无机化学(人卫版)第5章酸碱解离平衡2010-2011-1
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Lewis酸 • 金属阳离子：Ni2+、Cu2+、Fe3+、Zn2+ • 缺电子化合物：BF3、AlCl3
Lewis碱 • 阴离子：F–、Cl–、Br– 、OH– 、CN– 、H– • 具有孤对电子的中性分子：CH3OH、NH3 • 含有C=C双键的分子：K[Pt(C2H4)Cl]
酸碱反应举例 AlCl3 ＋ Cl– = AlCl4 – Cu2+ + 4NH3 = Cu2+4NH3
第五章酸碱平衡
酸碱理论
水的解离平衡和水溶液 的pH 弱酸、弱碱的解离平衡 酸碱溶液H3O+、 OH–离子浓度的计算 缓冲溶液
重点
• 酸碱质子理论。 • 弱酸、弱碱在水溶液中的质子转移平衡的有 关计算。 • 同离子效应、盐效应、缓冲溶液的有关计算。 难点
• 多元酸、多元碱的有关计算、缓冲容量。
第一节 酸碱理论 酸碱电离理论
2013-4-9
Inorganic & Analytical Chemistry
• 已知氨水溶液的浓度为0.10mol/L。 • (1)计算该溶液的OH-浓度、pH和氨的解离 度。 • （2）若在该溶液中加入NH4Cl,使其在溶液 中的浓度为0.10mol/L,计算此溶液 的OH-浓度、pH和氨的解离度。 • （3）比较上述结果，说明了什么？
c
标准浓度
ＫΘw 3O )0.13×10–14 1.0×10–14 离子的平衡浓度 ceq (H
二、水溶液的PH
pH pOH pK 14.00 W
[H+]· [OH-] =10-14
常见水溶液的pH
pH 1.0 2.2~2.4 柠檬汁 7.4 2.4~3.4 醋 7.0~8.3 3.9 汽水 8.4 4.0~4.5 啤酒 10.5 氢氧化镁 乳浊液 溶液 胃酸 pH 6.4
Cl- 是 HCl 的共轭碱 HCl 是 Cl- 的共轭酸 HCl- Cl-称为共轭酸碱对
课堂练习
1.下列物质哪些是酸？哪些是碱？哪些既是酸 又是碱？ Al(H2O)63+、HS-、CO32– 、H2PO4– 、NO3– 、 HCl、Ac–、OH– 2.下列物质的共轭酸是什么？ SO42– 、S2– 、H2PO4– 、NH3 3.下列物质的共轭碱是什么？ HClO4、HCN、H2O2、NH4+
一元弱碱
[ HAc][OH ] Kb [ Ac ]
Ka Kb [ H3O ][OH ] Kw
ө、K ө 理解Ka b
• Kaө、Kbө越大，表示弱酸弱碱的电离 程度越大，溶液的酸、碱性越强。电 离常数的大小，表示了弱酸弱碱的电 离程度的大小 • Ka可以通过ΔG= - RT ln(Ka)求得，也可
H2Owenku.baidu.com
+
HO 2
HO 3
+
OH-
简写为：
H2O
⇌
H+
+ OH-
质子自递反应:发生在同种溶剂分子之间的 质子传递作用，称之。
K w 的意义：
一定温度时，水溶液中 [H+]和[OH-]之积为一常数。 亦即任何物质的水溶液，不论是酸性、中性还是碱 性，都是同时含有H+和OH-，只不过是它们的相对 含量不同而已，但在同一溶液中
酸 = 质子 + 碱
HAc = NH4+ = 两 性 物 质 H+ + AcH+ + NH3
共轭酸碱对
既可以给出质子作为 酸， 又可以接受质子 作为碱。 H2CO3 = H+ + HCO3HCO3- = H+ + CO32H2O = H+ + OHH3O+ = H+ + H2O
处于上述等式两边中的一对酸和碱，互称 为共轭酸碱。彼此通过一个H+（质子）联 系在一起的一对酸和碱，称为共轭酸碱对。
酸碱反应的实质是质子转移。 【例】HF在水中的离解反应。
半反应
HF = F–
+ H+
H3O+
H+ + H2O = H3O+
总反应 HF + H2O = F– + H3O+
简写
HF
= F– +
H+
总
结
酸和碱可以是分子，也可以是阳离子或阴 离子。 有的酸和碱在某对共轭酸碱中是碱，但在 另一对共轭酸碱对中是酸。物质的酸性或碱性 要通过给出质子或接受质子来体现。 质子论中不存在盐的概念，它们分别是质 子酸或质子碱。
2013-4-9
酸离解常数的定义 HOAO + A c2 H c 3 + + H
Inorganic & Analytical Chemistry
共轭酸碱对中Ka与Kb的关系
一元弱酸
Ka
[ H 3O ][ Ac ] [ HAc]
HAc + H2O
H2O + Ac
H3O+ + Ac
HAc + OH
• 共轭酸去掉一个质子变成共轭碱 • H2PO4的共轭酸是 H3PO4
• H2PO4• HCO3-
的共轭碱是 HPO42的共轭碱是 CO32-
酸碱反应的实质
H+ HCl 总结 + NH3 =
质子的传递
NH4+ + Cl-
强酸I + 强碱II = 弱酸II + 弱碱I 酸碱反应中，质子总是从强酸向强碱 转移，生成弱酸和弱碱。 在水中能大量存在的最强的质子酸 是 H3O+；在水中能大量存在的最强的 质子碱是 OH-。
• 解（1） NH3 + H2O NH4+ + OH• 0.10-x x x • 根据最简式 x Kb 0.1 1.8 106 1.34 103 • pH=14- pOH=11.13 • a= 1.34 10 1.34% 0.10
ceq (H 3O ) ceq (OH ) ln K KW K c c
温度 / K K
W
rH 1 1 R T1 T2
m
水的离子积 273
295
373 7.4×10–14
ceq (OH ) 离子的平衡浓度 55.84kJ mol 1 r Hm 水的电离过程吸热
酸
=
H+
+
碱
共轭酸碱对
HAc = H+ + AcH2PO4- = H+ + HPO42HPO42NH4+ [Fe(H2O)6]3+ = H+ + PO43= H+ + NH3 = H+ + [Fe(OH)(H2O)5]2+
[CH3NH3]+ = H+ + CH3NH2 [Fe(OH)(H2O)5]2+ = H+ + [Fe(OH)2(H2O)4]+
Lewis的电子理论有关酸、碱的划分 凡金属阳离子及缺电子的分子都是酸；凡 与金属离子结合的阴离子或中性分子都是碱。
Lewis的酸碱电子理论的优缺点 优点：一切化学反应都可概括为酸碱反应。 缺点：太笼统，不易掌握酸碱的特性。 无法判断酸碱性的强弱。
水的离解平衡（水的质子自递反应）
水的质子自递反应
+
酸碱质子理论 酸碱电子理论
电离理论(ionization)
电解质在水溶液中能电离
•电离产生的阳离子全部是H+的物质是酸 电离产生的阴离子全部是OH-的物质是碱
•完全电离———强电解质； 不完全电离——弱电解质
2013-4-9
Inorganic & Analytical Chemistry
理论上，强电解质在水中全部解离，如： NaCl → Na+ + Cl – HCl → H+ + Cl弱电解质在水中部分解离，解离过程是可逆的。
以通过测量pH换算为c（H+）计算出来。
常见酸碱电离平衡常数
酸 HIO3 HSO4H3PO4 HNO2 HF HAc HClO NH4+ HCN HSKa pKa 碱 IO31.69×10-1 0.77 SO421.20×10-2 1.92 7.52×10-3 2.12 H2PO43.37 NO24.6×10-4 F3.53×10-4 3.45 Ac1.76×10-5 4.76 ClO2.95×10-8 7.53 NH3 5.64×10-10 9.25 CN4.93×10-10 9.31 S21.2×10-15 14.92 Kb 5.1×10-14 8.33×10-13 1.33×10-12 2.17×10-11 2.83×10-11 5.68×10-10 3.39×10-7 1.77×10-5 2.03×10-5 8.33 pKb 13.29 12.08 11.88 10.66 10.55 9.26 6.47 4.751 4.69 -0.92
哪些是酸，哪些是碱，哪些是两性 物质，哪些是共轭酸碱对？
• HCN,H3AsO4,NH3,HS—,HCOO—,[Fe(H2O)6]3+， CO32-，NH4+，CN—，H2O，H2PO4—，ClO4—， • HCO3—，NH2-NH2（联氨）HF [Zn(H2O)6]2+,PH 3, C2O42—,,HSO3—,H2SO3 H2S, • 答：酸：HCN, H3AsO4, [Fe(H2O)6]3+, NH4+, H2O, [Zn(H2O)6]2+, H2S, HF, H2SO3, HS—, H2PO4—, HCO3—, HSO3—，H2O • 碱：NH3, CO32—,CN—,ClO4—,NH2-NH2, PH3, C2O42—, HCOO—, HS—, H2PO4—, HCO3—, HSO3—，H2O • 两性：HS—, H2PO4—, HCO3—, HSO3—，H2O • 共轭酸碱对：NH3-NH4+, HCO3——CO32—, HSO3——H2SO3, HS——H2S, HCN-CN—
Notice
K a 愈大， 愈小,其共轭碱愈弱。 酸愈强， Kb
反应Ac-+H+=HAc的平衡常数K=1/Ka 但是 K≠Kb！
2013-4-9
Inorganic & Analytical Chemistry
例：NH3 ~ NH4+
有反应 NH3 +
H2O
NH4+
+ OH-
已知NH3的 K b为1.78×10-5，则NH4+的 K a 为：
三、酸碱电子理论
酸：能接受电子对(e- )或离域电子的物质。
碱：能给出电子对(e-)或离域电子的物质。
酸碱反应的本质 电子的授受关系 A + :B = A ：B （A←B） 酸 + 碱 = 酸碱加合物（配合物）
lewis酸碱强度 可用配合物稳定性(稳定常数来衡量)
注意
•HNO3、HCl、H2CO3等不是Lewis酸。
K a , NH 4
Kw 1.0 10 10 5.6 10 5 K b , NH 3 1.7810
14
第二节 水的解离平衡和水溶液 的pH
一、 水的解离平衡
Aqueous：含水的
2 1
H2O(l) + H2O(l) = H3O+(aq) + OH-(aq)
HAc
+
H2O
H3O+
可简写为
解离 分子化
+ Ac
-
HAc
H
+
+
Ac-
当 V离解 = V分子化 达动态平衡，这种平衡称为解离平衡。
平衡时，弱电解质的解离程度称为解离度。 用α表示：
已解离的分子数 α = ————————— × 100% 解离前的总分子数
1、解离度的大小与电解质的本性有关。
同浓度的不同电解质，其解离度不同 ；电解质越弱，解离度越小。 2、弱电解质的解离度受其浓度的影响， 浓度愈小，解离度愈大。
K w= [H+]· -] =10-14 [OH
4.溶液的酸碱性 影响因素：酸碱本身授受质子的能力 溶剂受授质子的能力 水溶液中，酸碱的强弱用其离解常数 Kaθ 或Kbθ 衡量。
θ [ (H )/ ][ c] c 3 c c )/ O θ (Ac θ K a θ c (HAc)/ c
3、解离度的大小与溶剂有关。
一、酸碱电离理论
二、酸碱质子理论
复习中学定义
1923年丹麦的Brosted和英国的Lowry提出。 凡是能给出质子的分子或离子称为酸。
凡是能接收质子的分子或离子称为碱。 酸碱共轭关系
Brosted
，丹麦物理化学家。 人物简介：布朗斯特(1879-1947)
酸和碱不是彼此孤立的，而是统一在对质 子的关系上。
通式
HA = A– + H+
一元弱酸（碱）
cKө≥20Kwө 时，忽略水的电离 当α< 4.4% 或 c/Kө ≥500时 HA: B:
c K (H c a ) c
c K (OH b )c c 例: 分别计算0.10mol .L-1 HAc 和0.10 mol .L-1 NaAc 溶液的pH值。
溶液 牛奶
血液
海水
小苏打
pH值的测定方法
• 酸碱指示剂：甲基橙，甲基红，酚酞，溴甲酚蓝 • pH试纸：广泛pH试纸、精密pH试纸 • 酸度计
第三节 弱酸、弱碱的解离平衡
一、一元弱酸、弱碱的解离平衡
酸 HF
NH4+
= 共轭碱 + 质子 = F+ H+ H+
H+ = NH3 +
H2PO4- = HPO42- +
Lewis碱 • 阴离子：F–、Cl–、Br– 、OH– 、CN– 、H– • 具有孤对电子的中性分子：CH3OH、NH3 • 含有C=C双键的分子：K[Pt(C2H4)Cl]
酸碱反应举例 AlCl3 ＋ Cl– = AlCl4 – Cu2+ + 4NH3 = Cu2+4NH3
第五章酸碱平衡
酸碱理论
水的解离平衡和水溶液 的pH 弱酸、弱碱的解离平衡 酸碱溶液H3O+、 OH–离子浓度的计算 缓冲溶液
重点
• 酸碱质子理论。 • 弱酸、弱碱在水溶液中的质子转移平衡的有 关计算。 • 同离子效应、盐效应、缓冲溶液的有关计算。 难点
• 多元酸、多元碱的有关计算、缓冲容量。
第一节 酸碱理论 酸碱电离理论
2013-4-9
Inorganic & Analytical Chemistry
• 已知氨水溶液的浓度为0.10mol/L。 • (1)计算该溶液的OH-浓度、pH和氨的解离 度。 • （2）若在该溶液中加入NH4Cl,使其在溶液 中的浓度为0.10mol/L,计算此溶液 的OH-浓度、pH和氨的解离度。 • （3）比较上述结果，说明了什么？
c
标准浓度
ＫΘw 3O )0.13×10–14 1.0×10–14 离子的平衡浓度 ceq (H
二、水溶液的PH
pH pOH pK 14.00 W
[H+]· [OH-] =10-14
常见水溶液的pH
pH 1.0 2.2~2.4 柠檬汁 7.4 2.4~3.4 醋 7.0~8.3 3.9 汽水 8.4 4.0~4.5 啤酒 10.5 氢氧化镁 乳浊液 溶液 胃酸 pH 6.4
Cl- 是 HCl 的共轭碱 HCl 是 Cl- 的共轭酸 HCl- Cl-称为共轭酸碱对
课堂练习
1.下列物质哪些是酸？哪些是碱？哪些既是酸 又是碱？ Al(H2O)63+、HS-、CO32– 、H2PO4– 、NO3– 、 HCl、Ac–、OH– 2.下列物质的共轭酸是什么？ SO42– 、S2– 、H2PO4– 、NH3 3.下列物质的共轭碱是什么？ HClO4、HCN、H2O2、NH4+
一元弱碱
[ HAc][OH ] Kb [ Ac ]
Ka Kb [ H3O ][OH ] Kw
ө、K ө 理解Ka b
• Kaө、Kbө越大，表示弱酸弱碱的电离 程度越大，溶液的酸、碱性越强。电 离常数的大小，表示了弱酸弱碱的电 离程度的大小 • Ka可以通过ΔG= - RT ln(Ka)求得，也可
H2Owenku.baidu.com
+
HO 2
HO 3
+
OH-
简写为：
H2O
⇌
H+
+ OH-
质子自递反应:发生在同种溶剂分子之间的 质子传递作用，称之。
K w 的意义：
一定温度时，水溶液中 [H+]和[OH-]之积为一常数。 亦即任何物质的水溶液，不论是酸性、中性还是碱 性，都是同时含有H+和OH-，只不过是它们的相对 含量不同而已，但在同一溶液中
酸 = 质子 + 碱
HAc = NH4+ = 两 性 物 质 H+ + AcH+ + NH3
共轭酸碱对
既可以给出质子作为 酸， 又可以接受质子 作为碱。 H2CO3 = H+ + HCO3HCO3- = H+ + CO32H2O = H+ + OHH3O+ = H+ + H2O
处于上述等式两边中的一对酸和碱，互称 为共轭酸碱。彼此通过一个H+（质子）联 系在一起的一对酸和碱，称为共轭酸碱对。
酸碱反应的实质是质子转移。 【例】HF在水中的离解反应。
半反应
HF = F–
+ H+
H3O+
H+ + H2O = H3O+
总反应 HF + H2O = F– + H3O+
简写
HF
= F– +
H+
总
结
酸和碱可以是分子，也可以是阳离子或阴 离子。 有的酸和碱在某对共轭酸碱中是碱，但在 另一对共轭酸碱对中是酸。物质的酸性或碱性 要通过给出质子或接受质子来体现。 质子论中不存在盐的概念，它们分别是质 子酸或质子碱。
2013-4-9
酸离解常数的定义 HOAO + A c2 H c 3 + + H
Inorganic & Analytical Chemistry
共轭酸碱对中Ka与Kb的关系
一元弱酸
Ka
[ H 3O ][ Ac ] [ HAc]
HAc + H2O
H2O + Ac
H3O+ + Ac
HAc + OH
• 共轭酸去掉一个质子变成共轭碱 • H2PO4的共轭酸是 H3PO4
• H2PO4• HCO3-
的共轭碱是 HPO42的共轭碱是 CO32-
酸碱反应的实质
H+ HCl 总结 + NH3 =
质子的传递
NH4+ + Cl-
强酸I + 强碱II = 弱酸II + 弱碱I 酸碱反应中，质子总是从强酸向强碱 转移，生成弱酸和弱碱。 在水中能大量存在的最强的质子酸 是 H3O+；在水中能大量存在的最强的 质子碱是 OH-。
• 解（1） NH3 + H2O NH4+ + OH• 0.10-x x x • 根据最简式 x Kb 0.1 1.8 106 1.34 103 • pH=14- pOH=11.13 • a= 1.34 10 1.34% 0.10
ceq (H 3O ) ceq (OH ) ln K KW K c c
温度 / K K
W
rH 1 1 R T1 T2
m
水的离子积 273
295
373 7.4×10–14
ceq (OH ) 离子的平衡浓度 55.84kJ mol 1 r Hm 水的电离过程吸热
酸
=
H+
+
碱
共轭酸碱对
HAc = H+ + AcH2PO4- = H+ + HPO42HPO42NH4+ [Fe(H2O)6]3+ = H+ + PO43= H+ + NH3 = H+ + [Fe(OH)(H2O)5]2+
[CH3NH3]+ = H+ + CH3NH2 [Fe(OH)(H2O)5]2+ = H+ + [Fe(OH)2(H2O)4]+
Lewis的电子理论有关酸、碱的划分 凡金属阳离子及缺电子的分子都是酸；凡 与金属离子结合的阴离子或中性分子都是碱。
Lewis的酸碱电子理论的优缺点 优点：一切化学反应都可概括为酸碱反应。 缺点：太笼统，不易掌握酸碱的特性。 无法判断酸碱性的强弱。
水的离解平衡（水的质子自递反应）
水的质子自递反应
+
酸碱质子理论 酸碱电子理论
电离理论(ionization)
电解质在水溶液中能电离
•电离产生的阳离子全部是H+的物质是酸 电离产生的阴离子全部是OH-的物质是碱
•完全电离———强电解质； 不完全电离——弱电解质
2013-4-9
Inorganic & Analytical Chemistry
理论上，强电解质在水中全部解离，如： NaCl → Na+ + Cl – HCl → H+ + Cl弱电解质在水中部分解离，解离过程是可逆的。
以通过测量pH换算为c（H+）计算出来。
常见酸碱电离平衡常数
酸 HIO3 HSO4H3PO4 HNO2 HF HAc HClO NH4+ HCN HSKa pKa 碱 IO31.69×10-1 0.77 SO421.20×10-2 1.92 7.52×10-3 2.12 H2PO43.37 NO24.6×10-4 F3.53×10-4 3.45 Ac1.76×10-5 4.76 ClO2.95×10-8 7.53 NH3 5.64×10-10 9.25 CN4.93×10-10 9.31 S21.2×10-15 14.92 Kb 5.1×10-14 8.33×10-13 1.33×10-12 2.17×10-11 2.83×10-11 5.68×10-10 3.39×10-7 1.77×10-5 2.03×10-5 8.33 pKb 13.29 12.08 11.88 10.66 10.55 9.26 6.47 4.751 4.69 -0.92
哪些是酸，哪些是碱，哪些是两性 物质，哪些是共轭酸碱对？
• HCN,H3AsO4,NH3,HS—,HCOO—,[Fe(H2O)6]3+， CO32-，NH4+，CN—，H2O，H2PO4—，ClO4—， • HCO3—，NH2-NH2（联氨）HF [Zn(H2O)6]2+,PH 3, C2O42—,,HSO3—,H2SO3 H2S, • 答：酸：HCN, H3AsO4, [Fe(H2O)6]3+, NH4+, H2O, [Zn(H2O)6]2+, H2S, HF, H2SO3, HS—, H2PO4—, HCO3—, HSO3—，H2O • 碱：NH3, CO32—,CN—,ClO4—,NH2-NH2, PH3, C2O42—, HCOO—, HS—, H2PO4—, HCO3—, HSO3—，H2O • 两性：HS—, H2PO4—, HCO3—, HSO3—，H2O • 共轭酸碱对：NH3-NH4+, HCO3——CO32—, HSO3——H2SO3, HS——H2S, HCN-CN—
Notice
K a 愈大， 愈小,其共轭碱愈弱。 酸愈强， Kb
反应Ac-+H+=HAc的平衡常数K=1/Ka 但是 K≠Kb！
2013-4-9
Inorganic & Analytical Chemistry
例：NH3 ~ NH4+
有反应 NH3 +
H2O
NH4+
+ OH-
已知NH3的 K b为1.78×10-5，则NH4+的 K a 为：
三、酸碱电子理论
酸：能接受电子对(e- )或离域电子的物质。
碱：能给出电子对(e-)或离域电子的物质。
酸碱反应的本质 电子的授受关系 A + :B = A ：B （A←B） 酸 + 碱 = 酸碱加合物（配合物）
lewis酸碱强度 可用配合物稳定性(稳定常数来衡量)
注意
•HNO3、HCl、H2CO3等不是Lewis酸。
K a , NH 4
Kw 1.0 10 10 5.6 10 5 K b , NH 3 1.7810
14
第二节 水的解离平衡和水溶液 的pH
一、 水的解离平衡
Aqueous：含水的
2 1
H2O(l) + H2O(l) = H3O+(aq) + OH-(aq)
HAc
+
H2O
H3O+
可简写为
解离 分子化
+ Ac
-
HAc
H
+
+
Ac-
当 V离解 = V分子化 达动态平衡，这种平衡称为解离平衡。
平衡时，弱电解质的解离程度称为解离度。 用α表示：
已解离的分子数 α = ————————— × 100% 解离前的总分子数
1、解离度的大小与电解质的本性有关。
同浓度的不同电解质，其解离度不同 ；电解质越弱，解离度越小。 2、弱电解质的解离度受其浓度的影响， 浓度愈小，解离度愈大。
K w= [H+]· -] =10-14 [OH
4.溶液的酸碱性 影响因素：酸碱本身授受质子的能力 溶剂受授质子的能力 水溶液中，酸碱的强弱用其离解常数 Kaθ 或Kbθ 衡量。
θ [ (H )/ ][ c] c 3 c c )/ O θ (Ac θ K a θ c (HAc)/ c
3、解离度的大小与溶剂有关。
一、酸碱电离理论
二、酸碱质子理论
复习中学定义
1923年丹麦的Brosted和英国的Lowry提出。 凡是能给出质子的分子或离子称为酸。
凡是能接收质子的分子或离子称为碱。 酸碱共轭关系
Brosted
，丹麦物理化学家。 人物简介：布朗斯特(1879-1947)
酸和碱不是彼此孤立的，而是统一在对质 子的关系上。
通式
HA = A– + H+
一元弱酸（碱）
cKө≥20Kwө 时，忽略水的电离 当α< 4.4% 或 c/Kө ≥500时 HA: B:
c K (H c a ) c
c K (OH b )c c 例: 分别计算0.10mol .L-1 HAc 和0.10 mol .L-1 NaAc 溶液的pH值。
溶液 牛奶
血液
海水
小苏打
pH值的测定方法
• 酸碱指示剂：甲基橙，甲基红，酚酞，溴甲酚蓝 • pH试纸：广泛pH试纸、精密pH试纸 • 酸度计
第三节 弱酸、弱碱的解离平衡
一、一元弱酸、弱碱的解离平衡
酸 HF
NH4+
= 共轭碱 + 质子 = F+ H+ H+
H+ = NH3 +
H2PO4- = HPO42- +