酸碱离解平衡

2.1溶液浓度表示23.1.1浓度表示和计算1.溶液：由两种或两种以上的物质，彼此以分子或离子状态均匀混合所形成的体系。2.溶剂(A)和溶质(B)：如果都是液态，则把含量多的一种称为溶剂，含量少的称为溶质。气态溶液溶液按物态可分为

固态溶液

液态溶液33.溶液组成表示法：A-溶剂;B-溶质;n-物质的量mol;m-质量kg;V-体积m3(1)物质的量浓度溶质B的物质的量nB除以溶液的体积V。:单位是1m3=1000dm3=1000L【例2-1】实验室需配制0.2mol·L-1Na2CO3溶液2L,需要称取Na2CO3固体多少克?解:需要称取因体质量计算如下:=(0.20mol·L-1)×2.0L×(106g·mol-1)=42.4g3.1.1浓度表示和计算43.1.1浓度表示和计算(2)质量体积浓度溶质B的质量mB除以溶液的体积V

:单位是1L溶液中所含溶质(B)的质量。(3)质量摩尔浓度:单位是1kg溶剂(A)中所含溶质(B)的物质的量。溶质B的物质的量nB除以溶剂A的质量mA(kg)

53.1.2浓度换算质量分数浓度物质的量浓度浓度是98%的浓硫酸溶质的质量是相等的【例2-2】98%浓硫酸,密度是1.84g/mL,求其物质的量浓度。解:假设浓硫酸体积为1L,则1.84g·mL-1×1000mL×98%=c(H2SO4)×1L×98.1g·mol-1浓度换算63.1.3溶液配制配制溶液时经常遇到的是固体配制溶液、液体配制溶液、同单位浓度溶液稀释和混合。【例2-3】实验室需配制1.0L浓度是0.50mol·L-1的盐酸溶液,需要用浓度是37%，密度是1.19g·mL-1的浓盐酸多少毫升?解:稀释前后溶质的质量或物质的量是不变的,这就是计算依据。溶液配制73.2酸碱平衡8碱（base）：电离时产生的阴离子全部是OH

的化合物。(1)酸碱电离理论酸（acid）：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。3.2.1酸碱质子理论1.酸碱的定义酸碱的定义9局限性：A、只适合于水溶液，无法说明物质在非水溶液（液氨、乙醇、苯、丙酮）等中的酸碱问题；B、把酸和碱简单地和H+和OH-的划上等号，无法说明水中一大类电解质：盐的酸碱性。Na2CO3，Na3PO4

呈碱性NH4Cl显酸性比如：气相酸碱反应：NH3+HCl

NH4Cl

3.2.1酸碱质子理论酸碱的定义10酸：反应中能给出质子（H+）的分子或离子。（即质子给予体）碱：反应中能接受质子（H+）的分子或离子。（即质子的接受体）两性物质：既能给出质子又能接受质子的分子或离子。非酸非碱物质：既不给出质子，又不接受质子的物质。K+质子酸：HCl、HAc、NH4+、HCO3-、H2PO4-、HPO42-、H2O质子碱：Cl-、Ac-、NH3

、CO32-、HCO3-、H2PO4-、H2O两性物质：H2O、H2PO4-、HPO42-、HCO3-、非酸非碱物质：注意：质子论中不存在盐的概念，它们分别是质子酸或质子碱。(2)酸碱质子理论3.2.1酸碱质子理论酸碱的定义113.2.1酸碱质子理论（共轭酸碱对）2.共轭酸碱对酸碱质子理论中的酸和碱不是孤立存在的，而是相互联系。酸（HB）给出质子生成它的共轭碱（B-）；碱（B-）接受质子生成它的共轭酸（HB）。酸

碱+质子HB

B-

＋H+

共轭酸碱之间彼此只相差一个质子共轭酸碱对:

（HB/B-）

酸/碱12例：H2PO4-的共轭碱是

，

NH3的共轭酸是

。HPO42-NH4+

例：下列各组酸碱组分中，属于共轭酸碱对的是（）A．HCN-NaCNB．H3PO4-Na2HPO4C．+NH3CH2COOH-NH2CH2COO-D．HSO4--SO42-A,DH2SO4的共轭酸碱对是：H2SO4和HSO4-;H2SO4和SO42-?3.2.1酸碱质子理论（共轭酸碱对）13酸共轭碱名称化学式化学式名称硫酸H2SO4HSO4-硫酸氢根硫酸氢根HSO4-SO42-硫酸根水合氢离子H3O+H2O水水H2OOH-氢氧根铵离子NH4+NH3氨氨NH3NH2-氨基离子从表中的共轭酸碱对可以看出：①酸和碱可以是分子也可以是离子；②有些离子在某个共轭酸碱对中是碱，但在另一个共轭酸碱对

中却是酸，它们是两性物质；3.2.1酸碱质子理论（共轭酸碱对）讨论教材P30习题第3题3.2.1酸碱质子理论（共轭酸碱对）根据酸碱质子理论，判断下列物质在水溶液中哪些是酸？哪些是碱？哪些是两性物质？写出它们的共扼酸或共扼碱。HS－，HCO3－，NH3•H2O，H2O，HAc，Na2HPO4，OH－，NH4＋，HC2O4－，Ac－，H2PO4－质子酸：

共轭碱：质子碱：共轭酸：两性物质：153.酸碱反应的实质酸碱反应的实质：两个共轭酸碱对之间的质子传递反应，共轭酸碱对3.2.1酸碱质子理论（酸碱反应的实质）碱接受质子酸给出质子注意：单独的一对共轭酸碱对是不能进行酸碱反应的。若没有碱2接受质子，酸1就不能转变为它的共轭碱1。(2)

质子的传递过程，可以在水溶液、非水溶液或无溶剂等

条件下进行的。（3）质子传递反应总是向着生成更弱的酸和碱的方向进行。16酸碱质子理论不仅扩大了酸碱的范围，也扩大了酸碱反应的范围。质子酸碱反应经典酸碱反应HCl＋H2OH3O＋＋Cl－强酸在水中电离HAc＋H2OH3O＋＋Ac－弱酸在水中电离NH3＋H2ONH4＋＋OH－弱碱在水中电离HCO3－＋H2OH3O＋＋CO32－酸式盐的水解NH4＋＋H2OH3O+＋NH3阳离子的水解CO32－＋H2OHCO3－＋OH-阴离子的水解H3O＋＋OH－

H2O＋H2O中和反应3.2.1酸碱质子理论（酸碱反应的实质）173.2.1酸碱质子理论（酸碱的强度）4.酸碱的强度质子酸（或质子碱）的强度，不能根据酸或碱本身确定其给出或接受质子的能力，必须与其他共轭酸碱对比较确定，通常是在水溶液中与水进行比较。HAc＋H2OH3O＋＋Ac－离解平衡常数NH3＋H2ONH4＋＋OH－酸或碱的相对强度，常用其在水溶液中的离解平衡常数Ka或Kb表示。18一般或值大于10时为强酸或强碱，或值小于10时为弱酸或弱碱。离解常数或越大，酸或碱的强度越大。常见弱酸及弱碱的离解平衡常数见附录二（P379）。3.2.1酸碱质子理论（酸碱的强度）19溶液的酸碱性和pH1.水的离解水是两性物质，存在如下酸碱平衡：在一定温度下，该质子转移反应达到平衡时：共轭酸碱对简写H2OH++OH－根据实验可知，在25℃时，1L纯水中仅有10－7mol水分子离解，所以H＋和OH－浓度均为1.00×10－7mol/L。

水的离子积常数（简称水的离子积）202.溶液的酸碱性在任何以水为溶剂的稀溶液中都存在水的离解平衡，并且均符合的关系式。例：纯水中加入盐酸，使其浓度为0.1mol/L,求该溶液的c(OH-)。解：盐酸是强电解质，在水中完全离解，H2O

H++OH-

H+↑,使平衡←，

使H2O离解产生的H+浓度比10-7mol/L还要小，与0.1mol/L相比可忽略不计。HCl提供的c(H+)=0.1mol/L。由于

∴

溶液的酸碱性和pH21溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。酸性溶液中性溶液碱性溶液

c(H＋)>

c(OH－)，c(H＋)>1.0×10－7mol/L

c(H＋)=c(OH－)，c(H＋)=1.0×10－7mol/L

c(H＋)<

c(OH－)，c(H＋)<1.0×10－7mol/L溶液的酸碱性和pH3.溶液的pH

C(H+)很小的溶液：常用pH来表示溶液的酸碱度：①pH范围：0～14pH值愈大，溶液的碱性愈强，7－14属碱性

。pH值愈小，溶液的酸性愈强，0－7属酸性。②当时，应用起来不方便，就使用实际浓度表示为好：22溶液的酸碱性和pH23溶液的酸碱性和pH24溶液pH的测定

准确值可采用酸度计测定溶液的酸碱性和pH大概值用酸碱指示剂或pH试纸（广泛和精密两种）251、强酸（强碱）溶液pH值的计算强酸：在水溶液中完全电离成H+和酸根离子。硫酸、盐酸、硝酸三大酸,以及氯酸、高氯酸等。强碱：在水溶液中完全电离出OH-和阳离子。氢氧化钠、氢氧化钙等。

强酸或强碱溶液中，①其酸碱度可直接用C(H+)或C(OH-)表示；

②当酸碱度比较小的时，也可用pH来表示。

3.2.2强酸、强碱溶液酸碱度计算

以浓度为Cmol/L的一元强酸HA为例：

当C＞10-6mol/L，忽略水的解离.263.2.2强酸、强碱溶液酸碱度计算例：0.1mol/LHCl溶液,

0.1mol·dm

3NaOH溶液0.1mol/LH2SO4溶液，

一般在极稀的溶液中才会有：

理论解释：

①H+的同离子效应。②电荷效应。SO42-更容易吸引H+，平衡←。解：273.2.2强酸、强碱溶液酸碱度计算283.2.3

弱电解质的酸碱度的计算291.一元弱酸、弱碱溶液酸度(pH)的计算A.一元弱酸（HA

）：①当可忽略水的质子自递产生的H＋，得：②当≥500，不可忽略水的质子自递产生的H＋，得：≥500，（一元弱酸、弱碱）＜10KW时，≥10KW时，可用近似公式算。

可用近似公式算。

3.2.3弱电解质的酸碱度的计算30B.一元弱碱可忽略水的质子自递产生的OH-，≥500，①当得：②当≥500，不可忽略水的质子自递产生的OH-得：≥10KW时，＜10KW时，可用近似公式算。

可用近似公式算。

（一元弱酸、弱碱）3.2.3弱电解质的酸碱度的计算31例：（1）计算3.0×10-2mol/LHCN溶液的pH值。解：查表得pH=5.41（2）10-4mol/LH3BO3（一元酸）溶液的pH值。

解：

因此水的质子自递产生的H＋不可忽略。

（一元弱酸、弱碱）3.2.3弱电解质的酸碱度的计算32C.一元质子酸：

0.10mol/L

NH4Cl溶液的pH值。解：共轭酸碱对（HB-B-）：可按一元弱酸处理。NH4+是NH3的共轭酸，3.2.3弱电解质的酸碱度的计算（一元质子酸、质子碱）33D.一元质子碱：

0.10mol/L

NaCN溶液的pH值。

解：∵∴CN-是HCN的共轭碱，可按一元弱碱处理。3.2.3弱电解质的酸碱度的计算（一元质子酸、质子碱）342.多元弱酸、弱碱溶液酸度(pH)的计算因为

，说明第二步电离比第一步困难得多。溶液中的H+主要来自第一步电离。所以可以按一元弱酸计算溶液中H+的浓度：

多元弱酸：

时：

多元弱碱：

时：

（多元弱酸、弱碱）3.2.3弱电解质的酸碱度的计算35

室温下，饱和溶液中，C(H2S)=0.1mol/L,求该溶液中[H+],[HS-],[OH-]（已知H2S的Ka1=1.3×10-7，Ka2=7.1×10-15）解：（1）求[H+]计算时只考虑一级离解。可用近似公式算：（2）[HS-]=[H+]=1.14

10-4mol/L(3)

H2S[S2-]=?（多元弱酸、弱碱）3.2.3弱电解质的酸碱度的计算[S2-]=y=Ka2Ka1=1.3×10-7Ka2=7.1×10-15[S2-]=?36习题册:

二,6,（多元弱酸、弱碱）3.2.3弱电解质的酸碱度的计算37H3PO4H3PO4H2PO4-+

H+H2PO4-HPO42-

+

H+HPO42-PO43-

+

H+Ka1Ka2Ka3321aaaKKK>>（多元弱酸、弱碱）3.2.3弱电解质的酸碱度的计算383．两性物质溶液的离解平衡常见的两性物质：如NaHCO3，NaH2PO4，Na2HPO4；如NH4Ac，NH4CN；如H2NCH2COOH。A.多元酸的酸式盐：B.

弱酸弱碱盐：C.氨基酸：两性物质溶液的离解平衡3.2.3弱电解质的酸碱度的计算39

如何判别两性物质溶液的酸﹑碱性？以NaHCO3为例：如果产生H+能力>接受H+能力

(Ka>Kb):

溶液就为酸性

Ka<Kb

：溶液就为碱性已知H2CO3的产生H+接受H+3.2.3弱电解质的酸碱度的计算判别两性物质溶液的酸﹑碱性40两性物质的pH值的计算：

①

二元酸式盐（NaHA）：

NaHCO3,NaHS,NaHSO3时：：分别为H2A的第一，第二级离解常数。②

三元酸式盐：

NaH2PO4,Na2HPO4NaH2PO4溶液：

Na2HPO4溶液：

两性物质的pH值的计算3.2.3弱电解质的酸碱度的计算41例：计算0.010mol/LNaHCO3溶液的pH。已知H2CO3的解：pH

=-lg(4.9×10-9)=8.31两性物质的pH值的计算3.2.3弱电解质的酸碱度的计算42小结：一元强酸：如HCl一元强碱：如NaOH一元弱酸：如HAc一元弱碱：如NH3•H2O二元弱酸：如H2S三元弱酸：如H3PO4两性物质：如NaHCO3433.2.4缓冲溶液及配制44向弱电解质中加入具有相同离子（阳离子或阴离子）的强电解质后，使弱电解质的离解度减小的现象。1.同离子效应：3.2.4缓冲溶液及配制同离子效应应用：利用同离子效应控制溶液中某种离子的浓度和调节溶液

的pH。45具有抵抗外加少量强酸或强碱或稍加稀释，而pH基本保持不变的溶液。2.缓冲溶液：

组成：

①浓度较大的共轭酸碱对②浓度较大的强酸或强碱。（如HAc－Ac-；H2CO3－NaHCO3）；弱酸及其共轭碱（如NH3·H2O－NH4+）弱碱及其共轭酸多元弱酸的酸式盐及其次级盐（NaH2PO4－Na2HPO4；

NaHCO3－Na2CO3）（1）缓冲溶液的组成及作用原理3.2.4缓冲溶液及配制缓冲溶液的组成及作用原理46作用原理：HAc-NaAc缓冲溶液同离子效应

，使溶液中存在大量HAc分子。加少量的强酸（H+）：使溶液中的[H+]没有增加，pH基本不变。

加少量的强碱（OH-）：

使（1）平衡→，使溶液中的[H+]没有减少，pH基本不变。（1）质子酸HAc起到了抗碱的作用。

加入水稍加稀释时：[H+]和[Ac-]同时↓，使（1）平衡→，所产生的[H+]抵消了稀释造成的[H+]的↓，pH基本不变。质子碱Ac－起到了抗酸的作用。缓冲溶液的组成及作用原理47（2）缓冲溶液pH的计算①弱酸及其共轭碱组成的缓冲溶液（HAc－NaAc）

c酸c共轭碱c共轭碱平衡②弱碱及其共轭酸组成的缓冲溶液（NH3·H2O－NH4Cl）缓冲溶液pH的计算3.2.4缓冲溶液及配制48注：①缓冲溶液本身的pH主要取决于弱酸或弱碱的离解常数

②

缓冲溶液的缓冲能力主要与其中的弱酸（或弱碱）及盐的

浓度以及缓冲组分浓度的比值有关。3.2.4缓冲溶液及配制缓冲溶液pH的计算缓冲溶液体系中酸、碱物质的浓度较大（一般为0.1～1mol/L），而且彼此接近。缓冲溶液的两组分的浓度比控制在0.1～10之间较为合适，超出此范围，则认为失去缓冲作用。缓冲溶液的缓冲能力一般约在或的范围内

③各种缓冲溶液只能在一定范围内发挥缓冲作用。49用50mL0.10mol/LHAc溶液和50mL0.10mol/LNaAc溶液混合，配成缓冲溶液。已知HAc的（1）求溶液的pH

解：

3.2.4缓冲溶液及配制缓冲溶液pH的计算500.25L,0.2mol/LNH4Cl

和0.5L,0.2mol/LNaOH溶液混合；解：n(NaOH)>n(NH4Cl)生成的浓度：剩余NaOH的浓度：由于NH3·H2O的电离度很小，产生的C(OH-)可忽略：3.2.4缓冲溶液及配制缓冲溶液pH的计算510.5L,0.2mol/LNH4Cl

和0.5L,0.2mol/LNaOH溶液混合；解：

n(NaOH)=n(NH4Cl),两溶液发生中和反应，生成

生成的浓度：3.2.4缓冲溶液及配制缓冲溶液pH的计算520.5L,0.2mol/LNH4Cl

和0.25L,0.2mol/LNaOH溶液混合；

解：

n(NaOH)<n(NH4Cl)，还有过剩的NH4Cl∴该溶液为：缓冲溶液剩余NH4Cl：3.2.4缓冲溶液及配制缓冲溶液pH的计算53(3)常见的缓冲溶液及其缓冲范围缓冲溶液的缓冲范围：一般在pH=pKa

1或pOH=pKb

1的范围内。

一些常见的酸碱缓冲体系：缓冲体系

（或）缓冲范围（pH）HAc-NaAc4.753.6～5.6NH3·H2O-NH4Cl4.75（

)8.3～10.3NaHCO3-Na2CO310.259.2～11.0KH2PO4-K2HPO47.215.9～8.0H3BO3-NaB4O79.27.2～9.2常见的缓冲溶液及其缓冲范围3.2.4缓冲溶液及配制543.2.4缓冲溶液及配制缓冲溶液的配制(4)缓冲溶液的配制①根据缓冲溶液的pH值或(pOH)要求选择合适的共轭酸碱对。

看所需pH值（或pOH）是否在（pK

1）缓冲范围内。配制弱酸性缓冲溶液：则选择

与pH

接近的弱酸及其

共轭碱；配制弱碱性缓冲溶液：则选择与pOH接近的弱碱及其

共轭酸。例1．欲配制pH=5.0的缓冲溶液因为HAc的pKa=4.75,应选择体系HAc

-NaAc体系。例2．欲配制pH=9.0的缓冲溶液，因为pOH=5.0，NH3·H2O的pKb=4.75

应选择NH3-NH4Cl体系。②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。55【例2-10】实验室需配制5.0LpH为5.0的缓冲溶液,(1)该用何种物质配制?(2)计算各物质的用量;(3)说明配制方法。解:(1)pH=5.0的弱酸性缓冲溶液,应选用为5左右的弱酸及其共轭碱混合溶液,查询得HAc的=4.74,因此可用HAc和NaAc混合溶液配制该缓冲溶液,即可用冰醋酸或36%醋酸和醋酸钠固体配制。(2)设该缓冲溶液中HAc浓度为0.50mol·L-13.2.4缓冲溶液及配制缓冲溶液的配制56所需称取醋酸钠质量为:m(NaAc)

=

c(Ac-)V(Ac-)M(NaAc)

=

0.91×5.0×82.03=373.2(g)若用密度是1.05g·mL-1、质量分数是36%的醋酸配制,计算所需其体积V1:V1(mL)×ρ(g·mL-1)×w

=

c(mol·L-1)·V2(L)·M(g·mol-1)(3)配制过程如下:称取无水NaAc固体373.2g,加水溶解,并向该溶液中加入397mL浓度为36%的醋酸,最后加水稀释到5.0L,混匀即得到pH为5.0的缓冲溶液。3.2.4缓冲溶液及配制缓冲溶液的配制第三节沉淀溶解平衡沉淀溶解BaSO4：

难溶于水，在水中的溶解度为0.0024g/100g水。

BaSO4：

强电解质.BaSO4的溶解度很小,但是它溶在水中的部分全部电离了。沉淀溶解平衡：

在含有固体难溶强电解质的饱和溶解中，存在着未溶解固体与已溶解部分离解的离子之间的平衡。溶度积常数K---Ksp(s