无机化学 第五章 酸碱平衡

5.3.1 一元弱酸、弱碱的电离平衡 一元弱碱 BOH = B+ + OH－
eq eq ( c (B ) / c )( c (OH ) / c ) θ Kb = (c eq (BOH)/ c )
Kb =
θ
c (B )c (OH ) c eq (BOH)
eq

eq

(简化式)
Kaθ、Kbθ：一元弱酸、弱碱的解离常数。
c(H+ ) = c(OH－) = 1.0 ×10－7
Kwθ 特点：
Kwθ = 1.0 ×10－14
(1)：稀溶液中，水的离子积不受溶质浓度影响。 (2)：水的离子积随温度升高而增大。
H2O (l) → H+ (aq) + OH－(aq) rHm = 55.84 KJ/mol
100℃ Kwθ = 5.43 ×10－13
5.1 酸碱质子理论概述
5.1.2 酸、碱质子理论 酸碱反应的实质：两个共轭酸碱对之间的质子传递。 H+
HCl NH 3 酸(1) 碱(2)
→
NH 酸(2)
4

Cl 碱(1)

5.1 酸碱质子理论概述
5.1.2 酸、碱质子理论 酸、碱的解离： H+
HAc(aq) H 2 O(l)
H+
5.1 酸碱质子理论概述
5.1.2 酸、碱质子理论
两性物质：既能给出质子，又能接受质子的物质。
HPO42－ = PO43－ + H+
酸 酸
碱 碱
质子 质子
H2PO4－ = HPO42－ + H+
质子理论中无盐的概念，电离理论中的盐，在质子理论中都是离子酸或离子碱， 如 NH4Cl 中的NH4+ 是离子酸， Cl－是离子碱。
HAc
NH3 H2O
H+ (aq) + A- (aq)
∵ cθ =1.0 mol· l-1
eq eq c (H ) c (A ) θ ∴ Ka = (简化式) eq c (HA)
Kөa = (acidity)
[c(H+)/c ө] [c(A-)/c ө]
[c(HA)/c ө]
5.3 弱酸、弱碱的解离平衡
或
Kw θ =
H2O (l) = H+ (aq) + OH－(aq)
c(H3O+ ) cθ . c(OH－) cθ
Kwθ = {c(H3O+ )} {c(OH－)} Kwθ = {c(H+ )} {c(OH－)} Kwθ: 水的离子积常数，简称水的离子积。
5.2 水的解离平衡与溶液的pH
5.2.1 水的解离平衡 25℃纯水
→ H3O (aq)
Ac (aq)

H 2 O(l)
H2O(l)
NH3 (aq)
H+
→
NH (aq) OH (aq) 4
H2O(l) → H3O (aq) OH ( aq )
5.1 酸碱质子理论概述
5.1.2 酸、碱质子理论 酸、碱的中和： H+
H3O (aq) OH (aq)
例：计算0.01 mol/L H2CO3溶液中的H+， H2CO3 ， HCO3－ ， CO32－ ， OH－ ， pH. Ka1 ө(H2CO3)=4.2×10-7 ，Ka2 ө(HCO3－)= 4.7×10-11 解： Ka1 ө(H2CO3)/ Ka2 ө(HCO3－) > 103
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溶液中H+主要是第一步电离产生的 H2CO3(aq) 平衡浓度 0.10-x H+ (aq) + HCO3－(aq) x x = 4.2×10-7
5.1 酸碱质子理论概述
5.1.2 酸、碱质子理论 酸碱相对强弱 酸 = 酸
碱
+
质子 碱 性 增 强
性 增 强
HCl（aq） = Cl-（aq） + H+（aq） H3O+（aq） = H2O + H+（aq） HSO4-（aq） = SO42- + H+（aq） H3PO4（aq = H2PO4- + H+（aq） HAc（aq） = Ac-（aq） + H+（aq） H2CO3（aq） = HCO3- + H+（aq） H2PO4-（aq） = HPO42-（aq） + H+（aq） NH4+（aq） = NH3（aq） + H+（aq）
H+


→ H O(l)
2
H 2 O(l)
H3O (aq)
H+

NH3 (aq)
→
NH H 2 O(l) 4 (aq)
H 2 O(l) Ac (aq)
HAc(aq)
OH (aq)
→
5.1 酸碱质子理论概述
5.1.2 酸、碱质子理论 盐的水解： H+
H 2 O(l) Ac (aq)
HAc（aq）=Ac-（aq）+ H+（aq）
NH4+（aq）=NH3（aq）+ H+（aq） H2PO4-（aq）=HPO42-（aq）+ H+（aq） 酸与对应的碱的相互依赖关系： 酸 = 质子 + 碱 酸失去质子后形成的碱叫做酸的共轭碱。
碱结合质子后形成的酸叫做碱的共轭酸。
5.1 酸碱质子理论概述
5.3.1 一元弱酸、弱碱的电离平衡 一元弱酸、弱碱的计算 设HA浓度为c0 , 电离度为α , X为H+ 的平衡浓度 HA 平衡浓度 c0-x = H+ x + Ax
Kaө
x2 c eq (H )c eq (A ) = = eq c0 -x c (HA)
当c酸/ Kaθ > 400 或 α < 5%, c0-x ≈ c0
5.3 弱酸、弱碱的解离平衡
5.3.1 一元弱酸、弱碱的电离平衡 电离平衡常数的意义 （1）电离常数的大小可以表示酸（碱）的相对强弱。 Ka ө(HCOOH) = 1.8 ×10-4 Ka ө(H3CCOOH) = 1.8 ×10-5
（2）电离常数与弱酸与弱碱的浓度无关。
5.3 弱酸、弱碱的解离平衡

Ka c
稀释定律：在一定温度下（ Kwө为定值），某弱电解质的电离度随着其溶液的稀释 而增大。
5.3 弱酸、弱碱的解离平衡
5.3.2 多元弱酸、弱碱的电离平衡 多元弱酸、弱碱：能电离出两个或多个的H+、OH－ 的弱酸、弱碱。
多元弱酸、弱碱的电离平衡: 分步电离
以 H3PO4 为例 H3PO4=H+ + H2PO4－ H2PO4 HPO4
[c(H+)/c ө] [c(Ac-)/c ө] [c(HAc)/c ө] x2
1.8
×10-5
=
x = 1.3 ×10-3
0.1-x c(H+) = c(Ac-) = 1.3 ×10-3 mol/L
c(HAc) = 0.10-x = 0.1 mol/L Kwө= c(H+)· c(OH-)=1.0×10-14
5.1.2 酸、碱质子理论 酸与对应的碱的这种相互依存、相互转化的关系称为酸碱共轭关系。共轭酸与 它的共轭碱一起称为共轭酸碱对。 共轭酸碱对 HAc + H2O = H3O+ +Ac- (电离) HAc/Ac-, H3O+/ H2O
H3O+ +NH3 = H2O+ NH4+ (中和)
H2O+ CN- = OH- + HCN (水解) H2O+ CO32- = HCO3- + OH-(水解)
NH4+/NH3,
HCN/CN-,
H3O+/ H2O
H2O/OH-
HCO3+/CO32-, H2O/OH-
5.1 酸碱质子理论概述
5.1.2 酸、碱质子理论 [Al(H2O)6]3+ = [Al(H2O)5(OH)]2+ + H+
酸
HPO42- = PO43- + H+ 酸 碱 质子
碱
质子
HCl、HAc、NH4+、H2SO3、[Al(H2O)6]3+ 等都能给出质子，都是酸； 而OH、Ac、 NH3、 HSO3、 CO32等都能接受质子，都是碱。
第二步
HCO3－(aq)
H+ (aq) + CO32－(aq)
Ka2 ө(HCO3－) =
[c(H+)] [c(CO32－)] [c(HCO3－)]
= 4.7×10-11
注意：多元弱酸的离解是分步进行的，当Ka1 ө/ Ka2 ө > 103，一般溶液中的 H+主要
来自于弱酸的第一步离解，计算 c(H+)或 pH 时可只考虑第一步离解。
H+
→
HAc(aq) OH (aq)
H3O (aq) NH3 (aq)
NH H 2 O(l) 4 (aq)
H+
→
Cu(H2O) 4
2
H2 O(l)
→H O (aq) Cu(OH)(H O) (aq)
3 2 3
5.2 水的解离平衡与溶液的pH
5.2.1 水的解离平衡 H2O (l) + H2O(l) = H3O+ (aq) + OH－(aq)
5.1 酸碱质子理论概述
5.1.2 酸、碱质子理论 1923年丹麦化学家布朗斯特(Bronsted)和英国化学家劳里(Lowry)同时独立提 出了酸碱质子理论。 质子的给体