第7章 酸碱平衡

•中和反应的实质---H+ + OH- = H2O •局限性--–不能脱离水溶液范畴, 非水体系不适用; –只适用于含有氢原子和氢氧根的物质. It did not
handle on OH bases such as ammonia very well. • 无法解释NH3、NaCO3呈碱性、 NH4Cl呈酸性的事实。
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2. Proton acid–base reaction
–实质：质子的转移过程。 –中和反应的实质：质子的传递
• H3O+ (酸1) + OH-(碱2) = H2O(酸2) + H2O(碱1) • HAc(酸1) + NH3 (碱2) = NH4+(酸2) + Ac-(碱1)
*质子理论中没有盐的概念，也无水解反应。
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3. Strengths of acid-base 酸碱的强弱
溶液中，酸碱的强弱取决于： a) 酸、碱本身给出质子或者接受质子的能力-电离平 衡常数；
•对于任意酸： HB(aq) + H2O B-(aq) + H3O+(aq) •达电离平衡时， (c ( H ) / c ) (c ( B ) / c )
c H c OH 酸性， pH lg c H
2．理论要点：
Lewis acid: A species (atom, ion or molecule) that is an electron pair acceptor, 凡可以接受电子对的分子、原子、离子 Lewis base: A species that is electron pair donor, 凡可以给出 电子对的物质.
rG lg KW 13.99 2.303 RT
K 1.0 10
W
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∵ rH = 55.90 kJ · 1 0 mol 例:100℃纯水的 K 5.43 10
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水的质子自递是 吸热反应，故 KWΘ随温度的升 高而增大。
13
w
T
K
w
KaΘ KbΘ = KwΘ （通常KwΘ为110-14）
*有关计算：已知酸的K Θ可求其共轭碱的K Θ。 a b
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b) 溶剂接受和给出质子的能力。
在水中， HCl + H2O H3O+ + Cl
强酸1
强碱2
弱酸2
弱碱1
HAc + H2O
H3O+ + Ac
弱酸1
弱碱2
– Calculation on the concentration of species in equilibrium system 平衡体系中有关组分浓度的计算； – Common-ion effect 同离子效应 – Buffer solution and it’s composition and properties 缓冲 溶液的组成和性质。
–当H+浓度<1时，为了方便起见 用pH表示溶液的酸度；
–当H+浓度>1时，则习惯用实际数值表示。
•pOH也可以表示溶液的酸碱性， pOH lg c OH / c


KW = [H3O+][OH-]= 1.0×10-14
-lgKW = -lg[H3O+] - lg[OH-] = -lg(1.0×10-14) pKW = pH + pOH = 14
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二. 水溶液的pH值
1. 溶液的pH值
•水溶液中会同时存在H+和OH-，其浓度乘积为一常数Kw； •pH值-The potential of the hydrogen ion was defined in 1909 as the negative of the logarithm of [H+]. 溶液中氢离子浓度的 负对数，pH = - lgc(H+)/c。
Cu2+ + 4:NH3 Cu2+(NH3)4
5．Lewis的酸碱电子理论的优缺点：
优点：适合于任何有电子得失的得失体系！ 缺点：太笼统，不易掌握酸碱的特性
无法判断酸碱性的强弱
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§7.2 水的电离和pH标度
一. 水的质子自递
1. H2O既是质子酸，又是质子碱； 2. 质子自递作用 (The Self-Ionization of Water) 水分子之间可以进行质子的传递作用。 H2O + H2O OH- + H3O+
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•同理，对于弱碱来讲，KbΘ 越大，碱的强度就越大。
NH3 + H2O

NH4+ + OH
Kb
NH 3
[NH 4 ] [OH ] ( )( ) C C [NH 3 ] C

KbΘ称为弱碱的电离常数
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*共扼酸碱KaΘ和KbΘ的关系
Ac + H2O OH + HAc
简化：H2O H+ + OH
水的电离平衡
达电离平衡时： KW
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[H 3O ] [OH - ] ( )( ) 1.0 10 14 C C
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3. 纯水的电离平衡称为自身电离平衡； –其电离平衡常数称为质子自递常数(KWΘ)。
4. 水的离子积常数：在一定温度下，纯水的KWΘ是 一个常数。简称为水的离子积 (Ion Product of Water)。
• 适用于任何溶剂体系和无溶剂体系(如: 气相体系)。
–Lewis路易斯酸碱理论
• 酸碱电子理论：电子对的转移； • 适用于任何有电子的得失的体系。
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一：Classical Arrhenius Theory: A Brief Review •立论基础---水溶液中电解质的电离
–acid: 水中电离出的阳离子全部是H+; –base: 水中电离出的阴离子全部是OH-; –salt: 电离出的阳离子除H+外或阴离子除OH-外尚有 其它离子的电解质 ---酸式盐, 碱式盐.
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§7.1 Introduction to Base-acid theories * 常见酸碱理论及其发展:
–Arrhenius阿仑尼乌斯酸碱理论
• 酸碱电离理论：水溶液中电离出H+或者OH-； • 仅限于水溶液中！
–Brø nsted-Lowry布朗斯特酸碱理论
• 酸碱质子理论：质子的转移传递；
c(H ) c(O295K时纯水的


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1
Ion-Product constant KwΘ
KwΘ =110-14
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pKWΘ = -lgKWΘ = 14
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*热力学方法计算Kw
H2O(l) H+(aq) + OH(aq) r G 79.89 KJ mol 1
3．Lewis的电子理论有关酸、碱的划分
凡金属阳离子及缺电子的分子都是酸； 凡与金属离子结合的阴离子或中性分子都是碱。
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4．酸碱反应的实质：电子对的转移。
形成配位键的反应；碱提供电子对，酸以空轨道接受电子 对形成配位键。
H＋ ＋ :OH– HOH，
AlCl3 ＋ Cl – AlCl4 –
Ka
(c( HB ) / c )
–KaΘ称为弱酸的电离平衡常数，用来衡量酸的强弱。KaΘ 值越大，酸性越强。 KaΘ大于1的酸为强酸，小于1的为弱 酸。常见弱酸的KaΘ值见附录4 –为了方便起见，定义pKaΘ来代替KaΘ ： pKaΘ = -lgKaΘ –对于多元酸，对应的有多级电离常数，例H2S，H3PO4
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二: Brø nsted-Lowry Theory of Acids and Bases
1. Basic concept –(布朗斯特)酸：凡是能释放出质子（H+）的任何含 氢原子的分子或离子的物种，即质子给予体 (proton donor)。 –(布朗斯特)碱：凡是能与质子（H+）结合的分子或 离子的物种，即质子接受体(proton acceptor)。 –acid-base reaction 酸碱反应： in an acid-base reaction, a proton is transferred from an acid to a base 质子在两对共轭酸碱对之间的转移 。
如：HSO , Fe(OH)(H2 O)5 , 4
HCO3 , H 2 O, HS等。
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Acid H+ + Base
HAc H 2 PO 4 HPO 2 4 NH 4


Summary
CH 3 NH 3 Fe(H 2 O) 6 3 Fe(OH)(H 2 O) 5 2
Kb

(Ac - )
[OH ] [HAc] [OH ] [HAc] [H 3O ] ( )( ) ( )( ) KW C C C C C [Ac- ] [Ac- ] [H 3O ] K a ( HAc ) C C C
由共轭酸碱对HAc-Ac-的电离平衡关系式看出
Chap7：Base-Acid Equilibrium
酸碱平衡是水溶液中最重要的平衡体系！
• Main Contents 基本内容：
– Introduction，酸碱理论简介; – Ionization of H2O and pH Scale，水的电离和pH标度