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1、第9章 酸碱平衡,9-1 酸碱质子理论 9-2 水的离子积和PH 9-3 酸碱盐溶液中的电离平衡 9-4 水溶液化学平衡的计算 9-5 缓冲溶液 9-6酸碱指示剂 习题, 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, 水溶液中弱电解质部分电离,Svante August Arrhenius 瑞典化学家,6-1 酸碱理论-酸碱质子理论,一 酸碱质子理论 1、酸碱的定义 酸：凡能给出质子的物质是酸。 碱：凡能接受质子的物质是碱。 HCl、NH4+、H
2、SO4-是酸；Cl-、NH3、HSO4-碱。 如：HCl H+ + Cl- 酸 = 质子 + 碱 Cl-离子是HCl的共轭碱，而HCl是Cl-离子的共轭酸 2. 共轭酸碱对:依赖获或给质子互相依存de 酸碱对叫共轭酸碱对 HA H+ + A- 共轭酸 共轭碱,酸和碱可是分子, 离子 两性酸碱, HSO4 质子论没盐概念。,共轭酸越强，它的共轭碱越弱；共轭碱越强，它的共轭酸越弱。 如：H2OH+OH- 水为最弱的酸，它的共轭碱是最强的碱。 2 酸的强度：Ka酸常数定量衡量酸强度 强酸给质子能力强。HClO4、HCl、HNO3、H2SO4等。 碱的强度：接受质子能力量度-Kb 强碱具高度接受质子的
3、能力。OH-、PO43-离子。,3、应用 (1)酸碱反应 实质：两个共轭酸碱对间的质子传递。 例如： HCl + NH3 = NH4+ +Cl-,酸1 碱2 = 酸2 碱1 NH3和HCl的反应，在水溶液中或气相，实质都一样 即HCl是酸，放出质子给NH3，转变为它的共轭碱Cl- NH3是碱，接受质子转变为它的共轭酸NH4+。 强酸放出的质子，转化为较弱的共轭碱。,酸碱质子理论扩大了酸和碱范围，把电离理论中电离、中和及水解作用，统统包括在酸碱反应之内，都可看作是质子传递的酸碱中和反应。 (2)电离作用： 电离作用是水与分子酸碱的质子传递反应。 水溶液中，酸电离时放出质子给水，产生共轭碱。,强酸
4、给出质子的能力很强，其共轭碱则较弱，几乎不能结合质子，反应几乎完全进行(相当于电离理论的全部电离)。 HCl + H2OH3O+Cl- 酸1 碱2 酸2碱1,弱酸给质子能力弱，共轭碱较强，反应程度小，为可逆反应(相当于电离理论的部分电离)。 HAc + H2O H3O+Ac- 酸1 碱2 酸2碱1 H2O + NH3 NH4+ +OH- 酸1 碱2 酸2 碱1,(3)水解反应 水与质子酸、碱的质子传递。 H3O+ + Ac- HAc + H2O NH4+ +OH- H2O + NH3 酸1 碱2 酸2 碱1 酸1 碱2 酸2 碱1 (4) 中和反应 质子酸、碱的质子传递 H3O+ +OH- =
5、 H2O 6-2 水的离子积和溶液的PH H2O + H2O H3O+OH- or H2O H+OH- 295K, 1升纯水有10-7mol电离，H+=OH-=10-7mol/L Kw=H+OH-=10-14 水的离子积 Kw-水的离子积常数-水的离子积。 Kw的意义：一定温度，水溶液H+和OH-之积为常数。 水的电离是吸热反应，当温度升高时Kw增大。,6-2 弱酸(碱)的电离平衡,1. 弱电解质 弱电解质, 强电解质是经典电离理论指弱酸和弱碱在水中的电离。弱酸和弱碱 (1). 酸常数-Ka 弱酸电离平衡常数，简称酸常数。 HAc+H2OH3O+Ac- or HAcH+Ac- 平衡关系：Ka=
6、H+Ac-/HAc (2). Kb 碱常数 H2O+NH3NH4+OH- Kb=NH4+OH-/NH3 Ka和Kb是平衡常数，其大小可估计弱电解质电离趋势。对酸: 通常Ka=10-210-7的酸称为弱酸，Ka10-7的酸称为极弱酸，弱碱亦然.,(3). Ka与Kb的关系 Ka Kb=Kw 按酸碱质子理论，如： HBB-+H+ Ka=B-H+/HB 共轭碱的电离为： B-+H2OHB+OH- Kb=HBOH-/B- 两式相乘得：KaKb=Kw Ka和Kb成反比，Ka越大酸性越强, 其共轭碱的碱性越弱(Kb越小)。 p Ka=- lg Ka pKa值正值越大，对应的酸越弱。其共轭碱的碱性越强,电离
7、平衡,(4).电离度电离程度的大小 =(已电离的浓度/弱电解质的初始浓度)100 如：测得0.10molL-1HAc的=1.33则表明每10000个HAc分子中有133个分子发生了电离。 (5). 平衡常数Ka与的关系 HAc H+Ac- 初始浓度 c 0 0 平衡浓度 c - c c c Ka=c2/(1-) 当 5或c酸/Ka 500时 1- 1 即Kac 2 =,( 2). 区分效应:一个溶剂把酸或碱的相对强弱区分开来的 作用。 如 冰醋酸为溶剂，则可区分开下列酸强弱.,(1).拉平效应: 溶剂将酸或碱强度拉平的作用。如水中进 行的任何实验分不出HCl和HBr 哪一种酸性更强 。具有拉平
8、效应溶剂-拉平溶剂,同样，酸越强，其共轭碱越弱；碱越强，其共轭酸越弱。,2、拉平效应和区分效应,6-4 弱酸, 弱碱de 有关计算,一.一元弱酸, 弱碱的有关计算 1. 一元弱酸 设平衡时H+离子浓度为x HAc H+Ac- 初始浓度 0.10 0 0 平衡浓度 0.10-x x x Ka=x2/(0.10-x) 忽略水电离：对一元弱酸：5或c酸/Ka500 则H+=Kac酸 2. 对一元弱碱：若5或c碱/Kb500则OH-=Kbc碱,3. 一元弱酸及其盐的溶液中H+ 设酸HAc浓度为c酸、盐(Ac-)浓度为c盐 HAc H+ + Ac- 初c酸 0 c盐 平 c酸-x x c盐+x c酸 c
9、盐 代入Ka的关系式xc盐/c酸=Ka x=Kac酸/c盐 即: H+=Kac酸/c盐 pH=pKa-lg(c酸/c盐) 同理, 弱碱溶液中OH-的计算公式 即OH-=Kbc碱/c盐 两边取负对数 pOH=pKb-lg(c碱/c盐),4. 同离子效应 HAc H+ + Ac- NaAc Na+ + Ac- 在弱电解质溶液中,加入与其含有相同离子的另一强电解质,使弱电解质电离度降低的作用, 称同离子效应。,5. 多元弱酸的电离 (1) 分步进行. (2) Ka1 Ka2 Ka3 (3) A2- Ka2 H2SH+HS- Ka1=H+HS-/H2S=5.710-8 HS-H+S2- Ka2=H+S
10、2-/HS-=1.210-15 H2S2H+S2- K=H+2S2-/H2S =K1K2=6.810-23 *此式只表明平衡时H+S2-H2S三种浓度的关系.多元酸K1/K2102时忽略二级电离=当一元酸处理,6-5 缓冲溶液,1、缓冲溶液 (1) 实验：在一试管中放入10毫升0.1molL-1HAc溶液和10毫升0.1molL-1NaAc溶液，混合后，用甲基红作指示剂(变色范围pH=4.46.2颜色红黄)分成四份，一份加1滴2molL-1HCl，另一份加1滴2molL-1NaOH，第三份入等体积的水稀释，第四份做比较。 结果颜色均无变化。即溶液的pH值基本不变。 (2). 定义: 能抵抗外来
11、少量强酸、强碱或稀释的影响，保持pH值基本不变的溶液。 缓冲溶液的这种作用-缓冲作用。,2、缓冲作用原理 对HAc的NaAc溶液 HAc H+ + Ac- NaAc Na+ + Ac- NaAc完全电离，由于同离子效应，降低了HAc的电离度，这时HAc和Ac-都较大，而且存在着HAc电离平衡。 加入少量H+，H+离子和Ac-结合成HAc，电离平衡左移，达到新平衡H+离子浓度不会显著增加； 如果在上述溶液中加入少量的碱，增加的OH-与溶液中的H+离子结合为水，这时HAc的电离平衡向右移动，以补充H+离子的减少。 缓冲能力是有限的-少量酸碱。,3、缓冲溶液的pH值 前面已经讨论了弱酸及其盐的pH值
12、为： pH=pKa-lg(c酸/c盐) 缓冲公式 pH值决定于Ka和(c酸/c盐)两个因素。 利用缓冲溶液公式，可以计算缓冲溶液的pH值和外加酸碱后溶液pH的变化。,4、缓冲溶液的选择和配制 配制pH缓冲溶液，因当c酸=c盐时按: pH=pKa-lg(c酸/c盐) （1）pH=pKa，选择pKa与所需pH值相等或接近的弱酸及其盐，如：HAc的pKa=4.75，欲配制pH值为5左右的缓冲溶液，可选择HAcNaAc缓冲对；H2PO4-的pKa=7.21，欲配制pH值为7左右的缓冲溶液，可选择NaH2PO4Na2HPO4缓冲对；HCO3-的pKa=10.25，欲配制pH值为10左右的缓冲溶液，可选NaHCO3Na2CO3缓冲对。 （2）pH=pKa-lg(c酸/c盐)适当调整(c酸/c盐)。 （3）所选缓冲溶液不能与反应物或生成物反应。,6.6.1 酸碱指示剂,1. 酸碱指示剂作用原理,甲基橙 ( Methyl Orange， MO),4.4黄 4.0橙 3.1红,2. 酸碱指示剂的变色范围,称为指示剂的变色范围， c(In-)c(HIn)时， , 称为指示剂的理论变色点。,HIn + H2O In- + H3O+,3. 常用酸碱指示剂和它们的变色范围,
