1、第9章 酸碱平衡,Chapter 5 Acid, base & acid-base reaction,9.1 布朗斯特酸碱质子理论,9.2 路易斯酸碱理论,9.5 缓冲溶液,9.3 弱酸弱碱水溶液的质子转移平衡,The Bronsted-Lowry acid-base model,The Lewis acid-base model,Buffer solution,Weak acid, weak base and the transfer of a proton in the autoionication of water,9.4 盐的水解,Hydrolysis of salts,主要内容,1.
2、电解质与非电解质,在溶液中，能够发生电离的物质称电解质，不能能够发生电离的物质称非电解质。,电解质,强电解质,弱电解质,能完全电离的电解质,只能部分电离的物质称弱电解质。,NaOH、HCl、BaCl2 （强酸、强碱和大部分的盐类）,HAc、H2S、NH3 （弱酸弱碱类等化合物）,非电解质,CH4、CCl4、C6H12O6 （大部分的有机化合物）,在溶液中不能发生电离的化合物,化合物,强电解质和非电解质可以看作是弱电解质的两个极限，它们之间没有绝对的界限,强电解质弱电解质非电解质 100%电离 能部分电离 不能电离,可以通过导电能力的强弱来判断电解质的强弱,1887年Arrhenius提出“电离
3、说” (Arrhenius acid-base concept),酸碱的概念在不断地发展. 让我们先回忆一下Arrhenius的“电离说” ，然后再介绍Bronsted-lowry酸碱理论和Lewis酸碱理论 .,2.酸碱的定义,电离时产生的阳离子全部是 H+ 离子的化合物叫酸；电离时生成的阴离子全部是OH-离子的化合物叫碱,酸碱特征 在水溶液中，电离出的阳离子只有H+的物质是酸，电离出的阴离子只有OH-的物质是碱。,酸碱反应的本质 是H+与OH-反应生成水:H+ + OH- = H2O,它解释了酸碱反应中和热都相等的实验事实,酸碱的强弱：根据酸碱平衡常数比较,局限性:只限于水溶液中的酸碱反应
4、,9-1 酸碱质子理论,一酸碱质子理论定义,凡能给出质子的物质都是酸；凡能接受质子的物质都是碱。,Bronsted和Lowry 于1923各自独立提出了酸碱的质子论：,酸碱共轭关系,酸和碱不是孤立的。而是通过质子的传递而表现出来的对应关系称为共轭关系。,HCl酸的共轭碱是Cl-,NH3碱的共轭酸是NH4+,HPO42-是酸，也是共轭碱。称两性物质,在质子论中，酸或碱，可以是中性分子，也可以是阴阳离子。质子论中没有盐的概念。,两个共轭酸碱对之间的质子传递,1酸越强，其共轭碱越弱；碱越强，其共轭酸越弱 2 反应总是由相对较强的酸和碱向生成相对较弱的酸和碱的方向进行 3对于某些物种而言，是酸是碱取决
5、于参与的具体反应,二、酸碱反应的实质,水溶液中的电离作用，中和反应，水解反应均为酸碱反应,酸1 碱2 = 酸2 碱1,1.电离作用,2.中和反应,3.水解反应,三、质子论的评价,质子论扩大了酸碱反应范围，既适用于水溶液，也适用于非水溶液和无溶剂体系，是电离理论的发展。局限性是只限于质子酸。,1、根据酸碱质子理论,写出下列分子或离子的共轭酸的化学式:SO42- 、S2- 、H2PO4- 、HSO4- 、NH3,2、写出下列各分子或离子的共轭碱的化学式：NH4+ 、H2S 、H2SO4 、H2PO4- 、HSO4-,HSO4- 、HS- 、H3PO4 、H2SO4 、NH4+,NH3 、HS- 、
6、HSO4- 、HPO42- 、SO42-,酸碱的电子理论,一.酸碱电子理论定义,凡是可以接受电子对的物质称为酸，凡是可以给出电子对的物质称为碱,路易斯(Lewis) 1923年提出酸碱电子论,二、酸碱反应的实质,酸碱反应的实质是酸碱物质通过配位键生成酸碱配合物。,这种酸碱论包括了除氧化还原反应以外的所有反应。,9-2水的离子积和pH,2-1 水的电离和离子积,平衡常数:Kw= H+OH-,水的电离平衡常数Kw称为水的离子积,298K时, KW = 1.010-14,想一想:电离为吸热过程,温度升高,KW将如何变化?,表2 水的离子积常数与温度的关系,常温下KW通常取10-14进行计算,2-2
7、溶液的酸度,称中性溶液,当:H+OH- or H+1.010-7 molL-1,称酸性溶液,当:H+OH- or H+1.010-7 molL-1,称碱性溶液,因此，可以用 H+ 的浓度表示溶液的酸碱性。,1.酸度水溶液中H+的浓度称为溶液的酸度。,当H+的浓度较小时,通常用pH表示溶液的酸度。,pH = -logH+,水溶液中氢离子浓度的负对数叫做pH值,类似地 pOH-logOH- pKw-log Kw,当H+m10-n 时 ： pHn - log m,Kw，= H+OH-,2. pH 和 pOH 关系,H+OH- = KW = 10-14,pH + pOH = pKW = 14,pH =
8、 7 则 pOH = 7 中性溶液 pH 7 酸性溶液, pH越小酸性越强 pH 7 则 pOH 7 碱性溶液,pH越大碱性越强,课堂练习,1、pH = 3 的HCl溶液和 pH = 11 的NaOH溶液等体积混合，所得溶液pH是多少？,2、pH = 5 的HCl溶液和 pH = 13 的NaOH溶液等体积混合，再稀5倍体积水，所得溶液pH是多少？,（pH=7）,（pH=12，混合加水后，H+的浓度是10-6 molL-1 ，OH- 的浓度为10-2 molL-1 ，因此反应完全后OH- 的浓度为10-2 molL-1,3、酸碱离解常数,HA(aq)+ H2O(e),H3O+ (aq)+ A(
9、aq),Ka=C(H3O+) /C C(A)/ C/C(HA)/ C,A(aq)+ H2O(e),Kb=C(HA) /C C(OH)/ C/C(A)/ C,HA(aq)+ OH-(aq),说明：Ka、Kb可以判断酸、碱强弱，一般Ka或Kb越大，对应酸或碱的酸性或碱性越强,说明： 1、Ka、Kb可以判断酸、碱强弱， 2、一般Ka或Kb越大，对应酸或碱的酸性或碱性越强。,4共轭酸碱对Ka、Kb关系：共轭酸碱对中酸的离解常数和它对应共轭碱的离解常数成反比，两者乘积等Kw=KaKb,3对二元和三元酸（如H2S和H3PO4）而言，还有第二步和第三步质子转移反应的相应常数。,规律： 一元弱酸（碱） KaK
10、b=Kw 二元弱酸 Ka1Kb2=Kw Ka2Kb1=Kw 三元酸 Ka1Kb3=Kw Ka2Kb2=Kw Ka3Kb1=Kw,2.3 溶剂的拉平效应 （leveling effect of solvent),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”。 例如，在水中进行的任何实验都不能告诉我们HCl和HBr，哪一种酸性更强些。,酸碱的相对强弱的比较（指水中）,区分效应（有机溶剂、弱酸中）：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”. 如以冰醋酸为溶剂，则就可以区分开下列酸的强弱.,同样，酸越强，其共轭碱越弱；碱越强，其共轭酸越弱.,9.4.1 一元弱酸
11、和弱碱 9.4.2 多元弱酸 9.4.3 盐溶液,9.4水溶液化学平衡的计算,离子化 分子化,9.41 一元弱酸和弱碱 (monoprotic weak acids and base ),(1) 一元弱酸的电离平衡,电离度,稀释定律：在一定温度下（ 为定值 ），某弱电解质的电离度随着其溶液的稀释而增大,HA(aq) H+(aq) + A(aq) 初始浓度 c 0 0平衡浓度 c c c c, 稀释定律,初始浓度/molL-1 0.10 0 0,平衡浓度/molL-1 0.10x x x,x=1.3103,当5% C/Ka500,CH+ =,最简式）,近似式,CH+ =,开始 0.200 0 0
12、平衡 0.200(1 0.934%) 0.2000.934% 0.2000.934%,同理对一元弱碱：,已知25时， 0.200molL-1氨水的电离度为 0.934%，求c(OH), pH值和氨的离解常数.,(2)一元弱碱的电离平衡,Example 6,Solution,酸的酸性越强，其共轭碱的碱性就越弱，反之亦然， 即,（3）同离子效应,在弱电解质溶液中，加入与其含有相同离子的强电解质时，使弱电解质的电离度降低的现象称同离子效应。,例、在0.10 molL-1 HAc溶液中加入少量NaAc,使其浓度为0.10 molL-1,求该溶液的H+浓度和解离度。,解:,9.4.2 多元弱酸溶液的解离
13、平衡 (分步解离）,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。,H2S H+ + HS HS H+ + S2 H2O H+ + OH,9.4.2 多元弱酸溶液的离解平衡(polyprotic weak acids aqueous solution dissociation equilibrium),Example 7,计算 0.100 molL-1 H2S溶液中 H+, OH, S2的浓度及pH值.,H2S H+ + HS 平衡浓度/ (molL-1) 0.100x x+y+z x-y,HS H+ + S2 平衡浓度/
14、( mol L-1) x y x+y+z y,H2O H+ + OH 平衡浓度/ (mol L-1) x+y+z z,H2S 2H+ + S2-,H2S饱和溶液中 c(H2S) = 0.10molL-1,由于第二步电离的很少，所以,结论：, 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。, 对于二元弱酸，若 c(弱酸)一定时，c(酸根离子)与 c2(H3O+)成反比。,(1) 强酸和弱碱生成的盐的水解,9.4.3 两性物质 盐溶液(acid-Bas
15、e Properties of salts),盐溶液中的水解和水合，实质是离子与水的作用，是盐的阴、阳离子进入纯水环境后与H2O、H3O+ 和OH- 的作用.,(2) 多元弱酸和强碱生成的盐的水解,计算 0.10molL-1 Na3PO4 溶液的 pH 值.,平衡c B/ (molL-1 ) 0.10 x x x,Solution,Example 8,(3) 酸式盐,解离大于水解， NaH2PO4溶液显弱酸性 解离小于水解， Na2HPO4溶液显弱碱性,(4) 弱酸和弱碱生成的盐的水解,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
16、解。, 温度：,水解反应为吸热反应，H 0 ，T, K，水解度增大。,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。,9.4.1 缓冲溶液的概念 9.4.2 缓冲溶液pH值的计算 9.4.3 缓冲溶液的选择和配制原则,9.4 缓冲溶液 (buffer solution),50 mLHAcNaAc (c(HAc)=c(NaAc) =0.10molL-1)pH = 4.74,缓冲溶液的特性：向缓冲溶液中加入少量强酸或强碱或将溶液适当稀释，而溶液本身pH值能保持相对稳定,9.4.1 缓冲溶液的概念(the characteri
17、stics of the buffered solutions),加入1滴(0.05ml) 1molL-1 HCl,加入1滴(0.05ml) 1molL-1 NaOH,实验：,50 mL 纯水 pH = 7 pH = 3 pH = 11,pH = 4.73 pH = 4.75,什么是缓冲溶液？,缓冲的缓冲原理,HAcNaAc溶液：, 加入少量强酸时，溶液中大量的Ac与外加的少量的H+结合成HAc，当达到新平衡时，c(HAc)略有增加，c(Ac)略有减少，变化不大，因此溶液的c(H+)或pH值基本不变, 加入少量强碱时，溶液中大量的HAc与外加的少量的OH生成Ac和H2O，当达到新平衡时， c(
18、Ac)略有增加， c(HAc)略有减少， 变化不大，因此溶液的c(H+)或pH值基本不变, 弱酸弱酸盐：例HAcNaAc，H2CO3NaHCO3,式中c(HA) ,c(A)为平衡浓度，但是，由于同离 子效应的存在，通常用初始浓度c0(HA) ,c0(A)代之。,9.4.2 缓冲溶液pH值的计算 (calculate the pH of buffered solutions),2. 弱碱 弱碱盐,NH3 H2O NH4Cl, 溶液为碱性,应按水解平衡精确计算。, 缓冲溶液的pH值主要是由 或 决定的， 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。,。,结论：,缓冲区间为,（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副反应.,9.4.3 缓冲溶液的选择和配制原则(the principle for preparing the buffer solution),欲配制的缓冲溶液的 pH 值,应选择的缓冲组分,（2） 或 尽可能接近所需的pH值，,（3） 若 或 与所需pH不相等， 依所需pH调整 或,
