第9章 酸碱平衡

c eq：平衡浓度。 equation 平衡
电解质 强电解质 α = 1 弱电解质 α « 1
对于弱酸： 对于弱酸：HAc 在一定温度下： 在一定温度下：
H+ + Ac-
[H ][Ac ] Ka = [HAc]
Ka称为弱酸的电离平衡常数，简称 称为弱酸的电离平衡常数， 为酸常数。 为酸常数。
+
-
对于弱碱： 对于弱碱： NH3 + H2O
完全电离是经典电离理论的概念。 完全电离是经典电离理论的概念。应 该指出的是，上述“完全电离” 该指出的是，上述“完全电离”并不意 味着这样酸碱盐电离产生的产物（ 味着这样酸碱盐电离产生的产物（正、 负离子）不再与水有进一步作用的可能， 负离子）不再与水有进一步作用的可能， 氯化铵电离产生的NH4+，按酸碱质子理 氯化铵电离产生的 是一个质子酸（质子给予体）， ），它 论，是一个质子酸（质子给予体），它 可以与水发生质子传递反应而使溶液的 pH<7：NH4++H2O NH3+H3O+ ： 简写： NH3+ H+ 简写：NH4+
3. 酸碱反应 酸碱反应的实质是两个共轭酸碱对 酸碱反应的实质是两个共轭酸碱对 之间的质子传递。 之间的质子传递。
酸越强，其共轭碱越弱；碱越强， 酸越强，其共轭碱越弱；碱越强， 其共轭酸越弱； 其共轭酸越弱；反应总是由相对较强的 酸和碱向生成相对较弱的酸和碱的方向 进行。 进行。 根据质子理论， 根据质子理论，许多反应都可以归 结为酸碱质子传递反应。 结为酸碱质子传递反应。
HCl + NH3
碱(2)
酸(2)
NH
+ 4
+ Cl
−
碱(1)
液氨中的酸碱中和反应： 液氨中的酸碱中和反应：
H+
NH 4 Cl + NaNH 2
2NH 3 + NaCl
酸(1)
碱(2)
酸(2)
碱(1)
酸碱质子理论扩大了酸碱的含义和 酸碱反应的范围， 酸碱反应的范围，摆脱了酸碱必须在水 中发生的局限性， 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， 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。 酸碱反应。 但是， 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， 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。 能解释不含氢的一类的反应。
水是两性物质， ② 水是两性物质，它的自身解 离反应也是质子转移反应。 离反应也是质子转移反应。
H+
H2O(l)+H2O(l) 酸(1) 碱(2)
H3O+(aq) +OH－(aq) 酸(2) 碱(1)
Hale Waihona Puke ③ 盐类水解反应也是离子酸碱的 质子转移反应。 质子转移反应。
H+
NaAc水解： Ac－+H2O 水解： 水解 NH4Cl水解： 水解： 水解
H+
OH－ + HAc
碱(1) 酸(2) 碱(2) 酸(1)
NH + H2O
+ 4
H3O+ + NH3
酸(1) 碱(2)
酸(2)
碱(1)
④非水溶液中的酸碱反应，也是离 非水溶液中的酸碱反应， 子酸碱的质子转移反应。 子酸碱的质子转移反应。 例如NH4Cl的生成： 的生成： 例如 的生成
H+
酸(1)
本章教学内容 9-1 酸碱质子理论 7-2 水的离子积和 水的离子积和pH 7-3 酸碱盐溶液中的电离平衡 7-4 水溶液化学平衡的计算 7-5 缓冲溶液 7-6 酸碱指示剂
9-1 酸碱质子理论
重要的酸碱理论： 重要的酸碱理论： 1.酸碱的电离理论 酸碱的电离理论——阿仑尼乌斯酸碱理 酸碱的电离理论 阿仑尼乌斯酸碱理 论； 2. Br∅nsted-Lowry——酸碱质子理论； ∅ 酸碱质子理论； 3.路易斯酸碱理论 (lewis ) ——酸碱电子 路易斯酸碱理论 路易斯酸 酸碱电子 理论。 理论。
第9章 章 酸碱平衡
Chapter 9 Acid-Base Equilibrium
本章要求
1.掌握酸碱质子理论； 1.掌握酸碱质子理论； 掌握酸碱质子理论 2.掌握一元弱酸 掌握一元弱酸、 2.掌握一元弱酸、弱碱的电离平衡和 近似计算； 近似计算； 3.熟悉多元酸 多元碱、 熟悉多元酸、 3.熟悉多元酸、多元碱、两性物质的 电离平衡和近似计算； 电离平衡和近似计算； 4.掌握同离子效应和盐效应的概念及 4.掌握同离子效应和盐效应的概念及 对弱电解质电离平衡的影响； 对弱电解质电离平衡的影响； 5.掌握缓冲溶液的概念 组成、 掌握缓冲溶液的概念、 5.掌握缓冲溶液的概念、组成、配制 原则及pH计算 计算。 原则及 计算。
1.酸碱质子理论对酸碱的定义 酸碱质子理论对酸碱的定义 酸碱质子理论对 凡能给出质子的物质都是酸。 酸：凡能给出质子的物质都是酸。 凡能接受质子的物质都是碱。 碱：凡能接受质子的物质都是碱。 酸和碱可以是分子或离子。 酸和碱可以是分子或离子。
如：HCl、NH4+、HSO4-是酸； 是酸； 、 Cl-、NH3、HSO4-是碱。 是碱。 质子理论中不存在盐的概念， 质子理论中不存在盐的概念，它们分 别是离子酸或离子碱。 别是离子酸或离子碱。 如：HCO3-、CO32-。
酸碱解离反应是质子传递反应。 ① 酸碱解离反应是质子传递反应。 如HF在水溶液中的解离反应是由给出 在水溶液中的解离反应是由给出 质子的半反应和接受质子的半反应组成 的。 HF(aq) H+ + H2O(l) HF(aq) + H2O(l) H+ + F－(aq) H3O+(aq) H3O+(aq) + F-(aq)
2+
H + CH 3 NH 2 H + [Fe(OH)(H 2 O) 5 ]
+ 2+ +
H + [Fe(OH) 2 (H 2 O) 4 ]
从共轭酸碱对可以看出： 从共轭酸碱对可以看出： ①酸和碱可以是分子也可以是离子； 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， 但在另一个共轭酸碱对中却是酸， 如HSO4-等； ③质子理论中没有盐的概念。 质子理论中没有盐的概念。
[H ] pH = − lg cӨ
+
[OH ] pOH = − lg Ө c
-
同一溶液： 同一溶液： pH + pOH = p KW = 14.00
水溶液的酸碱性： 水溶液的酸碱性： 由于水呈中性，且水中： 由于水呈中性，且水中： [H+] = [OH−] = 1.0×10−7 mol· L−1 × 所以： 所以： [H+] = [OH−] = 1.0×10−7 mol· L−1 × 溶液呈中性， 溶液呈中性， pH=7 [H+] >[OH−] , [H+] > 1.0×10−7 mol· L−1 × 溶液呈酸性， 溶液呈酸性， pH<7 [H+]<[OH−] , [H+] < 1.0×10−7 mol· L−1 × 溶液呈碱性， 溶液呈碱性， pH>7
9-3-2 弱电解质
弱电解质是指弱酸和弱碱在水中的 不完全电离。 不完全电离。 弱电解质在水中的电离存在电离平衡： 弱电解质在水中的电离存在电离平衡：
如：HAc+H2O 或简写为： 或简写为：HAc
H3O+ + AcH+ + Ac-
电离度(a) 电离度
c0 − ceq 已解离的浓度 α= × 100% = × 100% 初始浓度 c0
[H ] [OH ] Kw = ( )( ) = [H + ][OH - ] c c
+ -
KwӨ水的离子积常数。 水的离子积常数。 实验测得： 实验测得：T = 298K(25ºC)时： 时 [H+] = [OH-] = 1.0×10-7mol.L-1 × =1.0×10-14 × KW
水的离子积常数与温度的关系 T/K 273 (0℃) ℃ 293 (20℃) ℃ 297 (24℃) ℃ 298 (25℃) ℃ 323 (50℃) ℃ 373 (100℃) ℃ Kw 1.139×10-15 × 6.089×10-15 × 1.000×10-14 × 1.008×10-14 × 5.475×10-14 × 5.5×10-13 ×
如：HSO , [Fe(OH)(H 2 O) 5 ] , HCO , − H 2 O, HS 等。
− 4 2+ − 3
酸
HAc H 2 PO HPO NH
− 4 2− 4 + 4
H+ +碱 碱
H + Ac
+ + + − 2− 4
H + HPO H + PO + H + NH 3
+ +
3− 4
[CH 3 NH 3 ]+ 3+ [Fe(H 2 O) 6] [Fe(OH)(H 2 O) 5 ]
+ 4
NH4+ + OH-
[NH ][OH ] Kb = [NH 3 ]
Ka和Kb是化学平衡常数的一种形式， 是化学平衡常数的一种形式， 利用电离常数数值的大小， 利用电离常数数值的大小，可以估计弱 电解质电离的趋势。 值越大 值越大， 电解质电离的趋势。K值越大，电离程度 越大。 越大。 通常把K 的酸称为弱酸， 通常把 a=10-2～10-7的酸称为弱酸， Ka<10-7的酸称为极弱酸，弱碱亦可按 b 的酸称为极弱酸，弱碱亦可按K 大小进行分类。 大小进行分类。