北师大版无机化学课件第九章酸碱平衡

1、第九章第九章: 酸碱平衡酸碱平衡一、一、S.Arrhenius 酸碱理论酸碱理论（经典酸碱理论）（经典酸碱理论） 瑞典科学家瑞典科学家S.Arrhenius于于1887年提出年提出 二、酸、碱二、酸、碱质子质子理论理论（Proton Theory of Acid and Base） 1923年丹麦化学家年丹麦化学家Brnsred（布朗斯特）和英（布朗斯特）和英国化学家国化学家Lowry（劳莱）提出。（劳莱）提出。 三、酸碱三、酸碱电子电子理论理论 1923年年,由美国物理化学家由美国物理化学家Lewis提出提出,又称又称Lewis酸碱理论。酸碱理论。9-1 酸碱理论酸碱理论一一.经典酸碱理论经

2、典酸碱理论 (一一) 酸碱定义酸碱定义 电离时产生的电离时产生的阳离子全部是阳离子全部是H+的化合物称为的化合物称为“酸酸”；电离时产生的；电离时产生的阴离子全部是阴离子全部是OH-的化的化合物称为合物称为“碱碱” 。(二二) 经典酸碱理论的经典酸碱理论的优点优点 从组成上揭示了酸碱的从组成上揭示了酸碱的本质本质，指出，指出H+是酸的特征是酸的特征OH-是碱的特征。是碱的特征。 解释了解释了“中和热中和热”的值的值 找出了衡量找出了衡量酸、碱强度的标度酸、碱强度的标度（Ka、Kb、pH）（放热）（放热） H+(aq) + OH-(aq) = H2O(l) H = -55.99kJ.mol-1(

3、三三) 经典酸碱理论的经典酸碱理论的局限性局限性 酸碱被限于水溶液，酸碱被限于水溶液，非水体系不适用非水体系不适用 例例1：液氨中，：液氨中，KNH2(氨基化钾氨基化钾)使酚酞变红使酚酞变红碱？碱？ 液氨中，液氨中，Ca与与NH4Cl反应，放出反应，放出H2：2324HNH2CaCaNH2 酸？酸？ ) s (ClNH)g(HCl)g(NH43碱？碱？ 酸？酸？ 例例2：水溶液中：水溶液中 HSO4- 酸？碱？酸？碱？ Na2CO3 碱？碱？ 碱被限制为氢氧化物碱被限制为氢氧化物 过去认为：过去认为：NH4+半径半径143pm， K+半径半径139pm，NH4OH应应为强碱，但实际上氨水是弱碱

4、，而且从未分离出为强碱，但实际上氨水是弱碱，而且从未分离出NH4OH。二二. 酸、碱质子理论酸、碱质子理论 （一）酸碱定义（一）酸碱定义 凡能给出凡能给出H+（质子）的分子或离子均是（质子）的分子或离子均是酸酸，凡，凡能得到能得到H+（质子）的分子或离子均是（质子）的分子或离子均是碱碱。 酸酸 - - - H+ 给予体给予体（Proton donor） 碱碱 - - - H+ 接受体接受体（Proton acceptor） 两性电解质两性电解质 - - - 既能既能给出质子给出质子，又能，又能接受质子接受质子的 分 子 或 离 子 ， 称 为的 分 子 或 离 子 ， 称 为 “ 两 性 电

5、解 质两 性 电 解 质 ”（ampholyte）简称）简称“两性物两性物”。 酸酸 分子分子 HCl, H2SO4, H3PO4, H2O, NH3 离子离子 NH4+, HSO4-, H2PO4-, HPO42-碱碱 分子分子 H2O, NH3 离子离子 OH-, HSO4-, H2PO4-, HPO42-两性物两性物 分子分子 H2O, NH3 离子离子 OH-, HSO4-, H2PO4-, HPO42- NH3 + H+ = NH4+ NH3 (l) = NH2-(l) + H+ (l)（二）酸碱共轭关系（二）酸碱共轭关系 碱酸HOHHOHOHHOHNHHNHClHHCl23234

6、酸强度酸强度，其共轭碱，其共轭碱（conjugate base）强度强度。 在水溶液中，共轭酸在水溶液中，共轭酸碱对的强度还可以定量碱对的强度还可以定量表示。表示。 质子酸质子酸1 + 质子碱质子碱2 = 质子碱质子碱1 + 质子酸质子酸2电离电离 HAc + H2O = H3O+ +Ac NH3 + H2O = NH4+ + OH-中和反应中和反应 HAc + OH- = H2O + Ac- (弱酸强碱）弱酸强碱） H3O+ + NH3 = NH4+ + H2O （强酸弱碱）（强酸弱碱） H3O+ + OH- = H2O + H2O （强酸强碱）（强酸强碱）盐水解盐水解 Ac- + H2O

7、= HAc+ OH-复分解复分解 NH4+ + OH- NH3+H2O 酸酸1 + 碱碱2 碱碱1 + 酸酸2 电离，中和，盐水解，复分解反应都称酸碱反应。电离，中和，盐水解，复分解反应都称酸碱反应。酸碱反应的方向酸碱反应的方向： 强酸强酸1 + 强碱强碱2 弱酸弱酸2 + 弱碱弱碱1不受水溶液，水，非水溶液，气固相的限制不受水溶液，水，非水溶液，气固相的限制 （三（三) 共轭酸碱共轭酸碱 强电解质的电离强电解质的电离HCl+H2O=H3O+Cl强酸1强碱2弱酸2弱碱1酸性：HClH3O+碱性：H2OCl强酸和强碱作用生成弱酸弱碱的过程，是不可逆强酸和强碱作用生成弱酸弱碱的过程，是不可逆过程。

8、过程。 弱酸的电离弱酸的电离HAc+H2O=H3O+Ac弱酸1弱碱2强酸2强碱1NH3+H2O=NH4+OH弱碱1弱酸2强酸2强碱1酸性酸性：HAc H3O+ 碱性碱性：H2O Ac 酸性酸性：H2O NH4+ 碱性碱性：NH3 OH 弱酸弱碱作用生成强酸强碱的反应，是可逆过程。弱酸弱碱作用生成强酸强碱的反应，是可逆过程。 水的自偶电离水的自偶电离 H2O+H2OH3O+OH弱酸1弱碱2强酸2强碱1弱酸弱碱作用生成强酸强碱的反应是可逆过程。可逆过程。 酸和碱可以是分子，也可以是阳离子或阴酸和碱可以是分子，也可以是阳离子或阴 离子离子 有的酸和碱在某对共轭酸碱中是碱，但在有的酸和碱在某对共轭酸碱

9、中是碱，但在 另一对共轭酸碱对中是酸另一对共轭酸碱对中是酸 质子论中不存在盐的概念，它们分别是离质子论中不存在盐的概念，它们分别是离 子酸或离子碱子酸或离子碱 (四四)“区分效应区分效应”和和“拉平效应拉平效应” 同一溶剂中，酸碱的强弱由其本质决定同一溶剂中，酸碱的强弱由其本质决定 弱碱弱碱弱酸弱酸酸酸碱碱碱碱酸酸强酸强酸弱碱弱碱弱碱弱碱强酸强酸酸酸碱碱碱碱酸酸212121213232 OHAcOHHAcOHClOHHCl在左边在左边2个个“质子转移质子转移”反应中，反应中，H2O均是弱碱，均是弱碱，它把它把HCl、HAc酸性强弱酸性强弱区分开来。因此，区分开来。因此，H2O是是HCl、HAc

10、酸性的酸性的“区分区分试剂试剂”。这种现象，。这种现象，称为称为“区分效应区分效应”。 HCl、HI、H2SO4、HNO3、HClO4在水中为什么具有在水中为什么具有相同的酸度呢？相同的酸度呢？若在非水溶剂（如甲醇）中，酸度又不同呢。若在非水溶剂（如甲醇）中，酸度又不同呢。 同一酸（或碱），在不同溶剂中可表现出不同的同一酸（或碱），在不同溶剂中可表现出不同的酸性（或碱性）酸性（或碱性） 例例1: 液氨中，液氨中，HAc变为强酸：变为强酸：HAc + NH3(l) = Ac- + NH4+强酸强酸 强碱强碱而而HCl也是强酸：也是强酸：HCl + NH3(l) = Cl- + NH4+强酸强酸

11、强碱强碱NH3（l）把）把HAc和和HCl的酸性的酸性“拉平拉平”。原因是。原因是NH3(l)碱性强，它是碱性强，它是HAc和和HCl酸性的酸性的“拉平试拉平试剂剂”。这种现象称为这种现象称为“拉平效应拉平效应”。 例例2: H2O是是HCl、HBr、HI的拉平试剂。的拉平试剂。212132酸酸碱碱碱碱酸酸 OHXOHHX而而CH3OH是是HCl、HBr、HI的区分试剂的区分试剂 1221233233233碱碱酸酸碱碱酸酸 IOHCHOHCHHIBrOHCHOHCHHBrClOHCHOHCHHCl原因原因例例3：HAc碱性也较弱碱性也较弱 )AcHHHAc(2它是下列酸碱的区分试剂它是下列酸碱

12、的区分试剂3424HNOHClHBrHISOHHClOHIHBrHClCH3OH碱性较弱（难接受碱性较弱（难接受H+）故把故把HCl、HBr、HI酸性强弱区分开来。酸性强弱区分开来。酸碱质子理论的优点和局限性酸碱质子理论的优点和局限性 优点：优点： 扩大了酸、碱范围，不局限于水溶液体系扩大了酸、碱范围，不局限于水溶液体系 把阿仑尼鸟斯理论中的电离、中和、盐的水把阿仑尼鸟斯理论中的电离、中和、盐的水解统一为解统一为“质子传递反应质子传递反应”。 局限性局限性:仍局限于有仍局限于有H的体系，无的体系，无H体系不适用，体系不适用，例如：例如：BF3，AlF63-，Fe(CN)63-，Ni(CO)4

13、三三.酸碱电子理论酸碱电子理论 (Lewis酸碱电子理论酸碱电子理论 ) 酸碱定义酸碱定义: 凡是可凡是可给出给出电子对的分子、离子或原子电子对的分子、离子或原子团称为团称为“碱碱”；凡是可；凡是可接受接受电子对的分子、电子对的分子、离子或原子团称为离子或原子团称为“酸酸” 。 酸酸电子接受体（电子接受体（Electron acceptor） 碱碱电子给予体（电子给予体（Electron donor） 酸碱反应的实质酸碱反应的实质:通过电子对的授通过电子对的授-受形成配位键，产生成酸碱受形成配位键，产生成酸碱配合物。配合物。 例例: H+ + OH- HOH H+ + Cl- H Cl 优点优

14、点：酸碱范围几乎无所不包，既不局限于：酸碱范围几乎无所不包，既不局限于某元素，也不受溶剂限制。某元素，也不受溶剂限制。 凡凡“缺电子缺电子”的分子或离子都是的分子或离子都是酸酸例：例： 金属阳离子金属阳离子 Mn+ , H+, BF3 .凡可给出凡可给出“电子对电子对”的分子或离子都是的分子或离子都是碱碱。 大多数无机和有机化合物可视为酸碱加合物（配合物）。大多数无机和有机化合物可视为酸碱加合物（配合物）。 例：例：乙醇乙醇C2H5OH可视为：可视为： OHHC52 缺点缺点：太笼统，酸碱特征不易掌握。：太笼统，酸碱特征不易掌握。 3种酸碱理论种酸碱理论各有长、短各有长、短，侧重的应用范围不同

15、侧重的应用范围不同: 1、Arrhenius酸碱理论酸碱理论 无机化学，尤其是水溶液体系酸碱问题无机化学，尤其是水溶液体系酸碱问题 2、酸碱质子理论、酸碱质子理论 水溶液体系和非水溶液体系；无机化学水溶液体系和非水溶液体系；无机化学, 分析化学分析化学 3、Lewis酸碱理论（电子论）酸碱理论（电子论） 配位化学，有机化学配位化学，有机化学9-2 水溶液的酸碱性水溶液的酸碱性 一、水的自偶电离（一、水的自偶电离（self-ionization of water） 纯水有微弱的导电性，表明它有微弱的自偶电离纯水有微弱的导电性，表明它有微弱的自偶电离. 按酸碱质子理论讨论按酸碱质子理论讨论: H2

16、O + H2O = OH- + H3O+ 酸酸1 碱碱2 碱碱1 酸酸2 简写为：简写为： H2O = H+ + OH-浓度平衡常数为：浓度平衡常数为： rrrrcOHOHHK2rrrrcOHHOHK2 纯水浓度纯水浓度H2O为一常数，为一常数，298 K为为 1000 g.dm-3 / 18 g.mol-1 = 55.56 mol.dm-3KwOHKrrc2水的水的“离子积常数离子积常数”rrOHHKw298K，纯水中：，纯水中： 710004. 1rrOHH Kw = (1.004 10-7)2 = 1.008 10 -14T / K Kw 273 1.13910-15 295 1.000

17、10-14 298 1.00810-14 323 5.47410-14 373 5.510-13 R.T. Kw =1.010-14 温度温度T, Kw，H2O电离是一个吸热过程：电离是一个吸热过程：由于水溶液中存在由于水溶液中存在H2O的自偶电离平衡：的自偶电离平衡： H2O + H2O = OH- + H3O+ 酸酸1 碱碱2 碱碱1 酸酸2 即：即： H2O = H+ + OH-室温下：室温下：H+ r 110-7 溶液溶液酸性酸性 H+ r = 110-7 溶液溶液中性中性 H+ r 110-7 溶液溶液碱性碱性rrOH,H则rrOH,H则rrOHHKw二、溶液的酸碱性及二、溶液的酸碱

18、性及pH标度标度为了方便指示水溶液的酸碱性，丹麦科学家为了方便指示水溶液的酸碱性，丹麦科学家S.P.L.Srensen在在1909年提出年提出pH标度。标度。 定义：定义： pH = -lg H+r（SI规定：物理量的符号用斜体字书写，但规定：物理量的符号用斜体字书写，但pH 和和pOH 例外，用正体字母书写）例外，用正体字母书写） pH标度：标度：例：例：某水溶液中某水溶液中H+=3.010-10moldm-3，求其，求其pH52. 9)dmmol1dmmol100 . 3lg(HlgpH3310r同样，定义同样，定义 pOH = -lg OH-由于水溶液中：由于水溶液中： 两边取负对数：两

19、边取负对数：14rr1010KwOHH0 .14pKwpOHpH一些一些“溶液溶液”的的pH 人血液人血液 7.4 牛奶牛奶 6.8 雨雨 5.7 番茄汁番茄汁 4.2 葡萄酒葡萄酒 3.4 柠檬汁柠檬汁 2.2 胃液胃液 1.3 人血液人血液 pH 超出超出0.4将有生命危险。将有生命危险。pH 标度适用范围标度适用范围: 1 H+r 1 10-14借助颜色变化指示溶液酸碱性的物质，称为借助颜色变化指示溶液酸碱性的物质，称为“酸酸碱指示剂碱指示剂”。 例：例：甲基橙（甲基橙（HIn）是一种弱酸，在水溶液中存）是一种弱酸，在水溶液中存在电离平衡：在电离平衡： InHHIn红色红色 黄色黄色 电

20、离常数（酸常数）：电离常数（酸常数）： rrrHInInHKarrHKaHInIn 红红黄黄三、酸碱指示剂三、酸碱指示剂在一定温度下，在一定温度下，Ka为常数为常数 rrrH1HInInpH 观察到溶液颜色观察到溶液颜色 1/1 橙（中间色）橙（中间色） 4.210/1 黄（碱色）黄（碱色） 1/10 红（酸式）红（酸式） rrHIn/In2 . 42 . 32 . 3指肉眼能观察到的指示剂变色的范围。指肉眼能观察到的指示剂变色的范围。 设设 110HIInrr或或 101由由 H+ =( Ka HIn )/ In-两边取负对数，得两边取负对数，得指示剂变色范围指示剂变色范围为：为： pH =

21、 pKi 1 用指示剂指示变色范围是粗略的，还可以使用指示剂指示变色范围是粗略的，还可以使用用pH广泛试纸（广泛试纸（pH114）或精密或精密pH试纸；精密试纸；精密测量水溶液的测量水溶液的pH值，可使用各种值，可使用各种pH计。计。 指示剂变色范围指示剂变色范围指示剂指示剂变色范围变色范围酸色酸色过渡色过渡色碱色碱色甲基橙甲基橙 3.1 4.4红红 橙橙黄黄甲基红甲基红 4.4 6.2红红 橙橙黄黄石石 蕊蕊 5.0 8.0红红 紫紫蓝蓝酚酚 酞酞8.0 10.0无色无色 粉红粉红玫瑰红玫瑰红常见指示剂的变色范围常见指示剂的变色范围9-3 弱酸弱碱的电离平衡弱酸弱碱的电离平衡 一、一元弱酸（

22、弱碱）的电离平衡一、一元弱酸（弱碱）的电离平衡 电离平衡常数电离平衡常数 电离度（电离度（ ） 有关电离的计算有关电离的计算 影响电离平衡的因素影响电离平衡的因素 二、多元弱酸的电离平衡二、多元弱酸的电离平衡 HAcAcOHKi3电离平衡常数电离平衡常数(Ki)例：例： HAc + H2O = H3O+ + Ac- 简为：简为： HAc = H+ + Ac- base）bKbacidaKaKi()(碱碱常常数数酸酸常常数数HAcAcHKiKa 10 -2 强酸强酸 Kb 10-2 强碱强碱 =10-2 - 10-5 中强酸中强酸 = 10-2 - 10-5 中强碱中强碱 10-5 弱酸弱酸 1

23、0-5 弱碱弱碱对于指定的酸（碱），对于指定的酸（碱），Ki 只与温度有关只与温度有关，而与酸（碱）溶，而与酸（碱）溶液的起始浓度无关。液的起始浓度无关。 电离平衡常数电离平衡常数: 电离度（电离度（ ）定义定义：即电离平衡时电解质已电离部分占总量：即电离平衡时电解质已电离部分占总量 的百分比。的百分比。 %100 电解质总浓度电解质总浓度电解质已电离的浓度电解质已电离的浓度 表示电解质在指定条件下电离的程度（类似表示电解质在指定条件下电离的程度（类似于于 “化学平衡化学平衡”讨论中的讨论中的“转化率转化率”），它不），它不但与但与Ki 有关，而且与电解质的起始浓度有关。有关，而且与电解质的起

24、始浓度有关。 电离度与电离平衡常数的关系电离度与电离平衡常数的关系 例：例： HAc = H+ + Ac-起始相对浓度起始相对浓度 c 0 0平衡相对浓度平衡相对浓度 c - c c c 1ccc)c (Ki22当当 5% , 或或 c / Ki 400 时，时， 1 - 1 上式简化为：上式简化为： Ki = c 2 或或 =( Ki / c ) 该式称该式称“稀释定律稀释定律”对于弱酸（弱碱），在对于弱酸（弱碱），在指定温度下，指定温度下， 与与 c 成反比，比例常数即成反比，比例常数即 Ki .例：例：298K，Ka (HAc)=1.7610-5 c r c r / Ki 1.0 568

25、18 0.42% 0.10 5681.8 1.33% 0.010 568.18 4.20% 0.0010 56.818 13.3% 可见可见: Ki 比比更反映弱酸（弱碱）的本质。更反映弱酸（弱碱）的本质。 对于共轭酸碱对，共轭酸碱的酸常数和碱常数之对于共轭酸碱对，共轭酸碱的酸常数和碱常数之间存在一定关系：间存在一定关系：HA + H2O H3+O + A Ka = H+ A / HAA + H2O HA + OH-Kb = HA OH- / AKa Kb =H+ A / HA HA OH- / A = H+ OH- = Kw 有关电离的计算有关电离的计算Ki 关系即关系即K r与转化率的关系与转化率的关系例例1：求求0.10moldm-3 HAc溶液的溶液的pH和电离度和电离度 (298 K