中国矿业大学大学化学第四章 酸碱平衡课件

1、大学化学中国矿业大学化工学院赵小燕第四章 酸碱平衡第一节 酸碱理论概述酸碱电离理论溶剂理论质子理论电子理论Arrhenius (阿仑尼乌斯) 1887年酸：凡是在水溶液中能够电离产生的阳离子全部都是H+的化合物叫酸（acid）；碱：电离时产生的阴离子全部是OH的化合物叫碱（base）一、酸碱电离理论酸碱反应的本质：氢离子和氢氧根离子结合生成作为溶剂的水。 Svante August Arrhenius 瑞典化学家 酸：碱：酸碱反应：一、酸碱电离理论二、溶剂理论1905年，美国化学家富兰克林（E. C. Franklin） 酸：在任何溶剂中，凡能增加和溶剂相同阳离子的物质就是该溶剂中的酸；碱：凡

2、能增加和溶剂相同阴离子的物质就是该溶剂中的碱。 HCl可以增加水中氢离子的浓度，是酸；NaOH可以增加水中的氢氧根离子的浓度，是碱。液氨中： NH4+ + NH2 = 2NH3NH4Cl可以增加NH3溶液中阳离子NH4+的浓度，所以是酸；NaNH2可以增加溶液中阴离子NH2的浓度，所以是碱。优点：酸碱溶剂理论扩大了溶剂的范围，也扩展了酸碱的概念。局限性：不适用于不电离的溶剂（如苯、四氯化碳等）中的酸碱体系，更不适用于无溶剂的酸碱体系。 二、溶剂理论 HCl、HAc、NH4+、H2SO3、Al(H2O)63+ 等都能给出质子，都是酸；而OH、Ac、NH3、HSO3、 CO32等都能接受质子，都是

3、碱；酸 碱 + H+ -+AcHHAc -+-+2442HPOHPOH酸中有碱，碱可变酸三、质子理论-+-+3424POHHPO共轭酸碱：酸碱存在着对应的相互依存的关系；一个酸失去质子后变成了一个碱，一个碱得到了一个质子后变成了一个酸，因而产生了共轭酸碱的概念。例：HAc的共轭碱是Ac ， Ac的共轭酸HAc， HAc和Ac为一对共轭酸碱。三、质子理论酸碱反应HCl(酸1)+NH3(碱2) NH4+(酸2) +Cl(碱1)HCl(酸1) Cl(碱1) + H+ 酸半反应 NH3（碱2） + H+ N H4+(酸2) 碱半反应 酸碱反应其实是两个共轭酸碱对之间的质子转移反应,反应总是由相对较强的

4、酸和碱向生成相对较弱的酸和碱的方向进行返回三、质子理论第二节 酸碱的平衡常数一、酸碱的解离二、水的解离平衡三、共轭酸碱平衡常数的关系 在水溶液中，酸、碱的解离就是酸、碱与水之间的质子转移反应，即酸给出质子后成为共轭碱，碱接受水的质子后变为酸。 一、酸碱的解离1、强酸、强碱电解质的电离 HCl + H2O = H3O+ + Cl- NaOH = Na+ + OH- 强酸和强碱在水中完全电离，是不可逆过程2、弱酸、弱碱的解离 弱酸、弱碱在水中绝大部分以其分子形式存在，只有少部分发生解离。 酸的强度决定于它将质子给水的能力，碱的强度决定它从水中夺取质子的能力，具体表现为质子转移反应中平衡常数的大小。

5、 平衡常数越大，酸碱的强度也越大。 酸的平衡常数用Ka表示，通常称为酸的离解常数，又叫酸性常数 -+AcHHAc 2、弱酸、弱碱的解离碱的平衡常数用Kb表示，通常称为碱的离解常数，又叫碱性常数)(343 )NH(OH()NH)NH(-+=ccc2、弱酸、弱碱的解离酸HBBKapKa草酸(1)H2C2O4HC2O45.91021.23亚硫酸(1)H2SO3HSO31.541021.81氢氟酸HFF6.61043.18亚硝酸HNO2NO24.61043.34甲酸HCOOHHCOO1.771043.75苯甲酸C6H5COOHC6H5COO6.461054.19乙酸CH3COOHCH3COO1.761

6、054.75碳酸(1)H2CO3HCO34.31076.37氢硫酸H2SHS9.11087.04氢氰酸HCNCN6.1710109.21铵离子NH4+NH35.610109.25苯酚C6H5OHC6H5O1.0101010.0二、水的解离平衡 H2O(l) + H2O(l) H3O+ (aq) + OH(aq)OH()OH(3-+=cccc)OH()OH(3-+=cc或 水的离子积常数，简称水的离子积。25纯水：c(H+)= c(OH)=1.010-7 molL-1=1.010-14三、共轭酸碱平衡常数的关系已知分子酸（碱）的Ka（Kb），根据其共轭关系，可以计算出其相应的共轭碱（酸）的Kb与

7、Ka 。任何共轭酸碱都有如上关系，酸性越强，其共轭碱的碱性越弱。酸的酸性越强，其共轭碱的碱性越弱；碱的碱性越强，其共轭酸的酸性越弱；三、共轭酸碱平衡常数的关系第三节 溶液pH的计算 一、一元强酸强碱溶液 二、一元弱酸弱碱溶液三、多元酸的解离四、缓冲溶液一、一元强酸强碱溶液 强酸和强碱都是强电解质，在水溶液中全部电离。对于一元强酸HB，若原始浓度为c，则：对于一元强碱B，若原始浓度为c，则： 0.10 moldm3 HCl溶液的pH值为：0.10 moldm3 NaOH溶液的pH值为：一、一元强酸强碱溶液二、一元弱酸弱碱溶液设HB的浓度为c，解离度为， 平衡浓度 c(1-)， c， c 弱酸的离

8、解度很小，所以1 1，那么对于一元弱酸HB例：计算0.100mol/L的HAc溶液中H+（aq）浓度及其pH值，并计算HAc的解离度解：方法一 平衡时： 0.1-x x x 方法二直接带入公式二、一元弱酸弱碱溶液对于一元弱碱B平衡浓度 c(1-a) ca ca 二、一元弱酸弱碱溶液例：已知25 时， 0.200 molL-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 0ceq 0.200(1 0.95%) 0.2000.95% 0.2000.95%3109.1%95.0200.0)OH(-=c327.11)109.1lg(14pOH14pH-=-

9、=-=323343109.1200.0)109.1( )NH()OH()NH()NH( -+-=ccc5108.1-=多元酸的解离是分步进行的三、多元酸的解离计算多元酸H+浓度时，若Ka1Ka2 ，可忽略二级解离平衡，可用已知H2S的计算在0.10mol/L的溶液中H+浓度和pH值解： 因为三、多元酸的解离四、缓冲溶液HAc(aq) + H2O (l) H3O+ (aq) +Ac(aq) Ac(aq) NH4Ac(aq) (aq) +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。1、同离子效应例：在 0.10 molL-1 的HA

10、c 溶液中，加入 NH4Ac (s)，使其浓度为 0.10 molL-1，计算加入NH4Ac前后溶液的 pH值和 HAc的解离度。解（1）HAc(aq)+H2O(l) H3O+(aq)+Ac(aq)初始浓度 0.10 0 0 平衡浓度 0.10 x x x)HAc()Ac()OH()HAc( 3ccc-+=x10.0 x)HAc( 2-=x =1.3103c(H3O+) = c(Ac) = 1.3103 molL-1 c(HAc) = (0.10-1.3103)molL-10.10 molL-1HAc(aq)+H2O(l) H3O+(aq)+Ac(aq)（2）c0 0.10 0 0.10ceq

11、 0.10 x x 0.10 + x0.10 x 0.10 x = 1.810-5 c(H+) = 1.810-5 molL-1 pH = 4.74， = 0.018%2、缓冲溶液实验：50 mL纯水pH = 750 mLHAcNaAc c(HAc)=c(NaAc)=0.10molL-1 pH = 4.74加入1滴(0.05ml) 1molL-1 HClpH = 3pH = 4.73加入1滴(0.05ml) 1molL-1 NaOHpH = 11pH = 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)。3、缓冲作用原理 溶液中较

12、大量的HA与外加的少量的OH生成A和H2O，当达到新平衡时，c(A)略有增加，c(HA)略有减少，变化不大，因此溶液的c(H3O+)或pH值基本不变。加入少量强碱：3、缓冲作用原理加入少量强酸：溶液中大量的A与外加的少量的H3O+结合成HA，当达到新平衡时，c(HA)略有增加，c(A)略有减少， 变化不大，因此溶液的c(H3O+)或pH值基本不变。3、缓冲作用原理缓冲溶液实例HAc和NaAc混合溶液中， HAc解离度小，NaAc完全解离，所以Ac-抑制HAc的解离，构成缓冲溶液。NH3和 NH4Cl混合溶液 4、缓冲溶液pH的计算平衡浓度由于同离子效应的存在，通常用初始浓度c0(HA) ，c0

13、(A)代替c(HA) ，c(A) 。例: 向100 ml 0.100 mol/dm3 HAc0.100 mol/dm3NaAc中, 加入1.00 mL 1.00 mol/L的HCl溶液后, 求溶液的pH值解 加入的1.00 mol/dm3 HCl由于稀释，浓度变为1.001.00/(100+1.00) 0.0100 mol/dm3 因HCl在溶液中完全解离，加入的c(H+) = 0.0100 mol/dm3，加入的H+的量相对于缓冲溶液中Ac的量来说是较小的，可以认为这些加入的H+可与Ac-完全结合成HAc分子，从而使溶液中Ac-浓度减小，HAc浓度增大。若忽略体积改变的微小影响，则有： 上述

14、缓冲溶液不加盐酸时，pH值为4.75；加入1.00 cm1.00 mol/dm3 HCl后，pH值为4.66。两者相差0.09，说明pH值基本不变。 若加入1.00 cm、浓度为1.00 mol/dm3NaOH溶液，则pH值为4.84，也基本不变。c (HAc)(0.10 + 0.010) x = 0.11 - xc (Ac-)(0.10 - 0.010) + x = 0.09 + x例题：若在 50.00 ml 0.150 molL-1 NH3 (aq)和0.200 molL-1 NH4Cl组成的缓冲溶液中，加入0.100 ml 1.00 molL-1的HCl ，求加入HCl前后溶液的pH值

15、各为多少？解：加入 HCl 前：加入 HCl 后： NH3(aq) + H2O (l) NH4+(aq) +OH(aq)加HCl后初始浓度/(molL-1)0.150-0.0020 0.200+0.0020平衡浓度/(molL-1)0.150-0.0020-x 0.200+0.0020+x x结论缓冲溶液的pH值主要是由 决定，还与酸碱浓度比有关缓冲溶液的缓冲能力是有限的；5、缓冲溶液的配制 缓冲溶液的浓度较大时，缓冲容量较大，其缓冲组分的浓度比值为1/1时，缓冲能力最大，缓冲范围浓度比为1/10或10/1。 缓冲溶液的选择和配制原则： 所选择的缓冲溶液，除了参与和 H+或 OH 有关的反应以

16、外，不能与反应系统中的其它物质发生副反应； pKa尽可能接近所需溶液的pH值。欲配制的缓冲溶液的 pH 值应选择的缓冲组分返回5、缓冲溶液的配制第四节 酸碱指示剂一、酸碱指示剂的变色原理 酸碱指示剂是一种有机弱酸或弱碱，其酸式或碱式具有不同颜色，在滴定过程中，由于pH值的变化，导致指示剂结构的变化（失去质子或结合质子），从而使颜色变化。(CH3)2N(CH3)2N=N=N H=NNSO3-SO3-OH- H+pKa=3.4甲基橙二、理论变色范围我们通过平衡关系来找出理论变色范围。以HIn表示弱酸型指示剂，它在水溶液中存在解离平衡： 从上式中可知，它们二者浓度的比值是两个因素决定：K即指示剂常数，在一定的温度下是常数; c(H+)溶液的酸度。所以指示剂颜色的转变仅由溶液的c(H+)决定。c (HIn)=c (In)时的pH值称为理论变色点，此时溶液颜色为过度色，pH = p 。理论变色点:理论变色范围 虽然理论上推算得出指示剂的变色范围为2个pH单位，但由于人眼对颜色的敏感程度不同，所以指示剂的实际变色范围并非如此。当c (HIn)/c (In-)10时，pH= p 1 显酸色当c (HIn)/c (In-)0.1时, pH= p 1显碱色返回第五节 溶剂对酸碱强弱的影响用一个溶