无机化学~第七章酸碱平衡
无机化学 051酸碱平衡ppt课件
非酸非碱物质
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南京医科大学药学院
许贯虹
Lewis 酸碱理论 凡能给出电子对的都是碱。
凡能接受电子对的都是酸。
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路易斯酸碱理论中酸的范围扩大了，相应酸 碱反应不再仅局限在只存在质子转移的反应
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酸碱反应的实质：
形成配位键的反应；碱提供电子对，酸以空轨 道接受电子对形成配位键。
碱： 越容易接受质子，则碱越强，其对应的酸越弱
共轭酸碱对中酸碱的强度是相互制约的
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酸碱的强弱
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与酸碱本性有关
HCl 和 H2CO3
与溶剂有关
HAc 在水中表现为弱酸 在液氨中表现为强酸
HNO3 H2O中 HAc中
强酸 弱酸
纯H2SO4中 碱
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水的质子自递平衡
在水分子间发生质子传递反应
H+
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H2O + H2O 酸1 碱2
H3O+ +OH酸2 碱1
水的质子自递 平衡常数，也 称水的离子积
Kw = [H3O+]·[OH－] = [H+]·[OH－] 是温度函数
常温下为1×10-14
适用于所有稀水溶液
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水解平衡
酸碱反应实质是两对共轭酸碱对之间的质子传递反应
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酸碱反应进行的方向
H + H A c +H 2O
Logo H 3O + + A c-
相对较强的酸和相对较强的碱反应生 成相对较弱的碱和相对较弱的酸
酸碱平衡——精选推荐
酸碱平衡酸碱是⽆机化学重要的组成部分，在有机化学中仍然是学习的⼀个重点。
酸和碱在初中，⾼中，⼤学，甚⾄到了研究⽣都会逐步的学习，因此，可以说任何时候学习到的化学理论，⼏乎都是不完善的，在此，我介绍⼤家学习⼀下这个由⼀位外国教师编写的⼀课酸碱理论。
其知识的深度以及⼴度我认为都是⾮常好的。
虽然难度很⼤，不过仍然有很多是⾼中学⽣可以看的懂的。
在这⾥，我要提醒各位，不⼀定要全看懂，但是希望你阅览以后有收获，谢谢。
1.⾃然⽔中存在的酸和碱的例⼦最重要的碱：HCO3-其他碱：硼酸根，磷酸根，氨，砷酸根，硫酸根，碳酸根，等等最终要的酸: CO2(aq)或者H2CO3其他酸：硅酸，铵根，硼酸，硫酸，⼄酸（醋酸），⼄⼆酸（草酸）。
⼤多数的酸碱反应在⽔溶液中是⾮常快速的(⼏乎是瞬时的);达到热⼒学平衡并且根据热⼒学原理可以计算出正确的收率.酸－碱反应牵涉到质⼦，可是⼀个裸露的质⼦（氢原⼦）是不会在⽔溶剂中存在的,它是被⽔合，⽐如：成为⽔合氢离⼦或者更有可能⽣成H9O4+2.Bronsted 定义酸：⼀种物质可以释放出⼀个质⼦给任何其他的物质。
碱：⼀种物质可以从任何其他的物质那⾥接受⼀个质⼦。
3.酸和碱总是成对的进⾏反应H2CO3 + H2O ＝ H3O+ + HCO3-NH4+ + H2O ＝ H3O+ + NH3CH3COOH + H2O ＝ H3O+ + CH3COO-H2O + H2O ＝ H3O+ + OH-4.⼀些定义两性物——⼀种物质既可以作为酸也可以作为碱，⽐如：⽔，碳酸氢根离⼦。
多元酸或碱－⼀种酸或者碱可以分别释放或者接受多余⼀个质⼦，⽐如：H3PO4, H2CO3,H4EDTA (EDTA酸)5.简单的⾦属离⼦也是酸所有的⾦属离⼦在⽔溶液中都被⽔合。
被⽔合吸附的⽔分⼦可以丢失⼀个质⼦，因此⾦属离⼦是⼀种酸。
⽽⾦属离⼦的电荷决定了酸的强弱。
Zn(H2O)62+ + H2O ＝ H3O+ + Zn(H2O)5(OH)+Cu(H2O)42+ + 3H2O ＝ 3H3O+ + Cu(H2O)(OH)3-6.★共扼酸碱对HCl, Cl-H2CO3, HCO3-HSO4-, SO42-CH3COOH, CH3COO-Zn(H2O)62+, Zn(H2O)5(OH)+7.路易斯定义酸：任何可以接受电⼦对的物质。
无机化学4.2酸碱平衡中组分分布及浓度计算
0.6 0.4 0.2
0 234567 pH
* δAc-随pH的增高而增大， δHAc随pH的增高而减小。
* 当pH=pKa（4.74）时，
δAc- = δHAc =0.50, HAc与 Ac-各占一半；
* pH<pKa，主要存在形
式是HAc；pH>pKa，
主要存在形式是Ac-。
*δ与总浓度c无关，是pH和 pKa 的 函 数 。 [ HAc] 和 [Ac-] 与总浓度c有关。
简化
[H ] Ka[HA] Kw
[H ]
K a [HA] [H ]
Kw [H ]
(1) KaCa 20Kw,Ca / Ka 500忽略水的离解
[H ] Ka[HA] Ka (Ca [H ])
(2) KaCa 20Kw, Ca /Ka ≥ 500
[H ] KaCa
pH
1 2
(pK a
pCa
[H ] Ka1Ka2CHB Ka1 CHB
（3） CHB > 20 Ka1和（1）(2)
[H ] Ka1Ka2
pH
1 2
(pKa1
pKa2
)
最简式
（4）只满足CHB > 20 Ka1 而不满足Ka2CHB > 10Kw ，则 [H ] Ka（1 Kw Ka2CHB） CHB
两性物质 （续）
）
二元酸可否作为一元酸处理，主要决定pK 。对溶
液pH的计算，一般误差可允许<5%，只要酸的浓度不是 太小，对pK > 1.6的二元酸，可作一元酸处理。
(1)
Ka1Ca 20Kw, Ca /Ka1 ≥ 500,
[H ] Ka1Ca
pH
1 2
无机化学~第七章酸碱平衡
Ka0 越大，酸给质子能力越强，酸性越强； 越大，酸给质子能力越强，酸性越强；
讨论： 讨论：
越大，碱得质子能力越强，碱性越强。 kb0 越大，碱得质子能力越强，碱性越强。
共轭酸碱对HA 共轭酸碱对HA和A- 有如下关系 HA和
Kaθ·Kbθ= Kωθ
另外，多元酸、碱在水中逐级离解，强度递减。 另外，多元酸、碱在水中逐级离解，强度递减。
[C O ] = =
2− 2 4
[H ] = C [ H ] + K ⋅[ H ] + K ⋅ K K ⋅[ H ] [ HC O ] = = C [ H ] + K ⋅[ H ] + K ⋅ K
+ 2 + + 2 a1 a1 a2
+ 4 a1 + 2 + a1 a1
] [
] [
]
a2
C
[H ]
+ 2
三、酸度对弱酸（碱）型体分布的影响 酸度对弱酸（ 1.分析浓度和平衡浓度： 分析浓度和平衡浓度： 分析浓度： 分析浓度：指溶液中所含的某酸（碱）总的 物质的量浓度。 平衡浓度： 平衡浓度：指平衡状态时，溶液中某一型体 的浓度。 体系达平衡后，某酸（碱）各型体的平衡 浓度之和等于该某酸（碱）的分析浓度。
半反应1 半反应1 半反应2 半反应2 NH3（碱1）+ H2O（ 酸 2 ） H+ NH4+（酸1） OH-（碱2）+ H+ OH- （碱2） + NH4+ （酸1）
NH3（碱1） + H2O （酸2）
共轭酸碱对
续
NH4Cl的水解 (相当于NH4+弱酸的离解) Cl的水解 相当于NH 弱酸的离解) NH4+ + H2O H3O+ + NH3
无机化学 酸碱平衡
一般写为 [ Cu(NH3)4]2+ =[Cu(NH3)3]2++ NH3 K1,不稳
T一定时，Ka不变，c↓,a↑,但[H+]是下降的。
KH4,稳In == H+ + In –
稀释过度时，弱电解质及水的电离不可忽略，此时溶液的pH也会改变，一般认为当c<0.
Ka/[H+] 只适用于一元弱酸弱碱，且无同离子存在 = [In-]/[HIn]
=
[H+]时，呈混合
色〔橙〕。可见指示剂的变色区间与其Ka, Kb是直接相
关的。常见的见P136
又如酚酞 OH OH
O O-
O-
O-
§5.2弱酸弱碱的离解平衡 5.2.1一元弱酸弱碱的电离平衡 1.电离常数和电离度
弱电解质水溶液中存在其分子与其电离出 的离子间的平衡，对弱酸弱碱而言，此平衡常 数即其电离〔解离〕常数，例如
5.2.2多元弱酸〔碱〕的电离平衡 多元酸的分步电离：以H2S为例
H2S == H+ + HS- Ka1=1.0×10-7 HS- == H+ + S 2- Ka2=1.3×10-13 对多元弱酸碱，由于其K1>>K2>>K3…故溶液中氢离 子主要来自第一级电离。可忽略后面电离的氢离子
. c/K>=500时,进一步近似为[H+] = (cKa )1/2.
而有时,c/K>500,但cK~Kw,此时[H+] = (cKa + Kw)1/2
.例:计算1)0.001M盐酸稀释100000倍后PH(1.05E-7,6.98)
2)1.0E-5M的HCN溶液pH(Ka=5.8E-10)(1.26E-7,6.90)
2024无机化学《酸碱平衡》教案
教案•酸碱平衡基本概念与原理•弱电解质电离平衡•缓冲溶液原理及应用•沉淀溶解平衡与溶解度计算目•酸碱滴定法原理与实践操作•酸碱平衡在日常生活和工业生产中应用录酸碱平衡基本概念与原理酸碱酸碱的强弱030201酸碱定义及性质酸碱反应类型中和反应酸和碱互相交换成分，生成盐和水的反应，也称为酸碱中和。
酸碱与金属的反应酸能与金属活动性顺序中排在氢前面的金属发生置换反应，生成盐和氢气；碱能与某些金属（如铝、锌等）反应生成偏铝酸盐和氢气。
酸碱与金属氧化物的反应酸能与金属氧化物反应生成盐和水；碱能与某些金属氧化物反应生成盐和水。
酸碱平衡原理酸碱平衡酸碱指示剂酸碱平衡的移动溶液pH值计算pH值定义01pH值计算方法02酸碱混合溶液pH值计算03弱电解质电离平衡弱电解质定义及分类弱电解质定义弱电解质分类电离平衡常数表达式电离平衡常数定义电离平衡常数表达式影响电离平衡因素浓度温度浓度改变会影响弱电解质的电离程度，但电离平衡常数只与温度有关。
同离子效应多元弱酸、弱碱电离平衡多元弱酸电离平衡多元弱碱电离平衡缓冲溶液原理及应用缓冲溶液组成及作用机制组成作用机制当向缓冲溶液中加入少量酸或碱时，弱酸或弱碱的解离平衡发生移动，从而减弱了溶液pH值的变化，保持溶液的酸碱度相对稳定。
缓冲容量与缓冲范围缓冲容量指缓冲溶液所能抵抗外来酸或碱对溶液pH值影响的能力，与缓冲组分的浓度及解离度有关。
缓冲范围指缓冲溶液能够有效维持pH值稳定的pH值范围，通常与弱酸或弱碱的解离常数有关。
常见缓冲体系及其应用常见缓冲体系应用维持生理pH 值稳定人体内的血液、细胞液等都具有缓冲作用，能够维持生理pH 值的稳定，保障正常生理功能。
要点一要点二药物制剂与储存在药物制剂过程中，缓冲溶液常用于调节药物的酸碱度，提高药物的稳定性和疗效；在药物储存过程中，缓冲溶液也能够减缓药物因酸碱度变化而引起的降解和失效。
生物实验与研究在生物实验中，缓冲溶液常用于细胞培养基、酶反应体系等的配制，为生物实验提供稳定的酸碱环境；在生物医学研究中，缓冲溶液也发挥着重要作用，如用于蛋白质纯化、DNA 提取等实验操作中。
无机化学《酸碱平衡》教案
无机化学《酸碱平衡》教案[ 教学要求]1 ．掌握酸碱质子理论。
2 ．掌握一元弱酸、弱碱在水溶液中的质子转移平衡和近似计算；熟悉多元酸、多元碱、两性物质的质子转移平衡和近似计算。
3 ．掌握同离子效应和盐效应的概念；了解pH 对溶质存在状态的影响。
4 ．掌握缓冲溶液的作用和组成、缓冲作用机制、能熟悉地计算缓冲溶液pH 值；掌握缓冲能力的影响因素及缓冲范围；掌握缓冲溶液的配制原则、方法及计算；熟悉人体正常pH 值的维持和失控。
[ 教学重点]1 ．酸碱质子理论。
2 ．弱酸、弱碱在水溶液中的质子转移平衡和近似计算。
3 ．同离子效应、盐效应、缓冲溶液。
[ 教学难点]多元酸、多元碱、两性物质的质子转移平衡和近似计算。
[ 教学时数] 6 学时[ 主要内容]1 ．酸碱质子理论：酸碱的定义，共轭酸碱间的基本关系，酸碱反应的本质，酸碱强弱的相对性，酸度平衡常数和碱度平衡常数。
2 ．一元弱酸、弱碱在水溶液中的质子转移平衡和近似计算；酸度、碱度、分析浓度概念；多元酸、多元碱、两性物质的质子转移平衡和近似计算。
3 ．同离子效应和盐效应的概念；pH 对溶质存在状态的影响。
4 ．缓冲溶液的作用和组成、缓冲作用机制、缓冲溶液pH 值的计算；缓冲溶液的缓冲作用能力的影响因素及缓冲作用范围；缓冲溶液的配制原则、方法及计算；人体正常pH 值的维持和失控。
[ 教学内容]9-1 酸碱质子理论1923 年，丹麦Brinsred 和英国Lowry1 、酸碱质子理论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= 质子＋碱[Al(H2O)6]3+ =H+ + [Al(H2O)5(OH)]2+酸= 质子+ 碱HPO42- = PO43- + H+HCl 、HAc 、NH4+、H2SO3、Al(H2O)6+等都能给出质子，都是酸；而OH-、Ac-、NH3、HSO3-、CO32-等都能接受质子，都是碱：共轭酸碱：酸碱存在着对应的相互依存的关系；物质的酸性或碱性要通过给出质子或接受质子来体现。
普通化学第七章酸碱平衡
HI > HBr > HCl > HF
H2Te > H2Se > H2S > H2O 普通化学
22
酸碱平衡
c) 含氧酸根的稳定性
由共轭酸的概念可知，酸根越稳定，它结合 H+重新 生成共轭酸的趋势就越小，酸的强度就越大。酸根的负 电荷分布得越好，酸根的稳定性就越高。如： 酸强度顺序: HOCl < HClO2
21
酸碱平衡
b) 键的强度
提供质子的能力还决定于 HX 键的强度， HX 键 越弱，H+越容易解离出来。HX键的强弱又决定于X的 半径，X的半径越大，HX键就越弱。如：
HF HCl HBr HI HO HS 键能(kJ· mol-1): 酸强度顺序： 565 431 366 299 463 338
N O 3.44 F 3.98 P 2.19 S 2.58 Cl 3.16
电负性：
3.04
同周期酸强度变化顺序：
NH3 < H2O < HF NH3 < PH3 H2O < H2S PH3 < H2S < HCl HF < HCl
但是对同族而言，酸强度变化顺序：
说明除电负性之外，还有其它影响因素。 普通化学
C M OH C [OH ] 2
-
2 M OH
4K w
普通化学
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酸碱平衡
§4 酸碱在水溶液中的相对强度
酸或碱的强度是指它们给出质子或接受质子的能力 大小，这种能力越大，则酸或碱的强度越强。
酸或碱的强度不仅仅决定于酸碱本身给出质子或接 受质子的能力，同时也决定于溶剂接受或给出质子的能 力。因此，酸碱强度的比较必须选定同一种溶剂，最常 用的溶剂是水。 强酸和强碱在水溶液中完全电离，但只是少数；大 多数是弱酸和弱碱，它们只能在水溶液中部分电离，并 建立电离平衡。换句话说，酸碱平衡研酸碱平衡
大学无机化学第七章试题和答案解析
第七章 酸碱解离平衡本章总目标：1：了解酸碱理论发展的概况2：了解同离子效应和盐效应对解离平衡的影响。
3：掌握酸、碱、盐以及缓冲溶液的pH 值的相关计算。
4：了解离子活度、活度因子、离子强度等概念。
5：了解缓冲溶液的组成；缓冲作用原理；缓冲溶液的性质。
各小节的目标：第一节：弱酸和弱碱的解离平衡1：掌握一元弱酸的解离平衡常数的意义、用途和计算。
2a H K c θ+⎡⎤⎣⎦=2;掌握一元弱碱的解离平衡常数的意义、用途和计算。
20b OH K c OH θ--⎡⎤⎣⎦=⎡⎤-⎣⎦当0400b c K θ>时，OH -⎡⎤=⎣⎦3:解离度概念——平衡时已经解离的浓度与起始浓度之比。
4：同离子效应——在弱电解质的溶液中国，加入与其具有相同离子的强 电解质，使弱电解质的解离平衡左移，从而降低弱电解质的解离度。
5：掌握多元弱酸的解离平衡的计算。
6：了解水的离子积常数、溶液的pH 等基本概念。
7：熟练掌握缓冲溶液pH 值的计算：lg a pH pK θ=-（c 酸/c 盐）；lg b pOH pK θ=-（C 碱/C 盐）8：可以解释缓冲溶液可以达到缓冲目的的原因。
第二节：盐的水解1：掌握水解平衡常数的计算：1.弱酸强碱盐：Wh aK K K θθθ=；2.强酸弱碱盐：W h b K K K θθθ=；3.弱酸弱碱盐：W h a b K K K K θθθθ=2：可以运用公式——211211ln ()K H K R T T θθ∆=-来解释升温促进水解的原因。
3：掌握单水解过程的计算——OH -⎡⎤=⎣⎦，H +⎡⎤==⎣⎦ 4;掌握双水解pH值的计算：H +⎡⎤=⎣⎦第三节：电解质溶液理论和酸碱理论的发展1：掌握离子强度、活度的概念和离子强度的计算212i i I b z =∑。
2：理解盐效应对弱电解质解离度的影响。
3：了解酸碱质子理论、酸碱溶剂体系理论和酸碱电子理论。
Ⅱ习题一 选择题1.某弱酸HA 的Ka=2.0×10-5，若需配制pH=5.00的缓冲溶液，与100ml ，1.0mol/L 的NaAc 相混合的1.0mol/LHA 体积应为（ ）A. 200mlB.50mlC.100mlD.150ml2.已知相同浓度的盐NaA ，NaB,，NaC ，NaD 的水溶液的pH 依次增大，则相同浓度的下列溶液中解离度最大的是（）(《无机化学例题与习题》吉大版)A .HA B.HB C.HC D.HD3.pH=3和pH=5的两种HCl溶液，以等体积混合后，溶液的pH是（）A .3.0 B.3.3 C.4.0 D.8.04.已知K b0(NH3)=1.8×10-5，其共轭酸的K a0值为（）(《无机化学例题与习题》吉大版)A . 1.8×10-9 B. 1.8×10-10 C. 5.6×10-10 D. 5.6×10-55.难溶电解质M2X的溶解度S与溶度积Ksp之间的定量关系式为（）A.S =KspB.S=（Ksp/2）1/3C. S =Ksp1/2D.S =（Ksp/4）1/36.下列物质中，既是质子酸，又是质子碱的是（）(《无机化学例题与习题》吉大版)A.OH-B.NH4+C.S2-D.PO43-7.欲配制pH=13.00的NaOH溶液10.0L,所需NaOH固体的质量是（）（原子量Na=23）A .40g B.4.0g C.4.0×10-11g D.4.0×10-12g8.H2AsO4-的共轭碱是（）(《无机化学例题与习题》吉大版)A. H3AsO4B. HAsO42- C . AsO43- D. H2AsO3-9.往银盐溶液中添加HCl使之生成AgCl（Ksp=1.56×10-10）沉淀，直至溶液中Cl-的浓度为0.20mol/L为止。
无机化学-酸碱平衡
11
3、 共轭酸碱对 (conjugate acid-base pair)
12
4、 酸碱反应的实质 两个共轭酸碱对之间的质子传递
13
● 酸和碱的解离反应
14
● 酸和碱的中和反应
H+
H3O (aq) OH (aq) H2O(l) H2O(l)
H+
H3O (aq) NH3(aq) NH4 (aq) H2O(l)
5
布朗斯特酸碱理论 (酸碱质子理论)
the Bronsted-lowry aeid-base model
酸：反应中任何能给出质子的分
子或离子，即质子给予体
碱：反应中任何能接受质子的分
子或离子，即质子接受体
酸碱反应是指质子由质子给
布朗斯特 (Brfnsted J N, 1879-1947)
丹麦物理化学家. 因其酸、碱质子理论而著
予体向质 子接受体的转移过程
名于世.
6
路易斯酸碱理论 (lewis acid-base theory)
lewis 酸：凡是可以接受电子 对的分子、离子或原子. 如 Fe3+ , Fe, Ag+, BF3等;
lewis 碱：凡是给出电子对的 离子或分子. 如 :X－, :NH3, :CO, H2O: 等;
路易斯 (Lewis G N, 1875-1946) 美国物理化学 家，曾获英国皇家学会戴维奖章、瑞典科学院阿仑尼乌
斯奖章、美国吉布斯奖章等
7
lewis酸与lewis碱之间可以配位键结合生成酸碱加合物.
F
BH3 F F B F
F
NH 3
2
H2O(l) + H2O(l)
无机化学 酸碱平衡与沉淀溶解平衡
A + :B 酸 碱
A:B 酸碱配合物
酸与具有孤对电子的物质成键，所以酸又称 为亲电试剂；碱与酸中电子不足的原子芯共 享电子对，因此碱又称为亲核试剂。
F F B F
O O S O
+ :F: ..
..
-
F F B F F
O O S O O 2-
+
.. 2:O: ..
NH 3 Cu + 4NH3
2+
三、同离子效应和盐效应 HAc为弱酸，在溶液中存在电离平衡…，属 于化学平衡的一种，遵循化学平衡移动的 规律：…。 若加入NaAc，则可使HAc的电离度减小。 这种在弱电解质溶液中加入含有与此弱电解 质相同离子的易溶强电解质，使得弱电解 质电离度减小的现象称为同离子效应。 如果在上述溶液中加入不含相同离子的强电 解质如NaCl，又会怎样呢？ 实际上，在发生同离子效应的同时，也存在 着盐效应，只不过二者大小不同。
第三节 缓冲溶液
一．缓冲溶液的概念 1．缓冲作用和缓冲溶液 一杯50ml的水，加入1滴1mol· L-1HCl溶液， pH由7变为3；加入NaOH，变为11。换成 NaCl溶液，情况也差不多，这说明…。 若换为含0.1mol· L-1HAc和NaAc溶液，则大不 一样，pH由4.75变为4.74和4.76，这说明此 类溶液能…，这种作用称为缓冲作用，这 种溶液称为缓冲溶液。
2．缓冲容量 缓冲溶液的缓冲能力是有一定限度的，…， 其大小用缓冲容量β来表示 β=Δn/ΔpH Δn：加入1L缓冲溶液中的强酸或强碱的物质 的量；ΔpH：pH的改变数值。显然，在pH 值变化相同时，Δn越大的缓冲溶液缓冲容 量越大；在Δn相同时，ΔpH越小的缓冲溶 液缓冲容量越大。
缓冲溶液的缓冲容量在不同条件下是不一样的， 缓冲容量到底受那些因素影响呢？按照数学推导 （此处省略），β受总浓度和缓冲比的影响。 所谓总浓度，指的是c总＝cB+cHB，c总越大，β越大。 缓冲比是指[B-]/[HB]，缓冲比等于1时β最大，相反 的，缓冲比偏离1越远，β就越小，当缓冲比偏离 到一定的界限时，β就小到此溶液已经不能称为 缓冲溶液了。此缓冲比界限为0.1～10，对应的 pH范围为pKa-1~ pKa+1，记为pH＝pKa±1，此 为缓冲溶液具有缓冲能力的范围，称为缓冲范围。 只要知道了pKa，就可知道缓冲溶液的缓冲范围， 如 …。
大学无机化学第七章试题及解答
第七章 酸碱解离平衡本章总目标：1：了解酸碱理论发展的概况2：了解同离子效应和盐效应对解离平衡的影响。
3：掌握酸、碱、盐以及缓冲溶液的pH 值的相关计算。
4：了解离子活度、活度因子、离子强度等概念。
5：了解缓冲溶液的组成；缓冲作用原理；缓冲溶液的性质。
各小节的目标：第一节：弱酸和弱碱的解离平衡1：掌握一元弱酸的解离平衡常数的意义、用途和计算。
2a H K c θ+⎡⎤⎣⎦=2;掌握一元弱碱的解离平衡常数的意义、用途和计算。
20b OH K c OH θ--⎡⎤⎣⎦=⎡⎤-⎣⎦当 0400b c K θ>时，OH -⎡⎤=⎣⎦3:解离度概念——平衡时已经解离的浓度与起始浓度之比。
4：同离子效应——在弱电解质的溶液中国，加入与其具有相同离子的强 电解质，使弱电解质的解离平衡左移，从而降低弱电解质的解离度。
5：掌握多元弱酸的解离平衡的计算。
6：了解水的离子积常数、溶液的pH 等基本概念。
7：熟练掌握缓冲溶液pH 值的计算：lg a pH pK θ=-（c 酸/c 盐）；lg b pOH pK θ=-（C 碱/C 盐）8：可以解释缓冲溶液可以达到缓冲目的的原因。
第二节：盐的水解1：掌握水解平衡常数的计算：1.弱酸强碱盐：Wh aK K K θθθ=；2.强酸弱碱盐：W h b K K K θθθ=；3.弱酸弱碱盐：W h a b K K K K θθθθ=2：可以运用公式——211211ln ()K H K R T T θθ∆=-来解释升温促进水解的原因。
3：掌握单水解过程的计算——OH-⎡⎤=⎣⎦，H+⎡⎤==⎣⎦4;掌握双水解pH值的计算：H+⎡⎤=⎣⎦第三节：电解质溶液理论和酸碱理论的发展1：掌握离子强度、活度的概念和离子强度的计算212i iI b z=∑。
2：理解盐效应对弱电解质解离度的影响。
3：了解酸碱质子理论、酸碱溶剂体系理论和酸碱电子理论。
Ⅱ习题一选择题1.某弱酸HA的Ka=2.0×10-5，若需配制pH=5.00的缓冲溶液，与100ml，1.0mol/L 的NaAc相混合的1.0mol/LHA体积应为（）A. 200mlB.50mlC.100mlD.150ml2.已知相同浓度的盐NaA ，NaB,，NaC，NaD的水溶液的pH依次增大，则相同浓度的下列溶液中解离度最大的是（）(《无机化学例题与习题》吉大版)A .HA B.HB C.HC D.HD3.pH=3和pH=5的两种HCl溶液，以等体积混合后，溶液的pH是（）A .3.0 B.3.3 C.4.0 D.8.04.已知K b0(NH3)=1.8×10-5，其共轭酸的K a0值为（）(《无机化学例题与习题》吉大版)A . 1.8×10-9 B. 1.8×10-10 C. 5.6×10-10 D. 5.6×10-55.难溶电解质M2X的溶解度S与溶度积Ksp之间的定量关系式为（）A.S =KspB.S=（Ksp/2）1/3C. S =Ksp1/2D.S =（Ksp/4）1/36.下列物质中，既是质子酸，又是质子碱的是（）(《无机化学例题与习题》吉大版)A.OH-B.NH4+C.S2-D.PO43-7.欲配制pH=13.00的NaOH溶液10.0L,所需NaOH固体的质量是（）（原子量Na=23）A .40g B.4.0g C.4.0×10-11g D.4.0×10-12g8.H2AsO4-的共轭碱是（）(《无机化学例题与习题》吉大版)A. H3AsO4B. HAsO42- C . AsO43- D. H2AsO3-9.往银盐溶液中添加HCl使之生成AgCl（Ksp=1.56×10-10）沉淀，直至溶液中Cl-的浓度为0.20mol/L为止。
无机化学 酸碱平衡
HCO3H2O H3O+ NH4+
= = = =
H+ H+ H+ H+
+ + + +
CO32OH – H2O NH3
酸、碱并非孤立，酸是碱和质子的结合 体，这种关系称为酸碱的共轭关系。 右边的碱是左边酸的共轭碱； 左边的酸是右边碱的共轭酸。
酸、碱两者互为存在的条件，彼此通过H+（质 子）联系在一起，我们把它们称为共轭酸碱对。 给出H+能力强的叫强酸； 接受H+能力强的叫强碱。 酸越强，其共轭碱越弱；反之，酸越弱，其共 轭碱越强。在不同介质中酸碱的强度也不同。
pH = - lg [H+]r= -lg(1.33×10-3) = 2.88
例：计算0.1 mol· L-1 NH3.H2O溶液的pH。
解： 平：
θ b
NH3.H2O = NH4+ + OH – 0.1-y y y
+ 4 r 2
θ 和 b1
θ b2
K 1 . 01 0 4 K 1 . 81 0 1 1 K 5 . 61 0
θ b 1 θ w θ a 2
1 4
1 4 K 1 . 01 0 θ 8 K 2 . 31 0 b 2 7 K 4 . 31 0 θ w θ a 1
解： HAc = H+ + Ac初： 0.1 0 0 平： 0.1-x x x 2 x θ K a = ——— = 1.76×10 -5 0.1-x 当cr/ K
θ a
≥ 500, 即a 很小时，0.1-x ≈ 0.1
+ r 5 3
x [ H ] 0 . 1 1 . 7 6 1 0 1 . 3 3 1 0
酸碱平衡和沉淀平衡 ppt课件
酸碱电子理论对酸碱的定义，摆脱了体系必须具 有某种离子或元素也不受溶剂的限制，以电子的给出 和接受来说明酸碱的反应，故它更能体现物质的本质 属性，较前面几个酸碱理论更为全面和广泛。但是由 其对酸碱的认识过于笼统，因而不易掌握酸碱的特征。
强碱具有高度接受质子的能力。如OH-、PO43离子等。
酸碱平衡和沉淀平衡
酸及其共轭碱
酸
共轭碱
名称
化学式
化学式
名称
高氯酸 硫酸
硫酸氢根 水合氢离子
水 铵离子
氨 氢溴酸
HClO4
ClO4-
H2SO4
HSO4-
HSO4-
SO42-
H3O+
H2O
H2O
OH-
NH4+
NH3
NH3
NH2-
HBr酸碱平衡和沉淀平衡Br -
酸1 碱2
酸2 碱1
弱酸给出质子的能力很弱，其共轭碱则较强， 因此反应程度很小，为可逆反应(相当于电离理论的 部分电离)。
HAc + H2O H3O++Ac-
酸1 碱2
酸2 碱1 酸碱平衡和沉淀平衡
氨和水的反应，H2O给出质子，由于H2O是弱 酸所以反应程度也很小，是可逆反应(相当于NH3在 水中的电离过程)。
(1)电离作用： 根据酸碱质子理论的观点，电离作用就是水与 分子酸碱的质子传递反应。 在水溶液中，酸电离时放出质子给水，并产生 共轭碱。
酸碱平衡和沉淀平衡
强酸给出质子的能力很强，其共轭碱则较弱， 几乎不能结合质子，因此反应几乎完全进行(相当于 电离理论的全部电离)。
无机化学《酸碱平衡》教案
无机化学《酸碱平衡》教案一、教学内容本节课的教学内容来自于无机化学教材的第三章《酸碱平衡》。
这部分内容主要介绍了酸碱平衡的基本概念、酸碱滴定、pH值及其计算等方面的知识。
具体包括：1. 酸碱平衡的概念及其表示方法2. 酸碱滴定的原理及其方法3. pH值的定义及其计算方法4. 缓冲溶液的制备及其应用二、教学目标1. 使学生掌握酸碱平衡的基本概念，了解酸碱平衡的表示方法。
2. 培养学生掌握酸碱滴定的原理和方法，提高实验操作能力。
3. 使学生理解pH值的定义，学会计算不同pH值的溶液。
4. 培养学生掌握缓冲溶液的制备方法，并能应用于实际问题中。
三、教学难点与重点重点：酸碱平衡的基本概念、酸碱滴定原理、pH值的计算方法、缓冲溶液的制备。
难点：酸碱滴定的实际操作、缓冲溶液的制备原理。
四、教具与学具准备教具：多媒体教学设备、实验仪器（酸碱滴定仪、pH计等）、教学课件。
学具：实验试剂、实验报告册、学习资料。
五、教学过程1. 实践情景引入：通过展示生活中的一些实例，如胃药、清洁剂等，引导学生思考酸碱平衡的概念及其在实际生活中的应用。
2. 知识讲解：介绍酸碱平衡的基本概念、酸碱滴定原理、pH值的定义及计算方法、缓冲溶液的制备方法。
3. 例题讲解：选取具有代表性的例题，讲解酸碱平衡的计算方法，酸碱滴定的操作步骤，以及缓冲溶液的应用。
4. 随堂练习：学生分组进行实验操作，运用所学知识进行实际操作，巩固所学内容。
六、板书设计板书内容：1. 酸碱平衡的基本概念2. 酸碱滴定原理3. pH值的计算方法4. 缓冲溶液的制备方法七、作业设计1. 作业题目：（1）简述酸碱平衡的基本概念及其表示方法。
（2）根据实验数据，计算溶液的pH值。
（3）解释缓冲溶液的制备原理，并简述制备方法。
2. 答案：（1）酸碱平衡是指在一定温度下，酸和碱的摩尔浓度之比等于它们离子化产生的氢离子和氢氧根离子的浓度之比。
（2）根据实验数据，计算得出溶液的pH值为7.0。
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NaAc的水解（相当于Ac－弱碱的离解） Ac- + H2O OH- + HAc
共轭酸碱对
醋酸与氨在水溶液中的中和反应 HAc + NH3 NH4+ + Ac-
共轭酸碱对
续
说明：
酸碱半反应不可能单独发生 酸碱反应的实质是两个共轭酸碱对之间的质子转移 酸碱反应方向：较强的酸＋较强的碱 = 较弱的酸＋较弱的 碱
导出α与Kαθ的关系： HA = H+ + A起始浓度： c 0 0 平衡浓度：(c－cα) cα cα
[c( H ) / c ] [c( A ) / c ] = K [c( HA) / c ]
2 (c / c ) 2 22 c c c 1 2 K ( c / c ) K K c (c / c )
第一节
酸碱理论包括：
酸碱质子理论
电离产生的阳离子全部 电离理论 酸 —— +
为H 的物质
电子理论
碱 —— 电离产生的阴离子全部 为OH-的物质 酸——凡能接受电子的物质 碱——凡能给出电子的物质
Hale Waihona Puke 酸——凡能给出质子的物质
质子理论
碱——凡能接受质子的物质
一、质子酸碱的概念
酸——凡能给出质子的物质都是酸。
醋酸钠： Ac-+H2O=HAc+OH [ c ( HAc ) / c ] [ c ( OH ) / c ] 10 Kb 5 . 6 10 [c( Ac ) / c ]
（250C）（碱常数）
Ka0•kb0 = c（H+）/c0· c（OH-）/c0 = 1.0 × 10－14 （共轭酸碱对）
(c / c ) 2 2 0 2 c c = (C / C )α /1-α c
当电离度很小（α＜5%）时 ， 1~α≈1 有 ： Ka0 ≈ (c/c0)α
2
或α ≈ [Ka0 /(c/c0)]1/2 ( 稀释定律) 可见，溶液浓度越小，电离度越大。
HPO42- --- PO43-
Ka3θ· Kb1θ= Kωθ
Ka0 越大，酸给质子能力越强，酸性越强；
讨论：
kb0 越大，碱得质子能力越强，碱性越强。
共轭酸碱对HA和A- 有如下关系
Kaθ· Kbθ= Kωθ
另外，多元酸、碱在水中逐级离解，强度递减。
Ka1θ > Ka2θ > Ka3θ
Kb1θ > Kb2θ > Kb3θ
+
Ë Ac HCO3 CO3
2-
ËË × + + + +
+
H + H H H H H H
+ + + + +
+
NH3 H5 Y
+ +
2+
+ + +
NH3 OH
NH2 OH (CH2)6N4
(CH2)6 N4 H
三、酸碱反应的实质
半反应1 半反应2
醋酸在水中的离解：
HAc（酸1） H+ + H2O（碱2） Ac- （碱1） + H+ H3O+（酸2） H3O+（酸2） + Ac- （碱1）
四、水溶液中的酸碱平衡
1、水的质子自递反应
H2O（酸1）+H2O（碱2）=H3O+（酸2）+OH-（碱1） 简写为：H2O = H++OH- （H3O+简为 H+） 达平衡时：
Kw
c( H ) c(OH ) c c
称 之 为 水 的 质 子 自 递 常 数 ， 也 叫 水 的 离 子 积 。 25OC 时 等 于 1.0×10-14
练习 例：计算HS-的p Kb2θ值
解： HS- + H20 H2S + OH-
p Kb2θ = p Kωθ －p Ka1θ = 14.00－7.02 = 6.98
第二节 影响酸碱平衡的因素
一、稀释作用 离解常数与离解度： 离解常数是平衡常数的一种形式，与浓 度无关；离解度是转化率的一种形式，与浓 度有关。
HAc（酸1） + H2O （碱2）
共轭酸碱对 氨在水中的离解：
半反应1
半反应2
NH3（碱1）+
H2O（酸2）
H+
NH4+（酸1）
OH-（碱2）+ H+
NH3（碱1） + H2O （酸2）
OH- （碱2） + NH4+ （酸1）
共轭酸碱对
续
NH4Cl的水解 (相当于NH4+弱酸的离解) NH4+ + H2O H3O+ + NH3
如： HAc NH4+ H2CO3 HCO3H2 O
碱——凡能接受质子的物质都是碱。
如： AcNH3 HCO3CO32OH-
既能给出质子又能接受质子的物质 称为两性物质。
继续
二、共轭酸碱对和酸碱半反应
共轭酸 = 共轭碱 ＋ H+ 酸碱半反应：酸给出质子或碱接受质子的反应。
á Ë HAC H2 CO3 HCO3 NH4 H6 Y
（共轭酸碱对）
Ka1θ Ka2θ Kb1θ Kb2θ
Ka2θ· Kb1θ= Kωθ
（3）三元弱酸（碱） eg：H3PO4
H3PO4 = H2PO4 - + H+ Ka1θ
分步离解
H2PO4- =
HPO42- =
HPO42- + H+
PO43- + H+ 分步离解
Ka2θ
Ka3θ
Na3PO4
PO43-
+ H2O = HPO42- + OH- Kb1θ Kb3θ
HPO42- + H2O = H2PO4- + OH- Kb2θ H2PO4- + H2O = H3PO4 + OH-
共轭酸碱对:
H3PO4 --- H2PO4 H2PO4- --- HPO42Ka1θ· Kb3θ= Kωθ Ka2θ· Kb2θ= Kωθ
（2）二元弱酸（碱）
eg：H2CO3
分步离解
H2CO3的离解： H2CO3 +H2O = HCO3-+ H3O+ HCO3-+H2O = CO32-+ H3O+ 简写为：H2CO3 = HCO3-+ H+ HCO3- = CO32-+ H+ CO32-的离解： CO32-+H2O = HCO3-+ OHHCO3-+H2O = H2CO3 OH同样，有 Ka1θ· Kb2θ= Kωθ
2. 酸、碱的离解及酸、碱的强度
（1）一元弱酸（碱） eg：醋酸： HAc+H2O =AC-+H3O+ HAc=H++Ac [ c ( H ) / c ] [ c ( Ac ) / c ] 5 Ka 1 . 8 10 [c( HAc) / c ]
简写为：
（250C）（酸常数）