第七章 酸碱平衡课件

第七章酸碱平衡预习问题：1.在这一章中主要介绍了哪些酸碱理论？它们是如何给出酸碱定义的？2.根据酸碱质子理论，应怎样对酸碱进行分类？酸与碱之间的共轭关系是什么？理解共轭酸碱对的含义。3.酸碱反应的实质是什么？在酸碱质子理论中有否“盐”的概念？如何用质子理论的观点解释电离作用和水解反应？4.什么是水的自解离和水的离子积？掌握溶液pH的计算。5.什么是弱电解质的电离平衡？什么是同离子效应？掌握利用电离平衡常数计算弱电解质溶液中各离子的浓度和电离度。归纳有关的计算关系式。6.什么是缓冲溶液？缓冲溶液有否一定的缓冲范围？如何选择和配制缓冲溶液？7.酸碱指示剂的作用原理是什么？如何确定指示剂的变色范围？第七章酸碱平衡第七章酸碱平衡第七章酸碱平衡

本章主要学习酸碱理论及发展概况。重点学习酸碱质子理论，运用化学平衡的原理讨论弱电解质的电离平衡及其平衡移动。第七章酸碱平衡

一、酸碱的电离理论（阿累尼乌斯电离理论，复习）１、酸碱的定义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。

H+离子是酸的特征，OH-离子是碱的特征。中和反应的实质是：H++OH-===H2O。电离理论只适用于水溶液，但在非水溶剂和无水的情况下，电离理论无法适应。如HCl的苯溶液是酸还是碱呢？这就需要相关理论来补充说明，以提高人们对酸碱本质的认识。7-1酸碱理论第七章酸碱平衡

二、酸碱质子理论

1、酸碱的定义酸：凡能给出质子（H+）的物质都是酸。碱：凡能接受质子（H+）的物质都是碱。酸和碱可以是分子或离子。例如：HCl、NH4+、HSO4-是酸；

Cl-、NH3、HSO4-是碱。

2、酸碱共轭关系

HCl

H++Cl-

通式：酸

质子+碱这样的一对酸碱，它们依赖获得或给出质子互相依存这样的酸碱对叫做共轭酸碱对，这里Cl-离子是HCl的共轭碱，而HCl是Cl-离子的共轭酸。即HA

H++A-

共轭酸共轭碱第七章酸碱平衡一般来说：共轭酸越强，它的共轭碱就越弱；共轭碱越强，它的共轭酸就越弱。如：H2O

H++OH-水为最弱的酸，它的共轭碱是最强的碱。酸的强度：用给出质子的能力来量度。强酸具有高度给出质子的能力。如HClO4、HCl、HNO3、H2SO4等。碱的强度：用接受质子的能力来量度。强碱具有高度接受质子的能力。如OH-、PO43-离子等。第七章酸碱平衡酸共轭碱名称化学式化学式名称高氯酸HClO4ClO4-高氯酸根硫酸H2SO4HSO4-硫酸氢根硫酸氢根HSO4-SO42-硫酸根水合氢离子H3O+H2O水水H2OOH-氢氧根铵离子NH4+NH3氨氨NH3NH2-氨基离子氢溴酸HBrBr-溴离子酸及其共轭碱第七章酸碱平衡

从表中的共轭酸碱对可以看出：①酸和碱可以是分子也可以是离子；②有的离子在某个共轭酸碱对中是碱，但在另一个共轭酸碱对中却是酸，如HSO4-等；这类物质称酸碱两性物质。③质子论中没有盐的概念。第七章酸碱平衡

3、酸碱反应根据酸碱质子理论，酸碱反应的实质，就是两个共轭酸碱对之间质子传递的反应。例如：

HCl+NH3===NH4++Cl-酸1碱2酸2碱1

NH3和HCl的反应，无论在水溶液中或气相中，其实质都是一样的。即HCl是酸，放出质子给NH3，然后转变为它的共轭碱Cl-；

NH3是碱，接受质子后转变为它的共轭酸NH4+。强酸HCl放出的质子，转化为较弱的共轭碱Cl-

。

第七章酸碱平衡酸碱质子理论不仅扩大了酸和碱的范围，还可以把电离理论中的电离作用、中和作用及水解作用，统统包括在酸碱反应的范围之内，都是可以看作是质子传递的酸碱中和反应。

(1)电离作用：根据酸碱质子理论的观点，电离作用就是水与分子酸碱的质子传递反应。在水溶液中，酸电离时放出质子给水，并产生共轭碱。第七章酸碱平衡强酸给出质子的能力很强，其共轭碱则较弱，几乎不能结合质子，因此反应几乎完全进行(相当于电离理论的全部电离)。

HCl+H2O

H3O++Cl-

酸1碱2酸2碱1弱酸给出质子的能力很弱，其共轭碱则较强，因此反应程度很小，为可逆反应(相当于电离理论的部分电离)。

HAc+H2O

H3O++Ac-

酸1碱2酸2碱1第七章酸碱平衡氨和水的反应，H2O给出质子，由于H2O是弱酸所以反应程度也很小，是可逆反应(相当于NH3在水中的电离过程)。

H2O+NH3

NH4++OH-

酸1碱2酸2碱1可见在酸的电离过程中，H2O接受质子，是一个碱，而在NH3的电离过程中，H2O放出质子，又是一个酸，所以水是酸碱两性物质。

H2O+H2O

H3O++OH-由于H3O+与OH-均为强酸和强碱，所以平衡强烈向左移动。第七章酸碱平衡

(2)水解反应质子论中没有盐的概念，因此，也没有盐的水解反应。电离理论中水解反应相当于质子论中水与离子酸、碱的质子传递反应。

H2O+Ac-

HAc+OH-

酸1碱2酸2碱1

NH4++H2O

H3O++NH3

酸1碱2酸2碱1第七章酸碱平衡通过上面的分析看出，酸碱质子理论扩大了酸碱的含义和酸碱反应的范围，摆脱了酸碱必须在水中发生的局限性，解决了一些非水溶剂或气体间的酸碱反应，并把水溶液中进行的离子反应系统地归纳为质子传递的酸碱反应。这样，加深了人们对于酸碱和酸碱反应的认识。关于酸碱的定量标度问题，酸碱质子理论亦能象电离理论一样，应用平衡常数来定量地衡量在某溶剂中酸或碱的强度，这就使酸碱质子理论得到广泛应用。但是，酸碱质子理论只限于质子的放出和接受，所以必须含有氢，这就不能解释不含氢的一类的反应。第七章酸碱平衡

三、酸碱电子理论（选讲了解）凡是可以接受电子对的物质为酸，凡是可以给出电子对的物质称为碱。因此，酸又是电子对接受体，碱是电子对给予体。酸碱反应的实质是配位键(两原子间的共用电子对是由一个原子单独提供的化学键称为配位键，通常用→表示。的形成并生成酸碱配合物。酸 碱 酸碱配合物。(电子对接受体)(电子对给予体)H+ +

:OH- H：OHHCl +

:NH3 [H←NH3]BF3 +

:F- [F←BＦ3]Cu2+ + 4:NH3 [Cu(←NH3)4]第七章酸碱平衡由于在化合物中配位键普遍存在，因此路易斯酸、碱的范围极其广泛，酸碱配合物无所不包。凡金属离子都是酸，与金属离子结合的不管是阴离子或中性分子都是碱。所以一切盐类(如MgCl2)、金属氧化物(CaO)及其它大多数无机化合物都是酸碱配合物。有机化合物如乙醇CH3CH2OH可看作是(酸)和OH-碱以配位键结合而成的酸碱配合物C2H5←OH酸碱电子理论对酸碱的定义，摆脱了体系必须具有某种离子或元素也不受溶剂的限制，以电子的给出和接受来说明酸碱的反应，故它更能体现物质的本质属性，较前面几个酸碱理论更为全面和广泛。但是由其对酸碱的认识过于笼统，因而不易掌握酸碱的特征。第七章酸碱平衡7-2水的离子积和pH

一、水的电离纯水有微弱的导电能力，能通过传递质子发生酸碱反应（自解离）：

H2O+H2O

H3O++OH-

碱1酸2酸1碱2

orH2O

H+（aq）+OH-（aq）实验测得295K时1升纯水仅有10-7mol水分子电离，所以[H+]=[OH-]=10-7mol/L由平衡原理可得：Kw=[H+][OH-]=10-14

Kw为水的离子积常数。简称水的离子积。

Kw的意义为：一定温度时，水溶液中[H+]和[OH-]之积为一常数。水的电离是吸热反应，当温度升高时Kw增大。第七章酸碱平衡水的离子积常数与温度的关系T/KKw2731.5×10-152917.4×10-152951.00×10-142981.27×10-143235.6×10-143737.4×10-13第七章酸碱平衡

二、溶液的pH（酸度）

水溶液中氢离子的浓度称为溶液的酸度。水溶液中H+离子的浓度变化幅度往往很大，浓的可大于10mol·L-1，在[H+]<1的情况下，用pH(负对数法)表示溶液的酸度更为方便，pH的定义是：溶液中氢离子浓度的负对数叫做pH值。pH=-lg[H+]

第七章酸碱平衡7-3酸碱盐溶液中的电离平衡

一、弱电解质（弱酸弱碱）的电离

1、电离常数HAc+H2O

H3O++Ac-orHAc

H++Ac-在一定温度下，其平衡关系为：Ka=[H+][Ac-]/[HAc]

Ka称为弱酸的电离平衡常数，简称为酸常数。H2O+NH3

NH4++OH-Kb=[NH4+][OH-]/[NH3]

Ka和Kb是化学平衡常数的一种形式，根据电离常数数值的大小，可以估计弱电解质电离的趋势。K值越大，电离程度越大。通常把Ka=10-2的酸称为中强酸，Ka=10-3

～10-7的酸称为弱酸，Ka<10-7的酸称为极弱酸，弱碱亦可按Kb大小进行分类。第七章酸碱平衡按酸碱质子理论，其共轭酸碱对如：HA

A-+H+Ka=[A-][H+]/[HA]其共轭碱的电离为：A-+H2O

HA+OH-Kb=[HA][OH-]/[A-]两式相乘得：KaKb=Kw即Ka和Kb成反比关系，所以，弱酸的酸性越强(Ka越大)，则其共轭碱的碱性越弱(Kb越小)。

Ka越大酸性越强

pKa定义为pKa=-lgKa所以pKa值正值越大，对应的酸越弱。对于多元弱酸如H3PO4→H2PO4-→HPO42-酸度递减。第七章酸碱平衡酸KapKa碱KbpKbHIO31.69×10-10.77IO3-5.1×10-1413.29HSO4-1.20×10-21.92SO42-8.33×10-1312.08H3PO47.52×10-32.12H2PO4-1.33×10-1211.88HNO24.6×10-43.37NO2-2.17×10-1110.66HF3.53×10-43.45F-2.83×10-1110.55HAc1.76×10-54.76Ac-5.68×10-109.26HClO2.95×10-87.53ClO-3.39×10-76.47NH4+5.64×10-109.25NH31.77×10-54.751HCN4.93×10-109.31CN-2.03×10-54.69HS-1.2×10-1514.92S2-8.33-0.92第七章酸碱平衡

2、电离度──弱电解质电离程度的大小

=(已电离的浓度/弱电解质的初始浓度)×100％如：测得0.10mol·L-1HAc的α=1.33％则表明每10000个HAc分子中有133个分子发生了电离。既然0.10mol·L-1HAc的α=1.33％则求HAc的平衡常数与

的关系。

HAc

H+

+

Ac-

初始浓度c

0

0平衡浓度c-c

c

c

Ka=c

2/(1-

)

当

<5％或c酸/Ka

400时1-

≈1

即Ka≈c

2

∴

=第七章酸碱平衡二、拉平效应和区分效应自学要求：

1、什么是拉平效应和区分效应

2、什么是拉平溶剂和区分溶剂第七章酸碱平衡

一、一元弱酸弱碱例题1:298K时HAc的Ka=1.76×10-5，计算0.10mol·L-1HAc溶液的PH和电离度。解：设平衡时H+离子浓度为xHAc

H++Ac-

初始浓度0.1000平衡浓度0.10-xxx

Ka=x2/(0.10-x)当α<5％时或c酸/Ka≥500,则c酸≈[酸]即0.10-x≈0.10，这时上式为：

Ka=x2/(0.10)=1.76×10-5

[H+]=x=1.33×10-3mol·L-1PH=-lg[H+]

=2.88

=[H+]/c酸×100％

=1.33×10-3/0.1×100％=1.33％答:[H+]浓度为1.33×10-3mol·L-1，解离度为1.33％9-4水溶液化学平衡的计算第七章酸碱平衡从上题中[H+]浓度为1.33×10-3mol·L-1，可知水的电离可以忽略。当忽略水的电离时：对于一元弱酸：若

<5％时或c酸/Ka≥500则[H+]２=Ka·c酸对于一元弱碱：若

<5％时或c碱/Kb≥500则[OH-]２=Kb·c碱第七章酸碱平衡例题2:298K时NH4+的Ka=5.65×10-10

，计算0.10mol·L-1NH4Cl溶液的PH。解：设平衡时H+离子浓度为xNH4+

+H2O

H3O++NH3初始浓度0.1000平衡浓度0.10-xxx

Ka=x2/(0.10-x)当α<5％时或c酸/Ka≥500,则c酸≈[酸]即0.10-x≈0.10，则：[H3O+]=（5.65×10-1×0.10）1/2=7.5×10-6mol·L-1PH=-lg[H3O+]=5.12

答:[H3O+]浓度为7.5×10-6mol·L-1，

PH=5.12。第七章酸碱平衡例题3：3.25g固体KCN溶于500ml水溶液，计算溶液的pH值(忽略水的电离)。已知：Ka(HCN)=4.93×10-10解：c(CN-)=3.25g/(65g/mol-1×0.500L)=0.100mol·L-1CN-+H2O

HCN+OH-平0.1-xxx

Kb=[HCN][OH-]/[CN-]=x2/0.1-x

当α<5％时或c酸/Ka≥500,则c酸≈[酸]即0.10-x≈0.10，则：

得：[OH-]=(2.01×10-5×0.100)1/2=1.40×10-3mol·L-1

[H+]=Kw/[OH-]=1×10-14/1.40×10-3=7.14×10-4∴pH=11.15第七章酸碱平衡

二、多元弱酸的电离多元弱酸的电离是分步进行的。H2S

H++HS-

K1=[H+][HS-]/[H2S]=5.7×10-8HS-

H++S2-

K2=[H+][S2-]/[HS-]=1.2×10-15H2S

2H++S2-

K=[H+]2[S2-]/[H2S]

=K1K2=6.8×10-23注：①此式只表明平衡时[H+][S2-][H2S]三种浓度的关系，而不说明电离过程为：H2S

2H++S2-②多元酸K1/K2≥102时忽略二级电离,当一元酸处理。第七章酸碱平衡例题4：求饱和H2S溶液中[H+]、[HS-]、[H2S]和[OH-]解：①求[H+]、[HS-]因K1/K2=5.7×10-8/1.2×10-15＞＞103∴可忽略二级电离，当一元酸处理来求[H+]

H2S

H++HS-

0.1-xxx

c/Ka=0.1/5.7×10-8≥500,则0.1-x≈0.1∴[H+]２=cKa=0.10×5.7×10-8∴[H+]=7.6×10-5(mol·L-1)

[H+]≈[HS-]=7.6×10-5mol·L-1第七章酸碱平衡②求[S2-]因S2-是二级电离的产物

HS-

H++S2-

K2=[H+][S2-]/[HS-]

=1.2×10-15∵[H+]≈[HS-]∴[S2-]=K2=1.2×10-15

[OH-]=Kw/[H+]

=1×10-14/7.6×10-5

=1.3×10-10(mol·L-1)由上可得下列结论：①多元酸K1>>K2>>K3时,求[H+]时当做一元酸处理；②二元酸中酸根的浓度近似于K2，与酸的原始浓度关系不大。第七章酸碱平衡根据化学平衡移动原理，改变多元弱酸溶液的pH值，将使电离平衡发生移动。有多重平衡原理得：

H2S

2H++S2-

K1K2=[H+]2[S2-]/[H2S]

[S2-]=K1K2[H2S]/[H+]例题5：计算0.1mol·L-1HCl（[H+]为0.1mol·L-1）和0.1mol·L-1H2S溶液中[S2-]。解：[S2-]=K1K2[H2S]/[H+]

=5.7×10-8×1.2×10-15×0.10/0.12

=6.8×10-22(mol·L-1)答：[S2-]=6.8×10-22mol·L-1

第七章酸碱平衡1、多元弱碱的电离也是分步进行的，如Na2CO3的逐级电离过程为：CO32-+H2O

HCO3-+OH-HCO3-+H2O

H2CO3+OH-一级电离常数

Kb1=Kw/Ka2=1×10-14/5.61×10-11=1.78×10-4

Kb1是弱酸HCO3-的共轭碱CO32-的碱常数。二级电离常数

Kb2=Kw/Ka1=1×10-14/4.30×10-7=2.32×10-8

Kb2是弱酸H2CO3的共轭碱HCO3-的碱常数。由于Kb1>>Kb2所以多元弱碱一般只考虑一级电离，二级电离可忽略不计。三、多元弱碱第七章酸碱平衡例题6：计算0.1mol·L-1Na2CO3溶液的pH值和电离度

。解：∵Kb1>>Kb2∴按一级碱式电离处理CO32-+H2O

HCO3-+OH-因c/Kb1=0.1/1.78×10-4≥500,则0.1-x≈0.1①求pH值

[OH-]2=Kb1c=(Kw/K2)c

=(10-14/5.61×10-11)×0.1

=1.78×10-5

[OH-]=4.22×10-3mol·L-1

pOH=3-lg4.22=2.37

pH=14-2.37=11.63②求电离解度

=[OH-]/c×100％=4.22×10-3/0.10×100％

=4.22％第七章酸碱平衡例题7：计算0.1mol·L-1Na2S溶液的pH值和S2-的电离度

。解：∵Kb1>>Kb2，

∴按一级碱式电离处理:S2-+H2O

HS-+OH-

c[S2-]-x

xx

因c[S2-]/Kb1=0.1/8.33＜500

，故不能用近似公式计算。①求pH值

Kb1=(Kw/Ka2)=x2/c[S2-]-x=(1×10-14/1.2×10-15)=8.33∴[HS-]=[OH-]=0.0988mol·L-1

pOH=0.005

pH=14+0.005≈

14②求电离解度

=[OH-]/c×100％=0.09/0.10×100％

=99％第七章酸碱平衡7-5同离子效应及缓冲溶液

一、同离子效应HAc

H++Ac-NaAc──→Na++Ac-

HAc中加入少量NaAc,由于醋酸根的浓度增大,使HAc的电离平衡向左移动，从而降低了HAc的解离度。在已经建立离子平衡的弱电解质溶液中,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。第七章酸碱平衡例题:在0.10mol·L-1HAc和0.10mol·L-1NaAc混合溶液中的H+离子浓度和解离度。解：①求[H+]

HAc

H++Ac-初0.1

00.1平0.1-xx0.1+x由于同离子效应，0.1mol·L-1HAc的解离度更小∴[HAc]=0.1-x≈0.1

[Ac-]=0.1+x≈0.1∴[H+][Ac-]/[HAc]=Ka∴x=[H+]=Ka[HAc]/[Ac-]=1.76×10-5mol·L-1②

=[H+]/c×100％=0.0176％答:[H+]为1.76×10-5mol·L-1，解离度

为0.0176％第七章酸碱平衡通过上述计算可以导出一元弱酸及其共轭碱的混合溶液中[H+]的一般近似公式：设酸(HA)的浓度为cHA、共轭碱(A-)的浓度为cA

HAc

H++A-初cHA0cA平cHA-x

x

cA+x

≈cHA≈cA代入平衡关系式xcA/cHA=Ka

x=KacHA/cA

即[H+]=Kac酸/c共轭碱两边取负对数pH=pKa-lg(c酸/c共轭碱)同理可推导出弱碱溶液中[OH-]的计算公式即[OH-]=Kbc碱/c共轭酸两边取负对数pOH=pKb-lg(c碱/c共轭酸)第七章酸碱平衡

二、缓冲溶液

1、缓冲溶液的定义实验室：在一试管中放入10毫升0.1mol·L-1HAc溶液和10毫升0.1mol·L-1NaAc溶液，混合后，用甲基红作指示剂(变色范围pH=4.4─6.2颜色红→黄)分成四份，一份加1滴2mol·L-1HCl，另一份加1滴2mol·L-1NaOH，第三份入等体积的水稀释，第四份做比较。结果颜色均无变化。即溶液的pH值基本不变。这种能抵抗外来少量强酸、强碱或稀释的影响，而能保持pH值基本不变的溶液叫做缓冲溶液。缓冲溶液的这种作用叫做缓冲作用。第七章酸碱平衡

2、缓冲作用原理在含有HAc的NaAc的溶液中存在下列电离过程:

HAc

H++Ac-

NaAc──→Na++Ac-

NaAc完全电离，由于同离子效应，降低了HAc的电离度，这时[HAc]和[Ac-]都较大，而且存在着[HAc]电离平衡。当加入少量H+时，H+离子和溶液中的Ac-结合生成HAc，使电离平衡向左移动，达到新平衡时H+离子浓度不会显著增加；如果在上述溶液中加入少量的碱，增加的OH-与溶液中的H+离子结合为水，这时HAc的电离平衡向右移动，以补充H+离子的减少。

缓冲能力是有限的，只是少量酸碱。第七章酸碱平衡

3、缓冲溶液的pH值前面已经讨论了弱酸及其盐的pH值为：pH=pKa-lg(c酸/c共轭碱)称为缓冲溶液公式∴pH值决定于Ka和(c酸/c共轭碱)两个因素。利用缓冲溶液公式，可以计算缓冲溶液的pH值和外加酸碱后溶液pH的变化。第七章酸碱平衡例题:乳酸HLac的Ka=1.4×10-4，1升含有1mol的HLac和1molNaLac的缓冲溶液中加0.01mol·L-1的酸，溶液的pH值为多少？加0.01mol·L-1的OH-,pH值又是多少？解：①求缓冲溶液的pH:已知：c酸=1m