酸碱平衡和酸碱滴定法 PPT课件
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80酸碱平衡与酸碱滴定PPT课件
4.1 电解质溶液
4.1.1 强电解质与弱电解质
电解质：熔融态或水溶液具有导电性的物质。 可分为强电解质和弱电解质。
一般认为强电解质可以完全解离，而弱电 解质ห้องสมุดไป่ตู้是小部分解离。
如： Na ON H aOH
HAcH Ac
2020/7/30
第四章 酸碱平衡与酸碱滴定
5
解离度(α)
溶 液 已 中 解 原 离 有 的 该 电 弱 解 电 质 解 分 质 子 分 总 子 数 总 数 1 0 0 %
第四章
酸碱平衡与酸碱滴定
Acid-Base Equilibrium and Acid-Base Titration
2020/7/30
第四章 酸碱平衡与酸碱滴定
1
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2
4.1 电解质溶液 4.2 酸碱理论 4.3 溶液酸度的计算 4.4 缓冲溶液 4.5 弱酸(碱)溶液中各型体的分布 4.6 酸碱滴定法
HNO3 H 3O + HF
HAc
N
H
+ 4
H 2O
H S
C
lO
4
H
S
O
4
C l
N
O
3
H 2O
F
A c
NH3 OH
S 2
2020/7/30
第四章 酸碱平衡与酸碱滴定
16
两性物质：同一物质在一个反应中它是酸，但 在另一个反应中又是碱，这种在一定条件下可以失 去质子，而在另一种条件下又可以接受质子的物质 称为(酸碱)两性物质。
酸碱平衡与酸碱滴定法 ppt课件
0
0
cα
cα
c 2
Ka
=
1
当c/ Ka ≥400时，误差 可达5%以下，可近似计算。
1 1
Ka（HA）= c 2
= Kaθ（HA）
c
稀释定律：在一定温度下( Ka 为定值)，某弱电解质
的解离度随着其溶液的稀pp释t课件而增大。
29
多元弱酸的电离平衡
第一步： H2CO 3 (aq) H2O(l)
酸性：HClO 4 H2SO4 H3PO4
HAc
H 2 CO 3
NH
4
H2O
碱性：ClO
4
HSO
4
H 2PO4
Ac
HCO
3
NH3
OH
ppt课件
12
路易斯酸碱理论 (lewis acid-base theory)
(1) 定义 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;
ceq/(mol L-1) 0.010 －x
H
3O
(aq)
HCO
－ 3
(aq)
x y z
x y
Ka1 Ka2 Kw
x + y + z≈ x， x – y ≈ x
K a1(H 2CO 3 ) = 4.2 10 7
= [H3O ][HCO－3 ] = x2
[H2CO3 ] ppt课件 0.010－x
ppt课件
23
将电极从装蒸馏水的烧杯中拿出来，用滤纸
把电极上残留的蒸馏水吸干。再将电极放进装有 混合磷酸盐的烧杯内，等待15 min以上，然后调 整仪器上的定位旋钮，使仪器显示6.86pH，这是 先给仪器定基准点。定好基准点后把电极从装有 混合磷酸溶液的烧杯内拿出，用蒸馏水洗净电极 ，并放在装有蒸馏水的烧杯内，等待3 min左右 ，使混合磷酸溶液的残留部分溶解。
第2章酸碱平衡和酸碱滴定法.ppt
第2章酸碱平衡和酸碱滴定法.ppt㈢多元弱酸(碱)溶液pH的计算由于Ka1>>Ka2，忽略第⼆步电离，按⼀元弱酸处理例19：计算0.10mol·L-1H3PO4溶液的pH值，已知H3PO4的pKa1=2.12.pH=1.62解：cKa1>>20Kw，c/Ka＜500，⽤近似式。
=2.4×10-2mol·L-1例20：计算0.10mol·L-1的Na2CO3溶液的pH值。
已知pKb1=3.75pH=11.63解：cKb1>20Kw,c/Kb1>500，⽤最简式。
=4.2×10-3mol·L-1㈣两性物质溶液pH的计算既可给出质⼦，显酸性；⼜可接受质⼦，显碱性。
NaHCO3、K2HPO4、NaH2PO4、NH4Ac、(NH4)2CO3及邻苯⼆甲酸氢钾等的⽔溶液。
NaHA质⼦条件：[H2A]+[H+]=[A2-]+[OH-]将平衡常数Ka1、Ka2及Kw代⼊上式，得：1、酸式盐(2)若允许有5%误差，cKa2≥20Kw时，可略去Kw项,得：(3)如果c≥20Ka1，则分母中的Ka1可略去，可得：最简式讨论:精确计算式(1)若HA－得、失质⼦能⼒都较弱，则[HA－]≈c；近似计算式例21：计算0.10mol·L-1的NaHCO3溶液的pH值。
已知Ka1=4.2×10-7,Ka2=5.6×10-11pH=8.31解：cKa2>20Kw,c>>20Ka1,⽤最简式。
例22：计算0.010mol·L-1的Na2HPO4溶液的pH值。
已知Ka1=7.6×10-3,Ka2=6.3×10-8,Ka3=4.4×10-13解：c>20Ka2,cKa3<20Kw,略去分母中的Ka2。
=3.0×10-10mol·L-1pH=9.52例23：计算0.050mol·L-1的NaH2PO4溶液的pH值。
第5章酸碱平衡和酸碱滴定法-ppt课件
NH4+ + H2O
H3O+ + NH3
共轭酸碱对
✓ 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
27
（3）质子自递反应 H2OOH H
H H2OH3O 总反应H： 2OH2OOH H3O
H2CO 3 ＝ H HC3O HC3 O＝H CO 3 2
（1）
a.共轭酸碱对，彼此相差一个H+ b.酸碱具有相对性
22
（2）酸碱反应的实质
H为+就了是书一写个原方子便核，，总光反秃应秃，仍半写径成小：，又带 正电荷，犹如电子H，A所c=以H不++能A以c-游离状态存在， 注 起H便+意 的立在即水， 作附中它 用着的代 。于平表溶均的剂寿是分命子只总上有反，1应0产-1，4s生。不一所能种以酸忽，。略H+H一2O出现
5
a. 代数法
代数法是最常用的，是教科书中主要介绍的方 法。它的理论性强，适用广泛是其它各种方法的基 础。但代数法比较繁琐、冗长，计算过程复杂，有 时甚至无求解，再者，它的直观性差，不易用来讨 论离子酸碱的全貌，这是它在教学中不利的一面。
代数法在酸碱平衡中应用最为广泛。例如，pH 值的计算，分布分数（或副反应系数）的计算，缓 冲问题，滴定曲线，常数测定，离子强度计算等都 主要使用代数法。
酸碱定义也不同。目前，得到认可的定义
约有十余种。例如，电离理论，溶剂理论
，质子理论和电子理论等，每种理论都各
第3章 酸碱平衡与酸碱滴定法 PPT课件
HS- H 2O H 3O S 2 A c H 2O HAc O H
弱
极弱
10-4—10-9
<10-9
NH3 H 2O NH4 O H- K b 1.8 10-5 S 2- H 2O HS- O H
酸碱反应的平衡常数Kt
强碱滴定强酸 1 + K 10 H + OH ===H2O [ H ][OH ] 强碱滴定弱酸 K [A ] 1 HA + OHA- + H2O K [HA ][OH ] K K 强酸滴定弱碱 Kb [ HA] 1 Kt H+ + AHA [ A ][H ] K a K w
14.0 t
t b
a w
二、活度和活度系数
活度： 由于溶液中离子之间相互作用，使离 子参加化学反应的有效浓度要比它的实际浓
度低，因此，用浓度代入各种平衡常数公式
进行计算，所得结果与实验结果产生一定的
偏差。这种偏差对强电解质的浓溶液较为明
显。为了定量反映溶液中离子间相互作用的
强弱程度，引入活度概念。
aOH aHA K a A
o b
2018年11月6日3时24分
续前
共轭酸碱对: 如HA—A-、HA的Ka与A-的碱式 离解常数Kb之间的关系：
K a Kb K w
对多元弱酸：如H3A在水溶液中逐级离解为 H2A-、HA2-、A3-
K b1 K w / K a3 K b2 K w / K a2 K b3 K w / K a1
在溶剂分子间发生的质子转移反应，称为 溶剂的质子自递反应。 （autoprotolysis reaction)。 这种反应的平衡常数称为溶剂的质子自递 常数（autoprotolysis constant)，以Ks 表示。
酸碱平衡与酸碱滴定法课件
问题：H+ 的共轭碱是什么型体？
H2O是酸还是碱？
2、酸碱反应的实质——质子的转移
酸的离解：
HAc H Ac
HAc H 2 O H 3 O Ac H H 2O H3 O
水的自递：
H 2O H H3 O
H+ HAc H Ac 简化：
3.8 酸碱滴定的终点误差
3.8.1 代数法计算终点误差 3.8.2 终点误差公式和终点误差图及其应用
3.9 酸碱滴定法的应用
3.9.1 酸碱标准溶液的配制与标定 3.9.2 酸碱滴定法的应用实例
3.10 非水溶剂中的酸碱滴定
3.10.1 概述 3.10.2 溶剂性质与作用 3.10.3 非水滴定的应用
2 3 3 3
实验试剂
HCI标准溶液（0.05 mol.L-1 ） H3BO3溶液(2%) H2SO4(浓) NaOH溶液O4.5H2O(固体) 甲基红—次甲基蓝混合指示剂或甲基红—溴甲酚绿混合指示剂
实验仪器:
凯氏烧瓶（100ml）:1个 凯氏定氮装置 移液管(10ml): 1支 酸式滴定管(10ml): 1支
按照国家药品食品监督管理局的规定，0—3个月 婴儿食用的奶粉，蛋白质含量必须达到12%，3—6个 月婴儿食用的奶粉，蛋白质含量应不低于10%，而这 些所谓的婴幼儿专用奶粉蛋白质含量只有2%。 长期饮用蛋白质含量极低的奶粉，首先会导致婴儿 严重营养不良，随后会引起各种并发症，在外来细菌的 侵袭之下，婴儿几乎完全丧失了自身的免疫能力，病情 发展十分迅速，最后婴头部严重水肿，几乎看不清五官， 全身皮肤也出现了大面积的高度溃烂，伤口长时间无法 愈合，最后导致呼吸衰竭而死亡。
第三章
酸碱平衡与酸碱滴定
第四章酸碱平衡与酸碱滴定法.ppt
解：
pH 前
PK a
lg cb ca
4.74 lg
0.1 0.1
0.5
0 0 2 4 4.76 6 8 10 12 pH
HF与HCN的-pH图
HF
F
0.5
0 0 2 3.174 0.5
6 8 10 12 pH
HCN
CN
00 2 4 6 8 9.3110 12 pH
二元弱酸的分布系数
H2A HA A2
2
H 2
H 2 H K a1
K a1
K a2
1
H
2
H K a1 H K a1
K a1
K a2
0
H 2
Ka1 Ka2 H Ka1 Ka1 Ka2
H2CO3的-pH图
H 2CO 3
HCO
30 12 pH
电荷数一定，I， 0 ~ 0.1，0.1 ~ 0.5两段
M3、A3 M4、A4
I / mol·L-1
4-1 酸碱平衡的理论基础（3）
酸碱反应类型及平衡常数 水的质子自递反应 一元弱酸（碱）的离解 多元弱酸（碱）的离解
水的质子自递反应
H2O H2O
H3O OH
H
4-1 酸碱平衡的理论基础（2）
活度与浓度
活度：离子在化学反应中起作用的有效浓度
c
溶液无限稀时：=1 中性分子：=1 溶剂活度：=1
Debye-Hückel公式
lg i
0.509Z
2 i
1 B
I I
（适用于I<0.1）
第六章 酸碱平衡与酸碱滴定法i ppt课件
=7.1×10-15，
求：S2-的
KΘ b1
和
K
Θ b2
。
解：
KaΘ1 (H2S)
KΘ b2
(S2
)
KΘ w
K
Θ b2
(S2
)
KΘw
K
Θ a1
(H
2S)
1.0 1014 1.3107
7.7 108
同理可得：
K
Θ b1
(S2
)
KΘw
K
Θ a2
(H
2S)
1.0 1014 7.11015
1.4
12
＋H+ ＋H+
零水准 Ac-
H2O
－H+
OH-
c(H+ )＋c(HAc) c1 c(OH- )
22
二、酸碱水溶液中酸度的计算
➢ 强酸（碱）水溶液： 强酸：HA 分析浓度：c
质子条件式： c(H+) = c(OH-) + c
精确式：c(H+
)＝
Kw c(H+
)
c
当c ≥ 10-6 mol·L-1或 c2(H+) ＞20 KΘw ： 最简式：c(H+ ) c
c(HA) c
c(HA) c(HA) c(A- )
1
1
Ka c(H+ )
c(H+ ) c(H+ ) Ka
A
c(A- ) c
c(A- ) c(HA) c(A- )
Ka c(H+ ) Ka
13
HA的型体分布图
HA
c(H+ ) c(H+ ) Ka
A
第二章酸碱平衡和酸碱滴定法 PPT课件
[H+]2 Ka1 δ2 = [H+]3+[H+]2 K +[H+]K ·K +K ·K ·K a1 a1 a2 a1 a2 a3
δ1 = δ0 =
2018/11/3
[H+] Ka1 ·Ka2
[H+]3+[H+]2 Ka1+[H+]Ka1 ·Ka2+Ka1 ·Ka2 ·Ka3 Ka1 ·Ka2 ·Ka3
㈢两性物质：既能给出质子又能结合质子的物质
如：HCO3-、H2O、NH2CH2COOH
㈣共轭酸碱对：这种因一个质子的得失而互相转变的每
一对酸碱，称为共轭酸碱对。
2018/11/3 2
二、分析浓度和平衡浓度
平衡浓度:反应达到平衡时，溶液中溶质某种型体的实际 浓度，以[ ]表示。
分析浓度:溶液中，某种物质各种型体的平衡浓度之和， 以c表示。 如：cHAc = [HAc] + [Ac -]
2018/11/3
6
§2.2
分布分数δ的计算
分布系数δ(distribution coefficient) ：平衡时溶液中某物种
的浓度占总浓度的分数，以δ表示。
一、 一元酸δ 的计算，以乙酸（HAc）为例：
溶液中物质存在形式：HAc；Ac- ，总浓度为 c 设： HAc 的分布系数为δ1 ； Ac- 的分布系数为δ0 ； 则：δ1 = [HAc]/c = [HAc] / ([HAc] + [Ac- ] )
酸碱反应及酸碱滴定
赵 广柱
2007 5
2018/11/3 1
§2.1
一、酸碱质子理论台德（Bronsted）提出
㈠酸： 能够给出质子（H+）的物质 HAc
酸碱平衡及酸碱滴定法.pptx
(1) 先选参考水平(大量存在,参与质子转移的物质)。参考 水平 在质子条件平衡式中不会出现。
(2) 将参考水平得质子后的形式写在等式的左边，失质子 后的
形式写在等式的右边. (3) 有关浓度项前乘上得失质子数，总的得失质子的物质
的量
第23页/共119页
例: 一元弱酸(HA)水溶液的质子条件式： 确定参考水平(Zero Level): H2O,
酸 HAc
质子 + 碱 H+ + Ac－
共轭酸碱对
第3页/共119页
关于共轭酸碱对的例子(p46)
酸
共轭碱 + 质子
HF
H
2P
O
4
H6Y2+
NH4+
F-
+
H+
H
P
O
24
+
H+
酸 碱
H5Y+
+
H+
半 反
NH3
+
H+
应
结论：酸碱可以是阳离子、阴离子、中性分子。
第4页/共119页
例: HAc在水中的离解反应（p47）
半反应1:
HAc
Ac- + H+
半反应2: H+ + H2O
总反应: HAc + H2O
简写为:
HAc
H3O+ Ac- + H3O+ Ac- + H+
在这里，溶剂水起到碱的作用！ 结论：酸碱反应的实质是质子转移
第5页/共119页
碱(NH3)在水溶液中的离解反应:
NH3 + H+ H2O
(2) 将参考水平得质子后的形式写在等式的左边，失质子 后的
形式写在等式的右边. (3) 有关浓度项前乘上得失质子数，总的得失质子的物质
的量
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例: 一元弱酸(HA)水溶液的质子条件式： 确定参考水平(Zero Level): H2O,
酸 HAc
质子 + 碱 H+ + Ac－
共轭酸碱对
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关于共轭酸碱对的例子(p46)
酸
共轭碱 + 质子
HF
H
2P
O
4
H6Y2+
NH4+
F-
+
H+
H
P
O
24
+
H+
酸 碱
H5Y+
+
H+
半 反
NH3
+
H+
应
结论：酸碱可以是阳离子、阴离子、中性分子。
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例: HAc在水中的离解反应（p47）
半反应1:
HAc
Ac- + H+
半反应2: H+ + H2O
总反应: HAc + H2O
简写为:
HAc
H3O+ Ac- + H3O+ Ac- + H+
在这里，溶剂水起到碱的作用！ 结论：酸碱反应的实质是质子转移
第5页/共119页
碱(NH3)在水溶液中的离解反应:
NH3 + H+ H2O
第三章 酸碱平衡与酸碱滴定法(1)-19页PPT资料
⑦1963年，美国化学家R.G.Pearson提出的软硬酸碱理论等。
一 酸碱质子的概念
1923年由Brfnsted J N和Lowry T.M.提出：
酸：反应中任何能给出质子的物质，即质子给体
碱：反应中任何能接受质子的物质，即质子授体
HA
H+ + A-
酸
质子 碱
因一个质子的得失而互相转变的每一对酸碱，称为 共轭酸碱对。 和HA 为共A轭酸碱对。即酸失去质子变为 它的共轭碱，碱得到质子后变为它的共轭酸，两者是 相互依存的。
酸碱可以是中性物质，也可以是阳离子或阴离子；有些物
质在一定条件下能给出质子，可以作为酸参加反应，在另外一 种条件下又能接受质子，可以作为碱参加反应，此类物质称为 两性物质。
酸
HCl H2PO4HPO42H2O [A1(H2O)6]3+ H3O+
NH4+
质子 H+ H+ H+ H+ H+
H+ H+
+碱 Cl-
Ka2 [c(COc3(2H)cC]O3[c) (H)c] c
⑷ 多元 弱碱在水中的电离
例：Na2CO3
CO3 2-
CO3 2- +H2O = HCO3- + OH-
Kb1 [c(HCc3O(C)cO3]2[)c(OH )c] c
HCO3- +H2O = H2CO3 + OH-
Kb2 [c(H2Cc(O3H)cC]3O [c)(OH)c] c
③1811年，英国化学家H.Davy 又提出氢是酸的组成部分； ④1884年，瑞典化学家S.A.Arrehenius提出酸碱电离理论； ⑤1905年，美国科学家E.C.Frankin提出酸碱溶剂理论； ⑥1923年，丹麦化学家J.N.Bronsted和英国化学家T.M.Lowry的 酸碱质子理论；美国化学家G.N.lewis提出的酸碱电子理论；
一 酸碱质子的概念
1923年由Brfnsted J N和Lowry T.M.提出：
酸：反应中任何能给出质子的物质，即质子给体
碱：反应中任何能接受质子的物质，即质子授体
HA
H+ + A-
酸
质子 碱
因一个质子的得失而互相转变的每一对酸碱，称为 共轭酸碱对。 和HA 为共A轭酸碱对。即酸失去质子变为 它的共轭碱，碱得到质子后变为它的共轭酸，两者是 相互依存的。
酸碱可以是中性物质，也可以是阳离子或阴离子；有些物
质在一定条件下能给出质子，可以作为酸参加反应，在另外一 种条件下又能接受质子，可以作为碱参加反应，此类物质称为 两性物质。
酸
HCl H2PO4HPO42H2O [A1(H2O)6]3+ H3O+
NH4+
质子 H+ H+ H+ H+ H+
H+ H+
+碱 Cl-
Ka2 [c(COc3(2H)cC]O3[c) (H)c] c
⑷ 多元 弱碱在水中的电离
例：Na2CO3
CO3 2-
CO3 2- +H2O = HCO3- + OH-
Kb1 [c(HCc3O(C)cO3]2[)c(OH )c] c
HCO3- +H2O = H2CO3 + OH-
Kb2 [c(H2Cc(O3H)cC]3O [c)(OH)c] c
③1811年，英国化学家H.Davy 又提出氢是酸的组成部分； ④1884年，瑞典化学家S.A.Arrehenius提出酸碱电离理论； ⑤1905年，美国科学家E.C.Frankin提出酸碱溶剂理论； ⑥1923年，丹麦化学家J.N.Bronsted和英国化学家T.M.Lowry的 酸碱质子理论；美国化学家G.N.lewis提出的酸碱电子理论；
化学知识--酸碱平衡和酸碱滴定法(ppt 266页)
基准物质：用以直接配制标准溶液或标定溶液浓度的物质
1. 组成与化学式相符( H2C2O4·2H2O、NaCl )； 2. 试剂纯度 > 99.9%；
3. 稳定( Na2CO3、CaCO3、Na2C2O4等)； 4. 有较大的摩尔质量；
5. 反应时按一定的化学计量关系进行，没有副反应。
03.10.2020
BR
标签颜色 绿
红
蓝 咖啡色
03.10.2020
15
五、滴定分析法中的计算 1、分析化学中常用的量和单位
物质的量: n (mol、 mmol)
摩尔质量:
M (g·mol-1)
必须指明基本单元
物质的量浓度: c (mol·L-1)
质量:
m (g、mg)
体积:
V (L、mL)
由于物质的量的数值 取决于基本单元的选 择，选择不同的基本
3
化学平衡 aA + bB = cC + dD
C
A B
C D
Kw：水的离子积 Ka：酸的解离常数 Kb：碱的解离常数 Ksp：溶度积 Kt：滴定反应常数
Kinetic Equilibrium region region
time
03.10.2020
4
方法特点
适用于常量组分(含量＞1%)的测定； 相对误差一般约为±0.2%，准确度较高； 仪器简单、操作简便、快速； 有很大的实用价值。
TA/T: mg/ml，g/ml TFe/K2Cr2O7 = 0.005000 g/ml: 每ml K2Cr2O7可以滴
定0.005000 g Fe2+. 若已知V = 21.50 ml，则溶液中Fe的质量为：
m F e0 .00 520 .5 10 0 0 .0 10 g75
6 酸碱平衡与酸碱滴定法 PPT课件
NH3（碱1） + H2O （酸2）
共轭酸碱对
NH4Cl的水解 (相当于NH4+弱酸的离解)
NH4+ + H2O
H3O+ + NH3
共轭酸碱对
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
酸碱中和反应，也是离子酸碱的质子转移反应。
按酸碱质子理论，弱酸或弱碱既可以是分
子型的， HAc
，HF， NH3
，也可以是离子型
的，如 NH4+ ， Ac － 等。既能给出质子作为 酸，也能接受质子作为碱的物质称为两性物， 如H2O，HCO3- ，HS- ，HPO42-等。
水是两性物质，它的自身解离反应也是质子 转移反应。 H+ H2O(l)+H2O(l) H3O+(aq) +OH－(aq)
特点：
①从物质的化学组成上揭示了酸碱的本质； ②导出了衡量酸碱强度的定量标度活度(a)、电离常数(Ki)和电 离度等概念，对研究电解质溶液中的平衡关系起了重要作用。
局限性
①只适用于水溶液体系； ②不能解释像NaAc和氯化氨NH4Cl这样的物质的酸碱性，盐包含 了酸性和碱性物质，比较混乱，因此人们又建立了酸碱质子理 论。
6.1.2 酸碱的共轭关系与缓冲体系 酸——溶液中凡能给出质子的物质 碱——溶液中凡能接受质子的物质 特点：
1）具有共轭性 2）具有相对性 3）具有广泛性
如： H2O 中性分子，既可为酸，也可为碱
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c c
溶液浓度越 稀，解离度 越大 — 稀释定 律
平衡浓度
c-c
K HA
c . c . c 2 c (1 ) 1
当KHA很小,则很小时， 1-α≈1
KHA = cα
2
K HA c
11
三、同离子效应和盐效应 1、同离子效应 解离平衡同其它平衡一样，是条件平衡，当维持平衡体系 的外界条件发生改变时，会引起解离平衡的移动，
Kb =[HA][OH-] / [A -]
离解常数K
1、大小可以衡量电解质的相对强弱；
2、只与弱电解质的本性及温度有关，与浓度无关。
10
4、解离度和稀释定律
已解离的弱电解质浓度 100% 解离度（）= 弱电解质初始浓度
在温度、浓度相同条件下,α越小，电解质越弱。
AB( aq ) 初始浓度 c
A ( aq ) B ( aq ) 0 0
5
二、路易斯 (Lewis）酸碱 ——酸碱电子理论
酸：电子对的接受体。
碱：电子对的给予体。
Lewis G N 美国物理化学家
例 1） H+ + :OH－ = H2O
2） H3N: + Ag+ + :NH3 = [ Ag(NH3)2]+ 酸碱反应不再是质子转移而是电子转移。
6
3.2 电解质溶液的离解平衡
HAc + H2O
' K HAc + H O [Ac ] 3 [HAc][H 2O]
H2O+ + AcK HAc
+ H O [Ac ] 3 [HAc]
9
HA+H2O = H3O+ + A -
Ka = [H+][A-]/[HA]
A- +H2O = HA +OH-
第三章 酸碱平衡和酸碱 滴酸碱理论概述
一、布朗斯特(Brfnsted)酸碱质子理论 1、酸碱质子理论基本概念 酸：凡是能给出质子的物质 碱：凡是能接受质子的物质
Brfnsted J N 丹麦物理化学家
酸碱反应的实质：质子由给予体向接受体的转移过程。 气相中 溶剂中 水 是 两 性 HF(g) + H2O(l) →H3O+(aq) + F–(aq)
+ HF(aq) + NH3(aq) → NH4 (aq) + F– (aq)
H2O(l) + NH3(aq) →OH –(aq) + NH 4 (aq) H2S(aq) + H2O (l) →H 3O+ (aq) + HS-(aq)
4
共轭酸碱对
酸
质子 + 碱
酸的共轭碱——酸失去质子形成的碱。 碱的共轭酸——碱结合质子形成的酸。 酸与它的共轭碱，碱与它的共轭酸称 共轭酸碱对。 酸给出质子的趋势越强，生成的共轭碱越弱，反之亦然； 碱接受质子的趋势越强，生成的共轭酸越弱， 反之亦然。
未加入NaAc时： HAC H AC 0.100-x x x
x2 1.75 10 5 0.100 x
5
2 1.32%
3 1 x 1.32 10 mol L c / Ka 0.1/1.75 10 500
1 1.75 10 2% 1 2 1.32% 75.4
HAc
H Ac
c
NH3· H2O
NH4 OH
c
NaAc Na Ac
NH4Cl NH4 Cl -
在弱电解质中加入含有相同离子的易溶强电解质，使 弱电解质解离度降低的现象 —— 同离子效应。
12
例 . 在 0.100 mol· L-1HAc 溶液中，加入固体 NaAc 使其浓度为 0.100 mol· L-1，求加入NaAc前后溶液中c(H+)和HAc的解离度？ 解：
CO( g ) H 2O( g )
CO2 ( g ) + H 2 ( g )
8
2、化学平衡常数 化学平衡定律：在一定温度下，可逆反应达到平衡，生成物浓 度幂的乘积与反应物浓度幂的乘积之比是一个常数。
K——化学平衡常数（简称平衡常数）
D K
3、离解常数
d
[E]
e
[ A]a [ B]b
弱电解质在水溶液中部分解离，存在离解平衡。
化 在溶液或熔融 合 状态能否导电 物 一、强电解质的离解 1、强电解质在溶液中的状况 导电能 电解质 力强弱 非电解质 弱电解质 强电解质
强电解质在水溶液中理应完全理解，但实际其电离度小于 100%。 溶液中离子总是同过量异号离子联系在一起形成 “离子氛”。
7
二、弱电解质的离解平衡 1、化学平衡 在同一条件下，既能向正反应方 向进行，也能向逆反应方向进行 的反应——可逆反应 CO(g) H2O(g) CO2(g) H2(g)
14
15
四、酸碱的相对强弱
1、酸碱的离解平衡
H2O + H2O = H3O+ + OH酸 碱 酸 碱 水具有两性作用 KW = [H3O+][OH-] 水的离子积 酸碱反应是两个共轭酸碱对质子转移的过程。
16
HA+H2O = H3O+ + A Ka = [H+][A-]/[HA] Ka ——酸度常数
若加入0.1 mol· L-1 HCl?
13
2、盐效应
在弱电解质溶液中加入不含相同离子的强电解质，该弱 电解质的解离度将有所增大——盐效应
0.1mol· L-1 HAc溶液中加入NaCl 使其浓度为0.1mol· L-1，则 c(H+)由1.32×10-3mol· L-1增加到1.82×10-3mol· L-1；α由 1.32%增加为1.82% 。 同离子效应与盐效应是两种完全相反的作用，发生同离子响 应时，也伴有盐效应发生，但是同离子效应的影响更大。
A- +H2O = HA +OHKb =[HA][OH-] / [A -] 注意： 酸的离解常数Ka越大，酸的强度越大； 碱的离解常数越大Kb ，碱的强度越大。 酸碱强弱取决于物质给出质子和接收质子能力。 Kb ——碱度常数
H Ac HAc 0.100 -x x 0.100 + x
x( 0.100 x ) 1.75 10 5 0.100 x
1 1.75 102%
c / K a 0.1 / 1.75 105 500
x 1.75 105 mol L1
溶液浓度越 稀，解离度 越大 — 稀释定 律
平衡浓度
c-c
K HA
c . c . c 2 c (1 ) 1
当KHA很小,则很小时， 1-α≈1
KHA = cα
2
K HA c
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三、同离子效应和盐效应 1、同离子效应 解离平衡同其它平衡一样，是条件平衡，当维持平衡体系 的外界条件发生改变时，会引起解离平衡的移动，
Kb =[HA][OH-] / [A -]
离解常数K
1、大小可以衡量电解质的相对强弱；
2、只与弱电解质的本性及温度有关，与浓度无关。
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4、解离度和稀释定律
已解离的弱电解质浓度 100% 解离度（）= 弱电解质初始浓度
在温度、浓度相同条件下,α越小，电解质越弱。
AB( aq ) 初始浓度 c
A ( aq ) B ( aq ) 0 0
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二、路易斯 (Lewis）酸碱 ——酸碱电子理论
酸：电子对的接受体。
碱：电子对的给予体。
Lewis G N 美国物理化学家
例 1） H+ + :OH－ = H2O
2） H3N: + Ag+ + :NH3 = [ Ag(NH3)2]+ 酸碱反应不再是质子转移而是电子转移。
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3.2 电解质溶液的离解平衡
HAc + H2O
' K HAc + H O [Ac ] 3 [HAc][H 2O]
H2O+ + AcK HAc
+ H O [Ac ] 3 [HAc]
9
HA+H2O = H3O+ + A -
Ka = [H+][A-]/[HA]
A- +H2O = HA +OH-
第三章 酸碱平衡和酸碱 滴酸碱理论概述
一、布朗斯特(Brfnsted)酸碱质子理论 1、酸碱质子理论基本概念 酸：凡是能给出质子的物质 碱：凡是能接受质子的物质
Brfnsted J N 丹麦物理化学家
酸碱反应的实质：质子由给予体向接受体的转移过程。 气相中 溶剂中 水 是 两 性 HF(g) + H2O(l) →H3O+(aq) + F–(aq)
+ HF(aq) + NH3(aq) → NH4 (aq) + F– (aq)
H2O(l) + NH3(aq) →OH –(aq) + NH 4 (aq) H2S(aq) + H2O (l) →H 3O+ (aq) + HS-(aq)
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共轭酸碱对
酸
质子 + 碱
酸的共轭碱——酸失去质子形成的碱。 碱的共轭酸——碱结合质子形成的酸。 酸与它的共轭碱，碱与它的共轭酸称 共轭酸碱对。 酸给出质子的趋势越强，生成的共轭碱越弱，反之亦然； 碱接受质子的趋势越强，生成的共轭酸越弱， 反之亦然。
未加入NaAc时： HAC H AC 0.100-x x x
x2 1.75 10 5 0.100 x
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2 1.32%
3 1 x 1.32 10 mol L c / Ka 0.1/1.75 10 500
1 1.75 10 2% 1 2 1.32% 75.4
HAc
H Ac
c
NH3· H2O
NH4 OH
c
NaAc Na Ac
NH4Cl NH4 Cl -
在弱电解质中加入含有相同离子的易溶强电解质，使 弱电解质解离度降低的现象 —— 同离子效应。
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例 . 在 0.100 mol· L-1HAc 溶液中，加入固体 NaAc 使其浓度为 0.100 mol· L-1，求加入NaAc前后溶液中c(H+)和HAc的解离度？ 解：
CO( g ) H 2O( g )
CO2 ( g ) + H 2 ( g )
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2、化学平衡常数 化学平衡定律：在一定温度下，可逆反应达到平衡，生成物浓 度幂的乘积与反应物浓度幂的乘积之比是一个常数。
K——化学平衡常数（简称平衡常数）
D K
3、离解常数
d
[E]
e
[ A]a [ B]b
弱电解质在水溶液中部分解离，存在离解平衡。
化 在溶液或熔融 合 状态能否导电 物 一、强电解质的离解 1、强电解质在溶液中的状况 导电能 电解质 力强弱 非电解质 弱电解质 强电解质
强电解质在水溶液中理应完全理解，但实际其电离度小于 100%。 溶液中离子总是同过量异号离子联系在一起形成 “离子氛”。
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二、弱电解质的离解平衡 1、化学平衡 在同一条件下，既能向正反应方 向进行，也能向逆反应方向进行 的反应——可逆反应 CO(g) H2O(g) CO2(g) H2(g)
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四、酸碱的相对强弱
1、酸碱的离解平衡
H2O + H2O = H3O+ + OH酸 碱 酸 碱 水具有两性作用 KW = [H3O+][OH-] 水的离子积 酸碱反应是两个共轭酸碱对质子转移的过程。
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HA+H2O = H3O+ + A Ka = [H+][A-]/[HA] Ka ——酸度常数
若加入0.1 mol· L-1 HCl?
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2、盐效应
在弱电解质溶液中加入不含相同离子的强电解质，该弱 电解质的解离度将有所增大——盐效应
0.1mol· L-1 HAc溶液中加入NaCl 使其浓度为0.1mol· L-1，则 c(H+)由1.32×10-3mol· L-1增加到1.82×10-3mol· L-1；α由 1.32%增加为1.82% 。 同离子效应与盐效应是两种完全相反的作用，发生同离子响 应时，也伴有盐效应发生，但是同离子效应的影响更大。
A- +H2O = HA +OHKb =[HA][OH-] / [A -] 注意： 酸的离解常数Ka越大，酸的强度越大； 碱的离解常数越大Kb ，碱的强度越大。 酸碱强弱取决于物质给出质子和接收质子能力。 Kb ——碱度常数
H Ac HAc 0.100 -x x 0.100 + x
x( 0.100 x ) 1.75 10 5 0.100 x
1 1.75 102%
c / K a 0.1 / 1.75 105 500
x 1.75 105 mol L1