普通化学第五章 酸碱平衡
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第五章酸碱平衡 (2)ppt课件
达电离平衡时
(( cH ) / c )(( cB ) / c ) K a (( cH B ) /c )
Kaθ称为弱酸的电离平衡常数，用来衡量酸的强弱。常 见弱酸的Kaθ值见附表三
8
同理，对于弱碱来讲，Kbθ 越大，碱的强度就越大。
NH3(aq) + H2O(l)
NH4+(aq) + OH(aq）
2. 酸碱的共轭关系 酸给出质子后，变成碱.
3
2. 酸碱的共轭关系 同理，碱接受质子后，变成酸。故有： 酸 = 碱 + 质子
处于上述关系中的一对酸和碱，互称为共轭酸碱。 Cl- 是 HCl 的共轭碱 , 而 HCl 是 Cl- 的共轭酸。H2O 作为 一种酸时，其共轭碱是 OH- ; 而 H2O 作为 一种碱 时， 其共轭酸是 H3O+。 4
H+
● 盐的水解
H O(l) (aq) Ac HAc(a OH (aq 2
H+
H+
NH (aq) H O ( l ) H O (aq) NH (aq 4 2 3 3
+ 2 + + [ ] [ ] Cu(H O) H O(l) = = H O (aq) + Cu(O O) (a 2 4 + 2 3 2 3
5
● 酸和碱的解离反应
6
H+
● 酸和碱的中和反应
H O (aq) OH (aq) H O(l) H O(l 3 2 2
H+
H O (aq) NH (aq) NH (aq) H O ( l ) 3 3 4 2
H+
HAc(aq) OH (aq) H O(l) ( aq ) Ac 2
(( cH ) / c )(( cB ) / c ) K a (( cH B ) /c )
Kaθ称为弱酸的电离平衡常数，用来衡量酸的强弱。常 见弱酸的Kaθ值见附表三
8
同理，对于弱碱来讲，Kbθ 越大，碱的强度就越大。
NH3(aq) + H2O(l)
NH4+(aq) + OH(aq）
2. 酸碱的共轭关系 酸给出质子后，变成碱.
3
2. 酸碱的共轭关系 同理，碱接受质子后，变成酸。故有： 酸 = 碱 + 质子
处于上述关系中的一对酸和碱，互称为共轭酸碱。 Cl- 是 HCl 的共轭碱 , 而 HCl 是 Cl- 的共轭酸。H2O 作为 一种酸时，其共轭碱是 OH- ; 而 H2O 作为 一种碱 时， 其共轭酸是 H3O+。 4
H+
● 盐的水解
H O(l) (aq) Ac HAc(a OH (aq 2
H+
H+
NH (aq) H O ( l ) H O (aq) NH (aq 4 2 3 3
+ 2 + + [ ] [ ] Cu(H O) H O(l) = = H O (aq) + Cu(O O) (a 2 4 + 2 3 2 3
5
● 酸和碱的解离反应
6
H+
● 酸和碱的中和反应
H O (aq) OH (aq) H O(l) H O(l 3 2 2
H+
H O (aq) NH (aq) NH (aq) H O ( l ) 3 3 4 2
H+
HAc(aq) OH (aq) H O(l) ( aq ) Ac 2
第五章酸碱平衡.ppt
新乡学院化学与化工学院
5.2.2 溶液的pH值
pH = -lg{c(H3O+ )} 令 pOH = -lg{c(OH- )} 根据 KW ={c(H3O+ )}{c(OH- )}= 1.0×10-14
即 - lg c(H+ ) - lg c(OH- ) = - lg KW = 14 \ pH + pOH = pKW = 14
§ 5.1 酸碱质子理论概述
*5.1.1 历史回顾
5.1.2 酸碱质子理论的基本概念
5.1.3 酸的相对强度和 碱的相对强度
2020-11-9
感谢你的观看
2
新乡学院化学与化工学院
5.1.2 酸碱质子理论的基本概念
酸：凡是能释放出质子（H+）的任何 含氢原子的分子或离子的物种。
（质子的给予体） 碱：凡是能与质子（H+）结合的分子 或离子的物种。 （质子的接受体）
HAc(aq)+H2O(l) H3O+(aq)+Ac－(aq)
初始浓度/mol·L-1 0.10
0
0
平衡浓度/mol·L-1 0.10－x
x
x
Ka
(HAc)
=
{c(H
O+
3
)}{c(Ac-
{c(HAc)}
)}
Ka
2020-11-9
(HAc)
=
x2 0.10 - x 感谢你的观看
x=1.3×10－3
15
② 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)
酸(1) 碱(2) 酸(2)
普通化学第五章 酸碱平衡
G.N.Lewis
R.G.Pearson
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凡能给出质子(H+)的物质称为酸； 凡能接受(H+)的物质称为碱
凡是可以接受电子对的物质称为酸；凡 是可以给出电子对的物质称为碱
详见书中
2020/6/26
4
第一节 酸碱质子理论
二、 酸碱质子理论
（一）、酸碱的定义
能给出质子的物质： HCl、 HAc、 NH4+、 H2O等；叫质子酸。
子能力的强弱。给出质子能力强的酸是强酸，结合质子能力 强的碱是强碱。
例如：
HA
酸（1）
HB
酸（2）
+ B－ ＝ A－ +
碱（2）
碱（1）
+ C－ ＝ B－ +
碱（3）
碱（2）
HB
酸（2）
HC
酸（3）
由于上述反应均正向进行，故以上所有酸碱的强弱序为：
酸的强弱序
HA
酸（1）
HB
酸（2）
HC
酸（3）
碱的强弱序
如 H4 、 S FO e(2 O O )5 2 、 H H3 ) 、 C H (2 O H O 等。
⑶ 质子理论中无盐的概念，电离理论中的盐，
在质子理论中都是离离子酸，
Cl－是离子碱。
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2020/6/26
8
第一节 酸碱质子理论
（1）溶剂相同时，酸碱的强弱决定于酸碱给出或接受质
碱性 C： l 4O HS 4 OH2PO 4 AcHC3 O N3H O H
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2020/6/26
10
第一节 酸碱质子理论
（2）同一物质在不同溶剂中的酸碱性有很大的差别，甚 至于酸碱的性质会发生变化。 酸均水能溶与液水中（，作H碱C）lO发4 生、质HC子l、传递HB作r、用，H反NO应3、通式H2为SO：4等强
R.G.Pearson
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凡能给出质子(H+)的物质称为酸； 凡能接受(H+)的物质称为碱
凡是可以接受电子对的物质称为酸；凡 是可以给出电子对的物质称为碱
详见书中
2020/6/26
4
第一节 酸碱质子理论
二、 酸碱质子理论
（一）、酸碱的定义
能给出质子的物质： HCl、 HAc、 NH4+、 H2O等；叫质子酸。
子能力的强弱。给出质子能力强的酸是强酸，结合质子能力 强的碱是强碱。
例如：
HA
酸（1）
HB
酸（2）
+ B－ ＝ A－ +
碱（2）
碱（1）
+ C－ ＝ B－ +
碱（3）
碱（2）
HB
酸（2）
HC
酸（3）
由于上述反应均正向进行，故以上所有酸碱的强弱序为：
酸的强弱序
HA
酸（1）
HB
酸（2）
HC
酸（3）
碱的强弱序
如 H4 、 S FO e(2 O O )5 2 、 H H3 ) 、 C H (2 O H O 等。
⑶ 质子理论中无盐的概念，电离理论中的盐，
在质子理论中都是离离子酸，
Cl－是离子碱。
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第一节 酸碱质子理论
（1）溶剂相同时，酸碱的强弱决定于酸碱给出或接受质
碱性 C： l 4O HS 4 OH2PO 4 AcHC3 O N3H O H
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第一节 酸碱质子理论
（2）同一物质在不同溶剂中的酸碱性有很大的差别，甚 至于酸碱的性质会发生变化。 酸均水能溶与液水中（，作H碱C）lO发4 生、质HC子l、传递HB作r、用，H反NO应3、通式H2为SO：4等强
第五章 酸碱平衡与沉淀平衡 PPT课件1
酸碱平衡是化学中的重要概念，其中质子酸碱理论认为，能释放出质子（H+）的物质是酸，能与质子（H+）结合的物质是碱。酸碱反应实质上是质子传递过程，这种理论不仅适用于水溶液中的反应，还适用于非水溶剂和无溶剂的反应。酸碱的解离及相对强弱可通过其解离常数来衡量，解离常数越大，表示酸或碱越强。沉在水中溶解能力的强弱。溶度积与溶解度之间可以相互换算，通过控制溶液中的离子浓度，可以影响沉淀的生成、溶解、转化以及分步沉淀的过程。这些原理在化学分析、工业生产以及环境保护等领域都有广泛应用。然而，文档并未直接涉及氧化还原反应的特点，这是与搜索词不完全匹配的部分。
酸碱平衡课件ppt.ppt
呼吸加深加快
CO2排出↑
㈢组织细胞的调节作用
K＋ Na＋
ClH＋
H＋
HCO3- K＋
H＋
H＋
Na＋
K＋
Na＋
组织细胞
㈣肾脏的调节
肾脏通过排酸（H＋或固定酸）以及重吸 收碱（HCO3－）对酸碱平衡进行调节
近曲小管泌H＋和对NaHCO3的重吸收 调
节 方
远曲小管泌H＋和对NaHCO3的重吸收
式 近曲小管上皮细胞泌NH4＋
实际碳酸氢盐(actual bicarbonate, AB)
隔绝空气的血标本在实际状态下测得的HCO3-含量
✓ 受呼吸和代谢两方面的影响
✓AB,SB 同时升高
代谢性碱中毒
✓AB,SB 同时降低
代谢性酸中毒
• AB＞ SB，CO2潴留
呼吸性酸中毒
• AB＜ SB，CO2排出过多 呼吸性碱中毒
㈣缓冲碱（buffer base, BB）
H2O
H＋ ＋ Buf -
H2CO3 HBuf
缓冲作用即刻发生，HCO3- ↑↑
细胞内外离子交换的缓冲作用
K+ H+
2-4小时起作用，易引起低钾血 症
肺的调节
H＋↓ 外周化学感受器
呼吸中枢 抑制
呼吸频率幅度↓
CO2排出↓
pH↓
[HCO3-]↑ [H2CO3]↑
PaCO2 ↑
✓作用迅速，24小时达高峰 ✓代偿作用极限：PaCO2↑至55mmHg
近曲小管和集合管泌H＋、重吸收HCO3－
毛细血管 K＋
近曲小管上皮细胞 Na＋
Na＋H＋＋ HCO3－ H2CO3
CA
H2O＋CO2
肾小管腔 集合管上皮细胞
酸碱平衡ppt课件
人体健康与饮食调整对酸碱平衡影响认识
了解食物酸碱性
掌握常见食物的酸碱性，合理搭配饮食，保持酸碱平衡。
增加碱性食物摄入
多吃蔬菜、水果等碱性食物，有助于中和体内酸性物质，维持酸 碱平衡。
减少酸性食物摄入
适量减少肉类、糖类等酸性食物的摄入，避免体内酸性物质过多。
农业生产中土壤改良和施肥策略优化建议
测定土壤酸碱度
医药、环保、食品、冶金、纺织等众多领域都涉及到酸碱平衡的应用。例如，在医 药领域，许多药物都是通过调节体内酸碱平衡来发挥治疗作用的；在环保领域，酸 碱平衡对于废水处理和大气污染控制等具有重要意义。
02
酸碱平衡理论基础
酸碱质子理论简介
质子的转移
酸碱反应实质上是质子 （H+）的转移过程，酸是 质子的给予体，碱是质子 的接受体。
电位滴定法在酸碱平衡研究中应用
电位滴定法原理
电位滴定法是通过测量滴定过程中电位的变化来确定滴定终点，从而计算待测 物质的含量。
在酸碱平衡研究中的应用
电位滴定法可用于测定酸碱反应中的中和热、离解常数等参数，对于研究酸碱 平衡具有重要意义。
现代仪器分析方法在酸碱平衡检测中优势
高效液相色谱法
该方法具有高分辨率、高灵敏度、 分析速度快等优点，可用于同时
检测多种酸碱物质。
离子色谱法
离子色谱法能够同时分离和测定 多种阴阳离子，对于复杂样品中 的酸碱物质分析具有独特优势。
毛细管电泳法
毛细管电泳法具有分离效率高、 样品用量少、分析速度快等特点，
适用于微量酸碱物质的检测。
05
酸碱平衡失调问题与对策
工业生产过程中酸碱污染问题治理措施
严格控制工业废气排放
01
加强对工业生产过程中废气排放的监管，采用高效净化设备对
普通化学习题答案-第五章 电离及沉淀平衡
B．pKa2ө(H2C2O4) D．pKa2ө - pKa1ө
4．下列离子中，只能作碱的是
(C )
A．HCO3- B．[Fe(H2O)(OH)5]2- C．S2- D．HS-
2022/9/29
6
General Chemistry
Chapter 7&8 Homework
5．欲配制pH = 9.0的缓冲溶液，在下列缓冲对中应选用( B )
D．HC2O4-变小
(C )
2022/9/29
8
General Chemistry
Chapter 7&8 Homework
11．可作为缓冲溶液使用的体系为
(C )
A．0.10 mol·dm-3 HCl与0.05 mol·dm-3 NaOH等体积混合；
B．0.10 ml 0.1mol·dm-3 HAc与1L 0.10 mol·dm-3 NaAc混合；
，
其共轭碱是
NH2-、OH-、S2-、[Fe(OH)2(H2O)4]+
；
能作碱的是
NH3、H2O、HS-、[Fe(OH)(H2O)5]2+ ，
其共轭酸是
NH4+、H3O+、H2S、[Fe(H2O)6]3+
；
其中 NH3、H2O、HS-、[Fe(OH)(H2O)5]2+ 具有酸碱两性。
2022/9/29
一元弱酸盐、多元弱酸正盐、酸式盐、阳离子和弱酸 弱碱盐的水解
2022/9/29
1
General Chemistry
Chapter 7&8 Homework
溶液酸度的计算
一元弱酸电离 c(H )
K
酸碱平衡课件课件
共轭体系：
H2 CO3 H2 PO4
NH4HPr
H++ HCO3H+ HPO4H++ NH3 H++ Pr-
酸
主要由体内代谢产生：
三大物质代谢的终产物生成碳酸（氧化）：挥发酸
物质代谢中间产物组成固定酸：
蛋白质 硫酸 磷酸 尿酸
糖酵解 甘油酸 丙酮酸 乳酸
脂肪分解
乙酰乙酸 β羟丁酸
食物或药物：固定酸（乙酸 氯化铵 水杨酸等）
远端小管和集合管主动泌H+， 酸化尿液并重吸收HCO3－
近端小管以Na+-H+逆向转运 的方式泌H＋和重吸收 NaHCO3
肾小管管腔
代碱的治疗
一 治疗原发病
二 纠正引起肾脏HCO3-重吸收和再生成增多的因素
氯反应性，给予氯化钠 伴低钾时，氯化钾
三 补酸
PH>7.6 1 2 3
显著低通气 对氯化钠 补钾反应不佳 0.1M稀盐酸 氯化铵 （严重肝病禁用） 盐酸精氨酸（肾功能减退禁用）
肾小管酸中毒特点
RTA I 型：正常AG型代谢性酸中毒， 高血氯， 低血钾 尿PH>5.5
RTA II 型：正常AG型代谢性酸中毒， 高血氯， 低血钾 常伴肾素和醛固酮升高
RTA IV 型：与ALD减少有关 正常AG型代谢性酸中毒， 高血氯， 高血钾
代酸的治疗
危急生命情况紧急处理
呼吸 循环 中枢神经系统
酸碱平衡的调节
PaCO2： 正常值 40mmHg 调节：呼吸中枢
HCO3-: 通过肾脏调节
1：滤过HCO3-的重吸收 （每日滤过4000mmol，80－90％在近曲小管重吸收）
2：可滴定酸的产生（泌氢） 3：尿NH4－的排泄
第五部分酸碱平衡教学课件
H A +H 2 O H 3 O + A -
第一节
第五章
该反应的标准平衡常数表达式为：
KaΘ[c(A)/ccΘ (HA ][c)(/H cΘ 3O)/cΘ ]
K
Θ a
是水溶液中酸强度的量度，其值大于10时通常称为
强酸，例如HI、HBr、HCl等均为强酸，而它们的共轭
第一节
ห้องสมุดไป่ตู้
第五章
HI、HBr、HCl的水溶液中能够稳定存在的最强酸是 H3O+，比H3O+强的酸（如HI、HBr、HCl等）不能以 分子形式存在。水能够同等程度地将HI、HBr、HCl等 强酸的质子全部夺取过来，所以用溶剂水为碱时它们 给出质子的能力是相同的，这种作用称为溶剂水的 “拉平效应”。
若要区分强酸的真实强弱，必须选取比水的碱性 更弱的碱作为溶剂。如以无水甲醇作为溶剂，HI就不 能完全解离，它与CH3OH发生如下反应：
H—X(g)→H(g)+X(g)
H(g)→H+(g)+e-
X(g)＋e →X-(g)
H+(g)+X-(g)→H+(aq)+X(aq)
H—X(aq)→H+(aq)+X-(aq)
p1)K
Θ ＝Δ
G
d
Θ/(5.7 kJ·mol-
m
a
Θ
ΔG r m ,1
Θ
ΔG r m,2
Δ
Θ
G
r m ,3
Δ
Θ
G
r m,4
Δ
H C l+ N H 3 C l+ N H 4
酸1 碱2
碱1 酸2
第一节
第一节
第五章
该反应的标准平衡常数表达式为：
KaΘ[c(A)/ccΘ (HA ][c)(/H cΘ 3O)/cΘ ]
K
Θ a
是水溶液中酸强度的量度，其值大于10时通常称为
强酸，例如HI、HBr、HCl等均为强酸，而它们的共轭
第一节
ห้องสมุดไป่ตู้
第五章
HI、HBr、HCl的水溶液中能够稳定存在的最强酸是 H3O+，比H3O+强的酸（如HI、HBr、HCl等）不能以 分子形式存在。水能够同等程度地将HI、HBr、HCl等 强酸的质子全部夺取过来，所以用溶剂水为碱时它们 给出质子的能力是相同的，这种作用称为溶剂水的 “拉平效应”。
若要区分强酸的真实强弱，必须选取比水的碱性 更弱的碱作为溶剂。如以无水甲醇作为溶剂，HI就不 能完全解离，它与CH3OH发生如下反应：
H—X(g)→H(g)+X(g)
H(g)→H+(g)+e-
X(g)＋e →X-(g)
H+(g)+X-(g)→H+(aq)+X(aq)
H—X(aq)→H+(aq)+X-(aq)
p1)K
Θ ＝Δ
G
d
Θ/(5.7 kJ·mol-
m
a
Θ
ΔG r m ,1
Θ
ΔG r m,2
Δ
Θ
G
r m ,3
Δ
Θ
G
r m,4
Δ
H C l+ N H 3 C l+ N H 4
酸1 碱2
碱1 酸2
第一节
第五章酸碱平衡共88页
x
K
a
(HAc)
=
{c(H
O+
3
)}{c(Ac-
{c(HAc)}
)}
1.8×10-5 = x 2 0.10 - x
x=1.3×10－3
c(H3O+) = c(Ac－) = 1.3×10－3 mol·L-1 c(HAc)=(0.10-1.3×10－3)mol·L-1≈0.10mol·L-1
K W = { c (H3O+)}{c(OH－)} c(OH－) =7.7×10－12 mol·L-1
拉平效应：溶剂将酸或碱的强度拉平的 作用，称为溶剂的“拉平效应”。
水对强酸起不到区分作用，水能够同 等程度地将HClO4，HCl，HNO3等强酸的 质子全部夺取过来。
选取比水的碱性弱的碱，如冰醋酸为 溶剂对水中的强酸可体现出区分效应。例 如上述强酸在冰醋酸中不完全解离，酸性 强度依次为：
HI＞HClO4＞HCl＞H2SO4＞HNO3
酸
HAc
H
2
PO
4
HPO
24
NHBiblioteka + 4[CH 3 NH 3 ]+
[Fe(H 2O) 6] 3+
[Fe(OH)(H 2O) 5 ]2+
H+ +碱
H + + Ac -
H+
+
HPO
24
H+
+
PO
34
H + + NH 3
H + + CH 3 NH 2
H + + [Fe(OH)(H 2O) 5]2+
H + + [Fe(OH) 2 (H 2O) 4]+
无机及分析化学05酸碱平衡.pptx
Kw (HAc)
(5.9)
即
Ka (弱酸) Kb (共轭碱) = Kw
或
pKa + pKb = pKw
(5.10)
3．多元弱酸(碱)的电离平衡 多元弱酸(碱)在水中的离解是分步进行的。
例如，硫化氢溶于水后，在水分子的作用下发生离解 (或称电离)。其反应式为
第一步 H2S + H2O
H3O+ + HS－
例如在(5.1)式的反应中，逆反应(中和反应)的反应 完全程度高，正反应(弱酸的电离反应)完全程度较低。 事实即如此，弱酸的电离都较微弱。
5.1.2 酸碱平衡 1．水的自偶电离平衡
水在化学中是常用的、重要的溶剂，在讨论其它酸碱在水 中的酸碱平衡时有必要先对水自身的电离平衡加以讨论。实验 证明纯水有极弱的导电性，这说明水是一个极弱的电解质。在 24℃时，测得纯水中[H3O+]=[OH－]=1.0×l0－7 mol·L－1。那么纯 水中的H3O+和OH－是怎样产生的呢?按照酸碱质子理论，溶剂 分子之间的质子传递统称为溶剂的自偶电离，水做为溶剂时， 水分子之间发生的质子传递就叫做水的自偶电离或称水的质子 自递。正是水分子之间发生的这种质子自递反应才使水中具有
氯化氢和氨在苯中并不能电离，但能生成氯化铵。
1923年布朗斯特和劳莱分别提出酸碱质子理论。 以下根据酸碱质子理论对酸碱的定义、酸碱反应的平衡、酸碱 的强度、溶液中[H＋]的计算等进行讨论。
1．酸碱的定义 酸碱质子理论认为：凡是能给出质子的物质(质子授体)
叫做酸，凡是能接受质子的物质(质子受体)叫做碱。酸碱 质子理论不仅扩大了水溶液中酸碱的定义，并且使酸碱反 应也不仅仅局限于水溶液之中。
从以上还可以看出，酸给出H+后的产物，因为它或多 或少地具有了接受H+的能力，所以酸给出H+后的产物就是碱。 而碱在接受了H+以后，其产物就具有了给出H+的能力，所以 碱在获得 H+后的产物就是酸。在酸碱质子理论中，酸与碱 的这种相互依存的关系称之为共轭关系。例如， HAc 是Ac－ 的共轭酸，Ac－是 HAc 的共轭碱。
第五章酸碱平衡新-文档资料91页
共轭酸碱对中酸的酸度常数
K
a
，与共轭碱的
K
b
的关系:
对于弱酸HA:
HA(aq) + H2O(l)
H3O+ (aq) + A－(aq)
Ka
[H ][A [HA]
]
对于其共轭碱A－: A－(aq) + H2O(l)
HA (aq) + OH－(aq)
Kb
[HA][OH] [A]
K a K b [H ]O [ ]H K w
三、酸碱两性物质溶液pH值的计算
常见的两性物质有三种类型： 两性阴离子，如HCO3－、H2PO4－、HPO42－； 阳离子酸和阴离子碱组成的两性物质（弱酸弱碱盐），如NH4Ac； 氨基酸型两性物质（以NH3+—CHR—COO－为代表）。
通常根据具体情况，抓住溶液中的主要平衡，进行近似处理。如：HCO3－ CO32－ +H+ HCO3－ +H+ H2CO3
酸 HAc
H2O
电离产生：
H
+
H2O
碱 KOH
电离产生： OH-
一、酸碱电离理论
局 限 性：
1、仅限于水溶液,无法说明物质在非水溶液中的酸碱问题。
如:在液氨中,NH4+与NaNH2的反应。
非水滴定
NH4+ + NH2-
2 NH3
2、把碱限制为氢氧化物,对Na2CO3、Na3PO4等本质上具有碱性无法说明。
CO32－ +H+ HCO3－ +H+ H2CO3 根据对平衡的处理和数学推导，以及基于与前面近似处理的相同原则，可得：
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Kaø• Kbø= Kwø Kaø= Kwø/Kbø
= 1.010–14 / 1.810–5
= 5.610–9
请问问你题会：设质法子求理出论吗中？CO32– 是质子碱，但其 Kbø 无法查出，
提示： CO32– 的共轭酸是HCO3– ，故
Kbø(CO32– ) = Kwø/Kaø(HCO3– )
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第五章 酸碱平衡
第一节 酸碱质子理论 第二节 水溶液的酸碱平衡 第三节 酸碱平衡的移动 第四节 缓冲溶液 *第五节 酸碱电子理论
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2020/10/16
1
第五章 酸碱平衡
本章基本要求
•掌握质子酸碱、酸碱共轭关系、酸碱离解常数等概念。
•熟练运用近似方法计算酸碱水溶液的酸度及有关离子 浓度。
•掌握同离子效应、介质对酸碱平衡的影响，熟练掌握 和理解缓冲溶液的计算和原理；掌握简单缓冲溶液的 配制方法。
酸碱反应的实质：
酸 H+ + 碱
质子酸与质子碱间的相互依存关系称为酸碱共轭关系。一对相
应的酸和碱称为共轭酸碱对。酸碱半反应不能独立存在，有酸给出 质子；一定就有碱接受质子。酸碱反应的实质是两个共轭酸碱对之 间进行的质子传递。例如:
1、
HCl (aq) ＝ H+ (aq) + Cl－ (aq)
H2O (l) + H+ (aq) ＝ H3O+ (aq)
则其对应的共轭碱的碱性就很弱，反之亦然。
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酸越强，其共轭碱越弱； 碱越强，其共轭酸越弱。
酸性 HC ： 4 lH O 2S4 O H3P4 O HA H c2C3O N4 H H2O
碱性 C： l 4O HS 4 OH2PO 4 AcHC3 O N3H O H
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第一节 酸碱质子理论
（2）同一物质在不同溶剂中的酸碱性有很大的差别，甚 至于酸碱的性质会发生变化。 酸均水能溶与液水中（，作H碱C）lO发4 生、质HC子l、传递HB作r、用，H反NO应3、通式H2为SO：4等强
H+
HB (aq) + H2O (l) ＝ H3O+ (aq) + B－ (aq)
问题 一元弱碱溶液
的酸度计算公
而离解度：
=
ceq(H3O+) c0(HB)
×100%
式与此式相同 吗？
—————
√ = Kaø/c0(HB) ×100%
例题：计算 0.10 mol/L的醋酸水溶液中的氢离子浓度、 溶液的 pH 值及醋酸的离解度。已知醋酸的Kaø为1.7610-5。
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第二节 水溶液中的酸碱平衡
一、 弱酸的离解平衡
强酸：在水溶液中全部离解的酸称为强酸，强酸水溶液的
酸度计算很容易。如0.10mol•dm-3 HCl, c (H3O+)=0.10 mol•dm-3。
弱酸：在水溶液中部分离解给出质子的分子、离子物质称 为弱酸，弱酸离解只给出一个质子的称为一元弱酸，能给出两 个或两个以上的质子称为多元弱酸。
ceq(H+) ceq(OH–) 或 ceq(H+) = 1.00 10–7 呈中性
ceq(H+) ceq(OH–) 或 ceq(H+) 1.00 10–7 呈酸性
ceq(H+) ceq(OH–) 或 ceq(H+) 1.00 10–7 呈碱性
pH = – lg (ceq(H3O+) /c ø) or pH = – lg ceq(H+)
这种溶剂能区别不同酸碱之间相对强度差别的作用叫做
溶剂的区分效应。
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第一节 酸碱质子理论
水作溶剂溶于强酸时，水是作为碱接受质子的，由于水的碱 性比一般的弱酸要强，因此，水溶剂不能区别出 HCl、H2SO4、 HNO3、HClO4的酸性强弱。但若将它们溶于纯醋酸中，由于 醋酸的碱性比水弱，接受质子能力差，HClO4就比 HCl更易给 出质子从而表现出更强的酸性。
结论：对于共轭酸碱对来说它们有关系：
Kwø = Kaø• Kbø 或 pKwø = pKaø+ pKbø
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第二节 水溶液中的酸碱平衡
例题 已知 为多少？
NH3 的 Kbø为1.810–5，求弱酸
NH4+ 的
Kaø
解：已知 NH3 和 NH4+ 是一对共轭酸碱对，故
问题：水的离子积常数只随温度变化，此常数是不是只适用
× 于纯水中？当水溶液中引入其它离子（如 √ 数还是不变吗？
H3O+
或
OH–）时，此常
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第二节 水溶液中的酸碱平衡
二、 水溶液的酸碱性及pH
298.15K时： Kwø = ceq(H+) • ceq(OH–) = 1.0010–14
（一）、一元弱酸的离解平衡
HB(aq) + H2O(l) B– (aq) + H3O+(aq)
Kaø=
ceq(B– ) • ceq(H3O+) ceq(HB)
(5-5)
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第二节 水溶液中的酸碱平衡
Kaø为酸的离解常数，它与酸的本性及温度有关，而与 物质的浓度无关。 Kaø愈大则表明酸的离解程度愈大，其酸性
解得： ceq(H3O+) =
– Kaø + 2
– Kaø 2
2
+ Kaø• c0(HB)
1/2
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第二节 水溶液中的酸碱平衡
如果弱酸的 Kaø很小，而浓度不是很小时，一般认为
√ c0(HB)/Kaøceq(H503O0+，) =上式—K可a—ø以•—近c0—(似HB为—) ：
2. 影响因素
酸碱强度
酸碱本身给出或接受质子的能力
由两方面决定
溶剂接受或给出质子的能力
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⑴ 酸碱可以是分子、阴离子、阳离子，
如Ac－是离子碱，NH
4
是离子酸；
⑵ 两性物质，
如 H4 、 S FO e(2 O O )5 2 、 H H3 ) 、 C H (2 O H O 等。
⑶ 质子理论中无盐的概念，电离理论中的盐，
在质子理论中都是离子酸或离子碱，如 NH4Cl
中的
NH
4
是离子酸，
Cl－是离子碱。
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第一节 酸碱质子理论
（1）溶剂相同时，酸碱的强弱决定于酸碱给出或接受质
子能力的强弱。给出质子能力强的酸是强酸，结合质子能力 强的碱是强碱。
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教师参考 （ 本章学时 6 ）
基本要求
1. 了解酸碱理论历史发展概况，掌握酸碱质子理论 2. 掌握弱酸（碱）的离解平衡，离子酸（碱）的离解平衡 ，pH及有关离子浓度的计算。 3. 理解同离子效应、盐效应，掌握缓冲作用原理和有关计 算及缓冲溶液的选择和配制。
教学重点、*难点
由于上述酸给质子的能力特强，这些强酸一旦溶于水后， 立即与水反应，生成酸性次于它们的弱酸 H3O+ (aq) 。这样， 不论物质的酸性有多强（当然要比H3O+ (aq) 强）在水溶液 中，它们统统被水拉平到同一强度的酸（H3O+ (aq)）水平。
上述效应称为溶剂的拉平效应。
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Kwø = ceq(H3O+) • ceq(OH–)
Kwø称为水的离子积常数，简称水的离子积。
不而因变温体化度系。一中定时H3纯O+水和中OHH3–O的+ 和浓度OH改–变的而浓改度变乘。积为Kw一ø只常随数温，度此变常化数
温度 / K 273
295
373
Kw
0.13 ×10 -14 1.0 ×10 -14 7.4 ×10 -14
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第二节 水溶液中的酸碱平衡
c0 /(mol•dm-3) ceq /(mol•dm-3)
HB(aq) + H2O(l) B– (aq) + H3O+(aq)
c0(HB) ceq(HB )
Kaø=
0
ceq(B– )
ceq(B– ) • ceq(H3O+)
ceq(HB)
Kaø=
ceq(B– ) • ceq(H3O+) ceq(HB)
(1)
共轭碱的反应 B– (aq) + H2O(l) HB(aq) + OH–(aq)
Kbø=
ceq(HB) • ceq(OH–) ceq(B– )
(2)
(1)式与(2)式相乘： Kaø• Kbø= Kwø = ceq(H3O+) • ceq(OH–)
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第一节 酸碱质子理论
酸碱质子传递反应的通式：
H+
酸（1） + 碱（2） （二）、酸碱的强弱
1. 酸碱反应的方向
H+
= 1.010–14 / 1.810–5
= 5.610–9
请问问你题会：设质法子求理出论吗中？CO32– 是质子碱，但其 Kbø 无法查出，
提示： CO32– 的共轭酸是HCO3– ，故
Kbø(CO32– ) = Kwø/Kaø(HCO3– )
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第五章 酸碱平衡
第一节 酸碱质子理论 第二节 水溶液的酸碱平衡 第三节 酸碱平衡的移动 第四节 缓冲溶液 *第五节 酸碱电子理论
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第五章 酸碱平衡
本章基本要求
•掌握质子酸碱、酸碱共轭关系、酸碱离解常数等概念。
•熟练运用近似方法计算酸碱水溶液的酸度及有关离子 浓度。
•掌握同离子效应、介质对酸碱平衡的影响，熟练掌握 和理解缓冲溶液的计算和原理；掌握简单缓冲溶液的 配制方法。
酸碱反应的实质：
酸 H+ + 碱
质子酸与质子碱间的相互依存关系称为酸碱共轭关系。一对相
应的酸和碱称为共轭酸碱对。酸碱半反应不能独立存在，有酸给出 质子；一定就有碱接受质子。酸碱反应的实质是两个共轭酸碱对之 间进行的质子传递。例如:
1、
HCl (aq) ＝ H+ (aq) + Cl－ (aq)
H2O (l) + H+ (aq) ＝ H3O+ (aq)
则其对应的共轭碱的碱性就很弱，反之亦然。
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酸越强，其共轭碱越弱； 碱越强，其共轭酸越弱。
酸性 HC ： 4 lH O 2S4 O H3P4 O HA H c2C3O N4 H H2O
碱性 C： l 4O HS 4 OH2PO 4 AcHC3 O N3H O H
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第一节 酸碱质子理论
（2）同一物质在不同溶剂中的酸碱性有很大的差别，甚 至于酸碱的性质会发生变化。 酸均水能溶与液水中（，作H碱C）lO发4 生、质HC子l、传递HB作r、用，H反NO应3、通式H2为SO：4等强
H+
HB (aq) + H2O (l) ＝ H3O+ (aq) + B－ (aq)
问题 一元弱碱溶液
的酸度计算公
而离解度：
=
ceq(H3O+) c0(HB)
×100%
式与此式相同 吗？
—————
√ = Kaø/c0(HB) ×100%
例题：计算 0.10 mol/L的醋酸水溶液中的氢离子浓度、 溶液的 pH 值及醋酸的离解度。已知醋酸的Kaø为1.7610-5。
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第二节 水溶液中的酸碱平衡
一、 弱酸的离解平衡
强酸：在水溶液中全部离解的酸称为强酸，强酸水溶液的
酸度计算很容易。如0.10mol•dm-3 HCl, c (H3O+)=0.10 mol•dm-3。
弱酸：在水溶液中部分离解给出质子的分子、离子物质称 为弱酸，弱酸离解只给出一个质子的称为一元弱酸，能给出两 个或两个以上的质子称为多元弱酸。
ceq(H+) ceq(OH–) 或 ceq(H+) = 1.00 10–7 呈中性
ceq(H+) ceq(OH–) 或 ceq(H+) 1.00 10–7 呈酸性
ceq(H+) ceq(OH–) 或 ceq(H+) 1.00 10–7 呈碱性
pH = – lg (ceq(H3O+) /c ø) or pH = – lg ceq(H+)
这种溶剂能区别不同酸碱之间相对强度差别的作用叫做
溶剂的区分效应。
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第一节 酸碱质子理论
水作溶剂溶于强酸时，水是作为碱接受质子的，由于水的碱 性比一般的弱酸要强，因此，水溶剂不能区别出 HCl、H2SO4、 HNO3、HClO4的酸性强弱。但若将它们溶于纯醋酸中，由于 醋酸的碱性比水弱，接受质子能力差，HClO4就比 HCl更易给 出质子从而表现出更强的酸性。
结论：对于共轭酸碱对来说它们有关系：
Kwø = Kaø• Kbø 或 pKwø = pKaø+ pKbø
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第二节 水溶液中的酸碱平衡
例题 已知 为多少？
NH3 的 Kbø为1.810–5，求弱酸
NH4+ 的
Kaø
解：已知 NH3 和 NH4+ 是一对共轭酸碱对，故
问题：水的离子积常数只随温度变化，此常数是不是只适用
× 于纯水中？当水溶液中引入其它离子（如 √ 数还是不变吗？
H3O+
或
OH–）时，此常
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第二节 水溶液中的酸碱平衡
二、 水溶液的酸碱性及pH
298.15K时： Kwø = ceq(H+) • ceq(OH–) = 1.0010–14
（一）、一元弱酸的离解平衡
HB(aq) + H2O(l) B– (aq) + H3O+(aq)
Kaø=
ceq(B– ) • ceq(H3O+) ceq(HB)
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第二节 水溶液中的酸碱平衡
Kaø为酸的离解常数，它与酸的本性及温度有关，而与 物质的浓度无关。 Kaø愈大则表明酸的离解程度愈大，其酸性
解得： ceq(H3O+) =
– Kaø + 2
– Kaø 2
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+ Kaø• c0(HB)
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第二节 水溶液中的酸碱平衡
如果弱酸的 Kaø很小，而浓度不是很小时，一般认为
√ c0(HB)/Kaøceq(H503O0+，) =上式—K可a—ø以•—近c0—(似HB为—) ：
2. 影响因素
酸碱强度
酸碱本身给出或接受质子的能力
由两方面决定
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⑴ 酸碱可以是分子、阴离子、阳离子，
如Ac－是离子碱，NH
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是离子酸；
⑵ 两性物质，
如 H4 、 S FO e(2 O O )5 2 、 H H3 ) 、 C H (2 O H O 等。
⑶ 质子理论中无盐的概念，电离理论中的盐，
在质子理论中都是离子酸或离子碱，如 NH4Cl
中的
NH
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是离子酸，
Cl－是离子碱。
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第一节 酸碱质子理论
（1）溶剂相同时，酸碱的强弱决定于酸碱给出或接受质
子能力的强弱。给出质子能力强的酸是强酸，结合质子能力 强的碱是强碱。
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教师参考 （ 本章学时 6 ）
基本要求
1. 了解酸碱理论历史发展概况，掌握酸碱质子理论 2. 掌握弱酸（碱）的离解平衡，离子酸（碱）的离解平衡 ，pH及有关离子浓度的计算。 3. 理解同离子效应、盐效应，掌握缓冲作用原理和有关计 算及缓冲溶液的选择和配制。
教学重点、*难点
由于上述酸给质子的能力特强，这些强酸一旦溶于水后， 立即与水反应，生成酸性次于它们的弱酸 H3O+ (aq) 。这样， 不论物质的酸性有多强（当然要比H3O+ (aq) 强）在水溶液 中，它们统统被水拉平到同一强度的酸（H3O+ (aq)）水平。
上述效应称为溶剂的拉平效应。
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Kwø = ceq(H3O+) • ceq(OH–)
Kwø称为水的离子积常数，简称水的离子积。
不而因变温体化度系。一中定时H3纯O+水和中OHH3–O的+ 和浓度OH改–变的而浓改度变乘。积为Kw一ø只常随数温，度此变常化数
温度 / K 273
295
373
Kw
0.13 ×10 -14 1.0 ×10 -14 7.4 ×10 -14
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第二节 水溶液中的酸碱平衡
c0 /(mol•dm-3) ceq /(mol•dm-3)
HB(aq) + H2O(l) B– (aq) + H3O+(aq)
c0(HB) ceq(HB )
Kaø=
0
ceq(B– )
ceq(B– ) • ceq(H3O+)
ceq(HB)
Kaø=
ceq(B– ) • ceq(H3O+) ceq(HB)
(1)
共轭碱的反应 B– (aq) + H2O(l) HB(aq) + OH–(aq)
Kbø=
ceq(HB) • ceq(OH–) ceq(B– )
(2)
(1)式与(2)式相乘： Kaø• Kbø= Kwø = ceq(H3O+) • ceq(OH–)
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第一节 酸碱质子理论
酸碱质子传递反应的通式：
H+
酸（1） + 碱（2） （二）、酸碱的强弱
1. 酸碱反应的方向
H+