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1、第五章 酸碱平衡, 5.7 配位反应与配位平衡, 5.6 酸碱电子理论与配合物概述, 5.5 酸碱指示剂, 5.4 缓冲溶液, 5.3 弱酸、弱碱的解离平衡, 5.2 水的解离平衡和pH值, 5.1 酸碱质子理论概述, 5.1 酸碱质子理论概述,5.1.3 酸的相对强度和碱的相对强度,5.1.2 酸碱质子理论的基本概念,*5.1.1 历史回顾,酸：凡是能释放出质子（H+）的任何含氢原子的分子或离子的物种。（质子的给予体）碱：凡是能与质子（H+）结合的分子或离子的物种。（质子的接受体）,5.1.2 酸碱质子理论的基本概念,酸 H+ +碱,例：HAc的共轭碱是Ac ，Ac的共轭酸HAc，HAc和A
2、c为一对共轭酸碱。,两性物质：既能给出质子，又能接受质子的物质。,酸 H+ + 碱, 酸碱解离反应是质子转移反应，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。, 水是两性物质，它的自身解离反应也是质子转移反应。,碱(2),HF(aq) H+ + F(aq),H+ + H2O(l) H3O+(aq),HF(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + F(aq),H2O(l)+H2O(l) H3O+(aq) +OH(aq),酸(1),酸(2),碱(1), 盐类水解反应也是离子酸碱的质子转移反应。例如NaAc水解：,酸(1),碱(2),酸(2),碱(1),NH4Cl水
3、解：,酸(1),碱(2),酸(2),碱(1),Ac+H2O OH + HAc,+ H2O H3O+ + NH3, 非水溶液中的酸碱反应，也是离子酸碱的质子转移反应。例如NH4Cl的生成：,液氨中的酸碱中和反应：,酸和碱的强度是指酸给出质子的能力和碱接受质子的能力的强弱。,5.1.3 酸的相对强度和碱的相对强度,酸越强，其共轭碱越弱； 碱越强，其共轭酸越弱。, 5.2 水的解离平衡和pH值,5.2.2 溶液的pH值,5.2.1 水的解离平衡,5.2.1 水的解离平衡,H2O (l) + H2O(l) H3O+ (aq) + OH(aq),或 H2O (l) H+ (aq) + OH(aq), 水
4、的离子积常数，简称水的离子积。,25纯水：c(H+)= c(OH)=1.010-7molL-1,100纯水：,=1.010-14,=5.4310-13,T ， ,5.2.2 溶液的pH值, 5.3 弱酸、弱碱的解离平衡,5.3.3 盐溶液的酸碱平衡,5.3.2 多元弱酸的解离平衡,5.3.1 一元弱酸、弱碱的解离平衡,1.一元弱酸的解离平衡,初始浓度/molL-1 0.10 0 0,平衡浓度/molL-1 0.10x x x,x=1.3103,5.3.1 一元弱酸、弱碱的解离平衡,HAc(aq)+H2O(l) H3O+(aq)+Ac(aq),解离度(a),c(H3O+) = c(Ac) = 1
5、.3103 molL-1,c(HAc)=(0.10-1.3103)molL-10.10molL-1,c(OH) =7.71012 molL-1,=c(H3O+)c(OH),与 的关系：,HA(aq) H+(aq) + A(aq),平衡浓度 c c c c,初始浓度 c 0 0,稀释定律：在一定温度下( 为定值)，某弱电解质的解离度随着其溶液的稀释而增大。,c0 0.200 0 0,2. 一元弱碱的解离平衡：,例：已知25时， 0.200molL-1氨水的解离度为 0.95%，求c(OH), pH值和氨的解离常数。,ceq 0.200(1 0.95%) 0.2000.95% 0.2000.95%
6、,5.3.2 多元弱酸的解离平衡,例题：计算 0.010 molL-1 H2CO3溶液中的 H3O+, H2CO3, ， 和OH的浓度以及溶液的pH值。,结论：, 对于二元弱酸，若 c(弱酸)一定时，c(酸根离子)与 c2(H3O+)成反比。, 多元弱酸的解离是分步进行的，一般 。溶液中的 H+主要来自于弱酸的第一步解离，计算 c(H+)或 pH 时可只考虑第一步解离。, 对于二元弱酸 ，当 时，c(酸根离子) ，而与弱酸的初始浓度无关。,1.强酸弱碱盐（离子酸）,(1) + (2) = (3) 则,5.3.3 盐溶液的酸碱平衡,2. 弱酸强碱盐（离子碱）,NaAc , NaCN一元弱酸强碱盐
7、的水溶液成碱性，因为弱酸阴离子在水中发生水解反应。如在NaAc水溶液中：,如Na3PO4的水解：,多元弱酸强碱盐也呈碱性，它们在水中解离产生的阴离子都是多元离子碱，它们的水解都是分步进行的。,例题：计算0.10molL-1Na3PO4溶液的pH值。,ceq/ (molL-1 ) 0.10 x x x,解：,3.酸式盐,解离大于水解， NaH2PO4溶液显弱酸性；相反,Na2HPO4溶液解离小于水解,显弱碱性。思考：其相关常数等于多少？,*4. 弱酸弱碱盐,5.影响盐类水解的因素,盐的浓度： c盐 , 水解度增大。,有些盐类，如Al2S3,(NH4)2S 可以完全水解。,溶液的酸碱度：加酸可以引
8、起盐类水解平衡的移动，例如加酸能抑制下述水解产物的生成。, 温度：水解反应为吸热反应， 0 ，T, K ，水解度增大。, 5.4 缓冲溶液,* 5.4.4 缓冲范围和缓冲能力,5.4.3 缓冲溶液pH值的计算,5.4.2 缓冲溶液,5.4.1 同离子效应,同离子效应：在弱电解质溶液中，加入与其含有相同离子的易溶强电解质而使弱电解质的解离度降低的现象。,5.4.1 同离子效应,平衡移动方向,例：在 0.10 molL-1 的HAc 溶液中，加入 NH4Ac (s)，使 NH4Ac的浓度为 0.10 molL-1，计算该溶液的 pH值和 HAc的解离度。,x = 1.810-5 c(H+) = 1
9、.810-5 molL-1,0.10 x 0.10,0.10 molL-1 HAc溶液：pH = 2.89， = 1.3%,解： HAc(aq)+H2O(l) H3O+(aq)+Ac(aq),ceq / (molL-1) 0.10 x x 0.10 + x,c0/ (molL-1) 0.10 0 0.10,pH = 4.74， = 0.018%,50mLHAcNaAc c(HAc)=c(NaAc)=0.10molL-1 pH = 4.74,缓冲溶液：具有能保持本身pH值相对稳定性能的溶液(也就是不因加入少量强酸或强碱而显著改变pH值的溶液)。,加入1滴(0.05ml) 1molL-1 HCl,
10、加入1滴(0.05ml) 1molL-1 NaOH,实验：,50ml纯水pH = 7 pH = 3 pH = 11,pH = 4.73 pH = 4.75,5.4.2 缓冲溶液,缓冲作用原理,加入少量强碱：,溶液中大量的A与外加的少量的H3O+结合成HA，当达到新平衡时，c(HA)略有增加，c(A)略有减少， 变化不大，因此溶液的c(H3O+)或pH值基本不变。,加入少量强酸：,溶液中较大量的HA与外加的少量的OH生成A和H2O，当达到新平衡时,c(A)略有增加, c(HA)略有减少， 变化不大，因此溶液的c(H3O+)或pH值基本不变。, 弱酸弱酸盐：,由于同离子效应的存在，通常用初始浓度c
11、0(HA) ,c0(A)代替c(HA) ,c(A) 。,5.4.3 缓冲溶液pH值的计算,例HAcNaAc，H2CO3NaHCO3,2. 弱碱 弱碱盐,NH3 H2O NH4Cl,3.由多元弱酸酸式盐 组成的缓冲溶液,溶液为酸性或中性,例2：,例1：,如 NaHCO3Na2CO3 , NaH2PO4Na2HPO4,溶液为碱性,应按水解平衡精确计算。,例1：,例2：,结论：,缓冲能力与缓冲溶液中各组分的浓度有关，c(HA) ，c(B)及 c(A)或c(BH+)较 大时,缓冲能力强。,缓冲溶液的缓冲能力是有限的；,决定的，,例题： 求 300mL 0.50molL-1 H3PO4和 500mL 0
12、. 50molL-1 NaOH的混合溶液的pH值。,解：先反应再计算,例题：若在 50.00ml 0.150molL-1 NH3 (aq)和 0.200 molL-1 NH4Cl组成的缓冲溶液中，加入0.100ml 1.00 molL-1的HCl ，求加入HCl前后溶液的pH值各为多少？,解：加入 HCl 前：,4.缓冲溶液的缓冲性能的计算,加入 HCl 后：,加HCl前浓度/(molL-1),0.150-0.0020-x 0.200+0.0020+x x,0.150 0.200,加HCl后初始浓度/(molL-1),0.150-0.0020 0.200+0.0020,平衡浓度/(molL-1
13、),NH3(aq) + H2O (l) (aq) +OH(aq),* 5.4.4 缓冲范围和缓冲能力,所选择的缓冲溶液，除了参与和 H+或 OH 有关的反应以外，不能与反应系统中的其它物质发生副反应；,缓冲溶液的选择和配制原则：, 或 尽可能接近所需溶液的pH值；,欲配制的缓冲溶液的 pH 值,应选择的缓冲组分, 若 或 与所需pH不相等，依所需pH调整,例题：今有 2.0L0.10molL-1的 Na3PO4 溶液和 2.0L 0.10molL-1的NaH2PO4 溶液，仅用这两种溶液（不可再加水）来配制pH=12.50的缓冲溶液，能配制多少升这种缓冲溶液？,解：缓冲组分应为 Na2HPO4 Na3PO4,反应前 n/mol 20.10 0.10x 0,小于所需pH值，说明 应过量，则 2.0L Na3PO4 应全部用上，设需0.10molL-1 NaH2PO4 xL。,反应后 n/mol 0.20 0.10x 0 0.20x,
