酸碱反应-普通化学无机化学

NH3 H2O NH4 OH Ac H2O HAc OH
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NH3 H2O NH4 OH Ac H2O HAc OH
反应的标准平衡常数称为弱一元碱的离解常数 或电离常数:
Kb
c(NH 4 ) / c c(OH ) / c c(NH3 ) / c
Kb
c(HAc) / c c(OH ) / c c( Ac ) / c
当两性物质遇到比它更强的酸时，它表现出碱 的特性接受质子。当遇到比它更强的碱时它给 出质子表现出酸的特性。
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5.1.2 酸碱反应 酸碱质子理论认为，所谓酸碱反应，是酸与碱 相互作用分别转化为对应的共轭碱和共轭酸的 反应，即酸碱之间的质子转化作用，如：
HCl + NH3 = Cl- + NH4+ 酸（1） 碱（2） 碱（1） 酸（2）
指出谁和谁是共轭酸碱对？
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弱一元酸在水溶液中的离解反应常简化为
HB H B
弱一元酸在水溶液中离解反应的标准平衡常数
为：
Ka
c(H ) / c c(B ) / c c(HB) / c
它也称弱一元酸的电离常数或离解常数
弱一元酸的离解常数，在一定温度下，是与浓 度、无关的常数。其值的大小表示了某一元酸 在水中离解反应趋势的大小。
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因此，对于发生于非水溶液中酸碱之间的作用， 对NH3为何在水溶液中是碱等问题无法解释， 对水溶液明显呈碱性的Na2CO3，明显呈酸性的 NH4Cl物质，也不能定义为酸和碱。这是酸碱 电离理论的局限性。
为了更清楚地说明酸碱反应的本质，以便能深 入研究酸碱反应的规律，20世纪人们对提出了 两种重要的酸碱，即酸碱质子理论和路易酸理 论。
NaAc H2O HAc NaOH
Kb
(
Ac
)
K
w
/
Ka
(HAc)
5.67
1010
解： c0 ( Ac ) / c 所以： Kb
500
c0 (HAc) / c • Kb / Kw 25
c(OH ) / c c0 (HAc) / cKb
c(OH ) / c 5.67 1010 0.10 7.5106 c(OH ) 7.5106 mol • L1
据此可计算一定浓度的弱一元碱水溶液中OH-
的浓度。
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B H2O HB OH 同样，当 c0 / c • Kb / Kw 25
B H2O HB OH
c0-x
xx
水的离解忽略，并且B-的离解程度较小。
所以c0-x≈ c0
Kb
x2 c0
x
x2 c0
c0 / c kb
500
x c0Kb c(OH )
/
c
2.33
108
35
式中：
K
a1
Ka2
Kb1 Kb2
分别称为弱多元酸碱的第一步离解常数、第二 步离解常数。根据水溶液中共轭酸碱离解常数 的乘积等于水的质子自递常数的关系，可知：
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一定浓度c0(HB)的弱一元酸HB水溶液的酸度， 可根据其离解常数计算得到：
HB H B
ceq / mol • L1 c0-x x x
Ka
x2 c0
x
求解一元二次方程，即可得c(H+),进而计算溶 液的pH
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其实，一元弱酸HB的水溶液随，除存在弱酸的 电离平衡外，还存在水的电离平衡：
这个反应，可以在水溶液中进行，也可以在其
它溶剂中进行, 也可以在气相中作用。
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5.2水溶液中的重要酸碱反应 5.2.1 水溶液的重要酸碱反应 水是两性物质，既可作酸给出质子，也可作为 碱接受质子
H2O H OH H2O H H3O
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在水中，存在水分子间的质子转移反应 其中一部分水分子作为酸给出质子，另一部分 水作为碱接受质子。
酸碱缓冲溶液
1、了解酸碱缓冲溶液的性质，理解酸碱缓冲 作用原理； 2、掌握简单酸碱缓冲溶液的配制方法。
2
酸和碱是人们经常遇到的两类极为重要的物质。 酸碱反应是一类极为得要的化学反应，而且很 多其它类型的化学反应，如沉淀反应、配位反 应、氧化还原均需在一定的酸碱条件下进行。
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5.1 酸碱质子理论 19世纪80年代，瑞典化学家阿仑尼乌斯第一次 提出了酸碱电离理论，影响深远，对处理水溶 液中的酸碱反应起了十分重要的作用。
即一定温度下水中氢离子与氢氧根离子相对浓 度的乘积是个常数。
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H2O H2O H3O OH
K
w
c(H ) / c
c(OH ) / c
水的自递反应焓变
r
H
m
(T
)
较大
K 水的离子积
数值受温度影响较明显 w
r
Gm
(T
)
r
H
m
(T
)
Tr
Sm
(T
)
rGm (T ) RT ln K (T )
pH 8.88
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5.2.3弱多元酸碱的离解
弱多元酸碱在水溶液中的离解是分步进行的， 如
H2CO3 H HCO3
K
a1
c(H ) / c c(HCO3 ) / c c(H2CO3) / c
4.30107
HCO3 H CO32
K
a
2
c(H ) / c c(CO32 ) / c c(HCO3 ) / c
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5.1.1质子酸碱概念 酸碱质子理论认为： 凡在一定条件下能给出质子（H+）的物质为酸； 凡在一定条件下能接受质子的物质为碱。 因此，质子酸碱概念完全脱离了只有在水溶液 中才有酸碱的限制。
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下列反应式中等号左侧的各物质，在一定条件 下均有给出质子的能力，均为酸，等号右侧所 列的是各个酸给出质子后的产物，在一定条件 下均有接受质子的能力，均为碱。
H2O H2O H3O OH
通常可简写
H2O H OH
应注意与水的酸碱半反应相区别。
什么是半反应？很重要
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水的质子自递反应标准平衡常数表达式为：
Kw c(H ) / c c(OH ) / c
K
w
称为水的质子自递常数或称为水的离子积。
在一定温度下，水的离子积是与无浓度、压力 无关的常数。
)
/
c
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这是忽略水的电离，即HB是比水电离程度大的 电解质，并且HB的初始浓度不是很稀时，即 c0(HB)不是很小，比水要浓，才有：
Ka
c(H ) / c 2 c0 (HB) / c c(H )
/
c
再有如果HB的离解程度不是太大，又有：
c0 (HB) / c c(H ) / c c0 (HB) / c
HB H B H2O H OH
通常 HB是比水强的电解质，在HB的浓度不是 很稀时（两层含义），溶液中的H+主要是由HB 电离产生。因此，在计算HB溶液中的H+浓度时， 通常可将水电离出来的那部分忽略不计，这样 的溶液中:
c(H ) C(B )
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根据 所以
HB H B
c(H ) C(B )
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一定条件下，若酸给出质子能力较强，则其共 轭碱接受质子的能力必然较弱。水溶液中共轭 酸碱的标准平衡常数：
HB H B B H2O HB OH
Ka (HB) Kb(B )
上面两式相加得： H2O H OH
Kw Ka (HB)Kb (B )
即水溶液中共轭酸碱离解常数的乘积等于水的 质子自递常数。
酸碱反应 教学目标 酸碱理论 1、掌握质子酸碱，共轭酸碱、两性物质、酸 碱反应、酸碱的离解常数等。 2、熟练运用近似方法计算酸碱水溶液的酸度 及其它有关离子浓度。
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酸碱平衡移动
1、理解同离子效应，介质酸度对酸碱平衡移 动的影响，熟练掌握有关的近似计算，定性掌 握介质酸度与酸碱平衡移动的影响。
2、理解稀稀释作用，了解盐效应对酸碱平衡 移动的影响。
Ka
c(H ) / c 2 c0 (HB) / c
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HB的离解程度不能太小（要比水的离解大到一 定程度）
HB H B H2O H OH c(H ) C(B ) 具体：c0(HB)Ka/Kw≥ 25
HB的离解程度也不能太大
c(HB) c0 (HB) / c c(H ) / c c0 (HB) / c
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例5.2计算c0(HAc)=0.10mol·L-1的醋酸溶液的 pH值及醋酸的离解度。已知：
Ka (HAc) 1.76105
解：因为
c0 (HAc) / c Ka
0.10 1.76 105
500
c0 (HAc) / c • Ka / Kw 25
所以：
c(H ) / c c0 (HAc) / cKa
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酸 HCl= HAc=
质子 H+ H+
碱
+
Cl-
+
Ac-
H2CO3=
H+
NH4+=
H+
H2O=
H+
[Al(H2O)6]3+= H+
+
HCO3-
+
NH3
+
OH-
+ [Al(H2O)5(OH)-]2+ 8
按酸碱质子理论，酸和碱可以是中性分子，也 可以是阳离子或阴离子。分别称为分子酸碱和 离子酸碱。酸碱质子理论中，没有盐的概念。
按酸碱质子理论，酸和碱是成对出现的。酸给 出一个质子后，即成为它对应的碱，酸和碱的 这种对应关系称为酸碱共轭关系。
如HAc和Ac-为一个共轭酸碱对， NH4+与NH3为一个共轭酸碱对等。
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一定条件下，酸给出质子的能力越强，其共轭 碱接受质子的能越弱。即酸容易失去质子，就 不容易再得到质子。
H2O、HSO4-、HCO3-、H2PO4-等物质既能作酸给出 质子又可作为碱接受质子，这类物质称为两性 物质。
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不同温度时水的质子自递常数 从左至右温度升高，水的质子自递常数增大
T/℃ 0
K
w
1.139
×10-15
10
2.920 ×10-15
20
6.809 ×10-15
24
1.139 ×10-14
25
1.008 ×10-15
50
5.474 ×10-14
100
5.50 ×10-14
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例5.1计算c(HCl)=0.10mol·L-1的盐酸溶液的 pH值和pOH值。
H2O H OH
Ka
c(H ) / c c(B ) / c c(HB) / c
Ka
c(H ) / c 2 c(HB) / c
不同于c0 (HB) / c
而c(HB) / c c0 (HB) / c c(H ) / c
所以Ka
c(H ) / c 2 c0 (HB) / c c(H
Kwc c(H ) / c
1.01013mol • L1
pOH 13.00
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5.2.2弱一元酸的水解
弱一元酸在水溶液中溶解，是弱一元酸与水之 间的质子转移反应：酸给出质子变成其轭碱， 水得质子变为其共轭酸，如醋酸、铵离子在水 溶液中的离解反应。
HAc + H2O = Ac- + H3O+ NH4+ + H2O = NH3 + H3O+ 酸（1） 碱（2） 碱（1） 酸（2）
5.611011
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又如
CO32 H2O H3O HCO3
Kb1
c(HCO3 ) / c c(OH ) / c c(CO32 ) / c
1.78104
HCO3 H2O H2CO3 OH
Kb
2
c(OH
) / c c(H2CO3
c(HCO3 ) / c
)
c(H ) / c 1.76105 0.10 1.3103 31
c(H ) / c 1.3103 pH 2.89
HAc H Ac c(H ) 1.3103 1.3%
c0 (HAc) 0.10
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例5.3计算c0(Ac-)=0.10mol·L-1的醋酸钠溶液 的pH值。已知：
并且HB的初始浓度不是很稀时，如果太稀，水
的离解不能忽略。 具体限定：
c0 (HB) / c 500 Ka
25
c0-x≈ c0
所以
HB H B c0-x x x
Ka
x2 c0
x
x2 c0
x2 c0Ka
x c0 Ka c(H )
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弱一元碱在水溶液中的离解，是其与水之间质 子转移反应，水给出质子，碱接受质子. 如NH3+、Ac-在水溶液中的离解：
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酸碱电离理论，在水中电离，得到阳离子均为 氢离子的物质为酸，在水中电离，得到阴离子 均为氢氧根离子的物质为碱。
所谓酸碱反应，即在水溶液中酸中电离出来的 氢离子与碱电离出来的氢氧根离子结合为水的 反应。
酸碱电离理论将酸碱这两种密切相关的物质完 全割裂开来，并把酸碱以及酸碱反应局限在于 水溶液之中，且将碱局限于含氢氧根的物质。
解：HCl是强酸，在水溶液中完全解离，产生 的H+对水的离解有强烈的抑制作用，故计算溶 液中氢离子的浓度时，可忽略水的离解。
HCl H Cl H2O H OH
因为c(H+)=0.10mol·L-1
所以pH=1.00
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Kw c(H ) / c c(OH ) / c
c(OH )