最新上大 无机化学b 第九章酸碱平衡讲学课件

HCl + NH3 ＝ NH4+ +Cl-
酸1 碱2
酸2 碱1
NH3和HCl的反应，无论在水溶液中或气相中，其实质都
是一样的。
即HCl是酸，放出质子给NH3，然后转变为它的共轭碱Cl-；
NH3是碱，接受质子后转变为它的共轭酸NH4+。
强酸放出的质子，转化为较弱的共轭碱。
9-2 弱酸和弱碱的解离平衡计算
[H+] = 7.56 10-6 mol·L-1
pH = 5.12
二、 多元弱酸弱碱的解离平衡 例如：
H 2S2 HS2
H3P4O 3 HP4 3 O
其实它们的电离过程都是分步进行的。
比如：
H2S HHSKa1
[H][HS] [HS]
HS H S2 Ka2
[H][S2 [HS]
]
其中kα1为第一级电离常数，Ka2为二级电离常数。 一般来说 ，Ka1 >> Ka2 >102,故比较弱酸的酸性强弱 只要比较Ka1的大小即可。Ka1大的一般酸性较强。
此即为 [H+]的精确解。 当满足 C/Ka≥500 时， [H+]＜＜C ， C－[H+]≈C 所以就有：
解之就有：
Ka
[H ]2 C
[H] Kac
近似求解公式
例题： 计算常温下0.1mol·L-1 HAc溶液中H+ 浓度、 HAc的平衡浓度、溶液的pH值以及此时HAc的电离度。 （ka=1.8×10-5 ）
2、pH值 水溶液中氢离子的浓度称为溶液的酸度。
水溶液中H+离子的浓度变化幅度往往很大，浓的可大于 10mol·L-1，一般溶液中[H+] 很小，其数值读写都不方便。故 用其负对数pH值表示，即：
pHlgH [ ]
同样： 因为： 所以
pOHlgO [ H ]
[OH ][H]1 014
pH+pOH=14
例题：求饱和H2S溶液中[H+]、[HS-]、[H2S]和[OH-] 解：①求[H+]、[HS-] 因Ka1/Ka2=5.7×10-8/1.2×10-15≥102 ∴可忽略二级电离，当一元酸处理来求[H+]
H2S H++HS-
0.1-x x x c/Ka1=0.1/5.7×10-8≥500,则0.1-x≈0.1 ∴[H+]２=cKa1=0.10×5.7×10-8 ∴[H+]=7.5×10-5(mol·L-1) [H+]≈[HS-]=7.5×10-5mol·L-1
2、 [H+]的精确计算 设有平衡： HA
开始时 C 平衡时 C－ [H+]
H+ + A-
00 [H+] [A-]
所以有: [H+] = [A-]
即： [C H[]H [A_]]Ka C[ H[H ]2]
[H ]2K a[H ]K a C 0 [H]Ka Ka24KaC
2
显然合理解应为:
[H]Ka Ka24KaC 2
电离常数
KAB
[A ][B [AB]
]
电离：Ionization Ki
酸：Acid
Ka
碱：base
Kb
盐：salt
有关电离常数的讨论：
1、Ki的大小代表弱电解质的电离趋势： Ki值越小，说明电离程度越小， 该弱电解质的酸（碱）性越弱；
Ki值越大，说明电离程度越大， 该弱电解质的酸（碱）性越强。
2、 Ki与电离体系中各组分的浓度无关。 3、T变化， Ki也发生变化，但影响不大。
9-2-1 水的电离与pH值 1、水的电离平衡
水是一种弱电解质，常温下有如下平衡：
H2OHOH 并有： K w[H ]O [ H ]1 1 0 （4 25℃下）
Kw常称水的离子积常数，当水温变化很小时Kw几乎 不变，而且Kw不随水溶液中其它离子的浓度变化而变 化。但是，当水温显著改变时Kw也有改变。这一点务 必注意。
C起始
0.1
1.34Leabharlann Baidu
答:溶液的 pH值为2.87,电离度为1.34 。
例2：计算298K时，0.1mol·L-1NH4Cl溶液的pH值。 解: NH4+ = NH3 + H+
KNH4+ KNH3 = Kw
[H] Kac
KNH4+ = Kw / KNH3
[H+]2 = 1 10-14/1.75 10-5 0.1= 5.71 10-11
9-2-2 弱酸和弱碱的解离平衡计算 一、 一元弱酸弱碱的解离平衡 1、 解离度（电离度）α
定义：
已电离的浓度 起始浓度100%
HA H cAc
起始 C 0 0
平衡时 C－Cα Cα Cα
其电离平衡常数为：
Ka[H [ H ]A []A c ]c C C C C 1 C 2
当 <5％或 c酸/Ka 500 时, 1- ≈1 所以：
上大 无机化学b 第九章 酸碱平衡
9-1 酸碱质子理论
一、关于电离理论 到目前为止，我们讨论酸碱时总是把电离出的正离子
全部是 H+ 的物质叫酸；把电离出的负离子全部是 OH －的物质叫碱。
中和反应的实质是：H++OH- == H2O。 这是根据阿仑尼乌斯在1887年时提出的理论来划分 的。一般称为阿仑尼乌斯电离理论。电离理论只适用于 水溶液.
3、一元弱酸、弱碱的电离平衡，电离常数 例如：
HAH cAc
其平衡常数为：
[H][Ac] Ka [HAc]
N3H H2ON4 H OH
Kb
[NH4][OH] [NH3 H2O]
式中Ka是弱酸电离平衡常数，Kb是弱碱电离平衡常数，电
离平衡常数(Ki)简称电离常数。
用通式表示就是：
A BA B
Ka C2
或者：
Ka
C
此即所谓稀释定律，也就是电离度和电离常数的 关系式。
有关电离度的讨论： 1、同类型弱酸（碱），如浓度相同，可将 作为电离 程度的量度。 2、同一弱酸（碱）， 和浓度的平方根成反比。 即：浓度越稀，电离度越大，而H+？ 以上又称稀释定律，但注意，仅适用于弱电解质。 3、 随温度的变化而变化，但变化不大。
解 : 因为由题意可知有C/Ka＞500, 所以有:
[H ]Cak 0.11.810 5 1.34103
C H 平 A c C 衡 起 C 始 起 始 C 起 [ 始 H ] C 起始
p H lg H ][ l1 g .3 1 4 30 2 .87
[H]1001.34103 100
一般来说：共轭酸越强，它的共轭碱就越弱；共轭 碱越强，它的共轭酸就越弱。
如：H2O H++OH水为最弱的酸，它的共轭碱是最强的碱。 同一个共轭酸碱对中，共轭酸的Ka与共轭碱的Kb的 乘积等于水的离子积常数。 即： Ka×Kb = 10-14
3、酸碱反应的实质 根据酸碱质子理论，酸碱反应的实质，就是两个共轭酸碱 对之间质子传递的反应。例如：