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第 9 章 酸碱平衡

第 9 章 酸碱平衡. 课本上册 P311. §9.1 酸碱质子理论. 一、 Arrhenius 酸碱理论（ 1887 ）： 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。 二、酸碱质子理论（ 1923 ） 1. 定义 酸： 凡是能释放出质子（ H + ）的物质。 （质子的给予体） 碱： 凡是能与质子（ H + ）结合物质。 （质子的接受体）

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第 9 章 酸碱平衡

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Presentation Transcript

  1. 第9章 酸碱平衡 课本上册P311

  2. §9.1酸碱质子理论 一、Arrhenius酸碱理论（1887）： 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。 二、酸碱质子理论（1923） 1.定义 酸：凡是能释放出质子（H+）的物质。 （质子的给予体） 碱：凡是能与质子（H+）结合物质。 （质子的接受体） 2. 酸碱的共轭关系：质子酸碱不是孤立的，一对酸碱，质子酸释放质子变为它的的共轭碱，质子碱得到质子转化为共轭酸，互相依存这样的酸碱对叫做共轭酸碱对。

  3. 酸 H+ +碱 + - + HAc H Ac - + - + 2 H PO H HPO 2 4 4 - + - + 2 3 HPO H PO 4 4 + + + NH H NH 4 3 + + [ ] + CH NH H CH NH 3 3 3 2 + + 3 2 + [ ] [ ] + Fe(H O) H Fe(OH)(H O) 2 6 2 5 + + 2 + [ ] + [ ] Fe(OH)(H O) H Fe(OH) (H O) 2 5 2 2 4

  4. 　　酸 H+ + 碱 例：HAc的共轭碱是Ac－ ， Ac－的共轭酸HAc， HAc和Ac－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。

  5. HF(aq) H+ + F－(aq) H+ + H2O(l) H3O+(aq) HF(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + F－(aq) H+ H2O(l)+H2O(l) H3O+(aq) +OH－(aq) ①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。 ② 水是两性物质，它的自身解离反应也是质子转移反应。 酸(1) 碱(2) 酸(2) 碱(1)

  6. H+ Ac－+H2O OH－+ HAc H+ + H2O H3O+ + NH3 ③盐类水解反应也是离子酸碱的质子转移反应。例如NaAc水解： 碱(1) 酸(2) 碱(2) 酸(1) NH4Cl水解： 酸(1) 碱(2) 酸(2) 碱(1)

  7. H+ H+ ④ 非水溶液中的酸碱反应，也是质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：

  8. H2O (l) + H2O(l)H3O+ (aq) + OH－(aq) 或 H2O (l) H+ (aq) + OH－(aq) =1.0×10-14 =5.43×10-13 + - c ( H O ) c ( OH ) 记 = 3 T ，  — 水的离子积常数，简称水的离子积。 §9.2水的解离平衡和pH值9.2.1水的电离 Kw的意义为：一定温度时，水溶液中[H+]和[OH-]之积为一常数 平衡常数！ 25℃纯水：c(H+)= c(OH－)=1.0×10-7mol·L-1 100℃纯水： 水的电离是吸热反应，当温度升高时Kw增大

  9. { } = - + pH lg c (H O ) 3 { } = - - pOH lg c (OH ) 令 { } { } = = + - - × c (H O ) c (OH ) 1.0 10 14 根据 3 - - = - = + - lg c ( H ) lg c ( OH ) lg 14 即 \ + = = pH pOH p 14 9.2.2溶液的pH值 令 在化学平衡章节中,我们已经知道温度一定,平衡常数就一定,改变溶液中各组分的浓度,平衡将移动,但是,平衡常数不变.所以,在水溶液中,无论这是酸/碱/盐,都满足其KW=常数,例如25 ℃下,都等于1.0*10-14

  10. 强电解质 弱电解质 定 义 在水溶液中能完全电离，导电能力强。 在水溶液中能部分电离，电能力弱。 存 在 正负离子（水含离子状态） 主要以分子 状态 导 电 性 强 弱 电离过程 不可逆 可逆 主要包括 强酸强碱大部分盐类 弱酸弱碱 §9.3酸碱盐溶液中的电离平衡 9.3.1强电解质 9.3.2弱电解质

  11. 9.3.3拉平效应和区分效应 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”。 强酸1 强碱2 弱酸2 弱碱1 HAc + NH3＝ NH4+ + Ac 强酸1 强碱2 弱酸2 弱碱1 在液氨中， 液氨是拉平溶剂(原本在水溶液中盐酸是强酸,醋酸是弱酸) 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”。 HCl + H2O ＝ H3O+ + Cl 强酸1 弱碱2 强酸2 弱碱1 在水中， HAc + H2O ＝ H3O+ + Ac 弱酸1 弱碱2 强酸2 强碱1 H2O是区分溶剂

  12. HAc(aq)+H2O(l) H3O+(aq)+Ac－(aq) { } { } + - c ( H O ) c ( Ac ) = ( HAc ) 3 { } c ( HAc ) x 2 = ( HAc ) - 0 . 10 x §9.4水溶液化学平衡计算 9.4.1一元弱酸的解离平衡 初始浓度/mol·L-1 0.10 0 0 平衡浓度/mol·L-1 0.10－x xx 称Ka为酸式电离常数 平衡常数！ x=1.3×10－3

  13. =c{(H3O+)}{c(OH－)} c(H3O+) = c(Ac－) = 1.3×10－3 mol·L-1 c(HAc)=(0.10-1.3×10－3)mol·L-1≈0.10mol·L-1 c(OH－) =7.7×10－12 mol·L-1 解离度(a)

  14. α与 的关系： HA(aq) H+(aq) + A－(aq) 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。 初始浓度 c0 0 平衡浓度 c– cαcαcα

  15. 注意了！如果c /Ka小于500，则不能使用这个最 简式，必须按照求根公式解出该一元二次方程。

  16. = = × - - × c ( OH ) 0 . 200 0 . 95 % 1 . 9 10 3 = - = - - = - × pH 14 pOH 14 ( lg 1 . 9 10 ) 11 . 27 3 + - - × c ( NH ) c ( OH ) ( 1 . 9 10 ) 3 2 = = ( NH ) 4 - 3 - × c ( NH ) 0 . 200 1 . 9 10 3 3 = - × 1 . 8 10 5 9.4.2. 一元弱碱的解离平衡： 例：已知25℃时， 0.200mol·L-1氨水的解离度为 0.95%，求c(OH－), pH值和氨的解离常数。 解： c0 0.200 0 0 ceq 0.200(1– 0.95%) 0.200×0.95% 0.200×0.95%

  17. 请同学们自行推导共轭酸碱对,其酸常数碱常数存在如下关系请同学们自行推导共轭酸碱对,其酸常数碱常数存在如下关系 KaKb=Kw

  18. Ac–(aq) HAc(aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + Ac–(aq) NH4Ac(aq) (aq) + 9.4.3 同离子效应 平衡移动方向 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。

  19. 　解：HAc(aq) H+(aq)+Ac－(aq) 例：在 0.10 mol·L-1 的HAc 溶液中，加入 NaAc (s)，使 NaAc的浓度为 0.10 mol·L-1，计算该溶液的 pH值和 HAc的解离度。 c0/ (mol·L-1)0.10 0 0.10 ceq / (mol·L-1)0.10 – x x 0.10 + x 0.10 ± x ≈ 0.10 x = 1.8×10-5 c(H+) = 1.8×10-5 mol·L-1 pH = 4.74，α = 0.018% 0.10 mol·L-1 HAc溶液：pH = 2.89，α = 1.3%

  20. 9.4.4 多元弱酸的解离平衡

  21. 例题：计算 0.010 mol·L-1 H2CO3溶液中的 H3O+, H2CO3,　 　，　 和OH－的浓度以及溶液的pH。 亦可判断c/ka1≥500,则α=(ka1/c)1/2=6.5*10-3 ∴x=cα=6.5*10-5 H+的浓度计算按第一级电离计算,那第二步电离有何用?

  22. ① 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。 　 ② 对于二元弱酸 ，当 　时c(酸根离子)≈ 　，而与弱酸的初始浓度无关。　　　 结论： 　　③ 对于二元弱酸，若 c(弱酸)一定时，c(酸根离子)与 c2(H3O+)成反比。　　

  23. ※

  24. 9.4.5 盐溶液的酸碱平衡 1.强酸弱碱盐（离子酸）

  25. 2. 弱酸强碱盐（离子碱） NaAc , NaCN……一元弱酸强碱盐的水溶液成碱性，因为弱酸阴离子在水中发生水解反应。如在NaAc水溶液中：

  26. 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。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。 如Na3PO4的水解：

  27. 例题：计算0.10mol·L-1Na3PO4溶液的pH值。 解： ceq/ (mol·L-1 )0.10 – x x x

  28. 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？

  29. 4. 弱酸弱碱盐

  30. §9.5缓冲溶液 实验： 加入1滴(0.05ml) 1mol·L-1 HCl 加入1滴(0.05ml) 1mol·L-1 NaOH 50ml纯水pH = 7 pH = 3 pH = 11 50mLHAc—NaAc [c(HAc)=c(NaAc)=0.10mol·L-1] pH = 4.74 pH = 4.73 pH = 4.75 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)。

  31. 最普通常见的缓冲溶液就是共轭酸碱对组成的 缓冲能力是有限的，只是少量酸碱。 利用缓冲溶液公式，可以计算缓冲溶液的pH值和外加酸碱后溶液pH的变化。

  32. 缓冲作用原理

  33. 或者[H+]=Ka(c酸/c共轭碱) 请同学们自行推导上式 缓冲溶液的pH值pH=pKa-lg(c酸/c共轭碱) 若是碱性的缓冲溶液，如NH3-NH4Cl溶液，则应该计算其[OH-]=Kb（c碱/c共轭酸）

  34. 反应 — 例题： 求 300mL 0.50mol·L-1 H3PO4和 500mL 0. 50mol·L-1 NaOH的混合溶液的pH值。 解：先考虑反应再计算

  35. 9.6酸碱指示剂 HIn表示石蕊HIn H+ + In 红 蓝 当c (HIn) c (In)时，溶液呈红色，是酸性 当c (HIn) c (In)时，溶液呈蓝色，是碱性 在 [HIn] /[In]  10或 [HIn] /[In]  0.1时，相差10倍时 肉眼能够觉察出指示剂颜色变化.此时的pH范围是pK+1, 称为指示剂变色域。通常用指示剂检测的溶液的pH 要选择在 这个范围

  36. 变色范围 酸色 中间色 碱色 甲基橙 3.1 ~ 4.4 红橙黄 酚 酞 8.0 ~ 10.0 无色 粉红红 石 蕊 3.0 ~ 8.0 红紫蓝

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