普通化学 第七章 酸碱反应与酸碱平衡

其大小不仅与弱酸（碱）的本性有关，还与溶液浓度有关。
水的质子自递反应及水溶液的pH
设浓度为c的弱酸HA的解离度为α，解离常数为KaӨ HA在水中存在解离平衡 HA + H2O＝ H3O+ + A0 0 初始浓度 c
平衡浓度 c(1-α)
cα
cα
2
Kaθ
(c /cθ )α {cα /cθ }2 = = θ 1-α {c (1-α) /c }
酸碱质子理论
局限性
酸只限定在电离出H＋的物质
NaHSO4，NH4Cl
把碱只局限于氢氧化物
NaOH , NH3·H2O
酸和碱只局限于水溶液
NH3和HCl在气态下的反应
酸碱质子理论
二
酸碱质子理论(Bronsted-Lowry concept)(1923年)
酸——凡是能释放出质子的分子或离子。
pH = 14.00 －pOH
水的质子自递反应及水溶液的pH
三
酸碱的强度
弱酸
1. 解离平衡
HA + H2O ＝
H3O+ + A-
弱碱
B + H2O ＝ BH+ + OH-
符合化学平衡原理，解离达到平衡时，平衡 常数表达式分别为：
弱酸
Kaθ {c(H+) /cθ } {c(A － ) /cθ } = {c(HA) /cθ }
HA
＝
H+ + A-
（质子的给予体）
HCl, HAc,NaHSO4, HCO3－,NH4+, H3O+ ,H2O等
碱 ——凡是能与质子结合的分子或离子。
B + H+
＝
BH+
（质子的接受体）
OH－, HCO3－, Ac－ Cl－, NH3 , H2O等
酸碱质子理论
两性物质：既能给出质子，又能接受质子的物质。
θ a
水溶液中的酸碱平衡
同理可推导出一元弱碱溶液c(OH- )浓度计算公式
θ θ 2 θ θ — K + （ K ） +4 K c / c b b b — θ c(OH ) / c = 2
当α≤5%，或(c/c Ө)/Ka Ө≥ 500，则有
c(OH ) / c = (c / c ) K
—
θ
θ
θ b
第三节
水溶液中的酸碱平衡
一、 一元弱酸、弱碱溶液
在弱酸水溶液中同时存在着弱酸的解离平 衡和水的解离平衡。平衡中有相同的物质H+，平衡时 H+的浓度保持恒定。 HAc + H2O ＝ H3O+ + Ac-
H2O
+
H2O ＝ H3O+
+
OH-
实际上，溶液中 H+主要来源于HAc的解离
水溶液中的酸碱平衡
离子碱 H+
Ac－+
碱(1)
H2O
酸 (2) H+
＝ OH－ + HAc
碱(2)
酸 (1)
NH4Cl水解
离子酸
NH4+
酸 (1)
+
H2O ＝ H3O+ + NH3
碱(2) 酸 (2) 碱(1)
酸碱质子理论
无论是酸碱中和、酸碱解离、盐类水解反应，从质子 理论观点来看，这些都是酸碱之间的质子传递反应。 质子理论中不存在盐的概念，如NH4Cl中NH4+能够 给出质子，是离子酸，Cl－能够接受质子，是离子碱；
如：H2O，HSO4－，HCO3－， HPO42－， H2PO4－， HS－等。
酸碱半反应
酸 ＝
H+ +碱
HAc ＝ H+ + Ac﹣ H2PO4﹣ ＝ H+ + HPO4﹣ HPO42﹣ ＝ H+ + PO4﹣ NH4+ ＝ H+ + NH3 HCO3－ ＝ H+ + CO32﹣ 酸与碱之间的这种相互依存、相互转化的关系称为共轭关系，
Contents
1 2 3
4
酸碱质子理论
水的质子自递反应及水溶液的pH
水溶液中的酸碱平衡
酸碱解离平衡的移动 缓冲溶液
5
第一节
酸碱质子理论
酸－－具有酸味、能使蓝色石蕊试纸变红的物质。
碱－－具有涩味、滑腻感，能使红色石蕊试纸变蓝的物质。
一、酸碱电离理论 （Arrhenius Concept）(1887年)
HAc ＝ H+ + Ac初始浓度 c(HAc) = 0.10 mol· L-1 (c/c Ө)/Ka Ө= 0.10/(1.8 × 10-5 ) = 5555 > 500
水溶液中的酸碱平衡
c(H + )= (c / c θ ) K aθ c θ = 0.10 /1.8*10-5 *1.0
= 1.3 × 10-3 mol· L-1 c(Ac-) = c(H+) = 1.3 × 10-3 mol· L-1
OH-来自哪里?
H2O (l) ＝ H+ (aq) + OH- (aq)
水溶液中的酸碱平衡
二、多元弱酸、弱碱溶液
多元酸碱的解离过程都是分步完成的。 第一步： H2CO3 ＝ HCO3- + H+
+ θ θ [ c (H ) / c ] [ c (HCO ) / c ] θ 3 -7 = 4.2 × 10 K a1 (H 2 CO3 )= [c(H 2 CO3 ) / cθ ]
碱性：ClO4- < HSO4- < H2PO4- < Ac- < HCO3- < NH3 < OH-
酸碱质子理论

酸碱反应的实质：质子转移反应。
酸碱中和反应
H+
H3O+(aq) + OH－(aq) ＝ H2O(l) + H酸 2O(l) 碱 酸 碱(1) (1) (2) (2)
酸碱质子理论
酸碱解离反应
酸碱质子理论大大扩展了酸碱范围。
第二节
水的质子自递反应 及水溶液的pH
水是生命之源，是重要的溶剂 H2O(l) + H2O (l) ＝ H3O+(aq) + OH- (aq)
水的质子自递反应
H2O (l) ＝ H+ (aq) + OH- (aq)
平衡常数表达式
KwӨ = [ c (H+)/c Ө ] [ c (OH-)/c Ө ]
如 HF在水溶液中的解离反应是由给出质子的半反 应和接受质子的半反应组成的。
HF(aq) ＝ H+(aq) + F－(aq) + ) H+ (aq) + H2O(l) ＝ H3O+(aq) HF(aq) + H2O(l) ＝ H3O+(aq) + F－(aq)
H+
酸碱质子理论
盐类水解反应 NaAc水解
第七章
酸碱反应和酸碱平衡
酸碱是生产生活中一类重要物质，酸碱反应 是一类重要反应：
化工原料：硫酸、纯碱、烧碱、硝酸、冰醋酸。
人的体液，pH值要保持在7.35 - 7.45；胃中消化液
的成分是稀盐酸，胃酸过多会引起溃疡；激烈运动后， 肌肉中产生的乳酸会使人感到疲劳。
食醋含有乙酸；柠檬水含有柠檬酸和抗坏血酸；药物 阿司匹林、维生素C本身就是酸；小苏打、洗涤剂等 都是碱。
α= c(H+) /c × 100%= 1.3%
或
K c c
θ a θ
水溶液中的酸碱平衡
c(HAc) = 0.10 (1-α) mol· L-1 = 0.0987 mol· L-1 ≈ 0.1 mol·L-1
pH lg c(H ) c

θ

= 2.89
c(OH-) = KWӨ /c(H+) = 7.7 × 10-12 mol· L-1
水的质子自递反应及水溶液的pH
当α≤5%，或(c/c Ө)/Ka Ө≥ 500，则1-α≈1。 则可简化为
Kaθ = (c /cθ )α 2
α =
K (c / c )
a θ
θ
——
稀释定律
一定温度下，溶液浓度越小，解离度越大。
水的质子自递反应及水溶液的pH
四
水溶液中共轭酸碱对KaӨ与KbӨ的关系
根据共轭酸碱对的关系求酸碱解离常数
水的质子自递反应及水溶液的pH
KwӨ ：水的离子积常数，简称水的离子积。
298.15 K时，测知KwӨ = 1.0 ×10-14 。
水的解离是吸热反应， 随温度升高， KwӨ值增大。
KwӨ = [ c (H+)/c Ө ] [ c (OH-)/c Ө ]
两边取负对数，有 pH + pOH = 14.00
这样的一对酸碱称为共轭酸碱对（conjugate acid and base ）。
酸碱质子理论
酸碱的相对强弱取决于它们给出或接受质子的能力。 共轭酸酸性越强，给出质子能力越强，其共轭碱越弱； 共轭碱碱性越强，接受质子能力越强，其共轭酸越弱。
酸性：HClO4 > H2SO4 > H3PO4 > HAc > H2CO3 > NH4+ > H2O
第二步：
HCO3- ＝ CO32- +
H+
+ θ 2θ [ c (H ) / c ] [ c (CO ) / c ] θ 3 K a2 (H 2 CO3 )= = 5.6 × 10-11 θ [c(HCO3 ) / c ]
θ pOH=— lg[c(OH— ) / cθ ]=— lg (c / cθ ) Kb
pH = 14.00 －pOH
水溶液中的酸碱平衡
例
计算 25 ℃时， 0.10 mol· L-1 HAc 溶液中的 H+，Ac-，HAc，OH-浓度, 溶液的pH以及HAc 的解离度。
Ө (HAc) = 1.8 × 10-5 查附录Ⅶ， K 解： a
强酸：HCl, H2SO4, HNO3 ；强碱：NaOH，KOH
_
弱酸或弱碱是指在水溶液中大部分以分子形式存在， 只部分解离为H+或OH-离子的酸或碱。
弱酸：HAc，H2S；弱碱：NH3·H2O
强酸强碱盐
盐： 强酸弱碱盐
NaCl, KNO3
NH4Cl Na2S, Na2CO3 NH4Ac
弱酸强碱盐 弱酸弱碱盐
Ac− + H2O ＝ HAc + OHHAc + H2O ＝ H3O+ + AcH2O + H2O ＝ H3O+ + OH(3) = (1) + (2)
(1) (2)
(3)
KbӨ(Ac-) KaӨ(HAc)
KwӨ
KwӨ = KaӨ(HAc) KbӨ(Ac-)
水的质子自递反应及水溶液的pH
对于共轭酸碱对，有如下关系： KaӨ KbӨ = KwӨ
浓度为c(HA)的某一元弱酸HA水溶液的酸度 HA + H2O＝ H3O+ + A-
初始浓度
c
0
0
平衡浓度 c - c(H+ )
c(H+ ) c(H+ )
Kaθ
{c(H+) /cθ } {c(H+) /cθ } = {c - c(H+)} /cθ
水溶液中的酸碱平衡
可推导出一元弱酸溶液中c(H+ )的计算公式
弱碱
Kbθ
{c(BH+) /cθ } {c(OH － ) /cθ } = {c(B) /cθ }
水的质子自递反应及水溶液的pH
KaӨ （酸解离常数）、KbӨ （碱解离常数）是表征弱酸、
弱碱在水溶液中的解离程度大小的特征常数。
KaӨ越小，酸在水中的解离越困难，酸性越弱；
KaӨ越大，酸性越强。KbӨ亦然。
△rGmӨ = - RT ln K
Ө
水的质子自递反应及水溶液的pH
2. 解离度和稀释定律
解离度α：当弱酸、弱碱达到解离平衡时，已解离 的物质的浓度占原始浓度的百分数。
已解离的wk.baidu.com质的浓度 ×100% α= 原始浓度
α也是表征弱酸、弱碱解离程度大小的特性常数。相同温度、 浓度下，α 越小，酸或碱的强度越弱。
KiӨ ≤10-4：弱酸或弱碱 ；
10-2 ≥ KiӨ≥ 10-4：中强酸或中强碱。
KaӨ(HCOOH) =1.8 ×10-4 KaӨ(CH3COOH) =1.8 ×10-5
水的质子自递反应及水溶液的pH
KiӨ具有一般平衡常数的特征：
其大小与浓度无关，与温度有关。
室温下研究解离平衡时，一般可以不考虑。 温度对KiӨ的影响，使用298.15 K时的值。
对于二元共轭酸碱对，有： Ka1Ө Kb2Ө = Ka2Ө Kb1Ө = KwӨ
对于三元共轭酸碱对，有：
Ka1Ө Kb3Ө = Ka2Ө Kb2Ө = Ka3Ө Kb1Ө = KwӨ
共轭酸酸性越强，给出质子能力越强，其共轭碱越弱； 共轭碱碱性越强，接受质子能力越强，其共轭酸越弱。
水的质子自递反应及水溶液的pH
θ θ 2 θ θ — K + （ K ） +4 K c / c a a a + θ c(H ) / c = 2
当α≤5%，或(c/c Ө)/Ka Ө≥ 500，则有
c(H ) / c = (c / c ) K
+ θ
+
θ
θ
θ a
pH=— lg[c(H ) / c ]=— lg (c / c ) K
θ
*区分效应：用一个溶剂能把酸或碱的相对强弱
区分开来，称为溶剂的“区分效应”。 例如：H2O可以区分HAc、HCN酸性的强弱。
*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”。 在水中： HI ，HClO4 ，HCl，H2SO4 ，HNO3
在冰醋酸中： HI > HClO4 > HCl > H2SO4 > HNO3
酸(Acid) ——在水溶液中经电离只生成H+一种阳离子的物质。
HCl, H2S, HNO3，HCOOH等
碱(Base) ——在水溶液中经电离只生成OH-一种阴离子的物质。 NaOH, KOH, Ba(OH)2等
酸碱中和反应的实质：H+和OH-结合成水的反应。
酸碱质子理论
强酸或强碱是指在水溶液中能够完全解离出H+或OH 的酸或碱。