1、第五章 酸碱平衡教学要求 1了解酸碱质子理论的基本概念。2掌握水的解离平衡、水的离子积常数、强酸、强碱溶液有关离子浓度和PH 的计算。了解常见酸碱指示剂的变色范围。3掌握一元弱酸（碱）的解离平衡、解离常数和平衡、组成的计算。熟悉多元弱酸的分步解离平衡，了解其平衡组成的计算。4掌握一元弱酸强碱盐和一元强酸弱碱盐的水解平衡、水解常数和平衡组成的计算。熟悉多元弱酸强碱盐的分步水解及其平衡组成的计算。*了解酸式盐溶液 PH 值的近似计算。5掌握同离子效应和缓冲溶液的概念，能熟练的计算缓冲溶液的 PH 值。*了解缓冲能力的概念。*6了解强电解质在水溶液中的状况，表观解离度、活度系数等概念。7了解酸碱电子
2、理论的基本概念，掌握配合物的基本概念。了解配合物的命名。掌握配合物的解离反应和生成反应、配合物的不稳定常数和稳定常数。会计算配体过量时配位平衡的组成。能用多重平衡原理计算酸碱反应与配合反应共存时溶液的平衡组成。 教学重点 1酸碱质子理论。 2弱酸、弱碱在水溶液中的质子转移平衡和近似计算。 3同离子效应、盐效应、缓冲溶液。 教学难点 多元酸、多元碱、两性物质的质子转移平衡和近似计算。 教学时数 8学时 主要内容 1酸碱质子理论：酸碱的定义，共轭酸碱间的基本关系，酸碱反应的本质，酸碱强弱的相对性，酸度平衡常数和碱度平衡常数。 2一元弱酸、弱碱在水溶液中的质子转移平衡和近似计算；酸度、碱度概念；多元
3、酸、多元碱、两性物质的质子转移平衡和近似计算。 3同离子效应和盐效应的概念。 4缓冲溶液的作用和组成、缓冲作用机制、缓冲溶液pH 值的计算；缓冲溶液的配制原则、方法及计算。 教学内容 5.1 酸碱质子理论概述5.1.1 历史回顾(略)5.1.2 酸碱质子理论的基本概念酸：凡是能释放出质子（H+）的任何分子或离子。 （质子的给予体）碱：凡是能与质子（H+）结合的分子或离子。 （质子的接受体）酸碱两性物质：既能给出质子，又能接受质子。 例如 HCO3-、H 2O、 NH3 、HSO 4-是两性物质共轭酸碱 共轭酸碱：酸和其释放 H+后的碱为共轭酸碱。酸和碱不是孤立存在的，而是相互联系。共轭酸 H+
4、 + 共轭碱 酸碱解离反应是质子转移反应。 水是两性物质，它的自身解离反应也是质子转移反应。 盐类水解反应也是离子酸碱的质子转移反应。例如 NH4Cl 水解： 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：5.1.3 酸和碱的相对强弱酸和碱的强度：是指酸给出质子的能力和碱接受质子的能力的强弱。HCl HAc HCN区分效应：用一个溶剂能把酸或碱的相对强弱区分开来，称为溶剂的“区分效应” 。 例如：H 2O 可以区分 HAc，HCN 酸性的强弱。拉平效应：溶剂将酸或碱的强度拉平的作用，称为溶剂的“拉平效应” 。酸越强，其共轭碱越弱；碱越强，其共轭酸越弱。例： 5.2
5、 水的解离平衡和溶液的 pH5.2.1 水的解离平衡水有弱的导电性。 H2O + H2O =H3O+ + OH- 酸 1 碱 2 酸 2 碱 1 简写为 H2O = H+ + OH- Kw=H+OH- ， Kw 称为水的离子积。Kw 的意义为：一定温度时，水溶液中H +和OH -之积为一常数。 水的解离是吸热反应，当温度升高时 Kw 增大。 通常取水的离子积为 10-14，则H +OH - 10 -7mol/L。 5.2.2 溶液的 pH1909 年，丹麦生理学家索仑生提出用 pH lgH +表示水溶液的酸度： 常温下 pH7 中性溶液 pH7 碱性溶液 同样，pOHlgOH- pKwlgKw
6、 所以 pH+pOH pKw pH+pOH14 5.3 弱酸、弱碱的解离平衡5.3.1 一元弱酸、弱碱的解离平衡1.一元弱酸的解离平衡例：计算 25时，0.10 molL-1 HAc 溶液中的 H3O+, Ac , HAc,OH 浓度及溶液的 pH。解离度(a)强电解质 1 NaOH HCl NaCl 弱电解质 Kw ) 已知Ka15.710 -8,Ka21.210 -15 近似处理： c/ Ka,1=0.100/(1.010-7)500 ， 0.100-x x Ka,1 Ka,2 ， xy x+y x ， x-y x 计算： Ka1= x2/0.100 x=(Ka10.100 )1/2 Ka
7、2 =y 结论： c(H+ ) (Ka 10.100 )1/2 c(H2S) 0.100 x0.1， c(HS-) c(H + )(Ka 10.100 )1/2c(S2-) y 小结： (1)多元弱酸的电离是分步进行的，一般Ka,1 Ka,2 时可以认为溶液中的 H+主要来自于弱酸的第一步电离，计算 c(H+)或 pH 时，可只考虑第一步电离。 (2)对于二元弱酸 ，当Ka,1 Ka,2时，c( 酸根离子) Ka,2 ，而与弱酸的初始浓度无关。如对于H 2S，c(S 2 ) Ka,2 ，但 H+ 2 S 2 。 (3)对于二元弱酸，若 c(弱酸 )一定时，c(酸根离子)与 c (H3O+)2
8、成反比。5.3.3 盐溶液的酸碱平衡1.强酸弱碱盐（离子酸） 两 边 分 别 取 负 对 数4NH的 解 离 度 就 是 所 谓 的 盐 类 的 水 解 度 。0eq 10%1%c水 解 平 衡 时 盐 水 解 部 分 的 浓 度水 解 度 盐 的 初 始 浓 度2. 弱酸强碱盐（离子碱）NaAc , NaCN一元弱酸强碱盐的水溶液呈碱性，因为弱酸阴离子在水中发生水解反应。如在NaAc水溶液中：b(Ac)cAcK 是 质 子 碱 的 解 离 常 数 ， 也 就 是 的 水 解 常 数 。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。3.酸式盐解离大
9、于水解， NaH2PO4溶液显弱酸性；相反,NaH 2PO4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及应用盐的浓度： c盐 , 水解度增大 。h()Kc盐 温度：水解反应为吸热反应， 0 ，T , Kh ，水解度增rmHA大。总之，加热和稀释都有利于盐类的水解。溶液的酸碱度：加酸可以引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。 23233SnClHO Sn()ClsHlBi(N) BiN2Obl bllA 5.4 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
10、降低的现象。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 和 HAc 的解离度。5.4.2 缓冲溶液1含义：能抵抗外来少量强酸、强碱或稍加稀释而使溶液pH 基本保持不变的作用，称为缓冲作用。具有缓冲作用的溶液叫做缓冲溶液。 2组成： 弱酸及其共轭碱: HAcNaAc ，H 2CO3NaHCO3 ，NH 4ClNH 3 H2O 3缓冲作用原理 23A(aq) (l) (aq) A(a)A较 大 量 少 量 较 大 量3(HO)(HA)/cc 的 大 小 取 决 于 的 比 值 。加入少量强碱或加
11、入少量强酸： 2(aq) () (aq)O(l) 5.4.3 缓冲溶液 pH 的计算 弱酸弱酸盐：以HAcNaAc溶液为例： 2. 弱碱 弱碱盐 3.由多元弱酸酸式盐 组成的缓冲溶液如 NaHCO3Na2CO3 , NaH2PO4Na2HPO4溶液为酸性或中性溶液为碱性结论：缓冲溶液的缓冲能力是有限的；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。(HA(B) 1)c或 接 近 时 ， 缓 冲 能 力 大*5.4.4 缓冲范围和缓冲能力（1）所选择的缓冲溶液，除了参与和 H+或OH 有关的反应以外，不能与反应体系中的其它物质发生
12、副反应. （2）pKa 尽可能接近所需的pH值。 （3）若pKa 与所需pH不相等， 依所需pH调整ca/cb （4）共轭酸碱的总浓度越大，缓冲作用越强。一般以0.010.1 mol L-1 为宜。 例：欲配制pH5.00的缓冲溶液，需在50mL 0.10mol L-1 的HAc 溶液中加入0.10 mol L-1 的NaOH多少毫升？解：设需NaOH xmL ，则n(NaOH) n(Ac-) pH=pKa-lg(c酸/c 碱) pKa-lg(n酸/n碱) x32mL 5.5 酸碱指示剂酸碱指示剂本身是一种弱酸或弱碱，也存在电离平衡： Hln + H2O In +H3O+ HIn表示指示剂的共
13、轭酸,称为“酸型”, In(Indicator)表示指示剂的共轭碱,称为“碱型”。 指示剂检出溶液的pH的原理是基于指示剂的酸型和碱型的颜色是不同的。 使用指示剂时应注意控制指示剂的用量，以能观察颜色变化为度。 5.6 酸碱电子理论Lewis 酸：凡是可以接受电子对的分子、离子或原子。如 Fe3+ , Fe, Ag+, BF3 等。Lewis 碱：凡是给出电子对的离子或分子。如 ：X , :NH3, :CO, H2O: 等。Lewis 酸与 Lewis 碱之间 以配位键结合生成酸碱加合物。5.7 配位化合物5.7.1 配合物的组成1.配合物的组成配合物是 Lewis 酸碱的加合物，例如， Ag
14、(NH3)2+是 Lewis 酸 Ag+和NH3 的加合物。Lewis 酸称为形成体 (中心离子 )；Lewis 碱称为配体。形成体与一定数目的配体以配位键按一定的空间构型结合形成的离子或分子叫做配合物。形成体通常是金属离子和原子，也有少数是非金属元素，例如：Cu2+，Ag +，Fe 3+，Fe，Ni，B ，P 配体通常是非金属的阴离子或分子，例如：F ，Cl ，Br ，I ， OH ，CN ，H 2O，NH 3，CO配位原子：与形成体成键的原子。单齿配体：配体中只有一个配位原子。多齿配体：具有两个或多个配位原子的配体。例如：乙二胺（en） 222HNCNH配位数：配位原子数单齿配体：形成体的
15、配位数等于配体的数目；多齿配体：形成体的配位数等于配体的数目与基数的乘积。例如：Cu2+的配位数等于 4。从溶液中析出配合物时，配离子常与带有相反电荷的其他离子结合成盐，这类盐称为配盐。配盐的组成可以划分为内层和外层。配离子属于内层，配离子以外的其他离子属于外层。外层离子所带电荷总数等于配离子的电荷数。5.7.2 配合物的化学式和命名配酸：酸配碱：氢氧化配盐：先阴离子后阳离子，简单酸根加“化”字，复杂酸根加“酸”字。配合物的命名原则：配体次序：1. 先离子后分子，例如：KPtCl 3NH3：三氯氨合铂()酸钾；2. 同是离子或同是分子，按配位原子元素符号的英文字母顺序排列，例如：Co(NH 3
16、)5H2OCl3：氯化五氨 水合钴( )；3. 配位原子相同，少原子在先；配位原子相同，且配体中含原子数目又相同，按非配位原子的元素符号英文字母顺序排列，例如：PtNH2NO2(NH3)2：氨基 硝基二氨合铂() ；4. 先无机后有机，例如：KPtCl 3(C2H4)：三氯 乙烯合铂()酸钾。一些常见配合物命名5.7.3 配合物的分类简单配合物：一个中心离子，每个配体均为单齿配体。如螯合物：一个中心离子与多齿配体成键形成环状结构的配合物。如Cu(en)22+ ， CaY2 。多核配合物：含两个或两个以上的中心离子。如(H 2O)4Fe(OH)2Fe(H2O)44+。羰合物：CO 为配体。如 F
17、e(CO)5，Ni(CO) 4。烯烃配合物：配体是不饱和烃。如： PdCl3(C2H4) 。多酸型配合物：配体是多酸根。如：(NH 4)3P(Mo3O10)6H2O。5.8.1 配合物的解离常数和稳定常数配合物的解离反应是分步进行的，每步均有其解离常数。例如： 总解离反应：总解离常数(不稳定常数) ：配合物的生成反应是配合物解离反应的逆反应。总生成常数(稳定常数或累积稳定常数)：*5.8.2 配体取代反应和电子转移反应1. 配体取代反应一种配体取代了配离子内层的另一种配体，生成新的配合物的反应称为配体取代反应。2.配合物的电子转移反应有些配合物的生成反应伴随着电子的转移，例如：*5.8.3 配合物稳定性 螯合效应：螯合物比具有相同配位原子的简单配合物稳定。作业：P150： 1，3，8，9 ，12，15，19，22。
