酸碱平衡

c

B
c

c

或K b
——一元弱碱的碱度常数，basicity constant
注意：K只与物质的本性和温度T有关，与浓度无关。
Kb越大，碱性越强；
二、Lewis的酸碱理论，美国物理化学家
1．理论要点： 凡可以接受电子对的分子、原子团、离子为酸； 凡可以给出电子对的物质为碱。
2.酸碱反应的实质是形成配位键的反应；碱提供 电子对，酸以空轨道接受电子对形成配位键。 3．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
（2）pH值： pH lg[ H ]

pOH lg[OH ]
[H+] [OH-]=1.0×10-14
25℃时，pH +pOH = 14; pH < 7 酸性 = 7 中性
> 7 碱性
体液 pH 体液 pH
血清 成人胃液 婴儿胃液 唾液
7.35~7.45 0.9~1.5 5.0 6.35~6.85
pH = -lg[H+] = -lg (1.32×10-3) = 2.88
[H ] c Ka 1.74 105 1.32% c 0.10
[H ] K a c
[H ] c
Ka c
c↑，[H+] ↑,α↓ c→0，α→100％
【例 3】计算0.10 mol/L一氯乙酸(CH2ClCOOH)溶液的 pH值。
解： 查表得Ka(HA) = 1.40×10-3，c = 0.10 mol/L。
Ka >> Kw , c/Ka=1.40×102 < 500, 设[H+]为x mol/L.
HA 起始浓度：0.10 电离浓度： x H+ + A– 0 x 0 x x
[H ][A ] Ka [HA] x2 3 1.4010 0.10 x
(3) 多元弱碱与多元弱酸同理。
例5－4 计算0.1 mol dm-3的H2S水溶液的[H+] 、 [S2-] 。
H2S
HS-
H+ + HSH+ + S2-
c/Ka1 ≥500， Ka1 >> Ka2
H
＋
cKa1
S2-是HS- 释放质子的产物，根据Ka2计算[S2-] [H ][S2 ] Ka 2 [HS－ ]
[ H ] K a c
一元弱酸中[H+]的最简计算公式

[H ] c Ka c c

计算酸性溶液中[H+]浓度、pH值的步骤
判断酸的强弱
强酸
弱酸
H+完全电离
H+部分电离 判断c/Ka与500的大小关系
c/Ka ≥ 500 c/Ka<500
[H ] c酸

[H ] K a c
14 1 . 00 10 10 Ac 的K b 5 . 68 10 1.76 10 5 c / K b 500,
[OH ]
K b cB

5.68 101 0 0.100
7.58 10 6 mol L1
∴[H+] = Kw/[OH-] = 1.00 × 10-14/ (7.58 ×10-6) pH = 8.88


KW
H OH
c c

KW

KW
K W H
OH
与温度有关
25℃纯水，Kw＝1×10-14
[H+] = [OH– ] =
K w 110 14 110 7 mol/L
水的离子积适用于纯水和所有稀水溶液。 任何物质的水溶液都同时含[H+]、[OH-]， 同一溶液中，始终保持[H+] [OH-]=1.0×10-14
S.A. Arrehenius Acid Base Theory, 1887
★ 酸指在水中电离出的阳离子全部为H+ H2SO4 = HSO4 + 2H+ ★ 碱指在水中电离出的阴离子全部为OHNaOH = Na+ + OH★ 中和反应的实质 H+ + OH- = H2O
局限：狭隘，不能解释所有物质，如 NH4Cl水溶液呈酸性。
大肠液 乳汁 泪水 尿液
8.3~8.4 6.0~6.9 ~7.4 4.8~7.5
电离度
平衡时已电离的浓度 100% 起始浓度
二、弱酸、弱碱与水之间的质子传递平衡 （一）一元弱酸、弱碱
例：试计算浓度为c的弱酸HA水溶液的[H+]。 解： (1) 忽略水的质子自递平衡，则： 设HA的解离度为α HA ⇋ H+ + A– 起始浓度： c 0 0 电离浓度： c α =[H+] [H+] [H+] 平衡浓度： c - [H+] [H+] [H+]
注：
如H2O，HCO3–既是 酸又是碱，两性物质。 盐也有酸碱性，如 Na2CO3，NH4Cl等。
二、酸碱反应的实质
酸碱半反应1：HAc H+ + Ac– 醋酸溶液中： 酸1 碱1 酸碱半反应2：H+ + H2O H3O+ 碱2 酸2 H+ 总反应：HAc + H2O H3O++ Ac– 酸1 碱2 酸2 碱1 实质：两对共轭酸碱对之间的质子(H+)传递反应。 反应介质：水，非水溶剂或气相。 共轭酸碱对——强酸弱碱，弱酸强碱
[H+] ≈[HS－]
[S2-]＝ Ka2
Kw = [H3O+][OH–]
∴Kw = Ka.Kb，即固定温度下，Ka与Kb成反比。
Ka与Kb成反比，说明酸愈弱，其共轭碱愈强； 碱愈弱，其共轭酸愈强。
【例 】已知NH3的为Kb为1.79×10-5 ，试求 NH4+的Ka。
解：NH4+是NH3的共轭酸, 故:
Ka = Kw / Kb = 1.00 ×10-14 / (1.79×10-5 ) = 5.59 ×10-10 答： NH4+的Ka为5.59 ×10-10.
_
Ka
H A H HA c H
2
K a K a 4K a c [H ] 2

2
一元弱酸中H+浓度的近似计算公式
当c/Ka≥500时，计算误差< 5%，即c-[H+] ≈c，则：
[H ]2 [H ]2 Ka c [H ] c
可划归为酸碱反应，从而扩大了酸碱反应的范围。
• 建立了酸碱强度和质子传递反应的辨证关系，把酸
或碱的性质和溶剂的性质联系起来。如在HAc水中是弱 酸，而在液氨中却是强酸；HNO3在水中是强酸，而在 冰醋酸中却是弱酸。
(二) 酸碱的强弱(以水为溶剂进行比较)
弱酸
HA + H2O 可简写为 平衡常数 HA
用近似公式计算
pH = -lg[H+]
一元弱酸（HA）和一元弱碱B的浓度计算公式
一元弱酸（HA）溶液中
2 K K a [H ] a K a ca ；（近似公式） 2 4
当c / K a 500时， [H ] K a ca ；（最简公式）
一元弱碱（B）溶液中 [OH ] Kb 2 K b2 K b c；（近似公式） 4
第四章 酸碱平衡
第一节 酸和碱
波义耳(Boyle)，17世纪中叶 有酸味，使石蕊变红的物质叫做酸； 有涩味，使石蕊变蓝的物质叫做碱。
波义耳发现酸碱指示剂
酸碱指示剂是一些弱的有机酸或有机碱，如石 蕊、酚酞、甲基橙等，当溶液的pH改变时，它们由 于本身结构的变化，而发生颜色的变化。 当时的农夫都是用嘴品尝土壤的方法，来鉴别 土壤的酸碱性，以进行适宜的耕种。但常有农夫因 为品尝土壤而生病。在爱人的支持下，波义耳进行 了长时间的实验。他非常喜欢紫罗兰花，一次，他 把花带入实验室，倒盐酸时溅到了花上，用水冲洗 后，他发现紫罗兰的蓝紫色变成了鲜艳的红色。经 过实验，他成为了世界上第一位把天然植物的汁液 用作酸碱指示剂的化学家。在这些指示剂中，有的 被配成溶液，有的被做成试纸。石蕊试纸就是波义 耳首先发明的。
洛里（T· M· Lowry，英国），1923年
Acids
HCl HAc H2CO3
protons + Bases
H+ H+ H+ Cl– Ac– HCO3–
HCO3– NH4+ H3O+ H2O [Al(H2O)6]3+ 分子， 阴、阳离子
H+ CO32– H+ NH3 H+ H2O H+ OH– H+ [Al(H2O)5OH]2+ 分子， 阴、阳离子
= 1.32 ×10-9 mol· L-1
【例5】已知0.30 mol· L－1 NaX溶液的pH=9.50，计 算弱酸HX解离常数Ka。
解：已知cb＝ 0.30 mol· L－1 ，pH=9.50：
pOH 14 pH 4.50
[OH ] 10

4.50
Kb c
(10 ) 9 Kb 3.3310 0.30
平衡浓度：0.10-x x x = 1.12 ×10-2 mol/L
pH = 1.95
对比用最简式计算的结果。
【例4】计算0.100mol· L-1NaAc溶液pH。Ka,HAc=1.76×10-5 解:Ac-在水中的质子传递反应为:Ac- +H2O ⇌ HAc + OH按一元弱碱处理, Ac-的Kb=Kw/Ka,
当c / K b 500时， [OH ] K b c；（最简公式）
【例2】已知浓度为0.10 mol/L 的HAc溶液，求 溶液中的H+浓度和电离度α 。 解：Ka = 1.74×10-5，c = 0.10 mol/L Ka >> Kw，c/Ka = 5.7×103 > 500
[H ] K a c 1.74 105 0.10 1.32 103 mol/L
Kw 1.0 10 6 Ka 3 10 9 Kb 3.33 10
14
4.50 2
（二）多元弱酸、弱碱 （了解） 多元弱酸：凡是能在水溶液中释放两个或两 个以上质子的弱酸。 特点：分步进行 。 例如:H2S
[H O ][HS ] 3 例：H 2S H 2 O H 3O HS , K a1 1.32 107 [H 2S]
共轭酸碱的Ka、Kb与Kw的关系 HA在水溶液中达到平衡时，离子的浓度只有一个。 ① HA的解离：HA + H2O H3O++ A– [H3O ][A ] Ka [HA]
② A–离子的水解： A–+ H2O
③ 水的解离：
OH—+ HA [HA][OH ] Kb [A ] H2O + H2O OH– + H3O+
Svante August Arrhenius 瑞典化学家
酸碱的定义: 阿伦尼乌斯的电离理论，能离解出H+和 OH-的物质。局限：狭隘，不能解释所有物质，如 NH4Cl水溶液呈酸性。
一、酸碱质子理论
(一) 定义
酸(质子给体)：能给出质子的分子或离子 碱(质子受体)：能接受质子的分子或离子
——布朗斯台德（J· N· Bronsted，丹麦）
第二节
酸碱平衡
酸碱的分类
强、强碱 一元弱酸、弱碱 多元弱酸、弱碱 两性物质
一、水的质子自递平衡
（1）离子积 H2O H+ + OH– H3O+ OH– + H3O+

Байду номын сангаас
+ H+ + H2O
H2O + H2O
[H 3O ] [OH ] Kw c c c 1mol L1
Ka

H3O+ + A H+ + A
H / c A / c



HA/ c
c 1mol L1
Ka,HA

K a 酸度常数，acidity constant
Ka越大，酸性越强；
B + H2O 平衡常数

BH+ + OH
Kb

BH OH

下列那些是酸，碱和两性物质 NH4+, NH3, HCO3-, H2O, HS-, S2-, OH-
酸碱质子理论的优点
与电离理论相比，扩大了酸和碱的范围。如NH4Cl
与NaAc，在电离理论中认为是盐，而质子理论认 为NH4Cl中的NH4+是酸， NaAc中的Ac-是碱。
• 酸碱反应是质子传递过程，符合这种要求的反应都
HS- H 2 O H 3O S2- , K a 2
[H 3O ][S2- ] [HS- ]
7.10 10-15
溶液中氢离子浓度的计算
(1) Ka2co≥20Kw（忽略水的质子平衡） (2) Ka1＞＞Ka2，Ka1/Ka2＞102，作一元酸处理：
[H ] Ka1 c0