酸碱平衡及其PH值计算 ppt
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第七章 酸碱平衡 PPT课件
H3PO4 (aq)
H+ (aq) + H2PO－4 (aq)
K
a
(H3PO4 )
=
Kθ a,1
(H
3PO4
)
=
c(H+ ) c(H2PO－4 ) c(H3PO4 )
=
7.6 10-3
H2PO42－(aq)
H+ (aq) + HPO42－(aq)
K
a
(H2PO
2－ 4
)
=
Kθ a,2
(H3PO
如：S2-、CO32-、PO43-. 2.多元弱酸、多元弱碱的解离平衡 （1）多元弱酸的解离平衡：
以H2CO3解离为例：
第H 一 2 C 3 (O 步 aq H + ： ()a + H q－ 3 ( ) C aO q K a (H 2 C 3 )= O K a (,H 1 2 C 3 )= O c (H c + ()H 2 c C (H 3 )－ 3 O )C = 4 .2 O 1- 70 第二 H－ 3 ( C 步 aO q H + ： ( )a + C q 3 2 － (O )aq
⑵一元弱碱的解离平衡：
A-(ca)q +H 2O (l) HA (ac)q+OH -(a)q
Kb(A- c)=c(HcA ()A cc- c()O
H -)
c(H+) c(H+)
=
Ka
Kw (HA)c
共轭酸碱对（HB—B-）
Ka (H)B Kb (B-)=Kw =1.01- 014 pK a (H)B +pK b (B-)=pK w =1.4 00
解：
第五章酸碱平衡.ppt
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5.2.2 溶液的pH值
pH = -lg{c(H3O+ )} 令 pOH = -lg{c(OH- )} 根据 KW ={c(H3O+ )}{c(OH- )}= 1.0×10-14
即 - lg c(H+ ) - lg c(OH- ) = - lg KW = 14 \ pH + pOH = pKW = 14
§ 5.1 酸碱质子理论概述
*5.1.1 历史回顾
5.1.2 酸碱质子理论的基本概念
5.1.3 酸的相对强度和 碱的相对强度
2020-11-9
感谢你的观看
2
新乡学院化学与化工学院
5.1.2 酸碱质子理论的基本概念
酸：凡是能释放出质子（H+）的任何 含氢原子的分子或离子的物种。
（质子的给予体） 碱：凡是能与质子（H+）结合的分子 或离子的物种。 （质子的接受体）
HAc(aq)+H2O(l) H3O+(aq)+Ac－(aq)
初始浓度/mol·L-1 0.10
0
0
平衡浓度/mol·L-1 0.10－x
x
x
Ka
(HAc)
=
{c(H
O+
3
)}{c(Ac-
{c(HAc)}
)}
Ka
2020-11-9
(HAc)
=
x2 0.10 - x 感谢你的观看
x=1.3×10－3
15
② 水是两性物质，它的自身解离反应 也是质子转移反应。
H+
H2O(l)+H2O(l) H3O+(aq) +OH－(aq)
酸(1) 碱(2) 酸(2)
第六章酸碱平衡PPT课件
普 重点：
通 化 学
1、一元弱酸弱碱溶液pH值求算。 2、缓冲溶液作用原理及pH值求算。 3、盐类水解的实质，三类盐溶液pH值求算。
电
子 难点：
教
缓冲体系的作用原理及pH值求算；一元水解
案 盐溶液pH的求算。
第一节 弱电解质的解离平衡
普 一、一元弱酸、弱碱的解离
通 化 学 电 子
(解离又称电离或离解) 例：HAc和NH3在溶液中的解离。 对一元弱酸HAc：
HAc+H2O Ac－+H3O+
教 可简写为：
案
HAc Ac－+H+
则解离常数为：
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普
通 化
Ka{c(H{)c/(cH }{A c)(/A cc}c)/c}
学 可简写为 ：
电 子 教
Ka
[H ][ Ac ] [HAc ]
案
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普 通 化
同理，对一元弱碱NH3： NH3+H2O NH4++OH－
普 说明： 通 ①、当弱电解质溶液中加入含有相同离子 化 的强电解质时，在产生同离子效应同时， 学 也伴随着盐效应。 电 ②、当两种效应同时存在时，同离子效应 子 要相对大得多，因而常忽略盐效应，只考 教 虑同离子效应。 案 例6-5：
普 同理，一元弱碱溶液的[OH－]计算公式：
通 化
(1)、当C/Kb>500
学
[OH ] CKb
电 子
(2)、当C/Kb<500
教
[OH ]Kb (Kb)24KbC
案
2
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普 3、多元弱酸、碱溶液
通 多元弱酸、碱K3>…>Kn 当 K1>>K2 时 ， 多 元 弱 酸 ( 碱 ) 溶 液 的 H+(OH) 主 要 来 源 于 一 级 解 离 ， 其 pH 值
酸碱平衡及其PH值计算ppt课件
精选课件
16
例4-6 计算0.050 mol.L-1 NH3·H2O溶液的pH值。
已知
K
b
=1.8×10-5
C
Kb
1.0 8. 015 0 502.78 13 0500
[0H-]= ck b =9.49×10-4
POH=3.02 pH =14-POH= 10.98
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17
5、多元弱酸、弱碱的电离平衡
H3PO4 + H2O H2PO4- + H2O
H3O+ + H2PO4- K a 1c(H c ()H c3 (P H 24 P O )4 O )7.61 0 3 H3O+ + HPO42- Ka 2 c(H c(H )c2(P H4 O )P 4 2)O 6.31 08
HPO42- + H2O
结论：弱酸弱碱盐水解，仅取决于所生成弱酸和 弱碱的相对强弱，而与盐溶液的浓度无关。
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27
盐类的水解 小结
难溶不水解，有弱才水解，无弱不水解； 谁弱谁水解，越弱越水解，都弱都水解； 谁强显谁性，同强显中性，弱弱具体定； 越弱越水解，越热越水解，越稀越水解
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28
例1、将2.45 g固体NaCN配成500 ml水溶液，计算溶液 ( 的pH值？ 已知M NaCN =49 HCN的Ka＝ 4.9 10-10)
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2
13
当c ka
5
0时 0,即5%时cHAc-[H+]≈cHAc
KHAc
[H ]2 cHAc
[H ] K HAc cHAc
当 k c a5时 0,即 0 5 % 时 ,cHA 2 c K 0 W
第三章酸碱平衡 PPT课件
如：HSO , Fe(OH)(H 2 O)5 ,
4 2
HCO , H 2 O, HS 等。
3
(1) 酸碱解离反应是质子转移反应，如HF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+ + F－(aq) H+ + H2O(l) H3O+(aq) HF(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + F－(aq) (2) 水是两性物质，它的自身解离反应也是 质子转移反应：
酸
2 4 2 4 4 2 4 3 4 3 3 3 3 2 3 2 2 6 2 5 2 2 5 2 2 4
酸
H+
+
碱
例：HAc的共轭碱是Ac－ ，
Ac－的共轭酸HAc，
HAc和Ac－为一对共轭酸碱。
两性物质：既能给出质子，又能接受质子的物质。
3.1.2 酸碱质子理论的基本概念
酸：凡是能释放出质子（H+）的任何含
氢原子的分子或离子的物种。
（质子的给予体）
碱：凡是能与质子（H+）结合的分子或
离子的物种。
（质子的接受体）
H+ +碱 HAc H Ac H P O H HP O HP O H P O NH H NH CH NH H CH NH Fe(H O) H Fe(OH)(H O) Fe(OH)(H O) H Fe(OH) (H O)
7
1
K 1.0 10
w
14
100℃纯水
K 5.43 10
病理生理学-酸碱平衡PPT课件
呼吸调节
通过调节呼吸频率和深度，控制二氧化碳的排出 量，维持酸碱平衡。
饮食调节
合理摄入含碱性或酸性物质的食物，如蔬菜、水 果、肉类等，有助于调节酸碱平衡。
ABCD
肾脏调节
肾脏通过排泄酸性或碱性物质，调节尿液的pH 值，维持酸碱平衡。
药物治疗
在特定情况下，医生会开具适当的药物来调节体 内酸碱平衡。
酸碱平衡与饮食调节
治疗
治疗原则是除去病因， 减少碱性物质的摄入，
补充酸性物质等。
酸碱平衡紊乱的分类
根据病因分类
根据程度分类
分为代谢性酸中毒、呼吸性酸中毒、 代谢性碱中毒和呼吸性碱中毒。
分为轻度、中度和重度酸碱平衡紊乱。
根据pH值变化分类
分为高酸血症、高碱血症、正常酸血 症和正常碱血症。
03 酸碱平衡与疾病的关系
酸碱平衡与心血管疾病
酸碱平衡与肾脏疾病
总结词
酸碱平衡失调可引发肾脏疾病，如肾 结石、肾功能不全等。
详细描述
肾脏是维持酸碱平衡的重要器官，酸 碱平衡失调会导致肾脏负担加重，引 发肾脏疾病。
总结词
酸碱平衡失调可影响肾脏疾病的进展。
详细描述
对于已患有肾脏疾病的个体，酸碱平 衡失调可能加速疾病进展，导致肾功 能恶化。
酸碱平衡与消化系统疾病
酸碱平衡的重要性
酸碱平衡是维持正常生理功能的重要 基础，一旦失衡可能导致一系列生理 功能紊乱，甚至危及生命。
酸碱平衡对于维持骨骼代谢、肌肉收 缩、神经传导等生理过程具有重要作 用，对于预防和治疗某些疾病也具有 重要意义。
酸碱平衡的调节机制
肾脏是调节酸碱平衡的主要器官，通过排泄和重吸收作用调节尿液的pH 值，维持体内酸碱平衡。
酸碱平衡及酸碱.pptx
)
查附录 III.1
I 0.1, (H ) 0.826, (Ac ) 0.770
pKaC 4.56
14
第15页/共32页
15
KaM
a
H Ac
HAc
a
(H ) a (Ac a (HAc)
)
(HAc) (Ac )
Ka (Ac
)
pKaM 4.65 (I 0.1)
HAc :
K
C a
K
a (HA)a (OH - )
Kb =
a (A)
HA + OH-
6
第7页/共32页
b. 水的质子自递反应（p55)
H2O + H2O
H3O+ + OH- (25°C)
Kw a (H+ ) a (OH- ) 1.0 10-14
共轭酸碱对(HA-A)的Ka与Kb的关系为
Ka
Kb
a
(H +)a(A) a (HA)
4
第5页/共32页
H
O
-H
O
H
H
229pm
H
O
O
H
H 1pm 1012 m
H7O-4 (OH- 3H2O)水合氢氧根
5
第6页/共32页
3.1.2 酸碱反应类型及平衡常数
（p55）
a. 一元弱酸(碱)的离解反应
HA + H2O A + H2O
a (H+ )a (A- ) A- + HK3Oa =+ a (HA)
0.99
0.01
*pKa - 1.3
0.95
0.05
pKa - 1.0
酸碱PH值计算ppt
HNO3=1+14+16×3=63
四 小结
• 1 当酸提供的很小时，不能忽略水电离出的，同样当碱提 供的很小时，不能忽略水电离出的。
• 2 无论酸稀释多少倍，常温下PH值总是小于7 ，而无论碱 稀释多少倍,常温下pH值总是大于7, 因为强酸、强碱溶液 的H＋离子浓度接近水电离出的H＋离浓度(1×10-7 mol/L) 时，水的H＋离子浓度就不能忽略不计。例如，pH＝6的 稀盐酸,稀释1000倍时：[H＋]＝(1×10－6＋999×10-7)/1000 ＝1.009×10－7 pH＝6.99 由此可知溶液接近中性而不 会是pH＝9。
• PH=lg [H+]=14-lg [OH-]=14-1.833=12.17
• 注意：
• 在pH的计算中，[H+]指的是溶液中氢离子的物质 的量浓度（有时也被写为[H3O+ ]，水合氢离子的 物质的量浓度），单位为mol/L(摩尔/升) 。
• 物质的量mol=物质的质量/物质的相对分子质量
• NaoH=23+16+1=40
• 3 酸碱混合 • 质量分数为30％的NaOH2000L与质量分数为65％
的HNO3600L混合到6×105L的水池中，求混合溶液 的PH。 • OH-=[(0.3*1000）/40]*2000=15000mol
• H+=[(0.65*1000)/63]*600=6192mol
• [OH-]=( OH-_H +)/v=（15000-6192）/(6×105） =1.468×10-2
注意：溶液中氢离子浓度与氢氧根离子浓度乘积等于水
的离子积常数 ，即: [H+] [OH-]=KW=10-14
例题
四 小结
• 1 当酸提供的很小时，不能忽略水电离出的，同样当碱提 供的很小时，不能忽略水电离出的。
• 2 无论酸稀释多少倍，常温下PH值总是小于7 ，而无论碱 稀释多少倍,常温下pH值总是大于7, 因为强酸、强碱溶液 的H＋离子浓度接近水电离出的H＋离浓度(1×10-7 mol/L) 时，水的H＋离子浓度就不能忽略不计。例如，pH＝6的 稀盐酸,稀释1000倍时：[H＋]＝(1×10－6＋999×10-7)/1000 ＝1.009×10－7 pH＝6.99 由此可知溶液接近中性而不 会是pH＝9。
• PH=lg [H+]=14-lg [OH-]=14-1.833=12.17
• 注意：
• 在pH的计算中，[H+]指的是溶液中氢离子的物质 的量浓度（有时也被写为[H3O+ ]，水合氢离子的 物质的量浓度），单位为mol/L(摩尔/升) 。
• 物质的量mol=物质的质量/物质的相对分子质量
• NaoH=23+16+1=40
• 3 酸碱混合 • 质量分数为30％的NaOH2000L与质量分数为65％
的HNO3600L混合到6×105L的水池中，求混合溶液 的PH。 • OH-=[(0.3*1000）/40]*2000=15000mol
• H+=[(0.65*1000)/63]*600=6192mol
• [OH-]=( OH-_H +)/v=（15000-6192）/(6×105） =1.468×10-2
注意：溶液中氢离子浓度与氢氧根离子浓度乘积等于水
的离子积常数 ，即: [H+] [OH-]=KW=10-14
例题
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-
2
弱电解质的解离平衡
解离平衡：当体系中未解离的分子浓度和解离出 的离子浓度都维持一定的数值时，体系所处的状 态。
解离平衡是一种动态平衡
解离常数
Ka
[H][A] [HA]
酸的解离常数
Kb
[B][OH] [BOH]
碱的解离常数
-
3
酸碱的强弱取决于酸给出质子或碱接受质子的
能力。用解离常数 Ka 和 Kb 可以定量地说明酸碱
[H]+ ＝ CHACKHAC 1.3 10-3 mol L-1
[H ]
=
[ HAC
]
1.3 10-3 /0.1=1.3%
-
15
b．一元弱碱的电离过程
NH3·H2O(aq) 起 cb 平 cb-cOH-
NH4+(aq) + OH-(aq)
0
0
c NH4 +
cOH-
当反应达到平衡时 [OH-]=[NH4+]
H3O+ + S2-
Ka (HS )c(H 3c O (H ) cS )(S2)7.11 0 15
K
a
越大，酸的强度越大,由
Ka (HAc) ＞
Ka (NH4) ＞ Ka (HS)
可知酸的强弱顺序为：- HAc＞NH4+＞HS-。
5
Ac- + H2O
OH- + HAc
K b (Ac )c(Hc()A A c( c O c ) H )5.61 0 10
相同温度下， Ka越大表示酸性越强。 （Ka随T升高而增大）
-
9
弱电解质的电离
解离平衡常数与电离度的关系？
1、解离平衡常数和解离度
AB
A+ + B-
解离平衡常数 KAB= CA CB CAB
解离度%：平衡时弱电解质的电离百分率 % = (已解离的分子数/原分子数) 100% = (已电离的浓度/初始浓度 ) 100%
H3O+ + PO43-Ka 3 c(H c( H )c(P P 4 24 )3 O O )4.41 0 13
三种酸的强度为：H3PO4 ＞H2PO4- ＞HPO42-
-
7
总结
可见，在共轭酸碱对中，若酸的酸性越强，则其共轭 碱的碱性就越弱；若碱的碱性越强，则其共轭酸的酸性 就越弱。
酸
H3PO 4
Ka1 Kb3
-
4
比较下列弱酸弱碱的强弱
HAc + H2O
H3O+ + Ac-
Ka (H)A cc(H 3O c( H )c)(A A cc )1.81 0 5
NH4+ + H2O
H3O+ + NH3
K a (N4 H )c(H 3O c( N )c 4 (H )N3H )5.61 1 00
HS- + H2O
即[得 H ] ： K HA cK 2 HA 4 c H K A cc HAc
2
-
14
例：计算下列0.1 mol ·L-1的HAc溶液的[H]+ 和电离度
已知：KHAC=1.76 x 10-5
解：
HAc
H+ + Ac-
平衡时 cA-x
xx
（1）x2/(0.1-x) = Ka
cA /Ka 500， 0.1-x 0.1
H ++
H2P O
4
H2P
O
-
4
Ka2 Kb2
H+ +
2-
HPO 4
HP
O
2-
4
Ka3 Kb1
H+
+
PO
34
碱
Ka1Kb3=Kw Ka2Kb2=Kw Ka3Kb1=Kw
Ka1>Ka2 >Ka3 Kb1>Kb2 >Kb3
指同一反应，编码顺序不一样
-
8
解离常数的意义：衡量弱电解质解离趋势的大小。 判断同类型的弱酸或弱碱的相对程度
[OH ]2 KNH 3H2OcNH 3H2O[OH ]
KNH 3H2O
Hale Waihona Puke [OH][NH 4] [NH 3H2O]
[OH-]
K c NH3 H2O
NH3 H2O
[OH-]
K c K NH3 H2O
NH3 H2O
酸碱平衡 溶液中PH值的计算
-
1
电解质溶液
➢ 强电解质 理论上100%电离 ➢ 强电解质在水溶液中完全电离
HCl = H+ (aq) + Cl- (aq)
但实际上： ① 对于正负离子都是一价的电解质，如HNO3，KCl等，
其电离度在90%左右； ② 正负离子为二价的电解质溶液的电离度较一价的小； 同时:电解质溶液越浓，电离度越小。
的强弱程度。
HAc + H2O
H3O+ + Ac－
Ka＝ c(H+ )c(Ac- ) c(HAc)
K a 1.8 10 5
HAc 的共轭碱的解离常数 Kb 为：
Ac－+ H2O
HAc + OH－
c(OH- )c(HAc)
K＝ b
c(Ac- )
Ka·Kb = c(H+)c(OH－) = Kw = 10-14 （25℃）
H3PO4 + H2O H2PO4- + H2O
H3O+ + H2PO4- K a 1c(H c ()H c3 (P H 24 P O )4 O )7.61 0 3 H3O+ + HPO42- Ka 2 c(H c(H )c2(P H4 O P )4 2)O 6.31 0 8
HPO42- + H2O
NH3 + H2O
OH- + NH4+
K b (N H 3)c(N H c4 (N )H c(3O )H )1.810 5
称为碱的解离常数。 越K b大，碱的强度越大。一种
酸K b的酸性越强，其 值K越a 大，则其相应的共轭碱的碱
性越弱，其 值K 越b 小。
-
6
多元弱酸、弱碱在水溶液中是逐级解离的:
-
2
13
当c ka
50时 0,即5%时
cHAc-[H+]≈cHAc
KH
A
c
[H ]2 cHAc
[H ] K HAc cHAc
当 k c a50 时 ,即 0 5 % 时 ,cHA 2 c K 0 W
[H ] K HAc cHAc KW
当c ka
50时 0,即 5% 时KHAc
[H]2 cHAc[H]
-
10
稀释定律:
初始浓度 平衡浓度
HAc c c c
H+ + Ac
0
0
c c
∴
Ka = (c)2/{c (1 )}
当
C 500时 Ka
即 < 5%时，1 ≈ 1
Ka = c2
= Ka
C
稀释定律表明随着溶液浓度的降低，解离度增大
-
11
酸碱溶液PH的计算
-
12
对于一元弱酸，其cH+ 值计算如下：
HAc
H+ + Ac-
起 cA 平 cA-cH+
00 cH+ cAc-
当反应达到平衡时 [H+]=[Ac-]
KHAc
[H]2 cHAc[H]
KHAc[H[H][AAc]c]
[H ] K HAc c HAc
[H ] K HAc cHAc KW
[H ]KHA c K2 HA c4K HA ccHAc