酸碱电离平衡课件.ppt

v 酸 碱 平 衡☺酸碱电离平衡第八章第八章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡一、酸碱质子理论一、酸碱质子理论1 1 酸碱的定义酸碱的定义 酸碱质子理论酸碱质子理论 （（BrBr nsted-Lowrynsted-Lowry质子理论）质子理论） 2 2 酸碱解离平衡（质子理论）酸碱解离平衡（质子理论）3 3 酸碱的强弱酸碱的强弱二二、、水的自偶解离平衡水的自偶解离平衡三、弱酸弱碱的解离平衡三、弱酸弱碱的解离平衡1 1 一元弱酸弱碱的解离平衡（含离子型）一元弱酸弱碱的解离平衡（含离子型）2 2 多元弱酸弱碱的解离平衡（含离子型）多元弱酸弱碱的解离平衡（含离子型）3 3 两性离子的解离平衡两性离子的解离平衡四、酸碱解离平衡的移动（同离子效应）四、酸碱解离平衡的移动（同离子效应）五、缓冲溶液五、缓冲溶液1 1 缓冲溶液的组成及缓冲作用缓冲溶液的组成及缓冲作用2 2 缓冲溶液缓冲溶液pHpH的计算的计算3 3 缓冲溶液的配制缓冲溶液的配制酸碱电离平衡人们对酸碱概念的逐步认识人们对酸碱概念的逐步认识18871887年阿仑尼乌斯（年阿仑尼乌斯（S.A.ArrheniusS.A.Arrhenius）） 电离理论电离理论19051905年富兰克林（年富兰克林（FranklinFranklin）） 溶剂理论溶剂理论 19231923年年Bronsted and LowreyBronsted and Lowrey 质子理论质子理论 路易斯（路易斯（LewisLewis））酸碱电子理论酸碱电子理论 皮尔逊（皮尔逊（Pearson)Pearson)于于19631963年提出了软硬酸碱理论年提出了软硬酸碱理论 酸碱电离平衡阿仑尼乌斯根据电离理论提出：阿仑尼乌斯根据电离理论提出：酸是在水溶液中电离出的阳离子仅仅是酸是在水溶液中电离出的阳离子仅仅是H H+ +的物质；的物质；碱是在水溶液中电离出的阴离子仅仅是碱是在水溶液中电离出的阴离子仅仅是OH-OH-的物的物质。

质由于水是最普遍的溶剂，所以百年来，这种观由于水是最普遍的溶剂，所以百年来，这种观 点点至今仍为许多人采用至今仍为许多人采用这种观念其缺点是立论仅局限于水溶液体系，不适这种观念其缺点是立论仅局限于水溶液体系，不适用于水溶剂和非水溶剂体系用于水溶剂和非水溶剂体系 2NH2NH3 3(l)(l) NH NH4 4+ + + NH + NH2 2- -反例：反例：酸碱电离平衡一一. 本章本章 酸碱定义酸碱定义1. 1. 酸碱质子理论酸碱质子理论酸碱质子理论酸碱质子理论（（BrBr nsted-Lowry nsted-Lowry 质子理论）质子理论） 能给出能给出H+ 的物质为质子的物质为质子酸酸 能与能与H+ 结合的物质为质子结合的物质为质子碱碱NH4+ NH3 + H+[Al(H2O)6]3+ [Al(H2O)5(OH)]2+ + H+HCO3– CO32– + H+酸酸 碱碱 + H+酸碱电离平衡2. 2. 酸碱质子理论酸碱质子理论酸碱质子理论酸碱质子理论 酸酸 H+ + 碱碱 共轭关系共轭关系 共轭酸共轭酸 共轭碱共轭碱 HCl H+ + Cl –酸在水中的解离酸在水中的解离（酸碱必须同时存在）（酸碱必须同时存在） HCl + H2O H3O+ + Cl – （全部）（全部） 酸酸1 碱碱2 酸酸2 碱碱1 NH4+ + H2O H3O+ + NH3 （可逆）（可逆） 酸酸1 碱碱2 酸酸2 碱碱1H+H+H+酸碱电离平衡共轭酸碱：至少两对，酸碱强弱相对关系共轭酸碱：至少两对，酸碱强弱相对关系酸碱半反应式酸碱半反应式两性物质：两性物质：接受接受 + + 给出给出质子酸碱理论没有盐的概念质子酸碱理论没有盐的概念酸碱的几点说明酸碱的几点说明酸碱电离平衡2. 2. 酸碱质子理论酸碱质子理论酸碱质子理论酸碱质子理论碱碱在水中的解离（在水中的解离（酸碱必须同时存在酸碱必须同时存在）） Ac – + H2O HAc + OH – （可逆）（可逆） 碱碱1 酸酸2 酸酸1 碱碱2 酸碱反应酸碱反应H+“有酸才有碱，有碱才有酸 酸中有碱，碱可变酸 ”（酸碱相互依存和转化）酸碱电离平衡 对于多元弱酸（碱），它们的共轭酸碱对对于多元弱酸（碱），它们的共轭酸碱对之间的关系依然成立，注意分清每一步解之间的关系依然成立，注意分清每一步解离平衡的对应关系！！！离平衡的对应关系！！！K Kb1b1Ө = 2.3 × 10= 2.3 × 10-2-2K Kb2b2Ө = 1.6 × 10 = 1.6 × 10-7-7K Kb3b3Ө = 1.3 × 10 = 1.3 × 10-12-12K Kb1b1Ө > K > Kb2b2Ө > K > Kb3b3Ө 酸碱强弱顺序酸碱强弱顺序?酸碱电离平衡3. 3. 酸碱的强弱酸碱的强弱酸碱的强弱酸碱的强弱取决于取决于（（1 1））酸碱本身酸碱本身释放质子和接受质子的能力释放质子和接受质子的能力 （（2 2））溶剂溶剂接受和释放质子的能力接受和释放质子的能力 例如：例如： HAc HAc 在水中为弱酸，在水中为弱酸， 但在液氨中为强酸！但在液氨中为强酸！ 酸碱的强弱酸碱的强弱 用用 Ka (Ka (解离平衡常数）解离平衡常数）来表征来表征如：如：-396.6 -237.19 -237.19 -369.4 (kJ/mol)酸碱电离平衡水水水水溶溶溶溶液液液液中中中中的的的的共共共共轭轭轭轭酸酸酸酸碱碱碱碱对对对对和和和和K Ka a值值值值水水水水溶溶溶溶液液液液中中中中最最最最强强强强酸酸酸酸为为为为 最最最最强强强强碱碱碱碱 HH3 3OO+ +(aq) + H(aq) + H2 2O (l) O (l)  H H3 3OO+ + (aq) +H(aq) +H2 2O O (l) (l) K = 1K = 1全部电离全部电离酸碱电离平衡溶剂与酸碱的相对强弱溶剂与酸碱的相对强弱HClHCl、、H H2 2SOSO4 4、、NaOHNaOH等强弱无法通过水溶液区分。

等强弱无法通过水溶液区分同一弱酸或弱碱，如溶于不同的溶剂，表现同一弱酸或弱碱，如溶于不同的溶剂，表现出来的强弱就不同出来的强弱就不同酸酸碱碱例如：醋酸在水(极弱酸)中表现为弱酸，在液氨(比水更弱的酸)中表现为强酸，在无水 H2SO4(强酸)中则表现为碱 酸碱电离平衡溶剂的拉平效应溶剂的拉平效应 (Leveling Effect) (Leveling Effect)在水中，所有酸强度均由在水中，所有酸强度均由H H3 3O O+ +体现，因此各体现，因此各种强酸的强度被拉平到种强酸的强度被拉平到H H3 3O O+ +水平水平酸碱电离平衡溶剂的区分效应溶剂的区分效应 (Differentialing Effect) (Differentialing Effect)K Ka aӨ = 1.58 × 10 = 1.58 × 10-6-6K Ka aӨ = 6.31 × 10 = 6.31 × 10-9-9K Ka aӨ = 1.58 × 10 = 1.58 × 10-9-9K Ka aӨ = 3.98 × 10 = 3.98 × 10-10-10HClOHClO4 4 > H > H2 2SOSO4 4 > HCl > HNO > HCl > HNO3 3酸碱电离平衡酸碱反应和酸碱强弱酸碱反应和酸碱强弱强酸强酸 + + 强碱强碱 ＝＝ 弱酸弱酸 + + 弱碱弱碱（（1 1）） 酸碱强弱判断反应方向酸碱强弱判断反应方向CNCN- - + HF = F + HF = F- - + + HCNHCNK Ka aӨ(HF) = 3.5 ×10-4 K Ka aӨ(HCN) = 4.9 ×10(HCN) = 4.9 ×10-10-10酸碱电离平衡（（2 2）由反应方向判断酸碱强弱）由反应方向判断酸碱强弱在水溶液中，下列反应自发进行，在水溶液中，下列反应自发进行，判断各酸碱的强弱判断各酸碱的强弱1. H1. H3 3O O+ + + OH + OH- - = H = H2 2O +HO +H2 2O O2. S2. S2-2- + H + H2 2S = HSS = HS- - + HS + HS- - 酸碱电离平衡酸碱强度和结构酸碱强度和结构（（1 1）） 氢化物氢化物 H Hm mX XNHNH3 3 H H2 2O HFO HF H H2 2S HClS HCl H H2 2Se HBrSe HBr H H2 2Te HI Te HI 酸碱电离平衡(2) (2) 含氧酸含氧酸 （成酸元素的羟基化合物）（成酸元素的羟基化合物）通式（通式（HOHO））m mXOXOn nHNOHNO2 2 < HNO < HNO3 3H H2 2SOSO3 3 < H < H2 2SOSO4 4HClO < HClOHClO < HClO2 2 < HClO < HClO3 3 < HClO < HClO4 4 酸碱电离平衡但对于酸仍限制在含氢的物质上，故酸碱反应也仅局限于包含质子转移的反应。

酸碱质子理论扩充了酸碱范围，并适用酸碱质子理论扩充了酸碱范围，并适用于非水的质子溶剂中应用于非水的质子溶剂中应用酸碱质子理论的优缺点酸碱质子理论的优缺点优点优点不足不足N N2 2O O4 4 = NO = NO+ + + NO + NO3 3- -BFBF3 3 + F + F- - = BF = BF4 4- -酸碱电离平衡二、水的自偶解离平衡二、水的自偶解离平衡水本身电离平衡水本身电离平衡H2O + H2O H3O+ + OH– 在在25 °C，由电导等方法，由电导等方法测得测得 [H[H3 3OO+ +] = [OH] = [OH– –] = 1.0 ] = 1.0 × 10× 10–7–7 （（（（mol/dmmol/dm3 3) )则则则则 K Kw w = [H= [H3 3OO+ +] [OH] [OH– –] = 1.0 ] = 1.0 × 10× 10–14 –14 ( ( 无量纲）无量纲）无量纲）无量纲）K Kww 称为水的离子积，是水的解离常数称为水的离子积，是水的解离常数称为水的离子积，是水的解离常数。

称为水的离子积，是水的解离常数K Kww随温度的增加，略有增加随温度的增加，略有增加随温度的增加，略有增加随温度的增加，略有增加K Kww也可由也可由也可由也可由 求得求得求得求得 H2O(l) + H2O(l) H3O+(aq) + OH–(aq) -237.2 -237.2 -237.2 -157.3 (kJ/mol) = 79.90 酸碱电离平衡纯水时：纯水时： [H[H3 3OO+ +] = [OH] = [OH– –] = 1.0 ] = 1.0 × 10× 10–7–7 （（（（mol/dmmol/dm3 3) ) pH = - lg [H pH = - lg [H3 3OO+ +] = 7 = pOH] = 7 = pOH加入加入加入加入0.10 mol/dm0.10 mol/dm3 3 强酸强酸强酸强酸时，时，时，时， [OH [OH– –] = K] = Kw w / [H/ [H3 3OO+ +] ] = 1.0 = 1.0 × 10× 10–14–14 / / 1.0 1.0 × 10× 10–1 –1 = = 1.0 1.0 × 10× 10–13–13（（（（mol/dmmol/dm3 3) )加入加入加入加入0.10 mol/dm0.10 mol/dm3 3 强碱强碱强碱强碱时，时，时，时， [H [H3 3OO+ +] = K] = Kw w / [OH/ [OH– –] ] = 1.0 = 1.0 × 10× 10–14–14 / / 1.0 1.0 × 10× 10–1 –1 = = 1.0 1.0 × 10× 10–13–13（（（（mol/dmmol/dm3 3) ) 水溶液中水溶液中水溶液中水溶液中 ( (纯水、或酸碱溶液），纯水、或酸碱溶液），纯水、或酸碱溶液），纯水、或酸碱溶液）， H H3 3OO+ + 和和和和OHOH– – 同时同时同时同时存在，存在，存在，存在， K Kww是个常数。

是个常数是个常数是个常数酸溶液中也有酸溶液中也有酸溶液中也有酸溶液中也有OHOH– – ，碱溶液，碱溶液，碱溶液，碱溶液中也有中也有中也有中也有H H3 3OO+ + ））））酸碱电离平衡　 　　 pH 和 pOH 一般的取值范围是 1 - 14 , [c(H+)/c ][c(OH- -)/c ]=Kw pH=-lg [c(H+)/c ] pOH=-lg [c(OH- -)/c ]pH=pKw-pOH=14-pOHpH值越大，溶液酸性越弱，碱性越强值越大，溶液酸性越弱，碱性越强酸碱电离平衡HAc + H2O = H3O+ + Ac-Ac- + H2O = OH- + HAc共轭酸碱满足：共轭酸碱满足：Kw = KaӨ × × K Kb bӨӨ 酸碱解离常数酸碱解离常数酸碱电离平衡三、弱酸弱碱的解离平衡三、弱酸弱碱的解离平衡HAc + H2O = H3O+ + Ac-分为两个部分：分为两个部分：分为两个部分：分为两个部分：一元一元一元一元弱酸弱碱的解离平衡弱酸弱碱的解离平衡弱酸弱碱的解离平衡弱酸弱碱的解离平衡 多元多元多元多元元弱酸弱碱的解离平衡元弱酸弱碱的解离平衡元弱酸弱碱的解离平衡元弱酸弱碱的解离平衡1. 1. 1. 1. 首先：一元弱酸弱碱的解离平衡首先：一元弱酸弱碱的解离平衡首先：一元弱酸弱碱的解离平衡首先：一元弱酸弱碱的解离平衡简化为：简化为： HB = H+ + B-酸碱电离平衡一元弱酸弱碱的解离平衡一元弱酸弱碱的解离平衡例：求例：求0.10 mol/dmmol/dm3 3 HAcHAc水溶液的酸度，已知水溶液的酸度，已知水溶液的酸度，已知水溶液的酸度，已知 K Ka a = 1.76 = 1.76 × 10× 10–5–5 解：解：HAc + H2O H3O+ + Ac– 0.10-x x x 设设设设 H H3 3OO+ + 的平衡浓度为的平衡浓度为的平衡浓度为的平衡浓度为 x x 则则则则 K Ka a = [H= [H3 3OO+ +] [Ac] [Ac– –] / [HAc]] / [HAc] = x = x2 2 / ( / (0.10-x)   x x2 2 / / 0.10 = 1.76 × 10× 10–5 –5 x = [Hx = [H3 3OO+ +] ] = (0.10 = (0.10 × × 1.76 × 10× 10–5 –5 ) )0.50.5 = 1.3× 10 = 1.3× 10–3 –3 ( (mol/dmmol/dm3 3 ) )解离度解离度  = x / C0 = 1.3× 101.3× 10–3 –3 / 0.10 / 0.10 = = 0.013 (1.3%)0.013 (1.3%)酸碱电离平衡计算计算0.100mol·L-1氨水溶液中的氨水溶液中的c(OH- -)、、pH和氨和氨水的解离度。

水的解离度 c(OH- -)=1.34××10-3 mol·L-1 Kw 1.0××10-14c(OH- -) 1.34××10-3 c(H+ +)= = mol·L-1=7.5××10-12 mol·L-1pH=-lg(7.5××10-12)=11.12cα 1.34××10-3 c 0.100α= ××100%= ××100%=1.34% 解：解： NH3·H2O NH4++OH- -平衡浓度平衡浓度/(mol·L-1) 0.100-x x x酸碱电离平衡一元弱酸（碱）溶液的一元弱酸（碱）溶液的一元弱酸（碱）溶液的一元弱酸（碱）溶液的 [H [H3 3OO+ + ] ] （或（或（或（或 [OH [OH– –]) ]) 的简化公式的简化公式的简化公式的简化公式假定：假定：假定：假定：（（（（1 1）在）在）在）在 0.10 mol/dmmol/dm3 3 HAHA水溶液中，水本身水溶液中，水本身水溶液中，水本身水溶液中，水本身的解离可忽略，即由的解离可忽略，即由的解离可忽略，即由的解离可忽略，即由 H2O  H3O+ 产生的产生的[H3O+ ] < 10-7 (mol/dm3)；； （（2）） HAHA的解离度的解离度的解离度的解离度         5% 5% ，或 c/K c/K     380 （400400） 其中，其中，c 为为HAHA的起始浓度；的起始浓度；的起始浓度；的起始浓度；K K 为平衡常数。

为平衡常数为平衡常数为平衡常数一元弱酸（碱）溶液的一元弱酸（碱）溶液的 [H3O+ ] （（ [OH–]) 的简化公式：的简化公式：酸碱电离平衡例：例：将将2.45克固体克固体NaCN配制成配制成500 cm3的水溶液，计的水溶液，计算此溶液的酸度是多少已知：算此溶液的酸度是多少已知：HCN的的Ka 为为4.93×10－－10解解：：CN－－的浓度为的浓度为 2.45/(49.0 ×0.500)=0.100 (mol/dm3) CN－－ + H2O OH－－ + HCN = Kw/Ka = 1.00 ×10－－14/ 4.93 ×10－－10 = 2.03 ×10－－5因为因为 c/Kb = 0.100/2.03 ×10－－5 = 4.93 ×103 > 400则则 [OH－－] = （（Kb·c)0.5 = (2.03 ×10－－5 ×0.100)0.5 = 1.42 ×10－－3 (mol/dm3) pH = 14.0 －－ pOH = 14.0 －－2.85 = 11.15酸碱电离平衡计算：计算： C (Ac-) = 0.10 mol·L-1 的的NaAc 水溶水溶液中的氢氧根离子浓度液中的氢氧根离子浓度 C(OH-)和溶液和溶液的的pH值值酸碱电离平衡H H2 2COCO3 3 + H+ H2 2O = HO = H3 3O O+ + + HCO + HCO3 3- -HCOHCO3 3- - + H + H2 2O = HO = H3 3O O+ + + CO + CO3 3- -K Ka1a1Ө = 4.30 × 10 = 4.30 × 10-7-7K Ka2a2Ө = 5.61 × 10 = 5.61 × 10-11-112 2、多元弱酸弱碱的解离平衡、多元弱酸弱碱的解离平衡COCO3 32-2- + H + H2 2O = HCOO = HCO3 3- - +OH +OH- -HCOHCO3 3- - + H + H2 2O = HO = H2 2COCO3 3 +OH +OH- -K Kb1b1Ө = 1.78 × 10 = 1.78 × 10-4-4K Kb2b2Ө = 2.33 × 10 = 2.33 × 10-8-8二二元元酸酸二二元元碱碱酸碱电离平衡第一步解离常数第一步解离常数 > > > >第二步解离常第二步解离常数数 > > > > 第三步解离常数第三步解离常数 K Ka1a1Ө(H(H2 2COCO3 3））× K× Kb2b2Ө（（COCO3 3- -））= K= Kw w ӨK Ka2a2Ө(H(H2 2COCO3 3））× K× Kb1b1Ө（（COCO3 3- -））= K= Kw w Ө无机弱多元酸碱：无机弱多元酸碱：K Ka1a1/K/Ka2a2 > 10 > 104 4有机弱多元酸碱：有机弱多元酸碱： K Kb1b1/K/Kb2b2 > 10 > 101.51.5（（1 1））（（2 2））（（3 3））（（4 4））第一步解离的第一步解离的H H+ +对其后各步解离具有强烈抑制作用对其后各步解离具有强烈抑制作用酸碱电离平衡在计算多元酸碱水溶液在计算多元酸碱水溶液pHpH时，若要求时，若要求相对误差相对误差< 2.5%< 2.5%只要只要 K Ka1a1Ө /K /Ka2a2Ө ≥ 101.6可以只考可以只考虑第一步解离而完全忽略以第一步解离而完全忽略以后各步解离后各步解离对溶液酸度的影响溶液酸度的影响酸碱电离平衡c/cc/cӨK Ka1a1Ө≥ 400≥ 400c(Hc(H+ +)/c)/cӨ = = c/cc/cӨK Ka1a1Ө≤ 400≤ 400c(Hc(H+ +)/c)/cӨ = = 酸碱电离平衡2 2、多元弱酸弱碱的解离平衡、多元弱酸弱碱的解离平衡分步电离分步电离 H2S：： H2S + H2O H3O+ + HS– K Ka1 a1 = [H= [H3 3OO+ +] [HS] [HS– –] / [] / [H2S] ] = 9.1 × 10× 10–8–8 HS– + H2O H3O+ + S2– K Ka2a2 = [H= [H3 3OO+ +] [S] [S2 2– –] / [HS] / [HS– –] ] = 1.1 × 10× 10–12–12一般来说，第二部电离较第一步电离更难，一般来说，第二部电离较第一步电离更难，一般来说，第二部电离较第一步电离更难，一般来说，第二部电离较第一步电离更难， K Ka1 a1 较较较较K Ka2 a2 大几个数量级。

大几个数量级大几个数量级大几个数量级 酸碱电离平衡例：例：解：解： H2S + H2O H3O+ + HS– 平衡浓度：平衡浓度： 0.1-x x+y x-y HS– + H2O H3O+ + S2– x-y x+y y K Ka1 a1 = [H= [H3 3OO+ +] [HS] [HS– –] / [] / [H2S] ] = 9.1 × 10× 10–8 –8 K Ka2 a2 = [H= [H3 3OO+ +] [S] [S2 2– –] / [HS] / [HS– –] ] = 1.1 × 10× 10–12–12∵∵ K Ka1 a1 >> >> K Ka2 a2 ，且，且，且，且 c / K c / Ka1a1 = 0.1/ = 0.1/ 9.1 × 10× 10–8–8 >> 400>> 400∴∴ [H[H3 3OO+ +] ] ＝＝＝＝ x+y ≈ x ＝＝ （（ 9.1 × 10× 10–8 –8 × 0.1× 0.1 )0.5 = 9.5 × 10× 10–5–5（（（（mol/dmmol/dm3 3 ）））） pH = 4.02pH = 4.02 计算0.10 mol/dmmol/dm3 3 H2S 水溶液的水溶液的水溶液的水溶液的[H[H3 3OO+ +] ] 和和和和 [S [S2 2– –] ]，，，，以及以及以及以及H2S 的解离度。

的解离度 酸碱电离平衡解：解： H2S + H2O H3O+ + HS– 平衡浓度：平衡浓度：0.10-x x+y x-y HS– + H2O H3O+ + S2– x-y x+y y [S[S2 2– –] ] = K = Ka2 a2 × (× ([HS[HS– –] / [H] / [H3 3OO+ +] ) = K] ) = Ka2a2 × (× (x-y / / x+y ) ) ∵∵ x x >> >> y y ，，，， ∴∴ [HS[HS– –] ] ≈ [H [H3 3OO+ +] ] ∴∴ [S[S2 2– –] ] ≈ K Ka2a2 = 1.1 × 10× 10–12 –12 （（（（mol/dmmol/dm3 3 ））））H2S的电离度的电离度的电离度的电离度  = x / c = = x / c = 9.5 × 10× 10–5 –5 / 0.10 = / 0.10 = 9.5 × 10× 10–4 –4 （（（（≈0.1%)酸碱电离平衡可见：可见： 溶液中绝大部分是未电离的溶液中绝大部分是未电离的H H2 2S S分子。

分子 一个重要的结论一个重要的结论1.1.弱二元酸水溶液中，酸根离子的弱二元酸水溶液中，酸根离子的物质的量浓度，数值约等于物质的量浓度，数值约等于 K Ka2a22.2.氢离子的浓度远大于酸根离子浓氢离子的浓度远大于酸根离子浓度的度的2 2倍倍酸碱电离平衡? 计算计算0.10 mol/dmmol/dm3 3 Na2S 水溶液中的水溶液中的水溶液中的水溶液中的 [S [S2 2– –] ] 和和和和[OH[OH–] ,] ,以及以及以及以及 S S2 2– –的解离度的解离度 K Ka2a2Ө(H(H2 2S) = 1.1S) = 1.1 × 10× 10–12–12K Ka1a1Ө(H(H2 2S) = 9.1S) = 9.1 × 10× 10–8–8? 计算计算0.10 mol/dmmol/dm3 3 Na2CO3 水溶液的水溶液的水溶液的水溶液的pHpH 已知：已知： K Ka2a2Ө(H(H2 2COCO3 3) = 5.6) = 5.6 × 10× 10–11–11K Ka1a1Ө(H(H2 2COCO3 3) = 4.3) = 4.3 × 10× 10–7–7酸碱电离平衡例：例：解：解： S S2 2– – + H2O OH– – + HS– HS– + H2O OH– – + H2S K Kb1b1 = K = Kww/K/Ka2a2 = 1.0 = 1.0 × 10× 10–14 –14 / 1.1/ 1.1 × 10× 10–12 –12 = = 9.1 × 109.1 × 10–3 –3 K Kb2b2 = K = Kww/K/Ka1a1 = 1.0 = 1.0 × 10× 10–14 –14 / 9.1/ 9.1 × 10× 10–8 –8 = = 1.1 × 101.1 × 10–7 –7 ∵∵ K Kb1 b1 >> >> K Kb2 b2 ，，，， 计算时不必考虑第二步解离计算时不必考虑第二步解离计算计算0.10 mol/dmmol/dm3 3 Na2S 水溶液中的水溶液中的水溶液中的水溶液中的 [S [S2 2– –] ] 和和和和[OH[OH–] ] , ,以及以及以及以及 S S2 2– –的解离度。

的解离度 酸碱电离平衡例：例：解：解： S S2 2– – + H2O OH– – + HS– 平衡浓度：平衡浓度：0.10 – – x x x ∵∵ c / K c / Kb1 b1 = = 0.10/0.10/ 9.1 × 109.1 × 10–3 –3 = 11 < 400= 11 < 400 ∴ 不能简化计算不能简化计算，解一元二次方程得：，解一元二次方程得： x = [OH[OH–] = ] = 2.5 × 102.5 × 10–2 –2 （（（（mol/dmmol/dm3 3 ）））） [S [S2 2– –] = 0.10 ] = 0.10 – x– x = 0.10 = 0.10 – 0.025 = – 0.025 = 7.5 × 107.5 × 10–2 –2 （（（（mol/dmmol/dm3 3 ））））S S2 2– –的解离度的解离度的解离度的解离度  = x / c = = x / c = 0.025 / 0.10 = / 0.10 = 0.25 （（（（25%) 酸碱电离平衡例：例：解：解： H2POPO4 4– – + H2O H3O+ + + HPOPO4 42 2– – K Ka2a2( (H H3 3POPO4 4) = 6.23 × 10× 10–8–8 H2POPO4 4– – + H2O OH – – + H3POPO4 4 ∵∵ K Ka2 a2 >> K>> Kb3 b3 ∴ 溶液显酸性溶液显酸性两性离子两性离子的解离平衡的解离平衡的解离平衡的解离平衡试试定性定性说明为什么说明为什么 NaH NaH2 2POPO4 4 溶液显酸性溶液显酸性。

H+H+酸碱电离平衡金属离子金属离子某些金属离子如某些金属离子如FeFe3+3+、、AlAl3+3+、、 Cu Cu2+2+、、ZnZn2+2+等的等的水溶液具有酸性水溶液具有酸性 为什么？为什么？AlClAlCl3 3(s) + 6H(s) + 6H2 2O = [Al(HO = [Al(H2 2O)O)6 6] ]3+ 3+ + 3Cl+ 3Cl- -[Al(H[Al(H2 2O)O)6 6] ]3+ 3+ + H+ H2 2O = [Al(HO = [Al(H2 2O)O)5 5OH]OH]2+ 2+ + H+ H3 3O O+ +[Al(H[Al(H2 2O)O)5 5OH]OH]2+ 2+ + H+ H2 2O = [Al(HO = [Al(H2 2O)O)4 4(OH)(OH)2 2] ]+ + + H+ H3 3O O+ +[Al(H[Al(H2 2O)O)4 4(OH)(OH)2 2] ]+ + + H+ H2 2O = [Al(HO = [Al(H2 2O)O)3 3(OH)(OH)3 3] ] + H+ H3 3O O+ +酸碱电离平衡多元弱酸弱碱多元弱酸弱碱多元弱酸弱碱多元弱酸弱碱 （小结）（小结）1. 多元弱酸溶液中，多元弱酸溶液中，[H3O+] 主要由第一步解离决定主要由第一步解离决定 可按一元酸来计算可按一元酸来计算 [H3O+] 2. 二元弱酸二元弱酸 H2A 溶液中，溶液中， [A2–] ≈ Ka23. 多元弱碱（如多元弱碱（如Na2S, Na2CO3, Na3PO4等）的情况与多元等）的情况与多元弱酸的相似，计算时用弱酸的相似，计算时用Kb代替代替Ka 即可。

即可4. 两性物（两性物（H2PO4–, HCO3– 等）的酸碱性取决于相应酸常等）的酸碱性取决于相应酸常数和碱常数的相对大小数和碱常数的相对大小pH值的定量计算本课不要求）值的定量计算本课不要求）两种弱酸（弱碱）混合，当两者的浓度相近且两种弱酸（弱碱）混合，当两者的浓度相近且 Ka相差很大相差很大时，只考虑时，只考虑 Ka 大的，大的， 来计算来计算 [H3O+] 酸碱电离平衡弱酸弱碱弱酸弱碱弱酸弱碱弱酸弱碱盐盐的解离平衡的解离平衡的解离平衡的解离平衡 NH4 4+ + + Ac– – + H2O NH3·H2O + HAc 0.10 –x 0.10 –x x x0.10 –x 0.10 –x x x∵∵ K K 很小，很小，很小，很小， x x 很小，很小，很小，很小，0.10 0.10 – – x x ≈ 0.10 x x2 2 / 0.10 / 0.102 2 = 3.1= 3.1×10×10－－－－5 5 ∴ x = [NH3] = [HAc] = (3.1 ×10×10－－－－7 7) )0.5 0.5 = = 5.6 5.6 ×10×10－－－－4 4 (mol/dm(mol/dm3 3) ) 例：求例：求例：求例：求 0.10 0.10 mol/dmmol/dm3 3 NHNHNHNH4 4 4 4Ac Ac Ac Ac 溶液的溶液的 pH pH值值酸碱电离平衡弱酸弱碱弱酸弱碱弱酸弱碱弱酸弱碱盐盐的解离平衡的解离平衡的解离平衡的解离平衡（接上页）（接上页） NH4 4+ + + Ac– – + H2O NH3·H2O + HAc 0.10 –x 0.10 –x x x0.10 –x 0.10 –x x x HAc + H2O H3O＋＋ + Ac– – x y 0.10 –x x y 0.10 –x ∴ pH = 7.00 pH = 7.00例：例：例：例：求求求求 0.10 0.10 mol/dmmol/dm3 3 NHNHNHNH4 4 4 4Ac Ac Ac Ac 溶液的溶液的 pH pH值值酸碱电离平衡弱酸弱碱弱酸弱碱弱酸弱碱弱酸弱碱盐盐的解离平衡的解离平衡的解离平衡的解离平衡（接上页）（接上页） NH4 4+ + + Ac– – + H2O NH3·H2O + HAc 0.10 –x 0.10 –x x x0.10 –x 0.10 –x x x 酸碱电离平衡单水解过程单水解过程双水解过程双水解过程例如：例如： NaAc NaAc水解水解例如：例如： NH NH4 4AcAc水解水解酸碱电离平衡水解度（水解度（h h））: : 已水解的离子的已水解的离子的浓度占起始浓度的百分数浓度占起始浓度的百分数酸碱电离平衡四、酸碱解离平衡的移动四、酸碱解离平衡的移动——稀释定律稀释定律 例：某一元弱酸水溶液，例：某一元弱酸水溶液，pH = 4.0,pH = 4.0,加入加入同体积的水后，溶液同体积的水后，溶液pHpH约为多少？约为多少？pH(1) =1/2 [pKpH(1) =1/2 [pKa a + p(c/c + p(c/cӨ)] )] pH(2) =1/2 [pK pH(2) =1/2 [pKa a + p(c/2c + p(c/2cӨ)])] =1/2 [pK =1/2 [pKa a + p(c/c + p(c/cӨ)]+ 1/2lg2)]+ 1/2lg2 =pH(1) +1/2lg2 =pH(1) +1/2lg2稀释稀释n n倍，倍， pH(2) = pH(1)+1/2 lgn pH(2) = pH(1)+1/2 lgn酸碱电离平衡四、酸碱解离平衡的移动四、酸碱解离平衡的移动——同离子效应同离子效应（（1））NH3· H2O + 酚酞酚酞 （（粉红色粉红色）） 加入加入 NH4Cl(s)  无色无色 NH3 + H2O OH– + NH4+ 平衡左移平衡左移 加入加入 NH4+ 使使 NH3 解离度降低解离度降低（（2））HAc + 甲基橙甲基橙 （（橘红色橘红色）） 加入加入 NaAc(s)  黄色黄色 HAc + H2O H3O+ + Ac– 平衡左移平衡左移 加入加入 Ac– 使使 HAc 解离度降低解离度降低酸碱电离平衡同离子效应：同离子效应：同离子效应：同离子效应：在弱电解质溶液中，加入含有共同离子的强电解质而使在弱电解质溶液中，加入含有共同离子的强电解质而使解离平衡向左移动，从而降低弱电解质解离度的现解离平衡向左移动，从而降低弱电解质解离度的现象，称为同离子效应。

象，称为同离子效应①① 用同离子效应来控制溶液的用同离子效应来控制溶液的pH值；值；②② 通过调节通过调节pH值来控制共轭酸碱对的浓度值来控制共轭酸碱对的浓度1）调节）调节pH值，可控制溶液中共轭酸碱对的比例：值，可控制溶液中共轭酸碱对的比例： 例例1 HAc + H2O H3O+ + Ac– [H3O+] > Ka 即即 pH < pKa 时，时，[Ac-]/[HAc] < 1, 以以 HAc 为主为主[H3O+] = Ka 即即 pH = pKa 时，时，[Ac-]/[HAc] = 1, Ac–与与 HAc 浓度相等浓度相等[H3O+] < Ka 即即 pH > pKa 时，时，[Ac-]/[HAc] > 1, 以以 Ac– 为主为主酸碱电离平衡例：例：例：例： 酸碱指示剂：酸碱指示剂：酸碱指示剂：酸碱指示剂：例如：例如： 酚酞是有机弱酸（酚酞是有机弱酸（HIn)HIn) HIn + H2O H3O+ + In– 无色无色 紫红色紫红色当溶液中当溶液中[H3O+] 增大增大，，[In–] << [HAc], 溶液无色溶液无色当当[H3O+] 减小减小，，[In–] >> [HAc], 溶液呈溶液呈紫红色紫红色K KHInHIn是确定指示剂变色范围的依据，是确定指示剂变色范围的依据， pKpKHINHIN ± 1 称为指示剂的变色范围称为指示剂的变色范围酸碱电离平衡指示剂指示剂酸色形酸色形碱色形碱色形pKHIn变色范围变色范围pH值值 (18°C)甲基橙甲基橙 (弱碱弱碱)红红黄黄3.43.1 — 4.4百里酚蓝百里酚蓝（二元弱酸）（二元弱酸）红红（（H2In)蓝蓝（（In2 –））1.65 (pK, H2In)9.20 (pK,HIn –)1.2 — 2.88.0 — 9.6酚酞酚酞无色无色红红9.18.2 — 10.0酸碱电离平衡同离子效应：同离子效应：同离子效应：同离子效应：（（（（2 2）调节共轭酸碱对的浓度，可控制）调节共轭酸碱对的浓度，可控制）调节共轭酸碱对的浓度，可控制）调节共轭酸碱对的浓度，可控制pHpH值值值值 计算含有计算含有0.10 mol/dm0.10 mol/dm3 3 HAc HAc和和 0.10 mol/dm 0.10 mol/dm3 3 NaAc NaAc溶液的溶液的pHpH及及HAcHAc的解离度。

的解离度解：解： HAc + H2O H3O+ + Ac– 起始：起始： 0.10 0.10 平衡：平衡： 0.10 – x x 0.10 + x 因同离子效应，使因同离子效应，使HAcHAc解离度减小解离度减小 [HAc] [HAc] ≈ CHAc = 0.10 mol/dmmol/dm3 3 , [Ac , [Ac–] ] ≈ CAc- = 0.10 mol/dmmol/dm3 3 x = x = [H3O+] = Ka·（（ CHAc/ CAc-) = 1.8 × 10–5 pH = 4.74 （（2.88, 无无NaAc时）时）   = 1.8 × 10–5 /0.10 = 1.8 × 10–4 (0.018 %)酸碱电离平衡五、缓冲溶液五、缓冲溶液 ☺（（1））蒸馏水蒸馏水 + 2滴百里酚蓝滴百里酚蓝 （（微黄微黄）） 加入加入 NaOH(aq) 1～～2滴滴  蓝色蓝色（碱）（碱） 加入加入 HCl (aq) 3～～4滴滴  红色红色（酸）（酸）（（2））缓冲溶液缓冲溶液 HAc –NaAc 溶液溶液 + 2滴百里酚蓝滴百里酚蓝 （（微黄微黄）） 加入加入 NaOH(aq) 4 滴滴  不变不变色色 加入加入 HCl (aq) 4滴滴  不变不变色色 这种含有这种含有““共轭酸碱对共轭酸碱对””的混合溶液能缓解外加少量的混合溶液能缓解外加少量酸、碱或水的影响，而保持溶液酸、碱或水的影响，而保持溶液pHpH值不发生显著变化的值不发生显著变化的作用叫做作用叫做缓冲作用缓冲作用。

具有这种缓冲能力的溶液叫具有这种缓冲能力的溶液叫缓冲溶缓冲溶液液酸碱电离平衡缓冲溶液：缓冲溶液：缓冲溶液：缓冲溶液： HAc + H2O H3O+ + Ac– (1)(1)共轭酸碱对的共轭酸碱对的浓度比例浓度比例尽量接近尽量接近 1:1 1:1 当当 CHAc和 CAc- 均为 1.0 mol/dmmol/dm3 3，， pH = pKpH = pKa a 加入加入 0.01 mol 0.01 mol的的H3O+时，时， pH = pKa + lg(1.0 - 0.01)/(1.0 + 0.01) ≈ pKa – 0.01, pH 改变改变 0.01 当当 CHAc=1.98, CAc- = 0.02 (mol/dmmol/dm3)3), , pH = pKpH = pKa a+ lg(0.02)/(1.98) (二者比为二者比为 99:1 ) ≈ pKpKa a – 2.0 加入加入 0.01 mol 0.01 mol的的H3O+时，时， pH = pKa + lg(0.02 - 0.01)/(1.98 + 0.01) ≈ pKa – 2.3, pH 改变改变 0.3 实际工作中，二者比在实际工作中，二者比在1:10 到到10:1 之间为宜之间为宜 pH = pKpH = pKa a ± 1± 1 有效缓冲范围有效缓冲范围缓冲能力缓冲能力取决于共轭酸碱对的取决于共轭酸碱对的比例比例大小，以及共轭酸碱对的大小，以及共轭酸碱对的浓度浓度，，同时同时pHpH尽量尽量接近接近pKpKa a. .酸碱电离平衡缓冲溶液：缓冲溶液：缓冲溶液：缓冲溶液：(2)(2)适当增加共轭酸碱对的适当增加共轭酸碱对的浓度浓度 当共轭酸碱对的当共轭酸碱对的浓度比为浓度比为1:11:1时，如时，如CHAc和和 CAc- 均为均为 0.10 mol/dmmol/dm3 3，， 加入加入0.01 mol0.01 mol的的H3O+时，时， pH = pKa + lg(0.10 - 0.01)/(0.10 + 0.01) ≈ pKa – 0.10, pH 改变改变 0.1 而而CHAc和和 CAc- 均为均为 1.0 mol/dmmol/dm3 3时，时， 加入加入0.01 mol0.01 mol的的H3O+时，时， pH 改变改变 0.01 二者相差二者相差10倍！倍！ 一般地，总浓度在一般地，总浓度在一般地，总浓度在一般地，总浓度在0.1~1.0 0.1~1.0 mol/dmmol/dm3 3 为宜。

为宜 浓度太高时，有浓度太高时，有““盐效应盐效应””等副作用等副作用缓冲能力缓冲能力取决于共轭酸碱对的取决于共轭酸碱对的比例比例大小，以及共轭酸碱对的大小，以及共轭酸碱对的浓度浓度，，同时同时pHpH尽量尽量接近接近pKpKa a. .酸碱电离平衡常用缓冲溶液（计算值）常用缓冲溶液（计算值）缓冲溶液缓冲溶液缓冲溶液缓冲溶液共轭酸碱对共轭酸碱对pKa缓冲范围缓冲范围HCOHCO2 2H/NaOHH/NaOHHCO2H-HCO2–3.752.75-4.75CHCH3 3COCO2 2H -H -CHCH3 3COCO2 2NaNaHAc - Ac –4.753.75-5.75NaHNaH2 2POPO4 4- -NaNa2 2HPOHPO4 4H2PO4 – HPO42–7.216.21-8.21NHNH3 3·H·H2 2O -O -NHNH4 4ClClNH4+ - NH3 9.258.25-10.25NaHCONaHCO3 3 - -NaNa2 2COCO3 3HCO3– - CO32–10.25 9.25-11.25NaNa2 2HPOHPO4 4 - -NaOHNaOHHPO4 2– - PO43–12.6611.66-13.66酸碱电离平衡缓冲溶液的选择与配制缓冲溶液的选择与配制缓冲溶液的选择与配制缓冲溶液的选择与配制例：例： 要配制一定体积要配制一定体积要配制一定体积要配制一定体积pH=3.20pH=3.20的缓冲溶液，选用的缓冲溶液，选用的缓冲溶液，选用的缓冲溶液，选用HCOHCO2 2H - H - HCOHCO2 2NaNa、、、、 CH CH3 3COCO2 2H -CHH -CH3 3COCO2 2NaNa中的哪一对为好？中的哪一对为好？中的哪一对为好？中的哪一对为好？解解解解：：：： pH=3.20pH=3.20，，，， [H [H3 3OO+ +] = 6.3 ] = 6.3 × 10× 10－－－－4 4，应选用，应选用，应选用，应选用KaKa值接近值接近值接近值接近[H[H3 3OO+ +] ] 的缓冲溶液体系，即：的缓冲溶液体系，即：的缓冲溶液体系，即：的缓冲溶液体系，即：[ [弱酸弱酸弱酸弱酸]/[]/[弱碱弱碱弱碱弱碱]= [H]= [H3 3OO+ +] /Ka = 1] /Ka = 1 为好为好为好为好 查表查表查表查表: K: Ka a (HCO (HCO2 2H) = 1.77 H) = 1.77 × 10× 10－－－－4 4, pK, pKa a=3.75=3.75 K Ka a (HAc) = 1.76 (HAc) = 1.76 × 10× 10－－－－5 5, pK, pKa a=4.75=4.75 若选用若选用若选用若选用HCOHCO2 2H - HCOH - HCO2 2Na Na 缓冲体系缓冲体系缓冲体系缓冲体系 [HCO [HCO2 2H]/[HCOH]/[HCO2 2– –]= 6.3 ]= 6.3 × 10× 10－－－－4 4 / 1.77 / 1.77 × 10× 10－－－－4 4 = = 3.6 / 13.6 / 1 比值较接近于比值较接近于比值较接近于比值较接近于1 1，，，， 溶液缓冲能力大溶液缓冲能力大溶液缓冲能力大溶液缓冲能力大 若选用若选用若选用若选用CHCH3 3COCO2 2H -CHH -CH3 3COCO2 2Na Na 缓冲体系缓冲体系缓冲体系缓冲体系 [HAc]/[Ac [HAc]/[Ac– –]= 6.3 ]= 6.3 × 10× 10－－－－4 4 / 1.76 / 1.76 × 10× 10－－－－5 5 = = 36 / 136 / 1 比值远大于比值远大于比值远大于比值远大于1 1，，，， 溶液缓冲能力较小溶液缓冲能力较小溶液缓冲能力较小溶液缓冲能力较小酸碱电离平衡缓冲溶液的选择与配制缓冲溶液的选择与配制缓冲溶液的选择与配制缓冲溶液的选择与配制例：例： 欲配制欲配制欲配制欲配制pH=9.20, CpH=9.20, C(NH(NH3 3· ·H H2 2O) O) =1.0 mol/dm=1.0 mol/dm3 3 的缓冲溶液的缓冲溶液的缓冲溶液的缓冲溶液500 500 cmcm3 3，问如何用浓，问如何用浓，问如何用浓，问如何用浓NHNH3 3· ·H H2 2O O 溶液和固体溶液和固体溶液和固体溶液和固体NHNH4 4Cl Cl 配制配制配制配制 ？？？？解解解解：：：： pH=9.20pH=9.20，，，， 则则则则 pOH = 4.80, [OH pOH = 4.80, [OH– –] = 1.6 ] = 1.6 × 10× 10－－－－5 5 mol/dmmol/dm3 3 ，，，， [NH[NH3 3· ·H H2 2O ]/[NHO ]/[NH4 4+ +]= [OH]= [OH– –] /K] /Kb b = = 1.6 1.6 × 10× 10－－－－5 5/1.77 /1.77 × 10× 10－－－－5 5 = = 0.900.90 若若若若 [NH [NH3 3· ·H H2 2O ]O ] = 1.0 mol/dm= 1.0 mol/dm3 3 则则则则 [NH [NH4 4ClCl] = 1.0 / 0.90 =] = 1.0 / 0.90 = 1.1 mol/dm1.1 mol/dm3 3 配制配制配制配制500 cm500 cm3 3（（（（0.50 dm0.50 dm3 3) )溶液，应称取固体溶液，应称取固体溶液，应称取固体溶液，应称取固体NHNH4 4ClCl 0.50 0.50 × 1.1× 1.1 × 53.5× 53.5 = = 29 29 克克克克浓浓浓浓NHNH3 3· ·H H2 2O O 为为为为15 mol/dm15 mol/dm3 3 , , 所需体积所需体积所需体积所需体积 V V (NH(NH3 3· ·H H2 2O)O) = 1.0 = 1.0 × 500× 500 / 15 = / 15 = 33 33 cmcm3 3配制方法：配制方法：配制方法：配制方法：称称称称2929克克克克NHNH4 4ClCl固体，溶于少量水中，加入固体，溶于少量水中，加入固体，溶于少量水中，加入固体，溶于少量水中，加入33 cm33 cm3 3浓浓浓浓NHNH3 3· ·H H2 2O O 溶液，然后加水至溶液，然后加水至溶液，然后加水至溶液，然后加水至500 cm500 cm3 3。

酸碱电离平衡缓冲溶液的选择与配制缓冲溶液的选择与配制缓冲溶液的选择与配制缓冲溶液的选择与配制例：例： 欲配制欲配制欲配制欲配制pH=4.70pH=4.70的缓冲溶液的缓冲溶液的缓冲溶液的缓冲溶液500 cm500 cm3 3，问应该用，问应该用，问应该用，问应该用50 cm50 cm3 3 、、、、1.0 1.0 mol/dmmol/dm3 3 的的的的NaOH NaOH 水溶液和多少水溶液和多少水溶液和多少水溶液和多少cmcm3 3 的的的的1.0 mol/dm1.0 mol/dm3 3 的的的的HAc HAc 水溶水溶水溶水溶液混合，并需加多少水？液混合，并需加多少水？液混合，并需加多少水？液混合，并需加多少水？解解解解：：：： K Ka a(HAc)(HAc) = 1.76 = 1.76 × 10× 10－－－－5 5 , pH=4.70, pH=4.70，，，，[H[H3 3OO+ +] = 2.0 ] = 2.0 × 10× 10－－－－5 5 mol/dmmol/dm3 3 ，，，， [HAc ]/[Ac[HAc ]/[Ac– –]= [H]= [H3 3OO+ +] ] /K/Ka a = = 2.0 2.0 × 10× 10－－－－5 5/1.76 /1.76 × 10× 10－－－－5 5 = 1.1= 1.1 [Ac [Ac– –] ] 由由由由NaOH NaOH 与与与与HAc HAc 中和而来，中和而来，中和而来，中和而来， [Ac [Ac– –] = 1.0 ] = 1.0 ×50×50 / 500 / 500 [HAc ] [HAc ]由由由由NaOH NaOH 和和和和HAc HAc 用量的差值而定，用量的差值而定，用量的差值而定，用量的差值而定， [HAc ] = ( 1.0 [HAc ] = ( 1.0 ×V×VHAc HAc – 1.0 × 50)– 1.0 × 50) / 500 / 500 [HAc ]/[Ac [HAc ]/[Ac– –] ] = 1.1 = ( 1.0= 1.1 = ( 1.0 ×V×VHAc HAc – 1.0 × 50)– 1.0 × 50) / / 1.0 1.0 × × 50 50即即即即 V VHAcHAc＝＝＝＝ 105 cm 105 cm3 3 ≈ 1.0 1.0 × 10× 102 2 cmcm3 3 混合溶液中需加水混合溶液中需加水混合溶液中需加水混合溶液中需加水：：：：500-155 = 345 cm500-155 = 345 cm3 3 ≈ 3.5 3.5 × 10× 102 2 cmcm3 3酸碱电离平衡Buffers in the BodypH of human blood: 7.35-7.45 （窄！）（窄！）[HCO3-]/[H2CO3] in the blood: 20/1[HCO3-]/[H2CO3] increases, pH rises: (alkalosis碱毒症碱毒症)[HCO3-]/[H2CO3] decreases, pH falls: (acidosis酸毒症酸毒症)Respiration(呼吸呼吸) 控制控制CO2, [H2CO3] (弱呼吸：酸毒症；过度呼吸，碱毒症弱呼吸：酸毒症；过度呼吸，碱毒症)Rate of excretion in urine (排尿速度排尿速度)控制控制[HCO3-] (代谢酸毒症，代谢碱毒症代谢酸毒症，代谢碱毒症)酸碱电离平衡酸碱电离平衡 强电解质理论强电解质理论 一、问题的提出 [KCl]/ mol/dm30.10　0.05　0.01　0.005　0.001 N (KCl个数) 0.10　0.05　0.01　0.005　0.001 实际粒子数是N的倍数 1.92　1.94　1.97　1.98　 1.99 酸碱电离平衡从表中可以看出 KCl 在水溶液发生解离。

有两个问题需要解决：一是怎样解离，是 KCl = K + Cl 　　(1) 还是 KCl = K+ + Cl- 　(2) KCl 溶液的导电性，说明解离的方式是 (2) 第二个问题是解离得是否彻底 表上的数据说明这种解离是不完全的理由是没有得到 2 倍的粒子 酸碱电离平衡以上是 1887 年 Arrhenius 提出电离学说时的观点进一步的研究表明，在 KCl 的水溶液中根本不存在 KCl 分 子这一问题的提出，促进了电解质溶液理论的发展 　二、 德拜 - 休克尔 理论 1923 年，荷兰人 Debye 和德国人 Hückel 提出了强电解质溶液理论，成功地解释了前面提出的矛盾现象 酸碱电离平衡 1 1 离子氛 2 活度系数 a = f ·c 式中，c 浓度，a 有效浓度即活度，f 活度系数用 f 修正后, 得到活度 a , 它能更真实地体现溶液的行为 酸碱电离平衡　影响活度系数　影响活度系数 f f 大小的因素有大小的因素有 1）溶液的浓度:浓度大，活度 a 偏离浓度 c 越远，f 越小； 浓度小，a 和 c 越接近，f 越接近于 1 2）离子的电荷:电荷高，离子氛作用大， a 和 c 偏离大， f 小。

电荷低， 离子氛作用小，a 和 c 接近，f 接近于 1 酸碱电离平衡讨论问题，有时要用到 a 和 f，但是在本章的计算中，如不特殊指出，则认为a=c , f=1弱电解质的溶液中，也有离子氛存在，但是更重要的是电离平衡的存在 酸碱电离平衡盐效应盐效应在弱电解质溶液中，加入与其不在弱电解质溶液中，加入与其不含相同离子的强电解质，使含相同离子的强电解质，使弱电解质离解度增大的效应弱电解质离解度增大的效应盐类的相互水解作用盐类的相互水解作用── 泡沫灭火器的反应原理泡沫灭火器的反应原理　　发生的反应为：发生的反应为： 2Al3+ + 3CO32-+ 3H2O ─→ Al(OH)3↓+ 3CO2↑酸碱电离平衡在 NH3·H2O 中加入与其没有共同离子的 KCl , 对 NH3·H2O 的电离度是否会有影响呢？实验结果表明，电离度增大 为什么？ 例：向 0.10 mol/dm3的 NH3·H2O 中加入 KCl ，使 KCl 的浓度达到 0.2 mol/dm3求求 [OH [OH- -] ] 和电离度已知和电离度已知 Kb = 1.8 ×10 Kb = 1.8 ×10-5-5 解： KCl 的加入，使溶液中的离子浓度增大，离子氛的作用加强，活度系数 f 变小。

KCl 的浓度达到 0.2 mol/dm mol/dm3 3时，f = 0.7 . NH3·H2O = NH4+ + OH- 用活度表示平衡常数： 酸碱电离平衡若不考虑活度系数，或认为 f = 1 , 则 [OH-] = 1.34×10-3 = 1.34 % 　若考虑活度系数，则 酸碱电离平衡= 1.9 % 加入 KCl ，使电离度增大，这种作用称为盐效应 关于盐效应，要注意以下问题： 1）盐效应的影响不大； 2）有同离子效应存在时，不必考虑盐效应；3）不要求计算，只要求会讨 论问题 酸碱电离平衡凡是能提供电子对的物质都是碱，碱是电子对的给予体如 OH- , CN- , NH3 , F- 等 LewisLewis酸碱理论酸碱理论凡是能接受电子对的物质都是酸，酸是电子对的接受体如 H+ , BF3 , Na+ , Ag+ 等 酸碱电离平衡酸碱反应和酸碱配合物 对于酸碱的识别，也要在具体的反应中进行几乎所有的金属离子都是 Lewis 酸 ，负离子几乎都是碱，而酸和碱的反应的生成物都是酸碱配合物 酸碱电离平衡 取代反应 酸取代反应酸取代反应 酸 H+ 取代了酸碱配合物[Cu(NH3)4]2+中的酸Cu2+ H+ 取代了酸碱配合物 Al(OH)3 中的Al3+ 酸碱电离平衡碱取代反应碱取代反应 OH- 取代 NH3 双取代反应双取代反应 两种酸碱配合物交换成分 酸碱的电子理论适应性强，大多数物质都可以包括在酸碱及其配合物中，大多数的化学反应都可以归为酸碱及其配合物之间的反应。

其不足之处在于酸碱的特征不明确 酸碱电离平衡第八章第八章 酸碱电离平衡酸碱电离平衡 （小结）（小结） 中心是中心是中心是中心是 pH pH pH pH1. pH值的计算：值的计算： ①① 一元弱酸弱碱：简化式一元弱酸弱碱：简化式 （（  ≤ 5％) ②② 多元酸：多元酸： Ka1 >> Ka2 , 按一元酸计算按一元酸计算2. 改变改变pH值值 （求（求 S2– 等）等）共轭酸碱对浓度的调节共轭酸碱对浓度的调节3. 维持维持pH值（缓冲溶液的选择与配制）值（缓冲溶液的选择与配制） ①① pH ≈ pKa；； ②② 酸碱对的浓度比：酸碱对的浓度比：1/10 — 10/1; ③③ 溶液的总浓度：溶液的总浓度： 0.1 — 1.0 mol/dm3 酸碱电离平衡 酸碱电离平衡。