水溶液中的酸碱平衡

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1、第五章 水溶液中的离子平衡-酸碱平衡 四大平衡：酸碱电离平衡、沉淀溶解平衡、配位化合物的生成解离平衡、氧化还原平衡 水溶液中的离子反应，特点：反应速率快，很快达到平衡；热效应小，反应温度对平衡常数的影响小；压强对反应平衡基本没影响。因此，主要考虑浓度对平衡的影响。,H小！, 酸碱电离理论（Arrhenius 酸碱理论）大约18世纪后期，Arrhenius提出了电离理论，从而建立了酸碱电离理论。能在水溶液中电离出氢离子（H+）的含氢化合物称为酸，如：HCl、HNO3、H2SO4、H3PO4。能在水溶液中电离出氢氧根离子（OH）的氢氧化物称为碱，如：NaOH、KOH、Mg(OH)2。100%电离：

2、强酸强碱；部分电离：弱酸弱碱。,1. 酸碱理论,酸碱电离平衡,酸碱电离理论局限性： (a) Arrhenius的盐总是中性的，但是有些盐是有酸碱性的。如：NH4Cl的水溶液显酸性，Na2CO3的水溶液显碱性 (b) 只有在水溶液中才有酸碱的概念 苯溶液中：HCl + NH3 NH4Cl酸碱质子理论（BrnstedLowry酸碱理论, 1923） H+能给出质子的分子或离子称为酸，能接受质子的分子或离子称为碱。,酸 HCl H+ + Cl- HAc H+ + Ac- NH4+ H+ + NH3HCO3- H+ + CO32-HPO42- H+ + PO43-Fe(H2O)63+ H+ + Fe(

3、H2O)5(OH)2+碱 Ac- + H+ HAcNH3 + H+ NH4+PO43- + H+ HPO42-,酸 H+ + 碱HAc H+ + Ac- NH4+ H+ + NH3 酸给出质子后，剩余的部分就是碱。酸和碱之间的关系称为共轭关系，这样的一对酸碱称为共轭酸碱对。 共轭酸碱对：HAc / Ac- 或 NH4+ / NH3下列哪对物质是共轭酸碱对？ RNH- / RNH2 () OH- / H3O+(X) OH- / O2 (X) NaOH / Na+ (X),OH的共轭酸：H2O；OH的共轭碱：O2 共轭酸碱对：H2O / OH , OH / O2Na2O + H2O 2NaOH,N

4、H3的共轭酸：NH4+；NH3共轭碱：NH2 共轭酸碱对：NH4+ / NH3 , NH3 / NH2 2NH3 (l) NH4+(am) + NH2-(am),HAc的共轭酸：H2Ac+；HAc共轭碱：Ac 共轭酸碱对：H2Ac+ / HAc , HAc / Ac,H3PO4的共轭碱：H2PO4-；HPO42的共轭酸: H2PO4；HPO42的共轭碱：PO43 共轭酸碱对：H3PO4/H2PO4-, H2PO4/HPO42, HPO42/PO43 (习惯上把NaH2PO4/Na2HPO4和Na2HPO4/Na3PO4也称之为共轭酸碱对),酸碱两性物质：既能给出质子，又能接受质子(酸) H2O

5、 H+ + OH (碱)(碱) H2O + H+ H3O+ (酸)(酸) HCO3- H+ + CO32- (碱)(碱) HCO3- + H+ H2CO3 (酸) (酸) H2PO4- H+ + HPO42- (碱)(碱) H2PO4- + H+ H3PO4 (酸),水溶液中的质子传递反应： 酸1 + 碱2 酸2 + 碱1HAc + H2O H3O+ + Ac- NH4+ + H2O H3O+ + NH3H2O + NH3 NH4+ + OH- H2O + Ac- HAc + OH-H3O+ + OH- H2O + H2OH3O+ + Ac- HAc + H2ONH4+ + OH- H2O +

6、 NH3,酸的电离反应,酸碱中和反应,碱的电离反应,非水溶剂中的质子传递：HI + CH3OH I- + CH3OH2+ 酸1 碱2 碱1 酸2 HBr + HAc Br- + H2Ac+ 酸1 碱2 碱1 酸2 酸碱电子理论（Lewis酸碱理论，1923） e2凡是能够接受外来电子对的分子、离子或原子团称为路易斯酸，即电子对接受体，如AlCl3、BF3、Cu2+、Fe3+ ；凡是能够给出电子对的分子、离子或原子团称为路易斯碱，即电子对给予体，如NH3、H2O 。（研究配合物时很有用）,纯水是很弱的电解质 H2O(l) + H2O(l) H3O+(aq) + OH-(aq) H3O+：水合质子

7、 在纯水中实验测得，25oC时，H3O+ = OH- = 1.0 10-7 mol/L 实验平衡常数：Kc = 1.0 10-14 (mol/L)2 热力学平衡常数： Kw = Kc = Kc = 1.0 10-14 Kw：水的自解离平衡常数或水的离子积常数 也可以由G298.15 = RTlnKw 计算得到Kw,2. 水的自解离平衡,P. 315 / 表12-3 T升高，Kw变大，因为水的自解离反应是吸热反应，即H 0 100oC, Kw = 5.05 1013许多化学反应和几乎全部的生物生理现象都是在H3O+浓度较小的溶液中进行，这时用pH表示溶液的H3O+浓度（即酸碱性）就比较方便定义：

8、pH = -lgH3O+， 范围：0 14 pH值越小，H3O+越大（OH-越小） pH = 0， H3O+ = 1.0 mol/L pH = 14，H3O+ = 1.0 10-14 mol/L,pH=7, 中性溶液; pH7, 碱性溶液 例：胃液：1.4 5.0 胃液中的胃酸为0.20.4的盐酸, 功能: 杀死食物里的细菌, 确保胃和肠道的安全, 同时增加胃蛋白酶的活性, 帮助消化. 胃酸过多: 小苏打片 (NaHCO3)、胃舒平(Al(OH)3); 胃酸过少: 酵母片(促进胃液分泌)。葡萄酒：2.8 3.8；海水：8 9；血液(人)：7.35 7.45 (碱性体质的人只占10%)；饮用水：

9、弱碱性,在水溶液中，Kw = H3O+OH- = 1.0 10-14 酸性溶液中， OH- 0 碱性溶液中， H3O+ 0,3. 强酸和强碱的水溶液,在纯水中加入强酸（或强碱），水的自解离平衡会发生移动：H2O(l) + H2O(l) H3O+(aq) + OH-(aq)但是温度不变，Kw = H3O+OH- = 1.0 10-14 不变 强酸HX：HCl 强碱MOH：NaOH, 强酸 HX（如：HCl）的水溶液：强酸完全解离,H3O+ = CHX + x OH- = xH3O+ = CHX + x = CHX + OH = CHX +H3O+2 CHXH3O+ Kw = 0H3O+=,假如

10、CHX 1.0 10-5 mol/L，水自解离产生的H3O+可以忽略，即H3O+ = CHX假如 1.0 10-9 mol/L CHX 1.0 10-5 mol/L，水自解离产生的H3O+不可以忽略，即H3O+ = CHX + xH3O+ = 25oC, Kw = 1.0 10-14假如CHX 1.0 10-5 mol/L，水自解离产生的OH-可以忽略，即OH- = CMOH假如 1.0 10-9 mol/L CMOH 1.0 10-5 mol/L，水自解离产生的OH-不可以忽略，即OH- = CMOH + yOH- = 25oC, Kw = 1.0 10-14假如CMOH 1.0 10-9

11、mol/L，强碱电离产生的OH-可以忽略，即OH- 1.0 10-7 mol/L,P 316 / 表NaOH 水溶液,4. 酸碱在水溶液中的相对强度,酸或碱的强度是指它们给出质子或接受质子的能力大小，这种能力越大，则酸或碱的强度越强。,强酸和强碱在水溶液中完全电离，但只是少数，大多数是弱酸和弱碱，它们只能在水溶液中部分电离，并建立电离平衡。,酸或碱的强度不仅仅决定于酸碱本身给出质子或接受质子的能力，同时也决定于溶剂接受或给出质子的能力。因此，酸碱强度的比较必须选定同一种溶剂，最常用的溶剂是水。,HA：弱酸 HA(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + A-(aq) Ka = Kc = Kc = ：mol/L,Ka：弱酸的解离常数Ka越大（即酸的电离度越高），酸的强度越强。反过来，酸的强度越强，Ka越大（即酸的电离度越高）。强酸：在水中100%电离。,B：弱碱B(aq) + H2O(l) OH-(aq) + BH+(aq) Kb = Kc = Kc = ：mol/L,Kb：弱碱的解离常数Kb越大（即碱的电离度越高），碱的强度越强。反过来，碱的强度越强，Kb越大（即碱的电离度越高）。强碱：在水中100%电离。 P. 319 / 表12-4（酸碱在水溶液中的解离常数）,