第6章 酸碱平衡和酸碱滴定法

水的离子积
即一定温度下 ，水溶液中H+和OH-浓 度乘积是一个常数。
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溶液酸碱和pH值

稀溶液中，用pH值表示酸碱性：
c( H ) pH lg c
pH lg c( H )

c(OH ) pOH lg pOH lg c ( OH ) c
c(H+)c(OH-) =10-14 pH+pOH=14
α, pH有何变化？
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解: NH3· H2O ⇌ NH4++OH- α
HCl
pH
变大 变小 变小 变小
NH4Cl
NaCl NaOH H2O
变大 变大
变小 变大 变大 变小
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1.下列各组组分中，不属于共轭酸碱对的是：
( A ) A. H2CO3---CO32C. HCl---ClB. NH3---NH2D. HSO4----SO42-
(1) NH4+ + H2O NH3 + H3+O
θ a
θ b
(2) NH3 + H2O
NH4+ + OH-
Θ Θ [ c (NH ) / c ][ c (OH ) / c ] Θ 4 Kb c(NH3 ) / cΘ
(1) + (2):
在一共轭酸碱 对中，酸的酸 性越强，其共 轭碱的碱性就 越弱；反之， 酸越弱，其共 轭碱就越强。
H S

K
θ a1
c( H ).c( HS ) c( H 2 S )

2
K

θ a2
c ( H ) c (S ) c( HS )
c(OH ).c(HS ) C(S2 )


2
③ S2 H O 2 ④ HS H 2O

HS OH
H 2S OH

Kθ b1
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离解常数Kaө或Kbө
水溶液中，酸碱的强弱用其离解常数 Kaθ 或Kbθ 衡量。 简写
HAc + H2O
θ
Ac + H3O
θ
-
+
HAc
Ac- + H+
c (H ) c (Ac ) θ [ c (H O )/ c ][ c (Ac )/ c ] 3 Ka Kθ a c(HAc) c(HAc)/ cθ
w
K 水的离子积常数(自递常数) θ 295K时, K w = 1.00〓10-14
18
θ w
4. 酸碱的强度
影响因素：酸碱本身授受质子的能力 溶剂受授质子的能力
如： HCl
HNO3 H2SO4
在水中为强酸 在冰醋酸中为弱酸
HClO4>HNO3>H3PO4>HAc >H2CO3
水溶液
NaOH>Na2CO3>NH3>NaHCO3
4
本章学习重点
1. 电离平衡及其影响因素； 2. 酸碱质子理论和各类溶液pH值的计算； 3. 酸碱指示剂的变色原理和各类酸碱滴定 的滴定原理；
4. 影响滴定突跃大小的因素及化学计量点 pH值的计算，指示剂的选择；
5. 酸碱标准溶液的配制、标定及酸碱滴定 分析法的应用。
5
本章学习难点
1. 各类溶液pH值的计算。 2. 化学计量点的pH计算 , 混合酸碱的分析。
NH4Cl的水解 (相当于NH4+弱酸的离解) NH4+ + H2O H3O+ + NH3
共轭酸碱对

NaAc的水解（相当于Ac－弱碱的离解） Ac- + H2O OH- + HAc
共轭酸碱对

醋酸与氨在水溶液中的中和反应 HAc + NH3 NH4+ + Ac16
共轭酸碱对
小结

酸碱半反应不可能单独发生
H3O+（酸2） + Ac- （碱1）
HAc（酸1） + H2O （碱2）

共轭酸碱对 氨在水中的离解：
半反应1 半反应2 H2O（酸2） NH3（碱1）+ H+ OH-（碱2）+ H+ NH4+（酸1） OH- （碱2） + NH4+ （酸1）
15
NH3（碱1） + H2O （酸2）
共轭酸碱对

θ b2

c(OH ) c( H 2 S) K c( HS )
24
H3A
K K K
θ a1 θ b3
θ W
K K K
θ a2 θ b2
θ W
K K K
θ a3 θ b1
θ W
25
6.2 酸碱平衡的移动 1. 浓度对酸碱平衡的影响
平衡浓度
c(1-α)

cα
cα
当< 5%时

质子理论
9
1. 酸碱质子理论

酸——溶液中凡能给出质子的物质 碱——溶液中凡能接受质子的物质
特点： 酸碱质子理论中没有盐的概念
1) 具有共轭性
如： HA A－ + H+
2) 具有相对性
如： HCO3－既为酸，也为碱 （两性）
3) 具有广泛性
如： H2O 中性分子，既可为酸，也可为碱
10
举 例
常数和电离度的因素，稀释定律；运用最简 式计算弱酸、弱碱水溶液的 pH 值及有关离 子平衡浓度;
2
本章学习要求
4. 了解酸度对弱酸（碱）存在形态分布状况 影响; 掌握缓冲溶液pH值的计算； 5. 掌握酸碱指示剂的变色原理、指示剂的变 色点、变色范围； 6. 掌握强酸 ( 碱 ) 滴定一元弱碱 ( 酸 ) 的原理， 滴定 曲线的 概念，影响 滴定 突跃的因素， 化学计量点pH值及突跃范围的计算，指示 剂的选择，掌握直接准确滴定一元酸（碱） 的判据其应用；
-H+ +H+ 2-H+ +H+ 2-H+ +H+
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注意：
1. 酸碱既可是分子，也可是正、负离子； 2. 因一个质子的得失而互相转化的一对酸 碱称为共轭酸碱对。 3. 同一物质在不同条件下，既能给出质子 也能接受质子，称为两性物质。 4. 既不能给出质子，也不能接受质子的物 质，即为中性物质。 5. 酸碱质子理论里无盐的概念。
L-1 HAc溶液：α= 1.3 % 例： 1L 0.10 mol· 加入0.10 mol NaCl后：α= 1.8 % 同离子效应存在的同时，也存在盐效应， 但盐效应很弱，一般计算中可忽略。
30

NH3· H2O
NH4+ + OH–
0.1mol· L-1

NH4Cl ═ NH4+ + Cl– 等体积混合
6
6.1 酸碱质子理论
酸碱理论发展的概况
酸碱的早期定义： 酸：有酸味，能使蓝色石蕊变红 碱：有涩味，使红色石蕊变蓝 Arrhenius酸碱电离理论（1884） Lewis酸碱电子理论（1923） Brö nsted-Lowry酸碱质子理论（1923） Pearson软硬酸碱理论（1963）
2 c (H ) c (Ac ) c θ Ka c(HAc) 1
Kaө=c2
α =
Kθ a /c
稀释定律 θ 不同弱电解质: K a 同一种弱电解质: c

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化学式 HAc HAc
c/mol.L-1 0.1 0.01
Kaθ
1.76〓10-5 1.76〓10-5

1.3% 4.1%
22
例如：已知 Kθ (HAc)=1.76 〓10-5 a
1.0 10 θ K b (Ac ) 5 1.76 10
14
5.68 1010
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θ θ K a1K b2
θ Kw

H2A
K K K
θ a2 θ b1

θ W
① HS 2
② HS
H HS
0.1mol· L-1 解：加NH4Cl前：
K 1.77 10 ( NH 3 ) 100% 1.33% c 0.1
θ b 5
c(OH ) c 1.33 10 mol L
3
1
31
加NH4Cl 后：设溶液中c(OH-)为xmol· L-1
NH3+H2O
2. 酸碱质子理论认为，下列物质全部是酸的 是( D )
A. HS-, Ac-, NH3 B. S2-, H2O, NH4+
C. CO3-, HCO3-, Cl- D. HCO3-, H2O, NH4+
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6.3 酸碱平衡中有关浓度的计算
1. 水溶液的pH值

水的电离：
H2O ⇌ H++OHKWθ = c(H+)c(OH-) 22℃时，KWθ = 10-14
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电离理论 (ionization)

电解质在水溶液中能电离
电离产生的阳离子全部是H+的物质是酸
电离产生的阴离子全部是OH-的物质是碱
完全电离———强电解质；
不完全电离——弱电解质。
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电子理论及质子理论

电子理论
酸——凡能接受电子的物质
碱——凡能给出电子的物质
酸——凡能给出质子的物质 碱——凡能接受质子的物质
+ 酸 共轭碱 质子 Proton donor Proton acceptor Proton HAc Ac+ H+