酸碱平衡课件

08酸碱平衡本章主要内容第一节、酸碱理论第二节、弱酸、弱碱解离平衡第三节、强电解质溶液第四节、缓冲溶液第8章酸碱平衡单相解离平衡08酸碱平衡返回8-1-1阿仑尼乌斯电离理论Ionizationtheoryofacid-base1、定义：

酸：在水溶液中能解离出正离子全是H+的化合物是酸。碱：在水溶液中能解离出负离子全是OH-的化合物是碱。酸碱反应：H++OH-=H2O，本质是酸碱中和反应。2、酸碱的强度标准：[H+]，Ka，KbpKa，pKb，pKw3、评价：优点：概念直观，易于测量比较相对强度。缺点：只适用于水溶液中。不能说明气相和非水溶液中物质的酸碱行为。§8-1酸碱理论Theoryofacidsandbases08酸碱平衡8-1-2酸碱溶剂理论

1、定义：

酸：在溶剂中产生该溶剂的特征阳离子的溶质是酸。碱：在溶剂中产生该溶剂的特征阴离子的溶质是碱。

2、酸能导致溶剂阳离子浓度上升，阴离子浓度下降；而碱则导致阳离子浓度下降，阴离子浓度上升。酸碱溶剂理论中，同一化合物在不同溶剂中可以改变其酸碱性质，比如HClO4在水中是强酸，在乙酸中是弱酸，而在氟磺酸中则是弱碱。3、评价：酸碱溶剂理论适用于典型的自偶电离分子，将酸碱理论从“质子体系”推广到“非质子体系”。但它局限于自电离溶剂体系，不能说明在苯、氯仿、醚等溶剂体系中的酸碱反应。08酸碱平衡8-1-3布朗斯特酸碱质子论

ProtonTheoryofacidsandbases返回1、定义：酸：能给出质子（H+）的分子或离子是酸。碱：能接受质子（H+）的分子或离子是碱。2、酸碱共轭关系：酸给出质子后形成的物种叫做该酸的共轭碱。碱接受质子后形成的物种叫做该碱的共轭酸。4、酸碱的强度标准：[H+]，Ka，Kb，pKa，pKb，pKw3、举例：HCl=H++Cl-NH4++NH2-=NH3+NH3

酸=H++碱酸1+碱2=碱1+酸208酸碱平衡5、评价：酸碱概念推广到所有的质子体系，与溶剂无关。不仅适用于水溶液，还适用于非水溶液。酸碱反应的本质是质子的转移。根据质子理论，酸碱在溶液中表现出来的强度，不仅与酸碱本性有关，同时与溶剂的本性有关。如醋酸在水中是弱酸，但在液氨中却是较强的酸。课堂练习：1、下列物质哪些是酸？哪些是碱？哪些既是酸又是碱？HS-、CO32-、H2PO4-、HSO4-、NO3-、HCl、Ac_、OH-2、下列物质的共轭酸是什么？SO42-、S2-、H2PO4-、HSO4-、NH33、下列物质的共轭碱是什么？HCl、HClO4、HCN、H2O2、NH4+08酸碱平衡返回1、定义：碱：能提供电子对（e-）或离域电子的分子、基团或离子是碱。酸：能接受外来电子对（e-

）或离域电子的分子、基团或离子是酸。2、酸碱反应的本质是：

A+B=A：B（A←B）。

电子的授受关系：酸+碱=酸碱加合物（配合物）

lewis酸碱强度可用配合物的稳定性（稳定常数来衡量）

8-1-4路易斯酸碱电子论

Electronictheoryofacidsandbases3、举例：H++OH-==H2OBCl3+:NH3=Cl3B←NH3，Ni+4:CO=Ni(CO)4

Fe3++3Cl-=FeCl3，AlCl3+Cl-=AlCl4-故又称广义酸碱理论注意：HNO3、HCl、H2CO3等不是Lewis酸08酸碱平衡Lewis酸主要有：金属阳离子：Ni2+、Cu2+、Fe3+、Zn2+

缺电子化合物：BF3、AlCl3等Lewis碱主要有:阴离子：F-、Cl-、Br-、OH-、CN-、H-等

具有孤对电子的中性分子：CH3OH等含有C=C双键的分子：K[Pt(C2H4)Cl]等8-1-5硬软酸碱理论(HSAB)50年代有人在研究配合物稳定性时发现：卤化物MX的稳定性有如下规律

对电荷高、半径小的阳离子（Fe3+、Al3+、H+）F->Cl->Br->I-

对电荷低、半径大的阳离子（Hg2+、Ag+、Cu+）F-<Cl-<Br-<I-

不足:没有统一的标准来确定酸碱的相对强度.08酸碱平衡返回1、定义：硬酸：电荷高、半径小、氧化态高、无易激发d电子的阳离子。软酸：电荷低、半径大、氧化态低、有易激发d电子的阳离子。交界酸：介于软硬酸之间的阳离子。硬碱：电负性高，变形小，不易被氧化的配体。F-、Cl-、O22-软碱：电负性低，变形大，易被氧化的配体。S2-、I--交界碱：介于软硬碱之间的阴离子。常见重要的软硬酸碱硬亲硬，软亲软，软硬交界不挑选。3、应用：1、判断化合物稳定性。Cd(NH3)42+,Cd(CN)42-哪个更稳定？2、软硬酸碱反应原理：

软-硬软-软

(后者更稳定)2、判断反应方向：HI+Ag+=AgI+H+,3AgF+Al3+=AlF3+Ag+硬-H，软-S：H-SSS-SHS-HHH-HS08酸碱平衡返回软硬酸碱与酸碱强度并非是一种平行关系。即硬酸并非强酸，硬碱并非强碱。如OH-、F-均为硬碱，但碱性OH->>F-.5、软硬酸碱理论的前线轨道理论解释：4、注意：由于HOMO与LUMO能量差大，酸碱间无电子转移，只能通过静电引力结合形成离子键。由于HOMO与LUMO能量相近，酸碱间有电子转移，可通过共用电子对结合，并伴有反馈π键。08酸碱平衡硬酸H+，Li+，Cs+，Be2+，Al3+，Tl3+，Sc3+，Ti4+，Cr3+，Fe3+，Co3+，Mn2+，As3+，Si4+，BF3，BCl3，Al(CH3)3，SO3，CO2交界酸Fe2+，Co2+，Ni2+，Cu2+，Pb2+，Sn2+，B(CH3)3，SO2，NO+软酸Cu+，Ag+，Au+，Tl+，Hg22+，Hg2+，Pd2+，Pt2+，Cd2+，CH3Hg+，BH3，Co(CN)62-，I2，Br2，O，Cl，Br，I，N，M硬碱F-、Cl-、H2O、OH-、O2-、ROH、R2O、OR-、ClO4-、SO42-、NO3-、PO43-、CH3CO2-、NH3、RNH2、N2H4交界碱Br-、SO32-,NO2-、N2、N3-、C5H5N、C6H5NH2软硬I-、H-、R-、CN-、SCN-、S2O32-、RSH、R2S、SR-、R3P、(RO)3P、R3As、CO、RNC、C2H4、C6H6常见重要的软硬酸碱(HSAB)返回08酸碱平衡8-2-1水的电离平衡H2O+H2O=H3O++OH-通常简化为H2O=H++OH-

据热力学对标准态规定，水的离子积常数简化为

=[H+][OH-]温度升高，水的电离度增大见P186表8-1pH范围通常为1-14，pH<1(超强酸)及pH>14(超强碱)不用pH标度。注意：pH值中的整数部分不是有效数字，因为它是用来定位的。返回§8-2弱酸弱碱的解离平衡1、水的离子积常数2、溶液的酸碱性水溶液的酸碱性可用pH来表示08酸碱平衡8-2-2弱电解质的电离平衡

根据同浓度电解质溶液导电能力的强弱，把电解质溶液分为强电解质和弱电解质；电解质溶液导电能力的差别主要是由于电离度的差别引起的。

1、一元弱酸的电离：HB=H++B-强电解质完全电离α=1弱电解质部分电离α<1

2、一元弱碱的电离：MOH=M++OH-

3、水的自电离：H2O=H++OH-（2H2O=H3O++OH-）返回§8-2弱酸弱碱的解离平衡08酸碱平衡4、一元弱酸pH值的计算：HB=H++B-初始浓度C00

平衡浓度C-CH+CH+CH+例求0.01mol/L的HAc的pH值5、一元弱碱pH值的计算：同理MOH=M++OH-返回08酸碱平衡6、稀释定律：

初始浓度C00

平衡浓度C-CαCαCα上式即为稀释定律，它表明，温度一定时，浓度越稀，电离度越大例如:HAc(0.10mol)和HAc(0.010mol)哪个的电离度大些？HAc(0.10mol)和HAc(0.010mol)哪个的酸度大些？定义弱酸HB的电离度为αHB=H++B-返回08酸碱平衡8-2-3多元弱酸弱碱的pH计算多元弱酸（如H2CO3）在溶液中是分步电离的，每步电离都有一个平衡常数。由Ka1>>Ka2可知，多元弱酸电离以第一步为主。常忽略第二步电离，按一元弱酸处理。注意：溶液中[H+]只有一个值，它应满足上述两个关系返回08酸碱平衡解：总电离平衡式为H2CO3=2H++CO32-分两步电离，忽略第二步电离则H2CO3=H++HCO3-C-CH+CH+CH+HCO3-=H++CO32-由(A)式，二元弱酸根离子浓度约等于Ka2,如[S2-]=1.26×10-13计算H2S饱和水溶液中离子浓度P194例求算浓度为C的H2CO3溶液中各种离子浓度。08酸碱平衡8-2-4同离子效应和盐效应1、同离子效应：在已经建立平衡的弱电解质溶液中，加入含有相同离子的强电解质，将使弱电解质的电离度减小的效应叫同离子效应。HAc=H++Ac-

NaAc→Na++Ac-增加生成物浓度平衡向反应物（向左）移动使HAc的电离度减小。——同离子效应2、盐效应：在已经建立平衡的弱电解质溶液中，加入不含有相同离子的强电解质，将使弱电解质的电离度略有增大的效应叫盐效应。HAc=H++Ac-

NaCl→

Cl-+Na+

溶液中离子总浓度增加，由于离子间的相互牵制作用，使H+和Ac-

难于结合成HAc。返回08酸碱平衡3、同离子效应和盐效应的关系发生同离子效应的同时必定伴随有盐效应，但前者显著得多，一般情况下不考虑盐效应，只有在浓度较大时，盐效应才是主要的。§8-3盐的水解8-3-1盐的水解的概念盐电离出来的离子，与水电离出来的H+和(或OH-)结合成弱电解质的过程称为盐类的水解。水解过程中，溶液的pH会发生改变。如：NaAcNH4Cl溶液08酸碱平衡1、强碱弱酸盐:（如NaAc溶液）NaAc→Na++Ac-

+H2O⇋OH-+H+⇅HAcAc-与H2O电离出来的H+结合成弱电解质HAc，使H2O电离出来的H+被消耗掉，促使H2O进一步电离(∵[H+][OH-]<Kw)，以满足[H+][OH-]=Kw,其结果,[H+]<<[OH-],使溶液呈碱性。写成离子方程式为返回Ac-+H2O⇋OH-+HAc水解生成的酸越弱(Ka越小)，盐的水解程度越大。HAc-Ac为共轭关系8-3-2不同盐的水解平衡08酸碱平衡2、强酸弱碱盐:（如NH4Cl溶液）NH4Cl→NH4++Cl-

+H2O⇋OH-+H+

⇅

NH3·H2O返回NH4++H2O⇋NH3+H3O+水解生成的碱越弱(Kb越小)，盐的水解程度越大。08酸碱平衡例求浓度为C的NaAc溶液的pH值。解：NaAc水解时Ac-+H2O⇋OH-+HAc

平衡时C-COH-COH-COH-讨论:⑴Kbc>20Kw(2)c/Kb>4003、弱酸弱碱盐:（NH4Ac溶液）NH4Ac→NH4++Ac-

++H2O⇋OH-+H+

⇅

⇅

NH3·H2OHAcNH4++Ac-+H2O⇋NH3·H2O+HAc08酸碱平衡返回1、这里Ka、Kb液并非同一共轭酸碱对，因此不存在Kw=KaKb的关系2、弱酸弱碱盐溶液的酸碱性取决于Ka、Kb的相对大小。

Ka>Kb溶液呈酸性Ka<Kb溶液呈碱性Ka=Kb溶液呈中性4、多元弱酸和强碱组成的酸式盐:（如NaHCO3溶液）在溶液中存在电离和水解。讨论简化为：注意二点：08酸碱平衡8-3-3影响盐类的水解的因素返回1、盐类的本性影响盐类水解的主要因素有：2、盐的浓度3、温度4、同离子效应水解后生成的酸或碱越弱，或越难溶于水，则其水解程度越大，盐的浓度越小，水解程度越大，稀释可促进水解。如FeCl3浓溶液稀释可产生沉淀。水解是中和反应的逆反应，已知中和反应是放热反应，则水解反应是吸热反应，加热可促进水解如Fe3++H2O=Fe(OH)2++H+Fe(OH)2++H2O=Fe(OH)2++H+Fe(OH)2++H2O=Fe(OH)3+H+加酸（H+）可抑制其水解，在配制某些金属盐溶液时常用酸溶解，就是为了抑制其水解。08酸碱平衡8-4-1缓冲溶液的缓冲原理§8-4

缓冲溶液Buffersolution返回1、1L纯水中加入2滴（0.1ml）1mol·L-1的NaOH.

2、1L纯水中加入2滴（0.1ml）1mol·L-1的HCl.3、1LNaH2PO4-Na2HPO4组成的溶液(pH=7.0)中加入2滴（0.1ml）1mol·L-1的NaOH(或HCl).←pH=7.0→10.0ΔpH=3←pH=7.0→4.0ΔpH=3←pH=7.0→7.0ΔpH=01、定义：这种能够抵抗外加少量酸碱或适当稀释，而本身pH值不发生显著变化的溶液叫缓冲溶液。纯水不具备这种性质。2、缓冲溶液的组成：通常是由弱酸-弱酸盐，弱碱-弱碱盐构成。例如：HAc-NaAc,NH3-NH4Cl,NaHCO3-Na2CO3等3、缓冲作用原理：以HAc-NaAc为例HAc

⇌

H++Ac-

HAc和Ac-大量存在

NaAc

→

Na++Ac-

（1）当加入少量强酸时，加入的H+立即与大量的Ac-结合生成HAc,平衡左移，使[H+]不会显著增加，Ac-为抗酸成分。（2）当加入少量强碱时，加入的OH-立即与H+结合生成H2O,促使HAc进一步电离以补充[H+],使[H+]不会显著减少，HAc为抗碱成分。（3）适当稀释时，由于稀释定律，HAc电离度增加，[H+]不会显著变化。08酸碱平衡8-4-2缓冲溶液的计算返回4、缓冲溶液pH值的计算：例如：HAc（C酸）-NaAc（C共轭碱）组成缓冲溶液HAc⇌H++Ac-初始浓度C弱酸0C共轭碱平衡浓度C弱酸-X