医用化学课件-酸碱解离平衡和沉淀-溶解平衡

第一节酸碱理论第二节水溶液中的酸碱平衡第三节弱酸弱碱溶液H3O+或OH-浓度的计算第四节缓冲溶液第五节难溶强电解质的沉淀-溶解平衡第三章酸碱解离平衡和沉淀-溶解平衡一、酸碱电离理论(阿仑尼乌斯酸碱理论）(Arrheniusionizationtheory)酸(acid)：在水中解离出的阳离子全是H+的物质。局限性：无法解释NH3的弱碱性无NH4OH第一节酸碱理论碱(base)：在水中解离出的阴离子全是OH-的物质。

中和反应的实质是：H++OH—H2O不适用于非水体系或无溶剂体系酸：凡能给出质子（H+）的物质；质子的给予体。(protondonor)如：酸二、酸碱质子理论

HCl

H+

+

Cl-

HAcH++Ac-

NH4+H++NH3H2CO3H++HCO3-HCO3-H++CO32-碱：凡能接受质子（H+）的物质；质子的接受体。(protonacceptor)H3O+

H++H2OH2O

H++OH-碱质子

+酸碱半反应

(protontheoryofacidandbase)1.酸和碱可以是分子，也可以是阳、阴离子。二、酸碱质子理论特点：2.既是酸又是碱（两性物质）如HCO3-,H2O。3.没有“盐”的概念。如NaCl中Cl–为碱；NH4Ac中为两性物质

例1：下列各组属于共轭酸碱对的是

A.H3PO4—H2PO4-B.H2CO3—CO32-

C.H3O+

—OH-D.H2PO4-—HPO42-

E.H2PO4-—PO43-F.HAc—Ac-

共轭酸碱对H++B-HBHB—B-酸碱共轭关系酸碱质子

+(conjugateacid-basepair)练习：

指出下列物质何者为酸，何者为碱？并写出其共轭酸（碱）。H2O、H3O+、NH3、H2CO3、H2PO4-、NH4+、H2S、HS-、

CO32-、OH-只能为酸：H3O+、H2CO3、NH4+、H2S、只能为碱：NH3、CO32-、OH-两性物质：H2O、H2PO4-

、

HS-

实质：两个共轭酸碱对之间的质子传递反应。

HAc

+NH3NH4++

Ac—-H+H++H+酸碱反应的实质适用范围：水溶液、非水溶剂或气相中的反应。HCl(g)+NH3(g)苯NH4Cl(s)H+酸碱质子理论（小结）扩大了酸碱的含义和酸碱反应的范围。酸碱质子理论把酸限制在含氢H，这就不能解释不含氢物质的酸性。优点：将酸碱强度和酸或碱的性质和溶剂的性质联系起来。

局限：如SO3、AlCl3显酸性酸碱电子理论习题1.根据酸碱质子理论，下列物质既是酸又是碱的是

A、HCO3—B、H2SC、NH4+D、Ac—2.

下列各组溶液中,不属于酸碱共轭关系的是A、H2O—OH-B、NH3—NH4+

C、H3PO4—HPO42-D、HCl—Cl-一、水的质子自递反应H+H2O+H2O

H3O++OH-或

H2O

H++OH-第二节水溶液中的酸碱平衡水的离子积(ionproductofwater)

=1.0×10-14（298K）水的质子自递反应是吸热反应，温度升高，随之增大。不同温度下水的离子积常数T/KT/K

当温度在室温附近变化时，变化不大，一般可认为。二、弱酸、弱碱的解离平衡

在一元弱酸

HB溶液中，存在

HB

与

H2O

之间的质子转移反应：

达到平衡时：

一元弱酸的标准解离常数越大，它的酸性就越强。（一）一元弱酸的解离平衡

在一元弱碱

B

溶液中，存在

B

与

H2O之间的质子转移反应：

达到平衡时：

一元弱碱的标准解离常数越大，它的碱性就越强。（二）一元弱碱的解离平衡二、弱酸、弱碱的解离平衡三、弱酸的标准解离常数与其共轭碱的标

准解离常数的关系

一元弱酸

HB

和其共轭碱

B-

在水溶液中存在如下质子转移反应：达到平衡时：

以上两式相乘得：

第三节弱酸弱碱溶液H3O+和OH-浓度的计算

一、氢离子浓度和

pH二、一元弱酸溶液H3O+

(pH)

的计算三、一元弱碱溶液OH-

(pH)

的计算四、同离子效应和盐效应一、氢离子浓度和

pH室温下纯水中的

H3O+

浓度为：溶液酸碱性取决于ceq(H3O+)与

ceq(OH-)的相对大小:

溶液呈中性；

溶液呈酸性；

溶液呈碱性。

对浓度很低的溶液，常用

pH

来表示溶液的酸碱性。

与

pH

相对应的还有

pOH和，它们的定义分别为：pH与pOH之间的关系为：一、氢离子浓度和

pHpH和

pOH都可以表示溶液的酸碱性:pH=pOH=7，溶液呈中性；pH<pOH，pH<7，溶液呈酸性；pH>pOH，pH>7，溶液呈碱性。一、氢离子浓度和

pH例2

正常人尿液的

pH

为4.7～8.4，计算尿液的H3O+

浓度。解：pH为4.7时，H3O+浓度为：pH

为

8.4

时，H3O+浓度为：

正常人尿液的

H3O+浓度为。一、氢离子浓度和

pH二、一元弱酸溶液

H3O+(pH)的计算

两个数相加或相减时，若较大数大于较小数

20

倍以上时,将较小数忽略，所产生的相对误差不会超过

±5%

。在HB

的水溶液中存在下列质子转移平衡:

溶液中存在下列关系

：当ceq(B-)>20ceq(OH-)，即时,上式可简化为：

将上述关系代入

HB

的标准解离常数表达式中：

当时，，则，由上式可得：例3

计算0.10mol·L-1HOAc溶液的

pH，已知。解：，且

,可利用最简公式计算。

溶液的

pH为：三、一元弱碱溶液OH-(pH)

的计算

在一元弱碱B溶液中，存在下述质子转移反应：溶液中存在下列关系：当，且溶液的

pH

为：例4计算0.10mol·L-1NH3

溶液的pH，已知。解：，且，可利用最简公式计算。四、同离子效应和盐效应(一)同离子效应

HAc在溶液中存在下述解离平衡：在HAc溶液中加入NaAc晶体，Ac-

浓度增大，

Ac-

与

H3O+结合，生成

HAc和H2O，使HAc的解离平衡逆向移动，

H3O+浓度减小，HAc的解离度降低。这种在弱电解质溶液中加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，使弱电解质的解离度降低的现象称为同离子效应。HAc+H2OH3O++Ac-(二)

盐效应

在

HAc

溶液中加入

NaCl

晶体,溶液中离子浓度增大，阳离子与阴离子的相互牵制作用增强，Ac-

与

H3O+结合成HAc分子的速率减慢，解离平衡正向移动，HAc的解离度略有增大。这种在弱电解质溶液中加入不具有相同离子的强电解质，使弱电解质的解离度增大的现象称为盐效应。同离子效应和盐效应是两种完全相反的作用。在产生同离子效应的同时，一定也产生盐效应。只是由于同离子效应对弱电解质的解离度的影响比盐效应大得多，因此在计算时可以忽略盐效应的影响。习题1.某一元弱酸，离解常数为Ka，若在浓度为c时，离解度为α，同温下稀释此溶液，则A、Ka，α均不变B、Ka变大，α不变C、Ka，α均变小D、Ka不变，α变大2.往1L0.1mol/L氨水溶液中加入少量NH4Cl固体,将引起的变化是A、氨水的Kb增大B、氨水的pH值增大C、氨水的α减小D、氨水的Kb减小例5计算0.10mol·L-1NH4Cl溶液的pH值。已知NH4+的Ka=5.59×10-10。解：

NH4Cl在水溶液中完全解离为NH4+和Cl-，浓度均为0.10mol·L-1。Cl-为极弱的碱,故对溶液酸碱性影响极小,通常可以忽略不计。而NH4+是弱酸。∴[H+]=

=7.48×10-6(mol·L-1)pH=-lg(7.48×10-6)=5.13∵ｃ/Ka=

＞400

=三、一元弱酸、弱碱溶液pH值的计算例6计算0.10mol·L-1NaAc溶液的pH值。已知HAc的Ka=1.74×10-5。

解：∵三、一元弱酸、弱碱溶液pH值的计算c/Kb>>400第四节缓冲溶液

pH=3↑

pH=0.09↑1L纯水中(pH=7)加1mol·L-1HCl0.1mlpH=4

pH=3↓加1mol·L-1NaOH

0.1mlpH=101L含0.1molHAc和NaAc的溶液(pH=4.75)加1mol·L-1HCl10mlpH=4.66

pH=0.09↓加1mol·L-1NaOH

10mlpH=4.84—

缓冲溶液一、缓冲溶液的组成及作用机理缓冲溶液：能够抵抗外来少量强酸、强碱或稍加稀释而保持pH基本不变的溶液。一、缓冲溶液的组成及作用机理缓冲对(系):组成缓冲溶液的共轭酸碱对。组成：抗酸成分+抗碱成分缓冲作用：缓冲溶液对强酸、强碱或稀释的抵抗作用。(buffersolution)(bufferpair)(bufferaction)NaAc—HAc(一)缓冲溶液的组成缓冲溶液的类型一、缓冲溶液的缓冲作用和组成⒉两性物质及对

应的共轭酸(碱)

⒈弱酸-共轭碱⒊弱碱-共轭酸NH3-NH4ClNaHCO3-Na2CO3NaH2PO4-Na2HPO4H2CO3-NaHCO3HAc-NaAc

组成特点：均含共轭酸碱对HAc—NaAc缓冲体系NaAc→Na++

Ac-

[HAc]、[Ac-]足够大Ac-+H+→HAcHAc+H2OH3O++Ac-(二)缓冲作用机理加少量酸：(H+)[HAc]略↑加少量碱：(OH-)H++OH-→H2O,HAc的质子传递平衡右移补充失去的H+1.2.HAc–抗碱成分NaAc–抗酸成分[Ac-]略↓[H+]基本不变[HAc]略↓[Ac-]略↑[H+]基本不变二、缓冲溶液

pH

的计算HB-B－缓冲溶液中存在下列平衡：

HB和

B－的平衡浓度分别为：

由

HB

的标准解离常数表达式得：将上式两边取负常用对数：上式可改写为：例7

计算0.10mol·L-1NH3-0.010mol·L-1

NH4Cl缓冲溶液的pH。解：此缓冲对的弱酸是，它的标准解离常数的负常用对数为：

溶液的

pH

为：三、缓冲容量和缓冲区间1.缓冲容量与总浓度的关系同一共轭酸碱对组成的缓冲溶液，当缓冲比相同时，总浓度越大,缓冲容量就越大。

2.缓冲区间

只有当缓冲比在

0.1~10范围内,缓冲溶液才能发挥缓冲作用。通常把缓冲溶液能发挥缓冲作用(缓冲比为

0.1~10)

的

pH范围称为缓冲区间。HB-B-缓冲溶液的缓冲区间为：四、缓冲溶液的选择与配制

（1）选择合适的缓冲对，使配制的缓冲溶液的

pH在所选择的缓冲对的缓冲区间内。（2）缓冲溶液的总浓度要适当，一般在0.05~0.2mol·L-1之间。（3）选择的缓冲对不能与反应物或产物发生作用，药用缓冲溶液还