第9章酸堿平衡Chapter5Acid,base&acid-basereaction9.1

布朗斯特酸堿質(zhì)子理論9.2

路易斯酸堿理論9.5

緩沖溶液9.3

弱酸弱堿水溶液的質(zhì)子轉(zhuǎn)移平衡TheBronsted-Lowryacid-basemodelTheLewisacid-basemodelBuffer

solutionWeakacid,weakbaseandthetransferofaprotonintheautoionicationofwater9.4

鹽的水解Hydrolysisofsalts主要內(nèi)容1.電解質(zhì)與非電解質(zhì)在溶液中，能夠發(fā)生電離的物質(zhì)稱電解質(zhì)，不能能夠發(fā)生電離的物質(zhì)稱非電解質(zhì)。電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)——能完全電離的電解質(zhì)只能部分電離的物質(zhì)稱弱電解質(zhì)。NaOH、HCl、BaCl2

（強(qiáng)酸、強(qiáng)堿和大部分的鹽類）HAc、H2S、NH3

（弱酸弱堿類等化合物）非電解質(zhì)CH4、CCl4、C6H12O6

（大部分的有機(jī)化合物）在溶液中不能發(fā)生電離的化合物化合物強(qiáng)電解質(zhì)和非電解質(zhì)可以看作是弱電解質(zhì)的兩個(gè)極限，它們之間沒(méi)有絕對(duì)的界限強(qiáng)電解質(zhì)←弱電解質(zhì)→非電解質(zhì)100%電離能部分電離不能電離可以通過(guò)導(dǎo)電能力的強(qiáng)弱來(lái)判斷電解質(zhì)的強(qiáng)弱1887年Arrhenius提出“電離說(shuō)”(Arrheniusacid-baseconcept)

酸堿的概念在不斷地發(fā)展.讓我們先回憶一下Arrhenius的“電離說(shuō)”，然后再介紹Bronsted-lowry酸堿理論和Lewis酸堿理論.2.酸堿的定義電離時(shí)產(chǎn)生的陽(yáng)離子全部是H+離子的化合物叫酸；電離時(shí)生成的陰離子全部是OH-離子的化合物叫堿酸堿特征

在水溶液中，電離出的陽(yáng)離子只有H+的物質(zhì)是酸，電離出的陰離子只有OH-的物質(zhì)是堿。酸堿反應(yīng)的本質(zhì)是H+與OH-反應(yīng)生成水:

H++OH-=H2O它解釋了酸堿反應(yīng)中和熱都相等的實(shí)驗(yàn)事實(shí)酸堿的強(qiáng)弱：根據(jù)酸堿平衡常數(shù)比較局限性:只限于水溶液中的酸堿反應(yīng)9-1酸堿質(zhì)子理論一．酸堿質(zhì)子理論定義凡能給出質(zhì)子的物質(zhì)都是酸；凡能接受質(zhì)子的物質(zhì)都是堿。Bronsted和Lowry于1923各自獨(dú)立提出了酸堿的質(zhì)子論：酸堿共軛關(guān)系酸和堿不是孤立的。而是通過(guò)質(zhì)子的傳遞而表現(xiàn)出來(lái)的對(duì)應(yīng)關(guān)系稱為共軛關(guān)系。HCl酸的共軛堿是Cl-NH3堿的共軛酸是NH4+HPO42-是酸，也是共軛堿。稱兩性物質(zhì)在質(zhì)子論中，酸或堿，可以是中性分子，也可以是陰陽(yáng)離子。質(zhì)子論中沒(méi)有鹽的概念。酸質(zhì)子＋堿HClH++Cl-NH4+H++NH3H2PO4-H++HPO42-兩個(gè)共軛酸堿對(duì)之間的質(zhì)子傳遞1酸越強(qiáng)，其共軛堿越弱；堿越強(qiáng)，其共軛酸越弱2反應(yīng)總是由相對(duì)較強(qiáng)的酸和堿向生成相對(duì)較弱的酸和堿的方向進(jìn)行3對(duì)于某些物種而言，是酸是堿取決于參與的具體反應(yīng)二、酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)水溶液中的電離作用，中和反應(yīng)，水解反應(yīng)均為酸堿反應(yīng)酸1＋堿2==酸2＋堿11.電離作用2.中和反應(yīng)3.水解反應(yīng)三、質(zhì)子論的評(píng)價(jià)質(zhì)子論擴(kuò)大了酸堿反應(yīng)范圍，既適用于水溶液，也適用于非水溶液和無(wú)溶劑體系，是電離理論的發(fā)展。局限性是只限于質(zhì)子酸。HAc+H2OH3O++Ac-H2O+H2OH3O++OH-HCl+H2OH3O++Cl-H3O++OH-H2O+H2OHAc+NH3NH4++Ac-H2O+Ac-

HAc+OH-NH4++H2OH3O++NH3電離論質(zhì)子論課堂練習(xí)1、根據(jù)酸堿質(zhì)子理論,寫出下列分子或離子的共軛酸的化學(xué)式:

SO42-

、S2-

、H2PO4-、HSO4-

、NH3

2、寫出下列各分子或離子的共軛堿的化學(xué)式：

NH4+

、H2S、H2SO4

、H2PO4-

、HSO4-HSO4-、HS-

、H3PO4

、H2SO4

、NH4+

NH3

、HS-

、HSO4-

、HPO42-

、SO42-酸堿的電子理論一.酸堿電子理論定義凡是可以接受電子對(duì)的物質(zhì)稱為酸，凡是可以給出電子對(duì)的物質(zhì)稱為堿路易斯(Lewis)1923年提出酸堿電子論二、酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是酸堿物質(zhì)通過(guò)配位鍵生成酸堿配合物。酸+堿酸堿配合物H++:OH-H:OHHCl+:NH3NH4+

＋

Cl-BF3+:F-BF4-Cu2++4[:NH3]Cu(NH3)42+這種酸堿論包括了除氧化還原反應(yīng)以外的所有反應(yīng)。9-2水的離子積和pH2-1水的電離和離子積平衡常數(shù):Kw=[H+][OH-]水的電離平衡常數(shù)Kw稱為水的離子積298K時(shí),KW

=1.0×10-14想一想:電離為吸熱過(guò)程,溫度升高,KW將如何變化?表2水的離子積常數(shù)與溫度的關(guān)系常溫下KW通常取10-14進(jìn)行計(jì)算水的電離:H2O+H2OH3O++OH-簡(jiǎn)寫為:H2OH++OH-2-2溶液的酸度當(dāng):[H+]＝[OH-]＝KW＝1.0×10-7mol·L-1稱中性溶液當(dāng):[H+]>[OH-]or[H+]>1.0×10-7mol·L-1稱酸性溶液當(dāng):[H+]<[OH-]or[H+]<1.0×10-7mol·L-1稱堿性溶液因此，可以用H+

的濃度表示溶液的酸堿性。1.酸度──水溶液中H+的濃度稱為溶液的酸度。當(dāng)H+的濃度較小時(shí),通常用pH表示溶液的酸度。pH=-log[H+]水溶液中氫離子濃度的負(fù)對(duì)數(shù)叫做pH值類似地pOH＝-log[OH-]pKw＝-logKw當(dāng)[H+]＝m×10-n

時(shí)：pH＝n-logmKw，=[H+][OH-]2.pH和pOH

關(guān)系

[H+][OH-]=KW=10-14pH+pOH=pKW=14pH=7則pOH=7中性溶液pH<7則pOH>7酸性溶液,pH越小酸性越強(qiáng)pH>7則pOH<7堿性溶液,pH越大堿性越強(qiáng)課堂練習(xí)1、pH=3的HCl溶液和pH=11的NaOH溶液等體積混合，所得溶液pH是多少？2、pH=5的HCl溶液和pH=13的NaOH溶液等體積混合，再稀5倍體積水，所得溶液pH是多少？（pH=7）（pH=12，混合加水后，H+的濃度是10-6mol·L-1

，OH-

的濃度為10-2mol·L-1

，因此反應(yīng)完全后OH-的濃度為10-2mol·L-13、酸堿離解常數(shù)①HA(aq)+H2O(e)

H3O+(aq)+A－(aq)Kaθ={C(H3O+)/Cθ}{C(A－)/Cθ}/{C(HA)/Cθ}②A－(aq)+H2O(e)Kbθ={C(HA)

/Cθ}{C(OH－)/Cθ}/{C(A－)/Cθ}HA(aq)+OH-(aq)說(shuō)明：Kaθ、Kbθ可以判斷酸、堿強(qiáng)弱，一般Kaθ或Kbθ越大，對(duì)應(yīng)酸或堿的酸性或堿性越強(qiáng)說(shuō)明：1、Kaθ、Kbθ可以判斷酸、堿強(qiáng)弱，2、一般Kaθ或Kbθ越大，對(duì)應(yīng)酸或堿的酸性或堿性越強(qiáng)。4共軛酸堿對(duì)Kaθ、Kbθ關(guān)系：共軛酸堿對(duì)中酸的離解常數(shù)和它對(duì)應(yīng)共軛堿的離解常數(shù)成反比，兩者乘積等Kw=KaθKbθ3對(duì)二元和三元酸（如H2S和H3PO4）而言，還有第二步和第三步質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應(yīng)的相應(yīng)常數(shù)。規(guī)律：①一元弱酸（堿）KaθKbθ=Kwθ②二元弱酸Ka1θKb2θ=Kwθ

Ka2θKb1θ=Kwθ③三元酸Ka1θKb3θ=Kwθ

Ka2θKb2θ=Kwθ

Ka3θKb1θ=Kwθ2.3溶劑的拉平效應(yīng)（levelingeffectofsolvent)拉平效應(yīng)：溶劑將酸或堿的強(qiáng)度拉平的作用，稱為溶劑的“拉平效應(yīng)”。例如，在水中進(jìn)行的任何實(shí)驗(yàn)都不能告訴我們HCl和HBr，哪一種酸性更強(qiáng)些。

酸堿的相對(duì)強(qiáng)弱的比較（指水中）區(qū)分效應(yīng)（有機(jī)溶劑、弱酸中）：用一個(gè)溶劑能把酸或堿的相對(duì)強(qiáng)弱區(qū)分開來(lái)，稱為溶劑的“區(qū)分效應(yīng)”.如以冰醋酸為溶劑，則就可以區(qū)分開下列酸的強(qiáng)弱.同樣，酸越強(qiáng)，其共軛堿越弱；堿越強(qiáng)，其共軛酸越弱.9.4.1

一元弱酸和弱堿9.4.2

多元弱酸9.4.3

鹽溶液9.4水溶液化學(xué)平衡的計(jì)算離子化分子化9.4..1一元弱酸和弱堿(monoproticweakacidsandbase)

(1)一元弱酸的電離平衡電離度

稀釋定律：在一定溫度下（

為定值），某弱電解質(zhì)的電離度隨著其溶液的稀釋而增大

HA(aq)H+(aq)+A－(aq)初始濃度 c 0 0平衡濃度 c–cα

cα

cα●稀釋定律初始濃度/mol·L-10.1000平衡濃度/mol·L-10.10－xxxx=1.3×10－3當(dāng)α﹤5%

C/Ka≧500∴CH+=最簡(jiǎn)式）近似式∴CH+=

開始 0.200 00平衡0.200(1–0.934%)0.200×0.934%0.200×0.934%同理對(duì)一元弱堿：

已知25℃時(shí)，0.200mol·L-1氨水的電離度為0.934%，求c(OH－),pH值和氨的離解常數(shù).(2)一元弱堿的電離平衡Example6Solution

酸的酸性越強(qiáng)，其共軛堿的堿性就越弱，反之亦然，即（3）同離子效應(yīng)在弱電解質(zhì)溶液中，加入與其含有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)時(shí)，使弱電解質(zhì)的電離度降低的現(xiàn)象稱同離子效應(yīng)。例、在0.10mol·L-1HAc溶液中加入少量NaAc,使其濃度為0.10mol·L-1,求該溶液的H+濃度和解離度。解:平衡濃度0.10-[H+][H+]0.10+[H+]≈0.10≈0.10Ka=————[H+][Ac-][HAc][H+]＝————×Ka＝Ka=1.76×10-5mol·L-1[HAc][Ac-]電離度：α＝——×100%＝0.0176%[H+]CHAcHAcH++Ac-9.4.2多元弱酸溶液的解離平衡(分步解離）

例題：計(jì)算0.010mol·L-1H2CO3溶液中的

H3O+,H2CO3,

，

和OH－的濃度以及溶液的pH值。H2SH++HS－

HS－H++S2－

H2OH++OH－

9.4.2多元弱酸溶液的離解平衡(polyproticweakacidsaqueoussolutiondissociationequilibrium)Example7計(jì)算0.100mol·L-1H2S溶液中H+,OH－,S2－的濃度及pH值. H2SH++HS－平衡濃度/(mol·L-1)

0.100–xx+y+z

x-y

HS－H++S2－平衡濃度/(mol·L-1)

x–yx+y+zy

H2OH++OH－平衡濃度/(mol·L-1)

x+y+zz

H2S2H++S2-H2S飽和溶液中c(H2S)=0.10mol·L-1由于第二步電離的很少，所以

結(jié)論：

⑴多元弱酸的解離是分步進(jìn)行的，一般 溶液中的H+主要來(lái)自于弱酸的第一步解離，計(jì)算c(H+)或pH時(shí)可只考慮第一步解離。

⑵對(duì)于二元弱酸，當(dāng)時(shí)，c(酸根離子)≈，而與弱酸的初始濃度無(wú)關(guān)。

⑶對(duì)于二元弱酸，若c(弱酸)一定時(shí)，c(酸根離子)與c2(H3O+)成反比。(1)強(qiáng)酸和弱堿生成的鹽的水解

9.4.3兩性物質(zhì)鹽溶液(acid-BasePropertiesofsalts)

鹽溶液中的水解和水合，實(shí)質(zhì)是離子與水的作用，是鹽的陰、陽(yáng)離子進(jìn)入純水環(huán)境后與H2O、H3O+和OH-的作用.(2)多元弱酸和強(qiáng)堿生成的鹽的水解

計(jì)算0.10mol·L-1Na3PO4溶液的pH值.

平衡cB/(mol·L-1)

0.10–x

x

xSolutionExample8(3)酸式鹽解離大于水解，NaH2PO4溶液顯弱酸性解離小于水解，Na2HPO4溶液顯弱堿性(4)弱酸和弱堿生成的鹽的水解

影響鹽類水解的因素

⑴

鹽的濃度：c鹽↓,水解度增大。有些鹽類,如Al2S3,(NH4)2S可以完全水解。

⑵

溫度：

水解反應(yīng)為吸熱反應(yīng)，△H

＞0，T↑,K↑，水解度增大。總之，加熱和稀釋都有利于鹽類的水解。

⑶溶液的酸堿度：

加酸可以引起鹽類水解平衡的移動(dòng)，例如加酸能抑制下述水解產(chǎn)物的生成。9.4.1緩沖溶液的概念9.4.2緩沖溶液pH值的計(jì)算9.4.3緩沖溶液的選擇和配制原則9.4緩沖溶液(buffersolution)50mLHAc—NaAc(c(HAc)=c(NaAc)=0.10mol·L-1)pH=4.74 緩沖溶液的特性：向緩沖溶液中加入少量強(qiáng)酸或強(qiáng)堿或?qū)⑷芤哼m當(dāng)稀釋，而溶液本身pH值能保持相對(duì)穩(wěn)定9.4.1緩沖溶液的概念(thecharacteristicsofthebufferedsolutions)加入1滴(0.05ml)1mol·L-1

HCl加入1滴(0.05ml)1mol·L-1

NaOH實(shí)驗(yàn)：50mL

純水pH=7 pH=3pH=11pH=4.73pH=4.75什么是緩沖溶液？緩沖的緩沖原理HAc—NaAc溶液：●加入少量強(qiáng)酸時(shí)，溶液中大量的Ac–與外加的少量的H+結(jié)合成

HAc，當(dāng)達(dá)到新平衡時(shí)，c(HAc)略有增加，c(Ac–)略有減少，