1、第八章 酸碱平衡,酸碱理论 酸碱电离理论 酸碱质子理论 Lewis酸碱概念 软硬酸碱理论,酸碱质子理论,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）,酸 H+ + 碱,酸 H+ + 碱,例：HAc的共轭碱是Ac- Ac-的共轭酸是HAcHAc和Ac- 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。,共轭酸碱,(1) 酸碱解离反应是质子在两种酸碱之间的转移反应。传递的方向与酸碱强度有关。,HF(aq) H+ + F(aq),H+ + H2O(l) H3O+(aq),HF(aq) + H
2、2O(l) H3O+(aq) + F(aq),(2) 水是两性物质，它的自身解离反应也是质子转移反应(自耦电离平衡)：,H2O(l)+H2O(l) H3O+(aq) +OH(aq),H+,酸(1),碱(2),酸(2),碱(1),质子论的酸碱反应,(3) 盐类水解反应也是的质子转移反应。例如NaAc水解：,Ac+H2O OH + HAc,H+,酸(1),碱(2),酸(2),碱(1),NH4Cl水解:,+ H2O H3O+ + NH3,H+,酸(1),碱(2),酸(2),碱(1),(4) 非水溶液中的酸碱反应，如NH4Cl的生成：,H+,液氨中的酸碱中和反应：,H+,酸和碱的相对强度,溶剂的区分效
3、应：能区分酸或碱的相对强弱。 例如，H2O可以区分HAc，HCN酸性的强弱。,溶剂的拉平效应：将酸或碱的强度拉平的作用。,酸给出质子的能力和碱接受质子的能力的强弱。,水不能区分强酸：水能同等程度地将HClO4，HCl，HNO3等强酸的质子全部夺取过来。,酸越强 其共轭碱越弱碱越强 其共轭酸越弱,冰醋酸（碱性比水弱）为溶剂对水中的强酸可体现出区分效应。例如在冰醋酸中不完全解离，酸性强度依次为：,pH 定义,Kw：水的离子积常数，其值与温度有关 0 1.15310-15 25 1.01210-14 100 5.44510-13,纯水中,酸碱平衡计算,在溶液中往往发生同时平衡，如醋酸电离：4 个物质
4、 HAc、Ac、H+、OH，2 个方程 需建立另外 2 个方程求算各物浓度 一般为 “物料平衡” 、“电荷平衡”,物料平衡,某组分的分析浓度（在溶液中总浓度）等于该组分在各物中浓度之和。醋酸的水溶液 HAc + Ac = cNa2CO3 的水溶液 CO32- 的物料平衡： H2CO3 + HCO3 + CO32 = c Na+的物料平衡：Na+ = 2c,电荷平衡,溶液中正、负离子浓度相等，溶液保持电中性醋酸水溶液：H+ = Ac- + OH-Na2CO3的水溶液： Na+ + H+ = HCO3- + 2CO32- + OH-,质子平衡式,酸碱反应中酸失去的质子和碱得到的质子的物质的量相等（
5、PBE）。 选择溶液中大量存在并参与质子传递的物质作为参照物（零水准）。如： 参考水准 质子后的产物 失质子后的产物H2O H3O+ OH-HAc Ac- 质子平衡式 H3O+ = OH- + Ac-或 H+ = OH- + Ac-,质子平衡,浓度为c的Na2CO3水溶液： 参考水准 得质子后的产物 失质子后的产物H2O H3O OH-CO32- HCO3-H2CO3 H2CO3同参考水准相比得2个质子，浓度乘2 质子平衡式：2H2CO3 + HCO3- + H+ = OH-,酸度对弱酸（碱）各物种分布的影响,一元弱酸（碱） cHA= HA + A-,pH = pKa ：(HA)=(A-)=
6、0.5，两物种各占一半 pH pKa：主要为以A-（碱型）,一元弱酸（碱）,二元弱酸,妈妈新开了个淘宝店，欢迎前来捧场 妈妈的淘宝点开了快半年了，主要卖的是毛绒玩具、坐垫、抱枕之类的，但生意一直不是很好，感觉妈妈还是很用心的，花了不少功夫，但是就是没有人气，所以我也来出自己的一份力，帮忙宣传一下。 并且妈妈总是去五亭龙挑最好的玩具整理、发货，质量绝对有保证。 另外我家就在扬州五亭龙玩具城旁边，货源丰富，质量可靠，价格便宜。欢迎大家来逛逛【扬州五亭龙玩具总动员】 ,个人小广告：,H+浓度的计算,首先列出质子平衡式 然后代入平衡常数表达式 整理后得计算H+的精确式 再经简化省略一些次要项即可得近似
7、式也可在列出质子平衡式时先进行简化直接得近似式 也可根据物料平衡和电离平衡式计算。,强酸 HA（碱）溶液（Ka 10）,强酸完全电离，H+来自强酸和水的电离 质子平衡式， H+ = OH- + A-H+精确计算 H+近似计算,强酸（碱）溶液,例: 计算下列溶液的pH值： （1）0.025 moldm-3 HCl （2）7.010-4 moldm-3 NaOH 解： （1）HCl强酸，cA 10-6 moldm-3 ， 所以 H+ = 0.025moldm-3 ，pH = -lg(2.510-2) = 1.60（2）NaOH强碱，cB 10-6 moldm-3 ， 所以OH- = 7.010-4
8、 moldm-3 ， pOH = 3.15， pH = 10.85,计算1.010-7moldm-3 NaOH溶液pH值,解: 因10-8 moldm-3 cB 10-6 moldm-3 需要使用精确式OH-2 1.010-7OH- 10-14 = 0pOH = 6.79 pH = 7.21,一元弱酸HA（碱）溶液,HA浓度为cA，质子平衡式H+ = A- + OH-H+3 + KaH+2 (Ka cA + Kw)H+ KaKw = 0,一元弱酸（碱）溶液,H+3 + KaH+2 (KacA + Kw)H+ KaKw = 0 KacA 20 Kw，Kw可略（即水电离的H+可略） H+2 + K
9、aH+ KacA = 0 （1） 若弱酸电离度 20Kw （2）式适用条件为：KacA 20Kw 且,一元弱酸（碱）溶液,计算0.10 moldm-3HAc溶液的pH值.Ka(HAc) = 1.7510-5 解： KacA = 1.7510-6 20KW， 且,一元弱酸（碱）溶液,计算0.10 moldm-3一氯乙酸溶液的pH值 Ka(C2H3O2Cl) = 1.3610-3 解: KacA = 1.3610-4 20KW， 但 用 H+2 + 1.3610-3H+ 1.3610-4 = 0H+ = 1.110-2 pH = 1.96,强酸和一元弱酸混合溶液,强酸浓度cA，完全电离，弱酸HA浓
10、度ca 。 质子平衡式为：H+ = cA + A- + OH- 溶液为酸性，OH-可忽略，简化为： H+ = cA + A-H+2 (cA Ka) H+ Ka (cA +ca) = 0 若cAA-，弱酸电离的H+可忽略， H+ = cA,两种弱酸（HA + HB）混合溶液,质子平衡式：H+ = A- + B- + OH- 溶液酸性，OH-可忽略，H+= A- + B- 酸浓度为cHA和cHB，电离常数Ka ,HA和Ka ,HB。若电离度很小，,多元酸（碱）溶液,二元酸H2A浓度cA，电离常数Ka,1，Ka,2， 质子平衡式为：H+ = HA- + 2A2- + OH- 溶液呈酸性可忽略OH-（
11、即不考虑水的电离）H+ = HA- + 2A2-若 不考虑二级电离，则,例题,P167 例 8.3 H2S 水溶液,两性物质溶液,浓度为c的NaHA溶液，质子平衡式为： H+ + H2A = A2- + OH-计算两性物质溶液H+ 的精确式,两性物质溶液,HA-的酸式和碱式离解倾向很小：若 若,两性物质溶液,计算 0.05mol dm-3 NaHCO3溶液的pH. 解：H2CO3的 Ka,1=4.410-7, Ka,2=4.410-11. c(NaHCO3)= 0.05mol dm-3 . Ka,220Kw, C20Ka,1pH=8.34,两性物质溶液,计算 0.033moldm-3Na2HP
12、O4溶液的pH。 解： H3PO4的 Ka,2=6.310-8, Ka,3=4.510-13, Ka,3 c =1.5 10-14 Kw, Ka,2+ c c,弱酸及其共轭碱（HA +A-）溶液,设HA和NaA的浓度分别为c A和c B， 以HA和H2O作参考水准，质子平衡式为： H+ = A- cB + OH- 以A-和H2O作参考水准，质子平衡式为：H+ = cA HA + OH- 故，A- = H+ + cB - OH-，HA = cA H+ + OH-,弱酸及其共轭碱（HA +A-）溶液,若溶液为酸性，可忽略OH-当 时，,缓冲溶液与缓冲作用,缓冲溶液：一种对溶液的酸度具有稳定作用的溶
13、液。向缓冲溶液加入少量的强酸或强碱，或稍加稀释时，溶液的pH值变化不大。这种对pH值的稳定作用称缓冲作用。 缓冲溶液一般由弱酸及其共轭碱组成，如 HAc NaAc，NH4Cl NH3等（缓冲对），通过弱酸的离解平衡起控制pH作用。,甲. 1dm3纯水 乙. 1dm3浓度各为0.1moldm-3的HAc NaAc 向甲,乙中加入0.01mol NaOH或HCl，两溶液pH如何变化。解：溶液甲 pH=7 加 0.01mol NaOH，OH- = 10-2 H+ = 10-12， pH = 12 加 0.01mol HCl， H+ = 10-2，pH = 2 说明纯水改变 5 个pH单位，不具有缓冲
14、能力,溶液乙：pH = 4.76 加0.01mol NaOH:,溶液乙： pH = 4.76 加0.01mol HCl:HAc NaAc溶只改变0.09单位具有缓冲能力。,缓冲溶液容量,缓冲能力有一定限度，用缓冲容量来量度，定义：使1dm3溶液的pH变化dpH需强碱 (酸)的物质的量b,缓冲溶液容量,如HAA-缓冲系统，总浓度c = HA + A-，加入b moldm-3强碱，溶液的质子平衡式为： 参考物 得H后产物 失H后产物 H2O H3O OH HA A 强碱 b b + H3O+ = OH- + A-,缓冲溶液容量,当弱酸不太强也不太弱时可略去H+和OH-当H+ = Ka时，缓冲能力同
15、缓冲对性质Ka、浓度c和溶液的pH有关。当H+ = Ka，即HA = A-时，即弱酸与其共轭碱浓度之比为1：1时缓冲容量最大。,例题 为制备0.2dm3 pH = 8.00的缓冲溶液应取0.500mol dm-3NH4Cl和0.500mol dm-3NH3溶液各若干毫升？ 解：设需NH4Cl为x cm3，则NH3为(200-x)cm3 x = 189 cm3 需：NH4Cl溶液189cm3；NH3溶液11 cm3,常用缓冲溶液,用于控制溶液酸度的缓冲溶液很多（表8.6） 选择合适缓冲溶液的一般原则： （1）对实验过程，如分析过程无干扰。 （2）所需控的pH值在缓冲范围内，缓冲剂的pKa应尽可能
16、与所需pH值一致。 （3）有足够的缓冲容量，一般缓冲对的总浓度大致在0.01mol dm-3 0.1mol dm-3。,标准缓冲溶液（25）,饱和酒石酸氨钾（0.034M） pH=3.557 0.05M邻苯二甲酸氢钾 4.008 0.025MKH2PO40.025MNa2HPO4 6.865 0.01M硼砂 9.180饱和氢氧化钙 12.454,酸碱指示剂,酸碱指示剂本身为一种有机弱酸或弱碱。当溶液pH变化时引起指示剂结构的变化，因而出现不同颜色，故可利用其颜色变化指示溶液酸度。如酚酞是三苯甲烷类染料，当pH 9.6时为粉红色。它在pH 8.09.6范围内变色。,溶液颜色与 有关，取决于KHI
17、n和H+。对于给定指示剂， KHIn 一定， 仅决定于溶液的H+离子浓度或pH。,In-/HIn 10，纯碱色。 pH = pKHIn 1为理论变色范围，等于2pH。当In- = HIn时，pH = pKHIn，此时溶液为两者的混合色指示剂理论变色点。实验观测到的变色范围并非pKHIn 1，原因是人眼对各种颜色的敏感程度不同。 如酚酞 pK = 9.1，理论变色范围pH = 8.1 10.1。酚酞由无色变为红色时格外明显，易于观察，故在高pH范围变窄，In-/HIn = 3/1，而在低pH一方变宽In-/HIn = 0.8/1。,酸碱滴定法,强碱滴定强酸或强酸滴定强碱 滴定突跃的意义：选择指示剂的依据。 选择指示剂的一般原则是使指示剂的理论变色点pKHIn处于滴定突跃范围内。,酸碱滴定法,强 碱 滴 定 弱 酸,酸碱滴定法,多 元 酸 的 滴 定,习题 P180,8.3, 8.5, 8.9, 8.15, 8.20,
