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1、酸碱质子概念,3. 弱酸弱碱电离平衡,2.水的自耦电离平衡,第8章,酸碱平衡,4. 缓冲溶液,5. 盐类水解, 酸指在水中电离出的阳离子全部为H, 碱指在水中电离出的阴离子全部为OH-,H2SO4 = HSO4 + H+,NaOH = Na+ + OH-, 中和反应的实质 H+ + OH- = H2O, 水溶液中电解质部分电离 电离度,Svante August Arrhenius 瑞典化学家,酸： HCl HPO4- NH4+ 碱： NH3 CO32- AC-,酸碱共轭关系： 酸中有碱，碱可变酸 知酸便知碱，知碱便知酸,酸碱定义：任何物质，无论是分子或离子，也不论是在溶液中还是气相中，凡是能
2、给出质子的就是酸，凡是能接受质子的就是碱。,布朗斯特酸碱质子理论,酸碱反应：,中和反应：HCl + NH3 = NH4+ + Cl- 酸1 碱2 酸2 碱1,布朗斯特酸碱质子理论,另外，碱也有是阳离子的情形： Fe(H2O)63+ + H2O Fe(OH)(H2O)52+ + H3O+,酸和碱可以是分子（HCl），也可以是阳离子（NH4+）或阴离子（HPO42-）,有的离子在某个共轭对中是碱，但在另一个共轭酸碱对中是酸（H2PO4/ HPO42）,质子论中没有盐的概念（电离理论中的盐是质子论中的离子酸或离子碱）,布朗斯特酸碱质子理论,酸碱的电子理论 1923年，在质子论提出的同年，G. N.
3、Lewis在上述酸碱理论的基础上，从原子的电子结构角度定义了酸碱： 酸：接受电子对的物质 碱：给出电子对的物质 (电子对的给与体),(电子对的接受体),酸碱范围进一步扩大： （1）酸：质子、所有金属原子、离子及某些非金属化合物(BCl3, BF3). （2）碱：与金属结合不管是阴离子、中性分子及某些阳离子Fe(OH)(H2O)52+. （3）大部分盐类及共价性氧化物，有机物为酸碱配合物。 （4）酸碱反应的实质是接受和给予电子对形成配位键的反应。,(1)水的电离: H2O=H+OH- （电离理论） H2O+H2O=H3O+ +OH- (水的自耦电离平衡或质子自递平衡） 在25oC时，精确的实验测
4、得在纯水中： H3O+OH-=1.0 x 10-7mol.L-1 根据化学平衡原理，可得： Kw = H3O+ OH- = 1.0 x 10-14 (实际上为标准电离平衡常数）,溶液的酸碱性,溶液的酸碱强度,酸碱强弱不仅决定于酸碱本身释放质子和接受质子的能力，同时也取决于溶剂接受和释放质子的能力。因此，要比较各种酸碱的强度必须指定溶剂。 通常用H3O+或OH-负对数，即pH或pOH值的大小来表示溶液的酸碱性强弱: pH= - lgH3O+; pOH= - lg OH- 任何一水溶液中，一定温度下不管该溶液的酸度或碱度是多少，其H3O+ OH- 的积为一常数, 即 pH + p OH = 14,
5、拉平效应和区分效应,在冰醋酸中酸度不同,将酸的强度拉平的作用称为溶剂的拉平效应，具有拉平效应的溶剂称拉平溶剂。 例如, 上例中的H2O就是拉平溶剂。,能够区分酸或碱的强弱的作用称为溶剂的区分效应, 具有区分效应的溶剂是区分溶剂。,同一种溶剂在不同的场合既可能是拉平溶剂，也可能是区分溶剂 H2O ：HCl、HNO2、 H2CO3 等的区分溶剂. 液氨 ：HCl、HNO2、 H2CO3 的拉平溶剂. H2O ：HCl 、 HBr 、 HI等的拉平溶剂。,例一：求110 10 molL1 HCl溶液的pH值：,例二： 1.010 8 molL1 KOH溶液的OH是多少？,解： HCl = H+ +
6、Cl H2O H+ + OH H+ 10 7 + 10 10 pH = 6.9996,解： KOH K+ + OH 2H2O H3O+ + OH 物料平衡 KOH0 = K+ =1.010 8 电离平衡 OH = K+ + H3O+ = 1.010 8 + KW/OH OH = 1.0510 7 molL-1,（C).弱酸、弱碱在溶液中部分电离 ，其电离过程是可逆的，存在着分子与其离子间的电离平衡。其 pH值的计算要考虑电离度或电离平衡问题， pH值的大小不仅与酸碱本身的初始浓度有关，还与其电离平衡常数有关.,注意: （A）对于浓的强酸强碱溶液，pH值计算时水的电离可以忽略； （B）对于极稀的
7、强酸强碱溶液， pH值计算时水的电离不能忽略。,一元弱酸、弱碱的电离 多元弱酸的电离 影响电离平衡的因素,水溶液中的质子传递反应(弱酸弱碱的电离平衡）,电离平衡常数: 表示酸碱传递质子能力的强弱，可由热力学数据求算，也可由实验测定。,Ka= H+Ac/HAc,一元弱酸弱碱的电离,上述表达式中： H+ 、Ac表示H+离子和Ac-离子的平衡浓度相对于标准态的浓度；HAc 表示平衡时未电离的醋酸分子的浓度相对于标准态的浓度。因此， Ka无量纲，常常简写为Ka,Ka称为弱酸的电离平衡常数，简称酸常数。,（1）,Kb= NH4+ OH- /NH3 ,共扼酸碱对的Ka、Kb互成反比关系： Ka Kb= H
8、+ OH- = Kw=1.010-14,Kb称为弱碱的电离平衡常数，简称碱常数。,由于共轭酸碱对的酸常数Ka和碱常数Kb之间存 在上述关系，因而在一般的化学手册中只给出了 酸常数，而没有给出其共轭碱的碱常数Kb。,（2）,物料平衡：在体系达到平衡后，体系中各种元素的原子总数不变。(即质量守恒） B. 电荷平衡：溶液中正负离子的总电荷数相等。 （即电荷守恒）,一元弱酸或弱碱溶液pH值的计算,（1）以一元弱酸为例： HAc + H2O,H3O+ + Ac-,(质子理论）,HAc,H+ + Ac-,(电离理论）,两者处理结果相同，一般用简式表示。,两个基本概念：,在HAc溶液中：HAc H+ + A
9、c H2O H+ + OH- （有四个未知量，即HAc, Ac-,H+和OH-) 可列出四个方程： Ka = H+Ac/HAc (1 ) Kw = H+OH (2 ) C酸总= HAc平 + Ac （3） （物料平衡） H+ = Ac + OH （4） （电离平衡）,解：由（4）和（2）可得,将（5）(6) 式代入 (1) 式,HAc平 = C酸 Ac = C酸 （H+- Kw/H+ ）(6),由（3）和（5）,Ac = H+ - OH = H+- Kw/H+ （5）,讨论：（A）如果H+10-6 则KW / H+ KW/H+ 可忽略水的电离 (Ka C酸 20 KW),H+ KW/H+ H+
10、,Ka = H+2/( C酸H+) C/ Ka 5% ,所以式：Ka = H+2/C酸,则C酸 - H+ C酸,（B).进一步考虑:如果H+ C酸 (C/ Ka 400),结论：,H+ =（Ka C酸）0.5 （简化公式）,对于一元弱酸，当,（1）Ka C酸 20 KW （忽略水的电离） （2）C酸/ Ka 400或 5%,时，可采用上述简化的计算公式来计算弱酸溶液中的 H+，从而计算出该酸溶液的pH值。,（2）同理， 对于一元弱碱，当,（1）Kb C碱 20 KW （忽略水的电离） （2）C碱/ Kb 400,时，可用如下的简化公式计算该弱碱溶液中的OH-，从而 计算出pOH，用14pOH即
11、可得到pH值。,OH- = （Kb C碱）0.5 （简化公式）,注意：如果C碱 / Kb 20 KW，则可忽略H2O的电离 HAc H+ + Ac 平衡时 C酸-X X X Ka = X2/（C酸 -X ） (1) 当C酸= 0.1时 C酸/ Ka 400 C酸-XC酸 X=H+=（C酸 Ka）0.5 (2) 而当C酸=110-4 mol .L-1时 C酸/ Ka Ka2,多级电离的一个普遍规律，原因：,溶液中各离子浓度的计算原理和方法：,对于H+的计算，由于是在酸性溶液中，可忽略水电离出的H+（或CKa120 KW）,当Ka1/Ka2102时可忽略二级电离产生H+，这样溶液中H+主要由一级电
12、离产生。可按一元弱酸的处理方式求H+，不过溶液中H+只有一个，应同时满足上述三个平衡关系式,计算0.1 mol L1的H3PO4溶液H3PO4、H2PO4、HPO42、PO43、H+、OH的平衡浓度？,Ka3 = H+ PO43 -/HPO42- = 0.024PO43- /（6.2310-8） PO43- = 9.510 -19 mol .L1,解：Ka1=7.52103 Ka2=6.23108 Ka3=3.610 13 Ka1Ka2Ka3，可按一元酸求算H+,H3PO4 H+ + H2PO4 0.1-X X X X2 / (0.1-X) = 7.5210 3,因为C/ Ka1= 133 Kb, H+ 10 7 酸性,Ka Kb, H+ 10 7 碱性,盐的浓度：,水解平衡的移动,对于弱酸强碱盐或弱碱强酸盐：盐的浓度越小水解度越大,对于弱酸弱碱盐，水解度与浓度无关 稀释时，分子分母同等程度减小，故平衡不移动,Kh=HAc* OH-/ Ac- 稀释溶液，体积增大，各物质浓度减小，使QcKh,破坏了原来的平衡，因此，稀释溶液平衡向水解方向移动,温度：,中和放热，水解吸热,水解反应常使溶液呈现酸性或碱性，因此控制溶液的酸碱度通常可以促进或抑制水解反应,思考,在配置Sn2+、Fe3+、Bi3+、 Sb3+、 Hg2+等的盐溶液时，为什么要将他们溶于较浓的酸中？,溶液的酸碱度：,
