第五章 酸碱平衡
第五章酸碱平衡与沉淀溶解平衡
Ka
[H ]2 c [H ]
[H ]2 c
[H ] Ka c
] 碱性溶液中 [H+] ＜1、0×10-7 mol·L-1＜ [OH-
]
一、水得质子自递平衡
通常用氢离子活度得负对数——pH表示溶液得 酸碱性。
pH lg a(H )
在稀溶液中,可用浓度得数值代替活度,则
pH lg[H ]
一、水得质子自递平衡
溶液得酸碱性也可用pOH来表示:
pOH lg[OH ]
Bronsred JN
一、 酸碱得质子理论
(一) 酸碱得定义 酸(acid):能给出质子(H+)得物质 (质子给体)。 酸可以就是分子、阳离子或阴离子。
例如: HCl 、HAc、H3PO4、NH4+、HCO3- 等为 酸
HAc
H+ + Ac-
NH4+
H+ + NH3
一、 酸碱得质子理论
碱(base):能接受质子得物质 (质子受体)。 碱可以就是分子、阳离子或阴离子。 例如:OH- 、Ac-、H2PO4-、NH3、CO32- 等为碱
别为:
PO43- + H2O
HPO42- + OH-
K b1
Kw Ka3
2.1102
HPO42- + H2O
H2PO4- + OH-
K b2
Kw K a2
1.6 107
H2PO4- + H2O
H3PO4 + OH-
Kb3
Kw K a1
1.4 1012
三、弱酸(弱碱)与水之间得质子传递平衡
(一) 强酸或强碱溶液
凡就是可以接受电子对得物质称为酸(电子对接受 体) 凡就是可以给出电子对得物质称为碱(电子对给予 体)例如:H+、Cu2+、 BF3 等为酸
07-酸碱平衡(1)-4
第三节 水溶液的酸碱性及pH计算
一、水的质子自递反应 发生在同种溶剂分子之间的质子传递作用称 为质子自递反应． 在一定温度下水的质子自递反应达到平衡时， 有如下关系： （式中的H2O可看成是一常数，将它与K合并） H2O+ H2O H3O＋ +OH－
H O OH K
H2OH2O
HAc
H++Ac-
在一定温度下，当弱电解质分子电离成离子
的速度与离子又结合成分子的速度相等时，电离
过程既达到动态平衡，称为电离平衡，这时未电
离分子浓度和已电离出来的各离子浓度不在改变
则 Ki =
H Ac
HAc
Ki 称为电离常数（Ka 表示弱酸电离常数；Kb 表 示弱碱电离常数） Ki 越大，电离程度越大， Ki 与 弱电解质的本性及温度有关，而与浓度无关。
3
二、共轭酸碱对Ka与Kb的关系 H3O＋OH－＝ＫH2O２＝Ｋｗ 式中Ｋｗ称为水的离子积常数。 室温下（298K）Ｋｗ＝1.0×10－14 298K，纯水中的
[H3O+]=[OH]=1.0 107mol/L
三、一元酸碱 (一) 强酸或强碱溶液
强酸或强碱属于强电解质，在水中完全解离。
HCl(气) NH 3 (气) NH 4Cl HCl NH 3 NH 4Cl
( 苯中)
为了克服电离理论的局限性，1923年 BrÖnsted和Lowry提出了一种较全面的酸碱理论, 称为酸碱质子理论。 一、酸碱的定义 凡给出质子(H+)的物质都是酸，凡能接受质 子的物质都是碱。
K a c 1.76 105 0.10
pH lg H 3O lg 1.3 10 3 2.89
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 酸碱平衡与酸碱滴定
二、酸碱反应的实质：质子的转移
H+
酸+ 碱
如： H+
共轭碱 + 共轭酸
HCl(g) + NH3(g)
Cl- + NH4
请你排一排它们的酸碱性大小？
三、酸碱的强弱：本身性质、溶剂
H+（部分）
HAc + H2O H+（全部）
HAc + NH3
Ac- + H3O 醋酸为弱酸 Ac- + NH4 醋酸为强酸
溶液分为酸性、中性和碱性溶液。298.15K时： 当[H+]=[OH-] = 1×10–7 mol/L时，溶液显中性； 当[H+]>[OH-]，[H+]>1×10–7 mol/L，溶液显酸性； 当[H+]<[OH-]，[H+]<1×10–7 mol/L，溶液显碱性。 谁比较多，就显什么性 1×10–3 mol/L 1×10–9 mol/L
注意： 1.在计算多元酸碱解离常数时，应注意各级Ka和 Kb的关系。 2.由上述关系式看出：物质的酸性越强(Ka越大)， 其共轭碱的碱性就越弱(Kb越小)
四、同离子效应和盐效应
酸碱平衡
同离子效应 HAc
HCl
H+ + AcH+ + Cl-
NH3·H2O
NH
4
+ OH-
NH4Cl
NH
4
+ Cl-
第五章 酸碱平衡与酸碱滴定法
第一节 酸碱质子理论 第二节 酸碱平衡 第三节 缓冲溶液 第四节 酸碱滴定法 第五节 非水溶液的酸碱滴定
第五章 酸碱平衡与酸碱滴定法
1、酸碱质子理论 2、水的离子积及其应用
第5章 酸碱平衡
（2）解离度 (Degree of Dissolution)
已解离的电解质分子数 α 100% 溶液中原电解质分子数 c(H3O ) 100% c(HAc) K a (HAc) {c}
（Ka =c2)
西南科技大学
无机化学(Inorganic Chemistry)
第五章
酸碱平衡
例：计算298K时0.10mol· L-1 HAc 溶液中 H3O+,Ac- HAc,OH- pH, α (Ka =1.8×10-5)。 解： HAc(aq)+H2O(l)
无机化学(Inorganic Chemistry)
如: HCl HAC NH4+ Fe(H2O)63+
如: Cl- AC- CO32NH3 [Fe(H2O)5(OH)]2+ 如: HCO3-, H2O
西南科技大学
第五章
酸碱平衡
2. 酸碱反应的术语
根据酸碱定义，酸失去质子变成碱，
碱得到质子变成酸——共轭关系。
5.3.1 一元弱酸的解离平衡及计算
1. 解离平衡 (Dissolution Equilibrium)
HAc(aq) + H2O(l)
无机化学(Inorganic Chemistry)
H3O+(aq)+Ac–(aq)
西南科技大学
第五章
酸碱平衡
[c(H3O )/c ][c(Ac )/c ] K a (HAc) [c(HAc)/ c ]
共轭酸碱对
HAc(aq) + H2O(l)
简写 HAc(aq)
H3O+(aq) + Ac-(aq)
H+(aq) + Ac-(aq)
无机化学-第五章酸碱平衡课件
H
2
PO
4
(aq)
+
H
2
O(l)
HPO
24
(aq)
+
H
3O
+
(aq)
Ka,2 (H3PO4 ) = 6.2 10-8
H
2
PO
4
(aq)
+
H
2
O
(l)
H3PO 4 (aq) + OH - (aq)
Kb,3 (PO34- ) =
Kw Ka,1(H3PO4 )
1.0 10-14 = 6.7 10-3
= 1.5 10-12
既能给出质子，又能接受质子的物质。
如：HSO
4
,
[Fe(OH)(H
2O)5
]2+
,
HCO
3
,
H
2
O,
HS
-等。
① 酸碱解离反应是质子转移反应。
HF(aq) H+ + F－(aq)
H+ + H2O(l) H3O+(aq)
HF(aq) + H2O(l) 酸(1) 碱(2)
H3O+(aq) + F－(aq) 酸(2) 碱(1)
= 1.0 10 -14 = 2.2 10 -2 4.5 10 -13
x2 + 0.022x - 2.2 10-3 = 0
x = 0.037 即 c(OH - ) = 0.037 mol L-1
pH = 14 - pOH = 14 - (-lg 0.037) = 12.57
3.酸式盐（判断溶液酸碱性，计算不作要求）
NH4Cl水解：
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：
第五章 酸碱平衡
一
酸碱平衡
酸碱度的概念
酸碱度的客观指标 1.1 H+浓度的表示法 正常值：35~45nmol/L 正常值：35~45nmol/L 1.2 PH值表示法 PH值表示法 正常值：7 35~ 正常值：7.35~7.45 PH=− PH=−log[H+]=−log[40*10 -9mol]=7.40 ]=−log[40* mol]=7 PH6.8~7.8是机体细胞维持生命活动的极限 PH6
血液酸碱度的动态平衡的评估
机体的物质代谢是否正常 血液中的缓冲体系是否有效 肺通气是否
6.1 6.2 肺代偿性调节 肾脏对酸碱平衡的调节 泌H+ 换Na+ 泌NH3换Na+ 泌K+换Na+ 6.3 远端肾小管的酸化作用:Na2HPO4→NaH2PO4 远端肾小管的酸化作用:Na 6.4 消化液对酸碱平衡的调节 6.5 肝脏对酸碱平衡的调节
七
7.1 7.2 7.3 7.4
四
机体的缓冲体系及其缓冲作用
4.1 血浆中的缓冲体系 4.1.1 碳酸氢盐缓冲体系 4.1.2 磷酸氢盐缓冲体系 4.1.3 血浆蛋白缓冲体系 4.2 RBC内的主要缓冲体系 RBC内的主要缓冲体系 4.3 组织细胞的缓冲作用 4.4 CSF的缓冲作用 CSF的缓冲作用 4.5 骨骼的缓冲作用
五
反常性酸性尿： 反常性酸性尿： 原发性低血K 原发性低血K+时， K+移出细胞外，H+ 移出细胞外，H 进入细胞内，以保持阴阳离子平衡，造成 碱中毒。由于肾小管上皮细胞内H 碱中毒。由于肾小管上皮细胞内H+ 浓度高， 因此尿呈酸性。即血液内为碱中毒，而尿 呈酸性时，称之为反常性酸性尿。 治疗原则：先补K 治疗原则：先补K+。
无机化学-酸碱平衡
酸碱质子理论
4. 酸碱的强弱
• 为定量表示酸碱的相对强弱，我们以水 （最常见的溶剂，是一种两性物）作为基准 酸碱，以弱酸弱碱电离平衡的标准平衡常数 表示其强度。
酸碱质子理论
优点
●扩大了酸、碱范围，不局限于水溶液体系 ●把阿仑尼乌斯理论中的电离、中和、盐的水解统 一为“质子传递反应”。 ●与电离理论一样，可应用平衡常数定量衡量在某 溶剂中酸或碱的强度，得到广泛应用。
Cl- + NH4+
酸碱质子理论
3. 酸碱反应的实质：两个共轭酸碱对之间的质子传递
H+
水的解离
H2O + H2O OH－ + H3O+
酸碱解离
H+
HF + H2O
F- + H3O+
H+
H2O + NH3
NH4+ + OH-
酸碱质子理论
3. 酸碱反应的实质：两个共轭酸碱对之间的质子传递
H+
酸碱中和
4. 酸碱的强弱
取决于酸给出质子或碱接受质子能力的强弱, 必须在酸碱反应中才能够得以体现。
H+ 对于酸碱反应：
A1 + B2
强碱 强酸
H+
B1 + A2 弱酸 弱碱
若反应正向进行，则酸性A1＞A2；碱性B2＞B1
酸碱质子理论
4. 酸碱的强弱
取决于酸给出质子或碱接受质子能力的强弱, 必须在酸碱反应中才能够得以体现。
H+ HNO3 + H2O
H+ HNO3 + HAc
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。
第5章 酸碱平衡
因为酸碱反应大多数是在溶液中进行的，其标准浓度cθ=1mol.L-1，平 衡浓度常用[ ]表示，所以可以简写为：
[H 3O ][Ac ] K [HAc]
θ a
+
-
注：HAc两种存在形式，平衡时的浓度 ——平衡浓度 ，用[ ]表示。即：[Ac-] 和 [HAc]。 分析浓度（c）——总浓度——按物质 的量计算得到。 分析浓度等于各种存在形式的平衡浓度 之和，即：c=[HAc]+[Ac-]
7
酸碱理论发展简介
酸碱电子理论对酸碱的定义摆脱了体系必须具有某一离子或
元素，也不受溶剂的限制，而是立足于物质的普遍组成，以
电子的给予和接受来说明酸碱的反应，更能体现物质的本质 属性。较前面的理论更为全面和广泛——广义酸碱理论 但该理论对酸碱的定义过于笼统，不易掌握酸碱的特征。 目前多用于催化剂研究中
5.2 水的解离平衡与溶液的pH标度
2. 溶液酸度的pH标度
pH -lg([H ]/c ) -lg([H ])
+
θ
+
pOH -lg([OH ]/c ) -lg([OH- ] )
-
θ
[H ] [OH ] K 1.010
θ w
+
-
-14
- lg[H ] - lg[OH ] - lg K 14.00
酸碱电子理论
2
酸碱理论发展简介
对酸碱的认识：大致有200多年的历史，分三个阶段
第一阶段——表象认识
在氧元素发现以前，认为酸是有酸味的物质，碱是能抵消
酸味的物质；
1774年氧元素发现后，认为凡是酸组成中都含有氧（当时人
们遇到的还都是含氧酸）；
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
第五章酸碱平衡5.1 酸碱理论5.2 水的自耦电离平衡5.3 弱酸弱碱的电离平衡5.4 酸碱电离平衡的移动5.5 缓冲溶液5.6 酸碱中和反应5.7 前沿话题Acid Rain:The lines on the map are pH isopleths, which identify regions in which the precipitation has the same pH, as indicated by the numbers. Notice that precipitation gradually becomes more acidic going from west to east, especially in industrialized areas of the Nor theast. This acid rain may be a result of the release of nitrogen and su lfur oxidesinto the atmosphere.5.1 酸碱理论(1) 酸碱理论发展小史1) 酸碱的早期定义：有酸味，能使蓝色石蕊变红的物质叫酸；有涩味，使红色石蕊变蓝的物质叫碱。
2) Arrhenius酸碱电离理论(1887)3) Brφnsted-Lowry酸碱质子理论(1923)4) Lewis酸碱电子理论(1923)5) Pearson软硬酸碱理论(1963)(2) Arrhenius酸碱电离理论(1887)●酸碱定义：凡是在水溶液中能够电离产生H+的物质叫作酸(acid)，能电离产生OH−的物质叫作碱(base)。
Hydronium ion, hydrated proton, H3O+Electrostatic potential map of the hydronium ion. The proton is always associated with water molecules in aqueous solution.The H3O+ion is the simplest formula of a hydrated proton.水合氢离子HCl(强酸) HF(弱酸)HCl(aq) + H2O (l) H3O+(aq) + Cl−(aq) HF + H2O H3O++ F−2. Oxoacids having the same central atom (Z) but different numbers of attached groups.Acid strength increases as the oxidation number of Z increases.HClO4> HClO3> HClO2> HClO3) Lewis酸碱是着眼于物质的结构。
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第五章酸碱平衡一.选择题1.按酸碱质子理论考虑，在水溶液中既可作酸亦可作碱的物质是 ( )(A) Cl－(B) NH4＋ (C) HCO3－(D) H3O＋2.根据酸碱质子理论，下列各离子中，既可做酸，又可做碱的是 ( )(A) H3O＋ (B) CO32－(C) NH4＋ (D) [Fe(H2O)4(OH)2]＋3.下列各离子中，既可作酸又可作碱的是 ( )(A) H3O＋ (B) CO32－ (C) NH4＋ (D) [Fe(H2O)4(OH)2]＋4.在反应 BF3 + NH3→ F3BNH3中，BF3为 ( )(A) Arrhenius碱 (B) Bronsted酸 (C) Lewis碱 (D) Lewis酸5. NH4＋的共轭碱是 ( )(A) OH－(B) NH3 (C) NH2－(D) NH2－6.不是共轭酸碱对的一组物质是 ( )(A) NH3，NH2－(B) NaOH，Na＋(C) OH－，O2－(D) H3O＋，H2O7. H2PO4－的共轭碱是 ( )(A) H3PO4(B) HPO42－(C) H2PO3－(D) PO43－8.根据酸碱质子理论，HNO3 + H2SO4H2NO3＋+ HSO4－正反应中的酸是 ( )(A) HSO4－(B) HNO3(C) H2SO4(D) H2NO3＋9.化学反应Ag(NH3)2＋+Br－AgBr↓+2NH3按照路易斯酸碱理论，它应属于 ( )(A) 碱取代反应 (B) 置换反应 (C) 酸取代反应 (D) 沉淀反应10.根据软硬酸碱概念，下列物质属软酸的是 ( )(A) H＋ (B) Ag＋ (C) NH3 (D) AsH311.根据酸碱的溶剂理论，在液态 SO2体系中的碱是 ( )(A) SOCl2 (B) Na2SO3(C) Na2SO4(D) PCl312.氢硫酸电离常数K1 =1×10－7 ，K2 =1×10－13 ，在 0.1 mol.dm－3 H2S 水溶液中溶液的pH值是 ( )(A) 10－2 (B) 2 (C) 3 (D) 413.下列离子中，碱性最强的是 ( )(A) NH4＋ (B) CN－(C) Ac－(D) NO2－14. pH=2 的溶液酸度是pH=6的溶液酸度的 ( )(A) 4倍 (B) 12倍 (C) 4000倍 (D) 10000倍15.如果 0.1 mol.dm－3 HCN 溶液中 0.01% 的 HCN 是电离的，那么氢氰酸的电离常数是 ( )(A) 10－2 (B) 10－3 (C) 10－7 (D) 10－916. 0.2 mol.dm－3 甲酸溶液中有 3.2% 的甲酸电离，它的电离常数是 ( )(A) 9.6×10－3 (B) 4.8×10－5 (C) 1.25×10－6 (D) 2.1×10－417.室温下，同浓度的 Na3PO4，Na2HPO4，NaH2PO4溶液的水解度是 ( )(A) Na3PO4最大 (B) NaH2PO4最大 (C) Na2HPO4最大 (D) 三者相等18.在常压下的饱和二氧化碳水溶液中，含碳化合物的浓度最高的是 ( )(A) H2CO3(B) CO2(C) HCO3－(D) CO32－19.某酸HA的K a = 8.4×10－4 ，0.10 mol.dm－3 此酸的H＋浓度为 ( )(A) 9.2×10－3 mol.dm－3 (B) 1.8×10－2 mol.dm－3(C) 2.9×10－3 mol.dm－3 (D) 8.8×10－3 mol.dm－320.0.40 mol.dm－3 丙酸溶液的 pH 是(K a = 1.3×10－5 ) ( )(A) 0.40 (B) 2.64 (C) 5.28 (D) 4.8821.pH 为 9.40 的溶液中氢氧根离子浓度为 ( )(A) 4.0×10－10 mol.dm－3 (B) 2.5×10－9 mol.dm－3(C) 4.0×10－6 mol.dm－3 (D) 2.5×10－5 mol.dm－322.0.50 mol.dm－3 HAc的电离度是(K a = 1.8×10－5 ) ( )(A) 0.030 % (B) 1.3 % (C) 0.60 % (D) 0.90 %23.1.0 dm3 0.10 mol.dm－3 H2CO3溶液用等体积水稀释后，溶液中 CO32－浓度为(H2CO3:K a 1 = 4.3×10－7 ，K a 2 = 5.6×10－11 )- ( )(A) 2.8×10－2 mol.dm－3 (B) 5.6×10－11 mol.dm－3(C) 4.3×10－7 mol.dm－3 (D) 7.6×10－6 mol.dm－324.应用式[H+]2[S2-]/[H2S] ＝K a 1 K a 2 的条件是 ( )(A) 只适用于饱和H2S溶液 (B) 只适用于不饱和H2S溶液(C) 只适用于有其它酸共存时的H2S溶液 (D) 上述 3 种情况都适用25.已知0.01 mol.dm－3 的弱酸HA溶液有 1 %的电离，它的电离常数约为 ( )(A) 10－2 (B) 10－6 (C) 10－4 (D) 10－526. K w 的值是 0.64×10－14 (18℃) 和 1.00×10－14 (25℃)，下列说法中正确是- ( )(A) 水的电离是放热过程(B) 水的 pH 值在 25℃时大于在 18℃时(C) 在 18℃时，水中氢氧根离子的浓度是 0.8×10－7 mol.dm－3(D) 仅在 25℃时，水才是中性的27.在 298 K 时，其 pOH 值小于 7 的溶液是 ( )(A)0.1mol.dm－3 NH4Cl (B)0.1 mol.dm－3 HAc 和 0.1 mol.dm－3 NaAc(C)0.1 mol.dm－3 AgNO3 (D) 0.1 mol.dm－3 NaHCO328. pH=1.0 和 pH=3.0 两种强酸溶液等体积混合后溶液的pH值是- ( )(A) 0.3 (B) 1.0 (C) 1.3 (D) 1.529.在水溶液中下列物质酸性强度的演变顺序是- ( )(A) NH3＜ PH3＜ C2H5OH ＜ H4SiO4＜ H3O＋＜ HClO4(B) NH3＜ C2H5OH ＜ PH3＜ H4SiO4＜ H3O＋＜ HClO4(C) NH3＜ PH3＜ C2H5OH ＜ H4SiO4＜ HClO4＜ H3O＋(D) PH3＜ NH3＜ C2H5OH ＜ H4SiO4＜ H3O＋＜ HClO430.将下列物质:HPO42－，OH－，NH3，HSO4－，H2O 按碱性由强至弱的排列次序为 ( )(A)HPO42－，OH－，NH3，H2O，HSO4－ (B)OH－，NH3，H2O，HPO42－，HSO4－(C)OH－，NH3，HPO42－，H2O，HSO4－ (D)OH－，HPO42－，NH3，H2O，HSO4－31.0.1 mol.dm－3 H3PO4溶液中，下述关系错误的是 ( )(A) [H＋] ＞ 0.1 mol.dm－3 (B) [OH－] ＞ [PO43－](C) [H2PO4－] ＞ [HPO42－] (D) [H3PO4] ＜ 0.1 mol.dm－332.0.1 mol.dm－3 碳酸氢钠溶液的 pH 值为 ( )(A) 5.6 (B) 7.0 (C) 8.4 (D) 13.033.Fe(NO3 )3水溶液的pH值比较低，解释这个现象的最恰当理由是 ( )(A) 水总是要电离出H3O＋ (B) Fe3＋与 OH－生成沉淀，多出H3O＋(C) Fe3＋本身是路易斯酸 (D) Fe(H2O)63＋要离解放出H3O＋34.相同浓度的下列几种酸中，酸性最弱的是 ( )(A) HCl (B) HBr (C) HI (D) H2Se35.下列各对物质中，酸性强度顺序正确的是 ( )(A) H2SO4＞HClO4(B)HOCl ＜HOBr(C) As2S3＞ As2S5(D) Pb(OH)2＜ Sn(OH)236.把 100 cm3 0.1 mol.dm－3 HCN (K a =4.9×10－10)溶液稀释到400 cm3 ，[H＋]约为原来的 ( )(A) 1/2 (B) 1/4 (C) 2倍 (D) 4倍37.下列浓度相同的盐溶液按 pH 递减次序排列正确的是 ( )(A) KClO4，KClO3，KClO2，KClO (B) KClO，KClO2，KClO3，KClO4(C) KClO3，KBrO3，KIO3(D) KClO，KBrO，KIO38.制备2.00 dm3 pH = 9.4的NaAc 溶液，需 NaAc 的物质的量为 ( )(K a HAc = 1.76×10－5 )(A) 2.2 mol (B) 1.1 mol (C) 5.7×10－10 mol (D) 1.9×10－10 mol39.一个一元弱酸的0.20 mol.dm－3溶液，其pH= 3.0，它的电离常数K a 是 ( )(A) 0.60 (B) 1.0×10－3 (C) 2.0×10－4 (D) 5.0×10－640.0.10 mol.dm－3 Na2HPO4水溶液的 pH 值约为 ( )(H3PO4:p K a 1 = 2.1，p K a 2 = 7.2 ，p K a 3 = 12.7)(A) 4.65 (B) 9.95 (C) 7.40 (D) 7.3341.0.36 mol.dm－3 NaAc 溶液的 pH 为(HAc:K a = 1.8×10－5 ) ( )(A) 4.85 (B) 5.15 (C) 9.15 (D) 8.8542. 20 cm3 0.10 mol.dm－3 HCl 和 20 cm3 0.20 mol.dm－3 NH3.H2O混合，其pH 为(NH3: K b = 1.76×10－5 ) ( )(A) 11.25 (B) 4.75 (C) 9.25 (D) 4.2543.把 100 cm3 0.1 mol.dm－3 HCN (K a = 4.9×10－10 )溶液稀释到 400 cm－3 ，氢离子浓度约为原来的- ( )(A) 1/2倍 (B) 1/4倍 (C) 2倍 (D) 4倍44.在 0.10 dm3 0.10 mol.dm－3 HAc 溶液中，加入 0.10 mol NaCl 晶体，溶液的 pH 将会 ( )(A) 升高 (B) 降低 (C) 不变 (B) 无法判断45.将0.10 mol.dm－3HAc与0.10mol.dm－3 NaOH 等体积混合，其pH值为 ( ) (K a HAc = 1.76×10－5 )(A) 5.27 (B) 8.73 (C) 6.73 (D) 10.4946.为测定某一元弱酸的电离常数，将待测弱酸溶于水得 50 cm3 溶液，把此溶液分成两等分。