无机化学：第五章 溶液的酸碱性.ppt

第五章 溶液的酸碱性 5.1 酸碱理论5.2 弱酸弱碱的质子传递平衡5.3 酸碱质子传递平衡的移动5.4 缓冲溶液5.5 酸碱指示剂5.1 酸碱理论5.1.1酸碱质子理论5.1.2 酸碱的电子理论简介(自学)5.1.1 5.1.1 酸酸碱碱质子理论质子理论一、酸碱的定义 酸碱的定义？阿伦尼乌斯的电离理论，能离解出H+和OH-的物质，狭隘，初级，浅，表面，不能解释所有物质，如NH4Cl水溶液呈酸性 （1）酸：凡能给出质子（H+）的物质.（2）碱：凡能接受质子（H+）的物质. 酸 质质子 + 碱 HCl H+ ClHAc H + AcH2CO3 H+ HCO3HCO3 H+ CO32NH4+ H+ NH3H3O+ H+ H2OH2O H+ OHAl(H2O)63+ H+ Al(H2O)5OH2+分子， 分子，阴、阳离子 阴、阳离子酸碱半反应 注：如H2O，HCO3既是酸又是碱，两性物质盐也有酸碱性，如Na2CO3，NH4Cl等 红蓝互为共轭酸碱对！ 1. 酸碱反应的实质 醋酸溶液中： 酸碱半反应1：HAc H+ + Ac 酸碱半反应2：H+ + H2O H3O+ 酸1 碱1 碱2 酸2总反应：HAc + H2O H3O+ Ac 酸1 碱2 酸2 碱1 H+ 实质：两对共轭酸碱对之间的质子(H+)传递反应。

反应介质：水，非水溶剂或气相共轭酸碱对强酸弱碱，弱酸强碱(1) 电离作用:HCl + H2O H3O+ + Cl 酸1 碱2 酸2 碱1 H+ (2) 中和反应: H3O+ + OH H2O + H2O 酸1 碱2 酸2 碱1 H+ (3) 水解反应: H2O + Ac HAc + OH 酸1 碱2 酸2 碱1 H+ 酸碱质子理论的优点与电离理论相比，扩大了酸和碱的范围如NH4Cl与NaAc，在电离理论中认为是盐，而质子理论认为NH4Cl中的NH4+是酸， NaAc中的是Ac-碱 酸碱反应是质子传递过程，符合这种要求的反应都可划归为酸碱反应，从而扩大了酸碱反应的范围 建立了酸碱强度和质子传递反应的辨证关系，把酸或碱的性质和溶剂的性质联系起来如在水中是弱酸，而在液氨中却是强酸；在水中是强酸，而在并醋酸中却是弱酸2. 水的质子自递平衡 H2O H+ + OH + H+ + H2O H3O+ H2O + H2O OH + H3O+H2O可看成常数：离子积Kw = H3O+OH = H+OH， Kw与T有关 25纯水，Kw110-14 mol/L（1）离子积：H+ = OH = （2）pH值：25时，pH +pOH = 14; pH 7 碱性 体液pH体液pH血清成人胃液婴婴儿胃液唾液7.357.450.91.55.06.356.85大肠肠液乳汁泪水尿液8.38.46.06.97.44.87.5二、 共轭酸碱的Ka、Kb与Kw的关系 HB + H2O H3O+ B B+ H2O OH+ HB H2O + H2O OH + H3O+ Kw = H3O+OH Kw = Ka.Kb，即固定温度下，Ka与Kb成反比。

HB的解离： B离子的水解： 水的解离： HB在水溶液中达到平衡时，离子的浓度只有一个 【例 5-3 】已知NH3的为Kb为1.7910-5 ，试求NH4+的Ka解：NH4+是NH3的共轭酸, 故:Ka = Kw / Kb= 1.00 10-14 / (1.7910-5 )= 5.59 10-10答： NH4+的Ka为5.59 10-10.三、酸碱的强度通式：BA = B+A酸acid-Ka,实验平衡常数碱base-Kb ,实验平衡常数注意：K只与物质的本性和温度T有关，与浓度无关 Ka越大，pKa就越小，酸性越强；Kb越大，pKb就越小，碱性越强；四、酸碱的分类(P96表5-1)一元弱酸、弱碱多元弱酸、弱碱两性物质5.2 弱酸弱碱的质子传递平衡5.2.1 一元弱酸、弱碱的质子传递平衡5.2.2 多元弱酸、弱碱的质子传递平衡5.2.3 两性物质的质子传递平衡5.2.1 5.2.1 一元弱酸或弱碱的质子传递平衡 一、 一元弱酸的质子传递平衡例：试计算浓度为C的弱酸HA水溶液的H+解一： (1) 忽略水的质子自递平衡，则： HA H+ + A 起始浓度：C 0 0电离浓度：H+ H+ H+ 平衡浓度：CH+ H+ H+ . (2) 当C/Ka400时， Kw时，忽略水的质子传递平衡：(2) 当C/Kb 400，即 Kw，C/Ka = 5.7103 400。

pH = -lgH+ = -lg (1.3210-3) = 2.88 【例 5-5】 计算0.100 molL-1 NaAc溶液的pH值 7.58 10-6 molL-1 解： 已知Ka(HAc) = 1.7410-5 ， Kb(Ac-) = Kw / Ka(HAc) =1.010-14/(1.7410-5) = 5.75 10-10 Kb Kw , c /Kb = 0.10 / (5.75 10-10) 400, 则：所以，pH = 8.88H+ = Kw/OH- = 1.00 10-14/ (7.58 10-6) = 1.32 10-9 molL-1 【例 5-6】计算0.10 mol/L一氯乙酸(CH2ClCOOH)溶液的pH值解： 查表得Ka(HA) = 1.4010-3，C = 0.10 mol/LKa Kw，C/Ka = 1.40102 Kw（忽略水的质子平衡）(2) Ka1 Ka2，C/Ka1 400，作一元酸处理：(3) 多元弱碱与多元弱酸同理例 5-7】计算0.10 molL-1 H2S溶液(饱和浓度)的H+和S2-以及H2S的电离度解：HS- H+ + S2- H2S H+ + HS-Ka1 = 1.32 10-7 Ka2 = 7.10 10-15 由于Ka1 Ka2，C/Ka1 400，则作一元酸处理：因为第二步电离很少，H+HS-：S2- + H2O HS- + OH- Kb1= 1.41 Kb2= 7.58 10-8 HS- + H2O H2S + OH- HS- H+ + S2- H2S H+ + HS-Ka1 = 1.32 10-7 Ka2 = 7.10 10-15 多元弱酸、弱碱中共轭酸碱Ka和Kb的关系5.2.3 两性物质的质子传递平衡1. 两性阴离子溶液，如HCO3-,H2PO4-, HPO42-等离子。

当Ka2C20Kw，C20Ka1时，有最简式：例：NaHCO3溶液HCO3 H+ + CO32 HCO3 + H2O H+ + H2CO3 Kb2 = 2.33 10-8 Ka2 = 5.61 10-11 pH = 8.832. 由弱酸和弱碱组成的两性物质溶液，如NH4Ac等3. 氨基酸型两性物质溶液：通式：NH3+ . CHR. COO-当Ka阳C20Kw，C20Ka阴时，有最简式：同理于弱酸弱碱组成的两性物质溶液5.3 酸碱质子传递平衡的移动5.3.1 同离子效应5.3.2 盐效应5.3.1 同离子效应HAc + H2O H3O+ + Ac-Ac + Na+ NaAc平衡向左移动定义：这种在弱酸或弱碱的水溶液中，加入与弱酸或弱碱含有相同的离子的易溶性强电解质，使弱酸或弱碱的解离度降低的现象一定温度时的醋酸稀溶液中：降低降低解: C0=0.10molL-1,C Ac-= 0.10molL-1, Ka = 1.7410-5 :【例5-8】 在0.10molL-1HAc溶液中加入固体NaAc，使其浓度为0.10molL-1 (设溶液体积不变)，计算溶液的H+和电离度起始浓度：0.10 0 0.10解离浓度：H+ H+ H+平衡浓度：0.10-H+ H+ 0.10+H+ HAc H+ + Ac 0.100.10H+ = Ka HAc/Ac- = 1.74 10-5 0.10 / 0.10 = 1.74 10-5 molL-1 = H+/ C0 = 1.74 10-5 / 0.10 = 1.74 10-4 = 0.0174%【例5-9】 在0.10molL-1HCl溶液中通入H2S至饱和，求溶液中的S2-。

解：H+=0.10molL-1，H2S= 0.10molL-1，设S2-= xH2S 2H+ + S2-起始浓度：0.10 0.10 0电离浓度： x 2x x平衡浓度：0.10-x 0.10-2x x0.100.10= Ka1 .Ka2=9.23 10-22x = 9.23 10-21 molL-15.3.2 盐效应 若在HAc溶液中加入不含相同离子的强电解质如NaCl,，则因离子强度增大，溶液中离子之间的相互牵制作用增大，使HAc的解离度略有增大，这种作用称为盐效应 例如 在0.10molL-1 HAc溶液中加入NaCl使其浓度为0.10molL-1 ，则溶液中的H+由1.3210-3molL-1 1.8210-3molL-1 ，HAc的解离度由1.32%1.82% 产生同离子效应时，必然伴随有盐效应，但同离子效应的影响比盐效应要大得多，所以一般情况下，不考虑盐效应液不会产生明显影响5.3.3 浓度对平衡移动的影响弱酸HB在水中的质子自递平衡为HB + H2O H3O+ + B-平衡建立后，若CHB，则平衡被破坏，向着HB解离的方向移动，即CH3O+ 和CB- 而电离度的变化呢？不同浓度HAc的和H+c/(molL-1 ) (%)H+/(molL-1 )0.0202.955.90 10 40.1001.321.32 10 30.2000.9321.86 10 -3增大增大减小减小影响平衡移动的因素H+电电离度起始浓浓度同离子效应应盐盐效应应5.4 缓冲溶液5.4.1 缓冲溶液的定义5.4.2 缓冲作用原理5.4.3 缓冲溶液pH值的计算5.4.4 缓冲溶液的选择和配制M2+ + H2Y MY + 2H+反应条件: pH= 6.5-7.5起始浓度：0.010 0.010 0 0 mol/L 消耗浓度：0.005 0.005 0.005 0.010 mol/LpH=lgCH+ = lg 0.01 = 2 随着反应的进行，氢离子浓度不断增大，pH值减小，超出反应条件，从而反应无法进行。

5.4.1 缓冲溶液的定义1号溶液 2号溶液未加酸碱时时的pH值值7.004.75加入0.010 mol HCl后的pH值值2.004.66加入0.010 mol NaOH后的pH值值12.004.84注：1号溶液：1L浓度为0.10 mol/L 的NaCl溶液2号溶液：1L浓度为0.10 mol/L HAc和0.10 mol/L NaAc的混合溶液1. 缓冲溶液：能抵抗外来少量强酸、强碱或 稍加稀释，而保持其pH值基本不 变的溶液 2. 缓冲溶液的分类：(1) 强酸或强碱溶液(2) 由共轭酸碱对组成的溶液例：NaAc-HAc、NH3-NH4Cl和Na2HPO4-NaH2PO4Na2CO3-NaHCO35.4.2 缓冲作用原理HAc H+ + Ac NaAc Na+ + Ac (1) 加入少量强酸时： 平衡左移，消耗H+，使H+变化不明显(2) 加入少量强碱时： 平衡右移，补充消耗的H+，使H+变化不明显3) 稀释时： H+降低，Ac 降低， HAc 增大 电离产生 H+H+ + Ac HAcH+ OH H2O 抗酸 抗碱 抗稀释HA H+ + A 起始浓度：Ca 0 Cb mol/L 电离浓度：x x x mol/L平衡浓度：Ca x x Cbx mol/Lx很小，HA = Ca xCa, A = Cbx Cb 两边取负对数得：-lgH+ = -lgKa + lg5.4.3 缓冲溶液pH值的计算缓冲比【例5-8】 在0.10molL-1HAc溶液中加入固体NaAc，使其浓度为0.10molL-1 (设溶液体积不变)，计算溶液的H+和电离度。

解: Ca 0.10molL-1, C b 0.10molL-1 , pKa = 4.75：= 4.75H+ = 1.74 10-5 molL-1。