第9章 酸碱平衡Word文档格式.docx

1、酸性：HCl H3O+碱性：H2O Cl-强酸和强碱作用生成弱酸弱碱的过程，是不可逆过程。（2） 弱酸的电离HAc + H2O = H3O+ + Ac-弱酸1 弱碱2 强酸2 强碱1NH3 + H2O = NH4+ + OH-HAc H3O+ 碱性：H2O Ac- NH4+碱性：NH3 OH-弱酸弱碱作用生成强酸强碱的反应，是可逆过程。（3）水的自偶电离H2O + H2O = H3O+ + OH弱酸弱碱的相互作用是生成强酸强碱的反应是可逆过程。（4）盐类的水解Ac- + H2O = HAc + OH- 弱碱1 弱酸2 强酸1 强碱2也是弱酸弱碱作用生成强酸强碱的反应，是可逆过程。（5）中和反应

2、 二个共轭酸碱对之间的质子传递反应，强碱夺取强酸中的质子，生成更弱的酸及碱的反应。（6） 酸碱性强弱的比较电离平衡常数例1： HAc + H2O = H3O+ + Ac-Ka =H+ Ac- HAcH2O 是常数Ka称为酸常数例2： NH3 + H2O = NH4+ + OH-Kb = NH4+ OH-NH3Kb称为碱常数（7） 酸碱常数的相互关系Ac- + H2O = OH- + HAcKa Kb = KW（8）溶剂对酸碱性的影响强酸1 强碱2 弱酸2 弱碱1 在水中，HAc + H2O = H3O+ + Ac-H2O是区分溶剂在液氨中，HCl + NH3 = NH4+ + Cl-HAc +

3、 NH3 = NH4+ + Ac- 强酸1 强碱2 弱酸2 弱碱1 液氨是拉平溶剂 3. 酸碱反应 实质：质子从酸1转移给碱2，从而生成酸 2 和碱1。酸1 碱2 酸2 碱1 HCl + NH3 NH4+ + Cl- H2O + NH3 NH4+ + OH- HAc + H2O H3O+ + Ac- Al（H2O）63+ + H2O H3O+ + Al（H2O）5（OH） 2+ 9-2 水的离子积和pH 9-2-1水的自偶电离1水的离子积常数KwH2O + H2O = H3O+ + OH- 简写为：H2O = H+ + OH-平衡时：Kc=H+OH-/H2O 精确测定295K1L纯水中： H+

4、=OH-=1.0010-7mol.L-1 1升水中：nH2O=55.56 mol 则：H2O=55.56-10-7=55.56mol.L-1=常数。故： H+OH-=KcH2O 令：Kc55.56=Kw 得：Kw=H+OH- Kw：水的离子积常数。 热力学方法计算Kw：见书313页。水的自电离反应吸热，温度升高Kw增大。见书313页表9-1。 常温下：Kw=1.0010-14。2.PH值1909年，丹麦生理学家索仑生提出用PH表示水溶液的酸度 。pH lgH+同样，pOHlgOH- 常温 pH+pOH14常温下 pH7 中性溶液 pH7 碱性溶液pH的适用范围：0 -14。 常见水溶液的pH值

5、见书314图9-1。9-3 酸碱盐溶液中的电离平衡 9-3-1强电解质 电离理论：强电解质在水中完全电离。 强电解质包括： 典型的离子键化合物、 强极性键共价型化合物（ 强酸、强碱、多数盐）。强电解质溶液的特点： 1、实验证明：强电解质电离的离子并不全是自由离子。 原因：离子间的相互牵制作用。2、强电解质电离的离子可能与水发生水解反应。3、强电解质浓溶液的不完全电离。P.316 9-3-2 弱电解质弱电解质在水中部分电离。 弱电解质包括： 弱酸、弱碱。1、弱电解质在溶液中的电离： 电离平衡： 弱酸： HA+H2O H3O+ A- 弱碱： B+H2O BH + OH- 2、电离平衡状态的定量描述

6、 （1）电离度 概念：电解质电离百分数。 =（已电离分子数/电离前分子总数） 100% 分子数可由物质的量或浓度代替。（2）电离平衡常数： HA+H2OH3O+ A- Ka= H3O+A-/HA A-+H2O HA + OH- Kb= HAOH-/A- 共轭酸碱对： KaKbH3O+OH-Kw 温度一定时， Ka、Kb是常数，可查表。 例9-1 P.317结论:共轭酸碱常数可以互求.且酸越强,其共轭碱越弱.Ka和Kb是一种平衡常数，可以估计弱电解质电离的趋势。K值越大，电离常数越大。 Ka越大，酸越强；Ka越小，酸越弱 Kb越大，碱越强；Kb越小，碱越弱. 见表9-3 P.318（3）K与的关

7、系：HA（aq） A（aq） + H+（aq） c c（1） c c H+A c22 c2 Ka= （ 500）：9-4-2 一元弱碱A（aq） + H2O（l） = HA（aq） + OH（aq） 起始浓度 c 0 0 平衡浓度 c-OH- HA OH- = OH- K b = OH- 2 /（ c-OH- ） 最简式 （c/Kb例9-2 （ 1 ）计算0.1molL-1HAC溶液的H+和. P.320 （2）计算110molLHAC溶液的H+和.例9-3 例9-4 P.3219-4-3 同离子效应 讨论溶液中其它离子的存在对弱电解质电离度的影响。 1、概念 a、溶液中的其它离子与电解质电离

8、产生的离子不同： 弱电解质： AB A+ + B- 加入其它离子：CD C+ + D- 盐效应：在弱电解质溶液中加入其它强电解质时，该弱电解质的电离度增大的作用。 盐效应导致的增大不显著。在稀溶液中常不考虑。 b、溶液中的其它离子与电解质电离产生的离子相同：AB A+ + B-AD = A+ + D- 此时存在盐效应。 同离子效应：在弱电解质溶液中加入与其含有相同离子的另一种强电解质时，该弱电解质的电离度减小的作用。同离子效应相对更为显著。2、定量计算： 同离子效应作用下H+、OH-的计算。以MOH-MA为例说明： MA M+ + A- 起始 C盐 CM+= C盐 CA-= C盐 MOH M+

9、 + OH- 起始 C碱 C盐 0 平衡 C碱-OH- C盐+OH- OH- 考虑：OH-C盐，OH-Ka2。 B. 电解质多级电离的规律：电解质多级电离的电离常数是逐级显著地减小的。 1、从负离子（HS-）中电离出带正离子（H+）要比从中性分子中电离出正离子（H+）困难； 2、第一级电离出的H+离子对第二级电离有很大的抑制作用（同离子效应）。（2） 多元弱酸的计算： a、计算H+ ： H2S = H+ + HS- C-H+ H+S2- HS-S2- HS- = H+ + S2- HS-S2- H+S2- S2- 因为：Ka2，S2-很小。 H+S2-H+HS-S2-HS- 即：H+计算只考虑

10、第一级电离。当C/Ka1500时：b、计算S2-： 第二级电离：HS- = H+ + S2- HS- H+ S2- Ka2= H+S2-/HS- HS-=H+ S2-=Ka2 纯多元弱酸第二级电离生成的酸根，其浓度近似等于第二级电离常数。例9-9 P324c、酸度对多元弱酸电离的影响 合并第一、二级电离：H2S = 2H+ + S2-Ka= H+2S2-/H2S 显然：Ka= Ka1Ka2 通过控制溶液的酸度，可以控制S2- ： 例见书324页例9-103.多元酸（酸碱质子理论）还包括高价金属阳离子。 高价金属阳离子在水中的存在形式： M（H2O）mn+。高价金属阳离子与水的反应（水解）：Al

11、（H2O）63+ + H2O = Al（H2O）5（OH）2+ + H3+O Ka1Al（OH）（H2O）52+H2O = Al（H2O）4（OH）+ + H3+O Ka2 Al（OH）2（H2O）42+H2O = Al（H2O）4（OH）+ +H3+O Ka39-4-5 多元碱 多元弱酸根与水的反应（水解）。 CO32- + H2O = HCO3- + OH- HCO3-OH-H+ Kw Kb1 = = CO32-H+ Ka2 HCO3- + H2O= H2CO3 + OH- H2CO3OH- H+ Kw Kb2 = = HCO3- H+ Ka1 2.以第一级电离为主（Kb1Kb2）.且OH

12、-主要来源于第一步电离。3.多元弱碱的计算：例 求 0.10 molL-1 的 Na2CO3 溶液的OH- , 已知 H2CO3 的 Ka1 = 4.210-7 , Ka2 =5.610- 11例9-11：P.326 9-4-6 酸碱两性物质的电离 质子理论中既可以作为酸，又可以作为碱的物质。如HCO3-、 HS-、 H2PO4-、 HPO42-等。HCO3- + H2O = H2CO3 + OH- H2CO3OH- Kw Kb2 = = HCO3- Ka1Kb22.3108HCO3- = H+ + CO32- HCO3-H+ Ka2 = CO32-Ka25.6110-11从Ka和 Kb的数值

13、的相对大小判断溶液的酸碱性。若Ka Kb则溶液显酸性，反之显碱性。9-5 缓冲溶液1. 实验事实：向纯水（pH=7.0）中加入少量酸或碱，pH值会发生显著变化向HAc-NaAc混合液中加入少量酸或碱，溶液的pH值几乎不变。2. 缓冲溶液: 是一种能抵抗少量强酸、强碱和水的稀释而保持体系的pH值基本不变的溶液3. 缓冲原理：HAc = H+ + Ac-NaAc = Na+ + Ac-加入酸，如HCl，H+与Ac-结合，生成HAc，H+变化不大，溶液的pH值变化不大。加入碱，如NaOH，HAc与OH-与结合，生成Ac-，H+变化不大，溶液PH值变化也不大。结论：少量外来酸碱的加入不会影响溶液的pH

14、值，缓冲溶液的缓冲能力有一定限度。4缓冲溶液H+ 的计算弱酸 弱酸强碱盐H+ = Ka（C酸 /C盐） pH = pKa - lg（C酸 /C盐）弱碱 强酸弱碱盐的缓冲体系：OH- = Kb（C碱/C盐） pOH = pKb - lg C碱/C盐）5结论：缓冲溶液的pH取决于两个因素，即Ka（Kb）及C酸 /C盐（C碱/C盐）适当地稀释缓冲溶液时，由于酸和盐同等程度地减少，pH值基本保持不变。稀释过度，当弱酸电离度和盐的水解作用发生明显变化时，pH值才发生明显的变化。6.选择缓冲溶液的步骤:首先找出与溶液所需控制的pH值相近的pK值的弱酸或弱碱一般（C酸 /C盐）在0.110范围内具有缓冲能力

15、，故pH = pKa 1选择的缓冲液不与反应物或生成物发生反应，配制药用缓冲溶液时还应考虑溶液的毒性。7缓冲溶液的应用许多化学反应要在一定pH范围内进行；人体血液必须维持pH在7.4左右。9-6 酸碱指示剂 酸碱指示剂通常是有机弱酸或有机弱碱。 酸碱指示剂作用原理在溶液中：HIn+H2O=In+H3O+ 平衡时：KHIn =InH3O+/HIn 共轭酸碱对HIn-In的颜色不同。 酸度可以控制共轭酸碱对的相对浓度。 不同酸度指示剂有不同颜色。 实验证明：当In/HIn在10-1/10之间时，肉眼不能分辨HIn-In的颜色差异。 指示剂的变色域： In/HIn在10-1/10之间时的pH范围。 pH=pKHIn1 讨论： a、 In/HIn1/10时： pHpKHIn1 肉眼观测到共轭酸的颜色：酸色。 b、In/HIn10时： pHpKHIn1 肉眼观测到共轭碱的颜色：碱色。 c、In/HIn在10-1/10之间时： 肉眼观测到共轭酸、碱混合色：过渡色。作业（333）： 1、4、8、11、12、14、15、16、19、20、