5.第五章 酸碱解离平衡-思考题解答2011
第五章：电离平衡与酸碱理论
HNO3+HAc H2AcNO3
Kao 4.21010
5、缺点： 不能说明无质子溶剂（SO3、BF3）的酸碱反应，酸 的定义并没有变化。
Practice Exercise：What is the conjugate base of each
of the following acids： H C lO 4 ， H 2 S ， P H 4 + ， H C O 3 -
度，即：
Kwo aHaOH
水的自偶电离是一个吸热反应，故Kwθ值随温度升高
而增大。
lgKw o1 Kw o2
2 .3 0H 3RTT 21 T2T1(H0)
*pH值和pOH pH＝-lgaH+ pOH＝-lg aOH-
pKw o=pH+pOH
例1: pH=14和pH=1的两种强电解质溶液等体 积混合, 求混合后溶液的pH值.
pH = 6.91
三、一元弱碱的电离
用处理一元酸的方法 ,可以导出精确公式：
Kbo
[OH
]
Kwo [OH
]
[OH
]
C0
[OH
]
Kwo [OH
]
当 K c 0 b o 5 0 0 ,C 0 K b 2 0 K w ,[ O H ] K 2 b oK 4 b o 2 K b o c 0 当 K c 0 b o 5 0 0 ,C 0 K b 2 0 K w ,[O H ]K b o c 0 + K w o
理论变色范围 0.1 [In] 10
[HIn]
即：pKa1
实际变色点是变色区间内酸式色与碱式色浓度 相等时的pH值。色浓度相等不是浓度相等。
影响指示剂变色范围的各种因素 （1）指示剂的用量 （2）温度的影响——对Kaθ的影响 （3）离子强度的影响——Ka θ与Kac θ的差别增大 （4）溶剂的影响
酸碱解离平衡
二、弱酸/碱的解离常数 HA(aq) + H2O(aq) == H3O+(aq) + Aˉ(aq)
弱酸的解离常数
B- (aq) + H2O(aq) == HB(aq) + OHˉ(aq)
弱碱的解离常数
5
故：HF的酸性比HAc强。
三、弱酸/碱溶液pH的计算
设一元弱酸HA的浓度为c，解离度为α
HA(aq) + H2O(aq) == H3O+(aq) + Aˉ(aq)
起始浓度 c
0
0
平衡浓度 c(1-α)
cα
cα
达到解离平衡时
——溶液浓度越小，则 其解离：
pOH = – lgc(OHˉ)
：
8
多元弱酸/碱的解离平衡
以H3PO4作为研究对象，
第5章 水溶液化学 水污染
一、酸碱质子理论 (Proton transfer theory)
凡能给出质子的物质都是酸； 凡能结合质子的物质都是碱。
共轭酸碱对
Bronsted J N 丹麦物理化学家
3
酸碱反应的实质 ü 两个共轭酸碱对之间的质子传递
共轭酸碱对1 共轭酸碱对2
● 酸越强，其共轭碱越弱；碱越强，其共轭酸越弱。 ● 反应总是由相对较强的酸和碱向生成相对较弱的酸和碱的方向进行4 。
第5章_酸碱平衡及酸碱滴定法-1
[HAc] [HAc]Ka [HAc]+ [H+]
cHAc
Ka [Ac-] = -] [H+] + Ka [HAc]+[Ac
分布分数的一些特征
δHA
[H+] = [H+] + Ka
δA-
Ka = [H+] + Ka
δ 仅是pH和pKa 的函数，与酸的分析浓度c无关 对于给定弱酸， δ 仅与pH有关 δHA＋ δA -＝1
Kbi =
Kw Ka(n-i+1)
例题：从手册中查出下列各酸的酸度常数pKa，计算各
酸的Ka与相应共轭碱的Kb值。(1)H3PO4；(2)H2C2O4；
(3)苯甲酸；(4)NH4+；
（2）溶剂分子的质子自递反应 H2O + H2O H3O+ + OH(25°C)
Kw= aH + aOH - =1.0×10-14
[HA]＝ δHA c HA , [A-]= δA- c HA
一元弱酸溶液
多元弱酸溶液
分布分数－一元弱酸
HAc H++ Ac-
cHAc=[HAc]+[Ac-]
def [HAc] [HAc] δHAc== c = [HAc]+[Ac-] = HAc
[H+] = [H+] + Ka def [Ac-] δAc == =
配位平衡
氧化还原平衡 沉淀平衡
配位滴定法
氧化还原滴定法 沉淀滴定法
1 酸碱平衡
酸 共轭碱 + 质子
HF
H2PO4-
FHPO42-
+
第五章习题与思考题
第五章思考题与习题1．写出下列各酸的共轭碱：H2O，H2C2O4，H2PO4-，HCO3-，C6H5OH，C6H5NH3+，HS-，Fe(H2O)63+，R-NH+CH2COOH.答：2. 写出下列各碱的共轭酸：H2O，NO3-，HSO4-，S2-，C6H5O-，C u(H2O)2(OH)2，(CH2)6N4，R—NHCH2COO-，COO-C O O-。
答：3．根据物料平衡和电荷平衡写出（1）(NH4)2CO3，（2）NH4HCO3溶液的PBE，浓度为c（mol·L-1）。
答：4．写出下列酸碱组分的MBE、CEB和PBE（设定质子参考水准直接写出），浓度为c （mol·L-1）。
（1）KHP （2）NaNH4HPO4（3）NH4H2PO4（4）NH4CN答：5. （1）讨论两种一元弱酸混合溶液的酸碱平衡问题，推导其H+浓度计算公式。
（2）0.10 mol·L-1NH4Cl和0.10 mol·L-1H3BO3混合液的pH值。
答：6．根据图5—3说明NaH2PO4—Na2HPO4缓冲溶液适用的pH范围。
答：7．若要配制（1）pH=3.0，（2）pH=4.0 的缓冲溶液，现有下列物质，问应该选那种缓冲体系？有关常数见附录一之表1。
（1）COO-C O O-（2）HCOOH （3）CH2ClCOOH （4）NH3+CH2COOH（氨基乙酸盐）答：8．下列酸碱溶液浓度均为0.20 mol·L-1，能否采用等浓度的滴定剂直接准确进行滴定？（1）HF （2）KHP （3）NH3+CH2COONa （4）NaHS （5）NaHCO3 （6）(CH2)6N4 （7）(CH2)6N4·HCl （8）CH3NH2答：9．强碱（酸）滴定一元弱酸（碱），c sp K a（K b）≥10-8就可以直接准确滴定。
如果用K t表示滴定反应的形成常数，那么该反应的c sp K t应为多少？解：因为c sp K a≥10-8，K a=K t•K w，故：c sp K t≥106(答案不正确,特此说明)10．为什么一般都用强酸（碱）溶液作酸（碱）标准溶液？为什么酸（碱）标准溶液的浓度不宜太浓或太稀？答：11．下列多元酸（碱）、混合酸（碱）溶液中每种酸（碱）的分析浓度均为0.10 mol·L-1（标明的除外），能否用等浓度的滴定剂准确进行分布滴定或分别滴定？如能直接滴定（包括滴总量），根据计算的pH sp选择适宜的指示剂。
第五章酸碱解离平衡
N (HA) Neq (HA) 100% c(HA) ceq (HA) 100%
N (HA)
c(HA)
一元弱酸的解离度与标准平衡常数的关系为：
(c / c )2 c 2 / c Ka (HA) c(1) / c 1
当α < 5% 时，1–α≈1，由上式得：
Ka (HA)
c/c
（二）一元弱碱的解离平衡
步对解大小离，。K多a1元越弱大酸，的多相元对弱强酸弱的就酸取性决就于越K强a1。的相
（二）多元弱碱的解离平衡
多元弱碱在水溶液中的质子转移反应也是分
步进行的。例如
CO
2 3
的质子转移反应是分成两
步进行的。
第一步解离：
CO32 H2O
HCO3 OH
K b1
(CO32
)
[ceq
(HCO3 ) / c ][ceq (OH ceq (CO32 ) / c
Ka2
(H3PO4
)
[ceq (HPO42 ) / c ] [ceq (H3O+ ) ceq (H2PO4 ) / c
/
c
]
第三步解离：
HPO24 H2O
PO34 H3O+
Ka3
(H3PO4
)
[ceq (PO34 ) / c ] [ceq (H3O+ ) ceq (HPO42 ) / c
/
c
]
溶液中的 H3O+ 离子主要来自 H3PO4 的第一
A2 H3O+ OH H2A
H2O H2O OH H3O+ 根据得失质子相等的原则：
ceq (H3O+ ) ceq (H2A) ceq (A2) ceq(OH)
第五章酸碱平衡
c(H3O+) = c(Ac-) = 1.3×10-3 mol· L-1
c(OH-) =7.7×10-12 mol· L-1 = x/0.10 =1.3%
c(HAc)=0.10-x≈0.10mol· L-1
{ c (H3O+)}{c(OH-)}
pH = lg c(H3O ) = 2.89
α与 K a的关系： HA(aq) 初始浓度 c 平衡浓度 c– c
H+(aq) + A-(aq) 0 0 c c
c ca c 2 Ka = = c c 1
1.一元弱酸、弱碱的解离平衡
c 2 Ka = 1 当< 10-2， 即Ka / c <10-4 时，可近似计算， 1 1，
5.1 酸碱质子理论概述
酸：凡是能释放出质子的任何分子或离子 （质子给予体） 碱：任何能与质子结合的分子或离子 （质子接受体）
共轭酸碱的概念
共轭酸碱对 酸
HAc
H 2 PO4 HPO2 4
H+ +碱
H Ac
2 H HPO4 H PO3 4
H2PO4-的共轭碱？ 共轭酸？
0.200
NH OH 4
0
0
0.200(1– 0.934%) 0.200×0.934% 0.200×0.934%
c(OH ) = 0.200 0.934% = 1.87 10 3 pH = 14 pOH = 14 ( lg 1.87 10 3 ) = 11.27
3 2 c ( NH ) c ( OH ) ( 1 . 87 10 ) 4 K b ( NH3 ) = = c( NH3 ) 0.200 1.87 10 3
第五章 酸碱解离平衡3.
《基础化学》--- 第五章
多元碱情况相似，求ceq(OH-)浓度时，同样处理。 总结：1. 多元碱 Kb K K ， 当 K / K >102 时， 1 b2 b3
b1 b2 2 可当成一元弱碱处理： 若 c(B ) / Kb1 > 400时： 2 用最简式 ceq(OH-)= Kb c ( B ) 1
{ceq ( H 3O )}{ceq ( B )}
K =
a
{ceq ( H 3O )}{ceq ( B )} {ceq ( HB )}
=
{ceq ( H )}2
ceq(H+)2 + Kaceq(H+) – Kac(HB)= 0
c( HB) - ceq ( H )
《基础化学》--- 第五章
K /K c(H 2 S ) / K
ceq
a1
2 >10 a2 0.10 a1= 8.91 10 8
按一元弱酸处理 > 400 用最简式
8
8.9110 0.1 = 9.44×10-5(mol· L-1 ) pH=4.02 ceq(HS-) = ceq(H+) =9.44×10-5(mol· L-1 )ceq(S2-)=Ka2(mol· L-1
《基础化学》--- 第五章
1.在酸碱质子理论中没有盐的概念。（
）
2.某弱酸溶液稀释时，其解离度增大，溶液的酸度 也增大。（ ） 3.任何一元弱酸的[H+]都等于 K a ca 。
4.室温下,0.10molL-1的 HB（ Ka=1.010-5）溶液中的 -4 -3 + 10 10 =_______ ， [H ]=_________ molL-1 ， pH 值 是 10-9 _______ 。HB的共轭碱的Kb等于__________ 。 3
【无机化学试题及答案】第五章酸碱解离平衡
第四章化学反应速率一、填空题1，若化学反应的半衰期与反应物的初始始浓度无关，则该反应为______级反应；若化学反应的半衰期与反应物的初始浓度成正比，则该反应为______级反应。
2，反应速率系数与______无关，但与______有关。
3，催化剂加快反应速率的根本原因是______。
4，反应A + B Y + Z，若正反应的活化能为Ea，逆反应的活化能为Ea′，则该化学反应的摩尔焓变ΔrHm = ______。
5，对于元反应A(aq) + 2B(aq) Y(aq) + Z(aq)，速率方程为______，反应级数为______，速率系数的SI单位是______。
6，若反应A(aq) Y(aq)为零级反应，则以______对______做图得一直线，直线的斜率为______。
7，已知化学反应2A(aq) Y(aq)的速率系数为6.93×10－3 min－1，则此反应为______级反应，反应的半衰期为______。
二、是非题1，对于绝大多数反应而言，升高温度，吸热反应的反应速率增大，而放热反应的反应速率减小。
2，质量作用定律同样适用于复合反应。
3，对于任意化学反应，反应级数等于反应分子数。
4，对于同一反应，反应物的消耗速率与产物的生成速率总是相等的。
5，在一般情况下，活化能越大的化学反应，其反应速率越慢。
6，当反应物浓度增大时，活化分子的分数增大，所以反应速率加快。
7，化学反应自发进行的趋势越大，其反应速率就越快。
8，由反应速率系数的单位，可以判断反应级数。
9，反应物的浓度与反应速率的关系符合质量作用定律的化学反应，一定是元反应。
10，按简单碰撞理论，能发生有效碰撞的分子一定是活化分子。
三、问答题1，为什么反应速率通常随反应时间的增加而减慢？2，什么叫有效碰撞？反应物分子发生有效碰撞的条件是什么？3，什么叫催化剂？催化剂为什么能改变反应速率？4，简述一级反应的基本特征。
四、计算题1，化学反应2A(aq) Z(aq)，当A的浓度为0.010 mol·L－1时，反应速率为1.4×10－6 mol·L－1·s－1。
第五章酸碱反应
5酸碱反应（ 1）5.1 酸碱的解离理论和质子理论一、酸碱的解离理论阿仑尼乌斯解离理论的基本要点：1.酸碱的定义：在水中能解离出的阳离子全部都是 H +离子的化合物叫做酸；能解离出的阴离子全部都是 OH -离子的化合物叫做碱；2.酸碱反应：实质上就是H+和 OH -化合生成H2 O 的反应，即中和反应；3.酸碱的强度：强度由其在水溶液中的解离度决定，分为强、中强、弱三类。
酸碱电离理论从物质的组成上揭示了酸碱的本质，提高了人们对酸碱的认识，并且应用化学平衡原理，定量地描述了溶液的酸碱性，对化学学科的发展起了重大的作用，至今仍然普遍应用。
经典的酸碱理论具有局限性：不能解释下列现象：（ 1）把酸碱的概念局限在水溶液中，无法解释非水溶液中的酸碱反应。
有的反应在非水介质中进行，并不电离，但表现出酸碱性（这种中和反应中并不存在H +和 OH -的结合）；（ 2）把碱限制为氢氧化物。
氨水呈碱性，但实际存在为NH 3·H2O，而不是（ 3）酸碱理论认为酸和碱是绝对不同的物质，而实际上存在有两性物质，如：在酸性溶液中碱式电离：Zn(OH) 2 = Zn 2+ + 2OH -在碱性溶液中酸式电离：Zn(OH) 2 + 2H 2O= 2H + 2- + Zn(OH) 4二、酸碱质子理论1、质子论酸碱的定义酸：任何能释放出质子（H+）的物质（包括分子和离子）；称为质子酸。
碱：任何能接受质子的物质（包括分子和离子）；称为质子碱。
即酸是质子给体，碱是质子受体。
HA=H ++A-酸=H++ 碱如：HCl = H + + Cl - HAc = H + + Ac -H2CO3 = H+ + HCO 3- HCO 3- = H + + CO32-H2O=H++OH- H3O+ = H+ + H2ONH4+=H+ +NH3 [Cu(H 2O) 4] 2+ = H + + [Cu(H 2O)3(OH)] + NH 4OH；Zn(OH) 2；酸和碱既可以是中性分子，也可以是带电离子。
第5章酸碱解离平衡
ceq (H2CO3 ) ceq (OH ) ceq (HCO3 )
三、共轭酸碱对的 K a 与 K b 的关系
共轭酸碱对HA—A–在水溶液中存在如下质子转移反应
HKAa (HHA)2O Kb (AA )HK3wO+
ceq (A ) ceq (H3O )
ceq (OH ) c
ln K2 K1
r Hm R
1
T11 T2源自 温K度W/ K
水2的73离子积 295
373
ＫceqΘ(wH3O )0.1离3×子1的0–平14 衡1浓.0度×10–14 7.4×10–14
水的ceq电(O离H过) 程离吸子热的平衡浓r度Hm 55.84kJ mol1
Ka (HA)
ceq (HA)
A H2O HA OH
Kb (A )
ceq (HA) ceq (OH ) ceq (A )
HA H2O A H3O+
A H2O HA OH Ka (HA) Kb (A ) Kw
Ka (HA)
ceq (HA)
ceq (H3O+ ) ceq (A )
ceq (A ) ceq (H3O )
Ka (HA)
ceq (HA)
ceq (H3O+ )
[ c(HA)
ceq (H3O+ ) ] Ka (HA) ceq (H3O+ )
BCl3+:NH3=Cl3B ←NH3 AlCl3 + Cl– = AlCl4–
Cl
NH3
B
Cl
第五章酸碱平衡课后习题参考答案
第五章酸碱平衡课后习题参考答案1解：共轭碱：CN -；H 2AsO 4-；NO 2-；F -；H 2PO 4-；IO 3-；H 4IO 6-；[Al(OH)2(H 2O)4]2+；[Zn(OH)(H 2O)5]+。
2解：共轭酸：HCOOH ；PH 4+；HClO ；HS -；HCO 3-；H 2SO 3；HP 2O 73-；HC 2O 4-；C 2H 4(NH 2)(NH 3+)；CH 3(NH 3+)。
3解：酸：H 3AsO 3；H 3PO 3； 碱：SO 32-；Cr 2O 72-；NH 2-NH 2；BrO -； 两性：H 2C 2O 4-；HCO 3-；H 2PO 4-；HS -。
4解：（1）查表得：50℃时的K θw =5.31×10-14； ∴ 7141030.21031.5][--+⨯=⨯==θW K H pH=6.64同理：100℃时的K θw =5.43×10-13； ∴ 7131037.71043.5][--+⨯=⨯==θW K H pH=6.13（2）[H +]=0.20 pH=0.699（3）[OH -]=8.0×10-3 pH=11.90（4）[H +]=0.05×0.1÷1=5×10-3 pH=2.30（5）333102.15.0100.14.01021.0][---+⨯=⨯⨯+⨯⨯=H pH=2.92 （6）[H +]=0.1/2=0.05 pH=1.30（7）5461005.521010][----⨯=+=OH pH=14-4.30=9.70（8）[OH -]=(0.1-0.01)/2=0.045 pH=12.65 8解：（1）酸HClO 2---共轭碱ClO 2-；碱NO 2----共轭酸HNO 2；7.16100.6100.1)()(]][][[]][][[]][[]][[422222222222=⨯⨯====--+-+---HNO K HClO K H NO HClO H ClO HNO NO HClO ClO HNO K a a （2）HPO 42-(酸)—PO 43-(碱)；HCO 3-(碱)—H 2CO 3(酸)671332143332434321007.1102.4105.4)()(]][[]][[------⨯=⨯⨯===CO H K PO H K HCO HPO PO CO H K a a （3）NH 4+(酸)—NH 3(碱)；CO 32-(碱)—HCO 3-(酸)82.11108.1107.4100.1)()(]][[]][[51114322423433=⨯⨯⨯⨯===---+-+-CO H K NH K CO NH NH HCO K a a （4）HAc(酸)—Ac -(碱)；OH -(碱)—H 2O(酸)9145108.110108.1)(]][[][⨯=⨯===----W a K HAc K OH HAc Ac K （5）HAc(酸)—Ac -(碱)；NH 3(碱)—NH 4+(酸)414554341024.310108.1108.1)()(]][[]][[⨯=⨯⨯⨯===---++-NH K HAc K HAc NH NH Ac K a a （6）H 2PO 4-(酸)—HPO 42-(碱)；PO 43-(碱)—HPO 42-(酸)5138433432344224241038.1105.4102.6)()(]][[]][[⨯=⨯⨯===------PO H K PO H K PO PO H HPO HPO K a a 15解：由缓冲溶液公式得： ∴ C 酸=0.28（mol/L ）所需体积为250×0.28÷6=11.7（ml ）18解：（1）刚好中和为NH 4Cl 溶液。
第五章酸碱平衡和酸碱滴定法
解:
H2S H + HS
K a1
=
[H ][HS [H2S]
]
=9.1
10-8
HS H + S2
K
a2
=
[H ][S2 [HS ]
]
=1.1
10-12
根据多重平衡规则：
K
Ka1
K
a2
[H ]2[S2 ] [H2S]
Ka1 Ka2
9.1108 1.11012
102
可忽略第二级解离而减少的以及增多 的，当作一元酸处理。因此，
则有， lg c H c OH lg kW
即 pH pOH pKW 14.00
• 酸性溶液中：c(H+)＞c(ＯH－)，pH＜7＜ pOH • 中性溶液中：c(H+) = c(ＯH－) ，pH = 7 = pOH • 碱性溶液中：c(H+) ＜ c(ＯH－) ，pH ＞7＞pOH
1.6 107
OH- +
H3PO4
K
b3
c(OH )c(H3PO4 ) c(H2PO4 )
1.3 1012
可知碱的强度为： PO43- > HPO42- > H2PO4-
K
a1
K
b3
K
a2
K
b2
K
a3
K
b1
K
w
3. 解离度和稀释定律
已解离的分子数
电解前原电解质的分子总数
×100 %
和K都能反映弱酸弱碱解离能力的大小。K是化学平衡常
解离度(α)
已解离的分子数
溶液中原有该弱电解质分子总数 100%
例如：0.10mol.L-1HAc的解离度是1.32%， 则溶液中各离子浓度是： c (H+)=c (Ac-)
第五章酸碱平衡
34
α
K (HAc) {c0 }
θ a
浓度、解离度和解离常数间的关系称稀释 定律。 c(H3O+)= c0= c 0 Kθa(HAc)
35
2.一元弱碱溶液的解离平衡 B(aq) + H2O (l) BH+(aq) + OH-(aq)
10
水的自身解离反应 H2O (l)+ H2O (l)+ OH- (aq)+H3O+(aq) (A1) (B2) (B1) (A2)
在酸的解离反应中，H2O是碱，在碱的解 离反应中， H2O又是酸，水是两性物质。
11
b.水解反应： 盐的水解反应是水与离子酸、离子碱的质子传 递反应。 如：Ac - (aq) + H2O (l) OH- (aq) +HAc (aq) (B1) (A2) (B2) (A1) NH4+(aq) + H2O (l) H3O+(aq) + NH3(aq) (A1) (B2) (A2) (B1)
27
{c(H3 O )}{c(Ac )} K (HAc) {c(HAc)}
θ a
Kaθ为弱酸的解离常数。 讨论： 弱酸解离常数的数值表明了酸的相对强弱。在 相同的温度下，解离常数大的酸是较强的酸。 解离常数具有一般平衡常数的特性，它与浓度 无关，与温度有关。
28
例：求298.15K、标准态下HAc的 Ka，并计 算0.10 mol· L-1HAc水溶液中各离子的浓度。 HAc(aq) H+ (aq) + Ac－ (aq) fGm（298.15K) -396.46 0 -369. 31 解：
无机化学 第五章 酸碱平衡
(ceq (B ) / c )(ceq (OH ) / c )
Kbθ =
(ceq (BOH) / c )
Kbθ
=
c
eq
(B ceq
)ceq (OH (BOH )
)
(简化式)
Kaθ、Kbθ：一元弱酸、弱碱的解离常数。
5.3 弱酸、弱碱的解离 平衡
5.3.1 一元弱酸、弱碱的电离 平衡 电离平衡常数的意义
5.1 酸碱质子理论概 述
5.1.2 酸、碱质子理论
酸、碱的中和：
H+
→ H3O (aq) OH (aq) H2O(l) H2O(l)
H+
→ H3O (aq) NH 3 (aq)
NH
4
(aq)
H 2 O(l)
H+
→ HAc(aq) OH (aq) H2O(l) Ac (aq)
5.1 酸碱质子理论概 述
溶液中CO32－是第二步电离产生的
HCO3－(aq)
H+ (aq) + CO32－(aq)
平衡浓度6.5 ×10-5 -y 6.5 ×10-5 +yy
Ka2
= [c(H+)[]c(CO32－=)]4.7×10-11
ө(HCO3－)
[c(HCO3－)]
6.5 ×10-5 –y = 6.5 ×106-.55 ×10-5 +y = 6.5 ×10-5
H+
HCl
NH 3
→
NH
4
Cl
酸(1) 碱(2)
酸(2) 碱(1)
5.1 酸碱质子理论概 述
5.1.2 酸、碱质子理论
酸、碱的解离： H+
5第五章 酸碱解离平衡6
HCl
BF3 +
••
••
NH3 H
F－ F
H
N H Cl-
H
F
-
B F
F
Cu2+ +
NH 3
2
4
••
NH3
NH3Cu源自NH3NH 3
● 酸----金属离子等 ●碱----与金属离子结合的负离子或中性分子 ●酸碱配合物----盐类（如MgCl2）、金属氧化物（ CaO）及大多数无机化合物
N (HA) - Neq (HA) 100% c(HA) - ceq (HA) 100%
N (HA)
c(HA)
一元弱酸的解离度与标准平衡常数的关系为：
(HA)
[ceq (A- ) / c ] [ceq (H3O ) / c ceq (HA) / c
]
Kb
(A- )
[ceq (HA) / c ][ceq (OH- ) / c ceq (A- ) / c
]
以上两式相乘得：
Ka (HA) Kb (A- ) Kw
例 5-1 25 ℃ 时，HAc 的标准解离常数为 1.8×10-5,计算其共轭碱 Ac- 的标准解离常数。
软硬酸碱理论的应用
Hard and soft acids and bases
判断反应进行的方向
以反应(C2H5)3Si－I + AgBr→(C2H5)3Si－Br + AgI 为例, 反应能够向右进行, 是因为两个产物都满足了硬 － 硬和软–软结合的规律。
Ni和Cu的常见矿是硫化物矿，而Al和Ca则分别 以氧化物和碳酸盐形式存在。能否用HSAB 原则对比 作解释？
第五章 酸碱平衡与沉淀溶解平衡
在实际应用中，还采用酸碱反应的生成物与剩余 的反应物组成缓冲系。 弱酸（过量）+ 强碱 强酸 + 弱碱（过量） 优点： ① HCl 和 NaOH 溶液常备试剂，容易获得。 ② 弱酸或弱碱的浓度即缓冲系的总浓度。 ③ 通常缓冲溶液的pH需要在pH计监控下调整， 滴加强碱/酸易于操作。
2. 缓冲溶液pH的计算
第五章 酸碱平衡与沉淀溶解平衡
教学要求：
1. 掌握酸碱质子理论：质子酸碱的定义，共轭酸碱对、酸碱反 的实质，共轭酸碱的解离平衡常数的关系。 2. 运用最简式计算弱酸、弱碱水溶液的pH值及有关离子平衡浓度。 了解同离子效应，盐效应。
3. 掌握缓冲溶液的概念、组成和缓冲机理。
5. 掌握影响缓冲溶液pH的因素、应用Henderson-Hasselbalch方程式计 算缓冲溶液的pH值。
结论
① 缓冲溶液中同时含有较大量的抗碱成分和抗酸
成分，对抗的只是外来的少量强酸、强碱。 ② 通过弱酸解离平衡的移动，使溶液中H+离子或 OH-离子浓度无明显的变化，因此具有缓冲作 用。
2. 缓冲溶液的组成 一般由具有足够浓度和一定比例的 共轭酸碱对的两种物质组成。共轭 酸称为抗碱成分，共轭碱称为抗酸 成分。 组成缓冲溶液的共轭酸碱对的两种 物质合称为缓冲系(buffer system)或 缓冲对(buffer pair)。
2.
水溶液的pH
定义：
稀溶液中，
pH=-lg aH
pH = -lg[H3O+]
3O
类似的，
298K，
pOH = -lg[OH-]
pH + pOH=14.00。
溶液中[H3O+]=1 mol· L-1～10-14 mol· L-1时，pH 值范围在0~14。 如果溶液中[H3O+]或[OH-] >1 mol· L-1时，直接 用[H3O+]或[OH-]表示。
第五章：酸碱平衡
酸和碱是两类重要的电解质。
在活的有机体中，它们起着十分重要的作用，而且很多药物本身就是酸或碱，它们的制备和分析测定条件以及药理作用等，都与酸碱性有着密切的关系。
酸碱反应是一类没有电子转移、只涉及离子的互换的反应。
许多化学反应和生化反应都是酸碱反应，有些化学反应只有在适当的酸碱条件下才能顺利进行。
了解溶液中酸碱平衡关系及其规律，对于控制酸碱反应以及与酸碱有关的化学反应的进行都是十分必要的。
第一节酸碱理论人们对酸碱概念的讨论经过了二百多年，经历了一个由表及里、由浅入深、由低级到高级的发展过程。
在这个过程中，提出了许多的酸碱理论，较重要的有：阿仑尼乌斯(S．A. Arthenius)的电离理论；布朗斯特(J．N．Bronsted)和劳莱(T．M．Lowry)的质子理论；路易斯(G．N．Lewis)的酸碱电子理论；软硬酸碱理论等。
为了能更好地说明酸碱平衡的有关规律，本节重点讨论质子理论，并简要地介绍酸碱电子理论。
一、酸碱质子理论（一）酸碱定义及其共轭关系酸碱质子理论认为：酸是能够释放质子(H+)的分子或离子（质子给体），碱是能与质子(H+)结合的分子或离子（质子受体）。
例如：HCl、HAc、NH4+、H2PO4－、[Cu(H2O)4]2+等，都能给出质子，它们都是质子酸。
而NH3、OH－、Ac－、HCO3－、HPO42－等，它们都能与质子结合，它们都是质子碱。
例如：根据酸碱质子理论，质子酸给出质子后，余下的部分必有接受质子的能力，即质子酸给出质子变为碱；反之质子碱接受质子后变为质子酸。
酸和碱并不是彼此孤立的，而是统一在对质子的关系上，这种关系可用化学反应方程式表示为：质子酸H+ + 质子碱可见，对质子酸、碱来说，酸内含碱，碱可变酸，所以质子酸、碱是相互依存的，又是可以互相转化的。
它们之间这种“酸中有碱，碱可变酸”的关系被称之为质子酸、碱的共轭关系。
另外，酸碱质子理论中的两性物质（amphoteric compound）是指在反应中，既能给出质子又能接受质子的分子或离子，如H2O、HCO3－、HPO42－等。
无机化学第五章 酸碱平衡
弱碱
一元弱碱：解离出一个OH-的碱 二元弱碱：解离出两个OH-的碱 多元弱碱：解离出多个OH-的碱
描述酸碱解离程度用什么？
一元弱酸的解离度和解离平衡常数
标准平衡常数表达式
对于气相反应：
H2 (g) I2 (g) 2HI(g)
[ p(HI) / p ]2
[ p标(H准2平) /衡p常数][：p(I2 ) / p ] 对于溶液中的反K应 ：
Kw意义----一定温度时水溶液中[H+]和[OH-]之积为一常数
温度升高，KW增大
5.2.2溶液的pH值 ● 水溶液中氢离子的浓度称为溶液的酸度
----溶液酸碱性的定量标度
● 在[H+]<1mol·L-1时，pH值表示溶液的酸度
pH =-lg[H+] pOH=- lg[OH-]
pKw= -lg{[H+][OH-]} pKw= pH+ pOH
5.1.1 酸碱解离理论
酸碱电离理论：凡在水溶液中电离出的阳离子全部 是H+的化合物是酸；电离出的阴离子全是OH- 的化 合物是碱。
酸碱电离缺点和不足：
仅限于水溶液，无法说明非水溶液的酸碱性 对于在水溶液中曾酸碱性但本身不解离出H+或OH酸碱无法定义
实际现象
NH4C1水溶液呈酸性 Na2CO3水溶液呈碱性
酸碱相互依赖的关系 成为共轭关系,酸碱也
共轭酸成为共轭共酸轭碱 碱 + H+
酸碱共轭关系
（1）HCO
3
H
CO
23
（2）H2CO 3
H
HCO
3
（3）NH
4
H
NH3
（4） NH3 （C2H4） NH3 NH3 （C2H4） NH2 H
第五章 酸碱解离平衡2
=4.5 ×10-13
2. 多元弱碱 以PO43-为例 PO43-+H2O HPO42-+ OH2 {ceq ( HPO4 )}{ceq (OH )} K b1 = 3
{ceq ( PO4 )}
K >> K a >> K 2 a3
a1
HPO42-+ H2O
K =
b2
{ceq ( H 2 PO4 )}{ceq (OH )} {ceq ( HPO4 )}
简写为：w
K = {ceq(H+)}{ceq(OH-)}
《基础化学》--- 第五章
简写为：w = {ceq(H+)}{ceq(OH-)} w ---水的质子自递平衡常数，又称水的离子积。
K
K K
讨论：
1. w 的大小只与T有关，T 温)， w =1×10-14 。
K
K
w ，25℃(室
氨水中，加入少量NH4Cl NH3 + H2O NH4+ + OH平衡
NH4Cl →NH4++ Cl这种在弱电解质溶液中加入与弱电解质含 有相同离子的 易溶强电解质时，使该弱电解 质的解离度下降的现象称为同离子效应。
《基础化学》--- 第五章
例: 0.100 molL-1HAc溶液的解离度为1.33%，如果 在该溶液中加入固体NaAc，使其浓度为0.100 molL-1 （设溶液体积不变），计算此时溶液的ceq(H+)和解离 度。[Ka（HAc）=1.7410-5] 0.100- ceq(H+) 0.100 ceq(H+) ceq(H+) +0.1000.100 { c ( H )}{ c ( Ac )} { c ( H )} 0.100 eq eq eq -5 Ka = 1.7410 = {ceq ( HAc)} 0.100 ceq(H+)= 1.7410-5（molL-1） 0.100mol•L-1HAc 1=1.33% 1.74 105 -4 = =1.7410 =0.0174% c (H+)= 1.32 × -3 10 eq 0.10
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
第五章 酸碱解离平衡 思考题试答 2011.10.16.
1．写出下列各分子或离子的共轭碱的化学式：4NH +、HCl 、H 2O 、24H PO −、
3HCO −
答：NH 3、Cl -、OH -、24HPO −、23CO −。
2．写出下列各分子或离子的共轭酸的化学式：H 2O 、HS -、24HPO −、NH 3、
3HSO −
答：H 3O +、H 2S 、24H PO −
、、H 4NH +2SO 3。
3．下列分子或离子中，哪些是酸？哪些是碱？哪些是酸碱两性物质？
HS -、、、、HAc 、OH 2-3SO 2-4HPO +4NH -、H 2O 、、HCl
-3NO 答：酸：、HAc 、HCl (只能失去质子)
+4NH 碱：、OH 2-3SO -、 (只能得到质子)
-3NO 酸碱两性物质：HS -、、H 2-4HPO 2O (既能失去质子也能得到质子)
4．何谓水的质子自递作用？何谓水的离子积常数？在纯水中加入少量酸或碱后，水的离子积常数是否改变？
答：(1) 水的质子自递作用可表示为：H 2O ＋H 2O ＝H 3O +＋OH -它表示一个水分子能从另一个水分子中得到质子形成水合氢离子，而失去质子的那个水分子则剩下氢氧根离子；
(2) 水的离子积常数是指定温下H 3O + 离子与OH - 离子相对平衡浓度的乘积； (3) 在纯水中加入少量酸或碱后，水的离子积常数不变。
5．同离子效应降低了弱酸或弱碱的解离度，是否也改变了弱酸或弱碱的标准解离常数？
答：未改变。
a
K 或b K 既然是标准平衡常数，它就只与温度有关，与溶液中存在什么离子、每种离子的浓度多少无关。
6．什么是酸雨？简述酸雨的形成过程及酸雨对大自然的主要危害。
答：酸雨指pH ＜5.6 的酸性降水。
由于矿物燃料燃烧等因素，引起大气中SO 2浓度升高，在光化
学作用下，SO 2转变为SO 3和硫酸，形成酸雨、酸雾。
酸雨可危害湖泊水体，使鱼虾绝迹；酸化土壤，使土壤贫瘠；使森林遭到破坏；使建筑物、古迹等遭到破坏。
7．在组成蛋白质的20种常见氨基酸中，最简单的是甘氨酸(H 2NCH 2COOH)。
已知甘氨酸的a K 和b K
几乎相等，试判断甘氨酸在强酸性溶液、强碱性溶液和纯水中主要以何种离子存在。
3
+
离子存在； 答：甘氨酸在强酸性溶液中主要以2HOOCCH NH 在强碱性溶液中主要以离子存在；
2OOCCH NH −2
在纯水中主要以离子2OOCCH NH 3−+
存在。
8．是一种酸碱两性物质，但为什么Na -2H PO 4442HPO 4溶液显碱性？
答：是一种酸碱两性物质，也同样是酸碱两性物质，
存在酸式水解和碱式水解两面性。
酸式水解产生H -2H PO 2-4HPO 2-4HPO 3O +，碱式水解产生OH -。
由于碱式水解的倾向大于酸式水解的倾向，OH -
浓度大于H 3O + 浓度，所以溶液呈碱性，与是酸碱两性物质无必然联系。
可以用下列计算说明：
-2H PO 酸水解：＋H 2-4HPO 2O U ＋H 3-4PO 3O
+a3
K \
(H 3PO 4)＝
3+eq 4eq 32eq 4
[(PO )/][(H O )/]
(HPO )/c c c c c −−⋅\\
\
c 4＝4.5×10-13
碱水解：＋H 2-4HPO 2O U ＋OH
-2H PO -b2K \()＝
3-4
PO --eq 24eq 2eq 4[(H PO )/][(OH )/]
(HPO )/c c c c c
−⋅\\\
c
＝
--eq 24eq 2eq 4[(H PO )/][(OH )/]
(HPO )/c c c c c c
−⋅\\\×
+eq 3+eq 3[(H O )/][(H O )/]
c c c c \\
＝,2
w a K K
＝148
1.0106.210−−××＝1.61×10-7
b2K \＞a3K \
，说明碱式水解产生OH - 浓度大于酸式水解产生H 3O + 浓度，所以溶液呈碱性。
9．何谓缓冲溶液？决定缓冲溶液pH 的主要因素有哪些？
答：能抵抗外加少量强酸或强碱而维持pH 基本不发生变化的溶液称为缓冲溶液。
决定缓冲溶液pH 的主要因素有p a
K
和缓冲比。
10．HAc 溶液中也同时含有HAc 分子和Ac - 离子，它为何不是缓冲溶液？ 答：因为这里面虽然有缓冲对，但是缓冲比远远小于
1
10
，所以缓冲容量太小，可以认为它没有缓冲能力。
例如 0.1mol ⋅L -1 HAc 溶液中，c eq (Ac -)＝1.3×10-3 mol ⋅L -1，c eq (HAc)＝0.1mol ⋅L -1，因此缓
冲比为 -(Ac )(HAc)c c ＝3
1.3100.1
−×＝1.3×10-2＜＜ 110。
也就是说抗碱成分有一定浓度，而抗酸成分
几乎没有。
11．HCOOH 、HAc 、ClCH 2COOH 的p a K
分别为3.74、4.74、2.85。
欲配制pH 为3.0的缓冲溶液，应
选择哪种比较好？
答：根据缓冲对选择原则，使所配制的缓冲溶液的pH 在所选的缓冲范围(p a
K ±1)内，因此选用p a K
为2.85的ClCH 2COOH 或p a K 为3.74的HCOOH 均不违背该原则。
但这两个相比，p a K
为2.85
的ClCH 2COOH 要比p a K 为3.74的HCOOH 好。
因为p a K 越靠近pH ，则缓冲比越接近1，在总浓
度相等的条件下缓冲容量β越大。
12．何谓缓冲容量？缓冲容量与哪些因素有关？在什么条件下缓冲溶液具有最大缓冲容量？
缓冲容量β定量表示缓冲溶液的缓冲能力：
β
def
b d dpH n V ⋅＝－a
d dpH
n V ⋅
β与总浓度、缓冲比有关。
同一共轭对组成的缓冲溶液，当缓冲比相同时，总浓度越大，缓
冲容量就越大；当总浓度相同时，缓冲比越接近1，缓冲容量也越大。