弱酸堿的電離平衡

關于弱酸堿的電離平衡第一頁，共四十二頁，2022年，8月28日

第3章水化學第二頁，共四十二頁，2022年，8月28日3.1水溶液中的單相離子平衡3.2難溶電解質的多相離子平衡3.3表面活性劑教學內容第三頁，共四十二頁，2022年，8月28日3.1水溶液中的單相離子平衡水溶液中的單相離子平衡一般分為酸、堿的解離平衡及配離子的解離平衡兩類。第四頁，共四十二頁，2022年，8月28日學習要求

明確酸堿的近代概念，酸堿的解離平衡和緩沖溶液的概念，掌握有關pH的計算;了解配離子的解離平衡及其移動；第五頁，共四十二頁，2022年，8月28日

根據電解質解離度的大小，將電解質分為強電解質和弱電解質兩類。強電解質在水中全部解離，而弱電解質在水溶液中只有部分解離，大部分仍以分子形式存在。弱電解質在水溶液中存在解離平衡。3.1.1酸堿的電離平衡第六頁，共四十二頁，2022年，8月28日一、基本概念1.酸堿的概念★酸:在水中電離出的陽離子全部為H+★堿:在水中電離出的陰離子全部為OH-H2SO4=HSO4+H+NaOH=Na++OH-

★中和反應的實質H++OH-=H2O★水溶液中電解質部分電離SvanteAugustArrhenius

瑞典化學家1903因此理論獲諾貝爾獎阿侖尼烏斯電離理論第七頁，共四十二頁，2022年，8月28日酸堿電離理論的缺陷：把酸、堿的定義局限于以水為溶劑的系統(tǒng)。無法解釋NH3、Na2CO3均不含OHˉ，也具有堿性。第八頁，共四十二頁，2022年，8月28日布朗斯特酸堿質子理論：酸：能給出質子的物質堿：能結合質子的物質如在水溶液中

HCl(aq）H+(aq)+Cl-(aq)HAc(aq)H+(aq)+Acˉ(aq)NH4+(aq) H+(aq)+NH3(aq)HCO3-(aq)H+(aq)+CO32-(aq)

酸質子+堿第九頁，共四十二頁，2022年，8月28日共軛酸堿概念

共軛酸堿對HAc+H2OH3O++Ac-(電離)HAc/Ac-,

H3O+/H2OH3O++NH3H2O+NH4(中和)NH4/NH3,H3O+/H2OH2O+CN-OH-+HCN(水解)HCN/CN-,H2O/OH-H2O+CO3

HCO3

+OHˉ(水解)HCO3/CO32-,H2O/OH-2-–++–酸、堿可以是分子，也可以是離子。 酸質子+堿

(質子給予體）(質子接受體）第十頁，共四十二頁，2022年，8月28日酸堿質子理論擴大了酸堿的范圍，它比電離理論更廣泛，其酸堿的定義只以H+為判據，與溶劑無關，可以解釋NH3、Na2CO3以及NH4Cl等的酸堿性。

兩性物質:H2O,HCO3ˉ(所有酸式根)

無鹽的概念:NH4Cl(酸堿復合物)第十一頁，共四十二頁，2022年，8月28日路易斯酸堿電子理論凡能接受電子對的物質是酸，凡能給出電子對的物質是堿。

H++?OH-=H2O

酸+堿=酸堿加合物如：Cu2++4NH3[Cu(NH3)4]2+

深藍色酸堿加合物酸堿電子理論擺脫了酸必須含有H的限制，包括的范圍更廣。第十二頁，共四十二頁，2022年，8月28日pH=–lgc(H+)/c0

pOH=–lgc(OH-)/c0pH+pOH=142.pH和pOH第十三頁，共四十二頁，2022年，8月28日1、電離常數

一元弱酸堿

HAc(aq)==H+(aq)+Acˉ(aq)二、一元弱酸堿的電離酸：acid可簡化為：第十四頁，共四十二頁，2022年，8月28日Ka、Kb：與溫度有關,其值可由熱力學數據求算，也由實驗測定，其值越大，表酸（堿）的酸（堿）性越強。同理一元弱堿的電離用解離常數Kb表示如：NH3+H20==NH4++OH-可簡化為：第十五頁，共四十二頁，2022年，8月28日同類型弱酸(堿)的相對強弱可由解離常數值的大小得出：如KaHF=3.53×10-4KaHAc=1.76×10-5則酸性HF強于HAcHF,H2SO3,HNO2,H3PO4

一般稱為中強酸一般Ka在10-2～10-7為弱酸，小于10-7為極弱酸。第十六頁，共四十二頁，2022年，8月28日共軛酸堿解離常數之間關系根據已知弱酸(堿)的解離常數Ka(Kb)，可計算得其共軛離子堿(酸)的Kb(Ka)。以Acˉ為例:Acˉ(aq)+H2O(l)=HAc(aq)+OHˉ(aq)第十七頁，共四十二頁，2022年，8月28日常溫時，Kw=1.0×10ˉ14即Ka·K

b=Kw,Kw稱為水的離子積常數Acˉ的共軛酸是HAc：HAc(aq)=H+(aq)+Acˉ(aq)第十八頁，共四十二頁，2022年，8月28日思考1：對于共軛酸堿的概念，若其共軛酸越強，則其共軛堿越弱。此結論正確嗎？Ka、Kb互成反比，體現了共軛酸堿之間的強度對立統(tǒng)一的辨證關系。第十九頁，共四十二頁，2022年，8月28日表示弱酸堿電離程度的不僅可用電離常數，還用可電離度α表示。電離常數與電離度的異同與關系：同：均表示一定條件下的電離程度異：電離常數只與溫度有關，而電離度與溫度和弱電解質濃度有關。第二十頁，共四十二頁，2022年，8月28日電離常數與電離度的關系：設一元弱酸HA的濃度為c，平衡時電離度為α HA=H++A-起始濃度c 0 0平衡濃度c-cαcαcα稀釋定律第二十一頁，共四十二頁，2022年，8月28日設一元弱酸HA的濃度為c HA=H++A-起始濃度c 0 0平衡濃度c-x x x則同理，對于一元弱堿：

2、PH值的計算)(2xCxKa-=如果c/ka≥400,c-x≈c第二十二頁，共四十二頁，2022年，8月28日例1

已知HAc的Ka=1.76×10-5，計算3.0%米醋(含HAc濃度為0.50mol·dm-3)的pH。

解：設米醋溶液中H+的平衡濃度為xmol·dm-3,則

HAc(aq)=H+(aq)+Ac-(aq)平衡濃度/mol·dm-30.50–x x xpH=–lgc(H+)/c

=–lg(2.97×10-3)=3–0.47=2.53Ka=1.76×10-5∵c/Ka＞400∴0.50–x≈0.5第二十三頁，共四十二頁，2022年，8月28日思考：0.1mol.dm-3的NH4Cl的pH值？已知氨的Kb=1.76×10-5第二十四頁，共四十二頁，2022年，8月28日三、多元弱酸和多元弱堿多元弱酸(堿)的解離是分級進行的，每一級解離都有一個解離常數,以磷酸為例：一級解離：二級解離：三級解離第二十五頁，共四十二頁，2022年，8月28日式中，Ka,3<<K

a,2

<<K

a,1，每級解離常數差3～6個數量級。因此，H+濃度的計算以一級解離為主。

比較多元弱酸的酸性強弱時，只需比較它們一級解離常數值即可。第二十六頁，共四十二頁，2022年，8月28日思考：設有一個二元酸，其一級和二級解離常數分別為Ka,1和Ka,2，共軛堿的一級和二級解離常數分別為Kb,1和Kb,2，它們之間有何關系？已知Ka或Kb，可求共軛酸堿對中另一個堿或酸的Kb或Ka的值。在本題中，Ka,1·Kb,2=Kw，Ka,2·Kb,1=Kw。第二十七頁，共四十二頁，2022年，8月28日附例3.3已知H2CO3的Ka,1=4.30×10-7，

K

a,2

=5.61×10-11,計算0.0200mol·dm-3H2CO3溶液中H+

的濃度及pH。解：∵Ka,2<<Ka,1，求c(H+)只需考慮一級電離pH=–lg9.27×10–5=4.03第二十八頁，共四十二頁，2022年，8月28日溶液pH的實驗測定：

pH試紙(廣泛,精密)

簡單、方便、粗略

pH計（酸度計）

較精確、可數字顯示或自動記錄第二十九頁，共四十二頁，2022年，8月28日50mLHAc—NaAc[c(HAc)=c(NaAc)=0.10mol·dm-3]pH=4.74 緩沖溶液的特性：向緩沖溶液中加入少量強酸或強堿或將溶液適當稀釋，而溶液本身pH能保持相對穩(wěn)定加入1滴(0.05ml)1mol·dm-3HCl加入1滴(0.05ml)1mol·dm-3NaOH50ml純水pH=7pH=4.75pH=3pH=11pH=4.73第三十頁，共四十二頁，2022年，8月28日四.緩沖溶液和pH的控制1、同離子效應在HAc的水溶液中，加入NaAc,使得HAc解離平衡向左移動，HAc的解離度降低。

HAc(aq)=H+(aq)+Ac-(aq)在弱酸的溶液中加入該酸的共軛堿，或在弱堿的溶液中加入該堿的共軛酸，使得弱酸或弱堿的解離度大大下降的現象，稱為同離子效應。具有同離子效應的體系對外來的少量酸堿具有抵御功能。第三十一頁，共四十二頁，2022年，8月28日2、緩沖溶液②機理：①組成：弱酸（堿）及其共軛堿（酸）當溶液中加入少量強酸時，H+與Acˉ結合生成HAc，使H+的濃度保持基本不變。以HAc和NaAc的混合溶液為例:NaAcNa++Ac-HAc(aq)H+(aq)+Ac-(aq)系統(tǒng)中大量HAc、Acˉ存在，使H+相對較少。第三十二頁，共四十二頁，2022年，8月28日若往系統(tǒng)中加入少量強堿，則H+與OH-結合生成H2O，使HAc解離平衡右移，HAc的濃度減少，而H+的濃度仍保持基本不變。以HAc和NaAc的混合溶液為例:NaAcNa++Ac-HAc(aq)H+(aq)+Ac-(aq)第三十三頁，共四十二頁，2022年，8月28日③pH（以HAc-NaAc為例）HAc(aq)H+(aq)+Ac-(aq)起始濃度 C酸 0 C鹽平衡濃度C酸-xxC鹽+x同理：對NH3H20-NH4Cl第三十四頁，共四十二頁，2022年，8月28日例440.00cm31.000mol·dm-3HAc與20.00cm31.000mol·dm-3NaOH混合，求混合液的pH?解：HAc+NaOH=NaAc+H2O由于HAc過量，反應平衡后生成0.02000mol的Acˉ，并剩余0.02000molHAc，溶液總體積為60cm3。于是已知HAc的pKa為4.76因此第三十五頁，共四十二頁，2022年，8月28日

緩沖溶液中共軛酸的pKa值：緩沖溶液的pH在其pKa值附近時，緩沖能力最大,主要因素。緩沖對的濃度比:為1:1或相近(0.1~10)時,緩沖能力較大。緩沖對的濃度：緩沖對的濃度均較大時，緩沖能力較大緩沖能力主要與以下因素有關：第三十六頁，共四十二頁，2022年，8月28日④緩沖溶液的選擇和配制

據所需pH選擇緩沖對●緩沖溶液的pH不僅取決于緩沖對中共軛酸的Ka，還取決于緩沖對中兩種物質濃度的比值,兩者濃度之比最好趨近于1，此時緩沖能力最強。●當c(共軛酸)=c(共軛堿)時，pH=pKa因此選擇緩沖體系時，應選擇共軛酸的pKa與要求的pH相近的緩沖對?！褚话阏J為，當緩沖對的濃度比在0.1和10之間才具有緩沖作用，因此，緩沖溶液的pH和pKa之間有以下關系：pH=pKa±1第三十七頁，共四十二頁，2022年，8月28日緩沖溶液共軛酸堿對pKa緩沖范圍HCO2H/HCO2NaHCO2H

-HCO2–3.752.75~4.75CH3CO2H/CH3CO2NaHAc

-Ac

–4.753.75~5.75NaH2PO4/Na2HPO4H2PO4

-HPO42–7.216.21~8.21NH3·H2O/NH4ClNH4+-NH39.258.25~10.25NaHCO3/Na2CO3HCO3–-CO32–10.259.25~11.25Na2HPO4/Na3PO4HPO42–

-PO43–12.6611.66~13.66

常用緩沖溶液的緩沖范圍第三十八頁，共四十二頁，2022年，8月28日例6：

要配制10cm3pH=5的HAc-NaAc緩沖液，問需濃度為1.0mol·dm-3的HAc和NaAc溶液各多少毫升？由于兩者濃度相同，因此只需體積比和總體積滿足：