水溶液中的酸碱平衡课件

水溶液中的酸碱平衡

4.2.1酸碱概念

1酸碱电离理论（经典酸碱理论）1887年28岁的瑞典科学家S.Arrhenius提出。

2酸碱质子理论（ProtonTheoryofAcidandBase）1923年由丹麦化学家Brønsred（布朗斯特）和英国化学家Lowry（劳莱）提出。

3酸碱电子理论1923年由美国物理化学家Lewis提出，又称“Lewis”酸碱理论1.酸碱电离理论

①酸碱定义电离时产生的阳离子全部是H+的化合物称为“酸”；电离时产生的阴离子全部是OH-的化合物称为“碱”。②酸碱反应H+与OH-反应生成H2O经典酸碱理论的优点1.从组成上揭示了酸碱的本质，指出H+是酸的特征，OH-是碱的特征。

2.解释了“中和热”的值：

（放热）

3.找出了衡量酸、碱强度的标度（Ka、Kb、pH）。

经典酸碱理论的局限性①酸碱被限于水溶液,非水体系不适用例1：液氨中，KNH2(氨基化钾)使酚酞变红→碱？液氨中，Ca与NH4Cl反应，析出H2：

酸？

碱？

酸？

例2：水溶液中

HSO4-

酸？碱？

Na2CO3

碱？②.碱被限制为氢氧化物：过去认为：NH4+半径143pm，K+半径139pm，NH4OH应为强碱，但实际上氨水是弱碱，而且从未分离出NH4OH。

2.酸碱质子理论

①酸碱定义

凡能给出H+（质子）的分子或离子均是酸,凡能得到H+（质子）的分子或离子均是碱。

∴酸——H+给予体（Protondonor）

碱——H+接受体（Protonacceptor）。

两性电解质——既能给出质子，又能接受质子的分子或离子，称为“两性电解质”（ampholyte）简称“两性物”。

酸碱举例酸分子HCl,H2SO4,H3PO4,H2O,NH3…

离子NH4+,HSO4-,H2PO4-,HPO42-…碱

分子H2O,NH3…

离子OH-,HSO4-,H2PO4-,HPO42-…两性物分子H2O,NH3…

离子,HSO4-,H2PO4-,HPO42-…

NH3+H+=NH4+

NH3(l)=NH2-(l)

+H+(l)②酸碱共轭关系

酸强度↑，其共轭碱强度↓。

HCl⇌H++Cl－⇌H++H2O⇌H++OH－H3O+⇌H++H2O③酸碱反应的实质——质子传递

例：（下标1、2表示不同的共轭酸碱对）在水溶液、液氨溶液、苯溶液、气相反应均如此。

酸碱反应的实质:

共轭酸碱对之间的质子传递

根据”酸碱质子理论”，”电离学说”的酸碱电离,酸碱中和,盐的水解,都可以归结为”质子传递反应”.

┌─H+┐HAc+H2O=H3O++Ac-H3O++OH-=H2O+H2OAc-+H2O=HAc+OH-

NH4++2H2O=NH3·H2O+H3O+

酸1碱2碱1酸2

④酸碱质子理论的优点和局限性

优点：（1）扩大了酸、碱范围，不局限于水溶液体系

（2）把阿仑尼乌斯理论中的电离、中和、盐的水解统一为“质子传递反应”。

局限性：仍局限于有H+的体系，无H体系不适用，例如：BF3,[AlF6]3-,[Fe(CN)6]3-,Ni(CO)4…3酸碱电子理论

(Lewis酸碱电子理论

)①酸碱定义

凡是可给出电子对的分子、离子或原子团称为“碱”。;凡是可接受电子对的分子、离子或原子团称为“酸”。∴酸——电子对接受体

碱——电子对给予体②酸碱反应的实质

通过电子对的授-受形成配位键，生成酸碱配合物。

例:

H++OH-

H←OHH++Cl-

H←Cl③酸碱电子理论的优、缺点

优点：

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。

凡“缺电子”的分子或离子都是酸——例如金属阳离子Mn+,H+,BF3...

凡可给出“电子对”的分子或离子都是碱。

大多数无机和有机化合物可视为酸碱加合物（配合物）。

例如，乙醇C2H5OH可视为：

缺点：太笼统，酸碱特征不易掌握。

酸碱理论小结：

3种酸碱理论各有所长、所短，侧重的应用范围不同:1、Arrhenius酸碱理论无机化学,尤其是水溶液体系酸碱问题2、酸碱质子理论水溶液体系和非水溶液体系;

无机化学,

分析化学3、Lewis酸碱理论（电子论）

配位化学,有机化学4.2.2水溶液的酸碱性

1.水的自偶电离

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:H2O+H2O⇌OH-+H3O+

酸1碱2碱1酸2

简写为：H2O⇌H++OH-水的自偶电离

相应的标准平衡常数为：

称为水的离子积298KH2O⇌H++OH-

温度T↑，则↑，∵H2O电离是一个吸热过程：

T/K2731.139×10-15

2951.000×10-14

2981.008×10-14

3235.474×10-14

3735.5×10-13

R.T.:

=1.0×10-14

2.水溶液的酸碱性及pH标度

由于水溶液中存在H2O的自偶电离平衡：

室温下：[H+]

1×10-7

溶液酸性

[H+]=1×10-7

溶液中性

[H+]

1×10-7

溶液碱性pH标度为了方便指示水溶液的酸碱性，丹麦科学家S.P.L.Sörensen在1909年提出pH标度。

定义：简写为:或:例：某水溶液中[H+]=3.0×10-10mol·dm-3,求其pH值。解：

2位有效数字.对数值整数位不是有效数字!

溶液的酸碱性及pH标度（续）

pH=7.0

溶液呈中性

pH<7.0溶液呈酸性

pH>7.0溶液呈碱性定义：

pOH=-lg[OH-]

水溶液中：一些“溶液”的pH值人血液

7.4

牛奶

6.8

雨

5.7

番茄汁

4.2

葡萄酒

3.4

柠檬汁

2.2

胃液

1.3

pH标度适用范围:

1≥[H+]≥1

10-14

4.2.3酸碱的解离平衡1.一元弱酸（弱碱）的解离平衡

①解离平衡常数

②解离度（

）

③有关解离的计算2.多元弱酸（弱碱）的解离平衡

1.一元弱酸的解离平衡例：0.10mol·dm-3HAc溶液的解离平衡⇌初始浓度（mol·dm-3）平衡浓度（mol·dm-3）0.1000

0.10-x

xx(HAc)=1.76×10-5解得：x

=1.3×10-3(mol·dm-3）（mol·dm-3

）（mol·dm-3

）（mol·dm-3

）2.解离度α上例中HAc的解离度：α与的关系：⇌初始浓度（mol·dm-3）平衡浓度（mol·dm-3）c00

c-cα

cα

cα稀释定律：一定温度条件下，弱电介质的解离度随溶液的稀释而增大。例：298K，

(HAc)=1.76×10-5cc/

1.0568180.42%0.105681.81.33%0.010568.184.20%0.001056.81813.3%比α更反映弱酸（弱碱）的本质。以HA表示一元弱酸，其水溶液的解离平衡表示为：

⇌

弱酸的解离平衡常数通常用表示，则:数值的大小体现出弱酸的相对强弱

p381一元弱酸溶液中H+浓度的近似计算式：

解离度

:一元弱碱

解离常数通常用表示⇌例：0.010mol•dm-3，NH3（aq）在298K的解离度为4.2%，求其。

解：

，可以近似计算：

⇌

＞10-2强酸＞10-2

强碱

=10-2

～10-5中强酸=10-2

～10-5

中强碱＜10-5

弱酸＜10-5

弱碱对于指定的酸（碱），

只与温度有关，而与酸（碱）溶液的起始浓度无关。弱酸的与其共轭碱的

·=

2.多元弱酸的解离平衡

例：H3PO4+H2O⇌H3O++H2PO4-

H2PO4-+H2O⇌H3O++HPO42-

HPO42-+H2O⇌H3O++PO43-特点:

1.分步电离;2.逐级解离常数Ka1Ө

Ka2Ө

Ka3Ө

原因：(1)从负离子H2PO4-和HPO42-电离出H+比从H3PO4电离出H+困难得多;(2)第一步电离生成的

H+抑制第二步电离和第三步电离.计算示例：例.求0.10mol.dm-3H2S水溶液中[H3O+]、[HS-]、[S2-]和H2S的解离度。（已知，H2S（aq）的Ka1Ө

=1.3×10-7,Ka2Ө

=7.1×10-15）[分析]Ka1Ө

Ka2Ө

，[H3O+]只需按第一步电离计算。

解：

平衡浓度:

0.10-xxx

>>500,∴可用近似公式起始浓度：0.1000⇌

[S2-]由第二步解离计算：

平衡时：

x-y=xx+y=xy可见，二元弱酸水溶液中，[二元弱酸根]≈⇌室温下，H2S饱和水溶液浓度≈0.10mol.dm-3H2S(aq)中[S2-]与[H+]的关系⇌⇌(1)(2)(1)+(2):⇌饱和H2S溶液中[H2S]≈0.1mol·dm-3即：[S2-]与[H+]2成反比，[S2-]受[H+]控制

例：按”酸碱质子论”，H2PO4-既是酸，又是碱，但NaH2PO4水溶液却显酸性(pH<7.0)，为什么？

解：H2PO4-+H2O=H3O++HPO42-

Ka2θ=6.23

10-8H2PO4-+H2O=H3PO4+OH-

Kb3θ=?

Ka2θ>>Kb3θ

NaH2PO4水溶液呈酸性

例：HAc溶液

强电解质

弱电解质

根据浓度改变使平衡移动的规律，将使电离度，但Kaθ不变（因T

不变）。1.同离子效应⇌+NaAc溶液4.2.4同离子效应与缓冲溶液例：HAc溶液

强电解质

弱电解质

根据浓度改变使平衡移动的规律，将使电离度，但Kaθ不变（因T

不变）。1.同离子效应⇌+NaAc溶液4.2.4同离子效应与缓冲溶液HAc+NaAc溶液中H+的计算HAc

⇌

H++Ac－起始相对浓度0平衡相对浓度一般的弱酸-共轭碱体系例：把NaAc(s)加到溶液中，使

（忽略溶液体积的变化），求和

（已知298K，HAc=1.76

10-5)。解：

HAc+H2O⇌H3O++Ac-

简写为：HAc

⇌H++Ac-

起始相对浓度0.1000

平衡相对浓度0.10-xx1.0可见，NaAc的加入

，但不变。X=对比未加入NaAc时

在一定温度下，向弱电解质溶液加入含有相同离子的强电解质，使弱电解质的解离平衡向解离度减小的方向移动的现象，称为“同离子效应”

实验No.

溶液pH(计算)

pH(实验)

15.004.842No.1+

4.934.793NO.1+

5.074.91

可见，加入少量强酸（或强碱）溶液后，对No.1溶液的pH影响很小。No.1溶液是“缓冲溶液”。

缓冲溶液——能够抵抗外加的少量强酸、强碱或稀释的影响，本身的pH不显著变化的溶液。（1）缓冲作用原理—定性解释例：

HAc—NaAc缓冲溶液cHAc、cNaAc较大，而[H+]较小。

①外加少量HCl(aq)：

HAc的电离平衡左移，

，重新平衡时[H+]增加不多。②外加少NaOH(aq)：HAc电离平衡右移，

，重新平衡时[H+]减少不多。

③加少量水稀释：

cHAc↓，据稀释律：，

，使达到新平衡时[H+]减少不多。2.缓冲溶液及其pH的计算⇌（2）缓冲作用原理—定量计算：弱酸-共轭碱体系弱碱-共轭酸体系

可见，缓冲液pH（或pOH

）值取决于共轭酸碱对的浓度比。⑶缓冲溶液的选择与配制pH=pKaθ±1pOH=pKbθ

±1若C酸/C共轭碱（或C碱/C共轭酸）=1：1，时“缓冲能力”最大。常用的缓冲溶液

缓冲溶液酸的存在形式碱的存在形式pka氨基乙酸-HCI氯乙酸-NaOH甲酸-NaOHHAc-NaAc六次甲基四桉-HClNaH2PO4-Na2HPO4三乙醇胺-HC