防水创可贴透气吗:化学天才看过来！！~~~（一高一学生）

第三章 电离平衡
第一节 酸碱理论
一 阿累尼乌斯电离理论
1、 定义：认为，电解质在水溶液中能够电离，电离时产生的阳离子全部是H+离子的化合-物叫酸，电离时生成的阴离子全部是OH-离子的化合物叫碱。
2、 这一理论的意义和优缺点
(1)a、在化学组成上揭示了酸碱的本质，解释了一些实验事实。
b、找到了衡量酸、碱、强度的定量标准，因此是人类对酸碱认识的一大飞跃
（2）此理论只限于在水溶液中，有很大局限性，无法解释非水溶液中的酸碱性问题。
如：液氨 2NH3（l） NH4++NH2-
显碱性 阿累尼乌斯电离理论无法解释
二、酸碱质子理论
1、 定义：凡能给出质子（H+）的物质都是酸。
凡能接受质子（H+）的物质就是碱。
（1） 质子理论中的酸碱即可以是分子，也可以是离子。
如：酸：H2SO4,HSO4-,NH4+,HPO42-,HCO3-.
碱：Cl-,NH3,SO42-,CO32-,OH-,HPO42-
(2) 有的离子即可以是酸，也可以是碱。称为两性物质.
如：HSO4-、HS-、H2O、HPO42-、H2PO4-等
按质子理论，酸与碱并不是孤立的，酸给出质子成为碱，碱接受质子成为酸。
如：H2PO4- H++HPO42-
酸 碱
H2PO4-与HPO42-为共轭酸碱对时，HPO42-是H2PO4-的共轭酸，H2PO4-为HPO42-的共轭碱。因此，酸碱不是固定的，而是相对而言。酸中有碱，碱中有酸，相互依存相互转化
酸 质子+碱
如： HPO4 H++PO43-
酸 共轭碱
NH4+ H++NH3
酸 共轭碱

注意：①称其酸碱，一定要有对应关系。
②在共轭酸碱对中，酸越强，共轭碱越弱，反之亦然
（3）质子理论中没有盐的概念
在电离理论中酸碱反应是生成了盐和水，而质子论的酸碱反应是质子传递过程，由两种酸、碱通过质子传递生成了另外两种新酸、新碱。
如：NH3+HCl NH4++Cl-
碱1 酸2 酸1 碱2
这种酸碱反应无论是在水溶液还是非水溶液中，反应的实质是相同的，都是 HCl给出质子后变为共轭碱Cl-,NH3接受质子变为共轭酸NH4+,这个反应的动力是强碱夺取了强酸中的质子转化了两个弱酸，弱碱。
2、 质子理论的优缺点：
① 优点：质子理论定义酸碱不受溶液限制，可以是水溶液，也可以是非水溶液，克服了电离理论的缺点。而且质子理论还可将电离理论中的电离作用、中和作用、水解作用等各类离子反应归纳为质子传递式酸碱反应，加深了人们对酸碱的认识。
1） 电离作用
HCl + H2O Cl- + H3O+
酸1 碱2 酸2 碱1
2） 中和作用
H3O+ + OH- H2O + H2O
酸1 碱2 酸2 碱1
3） 水解反应
NH4+ + H2O NH3 + H3O+
酸1 碱2 碱1 酸2
② 局限性：质子理论只限于质子的放出和接受，必须含H+,不能解释不含氢的一类化合物，如“SO2,SO3,BF3”等。
三、酸碱电子理论
1、 定义：凡是可以接受电子对的物质称为酸（具有空轨道）;凡是可以给 出电子对的物质称为碱（有孤对电子）。
如：H+ + :OH- H : OH
酸 碱 酸碱配合物

电子理论中酸碱反应的实质是：以共用电子对形式结合形成配位键生成酸碱配合物。
2、 优缺点
优点：由于电子理论中酸碱反应生成了酸碱配合物，因此有配位键存在的化合物即是酸碱配合物，所以一切盐类，金属氧化物及其它大多数无机化合物、有机化合物都是酸碱配合物，应用非常广泛。
缺点：由于包括范围过于广泛，从而不易掌握酸碱的本质特征，而且没有一个衡量酸碱强弱的标准，不能定量计算。
小结：①三个理论不要做比较，包含各个理论解决的范围不同。
②水溶液中用电离理论较方便，在非水溶剂中成气态反应中，质子理论应用较广，而电子理论主要应用于配位化学上。
第二节 溶液的酸碱性
一、 水的电离：
纯水有微弱的导电能力，说明其中有阴阳离子，即它本身发生了电离。
H2O+H2O H3O++OH-
简写为 H2O H++OH-
Kc=[H+][OH-]/[H2O]
[H2O]看作常数（约为55.55mol/L）
实验测得：295K时，1L纯水仅有10-7mol水电离，即
[H+]=[OH-]=10-7mol/L
则常温时，Kc·[H2O]=[H+]·[OH-]=10-7×10-7=10-14
Kw=Kc·[H2O]=10-14
Kw:水的离子积常数，简称离子积。
对于平衡：H2O H++OH-. 如加入H+或OH-，会发生平衡的移动，但是，如果温度不改变，无论在水、酸、碱溶液中，都会同时存在着Kw=[H+]·[OH-]
二、 溶液的酸度
酸度：水溶液中氢离子的浓度。
酸性：[H+]>[OH-] [H+]>10-7
碱性：[H+]<[OH-] [H+]<10-7
中性：[H+]=[OH-] [H+]=10-7
溶液中氢离子浓度的负对数叫PH值
pH=-lg[H+] p0H=-lg[OH-]
常温下 ，[H+]·[OH-]=10-14
-lg[H+]+(-lg[OH-])=-lg1.0×10-14
pH+pOH=14
pH<7 酸性 pH=7 中性 pH>7 碱性
pH值的测定:(1)酸度计 （2）酸碱指示剂 （3）pH试纸
第三节 电解质的电离
一、 一元弱酸碱的电离
1、 电离常数
1）一元弱酸
HAc+H2O Ac-+H3O
Kc=[Ac-][H+]/[HAc]=Ka
Ka:弱酸的电离平衡常数，简称酸常数
[Ac-]、[H+]、[HAc]为平衡时的浓度：通常Ka越大，酸越强
2)一元弱碱
NH3·H2O NH4++OH-
Kc=[NH4+][OH-]/[NH3·H2O]=Kb Kb:碱常数
3)Ka、Kb二者的关系
Ka·Kb=Kw=1.0×10-14
由此可知：Ka、Kb互成反比，如果酸越强，它的共轭碱就越弱，反之，酸越弱，其共轭碱就越强。
小结：（1）Ka、Kb同样是一种化学平衡常数，它符合化学平衡的基本规律。
（2） Ka、Kb值越大，说明其酸（碱）强度越大。
（3） Ka、Kb与浓度无关，只随温度变化。
2．离解度（α）
α=（已电离的浓度/弱电解质的初始浓度）×100%
（4） Ka、Kb与浓度无关，只随温度变化。
3．电离平衡常数与离解度的关系
如： HAc H+ + Ac-
初始浓度 C 0 0
平衡浓度 C-Cα Cα Cα
Ka=(Cα)2/(C-Cα)=Cα2/(1-α)
当α<5% 时， 1-α≈1
则 Ka=Cα2
此关系也称稀释定律，反映了α与C的关系。
二．同离子效应和盐效应
1． 同离子效应
如：在 HAc H+ + Ac- 平衡体系中，加入NaAc强电解质
NaAc = Na+ + Ac-
在平衡体系中，增加了Ac-的浓度，平衡左移。
这样，在已经建立离子平衡的弱电解溶液中，加入与其含有相同离子的另一强电解质，而使平衡向降低弱电解质电离度方向移动的作用，称为同离子效应。
2． 盐效应
向弱电解质溶液中，加入不含相同离子的强电解质，使平衡右移，这种作用称为盐效应。
如：在HAc H+ + Ac- 平衡体系中，加入NaCl强电解质
NaCl = Na+ + Cl-
由于正、负离子有吸引力，H+周围有Cl-， Ac-周围有Na+，相互牵致，使得[H+]，[Ac-]的实际浓度降低，使平衡右移。
注意：盐效应通常影响很小，可忽略；在同离子效应中，同时也存在盐效应，但相比之下，盐效应影响不大，通常忽略。
三．多元弱酸的电离
与一元弱酸不同，多元弱酸在水溶液中是分步电离的。
如：H2S H++HS- Ka1=5.7×10-8
HS- H++S2- Ka2=1.2×10-15
Ka2<<Ka1,说明第二步电离比第一步困难得多。其原因：（1）从一个负离子（HS-）电离出一个正离子（H+）较难；（2）由于同离子效应（H+），抑制第二步电离。
根据多重平衡规则，可写为：
H2S 2 H++S2-
Ka= Ka2×Ka1=5.7×10-8×1.2×10-15=6.8×10-23
K a=[H+]2.[S2-]/[H2S]
注意：
（1）H2S 2 H++S2-，只是人为相加两步电离平衡式而得来的，并不代表H2S实际的电离方式，而应存在多步电离，溶液中有H2S、HS-
H+、S2-、OH-等。
（2）平衡时溶液中，[H+]≠2[S2-]
结论：(1)Ka1>>Ka2>>Ka3,且Ka1/ Ka2≥100时，求[H+]按一元弱酸处理，只考虑一级电离，同时，Ka1可作为酸强度的标志。
（2）二元弱酸溶液中，酸根的浓度近似等于Ka2。
（3）如需大量多元弱酸根，不用酸而用其盐。
第四节 缓冲溶液
一、 缓冲作用原理
缓冲作用主要是依据同离子效应的作用。
如：在HAc H+ + Ac- 平衡体系中，加入H+，平衡左移，消耗H+；加入
OH-，平衡右移，生成H+。这样，加入少量酸碱，溶液的pH值不会发生显著变化。
如将溶液稀释：HAc H+ + Ac-
Ka=[Ac-][H+]/[HAc]
[H+]= Ka. [HAc]/ [Ac-]
溶液稀释一半：[H+]= Ka. 0.5[HAc]/ 0.5[Ac-]= Ka. [HAc]/ [Ac-],[H+]基本不变。
象这样加入少量酸碱对溶液本身PH值影响不大的作用叫缓冲作用.
而具有缓冲作用的溶液叫做缓冲溶液.
作为缓冲溶液的条件:
首先混合液中存在一个弱电解质的电离平衡,另外,要有大量的同离子酸根.
常见的缓冲溶液包括:
1)弱酸及其盐 HAc-NaAc , H2CO3-NaCO3
2)弱碱及其盐 NH3H2O-NH4Cl
3)多盐弱酸的酸式盐及其对应的次级盐NaH2PO4-Na2HPO4 , NaHCO3-Na2CO3
二、 缓冲溶液的pH值
HAc H+ + Ac-
初始：C酸 C盐
平衡：C酸-x x C盐+x
≈C酸 ≈C盐
x= [H+]=Ka. C酸 / C盐
pH=pKa-lg( C酸 / C盐); pOH=pKb-lg( C碱 / C盐)
注意：缓冲溶液的缓冲能力：
（1） C酸、C盐浓度越大，缓冲能力越强。
（2）一般C酸 / C盐、C酸 / C盐比值最好为1，这时，有同等的抗酸、碱能力。
三、缓冲溶液的选择和配置
pH=pKa-lg(C酸/C盐)
已知一定pH值的缓冲溶液，注意几点
① 尽量选择pKa或pKb与要求pH相近的缓冲溶液对
② 对于Pka或PKb与pH之间的差值，可通过调节C酸、C盐浓度比实现，
一般比值在0.1-10之间。
③ 尽量使缓冲对浓度大些。
④ 所选缓冲溶液，不能与本身反应体系中物质发生反应。
例1：欲配置1LpH=5的缓冲溶液，如果要求HAc浓度为0、20mol，需1 mol/L的HAc、NaAc各多少升？
解： pH=pKa-lgC酸/C盐
5=4.75-lg0.20/ C盐. ∴C盐=0.36mol/l
又因为 C1•V1=C2•V2
对于HAC: 0.2×1=1×VHAC.
VHAC=0.2(L)
对于NaAC: 0.36×1=1×VNaAC
VNaAC==0.36(L)
答：需1 mol/L的HAc、NaAc分别为0.2L和0.36升。
例2 :等体积的0.2mol/L的HAC和0.2mol/L的NAA C溶液混合后,其PH值
等于多少?取此溶液90ml,加入10ml.0.01mol/L的HCl溶液,PH又是多少?
在90ml纯H2O中加入10ml0.01mol/L的HCL,PH值又为多少??
解:1) HAC H+ + AC—
初始 0.1 0 0.1
平衡 0.1-X X 0.1+X C/X>400
=0.1 =0.1
Ka=0.1*X /0.1 所以 [H+] =1.76×10-5(mol.l-1)
PH=4.75
CHAc=0.10*90/100=0.09 (mol.l-1)
CAC_=0.10*90/100=0.09 (mol.l-1)
C H+=0.10*10/100=0.001 (mol.l-1)
H+与 Ac结合生成HAC，平衡移动。使得
C\ HAc=0.09+0.001=0.091 (mol.l-1)
C\AC_=0.09-0.001=0.089 (mol.l-1)
HAC H+ + AC—
初始 0.091 0 0.089
平衡 0.091-X\ X\ 0.089+X\=0.089 C/X>400
=0.091 =0.1
所以 Ka =0.089.X\/0.091
[H+] = X\= Ka .0.091/0.089=1.76×10-5×0.091/0.089
PH=4.74
3)CHCl=0.01*10/100=0.001(mol.l-1)
PH=3
http://www.ycedu.net/Article/huaxuewenzhai/200505/278.html
http://www.ahjxzx.com/zxhxcai/files/g3kj/jbln/%D7%A8%CC%E2%B0%CB%A1%A1%B5%E7%C0%EB%C6%BD%BA%E2.doc
http://www.ahuaxue.com/Article_Special.asp?ClassID=0&SpecialID=11&page=1

醇：链烃基+羟基（-OH）
酚：苯环+羟基（-OH）
醛：烃基+醛基（-CHO）
羧酸：烃基+羧基（-COOH）
酯：含有酯基的（-OOC）

第二题:能转化
其实靠自己记忆,建议理一个关系网