酸碱平衡课件

酸碱概念的发展

酸碱电离平衡

1、酸碱电离理论：1880年~1889年阿仑尼乌斯（Arrhenius）提出酸——水溶液中解离出的阳离子全部是H+的物质；碱——水溶液中解离出的阴离子全部是OH－的物质；2、酸碱质子理论：1923年Bronsted（布郎斯特）和Lowry（劳莱）提出酸碱质子理论

酸——能给出质子H+的物质；碱——能接受质子H+的物质；3、软硬酸碱理论：路易斯（Lewis）提出酸——能接受接受电子对的物质碱——能给出电子对的物质7.1酸碱平衡7.1.1酸碱质子理论

1.酸碱定义和共轭酸碱对酸能给出质子的物质碱能接受质子的物质HAH＋＋A-

酸质子碱HClH＋＋

Cl－NH4＋

H＋＋NH3HCO3－

H＋

＋CO32－酸与其释放H+后形成的相应碱为共轭酸碱对H2CO3H＋＋HCO3－H2O共轭酸——H3+O共轭碱——OH－

加H＋

减H＋

NH3共轭酸NH4+共轭碱NH2－共轭酸共轭碱例：根据布朗斯特的酸碱质子理论，可以得出（）

A.任何一种酸失去质子就成为碱

B.碱不可能是阳离子

C.碱不可能是阴离子

D.碱不可能是电中性的分子A

对于下列反应来说，正确的叙述是（）

[Al(H2O)6]3++H2O→[Al(H2O)5(OH)]2++H3O+A.[Al(H2O)6]3+是碱，而H2O是它的共轭酸B.[Al(H2O)6]3+是碱，而[Al(H2O)5(OH)]2+是它的共轭酸C.[Al(H2O)6]3+是酸，而H2O是它的共轭碱D.[Al(H2O)6]3+是酸，而[Al(H2O)5(OH)]2+是它的共轭碱

D下列物质中，既可以作为酸又可以作为碱的是（）

PO43-B.NH4+

C.H3O+D.HCO3-DHAH＋＋A－

（2）H2O+H＋

H3O＋

（1）NH4＋

H＋＋NH32.酸碱反应NH4＋

+H2OH3O＋＋NH3

酸1

碱2

碱1

酸2酸碱反应是酸与碱相互作用，分别转化为对应的共轭碱和共轭酸的反应，即酸碱之间质子的转移作用HCl+NH3NH4++Cl－H＋酸碱反应总是由较强的酸与较强的碱作用，向着生成较弱的酸与较弱的碱的方向进行。盐的概念：质子理论中无盐的概念例：NH4Cl酸NaAC碱电离理论中所有的酸、碱、盐的离子平衡，都可归结为质子酸碱反应：：HAc=H++AC－（离解反应）HAc+OH－

=H2O+AC－（酸碱反应）AC－

+H2O=HAc+OH－

（水解反应）根据酸碱质子理论，下列叙述中不正确的是

A.酸碱反应的方向是强酸与强碱反应生成弱酸和弱碱

B.化合物中没有盐的概念

C.酸愈强，其共轭碱也愈强

D.水溶液中离解反应，水解反应及中和反应三者都是质子转移反应C3、酸碱的相对强弱由酸碱的本质和溶剂的本质决定（1）酸碱的平衡常数H2O=H++OH－水的离子积常数对溶液而言，Kc与在数值上相等，但量纲不同25℃（298K）时：水溶液中，C（H+

）和C（OH－）的乘积在一定温度下总是一常数水溶液中HA的离解反应：HA+H2OH3O++A－简化写为：

HAH++A－酸的离解常数A－+H2OHA+OH－

碱的离解常数共轭酸碱对的Ka和Kb的关系（1）HAc=H++AC－（2）AC－

+H2O=HAc+OH－

（3）H2O=H++OH－（1）+（2）=（3）多重平衡规则由Ka、Kb比较酸碱的相对强弱例：（1）HAc=H++AC－Ka1=1.8×10-5Ka2=Kw/Kb=1.0×10-14/1.8×10-5=5.6×10-10（3）HS-=H++S2-Ka3=7.1×10-15酸的相对强弱为：HAc＞NH4+＞HS—AC－+H2O=HAc+OH-

Kb=Kw/Ka=1.0×10-14/1.8×10-5=5.6×10-10（2）NH4+=H++NH3NH3

+H2O=NH4++OH-

Kb=1.8×10-5S2-+H2O=HS-+OH-

Kb=Kw/Ka2=1.0×10-14/7.1×10-15=1.4碱的相对强弱为：S2-＞NH3

＞Ac—根据下列质子传递反应：

（1）、HS-+H2O=S2-+H3O+K1=1×10-12

（2）、CN-+H3O+=H2O+HCNK2=1×10-4

（3）、HAC+H2O=H3O++AC-K3=1×10-5

（4）、HNO2+CN-=HCN+NO2-K4=1×10-6

最强的质子碱是（）

A.NO2-B.AC-C.CN-D.S2-

Kb=10-2Kb=10-9Kb=10-8D3.2.2弱电解质的电离平衡1、溶液的pH值溶液的酸（碱）度溶液中H+（或OH-）离子的平衡浓度酸度用pH表示：pH=－lgC（H+）碱度用pOH表示：pOH=－lgC（OH-）25℃（298K）时：－lgC（H+）－lgC（OH-）=－lgKwpH+pOH=pKw=14.00酸性溶液：C（H+）>C（OH-）,pH<7<pOH碱性溶液：C（H+）<C（OH-）,pH=7=pOH中性溶液：C（H+）=C（OH-）,pH>7>pOH2、处理酸碱平衡的方法（1）物料平衡方程（materialbalanceequation）——MBE例C(HAC)溶液的MBEC=[HAC]+[AC-]（2）电荷平衡方程（electricalchargebalanceequation）——CBE[H+]=[AC-]+[OH-]（3）质子平衡方程（protonbalanceequation）——PBE（质子条件）零水准（参考水准）——

平衡体系中参与质子转移的原始形式例1

HAC溶液的PBE解零水准——HAC、H2OHAC+H2O=H3O++AC-

得失H2O+H2O=H3O++OH-PBE为：[H+]=[AC-]+[OH-]例2NH4AC的PBE解零水准——NH4+

、AC-

、H2ONH4++H2O=H3O++NH3

AC-+H2O=HAC+OH-H2O+H2O=H3O++OH-PBE为：[H+]+[HAC]=[NH3]+[OH-]例3

Na2HPO4的PBE零水准——HPO42-

、H2OHPO42-+H2O=H2PO4-+OH-

HPO42-

+2H2O=H3PO4+2OH-HPO42-+H2O=H3O++PO43-H2O+H2O=H3O++OH-PBE为：[H2PO4-

]+2[H3PO4]+[H+]=[OH-]+[PO43-]3、酸碱溶液中酸度的计算a.一元弱酸（碱）

一元弱酸HA（原始浓度为C）HA[H+]+[A-]物料平衡：[HA]+[A-]=C质子平衡：[H+]=[A-]+[OH-]代入物料平衡乘Ka[H+]得：计算[H+]浓度的精确公式近似处理：（1）可忽略水的电离CKa≥20KwC/Ka≤400物料平衡：[HA]+[A-]=C[HA]=C－[H+]+[OH-]≈C－[H+]质子平衡（PBE）：[H+]=[A-]+[OH-]计算[H+]浓度较精确公式近似式C/Ka≤400（2）可忽略水和弱酸的电离最简式，C/Ka≥400CKa≥20KwC/Ka≥400（3）可忽略弱酸的电离,但水的电离不可忽略CKa≤20KwC/Ka≥400简化式，C/Ka≥400例：计算298K时，下列各浓度的HAC溶液的[H+]（1）0.10mol/L（2）0.010mol/L（3）1.0×10-5mol/L解：（1）CKa≥20KwC/Ka≥400。用最简式[H+]=Ka•C=1.3×10-3

（mol/L）（Ka=1.76×10-5

）（2）CKa≥20KwC/Ka≥400

。用最简式[H+]=Ka•C=4.2×10-4

（mol/L）（3）CKa

≥

20KwC/Ka≤400

。用近似式[H+]=-Ka/2+K2a/4+CKa=7.2×10-6

（mol/L）如用最简式：[H+]=Ka•C=1.3×10-5

（mol/L）>Ca荒谬的结果电离度（a）：a与Ka的不同？例：计算298K时1.0×10-5mol/L（HCN）溶液的[H+]（Ka=4.93×10-10

）解：C/Ka≥400。用最简式[H+]=Ka•C=7.0×10-8

（mol/L）×不能忽去水的离解[H+]=Ka•C+Kw=1.2×10-7

（mol/L）碱性，荒谬3、酸碱溶液中酸度的计算a.一元弱酸（碱）近似式（CKa≥20Kw，C/Ka≤400）简化式，CKa≤20Kw，C/Ka≥400最简式，CKa≥20Kw，C/Ka≥4002.多元酸（碱）——

按一元弱（碱）处理例：计算298K时，下列各溶液的pH值（1）0.10mol/LNH3·H2O（2）0.010mol/LNaAc

解：（1）[OH-]=Kb•C=1.3×10-3

（mol/L）（3）0.10mol/LNH4Cl（KHAc=1.76×10-5KNH3=1.76×10-5

）pOH=-lg1.3×10-3=2.89（mol/L）pOH=-lg2.38×10-6=5.62pH=5.12pH=11.11pH=8.38[例3-7]

计算C(H2S)=0.10mol·L－1的氢硫酸水溶液中，C(H＋)、C(HS-)和C(S2-)。解：可忽略第二步离解，故：C(HS-)=C(H+)=1.14×10-4mol·L-1结论：（1）一般的多元酸，如Ka1>>Ka2（Ka1/Ka2

＞104）时，可作一元弱酸处理。（2）当二元弱酸（H2A）Ka1>>Ka2时，则[A-2]≈Ka2

。（3）如需浓度较大的多元酸根离子时，应用该酸的可溶性盐。c.两性物质HA-H++A2-HA-+H2OH2A+OH-PBE：[H+]+[H2A]=[A2-]+[OH-]，以Ka1、Ka2和Kw代入HA-的Ka1和Ka2都很小，[HA-]≈C代入：

计算两性物质[H+]浓度较精确公式CKa2≥20Kw，C≥20Ka1主要组分比次要组分大20倍时可忽略后者最简式c.两性物质例：计算298K时0.100mol/L（NaHCO3）溶液的pH值H2CO3的Ka1=4.3×10-7，Ka2=5.6×10-11

解：pH=8.31酸碱溶液中酸度的计算a.一元弱酸（碱）近似式（CKa≥20Kw，C/Ka≤400）简化式，CKa≤20Kw，C/Ka≥400最简式，CKa≥20Kw，C/Ka≥4002.多元酸（碱）——

按一元弱（碱）处理c.两性物质例HACNaACH2CO3Na2CO3NaHCO3NaH2PO4Na2HPO4NH4CN例某磷酸盐溶液的pH=10.0，该磷酸盐主要是

A、NaH2PO4B、Na2HPO4C、Na3PO4D、H3PO4（H3PO4的pKa1=2.1pKa2=7.2pKa3=12.6）B3.2.3酸碱平衡的移动1、

同离子效应和盐效应同离子效应在弱电解质溶液中加入含有相同离子的强电解质，导致弱电解质的电离度降低的现象。HAc=H++AC－NaAc=Na++AC－NH3·H2O=NH4++

OH-

NH4Cl=NH4++

Cl-

盐效应在弱电解质溶液中加入不含有相同离子的强电解质，导致弱电解质的电离度略有增大的现象。HAc(0.1mol·L-1)+H2O=H3O++AC－加入NaCl电离度a=1.33%a=1.68%（1）加入固体NaAc，使其浓度为0.10mol/L，求此混合溶液的pH值和电离度。例：计算0.10mol/LHAC溶液的pH值和电离度。在其中：（2）加入HCl，使其浓度为0.10mol/L，求此混合溶液的pH值和电离度。（Ka=1.8×10-5

）解:[H+]=Ka•C=1.3×10-3

（mol/L）pH=2.89（1）HAc+H2O=H3O++AC－始0.1000.10终0.10-x≈0.10x0.10+x≈0.10pH=4.74（2）HAc+H2O=H3O++AC－始0.100.100终0.10-x≈0.10x0.10+x≈0.10pH=1.00同离子效应的应用调节溶液的酸碱性和控制弱酸溶液中酸根离子的浓度[例3-8]

在H2S的饱和溶液C(H2S)=0.1mol·L-1中，加入足量的HCl,使该溶液的H+浓度为0.10mol·L-1，计算S2-浓度。

解：H2S=2H+＋S2-始0.100.10x终0.100.10纯净的饱和H2S水溶液中[S2-]=Ka2=7.1×10-15（mol/L）降低了7.7×105倍3.2.4缓冲溶液50mlH2OpH=7.000.05ml1.0mol/LHClpH=3.000.05ml1.0mol/LNaOHpH=11.00pH改变了4个单位50ml含有0.10mol/LHAc和0.10mol/LNaAcpH=4.760.05ml1.0mol/LHClpH=4.750.05ml1.0mol/LNaOHpH=4.77pH改变了0.01个单位缓冲溶液

能够抵抗外加少量酸、碱或加水稀释，而本身pH值基本保持不变的溶液缓冲溶液一般由弱酸（碱）及相应的共轭碱(酸)盐组成。例：HAc—NaAc、NH3—NH4Cl、NaHCO3—Na2CO3等1、缓冲原理HAc=H++AC－NaAc=Na++AC－缓冲溶液一般由浓度较大的弱酸（碱）及盐组成。缓冲体系应具备的条件：（2）弱酸及其共轭碱保证足够大的浓度和适当的浓度比。（1）有既能抗碱（弱酸）又能抗酸（共轭碱）的组分。例：HB（Ca）——NaB（Cb）2、缓冲溶液pH值的计算MBE：Ca+Cb=[HB]+[B-][Na+]=CbEBE：[Na+]+[H+]=[B-]+[OH-][HB]=Ca-[H+]+[OH-]计算[H+]浓度的精确公式可忽略水和HB、NaB的电离最简式[例3-12]

根据[例3-5]计算结果，已知C(HAc)=0.10mol·L-1的醋酸水溶液pH=2.89。向100ml该溶液中加入1.0mlC(NaOH)=1.0mol·L-1氢氧化钠水溶液后，溶液pH改变多少？(Ka=1.76×10-5)解：加入NaOH后OH－＋HAc═Ac－＋H2O△pH=－0.91[例3-13]

计算一含有C(HAc)=0.10mol·L－1醋酸和C(Ac－)=0.10mol·L－1

醋酸钠的水溶液的pH。向100ml该溶液中加入(1)1mlC(HCl)=1.0mol·L－1的盐酸；（2）1mlC(NaOH)=1.0mol·L－1的氢氧化钠水溶液；（3）100ml水；问溶液pH各改变多少？

解：(1)△pH=－0.08(2)△pH=－0.09(3)△pH=－0.003、缓冲容量和缓冲范围缓冲容量

单位体积缓冲溶液的pH值改变极小值所需的酸或碱的“物质的量”。表示为：

缓冲容量的大小与缓冲溶液的总浓度及其组分比有关：（1）总浓度一定时，缓冲组分的浓度比愈接近1，则缓冲容量越大；浓度比控制在0.1—10之间缓冲范围：pH=pKaø±1或pOH=pKbø±1（2）缓冲组分的浓度比为1，则总浓度越大，缓冲容量越大；下列溶液中缓冲能力最大的是（）

A.0.10mol·l-1NH3水0.1升

B.0.10mol·l-1NH4Cl水0.1升

C.0.10mol·l-1NH3水0.5升与0.10mol·l-1NH4Cl水0.05升的混合液

D.0.20mol·l-1NH3水0.5升与0.20mol·l-1NH4Cl水0.05升的混合液D决定缓冲溶液pH值的主要因素：4、缓冲溶液的选择与配制pKaø、pKbø和浓度比Ca/Cb[例3-14]

欲配制pH=3.50的缓冲溶液，应选用HCOOH—HCOONa、HAc—NaAc、NaH2P04—Na2HPO4、NH3—NH4+中哪一缓冲对？

解：所选缓冲对中酸的pKa应在2.50—4.50范围，或碱的pKb应在9.50—11.50范围内。查表得pK(HCOOH)=3.75pK(HAc)=4.7pK(H2PO4-)=7.21pK(NH3)=4.75故应选HCOOH—HCOONa缓冲对。欲配制pH=4.1缓冲溶液10ml。[C（HAc）=0.10mol·L