第六章酸堿平衡

第六章酸堿平衡1第一節(jié)電解質(zhì)溶液按照物質(zhì)在水溶液中或熔融狀態(tài)下能否導(dǎo)電電解質(zhì)非電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)根據(jù)導(dǎo)電能力的強(qiáng)弱水溶液中能全部離解成離子水溶液中只一部分離解成離子第一節(jié)電解質(zhì)溶液按照物質(zhì)在水溶液中或熔融狀態(tài)下能否導(dǎo)電電解2強(qiáng)電解質(zhì)：強(qiáng)酸、強(qiáng)堿和絕大多數(shù)可溶性的鹽在水溶液中都能全部離解。弱電解質(zhì)：弱酸、弱堿在水溶液中只能離解。HAcH++Ac–離解度：達(dá)到平衡時(shí)，弱電解質(zhì)的離解百分率強(qiáng)電解質(zhì)：強(qiáng)酸、強(qiáng)堿和絕大多數(shù)可溶性的鹽在水溶液中都能全部離3二、強(qiáng)電解質(zhì)溶液1、表觀離解度由溶液導(dǎo)電性實(shí)驗(yàn)所測(cè)得的離解度。二、強(qiáng)電解質(zhì)溶液1、表觀離解度由溶液導(dǎo)電性實(shí)驗(yàn)所測(cè)得的離解度4強(qiáng)電解質(zhì)的離解度：溶液中離子之間相互牽制作用的強(qiáng)弱一般來說，溶液越濃，或離子價(jià)數(shù)越高，強(qiáng)電解質(zhì)的表觀離解度越小。強(qiáng)電解質(zhì)的離解度：溶液中離子之間相互牽制作用的強(qiáng)弱一般來說，52、活度與活度系數(shù)（1）活度：強(qiáng)電解質(zhì)溶液中離子間相互牽制作用的強(qiáng)弱，用a表示（1）活度系數(shù)：表示離子間相互牽制作用的大小。它與溶液中所有離子的濃度和離子電荷有關(guān)。離子濃度越大，電荷越高，離子間作用力越大，它越小。2、活度與活度系數(shù)（1）活度：強(qiáng)電解質(zhì)溶液中離子間相互牽制作6第二節(jié)水的離解和溶液的pH值一、水的離解平衡與離子積常數(shù)KW稱為水的離子積水溶液的H+和OH-離子濃度的乘積在一定溫度下是一個(gè)常數(shù)25℃時(shí)

KW=1.00×10-14第二節(jié)水的離解和溶液的pH值一、水的離解平衡與離子積常數(shù)K7二、溶液的酸堿性和pH值索倫森1909年：若溶液中則二、溶液的酸堿性和pH值索倫森1909年：若溶液中則8中性溶液：4、5題酸性溶液：堿性溶液：中性溶液：4、5題酸性溶液：堿性溶液：9三、酸堿指示劑酸堿指示劑是有機(jī)染料，一般是有機(jī)弱酸或有機(jī)弱堿，當(dāng)溶液pH值變化時(shí)，它們由于本身結(jié)構(gòu)變化而呈現(xiàn)不同的顏色。酸式(紅色)甲基橙堿式(黃色)（雙色指示劑）三、酸堿指示劑酸堿指示劑是有機(jī)染料，一般是有機(jī)弱酸或有機(jī)弱堿10酚酞COHOHCOO-HOOH-H+pKa=9.1CCOO-OO-酸式(無色)（單色指示劑）堿式(紅色)酚酞COHOHCOO-HOOH-H+pKa=9.1CCO11作用原理堿色酸色作用原理堿色酸色12討論：KHIn一定，[H+]決定比值大小，影響溶液顏色理論變色點(diǎn)

堿式色酸式色混合色理論變色范圍：pH=pKHIn1討論：KHIn一定，[H+]決定比值大小，影響溶液顏色理論變13一、一元弱酸的離解平衡思考：HAc的水溶液中有哪些微粒？HAcH++Ac–第三節(jié)弱電解質(zhì)的離解平衡1、離解常數(shù)Ka叫做弱電解質(zhì)的離解平衡常數(shù)，簡(jiǎn)稱平衡常數(shù)。它表示達(dá)到離解平衡時(shí)，弱電解質(zhì)離解為離子的趨勢(shì)大小。越大，表示離解為離子的趨勢(shì)越大。一、一元弱酸的離解平衡思考：HAcH++14弱酸的解離平衡常數(shù)Ka與酸性強(qiáng)弱的關(guān)系思考已知:

HAc的Ka=1.84×10-5HNO2的Ka=5.1×10–4請(qǐng)判斷哪種酸的酸性強(qiáng)Ka越大,說明該酸越容易解離,

則該酸的酸性就越強(qiáng)。弱酸的解離平衡常數(shù)Ka與酸性強(qiáng)弱的關(guān)系思考Ka越大,說明該酸152、離解度和離解常數(shù)的關(guān)系離解常數(shù)是弱電解質(zhì)溶液體系中的一種平衡常數(shù)，不受濃度影響，不同弱電解質(zhì)，平衡常數(shù)不同；離解度是達(dá)到離解平衡時(shí)，弱電解質(zhì)的離解百分率，也就是化學(xué)平衡中的轉(zhuǎn)化率在弱電解質(zhì)溶液體系中的一種表現(xiàn)形式，隨著濃度的變化而變化。所以離解常數(shù)比離解度能更好的表明弱電解質(zhì)的相對(duì)強(qiáng)弱。2、離解度和離解常數(shù)的關(guān)系離解常數(shù)是弱16以一元弱酸HA為例，離解度為α，離解常數(shù)Ka和濃度c的關(guān)系HAcH++Ac–起始濃度c00平衡濃度c（1-α）cαcα以一元弱酸HA為例，離解度為α，離解常數(shù)Ka和濃度c的關(guān)系H17一般來說，當(dāng)c/Ka﹥400時(shí)，可近似的認(rèn)為1-α=1，作近似處理可得稀釋定律：當(dāng)溫度一定時(shí)，Ka是常數(shù)，所以對(duì)同一弱電解質(zhì)，離解度α與濃度的平方根成反比，即溶液越稀，離解度越大。溶液中H+濃度：8題一般來說，當(dāng)c/Ka﹥400時(shí)，可近似的認(rèn)為1-α=1，18二、一元弱堿的離解平衡NH3·H2ONH4++OH–Kb越大,說明該堿越容易解離,

則該堿的堿性就越強(qiáng)溶液中OH-濃度：7題二、一元弱堿的離解平衡NH3·H2O19三、多元弱酸的解離平衡H2SHS-+H+HS-S2-+H+Ka1Ka2H2S的Ka2﹤Ka1，所以H+主要來源于第一步解離，第二步可以忽略不計(jì)，因此可認(rèn)為體系中的[HS-]和[H+]近似相等。9題三、多元弱酸的解離平衡H2SHS-+H+20對(duì)于二元弱酸，結(jié)論1、[H+]按第一級(jí)離解平衡來計(jì)算。比較二元弱酸的強(qiáng)弱，只需比較一級(jí)離解常數(shù)2、由于[HS-]≈[H+]，所以二元弱酸根離子濃度等于二級(jí)離解常數(shù)。對(duì)于二元弱酸，結(jié)論1、[H+]按第一級(jí)離解平衡來計(jì)算。比較二21第四節(jié)同離子效應(yīng)和緩沖溶液一、同離子效應(yīng)NaAcNa++Ac-HAcH++Ac-在HAc溶液中加入一些NaAc，NaAc完全離解，使溶液中的Ac-濃度增加，Hac離解平衡左移，從而降低了醋酸的離解度。NH3·H2ONH4++OH–NH4ClNH4++Cl–

同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液中加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，從而使弱電解質(zhì)的離解度降低的現(xiàn)象第四節(jié)同離子效應(yīng)和緩沖溶液一、同離子效應(yīng)NaAc22二緩沖溶液緩沖溶液：能夠抵抗外加少量強(qiáng)酸、強(qiáng)堿或適當(dāng)稀釋，而保持體系pH基本不變的溶液。1、緩沖溶液的組成弱酸及其鹽：HAc-NaAc弱堿及其鹽：NH3·H2O-NH4Cl多遠(yuǎn)弱酸的酸式鹽及其次級(jí)鹽：NaH2PO4-Na2HPO4正鹽和酸式鹽：NaHCO3-Na2CO3二緩沖溶液緩沖溶液：能夠抵抗外加少量強(qiáng)酸、強(qiáng)堿或適當(dāng)稀釋，232、緩沖溶液的作用機(jī)理同離子效應(yīng)以HAc-NaAc緩沖體系為例說明其原理NaAcNa++Ac-HAcH++Ac-緩沖對(duì)：溶液中同時(shí)存在的弱酸分子及其弱酸根離子

當(dāng)加入OH-

時(shí)，OH-和溶液中的H+

發(fā)生反應(yīng)，生成H2O，促使HAc繼續(xù)解離，結(jié)果使得溶液中[H+]降低也不多，即pH值變化很小。醋酸具有抵抗外來強(qiáng)堿的能力，通常稱為

HAc-NaAc緩沖溶液的抗堿成分。2、緩沖溶液的作用機(jī)理同離子效應(yīng)以HAc-NaAc緩沖體24

當(dāng)稀釋時(shí)，HAc和Ac-的濃度降低，使HAc解離增大，結(jié)果使得溶液中[H+]降低也不多，即pH值變化很小。

當(dāng)加入H+時(shí)，H+和溶液中的Ac-發(fā)生反應(yīng)，生成HAc，結(jié)果使得溶液中[H+]增加不多，即pH值變化很小。醋酸具有抵抗外來強(qiáng)酸的能力，通常稱為

HAc-NaAc緩沖溶液的抗酸成分。當(dāng)稀釋時(shí)，HAc和Ac-的濃度降低，使H253、緩沖溶液的pH值（1）一元弱酸及其鹽，以HAc-NaAc為例設(shè)c酸為HAc的濃度，c鹽為NaAc的濃度HAcH++Ac-起始濃度c酸0c鹽平衡濃度c酸-xxc鹽+x由于同離子效應(yīng)，HAc的離解度減小，因此可以認(rèn)為c鹽+x=c鹽，c酸-x=c酸，代入平衡關(guān)系式3、緩沖溶液的pH值（1）一元弱酸及其鹽，以HAc-NaA26由以上公式可知，緩沖溶液的pH值首先取決于Ka，其次取決于弱酸和弱酸鹽的濃度之比。由以上公式可知，緩沖溶液的pH值首先取決于Ka，其次取決于弱27緩沖溶液pH緩沖范圍：緩沖溶液pH緩沖范圍：28緩沖溶液的緩沖能力用緩沖容量來衡量，緩沖容量取決于酸及鹽的濃度大小及c酸與c鹽的比值。緩沖溶液的緩沖能力用緩沖容量來衡量，緩沖容量取決于酸及鹽的濃29（2）一元弱堿及其鹽，以NH3·H2O和NH4Cl為例緩沖溶液pH緩沖范圍：（2）一元弱堿及其鹽，以NH3·H2O和NH4Cl為304、緩沖溶液的選擇和配制對(duì)體系反應(yīng)無干擾所需控制的pH值在緩沖范圍內(nèi)弱酸及其鹽，pH盡量接近pKa；弱堿及其鹽，pH盡量接近pKb；濃度應(yīng)較大廉價(jià)易得，避免污染原則：5、緩沖溶液的應(yīng)用4、緩沖溶液的選擇和配制對(duì)體系反應(yīng)無干擾原則：5、緩沖溶液的31

1、強(qiáng)堿弱酸鹽以NaAc為例，在水溶液中存在如下的平衡：由于HAc形成，溶液中H+濃度減小，使水的平衡向右移動(dòng)，結(jié)果[OH-]?[H+]，溶液顯堿性。第五節(jié)鹽類的水解NaAcNa+Ac-

H2OOH-+H+Ac-+H+HAc

32溶液中同時(shí)存在水和弱酸的兩個(gè)離解平衡：兩個(gè)反應(yīng)式相減，得NaAc的水解平衡反應(yīng)式：HAcH++Ac-Ac-+H2O

HAc+OH-溶液中同時(shí)存在水和弱酸的兩個(gè)離解平衡：兩個(gè)反應(yīng)式相減，得Na33強(qiáng)堿弱酸鹽的水解實(shí)際上是陰離子（酸根離子）的水解，水解后溶液顯堿性，組成鹽的酸越弱，即Ka越小，則Kh越大，相應(yīng)鹽的水解傾向越大。Ac-+H2O

HAc+OH-起始濃度c00平衡濃度c-xxx強(qiáng)堿弱酸鹽的水解實(shí)際上是陰離子（酸根離子）的水解，水解后溶液34由于Kh很小，c-x≈c鹽類水解的程度常用水解度h來表示NaAc溶液中由于Kh很小，c-x≈c鹽類水解的程度常用水解度h來表示N35

2、強(qiáng)酸弱堿鹽的水解以NH4Cl為例，在水溶液中存在如下的平衡：NH4Cl

Cl-+NH4+H2O

H++OH-NH4++OH-NH3.H2O由于NH3.H2O的生成，溶液中的OH-的濃度減小，使水的離解平衡向右移動(dòng)，結(jié)果

[H+]?[OH-]，溶液顯酸性。

36

H2O

H++OH-NH3.H2ONH4++OH-

溶液中同時(shí)存在水和弱堿的兩個(gè)離解平衡：兩個(gè)反應(yīng)式相減，得NH4Cl的水解平衡反應(yīng)式：NH4++OH-NH3.H2O+H+

37NH4++OH-NH3.H2O+H+由于Kh很小，NH4Cl溶液中強(qiáng)酸弱堿鹽的水解實(shí)際上是陽離子的水解，水解后溶液顯酸性，組成鹽的堿越弱，即Kb越小，則Kh越大，相應(yīng)鹽的水解傾向越大。NH4++OH-N38

3、弱酸弱堿鹽的水解

若弱酸弱堿鹽溶于水時(shí)，陽離子和陰離子都發(fā)生了水解。以NH4Ac為例NH4AcNH4++Ac-NH4++OH-NH3.H2OAc-+H+

HAcH+和OH-都在減少，水的解離平衡強(qiáng)烈向右移動(dòng)。因此弱酸弱堿鹽水解程度較大。H2O

H++OH-

39弱酸弱堿鹽水溶液的酸堿性與鹽的濃度無關(guān)，僅取決于弱酸弱堿離解常數(shù)的相對(duì)大小，即相對(duì)強(qiáng)弱NH4++Ac-+H2ONH3.H2O+HAc水解平衡反應(yīng)式：Ka≈Kb時(shí)，接近中性Ka

?Kb時(shí)，酸性Ka

?Kb時(shí)，堿性弱酸弱堿鹽水溶液的酸堿性與鹽的濃度無關(guān)，僅取決于弱酸弱堿離解404、強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽(溶液呈中性）

pH=74、強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽(溶液呈中性）415、多元弱酸鹽或多元弱堿鹽的水解（1）多元弱酸鹽的水解與多元弱酸的分步解離相似，以第一步水解為主，在計(jì)算時(shí)按一元弱酸鹽處理，溶液顯堿性。CO32-+H2OHCO3-+OH-HCO3-+H2OH2CO3+OH-5、多元弱酸鹽或多元弱堿鹽的水解（1）多元弱酸鹽的水解與多元42由于Ka2〈Ka1，因此Kh1〉Kh2。可見，多元弱酸鹽水解也以第一步水解為主，在計(jì)算溶液的酸堿性時(shí)，按一元弱酸鹽處理，溶液顯堿性。由于Ka2〈Ka1，因此Kh1〉Kh2?？梢?，多元弱酸鹽43（2）多元弱酸酸式鹽的水解（1）HA-（或H2A-）水溶液中[H+]的最簡(jiǎn)計(jì)算公式（1）HA2-水溶液中[H+]的最簡(jiǎn)計(jì)算公式（2）多元弱酸酸式鹽的水解（1）HA-（或H2A-）水44（3）多元弱堿鹽的水解分步水解，水解主要來源于第一步水解（3）多元弱堿鹽的水解分步水解，水解主要來源于第一步水解45二、影響鹽類水解的因素1、鹽的本性鹽在水溶液中離解出的離子本身與H+或OH-結(jié)合能力的大小，決定了水解程度的大小。二、影響鹽類水解的因素1、鹽的本性鹽在水溶液中離解出的離子本462、濃度濃度對(duì)Kh無影響，但是對(duì)h有影響

對(duì)于同一種鹽，Kh是常數(shù)，則鹽的濃度越小，水解程度越大，即稀釋會(huì)促進(jìn)鹽類的水解。2、濃度濃度對(duì)K473、溫度

鹽類水解是吸熱反應(yīng)，根據(jù)平衡移動(dòng)原理，加熱促進(jìn)吸熱反應(yīng)的進(jìn)行，所以升溫，水解程度增大。

4、酸堿度鹽類水解能引起水中H或OH濃度的改變，根據(jù)平衡移動(dòng)原理，調(diào)節(jié)溶液酸堿度，可以控制水解平衡。3、溫度48

三、鹽類水解的應(yīng)用1、判斷溶液的酸堿性。

2、對(duì)于“有害”的水解，改變條件加以控制。

3、對(duì)于“有利”的水解，改變條件加以促進(jìn)。三、鹽類水解的應(yīng)4950人類對(duì)酸堿認(rèn)識(shí)的發(fā)展過程：①感性：有酸味，能使蘭色石蕊變紅的物質(zhì)叫酸，使紅色石蕊變蘭叫堿；②19世紀(jì)80年代，阿侖尼斯的電離理論：酸——在水中電離出陽離子全為H+

，堿——在水中電離出陰離子全為OH-

；③20世紀(jì)，酸堿質(zhì)子理論:能接受質(zhì)子的為堿，能給出質(zhì)子的為酸；④路易斯電子理論:能接受電子為酸，能給出電子為堿。

第六節(jié)酸堿質(zhì)子理論50人類對(duì)酸堿認(rèn)識(shí)的發(fā)展過程：50一、酸堿的定義

酸：凡是能給出質(zhì)子（H+)的物質(zhì)（分子或離子）稱為酸(acid)。堿：凡是能接受質(zhì)子(H+)的物質(zhì)（分子或離子）稱為堿(base)。HCl、NH4+、HPO42-、H2CO3、——酸Cl-、NH3、PO43-、HCO3-、——堿一、酸堿的定義5152按照酸堿質(zhì)子理論，酸和堿是成對(duì)出現(xiàn)的：酸給出一個(gè)質(zhì)子后變成對(duì)應(yīng)的堿。酸堿共軛關(guān)系：酸與堿的這種對(duì)應(yīng)關(guān)系稱為酸堿共軛關(guān)系，酸給出一個(gè)質(zhì)子后即變成其共軛堿。共軛酸堿對(duì)：相應(yīng)的一對(duì)酸堿，稱為一個(gè)共軛酸堿對(duì)。質(zhì)子酸堿的共軛關(guān)系：52按照酸堿質(zhì)子理論，酸和堿是成對(duì)出現(xiàn)的：酸給出一質(zhì)子酸堿的5253

共軛酸共軛堿+質(zhì)子HClCl-+H+NH4+NH3+H+

H2O

OH-+H+H3O+H2O

+H+

HPO42-PO43-+H+H2PO4-HPO42-+H+[Fe(H2O)6]3+[Fe(OH)(H2O)5]2++H+

這些表示共軛酸堿關(guān)系的反應(yīng)式，稱為酸堿半反應(yīng)式53共軛酸53所謂酸堿反應(yīng)，是酸與堿相互作用，分別轉(zhuǎn)化為相應(yīng)的共軛堿和共軛酸的過程，即酸和堿之間的質(zhì)子轉(zhuǎn)移過程。堿1NH3+H2ONH4+

+

OH-酸2酸1堿2所謂酸堿反應(yīng)，是酸與堿相互作用，分別轉(zhuǎn)化為相應(yīng)的共軛堿和共軛54所謂酸堿反應(yīng)，是酸與堿相互作用，分別轉(zhuǎn)化為相應(yīng)的共軛堿和共軛酸的過程，即酸和堿之間的質(zhì)子轉(zhuǎn)移過程。二、酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)酸1HAc+H2O

H3O+

+

Ac-堿2酸2堿1所謂酸堿反應(yīng)，是酸與堿相互作用，分別轉(zhuǎn)化為相應(yīng)的共軛堿和共軛55酸1+堿2

酸2+

堿1H+酸堿質(zhì)子理論來看，任何酸堿反應(yīng)都是兩個(gè)共軛酸堿對(duì)之間質(zhì)子的傳遞反應(yīng)。質(zhì)子的傳遞，可以在水溶液、非水溶液或無溶劑等條件下進(jìn)行。HCl+NH3NH4+

+

Cl-H+酸1+堿2酸2+堿56H+鹽類的水解，也可以看做是質(zhì)子的轉(zhuǎn)移。水是一種兩性物質(zhì)，水分子之間也可以發(fā)生質(zhì)子傳遞，叫做溶劑水的質(zhì)子自遞反應(yīng)。H2O+H2OH3O+

+

OH-H+NH4++H2ONH3+H3O+H+鹽類的水解，也可以看做是質(zhì)子的轉(zhuǎn)移。水是一種兩性物質(zhì)，水57因此酸堿質(zhì)子理論揭示了各類酸堿反應(yīng)共同的實(shí)質(zhì)。優(yōu)點(diǎn)：擴(kuò)大了酸堿物質(zhì)和酸堿反應(yīng)的范圍。把中和、離解、水解等反應(yīng)都概括為質(zhì)子傳遞反應(yīng)，還適用于非水溶液和無溶劑體系。揭示了各類酸堿反應(yīng)共同的實(shí)質(zhì)。缺點(diǎn)：不能對(duì)無質(zhì)子轉(zhuǎn)移的酸堿反應(yīng)進(jìn)行研究。因此酸堿質(zhì)子理論揭示了各類酸堿反應(yīng)共同的實(shí)質(zhì)。優(yōu)點(diǎn)：擴(kuò)大了酸58

第六章酸堿平衡

第六章酸堿平衡59第一節(jié)電解質(zhì)溶液按照物質(zhì)在水溶液中或熔融狀態(tài)下能否導(dǎo)電電解質(zhì)非電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)根據(jù)導(dǎo)電能力的強(qiáng)弱水溶液中能全部離解成離子水溶液中只一部分離解成離子第一節(jié)電解質(zhì)溶液按照物質(zhì)在水溶液中或熔融狀態(tài)下能否導(dǎo)電電解60強(qiáng)電解質(zhì)：強(qiáng)酸、強(qiáng)堿和絕大多數(shù)可溶性的鹽在水溶液中都能全部離解。弱電解質(zhì)：弱酸、弱堿在水溶液中只能離解。HAcH++Ac–離解度：達(dá)到平衡時(shí)，弱電解質(zhì)的離解百分率強(qiáng)電解質(zhì)：強(qiáng)酸、強(qiáng)堿和絕大多數(shù)可溶性的鹽在水溶液中都能全部離61二、強(qiáng)電解質(zhì)溶液1、表觀離解度由溶液導(dǎo)電性實(shí)驗(yàn)所測(cè)得的離解度。二、強(qiáng)電解質(zhì)溶液1、表觀離解度由溶液導(dǎo)電性實(shí)驗(yàn)所測(cè)得的離解度62強(qiáng)電解質(zhì)的離解度：溶液中離子之間相互牽制作用的強(qiáng)弱一般來說，溶液越濃，或離子價(jià)數(shù)越高，強(qiáng)電解質(zhì)的表觀離解度越小。強(qiáng)電解質(zhì)的離解度：溶液中離子之間相互牽制作用的強(qiáng)弱一般來說，632、活度與活度系數(shù)（1）活度：強(qiáng)電解質(zhì)溶液中離子間相互牽制作用的強(qiáng)弱，用a表示（1）活度系數(shù)：表示離子間相互牽制作用的大小。它與溶液中所有離子的濃度和離子電荷有關(guān)。離子濃度越大，電荷越高，離子間作用力越大，它越小。2、活度與活度系數(shù)（1）活度：強(qiáng)電解質(zhì)溶液中離子間相互牽制作64第二節(jié)水的離解和溶液的pH值一、水的離解平衡與離子積常數(shù)KW稱為水的離子積水溶液的H+和OH-離子濃度的乘積在一定溫度下是一個(gè)常數(shù)25℃時(shí)

KW=1.00×10-14第二節(jié)水的離解和溶液的pH值一、水的離解平衡與離子積常數(shù)K65二、溶液的酸堿性和pH值索倫森1909年：若溶液中則二、溶液的酸堿性和pH值索倫森1909年：若溶液中則66中性溶液：4、5題酸性溶液：堿性溶液：中性溶液：4、5題酸性溶液：堿性溶液：67三、酸堿指示劑酸堿指示劑是有機(jī)染料，一般是有機(jī)弱酸或有機(jī)弱堿，當(dāng)溶液pH值變化時(shí)，它們由于本身結(jié)構(gòu)變化而呈現(xiàn)不同的顏色。酸式(紅色)甲基橙堿式(黃色)（雙色指示劑）三、酸堿指示劑酸堿指示劑是有機(jī)染料，一般是有機(jī)弱酸或有機(jī)弱堿68酚酞COHOHCOO-HOOH-H+pKa=9.1CCOO-OO-酸式(無色)（單色指示劑）堿式(紅色)酚酞COHOHCOO-HOOH-H+pKa=9.1CCO69作用原理堿色酸色作用原理堿色酸色70討論：KHIn一定，[H+]決定比值大小，影響溶液顏色理論變色點(diǎn)

堿式色酸式色混合色理論變色范圍：pH=pKHIn1討論：KHIn一定，[H+]決定比值大小，影響溶液顏色理論變71一、一元弱酸的離解平衡思考：HAc的水溶液中有哪些微粒？HAcH++Ac–第三節(jié)弱電解質(zhì)的離解平衡1、離解常數(shù)Ka叫做弱電解質(zhì)的離解平衡常數(shù)，簡(jiǎn)稱平衡常數(shù)。它表示達(dá)到離解平衡時(shí)，弱電解質(zhì)離解為離子的趨勢(shì)大小。越大，表示離解為離子的趨勢(shì)越大。一、一元弱酸的離解平衡思考：HAcH++72弱酸的解離平衡常數(shù)Ka與酸性強(qiáng)弱的關(guān)系思考已知:

HAc的Ka=1.84×10-5HNO2的Ka=5.1×10–4請(qǐng)判斷哪種酸的酸性強(qiáng)Ka越大,說明該酸越容易解離,

則該酸的酸性就越強(qiáng)。弱酸的解離平衡常數(shù)Ka與酸性強(qiáng)弱的關(guān)系思考Ka越大,說明該酸732、離解度和離解常數(shù)的關(guān)系離解常數(shù)是弱電解質(zhì)溶液體系中的一種平衡常數(shù)，不受濃度影響，不同弱電解質(zhì)，平衡常數(shù)不同；離解度是達(dá)到離解平衡時(shí)，弱電解質(zhì)的離解百分率，也就是化學(xué)平衡中的轉(zhuǎn)化率在弱電解質(zhì)溶液體系中的一種表現(xiàn)形式，隨著濃度的變化而變化。所以離解常數(shù)比離解度能更好的表明弱電解質(zhì)的相對(duì)強(qiáng)弱。2、離解度和離解常數(shù)的關(guān)系離解常數(shù)是弱74以一元弱酸HA為例，離解度為α，離解常數(shù)Ka和濃度c的關(guān)系HAcH++Ac–起始濃度c00平衡濃度c（1-α）cαcα以一元弱酸HA為例，離解度為α，離解常數(shù)Ka和濃度c的關(guān)系H75一般來說，當(dāng)c/Ka﹥400時(shí)，可近似的認(rèn)為1-α=1，作近似處理可得稀釋定律：當(dāng)溫度一定時(shí)，Ka是常數(shù)，所以對(duì)同一弱電解質(zhì)，離解度α與濃度的平方根成反比，即溶液越稀，離解度越大。溶液中H+濃度：8題一般來說，當(dāng)c/Ka﹥400時(shí)，可近似的認(rèn)為1-α=1，76二、一元弱堿的離解平衡NH3·H2ONH4++OH–Kb越大,說明該堿越容易解離,

則該堿的堿性就越強(qiáng)溶液中OH-濃度：7題二、一元弱堿的離解平衡NH3·H2O77三、多元弱酸的解離平衡H2SHS-+H+HS-S2-+H+Ka1Ka2H2S的Ka2﹤Ka1，所以H+主要來源于第一步解離，第二步可以忽略不計(jì)，因此可認(rèn)為體系中的[HS-]和[H+]近似相等。9題三、多元弱酸的解離平衡H2SHS-+H+78對(duì)于二元弱酸，結(jié)論1、[H+]按第一級(jí)離解平衡來計(jì)算。比較二元弱酸的強(qiáng)弱，只需比較一級(jí)離解常數(shù)2、由于[HS-]≈[H+]，所以二元弱酸根離子濃度等于二級(jí)離解常數(shù)。對(duì)于二元弱酸，結(jié)論1、[H+]按第一級(jí)離解平衡來計(jì)算。比較二79第四節(jié)同離子效應(yīng)和緩沖溶液一、同離子效應(yīng)NaAcNa++Ac-HAcH++Ac-在HAc溶液中加入一些NaAc，NaAc完全離解，使溶液中的Ac-濃度增加，Hac離解平衡左移，從而降低了醋酸的離解度。NH3·H2ONH4++OH–NH4ClNH4++Cl–

同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液中加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，從而使弱電解質(zhì)的離解度降低的現(xiàn)象第四節(jié)同離子效應(yīng)和緩沖溶液一、同離子效應(yīng)NaAc80二緩沖溶液緩沖溶液：能夠抵抗外加少量強(qiáng)酸、強(qiáng)堿或適當(dāng)稀釋，而保持體系pH基本不變的溶液。1、緩沖溶液的組成弱酸及其鹽：HAc-NaAc弱堿及其鹽：NH3·H2O-NH4Cl多遠(yuǎn)弱酸的酸式鹽及其次級(jí)鹽：NaH2PO4-Na2HPO4正鹽和酸式鹽：NaHCO3-Na2CO3二緩沖溶液緩沖溶液：能夠抵抗外加少量強(qiáng)酸、強(qiáng)堿或適當(dāng)稀釋，812、緩沖溶液的作用機(jī)理同離子效應(yīng)以HAc-NaAc緩沖體系為例說明其原理NaAcNa++Ac-HAcH++Ac-緩沖對(duì)：溶液中同時(shí)存在的弱酸分子及其弱酸根離子

當(dāng)加入OH-

時(shí)，OH-和溶液中的H+

發(fā)生反應(yīng)，生成H2O，促使HAc繼續(xù)解離，結(jié)果使得溶液中[H+]降低也不多，即pH值變化很小。醋酸具有抵抗外來強(qiáng)堿的能力，通常稱為

HAc-NaAc緩沖溶液的抗堿成分。2、緩沖溶液的作用機(jī)理同離子效應(yīng)以HAc-NaAc緩沖體82

當(dāng)稀釋時(shí)，HAc和Ac-的濃度降低，使HAc解離增大，結(jié)果使得溶液中[H+]降低也不多，即pH值變化很小。

當(dāng)加入H+時(shí)，H+和溶液中的Ac-發(fā)生反應(yīng)，生成HAc，結(jié)果使得溶液中[H+]增加不多，即pH值變化很小。醋酸具有抵抗外來強(qiáng)酸的能力，通常稱為

HAc-NaAc緩沖溶液的抗酸成分。當(dāng)稀釋時(shí)，HAc和Ac-的濃度降低，使H833、緩沖溶液的pH值（1）一元弱酸及其鹽，以HAc-NaAc為例設(shè)c酸為HAc的濃度，c鹽為NaAc的濃度HAcH++Ac-起始濃度c酸0c鹽平衡濃度c酸-xxc鹽+x由于同離子效應(yīng)，HAc的離解度減小，因此可以認(rèn)為c鹽+x=c鹽，c酸-x=c酸，代入平衡關(guān)系式3、緩沖溶液的pH值（1）一元弱酸及其鹽，以HAc-NaA84由以上公式可知，緩沖溶液的pH值首先取決于Ka，其次取決于弱酸和弱酸鹽的濃度之比。由以上公式可知，緩沖溶液的pH值首先取決于Ka，其次取決于弱85緩沖溶液pH緩沖范圍：緩沖溶液pH緩沖范圍：86緩沖溶液的緩沖能力用緩沖容量來衡量，緩沖容量取決于酸及鹽的濃度大小及c酸與c鹽的比值。緩沖溶液的緩沖能力用緩沖容量來衡量，緩沖容量取決于酸及鹽的濃87（2）一元弱堿及其鹽，以NH3·H2O和NH4Cl為例緩沖溶液pH緩沖范圍：（2）一元弱堿及其鹽，以NH3·H2O和NH4Cl為884、緩沖溶液的選擇和配制對(duì)體系反應(yīng)無干擾所需控制的pH值在緩沖范圍內(nèi)弱酸及其鹽，pH盡量接近pKa；弱堿及其鹽，pH盡量接近pKb；濃度應(yīng)較大廉價(jià)易得，避免污染原則：5、緩沖溶液的應(yīng)用4、緩沖溶液的選擇和配制對(duì)體系反應(yīng)無干擾原則：5、緩沖溶液的89

1、強(qiáng)堿弱酸鹽以NaAc為例，在水溶液中存在如下的平衡：由于HAc形成，溶液中H+濃度減小，使水的平衡向右移動(dòng)，結(jié)果[OH-]?[H+]，溶液顯堿性。第五節(jié)鹽類的水解NaAcNa+Ac-

H2OOH-+H+Ac-+H+HAc

90溶液中同時(shí)存在水和弱酸的兩個(gè)離解平衡：兩個(gè)反應(yīng)式相減，得NaAc的水解平衡反應(yīng)式：HAcH++Ac-Ac-+H2O

HAc+OH-溶液中同時(shí)存在水和弱酸的兩個(gè)離解平衡：兩個(gè)反應(yīng)式相減，得Na91強(qiáng)堿弱酸鹽的水解實(shí)際上是陰離子（酸根離子）的水解，水解后溶液顯堿性，組成鹽的酸越弱，即Ka越小，則Kh越大，相應(yīng)鹽的水解傾向越大。Ac-+H2O

HAc+OH-起始濃度c00平衡濃度c-xxx強(qiáng)堿弱酸鹽的水解實(shí)際上是陰離子（酸根離子）的水解，水解后溶液92由于Kh很小，c-x≈c鹽類水解的程度常用水解度h來表示NaAc溶液中由于Kh很小，c-x≈c鹽類水解的程度常用水解度h來表示N93

2、強(qiáng)酸弱堿鹽的水解以NH4Cl為例，在水溶液中存在如下的平衡：NH4Cl

Cl-+NH4+H2O

H++OH-NH4++OH-NH3.H2O由于NH3.H2O的生成，溶液中的OH-的濃度減小，使水的離解平衡向右移動(dòng)，結(jié)果

[H+]?[OH-]，溶液顯酸性。

94

H2O

H++OH-NH3.H2ONH4++OH-

溶液中同時(shí)存在水和弱堿的兩個(gè)離解平衡：兩個(gè)反應(yīng)式相減，得NH4Cl的水解平衡反應(yīng)式：NH4++OH-NH3.H2O+H+

95NH4++OH-NH3.H2O+H+由于Kh很小，NH4Cl溶液中強(qiáng)酸弱堿鹽的水解實(shí)際上是陽離子的水解，水解后溶液顯酸性，組成鹽的堿越弱，即Kb越小，則Kh越大，相應(yīng)鹽的水解傾向越大。NH4++OH-N96

3、弱酸弱堿鹽的水解

若弱酸弱堿鹽溶于水時(shí)，陽離子和陰離子都發(fā)生了水解。以NH4Ac為例NH4AcNH4++Ac-NH4++OH-NH3.H2OAc-+H+

HAcH+和OH-都在減少，水的解離平衡強(qiáng)烈向右移動(dòng)。因此弱酸弱堿鹽水解程度較大。H2O

H++OH-

97弱酸弱堿鹽水溶液的酸堿性與鹽的濃度無關(guān)，僅取決于弱酸弱堿離解常數(shù)的相對(duì)大小，即相對(duì)強(qiáng)弱NH4++Ac-+H2ONH3.H2O+HAc水解平衡反應(yīng)式：Ka≈Kb時(shí)，接近中性Ka

?Kb時(shí)，酸性Ka

?Kb時(shí)，堿性弱酸弱堿鹽水溶液的酸堿性與鹽的濃度無關(guān)，僅取決于弱酸弱堿離解984、強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽(溶液呈中性）

pH=74、強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽(溶液呈中性）995、多元弱酸鹽或多元弱堿鹽的水解（1）多元弱酸鹽的水解與多元弱酸的分步解離相似，以第一步水解為主，在計(jì)算時(shí)按一元弱酸鹽處理，溶液顯堿性。CO32-+H2OHCO3-+OH-HCO3-+H2OH2CO3+OH-5、多元弱酸鹽或多元弱堿鹽的水解（1）多元弱酸鹽的水解與多元100由于Ka2〈Ka1，因此Kh1〉Kh2?？梢?，多元弱酸鹽水解也以第一步水解為主，在計(jì)算溶液的酸堿性時(shí)，按一元弱酸鹽處理，溶液顯堿性。由于Ka2〈Ka1，因此Kh1〉Kh2。可見，多元弱酸鹽101（2）多元弱酸酸式鹽的水解（1）HA-（或H2A-）水溶液中[H+]的最簡(jiǎn)計(jì)算公式（1）HA2-水溶液中[H+]的最簡(jiǎn)計(jì)算公式（2）多元弱酸酸式鹽的水解（1）HA-（或H2A-）水102（3）多元弱堿鹽的水解分步水解，水解主要來源于第一步水解（3）多元弱堿鹽的水解分步水解，水解主要來源于第一步水解103二、影響鹽類水解的因素1、鹽的本性鹽在水溶液中離解出的離子本身與H+或OH-結(jié)合能力的大小，決定了水解程度的大小。二、影響鹽類水解的因素1、鹽的本性鹽在水溶液中離解出的離子本1042、濃度濃度對(duì)Kh無影響，但是對(duì)h有影響

對(duì)于同一種鹽，Kh是常數(shù)，則鹽的濃度越小，水解程度越大，即稀釋會(huì)促進(jìn)鹽類的水解。2、濃度濃度對(duì)K1053、溫度

鹽類水解是吸熱反應(yīng)，根據(jù)平衡移動(dòng)原理，加熱促進(jìn)吸熱反應(yīng)的進(jìn)行，所以升溫，水解程度增大。

4、酸堿度鹽類水解能引起水中H或OH濃度的改變，根據(jù)平衡移動(dòng)原理，調(diào)節(jié)溶液酸堿度，可以控制水解平衡。3、溫度106

三、鹽類水解的應(yīng)用1、判斷溶液的酸堿性。

2、對(duì)于“有害”的水解，改變條件加以控制。

3、對(duì)于“有利”的水解，改變條件加以促進(jìn)。三、鹽類水解的應(yīng)107108人類對(duì)酸堿認(rèn)識(shí)的發(fā)展過程：①感性：有酸味，能使蘭色石蕊變紅的物質(zhì)叫酸，使紅色石蕊變蘭叫堿；②19世紀(jì)80年代，阿侖尼斯的電離理論：酸——在水中電離出陽離子全為H+

，堿——在水中電離出陰離子全為OH-

；③20世紀(jì)，