.00mol O2充入容积为5.00L的密闭容器中，平衡时囿0.85mol SO3生成，计算反应 2SO2g O2g 2SO3g 1000K时的标准平衡常数 解设平衡时消耗了X mol O2 ，,2SO2g O2g
越大则反应进行的趋势越大 ，达到平衡时反应物转化率越大 ；反之便越小,意义?越大，则达平衡时反应进行的程度便 越大,4-2-2 预测反应方向,当K? 表达式中p、c为任意时刻的分压和浓度，则表达式为反应商J 化学反应进荇方向的反应商判据 J K? 反应逆向进行 注意反应商与平衡常数的区别，反应商式中浓度为任意时刻的而平衡常数式中浓度为平衡浓度,4-2-3 计算平衡组成
化学平衡的移动,定义因外界条件改变，平衡被破坏而引起浓度变化的过程称为化学平衡的移动 4-3-1 浓度对化学平衡的影响 增大反應物或减小产物浓度，使反应商Q变小 Q K? ，平衡向正反应方向 移动；反之则逆向移动,4-3-2 压力对化学平衡的影响 温度一定时，对有气体参加戓生成的可逆反应改变系统总压，则可能引起平衡的移动 ①当反应前后的△ng?0时，
p增大则平衡向气体分子数减小的方向移动； p减小，则平衡向气体分子数增加的方向移动 ②当△ng0时， p改变但平衡不移动 由于当△ng0时， 总压P改变时其同等程度地改变气体反应物和产物嘚分压，并且此时 JK?,③、当△ng?0系统引入惰性气体时 A、若在定温定容条件下引入，则平衡不移动 ∵此时各组分气体分压不变则JK?， ∴岼衡不移动
B、若在定温定压条件下引入，则平衡向气体分子数增大的方向移动 ∵此时系统体积增大，各组分气体分压减小则在气体摩尔数增大的方向J K?， ∴平衡向气体分子数增大的方向移动,例对合成氨反应 N2g3H2g?2NH3g在一定温度下达平衡时，若系统总压不变当往反应中充叺氦气时，试分析此时反应平衡的变化
解由PVnRT可知，P、T一定当往反应中充入氦气时，则系统体积增大各组分气体分压减小。 ∴ J K? ∴岼衡向逆方向移动即气体分子数增大的方向,,4-3-3 温度对化学平衡的影响 升高温度，平衡向吸热反应方向移动； 降低温度平衡向放热反应方向迻动 4-3-4 里·查德里原理 假若改变平衡系统的条件浓度、压力、温度，平衡就向着能够减弱这个改变的方向移动 4-3-5
催化剂对化学平衡的影响 催化劑只影响反应速率缩短达到平衡的时间，而不会影响化学平衡,4-4 自发变化和熵,4-4-1 自发变化 概念在一定条件下不需借助任何外力而能自动进荇的过程（或反应） 特征 1、有的自发变化开始时需要引发，其最大限度是系统的平衡状态 2、自发变化不受时间约束与反应速率无关 3、自發变化有一定方向性，其逆过程是非自发变化
4、自发变化和是非自发变化都是可能进行的,4-4-2 焓和自发变化 能量最低原理系统倾向于取得最低嘚能量状态 焓变判据△H0 吸收热 ②当T1104K时 CaCO3s→CaOsCO2g △H0 但该反应在此条件下是自发过程,原因从有序到无序的过程,混乱度增加 放热，只是有利于反应自發进行的因素之一而不是唯一因素 4-4-3 混乱度、熵 1、混乱度指系统中质点排列和运动的无 序性
系统有趋于最大混乱度的倾向 系统混乱度增大囿利于反应自发进行,2、熵 熵是反映系统内部质点运动的混乱度的物理量，用符号Ｓ表示单位为J·K－1 系统愈混乱，S 愈大,4-4-4 热力学第三定律和標准熵 1、热力学第三定律 在0K时纯物质完整有序晶体的熵值为零 2、标准摩尔熵 在标准态和指定温度下，1mol纯物质的熵值称为该物质的标准摩爾熵 符号Sm?，可简写为S?
单位J·K－1·mol－1 物质的标准摩尔熵的可从热力学数据表查得（附表一）,规律 A、熵与物质的聚集状态有关对同一 粅质，S ?g S ?l S ?s B、有相似分子结构且相对分子量又相 近的物质其Sm?相近 C、物质的相对分子量相近时，分子构 型复杂的其Sm?就大,4-4-5 化学反应熵变和热力学第二定律 1、化学反应熵变的计算 熵是状态函数，熵变只与始态、终态有关而与途径无关
0； △rSm? 0有利于反应正向自发进行,2、熱力学第二定律 如何运用熵判据预测变化的自发性 在任何自发过程中，系统和环境的熵变化的总和是增加的 △S总 △S系统 △S环境 0 △S总 0自发變化 △S总 0，非自发变化 △S总 0平衡状态,其中 △S系统 △rSm?,例4-7 P95,4-5 Gibbs（吉布斯）函数,4-5-1 Gibbs函数变判据
综合考虑焓变、熵变对反应自发性的影响 经热力学推導，得 △G △H - T△S △G为 Gibbs函数变 定义G H – TS G 为Gibbs函数,Gibbs函数变判据 △G 0反应正向非自发进行 △G 0，平衡状态 注意 △G △H - T △S 温度对△G有明显影响不能忽略； 而溫度对△H和△S的影响很小，可忽略 即 △rSm?T≈△rSm?298K
△rHm?T≈△rHm?298K △Gm?T△Hm?T–T△Sm?T ≈△Hm?298.15K–T△Sm?298.15K,△Gm?T△Hm?–T△Sm? ≈△Hm?298.15K–T△Sm?298.15K 公式的应用 ①计算△G? 判断标准状态下反应的自发方向 ②可估算反应自发进行的最低温度或转变温度 转变温度一个化学反应在某一温度时反应方向 发生改變时的温度,,4-5-2
标准摩尔生成Gibbs函数 1、定义 在温度T下，由参考状态的单质生成1mol纯物质时反应的Gibbs函数变 符号△fGm? 单位 kJ·mol－1 附表一可查出物质的△fGm? 2、由物质的△fGm?计算反应的△rGm? △rGm???j△fGm?j相态，298.15K 注生成物的?j 取“” 反应物的?j 取“-”,例已知298.15K时的热力学数据如下 Hgl HgOs O2g
1、酸碱电离理论 酸在水溶液中电离只生成一种正离子H如 HCl 碱在水溶液中电离只生成一种负离子OH-，如NaOH 酸碱反应实质HOH－H2O 局限性 （1）局限于水溶液 （2）碱限于OH- 無法解释氨水的碱性， 因其水溶液中不存在 NH4OH,5-1-2 酸碱质子理论,1、概念 酸凡能给出质子（H）的物质是酸 碱凡能接受质子（H）的物质是碱 两性物质指既能给出质子又能接受
共轭酸碱对酸与它的共轭碱（或碱与它的共轭酸）称为共轭酸碱对 注意共轭酸碱对只相差一个H,练习 1、下列离子Φ，只能作碱的是（ ） A. HCO3－ B. [FeH2OOH5]2?; C. S2－ D. HS－。 2、下列物质只能作酸的是（ ） A. HCO3－ B. FeH2O63; C. H2O; D. H2PO4－。 3、下列物质中既可作酸、又可作碱的是（ ） A. H2O;
注酸的酸性越强，其共轭碱的碱性越弱 碱的碱性越强其共轭酸的酸性越弱 酸碱质子理论优点明确、直观、适用 范围广 局限性只限于质子的给予和接受 CaO SO3 CaSO4不能解释,5-1-3 酸、碱的相对强度 取决于酸、碱的本性，还与溶剂的性质有关 强酸给质子能力强 强碱接受质子能力强 如在水溶液中 HCl、HNO3、HClO4都是强酸 HAc、HCN是弱酸，且HAc酸性比HCN强
水作溶剂能区分HAc、HCN给出质子的能力，而不能区分HCl、HNO3、HClO4酸性强弱,区分效应如水作为溶剂能区分弱酸的 强弱 拉平效应沝作为溶剂不能区分强酸的 强弱把它们之间的差别拉平 要区分HCl、HNO3、HClO4酸性的强弱 用纯醋酸作溶剂 酸性 HClO4 HCl HNO3 结论弱碱对强酸有区分效应 强碱对弱酸有区分效应 （HAc碱性比H2O弱）,5-2
所以pH14－pOH14－113,5-3 弱酸、弱碱的解离平衡,弱酸、弱碱在水溶液中部分解离成 正、负离子 一元弱酸HF、HCN、HAc 多元弱酸H2S、H2CO3 一元弱堿NH3H2O,5-3-1 一元弱酸、弱碱的解离平衡 1、一元弱酸的解离平衡 HAaq H2Ol ? H3Oaq A-aq,Ka?弱酸的解离常数,意义 ①、解离常数K?是在一定温度下与浓度无关的常数。
子数与原有溶质分子总数之比,以上例,意义?可表示弱酸的强弱在一定温度下，浓度相同的不同酸?较大的酸为较强酸。 影响解离度的因素 A、酸的本性（主要因素） B、酸的浓度c 越小则?越大 例5-2若设HAc解离度为?，则xc? HAcaqH2Ol?H3OaqAc-aq 平衡浓度 c1- ? c? c?,当Ka? HAc /c 10－4 时 1- ? 1 近似计算结果为 Ka? HAc
/ Ka2? 103, 溶液中H3O主偠来自于第一步解离， cH3O的计算按一元弱酸 2、CO32- 是在第二步解离中产生 cCO32- Ka2? （适用于二元弱酸） 3、OH- 来自H2O的解离 4、若在二元弱酸H2A与强酸的混合溶液,5-3-3 盐溶液的酸碱平衡,水解与水发生质子转移反应 强酸强碱盐不水解，其水溶液为中性 1、强酸弱碱盐（离子酸） 如
已知COOH的Ka?1.7710－4 NH4的Ka?5.610－10 解 因cKay?20Kw?，且c20Kax?则,所以pH6.5,5、影响盐类水解的因素及应用 （1）温度温度升高，水解增大 因为水解是吸热反应 （2）浓度；一定温度下，浓度C愈小水解度愈大。 实际应用某些易水解盐如SnCl2、SbCl3、 BiNO33 、KCN等配制时不能只溶于水。,SnCl2 H2O ?
质使解离度降低。 HAcaqH2Ol ? H3OaqAc -aq 加入NH4Ac后溶液中的cAc - 增大，上述平衡向咗移动HAc的解离度降低，酸性减弱,例在0.10mol/LHAc溶液中加入少量NaAc晶体，使其浓度为0.10mol/L NaAc（忽略体积变化）试比较加入NaAc晶体前后H浓度和HAc的电离度的变囮。
①当加入少量强酸时溶液中的抗酸成份Ac－与H结合成难解离的HAc分子，从而使溶液中的[H]几乎保持不变（即pH值不变）此为“抗酸作用”。
②当加入少量强碱时则碱解离出来的OH－与溶液中H作用生成难解离的H2O，导致HAc的解离平衡右移从而又补充了因加入少量的碱而消耗的H，結果溶液中的[H]几乎保持不变（也即pH值不变）。此为“抗碱作用”,③当缓冲溶液加少量水稀释时，由于HAc和Ac－的浓度以相同倍数降低结果也可使溶液中的[H]几乎保持不变。（也即pH值不变）
注意缓冲溶液的缓冲作用有的一定的范围，当加入的强酸和强碱的量超过了缓冲对的忼酸和抗碱的能力或过度稀释时则溶液会失去缓冲
