普通化學、12.酸鹼鹽

 12.酸鹼鹽

       log2=0.301  3=0.477   5=0.699   7=0.845       阿oh~不只(質) 露LP

阿瑞尼士酸=水中生H+ ；布朗斯特酸=提供H+後成共軛鹼  ；路易士酸=接受未共用電子對

              鹼            OH-；布朗斯特鹼=接受H+後成共軛酸  ；路易士鹼=提供l.p. 

Kw= [H3O+]* [OH-] =同溫定值，加溫解離增加   

PH= - log[H+/L(公升)]  酸性強 Ka大 Pka小 ； Ka=酸解離常數  Pka= -logka (弱酸pKa約2~14)

計算PH :

 ex 0.2M HCl  PH= -log 0.2 = 1 - log2 =0.699  ；  POH= 14 - PH = 13.301

   1.17ATM的0.8L HCl 加入750ml 32度水   先求n = PV / RT = 1.17*0.8 / 0.082*(273+32)

    n=0.037，PH= -logH+ = -log (0.037 / 0.75)   -log 0.05 = - (0.699 -2) =1.3
 

特強酸無Ka=完全解離      強酸 之共軛為 弱鹼

中心原子氧化數多~酸性強，HCIO4  >  HCIO3  >  HCIO2；

中心電負度高~酸性強，HCIO3 > HBrO3 > HIO3

HX酸：週期表往右下~酸性強  CH4  < NH3  < H2O  < HF < HCI  < HBr  < HI

有機酸：有COOH，拉電子Cl多，碳少>酸性強

CCl3COOH > CHCl2C0OH > CH3COOH > C2H5COOH  > 

RCOOH > C6H5OH > H2O > CHOH > R-OH > 炔 > 胺 > 烯 > 烷；

  苯上OH > H2O > C2HsOH > C2H2 > NH3 苯 > 環

M-OH 鹼     M陰電性小，週期表往左下>鹼性強 Be(OH) < LiOH<NaOH<KOH

有機鹼G-NH2，推電子基多，立障小>鹼性強  (CH3)2NH > (CH)NH2 >  > (CH)3N ，

 共振小=直鏈>苯NH2

強酸：HClO4、HNO3、H2SO4、H鹵素 = 100%解離H3O+ >10^-6M   

           酸陰離子>磷亞磷.硫亞硫.草 

低濃度強酸PH不可直接log：[H+]^2 -  (??M)[H+] - 10^-14 = 0，求出H+再log  (PH必小於7)

SA+SB > WA+WB    強酸共軛弱鹼   ，弱酸共軛強鹼(O-2 NH2- H- CH3-)

*難溶酸鹼溶液H+&OH- 需考慮水解離，算出後遠小於10^-7，則省略，為1*10^-7

雙質子酸鹼：可能二次解離  

[OH-] = (解離n*克/分子量) / (溶液/1000克) M  PH= 14- log[OH:M]

Ka是酸解離常數（mol / L）。 pKa是常數的-log。

*弱酸 [H+] = √ Ka *[HA]莫耳；PH= -log[H+] ；a解離度=√ Ka/[HA]莫耳(100%) =稀釋解離增加

*弱酸解離 PH=pKa+ log  A- /HA         ka= 生成物mol*生成物”mol / 剩餘反應物mol=n*n/(1-n)

用解離公式算 ex HA1M>解離nH+ & nA- 

                        ka= 生成物mol*生成物”mol / 剩餘反應物mol=n*n/(1-n)

多元強酸H2SO4 ka2=1.2*10^-2     *H3PO3為二質子酸 Ka2=第二解離濃度=HPO4-2

兩性物質= 解離的多元酸再結合鹼性  

                       解離一次PH = Pka1+ Pka2/2   解離二次PH=Pka2+ Pka3/2  

*胺基酸等電點= Pka1+ Pka2/2

弱酸解離：必須用給的Ka找到HA(弱酸M)、H+、A-的平衡濃度

                    [H+] =  √ Ka*[HA]   ；PH = 1/2 *(pKa - log HA) ； a=  √ Ka/[HA]  

多元弱酸：H2SO3  H3PO4 H2CO3 H2S：可忽略第二、第三段解離 只考慮Ka1 ICE法算

                       *正電荷總電量=負電荷總電量      [A2-] = Ka2

同離子效應：兩種含有相同離子的物質溶於水，兩種解離度都降低

            ex 醋酸+HCl    (H+飽和)，導致兩者都降解離   *解離百分率比= 1/同離子濃度

緩衝溶液：所需溶液的pH值=弱酸的pKa時，緩衝能力最強  最佳=弱共軛酸鹼1:1

                     ex : 有NH3和NH4Cl的緩衝，NH3搶H+，NH4+搶OH-

PH= Pka + log [共軛鹼] / [共軛酸]  ；     A- /HA  log酸分之鹼 ；

HOAc /AcO- Pka=4.75        緩衝容量：加___mole酸鹼PH改變一單位

弱酸+弱酸鹽>CH3COOH+CH3COONa ；弱酸+少強鹼>CH3COOH+NaOH(量少)； 

弱酸鹽+少強酸>CH3COONa+HCI(量少)

弱鹼+弱鹼鹽>NH3+NH4CI ；弱鹼+少強酸>NH3+HCl(量少) ；

弱鹼鹽+少強鹼>NH4Cl+NaOH(少量)

強酸鹼滴定  

中和完畢 ~過量溶液的PH值 *半當量點PH=PKa   *雙/三質子酸=兩/三個當量點  

                               PH = -log [H+]   ，注意單位和體積加成性

指示劑 酸：甲基紅 甲基橙 石蕊 >紅色 ；酚酞>無色 (鹼性轉紅) 

                        *指示劑需劑量點PH+1(立刻變色)

 用共軛算法      雙質子酸 雙當量點 H2A 和HA- …  HA- 和A-2

*當量點PH不等於7，看產生的酸/鹼性鹽決定

鹽類：

酸鹼反應=鹽   酸陰離子>磷亞磷.硫亞硫.草 >水解出OH- ；  沒有鹼性陽離子

*鹽類PH值：用弱酸/鹼PH值計算法  Ka = [H+]^2 / (離子__M) - [H+]  ，求[H+]

*同時含有酸鹼鹽則先抵銷，

*如不含H+的鹽類則半徑小、高價數陽離子酸性高(使水解離H+   ex:酸性AlCl3 > NaCl  

鹽類溶解度(離子數乘積)=Ksp > AB=[A+]*[B-] =S^2      A2B=[A+]^2*[B-]= 4S^3    

                Q=反應商數，初始 <Ksp則不沉澱

                S=溶解度/分子量    溶解度小>容易沉澱，可以帶入解離數反算KSP

*同離子導致溶解度下降

錯合物K=Ksp*Kf   反應物   1    0    0       n=解離數    S= 生成物相乘/反應物

                            生成物   1-x   nx    nx

兩性氫氧化物：可溶於強酸鹼               ： Sn.Be.Cr.Al.Pb.Zn.Ga (錫鈹鉻鋁鉛鋅鎵

氫氧化物沉澱，再加氨水錯合離子溶解 ：  Cu,Co,Ag,Cd,Zn,Ni 痛哭迎個新年

*弱酸溶液濃度(醋酸鈉)： NA+ = A-加OH- ；  NA+ > A- > OH- = HA  > H+

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