酸碱平衡基础知识概述2

§8.1酸碱平衡理论第八章酸碱平衡§8.2酸碱溶液pH值的计算1

§8.1酸碱平衡的理论基础1.阿仑尼乌斯的电离理论2

2.酸碱质子理论3.酸碱离解平衡4.路易斯酸碱理论(自学)8.1.1.阿仑尼乌斯的电离理论(1887年)1)酸：凡在水溶液能电离产生H+的物质；HCl，H2SO4,HAc等2)碱：能电离产生OH-的物质:NaOH,KOH等

中和反应:

酸和碱反应；产物为水和盐。3)如何衡量酸碱强度？

电离度()酸碱电离平衡常数(Ka):温度一定时，不随HA的浓度变化而变化3

在cHA一定的条件下，值越大，说明弱酸电离程度越大，说明该酸酸性愈强；一元酸:HAH++A-多元酸:电离步骤多，复杂4

注意:

在阿仑尼乌斯理论中，讨论的酸碱强度仅代表酸碱在水中的电离出H+和OH-离子的能力；不适于非水溶液。溶液酸度的衡量方法:pH值

pH=lg[H+]pOH=-lg[OH-]5

14.00ppOHpH==+同一溶液：水溶液的酸碱性：由于水呈中性，且水中：

[H+]=[OH]=1.0×107mol·L1所以：[H+]=[OH]=1.0×107mol·L1

溶液呈中性，pH=7

[H+]>[OH],[H+]

>1.0×107mol·L1

溶液呈酸性，pH<7[H+]<[OH],[H+]

<1.0×107mol·L1

溶液呈碱性，pH>76

8.1.2.酸碱质子理论在1923年由Brønsted提出

1)酸：凡能给出质子的物质都是酸；

2)碱：凡能接受质子的物质都是碱；质子酸和质子碱可以是分子或离子，质子酸碱理论中不存在盐的概念。

HAc、NH4+、HSO4-是酸；Cl-、NH3、HSO4-是碱7

酸碱存在着对应的相互依存的关系；物质的酸性或碱性要通过给出质子或接受质子来体现。

酸H++碱

HAcH++Ac-

共轭关系共轭酸共轭碱3).酸碱共轭关系8

HAc的共轭碱是Ac-，Ac-的共轭酸HAc，HAc和Ac-为一对共轭酸碱，称为共轭酸碱对。

两性物质：既能给出质子，又能接受质子的物质。HAcH+

+Ac-9

酸H++碱-++AcHHAc

10

-+OHH3O+H2O

H2O+Kw：水的离子积，25℃时为10-14，pKw=14.

实质是两个共轭酸碱对之间的质子传递。4).酸碱反应实质11

(1)酸在水溶液中给出质子——酸碱反应-++AcHHAc

H3O+H2O

H++-+AcH3O+HAc

H2O+

碱2酸1酸2碱1(2)碱在水溶液中接受质子——酸碱反应-++OHHH2O

NH4+NH3

H++-+OHNH4+NH3

H2O+12

(3)盐类水解反应也是离子酸碱间的质子转移过程。H+NH4Cl水解：H+Ac－+H2OOH－+HAcNaAc水解：

+H2OH3O++NH313

8.1.3.酸碱离解平衡酸碱强弱取决于物质给出质子或接受质子能力的强弱；依据:电离度和电离平衡常数(Ka,Kb)对于：HAcH++Ac-NH3+H2O

NH4++OH-14

共轭酸碱常数的关系：A+H2OOH

+HA∴

Ka·Kb=KW=10-1415

2.强酸(碱)溶液§8.2酸碱溶液pH值的计算3.一元弱酸(碱)溶液16

4.缓冲溶液5.多元酸(碱)溶液1.质子条件8.2.1.质子条件质子平衡(条件)式:在酸碱反应达到平衡后，酸失去的质子和碱得到的质子的物质的量必然相等。推导时，应注意(1)选取质子参考水平：(2)确定得失质子的组分：(3)根据质子得失守恒写出质子等衡式(4)考虑多级离解物质得失质子情况17

18

Na2CO3的水溶液中存在离解平衡:CO32-+H2OHCO3-+OH-CO32-+2H2OH2CO3+2OH-H2OH++OH-质子条件式:[H+]+[HCO3-]+2[H2CO3]=[OH-]19

或根据物料平衡和电荷平衡来写质子条件物料平衡:假设初始Na2CO3浓度为c，

[CO32-]+[HCO3-]+[H2CO3]=c[Na+]=2c[H+]+[Na+]=[HCO3-]+2[CO32-]+[OH-]综上，仍可得到质子条件式:[H+]+[HCO3-]+2[H2CO3]=[OH-]8.2.2.强酸(碱)溶液

HAH++A-

2H2OH3O++OH-20

在溶液中，[H+]=强酸完全电离(cHA)+H2O的自电离产生强酸和碱溶液的浓度10-6moldm-3时，按最简式计算:[H+]=ca;

处于较低浓度时，按教材p238公式计算21

8.2.3一元弱酸(碱)溶液一元弱酸

HA(aq)H+(aq)+A－(aq)初始浓度c 0 0平衡浓度c-[H+][H+][A-]或平衡浓度

c–c

c

c按酸碱电离平衡的方法来计算:

22

稀释定律：在一定温度下(Ka为定值)，某弱电解质的解离度随着其溶液的稀释而增大。23

例题1：计算0.10mol·dm-3HAc溶液的pH、pOH和电离度。解：24

25

26

例题2：(p239)

计算110-4mol·dm-3H3BO3溶液的pH值。(pKa=9.24)解：一元弱碱:与一元弱酸相似

B-+H2OHB+OH-27

c00.20000在25℃时，0.200mol·dm-3氨水的解离度为0.95%，求[OH－],pH值和氨的离解常数。ceq0.200(1–0.95%)0.200×0.95%0.200×0.95%[OH-]=0.200×0.95%=1.9×10-3(mol.dm-3)pH=14-pOH=14-(-lg1.9×10-3)=11.2728

8.2.4两性物质溶液针对NaHCO3、K2HPO4、NaH2PO4即可给出质子又可接受质子的物质，酸碱平衡复杂，需要简化处理。NaHA:HA-H++A2-HA-+H2OH2A+OH-H2OOH-+H+质子条件:[H2A]+[H+]=[A2-]+[OH-]29

30

例题8-5(p242):邻苯二甲酸氢钾0.1molL-1。pKa1=2.89；pKa2=5.54.求pH值。cKa2=0.1010-5.54>>20Kwc/Ka1=0.10/10-2.89>>2032

8.2.5缓冲溶液平衡移动方向1.同离子效应：NaAc(aq)Na+(aq)+Ac-(aq)HAc(aq)H+(aq)+Ac-(aq)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，使弱电解质的电离平衡向左移动，使弱电解质的电离度降低的现象。33

平衡移动方向NaClCl-(aq)+Na+(aq)HAc(aq)H+(aq)+Ac-(aq)2.盐效应

盐效应：在弱电解质溶液中，加入没有共同离子的易溶强电解质而使弱电解质的电离度增大的作用。3.缓冲溶液的定义：能抵抗少量外加强酸、强碱和水的稀释而保持体系的pH值基本不变的溶液称为缓冲溶液。缓冲溶液能保持体系的pH值基本不变的作用称为缓冲作用。34

加入1滴(0.05mL)1mol·L-1HCl加入1滴(0.05mL)1mol·L-1NaOH实验：50ml纯水pH=7pH=3 pH=11结论:水不具备缓冲能力35

50mL0.10mol·dm-3

HAc—0.10mol·dm-3NaAc混合溶液：pH=4.74加入1滴(0.05mL)1.0mol·dm-3

HCl：pH=4.75

加入1滴(0.05ml)1.0mol·dm-3

NaOH：pH=4.76结论:HAc-NaAc溶液具备缓冲能力36

由弱酸及其共轭碱、弱碱及其共轭酸组成；组成缓冲溶液的弱酸及其共轭碱、弱碱及其共轭酸称为缓冲对。

例：HAc-NaAcNH3-NH4ClH2CO3-NaHCO3NaHCO3-Na2CO34.缓冲溶液的组成：37

5.缓冲作用原理：HAc—NaAc溶液：38

加入少量强酸时，溶液中存在的大量的Ac–与外加的少量的H+结合成HAc，当达到新平衡时[HAc]略有增加，[Ac–]略有减少，变化不大，溶液的[H+]或pH值基本不变。●加入少量强碱时，溶液中大量的HAc与外的少量的OH－生成Ac–和H2O，当达到新平衡时c(Ac–)略有增加，c(HAc)略有减少，变化不大，溶液的c(H+)或pH值基本不变。39

应注意的是：缓冲溶液的缓冲能力是有限的，当加入大量强酸、强碱，或过度稀释时，会导致溶液中大量的Ac–和HAc减少，使缓冲溶液失去缓冲作用。40

6.缓冲溶液pH值的计算平衡浓度HAc－NaAc41

弱碱和弱碱盐组成的缓冲溶液：42

①在缓冲体系除参与和H+或OH–作用外，不能与其它物质发生反应。

7.缓冲溶液的选择和配制原则：②pKa或14-pKb尽可能接近所需溶液的pH值；③

若pKa或14-pKb与所需pH不相等，依所需pH调整43

欲配制的缓冲溶液的pH值应选择的缓冲组分44

8.缓冲溶液的应用：许多化学反应要在一定pH范围内进行；人体血液必须维持pH在7.4左右。45

46

8.2.6多元酸(碱)溶液多元酸碱在溶液中逐级离解，但多级离解常数存在显著差别，因此以第一级离解平衡为主，后续离解由于存在同离子效应，受到大大抑制。因此，多元酸碱通常作为一元酸碱近似处理。当c(酸)/Ka1≥500时：H2SH++HS-

HS-H++S2-

例：计算0.1