无机化学 酸碱平衡

(1.76×10-5 ) /(1.33×10-3 )= 1 / 75
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无机及分析化学
第六章
酸碱平衡
2、盐效应 在弱电解质溶液中加入与弱电解质不相同 的盐类，使弱电解质的离解度稍稍增大，这种 作用称为盐效应。 例： HAc + NaCl HAc + NaAc HAc 的离解度稍增大。
K
θ b1
K K
K
θ b2
K K
θ w θ a2 θ w θ a1
1.0 10 4 1.8 10 11 5.6 10
14
1.0 10 8 2.3 10 7 4.3 10
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14
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无机及分析化学 三元酸（碱）
第六章
酸碱平衡
对于共轭酸碱对，酸强则碱弱，酸弱则碱强。
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无机及分析化学 二元酸（碱） H 2A = H+ + HA-
第六章
酸碱平衡
[H ]r [HA ]r K [H 2 A]r
θ a1
+
-
HA- + H2O = H2A + OHθ a1 θ b2
θ K b2
[H 2 A]r [OH - ]r [HA ]r
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无机及分析化学
第六章
酸碱平衡
通常溶液的c(H+) = 1 ～ 10-14 mol· -1 之间时 L ，用 pH来表示，则pH = 0 ～ 14 测定溶液的pH方法很多，如用酸碱指示剂、 pH试纸可粗略测定，若需精确测定，则可用 精密酸度计。
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[NH 4 ]r [OH ]r K [NH3 H 2O]r
无机及分析化学
NH4+ ＋ H2O
第六章
酸碱平衡
盐的水解，其实也是酸或碱。如NH4Cl、NaAc
H+ ＋ NH3· 2O H
θ [H + ]r [NH 3 H 2O]r [OH - ]r K w 10 θ 5.6 10 + [NH 4 ]r [OH ]r Kb
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9
无机及分析化学 例：NH3 ~ NH4+
第六章
酸碱平衡
NH3 +
H2O
θ b
θ w
=
NH4+
14
+ OH-
已知NH3的 K
-5，则NH +的K θ为： 为1.78×10 4 a
K
θ a,NH + 4
K 1.0 10 10 θ 5.6 10 5 K b,NH3 1.78 10
当α很小时，1－α≈ 1 θ K a = crα2
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第六章
酸碱平衡

K cr
θ a
此式为稀释定律的数学表达式。
（1）离解度与弱电解质的本性有关。 （2）离解度与浓度的平方根成反比。 （3）离解度与温度有关。
上式同样适用于弱碱的离解，只需将 K 变为K
既有同离子效应也有盐效应。只不过同离 子效应比盐效应大得多。
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无机及分析化学
第六章
酸碱平衡
6.3 酸碱平衡中有关浓度的计算 6.3.1 水溶液的pH
H2O = H+ + OH室温下纯水中： [H+] = [OH-] = 1.0×10-7 mol∙L-1 pH = - lg [H+] = 7 加酸后， [H+] > 10-7 mol∙L-1 [H+] > [OH-] , pH < 7 酸性 加碱后， [H+] < 10-7 mol∙L-1 [H+] < [OH-] , pH > 7 碱性
θ w + 上一页 下一页 本章目录 总目录
6
无机及分析化学
θ w +
第六章
-
酸碱平衡
K [H ]r [OH ]r
K
θ θ 称为水的离子积常数， w 随温度的变化而变 w
K
化。298.15K时，
K [H ]r [OH ]r 1.0 10
θ w + θ w
14
纯水中：[H+] = [OH-] = 1.0×10-7 mol· -1 L
2
无机及分析化学 HCO3H2O H3O+ NH4+ = = = = H+ H+ H+ H+
第六章 + + + + CO32OH – H2O NH3
酸碱平衡
酸、碱并非孤立，酸是碱和质子的结合 体，这种关系称为酸碱的共轭关系。 右边的碱是左边酸的共轭碱； 左边的酸是右边碱的共轭酸。
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θ K 称为弱碱的离解平衡常数。K b 越大，碱性越
θ b
[HAc]r [OH ]r [H ]r K K + [Ac ]r [H ]r K
θ b
-
+
θ W θ a
强。
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无机及分析化学 一元酸（碱） HAc = AcH+ + Ac-
第六章
酸碱平衡
θ 与 a
6.1.5 共轭酸碱对中
K
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5
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酸碱平衡
6.1.3 水的离解平衡(水的质子自递反应)
H2O + H2O = H3O+ + OHH2O = H+ + OH-
r H 0
θ m
[H ]r [OH ]r K [H 2 O]r
θ
+
-
[H2O]r视为常数，归入常数项，得到：
K [H ]r [OH ]r
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酸碱平衡
6.3.2 酸碱溶液pH值的计算
一元弱酸、弱碱的解离平衡 1、解离平衡常数 HAc = H+ + Ac-
K 称为弱酸的解离平衡常数。
θ 对于弱碱，其解离平衡常数用 K b 表示：
θ a
[H ]r [Ac ]r K [HAc]r
θ a
+
-
NH3· 2O = NH4+ + OH H
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第六章
酸碱平衡
6.1 酸碱质子理论 6.2 酸碱平衡的移动 6.3 酸碱平衡中有关浓度的计算 6.4 缓冲溶液
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第六章
酸碱平衡
6.1
酸碱质子理论
复习酸碱电离理论：酸、碱的定义？ 6.1.1 酸碱质子理论： 定义：凡是给出质子（H+）的物质是酸， 凡是接受质子的物质是碱。 酸 = H+ + 碱 HCl = H+ + Cl – HAc = H+ + Ac – H2CO3 = H+ + HCO3上一页 下一页 本章目录 总目录
温度愈高， 愈大。在任何水溶液中也有这 K
种关系：
K [H ]r [OH ]r
θ w + 7 上一页 下一页 本章目录 总目录
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酸碱平衡
6.1.4 酸碱的强弱
HAc + H2O = H3O+ + Ac – + [H3O ]r [Ac ]r θ Ka [HAc]r θ θ K a 称为弱酸的离解平衡常数。 a 越大，酸性 K 越强。 Ac- + H2O = HAc + OH –
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酸碱平衡
cr , a 500 0.1 + x≈0.1 θ 0.1－x≈0.1 Ka
x = 1.76×10-5 (mol· -1) L pH = 4.75 a = 1.76×10-5 /0.1 = 0.0176%
θ a
K 1.76 10-5 未加NaAc时， 0.0133 1.33% cr 0.1
θ × a1
K
θ = b3
K
θ × a2
K
K K K K K
θ × a3
K
K K K
K K K
K K K
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酸碱平衡
6.2 酸碱平衡的移动
6.2.1 稀释定律
初： 平：
θ a
HA = cr cr – crα
+ -
H+ + 0 crα
2
A0 crα
2
[H ]r [A ]r (cr ) cr K [HA]r cr cr 1
K
θ a
K
θ 的关系 b
-
[H ]r [Ac ]r K [HAc]r
OHθ b -
+
[HAc]r [OH ]r + H2O = HAc + K [Ac ]r θ θ + θ K a K b [H ]r [OH ]r K w
θ a θ b
∴①可以从酸、碱的 K 和 K 计算其共轭碱、 θ θ θ 酸的 K b 和 K a ；②酸愈强，即 K a 愈大，其共 θ 轭碱愈弱，Kb 愈小。反之亦然。
θ a
θ b
15
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酸碱平衡
6.2.2 同离子效应和盐效应
1、同离子效应： 在弱电解质中加入与弱电解质具有相同离 子的强电解质，使得弱电解质的离解度降低， 这一现象称为同离子效应。 例： HAc + NaAc , HAc的离解度降低。 NH3· 2O + NH4Cl ， NH3· 2O的离解度降低。 H H HAc + HCl ， HAc的离解度降低。 16
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第六章
-
酸碱平衡
14
因为
K [H ]r [OH ]r 1.0 10
θ w +
p K θ = pH + pOH = 14
w
pH = 14 – pOH
注意：
pH相差一个单位， c(H+)相差10倍。 溶液酸性越强， pH越小， 反之，溶液碱性越强， pH越大。
θ w
K (H 2 A) K (A ) K
2-
对于HA- — A2- ，也可推出：
K (H 2 A) K (A ) K
θ a2 θ b1 2上一页
θ w
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θ 和 b1 θ b2
酸碱平衡
例：计算Na2CO3的 K K 。 解： Na2CO3为二元碱，其共轭酸碱对分别为 CO32- ～ HCO3HCO3- ～ H2CO3 共轭碱 共轭酸 共轭碱 共轭酸 θ θ -7， 查表知H2CO3 : K a1 =4.3×10 K a2 =5.6×10-11。
K H 3A K
同理可推导出：
θ a1 θ b3
H2Aθ = b2
K K
θ a2 θ b2
HA2-
K K
θ a3 θ b1
A3-
K
θ θ = [H + ]r [OH - ]r = w b1 例：计算Na3PO4的 θ 、 θ 、 θ 。 b1 b2 b3 θ θ θ 解： b1= w / a3 = 10-14/( 2.2×10-13 )=4.5×10-2 θ θ θ = w / a2 = 10-14/( 6.23×10-8 )=1.6×10-7 b2 θ θ θ = w / a1 = 10-14/( 7.52×10-3 )=1.3×10-11 13 b3
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第六章
酸碱平衡
例：在1升0.1mol∙L-1 HAc溶液中加入0.1mol NaAc晶体（体积不变），计算 溶液中氢 离子浓度及离解度。 解： 初： 平： HAc = H+ + Ac0.1 0.1-x 0 x 0.1 0.1+ x
K
θ a=
x(0.1+x) ————— = 1.76×10-5 0.1－x
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θ b +
第六章
-
酸碱平衡
2、解离平衡常数的意义： （1）解离平衡常数反映了弱电解质解离趋势 大小. （2）反映了弱酸、弱碱的酸碱性相对强弱。 （3）同一温度下，解离平衡常数不变。温度对 K虽有影响，但因其反应热不大，故温度 对解离平衡常数的影响较小。室温下，一 般不考虑 T 对 K θ的影响。 24
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4
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第六章
酸碱平衡
Leabharlann Baidu
6.1.2
酸碱反应:
一切包含有质子传递过程的反应 酸1 + 碱2 = 酸2 + 碱1 中和反应： HCl + NaOH = H2O + NaCl HNO3 + NH3 = NH4+ + NO3离解反应： HCl + H2O = H3O+ + Cl HAc + H2O = H3O+ + Ac – 水解反应：NH4+ + 2H2O = H3O+ + NH3· 2O H Ac- + H2O = HAc + OH – 复分解反应： HF + Ac - = HAc + F – 上述反应都可以看作为酸碱反应。
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第六章
酸碱平衡
酸、碱两者互为存在的条件，彼此通过H+（质 子）联系在一起，我们把它们称为共轭酸碱对。 给出H+能力强的叫强酸； 接受H+能力强的叫强碱。 酸越强，其共轭碱越弱；反之，酸越弱，其共 轭碱越强。在不同介质中酸碱的强度也不同。
像H2O、HCO3-、HSO3- 、H2PO4-等既能给出 质子，又能接受质子的物质就是两性物质。由 此看出：在质子理论中没有盐的概念。