Chapter 8 Equilibrium of Acid and Base

Chapter 8 Equilibrium of Acid and Base 8.1 Proton Theory of Acid and Base 8.2 Self-Ionization Equilibrium of Water 8.3 Ionization Equilibrium of Weak acid & Base 8.4 Shift of Acid-Base Ionization Equilibrium 8.5 Buffer Solution 8.6 Acid-Base Neutralization Reaction 阅读材料课堂讨论作业主讲：胡宗球

引言 非水体系（少部分）水溶液中（大多数）化学反应 Acid、Base、Salt 酸碱反应沉溶反应氧还反应配离反应离子反应酸碱理论主要有： 1、十八世纪拉瓦锡的“氧酸” 说和戴维、李必希的“氢酸”说。 2、阿累尼乌斯（Arrhenius 1887）的酸碱电离理论。 3、富兰克林（1905）的酸碱溶剂理论 4、布朗斯特德―劳瑞（Bronsted－Lowry 1923）的酸碱质子理论 5、路易斯（Lewis 1923）的酸碱电子理论 6、皮尔逊（1963）的硬软酸碱理论 7、离子移变理论上一页下一页

8.1 Proton Theory of Acid and Base(2) 1 Arrhenius’s Ionization Theory Electrolyte Cation ＋Anion Definition : 评价 Acid―在水溶液中电离生成的阳离子 (cation)全部是H＋的物质 Base―在水溶液中电离生成的阴离子 (anion)全部是OH-的物质 2 Bronsted－Lowry’s Proton Theory 2.1 Definition : Acid ―The matter which can give proton. proton donor Base －The matter which can accept proton. proton acceptor 上一页下一页

8.1 Proton Theory of Acid and Base(3) 2.2 Dialectic Relation of Acid and Base conjugate acid ⇌conjugate base ＋ proton HCl 　　　→ 　　 Cl-＋ H+ NH4+⇌ NH3＋ H+ HCO32- ⇌CO32- ＋ H+ Pair of conjugate acid and base H＋ HCl ＋H2O H3O＋＋Cl- 由此可见，H2O是两性物质 A1 ＋ B2⇌A2＋ B1 H＋有酸就有碱，有碱亦有酸酸中有碱，碱可变酸 H2O ＋NH3⇌ NH4＋＋OH- A1 ＋B2A2＋ B1 上一页下一页

8.1 Proton Theory of Acid and Base(4) 2.2 Dialectic Relation of Acid and Base 对气相反应 H＋ HCl ＋NH3 NH4＋＋Cl- A1 ＋ B2⇌A2＋ B1 根据定义给出质子能力强――强酸，对应的共轭碱弱，即接受质子的能力弱接受质子能力强――强碱，对应的共轭酸弱，即给出质子的能力弱由此可排布出常见共轭酸碱对及其相对强弱来。上一页下一页

8.1 Proton Theory of Acid and Base(5) 2.3Intensity of acid or base 2.3.1 Iionization equilibrium constants HAc(aq)＋H2O(l) ⇌ H3O＋(aq)＋Ac-(aq) -ΔGf/kJ·mol-1 396.46 237.13 237.13 369.31 ＝ -4.756 (C[H3O＋] / C)·(C[Ac-] / C ) K = ───────────── C[HAc] / C KHAc的电离常数简化为： [H3O＋]·[Ac-] KHAc = ────── [HAc] ＝1.75×10-5 上一页下一页

8.1 Proton Theory of Acid and Base(6) 一元弱碱(氨水)的电离过程 NH3＋H2O ⇌ NH4＋＋OH- [NH4＋]·[OH-] KNH3 = ────── [NH3] conjugate acid HAc ⇌ Ac-＋ H＋ [H＋]·[Ac-] Ka = ───── [HAc] conjugate base Ac-＋ H2O ⇌ HAc ＋ OH- [HAc]·[OH-] Kb = ───── [Ac-] + H2O ⇌ H＋＋ OH- [H＋][Ac-] [HAc][OH-] Ka • Kb = ———— • ————— [HAc] [Ac-] = [H＋][OH-]= Kw Kb ＝ Kw ／Ka 上一页下一页

8.1 Proton Theory of Acid and Base(7) Discuss ① 电离常数Ka、Kb是一种平衡常数，Ki值越小，表示电离程度愈小，电解质越弱； ② 电离常数与所有的平衡常数一样，决定于体系的本性，与温度有关，而与浓度无关； ③ 电离常数可以通过实验测定，亦可通过热力学数据计算。 ΔrG = - RT ln Ka 上一页下一页

8.1 Proton Theory of Acid and Base(8) 2.3.3 酸碱的强弱表8.2列举了常见共轭酸碱对及它们在水溶液中的酸常数K。由表可见左侧最上面强酸 100％电离右侧最下面强碱 100％质子化虚线中间按Ka递降排列物质给出质子的能力越强，其Ka值越大，共轭酸的酸性越强，其对应的共轭碱就越弱(Kb值越小)。 2.3.4 影响酸碱强弱的因素 ① 酸碱的本性； ② 溶剂的性质。如HAc在水溶液中是一弱酸，但在液氨中则是一个较强的酸。（区分效应）上一页下一页

8.1 Proton Theory of Acid and Base(9) 2.3.5 Essence of acid reacting with base H＋ HCl ＋ NH3══ NH4＋＋ Cl- A1(strong)B2(strong)A2(weak)B1(weak) The direction of reaction ：较强的碱与较强的酸作用生成较弱的共轭酸和较弱的共轭碱 2.3.6 评价：质子理论不仅扩大了酸碱的范围，而且把电离、水解、中和等各类离子反应系统归纳为质子传递的酸碱反应，从而扩大了酸碱反应的范围，并解决了酸碱的定量标度问题，该理论不仅适用于水溶液，而且也适用非水溶液或无溶剂体系（如NH3和HCl的气相反应），反应的本质都是质子的传递反应。该理论明确易懂，实用价值大，应用范围广，能解决电离理论所不能解释的某些问题，不足之处在于只限于质子的传递，把非质子物质SO3，BF3，Cu2+ 等排斥在外。上一页下一页

8.1 Proton Theory of Acid and Base(10) 3、Electron Theory of Acid and Base(Lewis 酸碱理论) Acid ―The matter which can accept duplet. duplet acceptor Base －The matter which can give duplet. duplet donor Lewis 酸+ Lewis 碱 = 酸碱结合物，如： Acid ―The matter which can give proton. proton donor Base －The matter which can accept proton. proton acceptor 特点：酸的中心原子有空的价轨道碱的中心原子有未用的电子对 H+＋ :OH-═ H:OH NH4+＋ :NH2-═ 2NH3 BF3＋ :F-═ BF4- Cu2+＋4:NH3 ═[Cu(NH3)4]2+ 上一页下一页

8.1 Proton Theory of Acid and Base(11) 应用范围(range of application) 由于含配位键的化合物是普遍存在的，因此电子论的应用范围十分广泛，酸碱配合物无所不包，一切盐类、金属氧化物及其大多数无机化合物都是酸碱配合物，有机化合物也可解析为酸和碱两部分， Example：C2H5OH → C2H5＋＋ OH- C2H5Cl → C2H5＋ + Cl- C6H5-OH → C6H5＋ + OH- 评价(assessment)：该理论立论于物质的普遍组分――电子，通过电子对的给出和接受说明酸碱反应，更能体现物质的本质属性，因此较前几种酸碱理论更为全面和广泛，具有更为重要的应用价值。它的不足在于：概念过于笼统，酸碱的强度没有统一的标准，缺乏质子论那样的定量关系（为软硬酸碱理论留下了用武之地）。返回上一页

8.3Ionization Equilibrium of Weak acid or Base A Degree of electrolytic dissociation (α) HAc ⇌ Ac-＋ H+ 已电离的溶质的物质的量 α ＝───────────×100％原有溶质总物质的量 [HA]o-[ HA]e ＝───────×100％ [HA]o 上一页下一页

8.3Ionization Equilibrium of Weak acid or Base A Degree of electrolytic dissociation (α) Discuss： ① 电离常数是平衡常数的一种形式，与T有关，与C无关； ② 电离度是转化率的一种形式，与T、C、溶剂都有关； ③ 电离常数与电离度有如下定量关系 HA ⇌ A- ＋H＋ (cα)2cα2 Ka= ——— = ── c(1-α) 1-α Initial:c 0 0 Equilibrium:c(1-α) cα cα 当 c /K ≥ 400 或 α≤ 5% 时， 1-α≈1 则 K ＝cα2或 α＝ Dilution law Note:（1）浓度 C固定时， α随 K的增大而增大，（2）T一定，K不变时，溶液越稀 α越大。上一页下一页

B Ionization Equilibrium of monoatomic weak acid or base 8.3Ionization Equilibrium of Weak acid or Base 1 Applications of ionization constant ([H+]、[OH-]、pH ) HAc ⇌ Ac-＋ H＋ Ka≫ Kw ─────→ H2O ⇌ H＋＋ OH- H2O ＋ HAc ⇌ Ac-＋ H3O＋ Equil.:Ca-[H3O＋] [Ac-]≈[H3O＋] [Ac-] [H3O＋] Ka = ————— [HAc] [H＋]2 Ka = ———— Ca- [H＋] ① Ca / Ka≥ 400， α＜5％， Ca≫ [H＋] 一元弱酸溶液中 [H+] 的简化公式 [H+] = a ＝ ≈ 上一页下一页

pH＝- ½lg Ka-½lgCa 8.3Ionization Equilibrium of Weak acid or Base ② Ca / Ka< 400，a > 5％，不能近似 [H＋] ＝ for weak monobase [OH-] ≈ [OH-] ＝ a＝上一页下一页

8.3Ionization Equilibrium of Weak acid or Base 2、example 8.1 求0.010 mol·dm-3 CHCl2COOH溶液中[H+]，已知Ka = 3.32×10-2 Solution: 因 c/Ka＝0.010/3.32×10-2 ≪ 400，设已电离为x，则 CHCl2COOH＋H2O ⇌ CHCl2COO＋H3O＋ 0.010 -xxx We have ＝3.32×10-2 x2＋3.32×10-2 x - 3.32×10-4 ＝0 Solute equation x＝[H3O＋]＝8.0×10-3 mol·dm-3 α＝ ×100％＝(8.0×10-3 / 0.010)×100％＝80％可见 0.010 mol·dm-3 CHCl2COOH的电离度相当大，若按近似公式计算，则 [H3O＋] = ＝(3.32×10-2×1.0×10-2 )1 / 2 ＝1.8×10-2 mol·dm-3 ＞ Ca 上一页下一页

8.3Ionization Equilibrium of Weak acid or Base C Ionization Equilibrium of polyatomic weak acid or base binary acid：H2 S，H2 CO3，H2SO3 tribasic acid：H3PO4，H3AsO4 for H2S Ionization at the firstH2S ⇌ HS-＋ H+ [H+][HS-] K1 = ───── =9.1×10-9 [H2S] Ionization at the second HS- ⇌ S2-＋ H+ [H+] [S2-] K2 = ──── ＝1.1×10-12 [HS-] 上一页下一页

8.3Ionization Equilibrium of Weak acid or Base Discuss: 1、K1≫ K2。原因： (1) 静电效应； (2) 同离子效应 2、K1≫K2，溶液中H＋主要来自于第一步电离，[H+]≈[HS-]，当 C／K1≫ 400时，[H+]＝，故比较多元酸强弱时只需比较K1。 [H＋] [S2-] K2 = ──── ＝1.1×10-12 [HS-] 3、对二元弱酸溶液 ∴ [S2-] ≈ K2＝1.1×10-12 mol•dm-3 4、根据多重平衡规则 H2S ⇌ S2-+ 2H＋ [H＋][HS-] [H＋][S2-] [H＋]2[S2-] K=K1•K2＝────× ────＝────＝1.01×10-19 [H2S] [HS-] [H2S] 仅表示达平衡时，[H＋]、[S2-]、[H2S]三者之间的关系：[H＋]≠2[S2-] 上一页下一页

8.3Ionization Equilibrium of Weak acid or Base Discuss: 5、饱和 H2S 水溶液中 H2S 的浓度为定值，即 [H2S]0＝0.1 mol•dm-3 K1•K2×0.1 1.01×10-20 [S2-] = ────── ＝───── [H＋]2 [H＋] 2 [S2-]与[H＋]2 成反比，通过外加酸碱，调节pH值，即可控制饱和水溶液中[S2-] 6、多元弱酸根(如[S2-])浓度极低，需要大量此根时，往往用其盐 (如 Na2S) 而非酸。上一页下一页

8.3 Ionization Equilibrium of Weak acid or Base D Hydrolytic Equilibrium of salts 1. Salts which is formed by weak acid and strong base a. principle： NaAc ─→ Na＋＋ Ac- 1/Ka H2O ⇌ OH-＋ H＋ Kw [OH-]＞[H＋] Kh Ac-＋H2O ⇌ OH-＋HAc pH ＞7 碱性 Hydrolytic constant Kh＝＝5.68×10-10 即 Kh ＝ Kb 通式 Kw ＝ Ka •Kh ＝Ka• Kb 结论：酸常数越小（酸越弱），共轭碱的碱常数（水解常数）越大，盐溶液的碱性越强。上一页下一页

8.3 Ionization Equilibrium of Weak acid or Base D Hydrolytic Equilibrium of salts 1. Salts which is formed by weak acid and strong base b. pH： A- ＋ H2O ⇌ HA ＋ OH- Equilibrium:Cs -xxx Kh＝当 Cs／Kh≫ 400时， [A-]-[OH-] ≈ [A-] ＝Cs 近似公式 [OH-]＝＝＝ [H＋]＝ pH＝7 - ½lg Ka＋ ½ lg Ca＝7 - ½ lg 水解度 h＝ ×100％＝ ×100％结论：（1）组成盐的酸越弱（Ka越小），盐的水解度越大（2）组成盐的浓度越小，盐的水解度越大返回上一页

8.3Ionization Equilibrium of Weak acid or Base calculate [H3O+] and α in a 0.1 mol•dm-3 HAc that is 1.0 mol•dm-3 with respect to NaAc. Example: Solution:： HAc ⇌H+ ＋Ac- initial concentration 0.1 ~0 1.0 change -Δ Δ Δ equilibrium concentration 0.1-Δ Δ 1.0+Δ ≈0.1 Δ ≈ 1.0 1.76×10-5 =[H+]×1.0 / 0.1 ∴ [H+] = 1.76×10-6mol•dm-3 pH=5.74 α= [H＋]／[HAc]＝1.76×10-6/ 0.1=1.76×10-3 ％，约降低780倍。 ∵0.1 mol•dm-3 HAc 的α=1.3%(P152)，加NaAc后，α会更低， ∴ [HAc]≈cHAc＝0.1 mol•dm-3 [Ac-]≈cNaAc=1.0 mol•dm-3 [H+] = 1.76×10-5 ×0.1 / 1.0 P152，α=1.3%， [H+] = 1.3×10-3mol•dm-3 C共轭碱 pH = pKa+lg ─── C弱酸 C弱酸 [H＋] = Ka ─── C共轭碱 C共轭酸 pOH = pKb+lg ─── C弱碱 C弱碱 [OH-] = Kb ─── C共轭酸 Exercise 1 返回上一页

8.4 Shift of Acid-Base Ionization Equilibrium 4.1 The common ion effect common ion 4.1.1 experiment ： 4.1.2 principle : HAc ⇌ H+＋ Ac- [H+][Ac-] Ka = ──── =1.75×10-5 [HAc] 10 ml 0.1 mol•dm-3 HAc 溶液＋1 滴甲基橙指示剂 → 红色 10 ml 0.1 mol•dm-3 HAc＋少量NH4Ac(s)＋1滴甲基橙指示剂 → 黄色 CH+·CAc- Qa= ──── CHAc CAc- NH4Ac → NH+4＋ Ac- > Ka The addition ofNH4Ac(s) ([Ac-]↑)causes the ionization equilibrium of HAc to shift to the left.→ α↓ ，[H+]↓。 4.1.3 definition：在已建立起离子平衡的弱电解质溶液中，由于加入与弱电解质具有相同离子的另一强电解质，而使平衡向降低弱电解质的电离度方向移动的作用――同离子效应。它是平衡移动原理的应用。返回上一页下一页

8.5 Buffer Solution 5.1 The definition and composition of buffer solutions experiment: 1 l 纯水 pH＝7 pH＝4， ΔpH＝3 上面提到的 1 l HAc－NaAc混合液 pH几乎不变 buffer solutions――they resist a change in pH when small amounts of acid or base are added. 缓冲溶液的这种作用称缓冲作用。 composition ： a weak acid and its salt(HAc - NaAc) a weak base and its salt (NH3 - NH4Cl) 多元弱酸酸式盐和对应的次级盐 (KH2PO4-K2HPO4) 缓冲对上一页下一页

8.5 Buffer Solution 5.2 How buffers work 以HAc－NaAc为例(溶液中存在如下平衡): 加少量强碱(NaOH)，由于溶液中有大量的HAc，它电离产生的H+ 立即和外加的OH- 结合成水分子，使电离平衡向右移动，结果好象没加OH-似的，使溶液的pH值基本不变，因此把HAc叫做此缓冲溶液的抗碱成份。 NaAc → Na＋＋ Ac- HAc ⇌ H＋＋ Ac- H＋＋ Cl- ←HCl 加酸 ← 由于同离子(Ac-)效应，抑制了HAc的电离，此时体系中存在着大量的 HAc 和 Ac- 加少量强酸(HCl)，由于溶液中有大量的Ac-，它立即和外加的H＋结合成HAc，使平衡向左移动，结果好象没有加H＋似的，溶液的pH值就没有明显的变化，因此将Ac-称为此缓冲溶液的抗酸成份。加碱NaOH → OH- ＋ Na＋抗酸成份 H2O 抗碱成份缓冲体系特点：体系中存在着大量的 HAc 和 Ac- 上一页下一页

8.5 Buffer Solution 5.2How buffers work 由于同离子效应，抑制了HAc的电离，使HAc的电离度大为减小，所以这种溶液的特点是： [HAc] 和 [Ac-] 都很大，而 [H＋] 很小 1、加少量强酸（HCl），由于溶液中有大量的Ac-，它立即和外加的H＋结合成HAc，使平衡向左移动，结果好象没有加H＋似的，溶液的pH值就没有明显的变化，因此将Ac-称为此缓冲溶液的抗酸成份。 2、加少量强碱（NaOH），由于溶液中有大量的HAc，它电离产生的H+ 立即和外加的OH- 结合成水分子，使电离平衡向右移动，结果好象没加OH-似的，使溶液的pH值基本不变，因此把HAc叫做此缓冲溶液的抗碱成份。总之，由于HAc－NaAc混合溶液中储备着大量的Ac-和HAc，可分别抵抗外加酸、碱，所以具有缓冲能力，当然随着加入的酸、碱量的增加，缓冲溶液的缓冲能力是逐渐下降的。上一页下一页

8.5 Buffer Solution 5.3 the pH of the buffer solution 5.3.1 buffer solution that consist of a weak acid and its salt ionization equilibrium HA ⇌ H＋＋ A- initial concentrationCa ~0 Cs equilibrium concentrationCa-x≈CaxCs+x≈Cs 代入平衡关系式 [H+] = x = Ka· Ka = 取负对数 pH = pKa-lg (Ca / Cs) pH取决于Ka 和 Ca / Cs，当种类一定，则取决于Ca / Cs比值加少量酸 (Ca ＋Δ)/ (Cs– Δ)≈ Ca / Cs，所以 pH 基本不变加少量碱 (Ca– Δ)/ (Cs＋Δ)≈ Ca / Cs，所以 pH 基本不变加水稀释 Ca / Cs比值不变，所以 pH 基本不变上一页下一页

8.5 Buffer Solution 5.3.2buffer solution that consist of a weak base and its salt（如 NH3- NH4Cl）利用类似的方法可导出 [OH-] = Kb· pOH = pKb-lg (Cb / Cs) 5.3.3 多元弱酸的酸式盐及其次级盐组成的缓冲溶液例 KH2PO4 - K2HPO4 H2PO4-⇌ H＋＋HPO42-Ka2 可导出 pH＝pKa2 -lg (Ca / Cs) 上一页下一页

8.5 Buffer Solution 5.4 缓冲溶液的缓冲能力 5.4.1 一切缓冲溶液的缓冲能力都有一定的限度，实验表明: 缓冲组分的浓度比一定时，缓冲能力与总浓度有关，抗酸、抗碱成份浓度越大，缓冲能力越强 5.4.2 缓冲溶液的总浓度一定时，缓冲能力与缓冲组分浓度比有关，当Ca / Cs (或Cb / Cs)＝1 时，溶液的缓冲能力最大，抗酸或抗碱能力均最强。上一页下一页

8.5 Buffer Solution 5.5 缓冲溶液的选择和配制 1、选择适当的缓冲对，使pKa与pH相等或相近（各组分的总浓度最好大于0.1mol•dm-3） Ca / Cs≈1 2、如果pKa与pH不相等，按所要求pH值，利用上式计算Ca / Cs 浓度比 3、根据需要选用适当的浓度（各组的总浓度最好大于0.1mol•dm-3，也不必盲目配大），并依次计算出所需弱酸（弱碱）和盐溶液的体积，配制缓冲溶液。 4、用酸度计测定所配缓冲溶液的pH值。 5、另外，所选择的缓冲溶液，不能与体系物质发生作用，药用缓冲溶液还必须考虑到是否有毒性。上一页下一页

8.5 Buffer Solution Example 8.10: 欲配制 pH＝4.70 的缓冲溶液 500 cm3，问应用 50 cm3 1.0 mol•dm-3 NaOH 和多少cm3 1.0 mol•dm-3 HAc 溶液混合，并需加多少水？K(HAc)＝1.76×10-5 解: pH =4.70， [H+] = 2.0×10-5 (mol•dm-3) (关键)： HAc＋ NaOH == NaAc＋H2O initial 1.0V/500 1.0×50/500=0.1 equilibrium (1.0V/500)-0.1 0 0.1 [HAc] / [Ac-] = [H+] / Ka = 2.0×10-5 / 1.76×10-5 =1.1 [H+][Ac-] Ka = ──── =1.76×10-5 [HAc] [HAc] / [Ac-] = 1.1 = [(1.0V / 500)-0.1] / 0.1 即 VHAc =105 cm3需加水 500 - 105 - 50 = 345 cm3 上一页返回

8.6 Acid-Base Neutralization Reaction 拉平效应和区分效应 1．拉平效应和区分效应 2H2O ⇌ H3O＋＋ OH- HA → A-＋ H＋已知HCl，HClO4，H2SO4，HNO3等强酸在水中几乎100％电离，必然得出相同浓度的强酸酸度相等的结论，可表示为 HA＋H2O → H3O+＋ A- 然而这些不同强酸中的化学键和键强度是各不相同的。为什么会有相同的酸度呢？或者说为什么这些强酸的相对强弱在水中表现不出来呢？这是因为作为两性溶液的水能够表现出一定的碱性所致，或者说水所表现出的酸性太弱（与强酸相比）所致 HA＋H2O → H3O＋＋A- 我们把能将不同强度的酸拉平到溶剂化质子的作用――拉平效应；具有拉平效应能力的溶剂――拉平溶剂如果我们把上述强酸配成醋酸溶液，电导实验表明这些溶液具有弱电解质的特征，存在着电离平衡，也就是说这些酸在醋酸中表现出的强度不同，酸强度顺序为上一页下一页

8.6 Acid-Base Neutralization Reaction HClO4 > HBr > H2SO4 > HCl 电离常数之比 KHClO4:KHBr:KH2SO4:KHCl＝ 400 : 160 : 30 : 9 我们把能将酸的强弱进行区分的作用――区分效应。具有区分效应能力的溶剂――区分性溶剂。溶剂强酸强碱弱酸弱碱 HClO4,HCl；NaOH,KOH； HClO,HCN；NH3,N2H4,NH2OH H2O 拉平拉平区分 > 区分 > > HAc 区分 > 拉平 NH3区分拉平上一页下一页

8.6 Acid-Base Neutralization Reaction 2．影响拉平应和区分效应的因素 (1)凡是酸性比水强的溶剂（如HAc），能区分在水中被拉平的强酸（HClO4，HCl等），但却使水中可区分的弱碱（NH3 > N2H4 > NH2OH）被拉平 (2) 凡是碱性比水强的溶剂（如NH3），能区分在水中被拉平的强碱（KOH，NaOH等），但却使水中可区分的弱酸（HClO > HCN等）被拉平故，溶质和溶剂的相对酸碱性对区分效应和拉平效应均有影响 3、溶剂的区分效应范围因： pH ＋ pOH ＝ 14 （pKw）所以，凡在水溶液中比H3O＋离子弱的酸（pKa > 0）和比OH-离子弱的碱（pKa < 14），(即只有弱酸弱碱）才有可能被区分，区分范围为pKa ＝0 ~ 14，（即0 ~ pKw）。上一页下一页返回

8.6 Acid-Base Neutralization Reaction 水解反应是中和反应的逆反应中和酸＋碱盐＋水水解 1、上述平衡符合化学平衡的一般原理，因此，无论是从左还是从右都能达到平衡； 2、中和反应与水解反应之间的关系是一种共轭关系，中和程度越大，则水解程度越小，这可从平衡常数中看出 K中＝1 / Kh K中•K k =1 3、在中和与水解这一对矛盾中，中和是绝对主要的，换言之，通常水解的趋势是很弱的，即使是Na2CO3，其水解度也很小，只有几种弱酸弱碱组成的盐，如Al2(CO3)3、Al2S3、Cr2S3、(NH4)2S等。由于阴、阳离子水解倾向都很大，且水解产物是易挥发的气体和沉淀，故能使水解反应进行到底，几乎达100％。 Al2S3： 2Al3+ + 3S2- + 6H2O ⇌ 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑ 上一页下一页

8.6 Acid-Base Neutralization Reaction 水解平衡的移动内因――盐的本性（Kh），水解产物的性质盐类水解外因――浓度、温度、酸度 1、盐浓度的影响对单弱盐，温度一定，溶液越稀，水解度越大 oC 0.2 0.1 0.05 0.01 0.005 0.001 Na2CO3 h(%) 2.7 4.2 11.3 16 23 34 25 oC 对双弱盐，水解度与浓度无关 2、温度的影响水解是中和的逆反应，中和是放热反应，水解是吸热反应，T↑有利于水解反应。如：CrCl3 oC 0 25 50 75 100 h(%) 4.6 9.4 17 28 40 上一页下一页

8.6 Acid-Base Neutralization Reaction 水解平衡的移动 3、溶液酸度的影响盐类水解既然能改变溶液的酸度，根据平衡移动原理，便可通过调节溶液的酸度来控制平衡。例如 SnCl2溶于水时，由于水解生成碱式氯化亚锡沉淀 SnCl2 + H2O ⇌ Sn(OH)Cl↓ + HCl 为了配制澄清的SnCl2溶液，必然先用较浓的盐酸溶解SnCl2固体，然后再用水稀释到所需的浓度，在配制Fe3+、Bi3+、Sb3+、Pb2+、Hg2+等盐类溶液时，也要用加酸的方法防止水解，配制Na2S等水溶液时，必须加NaOH以防止盐的水解。上一页下一页

8.6 Acid-Base Neutralization Reaction Discuss: 5、饱和 H2S 水溶液中 H2S 的浓度为定值，即 [H2S]0＝0.1 mol•dm-3 K1•K2×0.1 1.01×10-20 [S2-] = ────── ＝───── [H＋]2 [H＋] 2 [S2-]与[H＋]2 成反比，通过外加酸碱，调节pH值，即可控制饱和水溶液中[S2-] 6、多元弱酸根(如[S2-])浓度极低，需要大量此根时，往往用其盐 (如 Na2S) 而非酸。上一页返回

8.1 Proton Theory of Acid and Base(2) 评价（电离理论） • H＋是酸的特征，OH- 是碱的特征，酸碱中和反应就是H＋离子与OH- 离子结合成水的反应： • H＋＋OH-→ H2O • 应用化学平衡原理给出衡量酸碱强度的定量标度。 • 缺点： • 把酸碱局限在水溶液中，对气体酸碱及非水溶液中进行酸碱反应无法解释； • 难以解释氨水的碱性； • 忽视了酸碱在对立中的相互联系和统一。 • 故酸碱电离理论还不够完善，须进一步完善和补充。返回

8.3Ionization Equilibrium of Weak acid or Base 4.2 有关计算例8．7 1.0dm3 0.1 mol•dm-3 HAc 加入固体NaAc，使溶液中[Ac-]变为1.0 mol•dm-3 ，求 [H+] 、α 解：因 0.1 mol•dm-3 HAc 的α=1.3%，加NaAc后，α会更低， ∴ [HAc]≈cHAc＝0.1 mol•dm-3 [Ac-]≈cNaAc=1.0 mol•dm-3 代入平衡关系式 1.76×10-5 =[H+]×1.0 / 0.1 ∴ [H+] = 1.76×10-6mol•dm-3 pH=5.74 α= [H＋]／[HAc]＝1.76×10-6/ 0.1=1.76×10-3 ％，约降低780倍。 P152，α=1.3%， [H+] = 1.3×10-3mol•dm-3 [H+] = 1.76×10-5 ×0.1 / 1.0 C共轭碱 pH = pKa+lg ─── C弱酸 C弱酸 [H＋] = Ka ─── C共轭碱 C共轭酸 pOH = pKb+lg ─── C弱碱 C弱碱 [OH-] = Ka ─── C共轭酸返回

CaSO4在下列试剂中，其溶解度最大的是………（ ） (A) 0.1mol•dm-3 Na2SO4 (B) 0.1mol•dm-3 CaCl2 (C) 纯水 (D) 2 mol•dm-3 NaNO3 D Exercise 1 减小同离子效应使难溶电解质的溶解度__________；盐效应使难溶电解质的溶解度______________；后一种效应较前一种效应______________得多。增大要弱在0.1 mol·dm-3 HAc溶液中加入NaAc固体后，HAc 浓度________，电离度________，pH值________，电离常数___________。增大减小增大不变返回

Chapter 8 Equilibrium of Acid and Base

Chapter 8 Equilibrium of Acid and Base

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Chemical Equilibrium and Acid-Base

Acid-Base Equilibrium

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Solving Acid and Base Equilibrium

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Chapter 14 Acid/Base Equilibrium

Acid-Base Equilibrium DrillProblems

Acid Base Equilibrium

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Chapter 1 acid-base equilibrium

Acid and Base Equilibrium

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Acid-Base Equilibrium 1

Acid-Base Equilibrium ( Monoprotic ) Chapter 9

Acid-Base Equilibrium

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Acid-Base Equilibrium chapter 8

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