《油田基礎(chǔ)化學(xué)》課件-第三章酸堿平衡和酸堿滴定法

油田基礎(chǔ)化學(xué)第三章酸堿平衡和酸堿滴定法一酸堿電離理論（一）概念

（二）K與α關(guān)系（三）酸堿反應(yīng)（四）缺點(diǎn)二酸堿質(zhì)子理論（一）概念

（二）共軛酸堿對(duì)（三）酸堿反應(yīng)（四）優(yōu)缺點(diǎn)三酸堿離解平衡（一）一元酸堿（二）多元酸堿四溶液pH值的計(jì)算五緩沖溶液六酸堿滴定法一酸堿電離理論

引言：酸是指具有酸味，能使藍(lán)色石蕊試紙變紅。堿是指具有澀味，能使紅色石蕊試紙變藍(lán)，且與酸反應(yīng)生成鹽和水。石蕊試紙是常用的試紙，是檢驗(yàn)溶液的酸堿性最古老的其中一種方式。有紅色石蕊試紙和藍(lán)色石蕊試紙兩種。

變色范圍：4.5～8.3。紅色用來檢驗(yàn)堿性物質(zhì),藍(lán)色用來檢驗(yàn)酸性物質(zhì).（一）酸堿電離理論

1887年，Arrhenius阿侖尼烏斯提出酸堿電離理論：

凡是在水溶液中能夠電離產(chǎn)生H+的物質(zhì)是酸（Acid）；能電離產(chǎn)生OH-的物質(zhì)是堿（Base）。酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)就是H+與OH-作用生成H2O。HAcH++Ac-NaOH=Na++OH-H2CO3H++HCO3-HCO3-H++CO32-

注：多元弱酸、弱堿采用分步電離一酸堿電離理論（二）電離平衡常數(shù)與電離度

電離平衡常數(shù)是指弱電解質(zhì)在一定條件下，電離平衡時(shí)，生成的離子濃度計(jì)量數(shù)次冪乘積與未電離分子濃度計(jì)量數(shù)次冪乘積的比值。僅與溫度有關(guān)。

HAcH++Ac-ka=1.7×10-5NH3H2ONH4++OH-kb=1.8×10-5H2CO3H++HCO-ka1=4.4×10-7HCO3-H++CO32-ka2=4.7×10-11一酸堿電離理論

電離度是指電離平衡時(shí)，已電離的分子數(shù)占電離前原有分子總數(shù)的百分?jǐn)?shù)，也可以用電離的電解質(zhì)的濃度占電解質(zhì)初始濃度的百分?jǐn)?shù)來表示。一酸堿電離理論

K與α關(guān)系HA初始濃度為c

HAH++A-

初始c00平衡cαcα

K=cα2/(1-α)1-α≈1

α=（Ka/c）1/2此式表明弱電解質(zhì)濃度越稀，其溶解度越大。這個(gè)關(guān)系叫做稀釋定律。一酸堿電離理論c（1-α）

針對(duì)酸堿電離理論，酸液溶解平衡時(shí)有

[H+]=cα=（Ka·c）1/2（三）酸堿反應(yīng)

酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)就是H+與OH-作用生成H2O。

H++OH-=H2O

如：鹽酸與氫氧化鈉的反應(yīng)、醋酸與氫氧化鈉的反應(yīng)等。一酸堿電離理論（四）優(yōu)缺點(diǎn)優(yōu)點(diǎn)：能簡(jiǎn)便地說明酸堿在水溶液中的反應(yīng)。不足：

1.由于該理論把酸堿僅限于水溶液中，無法說明非水溶劑中的酸堿性。

HCl氣體，NH3氣體，NH4Cl固體等

2.電離理論把堿限制為含氫氧化物，無法解釋本身不含H或OH卻顯酸堿性的物質(zhì)。

Na2CO3等一酸堿電離理論二酸堿質(zhì)子理論（一）酸堿定義

酸堿質(zhì)子理論認(rèn)為：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，酸是質(zhì)子的給予體，堿是質(zhì)子的接受體。HB=H++B-

判斷酸堿：HAcH＋+Ac－

NH3＋H＋NH4＋

HCO3－H＋＋CO32－

HCO3－＋H＋H2CO3

HacAc－NH3NH4＋

CO32－HCO3－H2CO3中哪些是酸哪些是堿，哪些既是酸又是堿。

酸堿一、根據(jù)酸堿質(zhì)子理論，下列的分子或離子中，哪些是酸？哪些是堿？哪些既是酸又是堿？HS－；CO32－；H2PO4－；NH3；H2S；NO2－；HCl；Ac－；OH－；H2O二、HPO42－在水中的離解方程式是：HPO42－+H2OH2PO4－+OH－，根據(jù)酸堿質(zhì)子理論，該反應(yīng)中

是酸，

是堿。二酸堿質(zhì)子理論二酸堿質(zhì)子理論（二）共軛酸堿對(duì)酸失去質(zhì)子后即成為其共軛堿，堿得到質(zhì)子后即成為其共軛酸。

HClH＋+Cl－

H2O+H+H3O+

HAcH＋+Ac－NH3＋H＋NH4＋

HCO3－H＋＋CO32－

HCO3－＋H＋H2CO3

因一個(gè)質(zhì)子的得失而相互轉(zhuǎn)化的一對(duì)酸堿稱為共軛酸堿對(duì)。二酸堿質(zhì)子理論

注：

1.酸和堿可以是中性分子，也可以是陽離子或陰離子。

2.有些物質(zhì)既可以作為酸給出質(zhì)子，又可以作為堿接受質(zhì)子，這些物質(zhì)稱為兩性物質(zhì)。如：水、HCO3－HSO4-、HPO42-等。

3.在質(zhì)子理論中沒有鹽的概念。4.溫度為室溫條件下時(shí)，Kw=1*10-14。（三）酸堿反應(yīng)實(shí)質(zhì)

酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是兩對(duì)共軛酸堿對(duì)之間的質(zhì)子傳遞。

酸堿反應(yīng)是較強(qiáng)的酸與較強(qiáng)的堿作用，生成較弱的堿和較弱的酸的過程。

較強(qiáng)酸+較強(qiáng)堿=較弱堿+較弱酸二酸堿質(zhì)子理論二酸堿質(zhì)子理論HCl（aq）＋H2O（l）?H3O＋＋Cl－（aq）酸1堿1酸2堿2HCl（aq）?H＋(aq)＋Cl－（aq）H＋（aq）＋H2O(l)?H3O＋（aq）二酸堿質(zhì)子理論NH3與H2O之間發(fā)生的質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應(yīng)可表示為：H2O(l)＋NH3(aq)?OH－(aq)＋NH4＋(aq)

酸1堿2堿1酸2

H2O(l)?OH－(aq)＋H＋(aq)NH3(aq)＋H＋(aq)?NH4＋(aq)二酸堿質(zhì)子理論

優(yōu)點(diǎn)：擴(kuò)大了酸和堿的范圍，解決了非水溶液和氣體間的酸堿反應(yīng)。

缺點(diǎn)：酸堿質(zhì)子理論把酸堿只限于質(zhì)子的給予或接受，不能解釋沒有質(zhì)子傳遞的酸堿反應(yīng)。CaO+SO3CaSO4SO3為酸，但沒有質(zhì)子存在

（四）溶液的酸堿性由酸堿質(zhì)子理論得，水的解離平衡發(fā)生在同種溶劑分子之間的質(zhì)子傳遞反應(yīng)稱為質(zhì)子自遞反應(yīng)。水的質(zhì)子自遞反應(yīng)，也稱水的解離反應(yīng)，可表示為：

水的解離反應(yīng)是吸熱反應(yīng)，溫度升高，kw隨之增大。二酸堿質(zhì)子理論

不同溫度下水的離子積常數(shù)當(dāng)溫度在室溫附近變化時(shí)，變化不大，一般可認(rèn)為KW=1.0×10-14。TKTK2731.1×10-153132.9×10-142832.9×10-153235.5×10-142936.8×10-153633.8×10-132981.0×10-143735.5×10-13二酸堿質(zhì)子理論

對(duì)于H3O+濃度較低的溶液，常用pH來表示溶液的酸堿性。pH的定義為：

與pH相對(duì)應(yīng)的還有pOH和pKw，它們的定義分別為：二酸堿質(zhì)子理論

pH，pOH和pKw之間的關(guān)系為：pH＋pOH＝pKw

pH和pOH都可以表示溶液的酸堿性，但習(xí)慣上采用pH。

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。溶液的pH值越小，溶液的酸性越強(qiáng)，堿性越弱；pH值越大，溶液的堿性越強(qiáng)，酸性越弱。二酸堿質(zhì)子理論三酸堿離解平衡（一）一元酸堿定性角度：給出質(zhì)子的能力越強(qiáng)，酸性越強(qiáng)，反之，接受質(zhì)子的能力越強(qiáng)，堿性越強(qiáng)。醋酸在水中發(fā)生解離反應(yīng)：HAc（aq）＋H2O（l）?H3O＋＋Ac－（aq）

酸的解離平衡常數(shù)用Ka表示：Ka=1.8×10-5

三酸堿離解平衡而NH3的共軛酸NH4+的Ka為多少呢？

解離反應(yīng)為：NH4＋＋H2O?NH3＋H3O+

Ka==

結(jié)論：Ka×Kb=Kw

定量角度：Ka越大，酸性越強(qiáng)；Kb越大，堿性越強(qiáng)。氨水的解離反應(yīng)：NH3（aq）＋H2O（l）?NH4＋＋OH－（aq）Kb=1.8×10-5四酸堿pH的計(jì)算

K與α關(guān)系

HA初始濃度為c

HAH+

+A-

初始c00平衡c（1-α）cα

cα

K=cα2/(1-α)

若1-α≈1

α=

[H+]

=cα=

一元弱酸pH計(jì)算公式：pH=-lg[H+]==-lg弱酸pH的計(jì)算對(duì)于一元弱堿，如c（mol/L）的氨水，平衡時(shí)[OH-]=弱堿pH的計(jì)算一元弱堿pOH計(jì)算公式：pOH=-lg[OH-]=-lg

pH=14-pOH例：計(jì)算0.1mol/L乙酸（CH3COOH）水溶液的pH。

查表得乙酸的Ka=10-4.76四酸堿pH的計(jì)算五緩沖溶液例：在稀Hac溶液中滴入兩滴甲基橙指示劑，溶液顯紅色，若加入固體NaAc，溶液由紅色變黃，表明溶液中氫離子濃度減小，pH增高，電離向生成Hac分子方向移動(dòng)。在弱電解質(zhì)的溶液中加入具有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，可使弱電解質(zhì)電離平衡向左移動(dòng)，使弱電解質(zhì)的電離度降低，這種效應(yīng)叫作同離子效應(yīng)。在這樣的溶液中加入少量的強(qiáng)酸或強(qiáng)堿或稍加稀釋，而溶液pH不易發(fā)生改變的作用，稱緩沖作用。舉例：體系中同時(shí)含有大量的HAc分子和Ac-離子，并存在Hac的解離平衡根據(jù)平衡移動(dòng)原理，當(dāng)外加適量酸時(shí)，溶液中的Ac-可與外加的H＋結(jié)合生成HAc；當(dāng)外加適量堿時(shí)，溶液中未解離的Hac就繼續(xù)解離補(bǔ)充H＋的消耗，從而維持體系的pH近似不變。