第八章 酸堿平衡課件

8第八章酸堿平衡第八章酸堿平衡酸堿理論酸堿電離理論酸堿質(zhì)子理論Lewis酸堿概念軟硬酸堿理論8第八章酸堿平衡酸堿質(zhì)子理論酸：凡是能釋放出質(zhì)子（H+）的任何含氫原子的分子或離子的物種。（質(zhì)子的給予體）堿：凡是能與質(zhì)子（H+）結(jié)合的分子或離子的物種。（質(zhì)子的接受體）8第八章酸堿平衡

酸

H++堿

8第八章酸堿平衡

酸H++堿例：HAc的共軛堿是Ac-

Ac-的共軛酸是HAc

HAc和Ac-

一對共軛酸堿兩性物質(zhì)：既能給出質(zhì)子，又能接受質(zhì)子的物質(zhì)。共軛酸堿8第八章酸堿平衡

(1)酸堿解離反應是質(zhì)子在兩種酸堿之間的轉(zhuǎn)移反應。傳遞的方向與酸堿強度有關。HF(aq)

H++F－(aq)H++H2O(l)

H3O+(aq)HF(aq)+H2O(l)

H3O+(aq)+F－(aq)(2)水是兩性物質(zhì)，它的自身解離反應也是質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應(自耦電離平衡)：H2O(l)+H2O(l)

H3O+(aq)+OH－(aq)H+酸(1)堿(2)酸(2)堿(1)質(zhì)子論的酸堿反應8第八章酸堿平衡(3)鹽類水解反應也是的質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應。例如NaAc水解：Ac－+H2O

OH－

+HAcH+酸(1)堿(2)酸(2)堿(1)NH4Cl水解:

+H2O

H3O++NH3H+酸(1)堿(2)酸(2)堿(1)8第八章酸堿平衡(4)非水溶液中的酸堿反應，如NH4Cl的生成：H+

液氨中的酸堿中和反應：H+

8第八章酸堿平衡酸和堿的相對強度

溶劑的區(qū)分效應：能區(qū)分酸或堿的相對強弱。例如，H2O可以區(qū)分HAc，HCN酸性的強弱。

溶劑的拉平效應：將酸或堿的強度拉平的作用。

酸給出質(zhì)子的能力和堿接受質(zhì)子的能力的強弱。

水不能區(qū)分強酸：水能同等程度地將HClO4，HCl，HNO3等強酸的質(zhì)子全部奪取過來。8第八章酸堿平衡酸越強其共軛堿越弱堿越強其共軛酸越弱

冰醋酸（堿性比水弱）為溶劑對水中的強酸可體現(xiàn)出區(qū)分效應。例如在冰醋酸中不完全解離，酸性強度依次為：8第八章酸堿平衡pH定義Kw：水的離子積常數(shù)，其值與溫度有關0℃

1.153

10-15

25℃1.01210-14100℃5.44510-13純水中

8第八章酸堿平衡酸堿平衡計算在溶液中往往發(fā)生同時平衡，如醋酸電離：4個物質(zhì)HAc、Ac－、H+、OH－，2個方程需建立另外2個方程求算各物濃度一般為“物料平衡”、“電荷平衡”

8第八章酸堿平衡物料平衡某組分的分析濃度（在溶液中總濃度）等于該組分在各物中濃度之和。醋酸的水溶液[HAc]+[Ac－]=cNa2CO3

的水溶液CO32-的物料平衡：[H2CO3]+[HCO3－]+[CO32－

]=cNa+的物料平衡：[Na+]=2c8第八章酸堿平衡電荷平衡溶液中正、負離子濃度相等，溶液保持電中性醋酸水溶液：[H+]=[Ac-]+[OH-]Na2CO3的水溶液：[Na+]+[H+]=[HCO3-]+2[CO32-]+[OH-]8第八章酸堿平衡質(zhì)子平衡式酸堿反應中酸失去的質(zhì)子和堿得到的質(zhì)子的物質(zhì)的量相等（PBE）。選擇溶液中大量存在并參與質(zhì)子傳遞的物質(zhì)作為參照物（零水準）。如：參考水準質(zhì)子后的產(chǎn)物失質(zhì)子后的產(chǎn)物H2O H3O+ OH-HAc Ac-質(zhì)子平衡式[H3O+]=[OH-]+[Ac-]

或[H+]=[OH-]+[Ac-]8第八章酸堿平衡質(zhì)子平衡濃度為c的Na2CO3水溶液：參考水準得質(zhì)子后的產(chǎn)物失質(zhì)子后的產(chǎn)物

H2O H3O＋

OH-CO32- HCO3- H2CO3H2CO3同參考水準相比得2個質(zhì)子，濃度乘2質(zhì)子平衡式：2[H2CO3]+[HCO3-]+[H+]=[OH-]8第八章酸堿平衡酸度對弱酸（堿）各物種分布的影響一元弱酸（堿）cHA=[HA]+[A-]pH=pKa

：δ(HA)=δ(A-)=0.5，兩物種各占一半pH<pKa：主要為HA（酸型）pH>pKa：主要為以A-（堿型）

8第八章酸堿平衡一元弱酸（堿）8第八章酸堿平衡二元弱酸8第八章酸堿平衡8第八章酸堿平衡H+濃度的計算首先列出質(zhì)子平衡式然后代入平衡常數(shù)表達式整理后得計算[H+]的精確式再經(jīng)簡化省略一些次要項即可得近似式也可在列出質(zhì)子平衡式時先進行簡化直接得近似式也可根據(jù)物料平衡和電離平衡式計算。8第八章酸堿平衡強酸HA（堿）溶液（Ka>10）強酸完全電離，H+來自強酸和水的電離質(zhì)子平衡式，[H+]=[OH-]+[A-][H+]精確計算[H+]近似計算

8第八章酸堿平衡強酸（堿）溶液

例:

計算下列溶液的pH值：（1）0.025mol

dm-3HCl（2）7.0

10-4mol

dm-3

NaOH解：（1）HCl強酸，cA>10-6

mol

dm-3

，所以[H+]=0.025mol

dm-3

，pH=-lg(2.5

10-2)=1.60（2）NaOH強堿，cB>10-6mol

dm-3

，所以[OH-]=7.0

10-4

mol

dm-3

，pOH=3.15，pH=10.858第八章酸堿平衡計算1.0

10-7mol

dm-3NaOH溶液pH值解:因10-8mol

dm-3<cB<10-6mol

dm-3

需要使用精確式

[OH-]2

–1.0

10-7[OH-]–10-14=0pOH=6.79pH=7.218第八章酸堿平衡一元弱酸HA（堿）溶液HA濃度為cA，質(zhì)子平衡式[H+]=[A-]+[OH-][H+]3+Ka[H+]2

–(KacA+Kw)[H+]–KaKw=08第八章酸堿平衡一元弱酸（堿）溶液[H+]3+Ka[H+]2

–(KacA+Kw)[H+]–KaKw=0KacA>20Kw，Kw可略（即水電離的H+可略）[H+]2+Ka[H+]–KacA=0 （1）若弱酸電離度

<0.05，溶液中[H+]<<cA，進一步化簡為（2）（1）式適用條件為：KacA>20Kw

（2）式適用條件為：KacA>20Kw且8第八章酸堿平衡一元弱酸（堿）溶液計算0.10mol

dm-3HAc溶液的pH值.Ka(HAc)=1.75

10-5

解：KacA=1.75

10-6>>20KW，且8第八章酸堿平衡一元弱酸（堿）溶液計算0.10mol

dm-3一氯乙酸溶液的pH值Ka(C2H3O2Cl)=1.36

10-3解:KacA=1.36

10-4>>20KW，但用[H+]2+1.36

10-3[H+]–1.36

10-4=0 [H+]=1.1

10-2pH=1.968第八章酸堿平衡強酸和一元弱酸混合溶液強酸濃度cA，完全電離，弱酸HA濃度ca。質(zhì)子平衡式為：[H+]=cA+[A-]+[OH-]溶液為酸性，[OH-]可忽略，簡化為：[H+]=cA+[A-][H+]2

–(cA

–Ka)[H+]–Ka(cA+ca)=0若cA>>[A-]，弱酸電離的H+可忽略，[H+]=cA8第八章酸堿平衡兩種弱酸（HA+HB）混合溶液質(zhì)子平衡式：[H+]=[A-]+[B-]+[OH-]溶液酸性，[OH-]可忽略，[H+]=[A-]+[B-]酸濃度為cHA和cHB，電離常數(shù)Ka,HA和Ka,HB。若電離度α很小，

8第八章酸堿平衡多元酸（堿）溶液二元酸H2A濃度cA，電離常數(shù)Ka,1，Ka,2，質(zhì)子平衡式為：[H+]=[HA-]+2[A2-]+[OH-]溶液呈酸性可忽略[OH-]（即不考慮水的電離）

[H+]=[HA-]+2[A2-]若不考慮二級電離，則

8第八章酸堿平衡例題P167例8.3H2S水溶液8第八章酸堿平衡兩性物質(zhì)溶液濃度為c的NaHA溶液，質(zhì)子平衡式為：[H+]+[H2A]=[A2-]+[OH-]計算兩性物質(zhì)溶液[H+]的精確式8第八章酸堿平衡兩性物質(zhì)溶液HA-的酸式和堿式離解傾向很小：若若8第八章酸堿平衡兩性物質(zhì)溶液計算0.05moldm-3NaHCO3溶液的pH.

解：H2CO3的Ka,1=4.410-7,Ka,2=4.410-11.c(NaHCO3)=0.05moldm-3.Ka,2>20Kw,C>20Ka,1pH=8.348第八章酸堿平衡兩性物質(zhì)溶液計算0.033mol

dm-3Na2HPO4溶液的pH。解：

H3PO4的Ka,2=6.310-8,Ka,3=4.510-13,Ka,3c=1.510-14

~Kw,Ka,2+c

~c8第八章酸堿平衡弱酸及其共軛堿（HA+A-）溶液設HA和NaA的濃度分別為c

A和c

B，以HA和H2O作參考水準，質(zhì)子平衡式為：[H+]=[A-]–

cB+[OH-]以A-和H2O作參考水準，質(zhì)子平衡式為：[H+]=cA

–[HA]+[OH-]故，[A-]=[H+]+cB-[OH-]，[HA]=cA

–[H+]+[OH-]8第八章酸堿平衡弱酸及其共軛堿（HA+A-）溶液若溶液為酸性，可忽略[OH-]當時，8第八章酸堿平衡緩沖溶液與緩沖作用緩沖溶液：一種對溶液的酸度具有穩(wěn)定作用的溶液。向緩沖溶液加入少量的強酸或強堿，或稍加稀釋時，溶液的pH值變化不大。這種對pH值的穩(wěn)定作用稱緩沖作用。緩沖溶液一般由弱酸及其共軛堿組成，如HAc~NaAc，NH4Cl~NH3等（緩沖對），通過弱酸的離解平衡起控制pH作用。8第八章酸堿平衡甲.1dm3純水乙.1dm3濃度各為0.1mol·dm-3的HAc~NaAc向甲,乙中加入0.01molNaOH或HCl，兩溶液pH如何變化。解：溶液甲pH=7加 0.01molNaOH，[OH-]=10-2

[H+]=10-12，pH=12加 0.01molHCl，[H+]=10-2，pH=2說明純水改變5個pH單位，不具有緩沖能力8第八章酸堿平衡溶液乙：

pH=4.76加0.01molNaOH:8第八章酸堿平衡溶液乙：pH=4.76加0.01molHCl:HAc~NaAc溶只改變0.09單位具有緩沖能力。8第八章酸堿平衡緩沖溶液容量緩沖能力有一定限度，用緩沖容量β來量度，定義

：使1dm3溶液的pH變化dpH需強堿(酸)的物質(zhì)的量b8第八章酸堿平衡緩沖溶液容量如HA—A-緩沖系統(tǒng)，總濃度c=[HA]+[A-]，加入bmol﹒dm-3強堿，溶液的質(zhì)子平衡式為：參考物得H＋后產(chǎn)物失H＋后產(chǎn)物H2O H3O＋

OH－HA A－強堿 bb+[H3O+]=[OH-]+[A-]8第八章酸堿平衡緩沖溶液容量8第八章酸堿平衡當弱酸不太強也不太弱時可略去[H+]和[OH-]當[H+]=Ka時，緩沖能力同緩沖對性質(zhì)Ka、濃度c和溶液的pH有關。當[H+]=Ka，即[HA]=[A-]時，即弱酸與其共軛堿濃度之比為1：1時緩沖容量最大。8第八章酸堿平衡例題為制備0.2dm3pH=8.00的緩沖溶液應取0.500moldm-3NH4Cl和0.500moldm-3NH3溶液各若干毫升？解：設需NH4Cl為xcm3，則NH3為(200-x)cm3x=189cm3需：NH4Cl溶液189cm3；NH3溶液11cm38第八章酸堿平衡常用緩沖溶液用于控制溶液酸度的緩沖溶液很多（表8.6）選擇合適緩沖溶液的一般原則：（1）對實驗過程，如分析過程無干擾。（2）所需控的pH值在緩沖范圍內(nèi)，緩沖劑的pKa應盡可能與所需pH值一致。（3）有足夠的緩沖容量，一般緩沖對的總濃度大致在0.01moldm-3

~0.1moldm-3。8第八章酸堿平衡標準緩沖溶液（25℃）

飽和酒石酸氨鉀（0.034M）pH=3.5570.05M鄰苯二甲酸氫鉀 4.0080.025MKH2PO4－0.025MNa2HPO4 6.865

0.01M硼砂

9.180飽和氫氧化鈣 12.4548第八章酸堿平衡酸堿指示劑

酸堿指示劑本身為一種有機弱酸或弱堿。當溶液pH變化時引起指示劑結(jié)構(gòu)的變化，因而出現(xiàn)不同顏色