无机及分析化学5(第四章酸碱平衡)课件

第三章

酸碱平衡、沉淀平衡

第三章

酸碱平衡、沉淀平衡1

3.1

酸碱理论概述酸碱理论是化学基础理论的重要组成部分.人们对酸碱理论的认识经历了由浅入深，由低级到高级的过程。现已提出多种酸碱理论，其中比较重要的理论有：Arrhenius酸碱电离理论1889年Franklin酸碱溶剂理论1913年Bronsted-Lowry酸碱质子理论1923年Lewis酸碱电子理论

1923年Pearson软硬酸碱概念

1963年3.1酸碱理论概述酸碱理论是化学基础理论的重要组成部分.2

▲酸碱电离理论：

理论要点：电解质在水溶液中电离出的阳离子全部是H+，阴离子为OH-。

优点：化学上指出了酸碱的本质，能解释酸碱反应的实质。

不足：有局限性，仅限于水溶液中，不能解释一些实验事实。例如：无法解释Na2CO3，Na3PO4呈碱性；NH4Cl现酸性的事实；

无法解释非水溶液中的酸碱行为

液氨中：NH4++NH2-=2NH3

▲酸碱溶剂理论：

理论要点：凡能离解而产生溶剂正离子的为酸，产生溶剂负离子的为碱。

优点：把酸碱理论的概念扩宽了，尤其是对非水溶液体系。

不足：有局限性，仅限于一些能电离正负离子的体系▲酸碱电离理论：

理论要点：电解质在水溶液中电离3▲酸碱质子理论

理论要点：凡是能释放出质子的任何含氢原子或离子的都是酸，任何能与质子结合的分子或离子的都是碱，简言之：

酸→质子的给予体碱→质子的接受体

酸→H++碱共轭酸碱关系

酸碱反应：酸（1）+碱（2）→酸（2）+碱（1）

强酸+强碱→弱酸+弱碱

优缺点：扩大了酸碱的范围，不仅适用于水、非水溶液，也不限于仅仅能电离的物质。有局限性，对于无质子参与的酸碱反应就不能应用，例如：SO3。

▲酸碱电子理论：理论要点：反应中能接受外来电子对的分子、原子团、离子是酸，提供电子对的分子、原子团、离子均为碱酸碱反应：酸碱→酸碱加合物H++：OH-→H2：O优缺点：大大地扩宽了酸碱的范围（通称广义酸碱理论），不受溶剂的限制，指出了酸碱反应的本质。▲酸碱质子理论

理论要点：凡是能释放出质子的任何含氢原子或43.2酸碱质子理论概述历史回顾1.酸碱质子理论基本概念

（1）定义：凡能给出质子的物质（分子或离子）都是酸，凡能与质子结合的物质（分子或离子）都是碱。3.2酸碱质子理论概述历史回顾5（2）共轭酸碱概念

由质子理论，酸和碱并不是孤立的，而是统一在对质子的关系上。即酸给出质子变成碱，碱结合质子变成酸。酸碱这种相互依存、相互转化的关系称为共轭关系，这种酸碱则叫做共轭酸碱。①酸和碱可以是分子，也可以是阳离子或阴离子②有的酸和碱在某对共轭酸碱中是碱，但在另一对共轭酸碱对中是酸；③质子论中不存在盐的概念，它们分别是离子酸或离子碱（2）共轭酸碱概念由质子理论，酸和碱并不6（3）酸碱反应的实质根据酸碱质子理论，在酸碱反应中，一定有质子的给予和接受，故酸碱反应的实质是两个共轭酸碱对之间的质子传递。H+酸碱反应总是由较强的酸与较强的碱作用，并向着生成较弱的酸和较弱的碱的方向进行。（3）酸碱反应的实质根据酸碱质子理论，在酸碱反7(4)酸、碱的相对强度容易给出质子的物质为强酸，其共轭碱就越难结合质子。即酸越强，则其共轭碱越弱。酸越弱，其共轭碱越强。有些物质，例如HCO3－、H2O等既能给出质子，又能结合质子，所以是具有酸碱两性的离子或分子。当遇到比它们更强的酸时，它们结合质子，表现出碱的特性；当遇到比它们更强的碱时，它们给出质子，表现出酸的特性。称其为两性电解质，简称两性物。影响酸碱强度的因素内因：物种的组成、电子结构特征等外因：物种所处的环境(4)酸、碱的相对强度容易给出质子的物质为强酸，其共轭碱就8溶剂对酸碱性的影响HCl+H2OH3O++Cl

强酸1强碱2弱酸2弱碱1在水中，HAc+H2OH3O++Ac

弱酸1弱碱2强酸2强碱1H2O是区分溶剂溶剂对酸碱性的影响H2O是区分溶剂9在液氨中，HCl+NH3NH4++Cl

强酸1强碱2弱酸2弱碱1HAc+NH3

NH4++Ac

强酸1强碱2弱酸2弱碱1液氨是拉平溶剂在液氨中，液氨是拉平溶剂10拉平效应：

在水溶剂下酸性或碱性强弱可以被区分，在另外的溶剂中其强弱变得不能区分出来的效应-------拉平效应例如：HAc+HFH2Ac++F弱碱1弱酸2强酸1强碱2拉平效应：11（1）水的解离平衡与pH在T时,水的自偶电离：H2O(l)+H2O(l)→H3O+(aq)+OH-(aq)酸（1）碱（2）酸（2）碱（1）t=0c000t=tcacHcOH达到平衡时，ca，cH，cOH三者有何关系？这是我们要讨论的。3.3酸碱平衡（1）水的解离平衡与pH3.3酸碱平衡12在T时,水的自偶电离：

H2O(l)+H2O(l)→H3O+(aq)+OH-(aq)酸（1）碱（2）酸（2）碱（1）t=0c000t=tcacHcOH

达到平衡时，物种间的关系有：KW0=cH*cOH

KW0:水的离子积，298.15K是KW0=1.0*10-14KW0的意义及应用：1）是平衡常数，在稀溶液中，与溶质的浓度无关，是温度的函数。2）可用来计算稀溶液中H+和OH-的浓度。在T时,水的自偶电离：13（2）溶液的pH

对于一个稀溶液体系，表达体系中H+、OH-浓度的一种简要的方式pH=-lg(CH+)pOH=-lg(COH-)

任何稀溶液体系中,标准状态下温度一定时，CH+*COH-的乘积为一常数，即：CH+*COH-=Kw0

各边取负对数，有：

-lg(CH+)-lg(COH-)=-lgKw0(或写成pKw0)既有：

pH+pOH=pKw0298K时：CH+*COH-=10-14pH+pOH=pKw0=14pH的意义及应用：1）表示稀溶液中，H+离子浓度的大小，在一定浓度范围内与溶质的浓度无关。2）可用来计算稀溶液中H+和OH-的浓度。（2）溶液的pH14（3）弱酸、弱碱的电离平衡1）一元弱酸、弱碱的电离平衡在水溶液中部分电离出一个H+或OH-的、绝大部分仍以分子状态存在的电解质，可用HA、MOH表示。1、弱酸的电离平衡：在T时HA→H++OH-t=0c000t=tcacHcOH达到平衡时，ca，cH，cOH三者有何关系？（3）弱酸、弱碱的电离平衡1）一元弱酸、弱碱的电离平衡15对于一元弱酸的电离平衡：

T时：HA→H++OH-

平衡浓度：c(HA)c(H+)c(A-)

浓度之间的关系为：

若c(H+)5%c(HA)0，即c(HA)0/Ka400时，电离程度很小，即平衡浓度c(HA)c(HA)0，则有：

即：在一定温度下，一元弱酸和碱在水溶液中存在着解离平衡。其平衡常数K称为解离常数，分别用Ka或Kb表示。对于一元弱酸的电离平衡：

T时：HA16例如：计算298K,0.1mol/LHAc溶液的pH值，及H+、OH-、HAc和Ac-的浓度，并计算HAc电离的百分数。解：醋酸的电离平衡：在T时HAc→H++Ac-t=00.1000t=t0.10-xxx=x*x/(0.10-x)

解方程得到：x=0.00133mol/Lc(H+)=0.00133mol/Lc(Ac+)=0.00133mol/Lc(HAc)=0.09867mol/LpH=-lgc(H+)=2.88a(电离度)=0.00133/0.10*100%=1.3%例如：计算298K,0.1mol/LHAc溶液的pH值，及H17一元弱碱的电离平衡当满足c(B)0/Kb400时，近似有弱酸溶液弱碱溶液一元弱碱的电离平衡当满足c(B)0/Kb400时，近似182）多元弱酸的电离平衡基本概念：在水溶液中，一个分子能电离出一个以上H+的弱酸，叫多元弱酸。例如，H2CO3和H2S为二元弱酸，H3PO4和H3AsO4为三元弱酸。通常，把Ka值介乎10-2—10-7之间的酸叫弱酸；把Ka值<10-7的酸叫极弱酸。2）多元弱酸的电离平衡基本概念：19多元弱酸的电离平衡例如：二元弱酸H2S在T时H2S→H++HS-K0a1=8.9*10-8HS-→H++S2-K0a2=7.1*10-19▲多元弱酸的多级电离规律：多级电离常数是逐级显著减小：K0a1>>K0a2>>K0a3通常K1/K2>102,求[H+]时,可做一元弱酸处理.即在多元弱酸的多级电离中，第一级电离是最主要的，其它级电离的H+极少，忽略不计。▲K0a1>>K0a2>>K0a3原因：键能、同离子效应等等。

在T时H2S→H++HS-K0a1=8.9*10-8+HS-→H++S2-K0a2=7.1*10-19H2S→2H++S2-K0a3=6.3*10-26可以根据上式计算该体系中各物种的浓度当c(HnA)0/Ka1400时

多元弱酸的电离平衡例如：二元弱酸H2S20▲二元弱酸中,酸根浓度近似等于二级电离常数,与酸原始浓度关系不大。▲在多元弱酸溶液中,酸根浓度极低,在需要大量酸根离子参加的化学反应中,要用相应的盐而不是相应的酸.▲二元弱酸中,酸根浓度近似等于二级电离常数,与酸原始浓度21例：计算298K,0.1mol/LH2S溶液的H+、OH-、S2-的浓度。解：已知电离平衡为：在T时H2S→H++HS-(1)K0a1=8.9*10-8HS-→H++S2-(2)K0a2=7.1*10-19因为：Ka1>>Ka2根据（1）式，且：c(HnA)0/Ka1400：=(8.9*10-8*0.10)1/2=9.5*10-51mol/L即：c(H+)=9.5*10-51mol/L因为：c(H+)*c(OH-)=1.0*10-14（T=298K）所以：c(OH-)=1.0*10-14/c(H+)=1.05*10-10根据（2）式：[S2-][H+]/[HS-]=K0a2=7.1*10-19近似处理，[H+]=[HS-]（为什么？）所以：c(S2-)=Ka2=

7.1*10-19（！！！）二元弱酸HnA的A2-浓度：例：计算298K,0.1mol/LH2S溶液的H+、OH-22例：在0.3moldm-3的盐酸溶液中通入H2S水溶液至饱和，求溶液中的[HS-]和[S2-]解：H2S=H++HS-起始浓度0.10.30平衡浓度0.10.3x

[HS-]

=K10.1/0.3=1.910-8

mol·dm3由二级平衡:HS-=H++S2-平衡浓度:1.910-8

0.3

y[S2-]=y=[HS-]

=1.210-15

1.910-8=7.610-23mol·dm3

例：233）盐溶液的酸碱平衡（盐的水解）

盐的水解是一类重要的化学反应，在工农业生产方面有着广泛的应用。

1、盐的分类(盐类的水解角度分类）酸+碱→盐+水强酸强碱强酸强碱盐NaCl强酸弱碱强酸弱碱盐NH4Cl弱酸强碱弱酸强碱盐NaAc弱酸弱碱弱酸弱碱盐NH4Ac

2、盐类水解反应的实质、特点盐类水解反应是中和反应的逆过程，是质子转移反应，没有电子转移、价态的变化。酸碱中和反应一般较快，较完全而盐类的水解反应较慢，反应不完全。

3）盐溶液的酸碱平衡（盐的水解）盐的水解是一类重要的24强酸弱碱盐盐的水解（离子酸）以NH4Cl为例，把NH4Cl的水解过程理想化：NH4Cl的离解：NH4Cl→NH4+(aq)+Cl-(aq)NH4+与H2O作用：NH4+(aq)+H2O（l)→NH3(aq)+H3O+(aq)或者写成：NH4Cl→NH4++Cl-

+H2O+H2O→OH-

+H3O+↑↓NH3H2O

总反应：NH4Cl+H2O→NH3+H3O++Cl-

或者：NH4++H2O→NH3+H3O+在一定的温度下，平衡时，各物种的浓度满足K0的关系：

K0=[C（NH3)/C0)*C（H+)/C0)]/[C（NH4+)/C0)*C（H2O)/C0)]重新组合成：K0=[C（H+)*C（OH-)/C0)/C（H2O)/C0])]*[C（NH3)/C0)/C（NH4+)/C0)*C（OH-)/C0)]即Kh=KW/Kb强酸弱碱盐盐的水解（离子酸）以NH4Cl为例，把NH4Cl25即有：K0h=K0W/K0b(K0b:弱碱的电离平衡常数）K0W=K0h*K0b两边各取负对数，并令-lgK0=pK0则有：-lgK0h-lgK0b=-lgK0WpK0h+pK0b=pK0W例题：计算0.10mol.L-1NH4Cl溶液pH值和NH4+的离解度。解：NH4Cl的水解反应平衡为：

NH4++H2O→NH3+H3O+t=00.1000变化量-xxx平衡浓度0.10-xxx已知：K0h=K0W/K0b(K0W=1.0*10-14,K0b=1.8*10–5)K0h=x2/0.10-x=1.0*10-14/1.8*10–5=5.6*10-10解方程得到：x=7.5*10-6(mol/L)pH=-lg7.5*10-6=5.12

NH4+的离解度=[x/0.10]*100%=(7.5*10-6/0.10)*100%

即有：K0h=K0W/K0b(K0b:弱碱的电离平26弱酸强碱盐的水解(离子碱）此类盐有：NaAc,NaCN,K2CO3等。水解反应是盐中的弱酸根离子与水的质子转移反应。以Ac-为例：H+

Ac-+H2O→HAc+OH-

各物种间的平衡关系：K0=[HAc][OH-]/[Ac-][H2O]改变形式：K0=[HAc][OH-][H+]/[Ac-][H2O][H+]

={[HAc]/[Ac-][H+]}*[OH-][H+]/[H2O]整理后得到：K0h=K0W/K0a(K0a:弱酸的电离平衡常数）也就是通过K0W与K0a求得水解平衡常数K0h，利用K0h即可计算体系平衡时各物种的浓度。

弱酸强碱盐的水解(离子碱）27弱酸弱碱盐的水解此类盐有：NH4Ac,NH4CN,NH4CO3等。水解反应是盐中的弱酸阴离子及弱碱阳离子与水的质子转移反应。也称之为双水解反应。以NH4Ac为例：NH4Ac→NH4++Ac-

Ac-+H2O→HAc+OH-

NH4++H2O→NH3+H3O+根据上述的方法，可以推导出关系式：K0h=K0W/K0aKb0

知道K0W与K0a与Kb0求得水解平衡常数K0h，利用K0h即可计算体系平衡时各物种的浓度。

显然，此类盐容易水解，盐的水解反应要快得多，完全得多弱酸弱碱盐的水解28影响盐类水解的因素盐类的水解反应是酸碱中和反应的逆过程，是质子转移反应，影响反应的因素：内因：盐的组成外因：浓度、温度

温度：因为盐类的水解反应是酸碱中和反应的逆过程，酸碱中和反应一般都是放热过程，低温有利于反应进行，显然，盐类的水解一般都是吸热反应，加热有利于反应的进行。

浓度：盐的浓度影响盐类水解速度与水解度。

盐类水解的控制：温度、浓度影响盐类水解的因素29多元弱酸强碱盐的水解例如：Na2CO3Na2CO3→2Na++CO32-水解反应是盐中的弱酸阴离子与水的质子转移反应。CO32-+H2O→HCO3-+OH-K0h1=K0W/K0a1HCO3-+H2O→H2CO3+OH-K0h2=K0W/K0a2对于多元弱酸来说，K0a1要远远大于K0a2，所以：K0h1>>K0h2因此，对于此类盐的水解反应只要考虑它的一级水解即可。多元弱酸强碱盐的水解30例题：计算298K时0.10mol/LNa3PO4溶液的pH.解：已知：PO43-

+H2O→HPO42-

+OH-K0h=K0W/K0a3t=00.1000t=t0.10-xxxK0h=K0W/K0a3

=1.0*10-14/4.5*10-13=0.22=x2/0.10-x解方程得到：x=0.037pH=14-pOH=12.57例题：计算298K时0.10mol/LNa3PO4溶液的pH31▲缓冲溶液是怎么回事？

▲缓冲溶液是如何组成？

▲缓冲溶液为何具有缓冲作用（缓冲机理）？

▲它有什么应用？我们如何计算？

这是我们要讨论的。3.4缓冲溶液▲缓冲溶液是怎么回事？

▲缓冲溶液是如何组成？

32（1）同离子效应

同离子效应：在弱酸、弱碱溶液中加入具有相同离子的易溶强电解质，从而引起弱电解质解离平衡的移动的一种作用。

往HAc中加NaAc往氨水中加NH4Cl（1）同离子效应往HAc中加NaAc往氨水中加NH4Cl33（2）缓冲溶液（1）缓冲溶液概念

1）什么是缓冲溶液？全称应是pH值缓冲溶液，即对酸碱有一定缓冲作用的溶液体系。2）缓冲溶液的组成：

由一种弱酸和该弱酸盐组成的体系。或由一种弱碱和该弱碱盐组成的体系。例如：0.10mol/L的HAc-0.10mol/L的NaAc；0.10mol/L的NH3-0.10mol/L的NH4Cl.

（2）缓冲溶液（1）缓冲溶液概念34（2）缓冲溶液的缓冲原理以弱酸和该弱酸盐组成的体系为例：NaAc→Na++Ac-

完全电离C盐C盐

HAc→H++Ac-部分电离t=0:Ca0C盐t=t:Ca-x

xC盐+x

Ka加入少量H+

：←结果生成少量的HAc，相当于同离子效应平衡向生成HAc的方向移动加入少量OH-

：←结果是HAc的电离，平衡向HAc的电离方向移动。因此：溶液的pH值变化不大。

（2）缓冲溶液的缓冲原理以弱酸和该弱酸盐组成的体系为例：35

缓冲原理：

HAcH++Ac-NaAcNa++Ac-加入酸，如HCl，H+与Ac-结合，生成HAc，cAc-/cHAc变化不大，溶液的pH值变化不大。

加入碱，如NaOH，HAc与OH-与结合，生成Ac-，cAc-/cHAc变化不大，溶液PH值变化也不大。

结论：缓冲作用是弱酸电离特点与同离子效应的综合结果。少量外来酸碱的加入不会影响溶液的pH值，缓冲溶液的缓冲能力有一定限度。缓冲原理：结论：缓冲作用是弱酸电离特点与同离子效应的综合36（3）缓冲溶液pH的计算以弱酸和该弱酸盐组成的体系为例来说明之：例如：计算含有0.10mol/LHAc和0.10mol/LNaAc的缓冲溶液的pH值。解：NaAc→Na++Ac-

完全电离0.10

0.10

HAc→H++Ac-部分电离t=0:0.10

00.10

Ka=1.80*10-5t=t:0.10-x

x0.10+xKa=(0.10+x)*x/(0.10-x)

=1.80*10-5

解方程，近视处理，得：x=1.80*10-5，即：c(H+)=1.80*10-5mol/LpH=4.74

（3）缓冲溶液pH的计算以弱酸和该弱酸盐组成的体系为例来说明37对于弱酸—弱酸盐形成的缓冲溶液的pH值的计算，可以推导出：弱酸H++弱酸根或：共轭酸H++共轭碱或：NaAc→Na++Ac-存在的平衡可用下列通式表示：整理得到：

取负对数：在此：C共轭碱=C盐；C弱酸=C酸则有：pH=lgKa–lg(C酸/C盐)对于弱酸—弱酸盐形成的缓冲溶液的pH值的计算，可以推导出：38同理：弱碱/共轭酸（弱碱—弱碱盐）缓冲溶液的pH值的计算：

在此：C共轭酸=C盐；C弱碱=C碱

则有：pH=14-pKb+lg(C酸/C盐)同理：弱碱/共轭酸（弱碱—弱碱盐）缓冲溶液的pH值的计算：39选择缓冲溶液的步骤:首先找出与溶液所需控制的pH值相近的pK值的弱酸或弱碱一般c酸/c盐在0.1-10范围内具有缓冲能力，故pH=pKa1选择的缓冲液不与反应物或生成物发生反应，配制药用缓冲溶液时还应考虑溶液的毒性。

例1．欲配制pH=5.0的缓冲溶液应选择体系NaAc-HAc体系，pKa=4.74

例2．欲配制pH=9.0的缓冲溶液，应选择NH3-NH4Cl体系,pKb=4.74,pH=9.26选择缓冲溶液的步骤:40例:

缓冲溶液的组成为1.00moldm-3的NH3·H2O和1.00moldm-3的NH4Cl,试计算（1）缓冲溶液的pH值；（2）将1.0cm3浓度为1.00moldm-3的NaOH溶液加入到50cm3该溶液时引起的pH值变化；（3）将同量的NaOH加入到50cm3纯水中引起的pH值变化解：（1）已知该缓冲溶液由弱减—弱减盐构成NH3

+H2O→NH4++OH-

t=01.001.000t=t1.00-x1.00+xx

=4.74,

pH=9.26例:缓冲溶液的组成为1.00moldm-3的NH3·41(2)在50cm3缓冲溶液中含NH3·H2O和NH4+各为0.05mol,加入NaOH的量为0.001molOH－，它将消耗0.001molNH4+并生成0.001molNH3·H2O，故：NH3·+H2O＝NH4＋＋OH－t=tx

pH=9.27（3）pH=12.3(2)在50cm3缓冲溶液中含NH3·H2O和NH4+各42（4）缓冲溶液的小结（特性）缓冲溶液缓冲能力取决于内因和外因两部分。内因是该体系中弱酸或弱碱的K0a大小，外因则是缓冲组分的浓度及比值。若缓冲组分的浓度较大，且缓冲组分的比值为1:1，则缓冲能力最大。缓冲溶液的缓冲能力是有限的，有效缓冲范围：弱酸/共轭碱缓冲溶液：弱碱/共轭酸缓冲溶液：选择缓冲溶液的原则：

缓冲溶液不能与欲控制pH值的溶液发生化学反应；欲控制的pH值应在缓冲溶液的缓冲范围内。（4）缓冲溶液的小结（特性）缓冲溶液缓冲能力取决于内因和外因43第三章

酸碱平衡、沉淀平衡

第三章

酸碱平衡、沉淀平衡44

3.1

酸碱理论概述酸碱理论是化学基础理论的重要组成部分.人们对酸碱理论的认识经历了由浅入深，由低级到高级的过程。现已提出多种酸碱理论，其中比较重要的理论有：Arrhenius酸碱电离理论1889年Franklin酸碱溶剂理论1913年Bronsted-Lowry酸碱质子理论1923年Lewis酸碱电子理论

1923年Pearson软硬酸碱概念

1963年3.1酸碱理论概述酸碱理论是化学基础理论的重要组成部分.45

▲酸碱电离理论：

理论要点：电解质在水溶液中电离出的阳离子全部是H+，阴离子为OH-。

优点：化学上指出了酸碱的本质，能解释酸碱反应的实质。

不足：有局限性，仅限于水溶液中，不能解释一些实验事实。例如：无法解释Na2CO3，Na3PO4呈碱性；NH4Cl现酸性的事实；

无法解释非水溶液中的酸碱行为

液氨中：NH4++NH2-=2NH3

▲酸碱溶剂理论：

理论要点：凡能离解而产生溶剂正离子的为酸，产生溶剂负离子的为碱。

优点：把酸碱理论的概念扩宽了，尤其是对非水溶液体系。

不足：有局限性，仅限于一些能电离正负离子的体系▲酸碱电离理论：

理论要点：电解质在水溶液中电离46▲酸碱质子理论

理论要点：凡是能释放出质子的任何含氢原子或离子的都是酸，任何能与质子结合的分子或离子的都是碱，简言之：

酸→质子的给予体碱→质子的接受体

酸→H++碱共轭酸碱关系

酸碱反应：酸（1）+碱（2）→酸（2）+碱（1）

强酸+强碱→弱酸+弱碱

优缺点：扩大了酸碱的范围，不仅适用于水、非水溶液，也不限于仅仅能电离的物质。有局限性，对于无质子参与的酸碱反应就不能应用，例如：SO3。

▲酸碱电子理论：理论要点：反应中能接受外来电子对的分子、原子团、离子是酸，提供电子对的分子、原子团、离子均为碱酸碱反应：酸碱→酸碱加合物H++：OH-→H2：O优缺点：大大地扩宽了酸碱的范围（通称广义酸碱理论），不受溶剂的限制，指出了酸碱反应的本质。▲酸碱质子理论

理论要点：凡是能释放出质子的任何含氢原子或473.2酸碱质子理论概述历史回顾1.酸碱质子理论基本概念

（1）定义：凡能给出质子的物质（分子或离子）都是酸，凡能与质子结合的物质（分子或离子）都是碱。3.2酸碱质子理论概述历史回顾48（2）共轭酸碱概念

由质子理论，酸和碱并不是孤立的，而是统一在对质子的关系上。即酸给出质子变成碱，碱结合质子变成酸。酸碱这种相互依存、相互转化的关系称为共轭关系，这种酸碱则叫做共轭酸碱。①酸和碱可以是分子，也可以是阳离子或阴离子②有的酸和碱在某对共轭酸碱中是碱，但在另一对共轭酸碱对中是酸；③质子论中不存在盐的概念，它们分别是离子酸或离子碱（2）共轭酸碱概念由质子理论，酸和碱并不49（3）酸碱反应的实质根据酸碱质子理论，在酸碱反应中，一定有质子的给予和接受，故酸碱反应的实质是两个共轭酸碱对之间的质子传递。H+酸碱反应总是由较强的酸与较强的碱作用，并向着生成较弱的酸和较弱的碱的方向进行。（3）酸碱反应的实质根据酸碱质子理论，在酸碱反50(4)酸、碱的相对强度容易给出质子的物质为强酸，其共轭碱就越难结合质子。即酸越强，则其共轭碱越弱。酸越弱，其共轭碱越强。有些物质，例如HCO3－、H2O等既能给出质子，又能结合质子，所以是具有酸碱两性的离子或分子。当遇到比它们更强的酸时，它们结合质子，表现出碱的特性；当遇到比它们更强的碱时，它们给出质子，表现出酸的特性。称其为两性电解质，简称两性物。影响酸碱强度的因素内因：物种的组成、电子结构特征等外因：物种所处的环境(4)酸、碱的相对强度容易给出质子的物质为强酸，其共轭碱就51溶剂对酸碱性的影响HCl+H2OH3O++Cl

强酸1强碱2弱酸2弱碱1在水中，HAc+H2OH3O++Ac

弱酸1弱碱2强酸2强碱1H2O是区分溶剂溶剂对酸碱性的影响H2O是区分溶剂52在液氨中，HCl+NH3NH4++Cl

强酸1强碱2弱酸2弱碱1HAc+NH3

NH4++Ac

强酸1强碱2弱酸2弱碱1液氨是拉平溶剂在液氨中，液氨是拉平溶剂53拉平效应：

在水溶剂下酸性或碱性强弱可以被区分，在另外的溶剂中其强弱变得不能区分出来的效应-------拉平效应例如：HAc+HFH2Ac++F弱碱1弱酸2强酸1强碱2拉平效应：54（1）水的解离平衡与pH在T时,水的自偶电离：H2O(l)+H2O(l)→H3O+(aq)+OH-(aq)酸（1）碱（2）酸（2）碱（1）t=0c000t=tcacHcOH达到平衡时，ca，cH，cOH三者有何关系？这是我们要讨论的。3.3酸碱平衡（1）水的解离平衡与pH3.3酸碱平衡55在T时,水的自偶电离：

H2O(l)+H2O(l)→H3O+(aq)+OH-(aq)酸（1）碱（2）酸（2）碱（1）t=0c000t=tcacHcOH

达到平衡时，物种间的关系有：KW0=cH*cOH

KW0:水的离子积，298.15K是KW0=1.0*10-14KW0的意义及应用：1）是平衡常数，在稀溶液中，与溶质的浓度无关，是温度的函数。2）可用来计算稀溶液中H+和OH-的浓度。在T时,水的自偶电离：56（2）溶液的pH

对于一个稀溶液体系，表达体系中H+、OH-浓度的一种简要的方式pH=-lg(CH+)pOH=-lg(COH-)

任何稀溶液体系中,标准状态下温度一定时，CH+*COH-的乘积为一常数，即：CH+*COH-=Kw0

各边取负对数，有：

-lg(CH+)-lg(COH-)=-lgKw0(或写成pKw0)既有：

pH+pOH=pKw0298K时：CH+*COH-=10-14pH+pOH=pKw0=14pH的意义及应用：1）表示稀溶液中，H+离子浓度的大小，在一定浓度范围内与溶质的浓度无关。2）可用来计算稀溶液中H+和OH-的浓度。（2）溶液的pH57（3）弱酸、弱碱的电离平衡1）一元弱酸、弱碱的电离平衡在水溶液中部分电离出一个H+或OH-的、绝大部分仍以分子状态存在的电解质，可用HA、MOH表示。1、弱酸的电离平衡：在T时HA→H++OH-t=0c000t=tcacHcOH达到平衡时，ca，cH，cOH三者有何关系？（3）弱酸、弱碱的电离平衡1）一元弱酸、弱碱的电离平衡58对于一元弱酸的电离平衡：

T时：HA→H++OH-

平衡浓度：c(HA)c(H+)c(A-)

浓度之间的关系为：

若c(H+)5%c(HA)0，即c(HA)0/Ka400时，电离程度很小，即平衡浓度c(HA)c(HA)0，则有：

即：在一定温度下，一元弱酸和碱在水溶液中存在着解离平衡。其平衡常数K称为解离常数，分别用Ka或Kb表示。对于一元弱酸的电离平衡：

T时：HA59例如：计算298K,0.1mol/LHAc溶液的pH值，及H+、OH-、HAc和Ac-的浓度，并计算HAc电离的百分数。解：醋酸的电离平衡：在T时HAc→H++Ac-t=00.1000t=t0.10-xxx=x*x/(0.10-x)

解方程得到：x=0.00133mol/Lc(H+)=0.00133mol/Lc(Ac+)=0.00133mol/Lc(HAc)=0.09867mol/LpH=-lgc(H+)=2.88a(电离度)=0.00133/0.10*100%=1.3%例如：计算298K,0.1mol/LHAc溶液的pH值，及H60一元弱碱的电离平衡当满足c(B)0/Kb400时，近似有弱酸溶液弱碱溶液一元弱碱的电离平衡当满足c(B)0/Kb400时，近似612）多元弱酸的电离平衡基本概念：在水溶液中，一个分子能电离出一个以上H+的弱酸，叫多元弱酸。例如，H2CO3和H2S为二元弱酸，H3PO4和H3AsO4为三元弱酸。通常，把Ka值介乎10-2—10-7之间的酸叫弱酸；把Ka值<10-7的酸叫极弱酸。2）多元弱酸的电离平衡基本概念：62多元弱酸的电离平衡例如：二元弱酸H2S在T时H2S→H++HS-K0a1=8.9*10-8HS-→H++S2-K0a2=7.1*10-19▲多元弱酸的多级电离规律：多级电离常数是逐级显著减小：K0a1>>K0a2>>K0a3通常K1/K2>102,求[H+]时,可做一元弱酸处理.即在多元弱酸的多级电离中，第一级电离是最主要的，其它级电离的H+极少，忽略不计。▲K0a1>>K0a2>>K0a3原因：键能、同离子效应等等。

在T时H2S→H++HS-K0a1=8.9*10-8+HS-→H++S2-K0a2=7.1*10-19H2S→2H++S2-K0a3=6.3*10-26可以根据上式计算该体系中各物种的浓度当c(HnA)0/Ka1400时

多元弱酸的电离平衡例如：二元弱酸H2S63▲二元弱酸中,酸根浓度近似等于二级电离常数,与酸原始浓度关系不大。▲在多元弱酸溶液中,酸根浓度极低,在需要大量酸根离子参加的化学反应中,要用相应的盐而不是相应的酸.▲二元弱酸中,酸根浓度近似等于二级电离常数,与酸原始浓度64例：计算298K,0.1mol/LH2S溶液的H+、OH-、S2-的浓度。解：已知电离平衡为：在T时H2S→H++HS-(1)K0a1=8.9*10-8HS-→H++S2-(2)K0a2=7.1*10-19因为：Ka1>>Ka2根据（1）式，且：c(HnA)0/Ka1400：=(8.9*10-8*0.10)1/2=9.5*10-51mol/L即：c(H+)=9.5*10-51mol/L因为：c(H+)*c(OH-)=1.0*10-14（T=298K）所以：c(OH-)=1.0*10-14/c(H+)=1.05*10-10根据（2）式：[S2-][H+]/[HS-]=K0a2=7.1*10-19近似处理，[H+]=[HS-]（为什么？）所以：c(S2-)=Ka2=

7.1*10-19（！！！）二元弱酸HnA的A2-浓度：例：计算298K,0.1mol/LH2S溶液的H+、OH-65例：在0.3moldm-3的盐酸溶液中通入H2S水溶液至饱和，求溶液中的[HS-]和[S2-]解：H2S=H++HS-起始浓度0.10.30平衡浓度0.10.3x

[HS-]

=K10.1/0.3=1.910-8

mol·dm3由二级平衡:HS-=H++S2-平衡浓度:1.910-8

0.3

y[S2-]=y=[HS-]

=1.210-15

1.910-8=7.610-23mol·dm3

例：663）盐溶液的酸碱平衡（盐的水解）

盐的水解是一类重要的化学反应，在工农业生产方面有着广泛的应用。

1、盐的分类(盐类的水解角度分类）酸+碱→盐+水强酸强碱强酸强碱盐NaCl强酸弱碱强酸弱碱盐NH4Cl弱酸强碱弱酸强碱盐NaAc弱酸弱碱弱酸弱碱盐NH4Ac

2、盐类水解反应的实质、特点盐类水解反应是中和反应的逆过程，是质子转移反应，没有电子转移、价态的变化。酸碱中和反应一般较快，较完全而盐类的水解反应较慢，反应不完全。

3）盐溶液的酸碱平衡（盐的水解）盐的水解是一类重要的67强酸弱碱盐盐的水解（离子酸）以NH4Cl为例，把NH4Cl的水解过程理想化：NH4Cl的离解：NH4Cl→NH4+(aq)+Cl-(aq)NH4+与H2O作用：NH4+(aq)+H2O（l)→NH3(aq)+H3O+(aq)或者写成：NH4Cl→NH4++Cl-

+H2O+H2O→OH-

+H3O+↑↓NH3H2O

总反应：NH4Cl+H2O→NH3+H3O++Cl-

或者：NH4++H2O→NH3+H3O+在一定的温度下，平衡时，各物种的浓度满足K0的关系：

K0=[C（NH3)/C0)*C（H+)/C0)]/[C（NH4+)/C0)*C（H2O)/C0)]重新组合成：K0=[C（H+)*C（OH-)/C0)/C（H2O)/C0])]*[C（NH3)/C0)/C（NH4+)/C0)*C（OH-)/C0)]即Kh=KW/Kb强酸弱碱盐盐的水解（离子酸）以NH4Cl为例，把NH4Cl68即有：K0h=K0W/K0b(K0b:弱碱的电离平衡常数）K0W=K0h*K0b两边各取负对数，并令-lgK0=pK0则有：-lgK0h-lgK0b=-lgK0WpK0h+pK0b=pK0W例题：计算0.10mol.L-1NH4Cl溶液pH值和NH4+的离解度。解：NH4Cl的水解反应平衡为：

NH4++H2O→NH3+H3O+t=00.1000变化量-xxx平衡浓度0.10-xxx已知：K0h=K0W/K0b(K0W=1.0*10-14,K0b=1.8*10–5)K0h=x2/0.10-x=1.0*10-14/1.8*10–5=5.6*10-10解方程得到：x=7.5*10-6(mol/L)pH=-lg7.5*10-6=5.12

NH4+的离解度=[x/0.10]*100%=(7.5*10-6/0.10)*100%

即有：K0h=K0W/K0b(K0b:弱碱的电离平69弱酸强碱盐的水解(离子碱）此类盐有：NaAc,NaCN,K2CO3等。水解反应是盐中的弱酸根离子与水的质子转移反应。以Ac-为例：H+

Ac-+H2O→HAc+OH-

各物种间的平衡关系：K0=[HAc][OH-]/[Ac-][H2O]改变形式：K0=[HAc][OH-][H+]/[Ac-][H2O][H+]

={[HAc]/[Ac-][H+]}*[OH-][H+]/[H2O]整理后得到：K0h=K0W/K0a(K0a:弱酸的电离平衡常数）也就是通过K0W与K0a求得水解平衡常数K0h，利用K0h即可计算体系平衡时各物种的浓度。

弱酸强碱盐的水解(离子碱）70弱酸弱碱盐的水解此类盐有：NH4Ac,NH4CN,NH4CO3等。水解反应是盐中的弱酸阴离子及弱碱阳离子与水的质子转移反应。也称之为双水解反应。以NH4Ac为例：NH4Ac→NH4++Ac-

Ac-+H2O→HAc+OH-

NH4++H2O→NH3+H3O+根据上述的方法，可以推导出关系式：K0h=K0W/K0aKb0

知道K0W与K0a与Kb0求得水解平衡常数K0h，利用K0h即可计算体系平衡时各物种的浓度。

显然，此类盐容易水解，盐的水解反应要快得多，完全得多弱酸弱碱盐的水解71影响盐类水解的因素盐类的水解反应是酸碱中和反应的逆过程，是质子转移反应，影响反应的因素：内因：盐的组成外因：浓度、温度

温度：因为盐类的水解反应是酸碱中和反应的逆过程，酸碱中和反应一般都是放热过程，低温有利于反应进行，显然，盐类的水解一般都是吸热反应，加热有利于反应的进行。

浓度：盐的浓度影响盐类水解速度与水解度。

盐类水解的控制：温度、浓度影响盐类水解的因素72多元弱酸强碱盐的水解例如：Na2CO3Na2CO3→2Na++CO32-水解反应是盐中的弱酸阴离子与水的质子转移反应。CO32-+H2O→HCO3-+OH-K0h1=K0W/K0a1HCO3-+H2O→H2CO3+OH-K0h2=K0W/K0a2对于多元弱酸来说，K0a1要远远大于K0a2，所以：K0h1>>K0h2因此，对于此类盐的水解反应只要考虑它的一级水解即可。多元弱酸强碱盐的水解73例题：计算298K时0.10mol/LNa3PO4溶液的pH.解：已知：PO43-

+H2O→HPO42-

+OH-K0h=K0W/K0a3t=00.1000t=t0.10-xxxK0h=K0W/K0a3

=1.0*10-14/4.5*10-13=0.22=x2/0.10-x解方程得到：x=0.037pH=14-pOH=12.57例题：计算298K时0.10mol/LNa3PO4溶液的pH74▲缓冲溶液是怎么回事？

▲缓冲溶液是如何组成？

▲缓冲溶液为何具有缓冲作用（缓冲机理）？

▲它有什么应用？我们如何计算？

这是我们要讨论的。3.4缓冲溶液▲缓冲溶液是怎么回事？

▲缓冲溶液是如何组成？

75（1）同离子效应

同离子效应：在弱酸、弱碱溶液中加入具有相同离子的易溶强电解质，从而引起弱电解质解离平衡的移动的一种作用。

往HAc中加NaAc往氨水中加NH4Cl（1）同离子效应往HAc中加NaAc往氨水中加NH4Cl76（2）缓冲溶液（1）缓冲溶液概念

1）什么是缓冲溶液？全称应是pH值缓冲溶液，即对酸碱有一定缓冲作用的溶液体系。2）缓冲溶液的组成：

由一种弱酸和该弱酸盐组成的体系。或由一种弱碱和该弱碱盐组成的体系。例如：0.10mol/L的HAc-0.10mol/L的NaAc；0.10mol/L的NH3-0.10mol/L的NH4Cl.

（2）缓冲溶液（1）缓冲溶液概念77（2）缓冲溶液的缓冲原理以弱酸和该弱酸盐组成的体系为例：NaAc→Na++Ac-

完全电离C盐C盐

HAc→H++Ac-部分电离t=0:Ca0C盐t=t:Ca-x

xC盐+x

Ka加入少量H+

：←结果生成少量的HAc，相当于同离子效应平衡向生成HAc的方向移动加入少量OH-

：←结果