《油田基础化学》课件-第三章酸碱平衡和酸碱滴定法

油田基础化学第三章酸碱平衡和酸碱滴定法一酸碱电离理论（一）概念

（二）K与α关系（三）酸碱反应（四）缺点二酸碱质子理论（一）概念

（二）共轭酸碱对（三）酸碱反应（四）优缺点三酸碱离解平衡（一）一元酸碱（二）多元酸碱四溶液pH值的计算五缓冲溶液六酸碱滴定法一酸碱电离理论

引言：酸是指具有酸味，能使蓝色石蕊试纸变红。碱是指具有涩味，能使红色石蕊试纸变蓝，且与酸反应生成盐和水。石蕊试纸是常用的试纸，是检验溶液的酸碱性最古老的其中一种方式。有红色石蕊试纸和蓝色石蕊试纸两种。

变色范围：4.5～8.3。红色用来检验碱性物质,蓝色用来检验酸性物质.（一）酸碱电离理论

1887年，Arrhenius阿仑尼乌斯提出酸碱电离理论：

凡是在水溶液中能够电离产生H+的物质是酸（Acid）；能电离产生OH-的物质是碱（Base）。酸碱反应的实质就是H+与OH-作用生成H2O。HAcH++Ac-NaOH=Na++OH-H2CO3H++HCO3-HCO3-H++CO32-

注：多元弱酸、弱碱采用分步电离一酸碱电离理论（二）电离平衡常数与电离度

电离平衡常数是指弱电解质在一定条件下，电离平衡时，生成的离子浓度计量数次幂乘积与未电离分子浓度计量数次幂乘积的比值。仅与温度有关。

HAcH++Ac-ka=1.7×10-5NH3H2ONH4++OH-kb=1.8×10-5H2CO3H++HCO-ka1=4.4×10-7HCO3-H++CO32-ka2=4.7×10-11一酸碱电离理论

电离度是指电离平衡时，已电离的分子数占电离前原有分子总数的百分数，也可以用电离的电解质的浓度占电解质初始浓度的百分数来表示。一酸碱电离理论

K与α关系HA初始浓度为c

HAH++A-

初始c00平衡cαcα

K=cα2/(1-α)1-α≈1

α=（Ka/c）1/2此式表明弱电解质浓度越稀，其溶解度越大。这个关系叫做稀释定律。一酸碱电离理论c（1-α）

针对酸碱电离理论，酸液溶解平衡时有

[H+]=cα=（Ka·c）1/2（三）酸碱反应

酸碱反应的实质就是H+与OH-作用生成H2O。

H++OH-=H2O

如：盐酸与氢氧化钠的反应、醋酸与氢氧化钠的反应等。一酸碱电离理论（四）优缺点优点：能简便地说明酸碱在水溶液中的反应。不足：

1.由于该理论把酸碱仅限于水溶液中，无法说明非水溶剂中的酸碱性。

HCl气体，NH3气体，NH4Cl固体等

2.电离理论把碱限制为含氢氧化物，无法解释本身不含H或OH却显酸碱性的物质。

Na2CO3等一酸碱电离理论二酸碱质子理论（一）酸碱定义

酸碱质子理论认为：凡能给出质子的物质都是酸，凡能接受质子的物质都是碱，酸是质子的给予体，碱是质子的接受体。HB=H++B-

判断酸碱：HAcH＋+Ac－

NH3＋H＋NH4＋

HCO3－H＋＋CO32－

HCO3－＋H＋H2CO3

HacAc－NH3NH4＋

CO32－HCO3－H2CO3中哪些是酸哪些是碱，哪些既是酸又是碱。

酸碱一、根据酸碱质子理论，下列的分子或离子中，哪些是酸？哪些是碱？哪些既是酸又是碱？HS－；CO32－；H2PO4－；NH3；H2S；NO2－；HCl；Ac－；OH－；H2O二、HPO42－在水中的离解方程式是：HPO42－+H2OH2PO4－+OH－，根据酸碱质子理论，该反应中

是酸，

是碱。二酸碱质子理论二酸碱质子理论（二）共轭酸碱对酸失去质子后即成为其共轭碱，碱得到质子后即成为其共轭酸。

HClH＋+Cl－

H2O+H+H3O+

HAcH＋+Ac－NH3＋H＋NH4＋

HCO3－H＋＋CO32－

HCO3－＋H＋H2CO3

因一个质子的得失而相互转化的一对酸碱称为共轭酸碱对。二酸碱质子理论

注：

1.酸和碱可以是中性分子，也可以是阳离子或阴离子。

2.有些物质既可以作为酸给出质子，又可以作为碱接受质子，这些物质称为两性物质。如：水、HCO3－HSO4-、HPO42-等。

3.在质子理论中没有盐的概念。4.温度为室温条件下时，Kw=1*10-14。（三）酸碱反应实质

酸碱反应的实质是两对共轭酸碱对之间的质子传递。

酸碱反应是较强的酸与较强的碱作用，生成较弱的碱和较弱的酸的过程。

较强酸+较强碱=较弱碱+较弱酸二酸碱质子理论二酸碱质子理论HCl（aq）＋H2O（l）⇌H3O＋＋Cl－（aq）酸1碱1酸2碱2HCl（aq）⇌H＋(aq)＋Cl－（aq）H＋（aq）＋H2O(l)⇌H3O＋（aq）二酸碱质子理论NH3与H2O之间发生的质子转移反应可表示为：H2O(l)＋NH3(aq)⇌OH－(aq)＋NH4＋(aq)

酸1碱2碱1酸2

H2O(l)⇌OH－(aq)＋H＋(aq)NH3(aq)＋H＋(aq)⇌NH4＋(aq)二酸碱质子理论

优点：扩大了酸和碱的范围，解决了非水溶液和气体间的酸碱反应。

缺点：酸碱质子理论把酸碱只限于质子的给予或接受，不能解释没有质子传递的酸碱反应。CaO+SO3CaSO4SO3为酸，但没有质子存在

（四）溶液的酸碱性由酸碱质子理论得，水的解离平衡发生在同种溶剂分子之间的质子传递反应称为质子自递反应。水的质子自递反应，也称水的解离反应，可表示为：

水的解离反应是吸热反应，温度升高，kw随之增大。二酸碱质子理论

不同温度下水的离子积常数当温度在室温附近变化时，变化不大，一般可认为KW=1.0×10-14。TKTK2731.1×10-153132.9×10-142832.9×10-153235.5×10-142936.8×10-153633.8×10-132981.0×10-143735.5×10-13二酸碱质子理论

对于H3O+浓度较低的溶液，常用pH来表示溶液的酸碱性。pH的定义为：

与pH相对应的还有pOH和pKw，它们的定义分别为：二酸碱质子理论

pH，pOH和pKw之间的关系为：pH＋pOH＝pKw

pH和pOH都可以表示溶液的酸碱性，但习惯上采用pH。

pH=pOH=7，溶液呈中性；

pH<pOH，pH<7，溶液呈酸性；

pH>pOH，pH>7，溶液呈碱性。溶液的pH值越小，溶液的酸性越强，碱性越弱；pH值越大，溶液的碱性越强，酸性越弱。二酸碱质子理论三酸碱离解平衡（一）一元酸碱定性角度：给出质子的能力越强，酸性越强，反之，接受质子的能力越强，碱性越强。醋酸在水中发生解离反应：HAc（aq）＋H2O（l）⇌H3O＋＋Ac－（aq）

酸的解离平衡常数用Ka表示：Ka=1.8×10-5

三酸碱离解平衡而NH3的共轭酸NH4+的Ka为多少呢？

解离反应为：NH4＋＋H2O⇌NH3＋H3O+

Ka==

结论：Ka×Kb=Kw

定量角度：Ka越大，酸性越强；Kb越大，碱性越强。氨水的解离反应：NH3（aq）＋H2O（l）⇌NH4＋＋OH－（aq）Kb=1.8×10-5四酸碱pH的计算

K与α关系

HA初始浓度为c

HAH+

+A-

初始c00平衡c（1-α）cα

cα

K=cα2/(1-α)

若1-α≈1

α=

[H+]

=cα=

一元弱酸pH计算公式：pH=-lg[H+]==-lg弱酸pH的计算对于一元弱碱，如c（mol/L）的氨水，平衡时[OH-]=弱碱pH的计算一元弱碱pOH计算公式：pOH=-lg[OH-]=-lg

pH=14-pOH例：计算0.1mol/L乙酸（CH3COOH）水溶液的pH。

查表得乙酸的Ka=10-4.76四酸碱pH的计算五缓冲溶液例：在稀Hac溶液中滴入两滴甲基橙指示剂，溶液显红色，若加入固体NaAc，溶液由红色变黄，表明溶液中氢离子浓度减小，pH增高，电离向生成Hac分子方向移动。在弱电解质的溶液中加入具有相同离子的强电解质，可使弱电解质电离平衡向左移动，使弱电解质的电离度降低，这种效应叫作同离子效应。在这样的溶液中加入少量的强酸或强碱或稍加稀释，而溶液pH不易发生改变的作用，称缓冲作用。举例：体系中同时含有大量的HAc分子和Ac-离子，并存在Hac的解离平衡根据平衡移动原理，当外加适量酸时，溶液中的Ac-可与外加的H＋结合生成HAc；当外加适量碱时，溶液中未解离的Hac就继续解离补充H＋的消耗，从而维持体系的pH近似不变。