酸碱平衡及酸碱滴定法

＜ 10 -5
弱酸
＜ 10 -5
弱碱
Ki 只与温度有关，与其起始浓度无关。
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（二）解离度（ ）
1.定义：即电离平衡时电解质已电离部分占总 量的百分比。
电解质已电离的浓度
电解质总浓度 100%
表示电解质在指定条件下电离的程度（类似于 “化学平衡”讨论中的“转化率”），它不但与K Ø 有关，而且与电解质的起始浓度有关。
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2.电离度与稀释定律
K (c )2 c 2 c c 1
当 ＝ 5% ,
上式简化为： KØ = c 2
或
=( K Ø / c ) ½
上式称“稀释定律”—对于弱酸（弱碱）,在
指定温度下,浓度越小，解离度越大
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一元弱酸（碱）溶液的简化公式
（1）水本身的电离可忽略
（2） HA的电离度 5% ，或 c/KØ 500 其中，c 为HA的起始浓度；K 为平衡常数。一元弱酸（碱） 溶液的 [H3O+ ] （ [OH–]) 的简化公式：
[H3O ][ A ] [HA]
c2 2 c(1 )
Ka
[H3O ] Ka c
[OH ][HB] c2 2 [B] c(1 ) Kb
[OH ] Kb c
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ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
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例1：求0.10mol/ml HAc溶液的pH和电离度
(298 K, Ka = 1.8 10 -5)。
解：
HAc = H+ + Ac-
OH-是碱的特征 2、找出了衡量酸、碱强度的标度（Ka、Kb、pH） 局限性： 1、酸碱被限于水溶液,非水体系不适用： 2、碱被限制为氢氧化物： Na2CO3 碱？
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6.1.2 酸、碱质子理论
（一）酸碱定义 ——凡能给出H+（质子）的分子或离子均是酸, 凡能得到H+（质子）的分子或离子均是碱。 酸—— H+给予体 碱—— H+接受体
KaØ = X2 / 0.10
得：
x [H ]
Ka CHAc
1.8105 0.10
1.33103
与精确解(1.3410-3)相对误差<1%
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pH lg[H ]
lg(1.33103)
2.88 [H ]100%
CHAc 1.33103 100%
0.10 1.3%
两性电解质——既能给出质子，又能接受质子的 分子或离子，称为“两性电解质”简称“两性 物”。
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二、酸碱举例
酸 分子 HCl, H2SO4, H3PO4, H2O, NH3…
离子 NH4+, HSO4-, H2PO4-, HPO42-…
碱 分子 H2O, NH3，Na2CO3…
离子 OH-, HSO4-, H2PO4-, HPO42-…
第六章
酸碱平衡和酸碱滴定法
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6.1.1 酸碱电离理论
25岁的瑞典科学家S.Arrhenius于1884年提 出。
电离时产生的阳离子全部是H+的化合物称 为“酸”；电离时产生的阴离子全部是OH的化合物称为“碱” 。
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优点： 1、从组成上揭示了酸碱的本质，指出H+是酸的特征，
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酸碱质子理论的优点和局限性
1、优点： （1）扩大了酸、碱范围，不局限于水溶液体系 （2）把阿仑尼鸟斯理论中的电离、中和、盐的水
解统一为“质子传递反应”。
2、局限性
仍局限于有H+的体系，无H体系不适用，
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6.2 弱电解质的电离平衡和 强电解质溶液
一、解离平衡（电离平衡） 弱电解质在水溶液中是部分解离的。
c(H )c( A ) c(HA)
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对弱碱 MOH电离 MOH M++OH-
K
b
MOH
c(M )c(OH c(MOH )
)
Ki
Ka
Kb
酸常数 碱常数
Ka ＞ 10 -2 强酸 =10 -2 - 10 -5 中强酸
Kb ＞ 10 -2
强碱
= 10 -2 - 10 -5 中强碱
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根据”酸碱质子理论”，”阿仑尼乌斯电离 学说”的酸碱电离,酸碱中和,盐的水解,都可 以归结为”质子传递反应”.
HAc + H2O = H3O+ + AcH3O+ + OH- = H2O + H2O Ac- + H2O = HAc + OHNH4+ + 2H2O = NH3·H2O + H3O+ 酸1 碱2 碱1 酸2
起始相对浓度 0.10 0 0
平衡相对浓度 0.10 – x x x
K
x2 0.10 x
1.8105
（1）精确解上述方程
(ax2 bx c 0,
x b
b2 4ac )
2a
x [H ] 1.34 103
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（2）用近似公式:
c / Ki Ø =5682 500
例：
HAc CH3COOH
HAc + H2O = H3O+ + Ac可简为： HAc = H+ + Ac-
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标准平衡常数
c(H ) / c c(A) / c
Ki
c(HA) / c
Ki 称为“电离平衡常数” ，以后均以KiØ 表示 ， 不出现cØ 项，则表达式简写为
Ki
HA
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2.电离度与稀释定律
例：
HAc = H+ + Ac-
起始相对浓度 c 0 0
平衡相对浓度 c - c c c
K (c )2 c 2 c c 1
当 5% , 或 c / Ki ≥ 500 时， 1 - 1
上式简化为： Ki = c 2
或
=( Ki / c ) ½
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（或写为 % = 1.3)
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二、多元弱酸弱碱的解离平衡
分部电离
H2S： H2S + H2O
H3O+ + HS–
Ka1 = [H3O+] [HS–] / [H2S]
= 1.1 × 10–7
HS– + H2O
H3O+ + S2–
Ka2 = [H3O+] [S2–] / [HS–]
两性物 分子 H2O, NH3…
离子 OH-, HSO4-, H2PO4-, HPO42-… NH3 + H+ = NH4+ NH3 (l) = NH2-(l) + H+ (l)
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（三）酸碱反应的实质——质子传递
例：
HCl NH3
Cl
NH
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酸1 碱2 碱1 酸2
（下标1、2表示不同的共轭酸碱对） 在水溶液、液氨溶液、苯溶液、气相反应均如此。