第9章酸堿平衡9-1酸堿質(zhì)子理論9-2水的離子積和PH9-3酸堿鹽溶液中的電離平衡9-4水溶液化學(xué)平衡的計(jì)算9-5緩沖溶液9-6酸堿指示劑習(xí)題第9章酸堿平衡9-1酸堿質(zhì)子理論1★

酸指在水中電離出的陽(yáng)離子全部為H+

★

堿指在水中電離出的陰離子全部為OH-H2SO4=HSO4+H+

NaOH=Na++OH-

★

中和反應(yīng)的實(shí)質(zhì)H++OH-=H2O★

水溶液中弱電解質(zhì)部分電離SvanteAugustArrhenius

瑞典化學(xué)家★酸指在水中電離出的陽(yáng)離子全部為H+★堿指在水26-1酸堿理論----酸堿質(zhì)子理論一酸堿質(zhì)子理論

1、酸堿的定義

酸：凡能給出質(zhì)子的物質(zhì)是酸。

堿：凡能接受質(zhì)子的物質(zhì)是堿。

HCl、NH4+、HSO4-是酸；Cl-、NH3、HSO4-堿。如：HCl

H++Cl-酸=質(zhì)子+堿

Cl-離子是HCl的共軛堿，而HCl是Cl-離子的共軛酸2.共軛酸堿對(duì):依賴(lài)獲或給質(zhì)子互相依存de酸堿對(duì)叫共軛酸堿對(duì)HA

H++A-

共軛酸共軛堿6-1酸堿理論----酸堿質(zhì)子理論一酸堿質(zhì)子3酸共軛堿名稱(chēng)化學(xué)式化學(xué)式名稱(chēng)高氯酸HClO4ClO4-高氯酸根硫酸H2SO4HSO4-硫酸氫根硫酸氫根HSO4-SO42-硫酸根水合氫離子H3O+H2O水水H2OOH-氫氧根銨離子NH4+NH3氨氨NH3NH2-氨基離子氫溴酸HBrBr-溴離子①酸和堿可是分子,離子②兩性酸堿,HSO4③質(zhì)子論沒(méi)鹽概念。酸共軛堿名稱(chēng)化學(xué)式化學(xué)式名稱(chēng)高氯酸HClO4ClO4-高氯酸4

共軛酸越強(qiáng)，它的共軛堿越弱；共軛堿越強(qiáng)，它的共軛酸越弱。

如：H2O

H++OH-

水為最弱的酸，它的共軛堿是最強(qiáng)的堿。

2酸的強(qiáng)度：Ka酸常數(shù)定量衡量酸強(qiáng)度

強(qiáng)酸給質(zhì)子能力強(qiáng)。HClO4、HCl、HNO3、H2SO4等。

堿的強(qiáng)度：接受質(zhì)子能力量度-Kb

強(qiáng)堿具高度接受質(zhì)子的能力。OH-、PO43-離子。共軛酸越強(qiáng)，它的共軛堿越弱；共軛堿越強(qiáng)，它的共軛酸越弱。5

3、應(yīng)用

(1)酸堿反應(yīng)實(shí)質(zhì)：兩個(gè)共軛酸堿對(duì)間的質(zhì)子傳遞。例如：HCl+NH3=NH4++Cl-

酸1堿2==酸2堿1NH3和HCl的反應(yīng)，在水溶液中或氣相，實(shí)質(zhì)都一樣即HCl是酸，放出質(zhì)子給NH3，轉(zhuǎn)變?yōu)樗墓曹棄ACl-NH3是堿，接受質(zhì)子轉(zhuǎn)變?yōu)樗墓曹椝酦H4+。

強(qiáng)酸放出的質(zhì)子，轉(zhuǎn)化為較弱的共軛堿。3、應(yīng)用6

酸堿質(zhì)子理論擴(kuò)大了酸和堿范圍，把電離理論中電離、中和及水解作用，統(tǒng)統(tǒng)包括在酸堿反應(yīng)之內(nèi)，都可看作是質(zhì)子傳遞的酸堿中和反應(yīng)。

(2)電離作用：

電離作用是水與分子酸堿的質(zhì)子傳遞反應(yīng)。

水溶液中，酸電離時(shí)放出質(zhì)子給水，產(chǎn)生共軛堿。酸堿質(zhì)子理論擴(kuò)大了酸和堿范圍，把電離理論中電離、中和及水解7

強(qiáng)酸給出質(zhì)子的能力很強(qiáng)，其共軛堿則較弱，幾乎不能結(jié)合質(zhì)子，反應(yīng)幾乎完全進(jìn)行(相當(dāng)于電離理論的全部電離)。

HCl+H2O

H3O++Cl-

酸1堿2酸2堿1弱酸給質(zhì)子能力弱，共軛堿較強(qiáng)，反應(yīng)程度小，為可逆反應(yīng)(相當(dāng)于電離理論的部分電離)。

HAc+H2O

H3O++Ac-

酸1堿2酸2堿1H2O+NH3

NH4++OH-

酸1堿2酸2堿1強(qiáng)酸給出質(zhì)子的能力很強(qiáng)，其共軛堿則較弱，幾乎不能結(jié)合質(zhì)子，8

(3)水解反應(yīng)

水與質(zhì)子酸、堿的質(zhì)子傳遞。

H3O++Ac-

HAc+H2ONH4++OH-

H2O+NH3酸1堿2酸2堿1酸1堿2酸2堿1

(4)中和反應(yīng)

質(zhì)子酸、堿的質(zhì)子傳遞

H3O++OH-=H2O

6-2水的離子積和溶液的PH

H2O+H2O

H3O++OH-orH2O

H++OH-

295K,1升純水有10-7mol電離，[H+]=[OH-]=10-7mol/L

Kw=[H+][OH-]=10-14水的離子積

Kw----水的離子積常數(shù)----水的離子積。

Kw的意義：一定溫度，水溶液[H+]和[OH-]之積為常數(shù)。

水的電離是吸熱反應(yīng)，當(dāng)溫度升高時(shí)Kw增大。

(3)水解反應(yīng)水與質(zhì)子酸、堿的質(zhì)子傳遞。96-2弱酸(堿)的電離平衡1.弱電解質(zhì)弱電解質(zhì),強(qiáng)電解質(zhì)是經(jīng)典電離理論指弱酸和弱堿在水中的電離。弱酸和弱堿

(1).

酸常數(shù)---Ka弱酸電離平衡常數(shù)，簡(jiǎn)稱(chēng)酸常數(shù)。

HAc+H2O

H3O++Ac-orHAc

H++Ac-

平衡關(guān)系：Ka=[H+][Ac-]/[HAc]

(2).

Kb堿常數(shù)H2O+NH3

NH4++OH-Kb=[NH4+][OH-]/[NH3]

Ka和Kb是平衡常數(shù)，其大小可估計(jì)弱電解質(zhì)電離趨勢(shì)。對(duì)酸:通常Ka=10-2～10-7的酸稱(chēng)為弱酸，Ka<10-7的酸稱(chēng)為極弱酸，弱堿亦然.6-2弱酸(堿)的電離平衡1.弱電解質(zhì)10

(3).Ka與Kb的關(guān)系

KaKb=Kw

按酸堿質(zhì)子理論，如：HB

B-+H+

Ka=[B-][H+]/[HB]

共軛堿的電離為：B-+H2O

HB+OH-

Kb=[HB][OH-]/[B-]

兩式相乘得：KaKb=Kw

Ka和Kb成反比，Ka越大酸性越強(qiáng),

其共軛堿的堿性越弱(Kb越小)。

pKa=-lgKa

pKa值正值越大，對(duì)應(yīng)的酸越弱。其共軛堿的堿性越強(qiáng)

(3).Ka與Kb的關(guān)系11酸KapKa堿KbpKbHIO31.69×10-10.77IO3-5.1×10-1413.29HSO4-1.20×10-21.92SO42-8.33×10-1312.08H3PO47.52×10-32.12H2PO4-1.33×10-1211.88HNO24.6×10-43.37NO2-2.17×10-1110.66HF3.53×10-43.45F-2.83×10-1110.55HAc1.76×10-54.76Ac-5.68×10-109.26HClO2.95×10-87.53ClO-3.39×10-76.47NH4+5.64×10-109.25NH31.77×10-54.751HCN4.93×10-109.31CN-2.03×10-54.69HS-1.2×10-1514.92S2-8.33-0.92酸KapKa堿KbpKbHIO31.69×10-10.77I12電離平衡(4).電離度──電離程度的大小

=(已電離的濃度/弱電解質(zhì)的初始濃度)×100％

如：測(cè)得0.10mol·L-1HAc的α=1.33％則表明每10000個(gè)HAc分子中有133個(gè)分子發(fā)生了電離。(5).平衡常數(shù)Ka與

的關(guān)系

HAc

H++Ac-

初始濃度c00平衡濃度c-c

c

c

Ka=c

2/(1-

)

當(dāng)

<5％或c酸/Ka

500時(shí)1-

≈1即Ka≈c

2∴

=電離平衡(4).電離度──電離程度的大小13(

2).區(qū)分效應(yīng):一個(gè)溶劑把酸或堿的相對(duì)強(qiáng)弱區(qū)分開(kāi)來(lái)的作用。如冰醋酸為溶劑，則可區(qū)分開(kāi)下列酸強(qiáng)弱.

(1).拉平效應(yīng):溶劑將酸或堿強(qiáng)度拉平的作用。如水中進(jìn)行的任何實(shí)驗(yàn)分不出HCl和HBr哪一種酸性更強(qiáng)。具有拉平效應(yīng)溶劑----拉平溶劑同樣，酸越強(qiáng)，其共軛堿越弱；堿越強(qiáng)，其共軛酸越弱。2、拉平效應(yīng)和區(qū)分效應(yīng)(2).區(qū)分效應(yīng):一個(gè)溶劑把酸或堿的相對(duì)強(qiáng)弱區(qū)分開(kāi)來(lái)的(146-4弱酸,弱堿de有關(guān)計(jì)算一.一元弱酸,弱堿的有關(guān)計(jì)算1.一元弱酸設(shè)平衡時(shí)H+離子濃度為xHAc

H++Ac-

初始濃度0.1000平衡濃度0.10-xxx

Ka=x2/(0.10-x)忽略水電離：對(duì)一元弱酸：

<5％或c酸/Ka≥500則[H+]２=Ka·c酸2.對(duì)一元弱堿：若

<5％或c堿/Kb≥500則[OH-]２=Kb·c堿6-4弱酸,弱堿de有關(guān)計(jì)算一.一元弱酸,弱堿的153.一元弱酸及其鹽的溶液中[H+]

設(shè)酸[HAc]濃度為c酸、鹽(Ac-)濃度為c鹽

HAc

H++Ac-

初c酸0c鹽

平c酸-x

x

c鹽+x≈c酸≈c鹽

代入Ka的關(guān)系式xc鹽/c酸=Ka

x=Kac酸/c鹽即:[H+]=Kac酸/c鹽

pH=pKa-lg(c酸/c鹽)同理,弱堿溶液中[OH-]的計(jì)算公式即[OH-]=Kbc堿/c鹽兩邊取負(fù)對(duì)數(shù)pOH=pKb-lg(c堿/c鹽)3.一元弱酸及其鹽的溶液中[H+]164.同離子效應(yīng)HAc

H++Ac-NaAc──→Na++Ac-

在弱電解質(zhì)溶液中,加入與其含有相同離子的另一強(qiáng)電解質(zhì),使弱電解質(zhì)電離度降低的作用,稱(chēng)同離子效應(yīng)。4.同離子效應(yīng)175.多元弱酸的電離(1)分步進(jìn)行.(2)Ka1＞

＞

Ka2＞

＞

Ka3

(3)A2-≈Ka2H2S

H++HS-

Ka1=[H+][HS-]/[H2S]=5.7×10-8HS-

H++S2-

Ka2=[H+][S2-]/[HS-]=1.2×10-15H2S

2H++S2-

K=[H+]2[S2-]/[H2S]=K1K2=6.8×10-23

*①此式只表明平衡時(shí)[H+][S2-][H2S]三種濃度的關(guān)系.②多元酸K1/K2≥102時(shí)忽略二級(jí)電離===當(dāng)一元酸處理5.多元弱酸的電離186-5緩沖溶液1、緩沖溶液

(1)實(shí)驗(yàn)：在一試管中放入10毫升0.1mol·L-1HAc溶液和10毫升0.1mol·L-1NaAc溶液，混合后，用甲基紅作指示劑(變色范圍pH=4.4─6.2顏色紅→黃)分成四份，一份加1滴2mol·L-1HCl，另一份加1滴2mol·L-1NaOH，第三份入等體積的水稀釋?zhuān)谒姆葑霰容^。結(jié)果顏色均無(wú)變化。即溶液的pH值基本不變。

(2).定義:能抵抗外來(lái)少量強(qiáng)酸、強(qiáng)堿或稀釋的影響，保持pH值基本不變的溶液。緩沖溶液的這種作用--緩沖作用。6-5緩沖溶液1、緩沖溶液192、緩沖作用原理對(duì)HAc的NaAc溶液

HAc

H++Ac-NaAc──→Na++Ac-NaAc完全電離，由于同離子效應(yīng)，降低了HAc的電離度，這時(shí)[HAc]和[Ac-]都較大，而且存在著[HAc]電離平衡。加入少量H+，H+離子和Ac-結(jié)合成HAc，電離平衡左移，達(dá)到新平衡H+離子濃度不會(huì)顯著增加；如果在上述溶液中加入少量的堿，增加的OH-與溶液中的H+離子結(jié)合為水，這時(shí)HAc的電離平衡向右移動(dòng)，以補(bǔ)充H+離子的減少。緩沖能力是有限的----少量酸堿。2、緩沖作用原理203、緩沖溶液的pH值前面已經(jīng)討論了弱酸及其鹽的pH值為：pH=pKa-lg(c酸/c鹽)緩沖公式∴pH值決定于Ka和(c酸/c鹽)兩個(gè)因素。

利用緩沖溶液公式，可以計(jì)算緩沖溶液的pH值和外加酸堿后溶液pH的變化。3、緩沖溶液的pH值214、緩沖溶液的選擇和配制配制pH緩沖溶液，因當(dāng)c酸=c鹽時(shí)按:pH=pKa-lg(c酸/c鹽)

（1）pH=pKa，選擇pKa與所需pH值相等或接近的弱酸及其鹽，如：HAc的pKa=4.75，欲配制pH值為5左右的緩沖溶液，可選擇HAc－NaAc緩沖對(duì)；H2PO4-的pKa=7.21，欲配制pH值為7左右的緩沖溶液，可選擇NaH2PO4－Na2HPO4緩沖對(duì)；HCO3-的pKa=10.25，欲配制pH值為10左右的緩沖溶液，可選NaHCO3－Na2CO3緩沖對(duì)。

（2）pH=pKa-lg(c酸/c鹽)適當(dāng)調(diào)整(c酸/c鹽)。

（3）所選緩沖溶液不能與反應(yīng)物或生成物反應(yīng)。4、緩沖溶液的選擇和配制226.6.1酸堿指示劑1.酸堿指示劑作用原理甲基橙

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