第一節(jié)酸堿理論第二節(jié)水溶液中的酸堿平衡第三節(jié)弱酸弱堿溶液H3O+或OH-濃度的計算第四節(jié)緩沖溶液第五節(jié)難溶強電解質(zhì)的沉淀-溶解平衡第三章酸堿解離平衡和沉淀-溶解平衡一、酸堿電離理論(阿侖尼烏斯酸堿理論）(Arrheniusionizationtheory)酸(acid)：在水中解離出的陽離子全是H+的物質(zhì)。局限性：無法解釋NH3的弱堿性無NH4OH第一節(jié)酸堿理論堿(base)：在水中解離出的陰離子全是OH-的物質(zhì)。

中和反應(yīng)的實質(zhì)是：H++OH—H2O不適用于非水體系或無溶劑體系酸：凡能給出質(zhì)子（H+）的物質(zhì)；質(zhì)子的給予體。(protondonor)如：酸二、酸堿質(zhì)子理論

HCl

H+

+

Cl-

HAcH++Ac-

NH4+H++NH3H2CO3H++HCO3-HCO3-H++CO32-堿：凡能接受質(zhì)子（H+）的物質(zhì)；質(zhì)子的接受體。(protonacceptor)H3O+

H++H2OH2O

H++OH-堿質(zhì)子

+酸堿半反應(yīng)

(protontheoryofacidandbase)1.酸和堿可以是分子，也可以是陽、陰離子。二、酸堿質(zhì)子理論特點：2.既是酸又是堿（兩性物質(zhì)）如HCO3-,H2O。3.沒有“鹽”的概念。如NaCl中Cl–為堿；NH4Ac中為兩性物質(zhì)

例1：下列各組屬于共軛酸堿對的是

A.H3PO4—H2PO4-B.H2CO3—CO32-

C.H3O+

—OH-D.H2PO4-—HPO42-

E.H2PO4-—PO43-F.HAc—Ac-

共軛酸堿對H++B-HBHB—B-酸堿共軛關(guān)系酸堿質(zhì)子

+(conjugateacid-basepair)練習：

指出下列物質(zhì)何者為酸，何者為堿？并寫出其共軛酸（堿）。H2O、H3O+、NH3、H2CO3、H2PO4-、NH4+、H2S、HS-、

CO32-、OH-只能為酸：H3O+、H2CO3、NH4+、H2S、只能為堿：NH3、CO32-、OH-兩性物質(zhì)：H2O、H2PO4-

、

HS-

實質(zhì)：兩個共軛酸堿對之間的質(zhì)子傳遞反應(yīng)。

HAc

+NH3NH4++

Ac—-H+H++H+酸堿反應(yīng)的實質(zhì)適用范圍：水溶液、非水溶劑或氣相中的反應(yīng)。HCl(g)+NH3(g)苯NH4Cl(s)H+酸堿質(zhì)子理論（小結(jié)）擴大了酸堿的含義和酸堿反應(yīng)的范圍。酸堿質(zhì)子理論把酸限制在含氫H，這就不能解釋不含氫物質(zhì)的酸性。優(yōu)點：將酸堿強度和酸或堿的性質(zhì)和溶劑的性質(zhì)聯(lián)系起來。

局限：如SO3、AlCl3顯酸性酸堿電子理論習題1.根據(jù)酸堿質(zhì)子理論，下列物質(zhì)既是酸又是堿的是

A、HCO3—B、H2SC、NH4+D、Ac—2.

下列各組溶液中,不屬于酸堿共軛關(guān)系的是A、H2O—OH-B、NH3—NH4+

C、H3PO4—HPO42-D、HCl—Cl-一、水的質(zhì)子自遞反應(yīng)H+H2O+H2O

H3O++OH-或

H2O

H++OH-第二節(jié)水溶液中的酸堿平衡水的離子積(ionproductofwater)

=1.0×10-14（298K）水的質(zhì)子自遞反應(yīng)是吸熱反應(yīng)，溫度升高，隨之增大。不同溫度下水的離子積常數(shù)T/KT/K

當溫度在室溫附近變化時，變化不大，一般可認為。二、弱酸、弱堿的解離平衡

在一元弱酸

HB溶液中，存在

HB

與

H2O

之間的質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應(yīng)：

達到平衡時：

一元弱酸的標準解離常數(shù)越大，它的酸性就越強。（一）一元弱酸的解離平衡

在一元弱堿

B

溶液中，存在

B

與

H2O之間的質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應(yīng)：

達到平衡時：

一元弱堿的標準解離常數(shù)越大，它的堿性就越強。（二）一元弱堿的解離平衡二、弱酸、弱堿的解離平衡三、弱酸的標準解離常數(shù)與其共軛堿的標

準解離常數(shù)的關(guān)系

一元弱酸

HB

和其共軛堿

B-

在水溶液中存在如下質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應(yīng)：達到平衡時：

以上兩式相乘得：

第三節(jié)弱酸弱堿溶液H3O+和OH-濃度的計算

一、氫離子濃度和

pH二、一元弱酸溶液H3O+

(pH)

的計算三、一元弱堿溶液OH-

(pH)

的計算四、同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng)一、氫離子濃度和

pH室溫下純水中的

H3O+

濃度為：溶液酸堿性取決于ceq(H3O+)與

ceq(OH-)的相對大小:

溶液呈中性；

溶液呈酸性；

溶液呈堿性。

對濃度很低的溶液，常用

pH

來表示溶液的酸堿性。

與

pH

相對應(yīng)的還有

pOH和，它們的定義分別為：pH與pOH之間的關(guān)系為：一、氫離子濃度和

pHpH和

pOH都可以表示溶液的酸堿性:pH=pOH=7，溶液呈中性；pH<pOH，pH<7，溶液呈酸性；pH>pOH，pH>7，溶液呈堿性。一、氫離子濃度和

pH例2

正常人尿液的

pH

為4.7～8.4，計算尿液的H3O+

濃度。解：pH為4.7時，H3O+濃度為：pH

為

8.4

時，H3O+濃度為：

正常人尿液的

H3O+濃度為。一、氫離子濃度和

pH二、一元弱酸溶液

H3O+(pH)的計算

兩個數(shù)相加或相減時，若較大數(shù)大于較小數(shù)

20

倍以上時,將較小數(shù)忽略，所產(chǎn)生的相對誤差不會超過

±5%

。在HB

的水溶液中存在下列質(zhì)子轉(zhuǎn)移平衡:

溶液中存在下列關(guān)系

：當ceq(B-)>20ceq(OH-)，即時,上式可簡化為：

將上述關(guān)系代入

HB

的標準解離常數(shù)表達式中：

當時，，則，由上式可得：例3

計算0.10mol·L-1HOAc溶液的

pH，已知。解：，且

,可利用最簡公式計算。

溶液的

pH為：三、一元弱堿溶液OH-(pH)

的計算

在一元弱堿B溶液中，存在下述質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應(yīng)：溶液中存在下列關(guān)系：當，且溶液的

pH

為：例4計算0.10mol·L-1NH3

溶液的pH，已知。解：，且，可利用最簡公式計算。四、同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng)(一)同離子效應(yīng)

HAc在溶液中存在下述解離平衡：在HAc溶液中加入NaAc晶體，Ac-

濃度增大，

Ac-

與

H3O+結(jié)合，生成

HAc和H2O，使HAc的解離平衡逆向移動，

H3O+濃度減小，HAc的解離度降低。這種在弱電解質(zhì)溶液中加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的強電解質(zhì)，使弱電解質(zhì)的解離度降低的現(xiàn)象稱為同離子效應(yīng)。HAc+H2OH3O++Ac-(二)

鹽效應(yīng)

在

HAc

溶液中加入

NaCl

晶體,溶液中離子濃度增大，陽離子與陰離子的相互牽制作用增強，Ac-

與

H3O+結(jié)合成HAc分子的速率減慢，解離平衡正向移動，HAc的解離度略有增大。這種在弱電解質(zhì)溶液中加入不具有相同離子的強電解質(zhì)，使弱電解質(zhì)的解離度增大的現(xiàn)象稱為鹽效應(yīng)。同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng)是兩種完全相反的作用。在產(chǎn)生同離子效應(yīng)的同時，一定也產(chǎn)生鹽效應(yīng)。只是由于同離子效應(yīng)對弱電解質(zhì)的解離度的影響比鹽效應(yīng)大得多，因此在計算時可以忽略鹽效應(yīng)的影響。習題1.某一元弱酸，離解常數(shù)為Ka，若在濃度為c時，離解度為α，同溫下稀釋此溶液，則A、Ka，α均不變B、Ka變大，α不變C、Ka，α均變小D、Ka不變，α變大2.往1L0.1mol/L氨水溶液中加入少量NH4Cl固體,將引起的變化是A、氨水的Kb增大B、氨水的pH值增大C、氨水的α減小D、氨水的Kb減小例5計算0.10mol·L-1NH4Cl溶液的pH值。已知NH4+的Ka=5.59×10-10。解：

NH4Cl在水溶液中完全解離為NH4+和Cl-，濃度均為0.10mol·L-1。Cl-為極弱的堿,故對溶液酸堿性影響極小,通?？梢院雎圆挥嫛６鳱H4+是弱酸。∴[H+]=

=7.48×10-6(mol·L-1)pH=-lg(7.48×10-6)=5.13∵ｃ/Ka=

＞400

=三、一元弱酸、弱堿溶液pH值的計算例6計算0.10mol·L-1NaAc溶液的pH值。已知HAc的Ka=1.74×10-5。

解：∵三、一元弱酸、弱堿溶液pH值的計算c/Kb>>400第四節(jié)緩沖溶液

pH=3↑

pH=0.09↑1L純水中(pH=7)加1mol·L-1HCl0.1mlpH=4

pH=3↓加1mol·L-1NaOH

0.1mlpH=101L含0.1molHAc和NaAc的溶液(pH=4.75)加1mol·L-1HCl10mlpH=4.66

pH=0.09↓加1mol·L-1NaOH

10mlpH=4.84—

緩沖溶液一、緩沖溶液的組成及作用機理緩沖溶液：能夠抵抗外來少量強酸、強堿或稍加稀釋而保持pH基本不變的溶液。一、緩沖溶液的組成及作用機理緩沖對(系):組成緩沖溶液的共軛酸堿對。組成：抗酸成分+抗堿成分緩沖作用：緩沖溶液對強酸、強堿或稀釋的抵抗作用。(buffersolution)(bufferpair)(bufferaction)NaAc—HAc(一)緩沖溶液的組成緩沖溶液的類型一、緩沖溶液的緩沖作用和組成⒉兩性物質(zhì)及對

應(yīng)的共軛酸(堿)

⒈弱酸-共軛堿⒊弱堿-共軛酸NH3-NH4ClNaHCO3-Na2CO3NaH2PO4-Na2HPO4H2CO3-NaHCO3HAc-NaAc

組成特點：均含共軛酸堿對HAc—NaAc緩沖體系NaAc→Na++

Ac-

[HAc]、[Ac-]足夠大Ac-+H+→HAcHAc+H2OH3O++Ac-(二)緩沖作用機理加少量酸：(H+)[HAc]略↑加少量堿：(OH-)H++OH-→H2O,HAc的質(zhì)子傳遞平衡右移補充失去的H+1.2.HAc–抗堿成分NaAc–抗酸成分[Ac-]略↓[H+]基本不變[HAc]略↓[Ac-]略↑[H+]基本不變二、緩沖溶液

pH

的計算HB-B－緩沖溶液中存在下列平衡：

HB和

B－的平衡濃度分別為：

由

HB

的標準解離常數(shù)表達式得：將上式兩邊取負常用對數(shù)：上式可改寫為：例7

計算0.10mol·L-1NH3-0.010mol·L-1

NH4Cl緩沖溶液的pH。解：此緩沖對的弱酸是，它的標準解離常數(shù)的負常用對數(shù)為：

溶液的

pH

為：三、緩沖容量和緩沖區(qū)間1.緩沖容量與總濃度的關(guān)系同一共軛酸堿對組成的緩沖溶液，當緩沖比相同時，總濃度越大,緩沖容量就越大。

2.緩沖區(qū)間

只有當緩沖比在

0.1~10范圍內(nèi),緩沖溶液才能發(fā)揮緩沖作用。通常把緩沖溶液能發(fā)揮緩沖作用(緩沖比為

0.1~10)

的

pH范圍稱為緩沖區(qū)間。HB-B-緩沖溶液的緩沖區(qū)間為：四、緩沖溶液的選擇與配制

（1）選擇合適的緩沖對，使配制的緩沖溶液的

pH在所選擇的緩沖對的緩沖區(qū)間內(nèi)。（2）緩沖溶液的總濃度要適當，一般在0.05~0.2mol·L-1之間。（3）選擇的緩沖對不能與反應(yīng)物或產(chǎn)物發(fā)生作用，藥用緩沖溶液還