第9章与_与重点内容和习题答案(修改).ppt
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基本概念：,第9章 酸碱平衡,,一、酸碱质子理论（1）酸、碱、酸碱两性物质的定义 凡是能给出质子(H+)的物质都是酸 凡是能接受质子(H+)的物质都是碱 既能给出质子(H+)，又能接受质子(H+) 的物质可称为酸碱两性物质,（2）共轭酸碱 酸越强，它的共轭碱越弱； 酸越弱，它的共轭碱越强,(3)酸碱反应,酸碱质子理论中的酸碱反应是酸碱之间的 质子传递9-1以下哪些物种是酸碱质子理论的酸，哪些是碱，哪些具有酸碱两性？请分别写出它们的共轭碱和酸 SO42- ,S2- ,H2PO4- ,NH3 ,HSO4- ,[Al(H2O)5OH]2+ , CO32- ,NH4+ ,H2S,H2O, OH- ,H3O+ ,HS- , HPO42-,解： 质子酸： NH4+ H2S H3O+ 对应的共轭碱： NH3 HS- H2O 质子碱： SO42- S2- CO32- OH- 对应的共轭酸： HSO4- HS- HCO32- H2O,对应的共轭酸：H3PO4 NH4+ H2SO4 [Al(H2O)6]3+ H3O+ H2S H2PO4- 酸碱两性: H2PO4- NH3 HSO4- [Al(H2O)5OH]2+ H2O HS- HPO42- 对应的共轭碱：HPO42- NH2- SO42- [Al(H2O)4(OH)2 ]+ OH- S2- PO43-,二、水的离子积和pH （1）水的离子积常数Kw Kw=[H+]·[OH]=1.01014 (298K） （2）水溶液的酸度 pH=-lg[H+]/c pOH=-lg[OH-]/c pKW= pH +pOH=14.00 (298K）,三、酸碱盐溶液中的电离平衡 弱电解质 （1）电离度（） % = (已解离的分子数/总分子数)100% = (已电离的浓度/初始浓度)100% 电离度越大，表示平衡时电离程度大,(2)电离常数（K）,电离理论：,质子酸碱理论:,Ka·Kb=Kw=1×10-14 （298K）Ka为酸常数；Kb为碱常数,酸常数,碱常数,四、水溶液化学平衡的计算,1、一元弱酸pH的计算 以HA为例，设HA的初始浓度为cmol/L，平衡时H+浓度为x mol/L,初始浓度 c 0 0 平衡浓度 c-x x x,当c/K>500时,可近似计算,当cb /Kb > 500, cb - [OH-] cb,初始浓度 cb 0 0平衡浓度 cb-[OH-] [OH-] [OH-],当cb /Kb ＜ 500, cb – [OH-] ≠ cb,2、一元弱碱pH的计算,3、多元酸pH的计算，原则上只考虑第一步 电离，与一元弱酸pH的计算是相同的,4、多元碱pH的计算，原则上只考虑第一步 电离,与一元弱碱pH的计算是相同的,9-4 苯甲酸（可用弱酸的通式 HA 表示，相对分子质量122）的酸常数Ka = 6.4×10-5 ，试求： （1）中和1.22g苯甲酸需用0.4 mol·L-1 的 NaOH 溶液多少毫升？ （2）求其共轭碱的碱常数Kb 。
（3）已知苯甲酸在水中的溶解度为2.06 g·L-1 ，求饱和溶液的pH 解：（1）设反应需要NaOH溶液V mL 0.4 mol·L-1×10-3.V=1.22g/122g·mol-1 V=25mL （2)Ka · Kb =Kw Kb=10-14/6.4×10-5=1.56×10-10,（3）设苯甲酸在水中电解氢离子浓度为xmol/L. HA的初始浓度ＣHA ＝ 2.06/122＝ 0.0169 mol/L HA = H + A-初始浓度 0.0169 0 0平衡浓度 0.0169 -x x x Ka=x2／(0.0169 -x) = 6.4×10-5,[H+]=2.1×10-3 mol/L pH=2.68,9-10某弱酸 HA, 0.015 mol·L-1 时电离度为0.80%，浓度为0.10 mol·L-1 时电离度多大？,解：设0.10 mol·L-1时电离度为x HA = H+ + A- 初始浓度 0.015 0 0平衡浓度 0.015(1-0.008) 0.015×0.008 0.015×0.008 Ka =(0.015×0.008)2/ 0.015× (1-0.008) =9.67×10-7 HA = H+ + A-初始浓度 0.1 0 0平衡浓度 0.1(1-x) 0.1x 0.1x当浓度为0.10 mol·L-1 Ka=(0.1x)2/0.1（1-x） c/Ka＞500,五、缓冲溶液和缓冲作用1、具有保持pH值相对稳定性能的溶液叫缓冲溶液2、缓冲溶液保持pH值不变的作用称为缓冲作用 注：缓冲溶液是由共轭酸和共轭碱组成的体系。
9-12.某未知浓度的一元弱酸用未知浓度的NaOH 滴定,当用去3.26 mL NaOH 时,混合溶液的pH=4.00 ,当用去18.30 mL NaOH时,混合溶液的pH=5.00 ,求该弱酸的电离常数解：设该弱酸的浓度为c1,体积为VmL，NaOH的浓度为c2,c1V=37.5c2 pKa=5.02 Ka=9.54×10-6,9-16 将Na2CO3 和 NaHCO3 混合物 30g 配成1L 溶液，测得溶液的 PH=10.62 ，计算溶液含Na2CO3 和 NaHCO3 各多少克?,解：设Na2CO3的质量为m，则NaHCO3的质量为30-m,Ka(HCO32-)=5.61×10-11 pKa=10.25,则m(Na2CO3 ) =22.36g m(NaHCO3)=7.64g,9-23 在烧杯中盛有0.2mol·L-1 20mL 乳酸（分子式HC3H5O3 ，常用符号HLac 表示，酸常数为Ka=1.4×10-4 ），向该烧杯逐步加入0.20mol·L-1 NaOH 溶液，试计算： （1） 未加 NaOH 溶液前溶液的PH （2） 加入10.0ml NaOH 后溶液的PH。
（3） 加入20.0ml NaOH 后溶液的PH （4） 加入30.0ml NaOH 后溶液的PH解: (1) 设乳酸电解平衡时氢离子浓度为xmol/L. HLac H+ + Lac- 初始浓度 0.2 0 0 平衡浓度 0.2-x x x,由于c0/Ka= 0.2/1.4×10-4 >500,则 0.2-x≈0.2,Ka=x·x/(0.2-x),（2）剩余的乳酸与生成的乳酸钠组成共轭体系， 则,(3)此时刚好完全反应 cLac-=0.2×0.02/0.04=0.1mol/L H2O + Lac- HLac + OH- 初始浓度 0.1 0 0平衡浓度 0.1-[OH-] [OH-] [OH-] Kb=Kw/Ka=1×10-14/1.4×10-4=7.14×10-11 cLac- /Kb=0.1/7.14×10-11>500,pH=pKa-lg1=-lg(1.4×10-4）- lg1=3.85,(4)此时NaOH过量，溶液由强碱NaOH与弱碱NaLac混合组成，pH由强碱决定。
[OH-]=0.2×10/50=0.04mol/L pH=14-pOH=12.6,[OH-]=√cKb=√0.1×7.14×10-11=2.67×10-6 则 pH=14-pOH=14-[-lg(2.67×10-6)]=8.43,计算：1、计算电离度、平衡常数（酸常数、碱常数）2、水溶液中化学平衡的计算 计算一元弱酸、一元弱碱、多元弱酸、 多元弱碱溶液的pH,9-20 今有 3 种酸 ClCH2COOH、HCOOH 和 (CH3)2AsO2H ，它们的电离常数分别为 1.40×10-3、1.77×10-4 和 6.40×10 -7 ，试问：（1）配制 PH=3.50 的缓冲溶液选用哪种酸最好？（2）需要多少毫升浓度为 4.0 mol·L-1 的酸 和多少克NaOH才能配成 1L 共轭酸碱对的总浓度为 1.0 mol·L-1的缓冲溶液解（1）Ka(ClCH2COOH)= 1.40×10-3 pka=2.85 Ka(HCOOH)= 1.77×10-4 pka=3.75 Ka((CH3)2AsO2H )= 6.40×10-7 pka=6.19 所以配制pH=3.50的缓冲溶液应选用HCOOH,(2)设需要HCOOH的体积为VL， NaOH的质量为m g,在反应中剩余的一元弱酸和生成的弱酸盐构成共轭体系即形成缓冲溶液，则有：,V=0.25L=250mLm=15g,。
