无机化学3章-酸碱反应课件

第3章

酸碱反应3.1

酸碱质子理论3.2水溶液中的质子转移平衡及有关计算3.3缓冲溶液3.水溶液中pH值的有关计算1）一元弱酸和弱碱溶液在酸性溶液中，忽略水的质子自递产生的H+。令c0

为一元弱酸HA的起始浓度，则平衡时:HA+H2OH3O++A﹣HAH++A﹣或

起始浓度c0

0

0平衡浓度c0

-c(H+)c(H+)c(H+)近似计算公式当离解平衡常数很小，而一元弱酸的初始浓度很大:一元弱碱当c0/>400时，由：得：2）多元弱酸和弱碱溶液

一个分子能给出一个以上H+的弱酸称为多元弱酸，能够接受一个以上质子的弱碱为多元弱碱。二元弱酸：H2CO3H2SH2C2O4三元弱酸：H3PO4

二元弱碱：Na2CO3Na2SNa2C2O4三元弱碱：Na3PO4

CO32-

S2-C2O42-（PO43-）==1.10×10-7

==1.3×10-13

>>因为，第一步离解所产生的大量H+抑制了HS-进一步离解.。多元弱酸在水中分步离解,如:离解特点：部分解离（共性）；分步解离，以第一步为主（个性）。

当

（一般相差100倍以上）时，可以忽略多元弱酸的第二步离解，>>第一步产生的[H3O+]>>第二步产生的[H3O+]可忽略不计c(HS-)和c(H+)近似相等。H2S+H2OHS-+H3O+Ka1=[H3O+]·[HS-][H2S]与一元弱酸类似【例5】计算0.10mol·L-1H2S溶液中的c(H+)、c(HS-)及c(S2-),已知Ka1=1.10×10-7，Ka2=1.3×10-13。解：设平衡时c(S2-)=ymol·L-1，H2S的解离了的浓度为χmol·L-1则:平衡浓度/mol·L-1

0.10-χ

χ+y

χ-yHS-H++S2-平衡浓度/mol·L-1

χ-y

χ+yy>>c(H+)===1.05×10-5mol·L-1又c(HS-)=x-y≈x,则c(HS-)=1.05×10

-4mol·L-1

c(S2-)══1.3×10

-13mol·L-1

在近似计算中，如果二元弱酸能转化为一元弱酸进行计算，则其酸根离子的浓度等于

比较二元弱酸的强度，只需比较其第一离解常数的大小。多元弱碱溶液CO32-+H2OHCO3-+OH-HCO3-+H2OH2CO3

+OH-H+Kb1=[OH-]·[HCO3-][CO32-]Kb2=[OH-]·[H2CO3][HCO3-]第一步第二步=1.78×10-4=2.33×10-8H+Kb1>>Kb2第一步产生的[OH-]>>第二步产生的[OH-]可忽略不计CO32-+H2OHCO3-

+OH-Kb1=[OH-]·[HCO3-][CO32-]与一元弱碱类似[OH-]=√Kb1·c【例7】计算0.100mol·L-1Na2CO3溶液的pH值解：pOH=3－lg4.22=2.37pH=14.00－2.37=11.63多元弱酸弱碱中的共轭关系Ka1Ka2Kb2Kb3共轭共轭Ka1·Kb3=KWKa2·Kb2=KWH3PO4H2PO4-HPO42-Ka3Kb1PO43-共轭Ka3·Kb1=KW同理，三元弱酸和三元弱碱：Ka1·Kb1=KWKa3·Kb3=KW小心两性物质两性阴离子NaHCO3NaH2PO4Na2HPO4弱酸弱碱NH4AcHCOONH4氨基酸H2NCH2COOHHCO3-H2PO4-HPO42-(3)两性物质溶液1)弱酸弱碱组成的两性物质溶液以NH4Ac为例：NH4++H2ONH3+H3O+Ac-+H2OHAc+OH-(2)(1)化简得计算公式（推导过程见P53）：

当则上式可写为：

可见：常数很小时，可以认为两性物质（弱酸弱碱盐）水溶液的c(H+)和溶液的浓度无直接关系。两性物质自身的酸解离常数KaθKaθ'两性物质的共轭酸的酸解离常数2)两性阴离子溶液（HA-）

以NaHCO3为例，由类似推导，可得当HCO3-溶液

H2CO3

HCO3-

CO32-Ka1θKa2θ共轭共轭Ka1·Kb2=KWKa2·Kb1=KWHCO3-[H3O+]=√Ka1θ·Ka2θKaθ'Kaθ两性阴离子溶液【例8】计算0.10mol•L-1NaHCO3溶液的pH值。∵=4.90×10-9(mol·L-1)∴pH=9﹣lg4.90=8.31【例9】

计算0.10mol·L-1NH4Ac

溶液的pH值，已知NH4+的Ka为5.59×10-10，Ac-的Ka′为1.76×10-5。解：∵c>20Ka′∴pH=8﹣lg9.92=7.003.3缓冲溶液1.同离子效应

pH↓[OH-]↓0.10mol·L-1NH3·H2O+酚酞

红

少量NH4Cl(s)颜色变浅NH4ClNH4++Cl-NH3+H2ONH4++OH--平衡移动原理∵[NH4+]↑∴平衡向左移动，α↓。

在弱电解质溶液中加入含有相同离子的强电解质，将使弱电解质离解度下降的现象，称为同离子效应。

例9

计算0.100mol·L-1的NH3·H2O溶液的c(OH-)；若向其中加入固体NH4Cl，使c达到0.20mol·L-1，解:NH3的起始浓度求c(OH-)和离解度。

mol·L-1

加入固体NH4Cl后，平衡时=0.20mol·L-1，即NH3+H2ONH4++OH--

平衡时浓度0.20根据化学平衡移动原理，mol·L-1

同离子效应导致弱电解质的离解度减小。=0.009%2.缓冲溶液及其组成(1)缓冲作用H2O0.01molpH＝7.00pH＝2.00HCl△pH＝-5[实验一]1LH2O0.01molpH＝7.00pH＝2.00HCl△pH＝-5[实验一]HAc+NaAc(0.1mol·L-1)pH＝4.75pH＝4.66HCl0.01mol△pH＝-0.09具有抗酸作用H2O0.01molpH＝7.00pH＝12.00NaOH△pH＝5[实验二]H2O0.01molpH＝7.00pH＝12.00NaOH△pH＝5[实验二]HAc+NaAc(0.1mol·L-1)pH＝4.75pH＝4.84NaOH0.01mol△pH＝0.09具有抗碱作用1L■缓冲作用——在加入少量的强酸、强碱或稍加稀释后仍能保持其pH值基本不变的作用。■缓冲溶液——具有缓冲作用的溶液。（2）缓冲作用机制■HAc～NaAc的缓冲机制HAc+H2OH3O++Ac-■HAc～NaAc的缓冲机制HAc+H2OH3O++Ac-NaAcNa++Ac-pH外加H+基本不变+■HAc～NaAc的缓冲机制HAc+H2OH3O++Ac-NaAcNa++Ac-pH外加OH-基本不变+H2O+■HAc～NaAc的缓冲机制HAc+H2OH3O++Ac-pH基本不变OH-H+抗碱成分抗酸成分⒉酸式盐+次级盐

NaHCO3—Na2CO3NaH2PO4—Na2HPO4…⒈弱酸+弱酸盐

HAc—NaAc

H2CO3—NaHCO3

…

⒊弱碱+弱碱盐

NH3—NH4Cl…抗酸成分(B-)+抗碱成分(HB)缓冲对（系）（3）缓冲系的组成:由HB~B-组成组成条件：①HB与B-为共轭酸碱对②二者有足够的浓度例：(1)0.1mol·L-1HAc(2)0.1mol·L-1NaAc(3)0.1mol·L-1HAc+0.1mol·L-1NaAcHBAc-B-3缓冲溶液pH值的计算HAH+

+A-初始浓度

0

平衡浓度缓冲公式:1、缓冲溶液的pH值首先取决于弱酸的解离常数。由缓冲公式可知：2、同一缓冲系组成的缓冲溶液，pKa值一定，其pH值随着缓冲比的改变而改变，缓冲比:或:4、缓冲溶液加水稀释时，缓冲比不变，则pH值不变，但因水稀释将造成离子强度的减小，活度系数增大，使pH值略有升高，称为稀释效应。3、缓冲比等于1时，pH=pKa。例:已知H3PO4的pKa1、pKa2、pKa3H3PO4~H2PO4-

HPO42-~PO43-H2PO4-~HPO42-

HPO42-H3PO4-H2PO4-H2PO4

HPO42-

PO43-Ka1Ka2Ka3pH=pKa1+lg[H2PO4-][H3PO4]pH=pKa2+lg[HPO42-][H2PO4-]pH=pKa3+lg[PO43-][HPO42-]例4-1将0.10mol·L-1的NaH2PO4溶液10.0ml和0.20mol·L-1的Na2HPO4溶液1.0ml混合，计算该混合液的pH值。解：H2PO4-H++HPO42-已知磷酸的Kθa2=6.23×10-8例4-2将0.10mol·L-1

盐酸溶液100ml与400ml0.10mol·L-1

氨水溶液相混合，求混合后溶液的pH值（已知NH3的K

b=1.76×10-5）。解：NH3+H+NH4+作业：1.完成上节课未完成作业；2.课后习题：p61.26上节课复习：1.多元弱酸和多元弱碱溶液的pH值的计算2.两性物质的pH值的计算3.缓冲作用4.缓冲作用机制5.缓冲溶液的组成组成条件：①HB与B-为共轭酸碱对②二者有足够的浓度6.缓冲溶液pH值的计算3.3.4缓冲容量及缓冲溶液的配制一、缓冲容量—表示缓冲溶液的缓冲能力。影响缓冲溶液的缓冲容量的因素主要有两个方面：缓冲容量随缓冲溶液的pH值或缓冲比的变化而变化。（1）缓冲溶液的缓冲比或溶液pH值缓冲容量β

定义：β

===dnB(b)V∣dpH∣单位：mol·L-1·pH-1

单位体积的缓冲溶液pH改变1时,所需加入一元强酸或一元强碱的量(mol)defβ由[HB]和[B-]决定β=2.303×[HB]·[B－]/C总βpHOABA点：[HB],而[B-]→0缓冲溶液：HB~B-B点：[B-],而[HB]→0O点：[B-]=1[HB]pH=pKa最大βpKaβpKaOABpKa－1pKa+1当110≤[B-][HB]≤110时缓冲溶液具缓冲作用pH=pKa±1缓冲范围该缓冲系可以配制从pH=pKa－1到pH=pKa＋1的缓冲溶液不同酸有不同的Ka值，所以不同缓冲对就有不同的缓冲范围：（2）缓冲溶液中共轭酸碱的总浓度缓冲比一定时，c总越大，缓冲溶液的缓冲容量越大。b线：0.2mol·L-1HAc+NaOHc线：0.1mol·L-1HAc+NaOH二、缓冲溶液的配制方法①选择合适的缓冲系：选择缓冲溶液的pH最接近pKa的缓冲系根据pH=pKa±1和缓冲容量原理③计算n

B-

和n

HB②总浓度不能太小或太大④校正在配制一定pH值的缓冲溶液时，应注意以下两点：（1）缓冲体系的应尽可能与缓冲溶液所需要的pH值保持一致，以保证所配溶液具有足够的缓冲容量。（2）实际工作中共轭酸碱对的浓度以0.01~0.1mol·L-1为宜，虽然缓冲对的浓度越大，缓冲作用越强，但是过大的浓度可能产生其它的副作用，同时也造成不必要的浪费。这个浓度范围可以抵御大多数实际外加的强酸和强碱。例：如何配制1L总浓度为0.2mol·L-1,pH=7.00的缓冲溶液。解：查表可选用NaH2PO4~Na2HPO4：

pKa2=7.21pH=pKa2+lgnHPO42-nH2PO4-已知7.00=7.21nHPO42-＋

nH2PO4-=0.2二元一次方程nHPO42-nH2PO4-=0.0862mol=0.114mol(Na2HPO412.24克)(NaH2PO413.68克)称量二者混合溶解稀释至1000ml例：如何配制1L总浓度为0.2mol·L-1,pH