酸碱解离平衡

第三章 酸碱解离平衡
第一节
酸碱理论
第二节
水溶液中酸碱平衡 第三节
弱酸、弱碱溶液H3O+或OH浓度的计算
目的要求：
二、主要教学内容 1.掌握酸碱质子理论；酸、 碱、两性物质及其共轭酸 碱。 2.掌握弱电解质的解离平衡、 解离平衡常数，溶液pH的简 化计算。
1.酸碱概念的发展，酸碱 质子理论；共轭酸碱概念，酸 碱反应的本质，共轭酸碱的强 弱关系。 2.弱电解质的离解平衡、 离解平衡常数。
2.一元弱碱溶液 cb Kb > 20Kw
Ka Ka 4Ka ca [H ]= 2
+
2
K b Kb 4Kbcb [OH ]= 2
c/Kb > 400
2
c/Ka>400
[H ]= Ka c
+
[OH ]
Kbcb
【例 1 】计算 0.10mol· L-1HAc 溶液中 [H+] 和 pH 值。已知 Ka=1.74×10-5 。 解： ∵ c/Ka= c· Ka>20Kw
第三节 酸碱溶液pH的计算
酸度：溶液中H+的浓度 （pH值）。 pH=-lg[H+] pOH=-lg[OH-]
∵
∴
[H+] [OH-] = KW
pH + pOH = pKW 即 pH + pOH = 14
一、一元弱酸溶液[H3O+]的简化计算
一元弱酸HB在水溶液中，存在着两种质子传递平衡：
HB + H2O
＋
Kw
若此时也可以忽略水提供的H3O+，即 Ka· ca>20Kw， 上式中(Ka• ca + Kw)≈ Ka• ca
即得一元弱酸溶液 [H3O+]的简化计算式：
[
H3 O
+
]=
Ka c
注意：进行简化计算时，一定要同时满足
ca／Ka>400 和 Ka〃ca>20Kw 两个条件！
1.一元弱酸溶液 c· Ka > 20Kw
Ka .Kb=[H ][OH ]=Kw= 1.0× 10
+ -14
[H3 O ][OH ]
pKa + pKb = pKw
已知其中一个，可求另一个
例：已知HAc的Ka=1.74×10-5，求Ac-的Kb
K b, Ac
Kw 1.0 10 14 10 5 . 68 10 K a , HAc 1.74 10 5
H+ + OH- → H←OH
酸碱反应
碱提供电子对与酸形成配位 键生成酸碱配合物
第二节
H+
水溶液中的酸碱平衡
298K，任何物质的水溶液： [H+][OH-]= Kw =1.0×10-14
水的解离是吸热反应， 当温度升高时Kw增大。 Kw与温度的关系 T/K 273 298 373 Kw 1.5×10-15 1.0×10-14 7.4×10-13
+
H3O+ + B-
H2O + H2O
H3O+ + OH-
Ka=
[H3O ][B ]
[HB]
+
Kw =［H3O+］［OH-］
溶液中的H3O
包括两个质子传递平衡提供的质子，即：
［H3O+］= ［H3O+］HB+［H3O+］水 =［B-］+［OH-］ 设HB初始浓度为c(HB)，则［HB］= c(HB) －［B-］，
一、水的质子自递反应 H2 O + H 2 O H3O+ + OH-
K =
[H3O+] [OH-]
[H2O]2
K [H2O]2 = [H3O+][OH-] = Kw
Kw：水的质子自递平衡常数
Kw=1.0×10 （298K）
-14
二、酸碱质子传递平衡及其平衡常数 1.一元弱酸 HB + H2O
+
Ka： 酸的解离常数
–
HCl HAc
NH4+ H2CO3 HCO32CO 3 HO
2
H+ + ClH+ + AcH+ + H+ + H+ + NH3 HCO3-
H+
+
OH-
（二）酸碱共轭对关系 酸 质子
酸给出质子能力越强，酸性 越强，其共轭碱的碱性越弱； 碱 碱接受质子能力越强，碱性越 强，其共轭酸的酸性越弱；
1. 根据酸碱质子理论，下 列物质既是酸又是碱的是 A、HCO3 B、H2S + C、NH4 D、Ac 2. 下列各组溶液中,不属于 酸碱共轭关系的是 A、H2O—OH + B、NH3—NH4 2C 、H3PO4—HPO4 D、 HCl—Cl
平衡向左方移动
H3O+ + Ac+ -
↓ NaAc
Na + Ac
6.盐效应 定义：在弱电解质溶液中加入不含相同离 子的强电解质，使其 略有增大的现象。
如： 0.10mol· L-1 HAc
HAc + H2O H3O+ + Ac-
=1.33%
+ 0.10mol· L-1 NaCl
=1.70%
+
Ka
Ka 4 Ka ca 2
2
②如果HB酸性不太强(Ka不太大)， 浓度不太稀c(HB)足够大)， 满足c(HB)／Ka>400 时 溶液中给出质子的HB只 占总的HB量很小比例。
HB的平衡浓度接近初始浓度，即［HB］≈ c(HB)，近似计算式变成：
[H3O ] =
+ 2
Ka•c(HB)
-
不适用于非水体系或无溶剂体系 NH3(g)+ HCl(g)
苯
NH4Cl(s)
二、酸碱质子理论
（一）酸碱的概念
酸：凡能给出质子（H+）的物质；质子的给予体。 + 碱：凡能接受质子（H ）的物质；质子的接受体。 酸 质子
+
碱
特点： 1. 酸和碱可以是分子， 也可以是阳、阴离子。 2. 既是酸又是碱（两性 物质）如 HCO3-, H2O 。 3. 没有“盐”的概念。 如NaCl中Cl 为碱； NH4Ac为两性物质
（3）解离常数值小，可用 pKa = -lgKa， pKb = -lgKb表示。
4.共轭酸、碱常数(Ka 和 Kb )的关系 HB + H2O H3O+ + B+ -
B- + H2O
HB + OH-
Ka=
[H3O ][B ]
[HB]
[HB][OH ] Kb= [B ]
[H3O ][B ] [HB ][OH ] Ka Kb [HB] [B- ]
对应的共轭碱是： OH-、
（三）酸碱反应的实质 1.实质：两对共轭酸碱对之间的质子传递反应。
H
+
+H
+
HAc + NH3
-H
+
3.反应方向： 由较强的酸和较强的碱作用，生成较弱的碱和较弱的酸
NH4 + + Ac- 2.反应环境： 水溶液、非水溶剂或气相中的反 应。
（四）优点和局限性： 优点： 扩大了酸碱的含义和酸碱反应的范围。 将酸碱强度与酸或碱的性质和溶剂的性质联系起来。 局限：酸碱质子理论把酸限制在含氢（H）， 这就不能解释不含氢物质的酸性。 如SO3、AlCl3显酸性
Ka与Kb成反比。
5.同离子效应
产生同离子效应的同时,也存在着盐效应。二者结 果正好相反，但同离子效应远远超过盐效应。所以通常 情况下,可以忽略盐效应。在一般计算中,也可不予考虑。
定义：在弱电解质溶液中加入含有相同
解释： 溶液中离子之间的 相互牵制作用增大。
离子的强电解质，使其 降低的现象。
HAc + H2O
1.只能为酸的是：H3O+、 H2CO3、
NH4+、 H2S HS-
对应的共轭碱是： H2O、 2.只能为碱的是： HO-、
HCO3-、 NH3、 CO32-、 NH3
对应的共轭酸是：H2O、 HCO3-、 NH4+ 对应的共轭酸是： H3O+ 、 H3PO4、 H2S
3.两性物质是：
H2O 、 H2PO4- 、 HSHPO42- 、 S2-
弱电解质：水溶液中部分解 离成离子的化合物。 如：HAc、NH3

已解离的分子数 原有分子总数
第一节
酸碱理论
一、酸碱电离理论(阿累尼乌斯酸碱理论） 1887年由瑞典化学家阿累尼乌斯提出。 酸 ：在水中解离出的阳离子全是H+的物质； 碱：在水中解离出的阴离子全是OH 的物质。 中和反应的实质是：H+ + OH局限性： 无法解释NH3的弱碱性 H2O 无NH4OH
三、酸碱电子理论 在酸碱质子理论提出的同年，美 国化学家路易斯提出酸碱电子理 论 凡能接受电子对的物质都是酸 凡能给出电子对的物质都是碱 酸 + 碱 → 酸碱配合物
特点： 酸碱反应包括了除氧化 还原反应以外的几乎所有化 学反应，应用最为广泛。
不足：
酸碱认识过于笼统，不易 掌握酸碱特征，最大的缺点是 不能确定酸碱的相对强度。
0.10 1.74 10 -5
>500
[H ]= Ka c
+
∴ [H+]= 1.74 10-5 0.10 =1.32×10-3(mol· L-1) pH = -lg1.32×10-3 = 2.88
【例3】计算0.10mol· L-1NH4Cl溶液的pH值。 已知NH4+的Ka=5.59×10-10。 解： 在水中 NH4Cl 完全解离为 NH4+ 和 Cl- ，浓度均为 0.10mol〃L-1 。 Cl碱性极弱，对溶液酸碱性影响极小 ,通常忽略不计。而NH4+是弱酸。
3.水的质子自递作用。酸 碱溶液及其pH；一元弱酸、一 元弱碱溶液中pH的基本计算。 （部分自主学习）
教学内容：
一、基本概念：共轭酸碱、 离解平衡常数。
电解质：
在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物。 强电解质：水溶液中能完全 解离成离子的化合物。 如：HCl、NaOH、 NaCl 解离度α：电解质的解离程度。
平衡向右方移动
习题
1.某一元弱酸，离解常数为Ka ，若在浓度为c时，离解度为α ，同温下 稀释此溶液，则 A、Ka，α 均不变 B、Ka变大，α 不变 C、Ka，α 均变小 D、Ka不变，α 变大 2.往1L 0.1mol/L氨水溶液中加入少量NH4Cl固体,将引起的变化是 A、 氨水的Kb增大 B、 氨水的pH值增大 C 、 氨水的α 减小 D、 氨水的Kb减小 3.在HAc溶液中，欲使HAc的解离度和溶液的pH值都减小，则 A、NH4Cl固体 B、NaOH溶液 C、HCl溶液 D、氨水 应加入
K b,Ac Kw 1.0 10 14 5.68 10 10 5 K a b>20Kw
[OH ] Kb c
c / Kb >> 400
5.681010 0.10

7.54106 mol L1


pH 14 pOH 14 lg(7.54106 ) 8.88
Ka>20Kw ; ∵ c·
ｃ/Ka=
0.10 5.59 10 10
＞400
∴ [H ]=
+
Ka c
=
5.59 1010 0.10
=7.48 × 10-6(mol· L-1)
pH = - lg7.48 × 10-6 = 5.13
【例 4 】计算 0.10mol〃L-1NaAc 溶液的 pH 值。已知 HAc 的 Ka=1.74×10-5 。 解： ∵
+
HB
共轭酸碱对 HB —B-
H+ + B-
只相差一个质 子的一对酸碱
例：下列各组属于共轭酸碱对的是
A. H3PO4 — H2PO4- B. H2CO3 — CO32C. H3O+ — OHE. H2PO4- — PO43D. H2PO4- — HPO42F. HAc — Ac-
练习：指出下列物质只能为酸，只能为碱；两性化合物？并写出其共轭酸（碱）。 H2O、H3O+、 NH3、 H2CO3、H2PO4-、NH4+、H2S、HS-、 CO32-、OH解：
而［B-］=［H3O+］－［OH-］=［H3O+］－Kw/［H3O+］
通过一系列数学处理后，得一元弱酸水溶液中[H3O+]的精确计算式： ［H3O+］3 + Ka［H3O+］2－(Ka•ca+Kw)［H3O+］－Ka Kw = 0
一元弱酸水溶液中[H3O+]的精确计算式作简化处理 ①如果HB酸性不太弱(Ka足够大)，浓度不太稀(ca足够大) 此时溶液中的H3O+主要由HB提供，可和忽略水提供的H3O+。 数学上，当Ka· ca>20Kw时， 精确计算式中(Ka•ca+ Kw)≈Ka•ca， 且Ka•Kw项可忽略，精确计算式变成： ［H3O+］2 + Ka［H3O+］－ Ka ca = 0 解得： 一元弱酸水溶液中[H3O+]的近似计算式 [ H3 O ] =
2.一元弱碱 Kb： 碱的解离常数 B- + H2O HB + OH-
H3
O+
+
B平衡时
[H3O ][B ] Ka= [HB]
3.关于解离常数 （1）含义
-
[HB] [OH ] Kb= [B ]
（2）解离常数值只与温度有 关，与弱酸、弱碱的浓度无关。
Ka：酸在水中释放H+能力的大小。 Ka值越大，弱酸的强度越大 Kb：碱在水中接受H+能力的大小。 Kb值越大，弱碱的强度越大。