第4章 酸碱平衡

c(NH ) c (OH ) c ( NH 3 )
酸 草酸(1) 亚硫酸(1) 氢氟酸 亚硝酸 甲酸
HB B– H2C2O4 HC2O4– H2SO3 HSO3– HF F– HNO2 NO2– HCOOH HCOO–
C6H5COOH
Ka 5.9×10–2
1.54×10–2
6.6×10–4 4.6×10–4
1.77×10–4
苯甲酸
乙酸 碳酸(1) 氢硫酸 氢氰酸 铵离子 苯酚
C6H5COO– CH3COO–
6.46×10–5
1.76×10–5
CH3COOH
H2CO3 H2S HCN NH4+ C6H5OH
HCO3 HS– CN– NH3 C6H5O–
4.3×10–7 9.1×10–8
6.17×10–10
HAc+H2O H3O+ Ac-
NH3 +H2O NH +OH 4
平衡常数越大，酸碱的强度也越大。
回顾：化学反应的标准平衡常数
反应 aA bB
θ eq G eq A θ g eq D eq B
gG dD 平衡时：
θ d
{c /c } {c /c } eq K = Q (液相反应) θ a θ b {c /c } {c /c }
4
例: 写出Ka(NH4+)和Kb(NH3)以及它们之间的关系。
4
c(NH )c(OH ) K b (NH3 ) c(NH 3 )
4

K a (NH ) K b (NH 3 ) KW
4
第三节 溶液pH值的计算
一、一元强酸强碱溶液 二、一元弱酸弱碱溶液 三、多元酸的解离 四、缓冲溶液
雨水
葡萄酒 胃液
5.6
3.4 1.3
番茄汁
柠檬汁
4.2
2.2
人血液 pH 超出±0.4将有生命危险。
pH 标度适用范围: 0 ≤ pH ≤ 14.0 1 ≥ [ H+] ≥ 1 10-14 如超出此适用范围，应使用c(H+) 或 c(OH-)
pH值的测定
三、共轭酸碱平衡常数之间的关系
HB(aq) B- (aq)+H + (aq) B- +H 2O HB+OH - (aq)
酸：在水溶液中能够电离且产生的阳离子全部是氢 离子（H+）的物质； 碱：电离的阴离子全部是氢氧根离子(OH-)的物质。
酸碱反应的本质：氢离子和氢氧根 离子结合生成水。
Svante August Arrhenius 瑞典化学家
一、电离理论 (举例)
酸：
HCl H + Cl + HNO3 H + NO 3
5.6×10–10 1.0×10–10
pKa 1.23 1.81 3.18 3.34 3.75 4.19 4.75 6.37 7.04 9.21 9.25 10.0
二、水的解离平衡
水是弱电解质 H2O (l) H+ (aq) + OH－(aq)
θ
Kw K c(H ) c(OH )
酸（碱）可以是中性分子、阴离子或阳离子
三、质子理论 — 共轭酸碱
一个酸失去质子后生成的碱被称为该酸的共轭碱
一个碱得到质子后生成的酸被称为该碱的共轭酸
共轭酸
共轭酸碱对
+ HNO3 (aq) H2O(l) NO (aq) H O (aq) 3 3
共轭碱 + H+
酸
碱
碱 共轭酸碱对
酸
三、质子理论 — 优缺点
酸HB的酸性常数为： 其共轭碱B-的碱性常数为：
c eq (H ) c eq (B ) Ka c eq (HB)
c eq (HB) ceq (OH ) Kb c eq (B )
Ka Kb ceq (H ) ceq (OH ) Kw 1014
pKa pKb pK w 14
由于c ⊝ = 1mol/L，不考虑K⊝的单位时，上式可简写为：
{c } {c } {c (G)} {c (D)} θ 或 K eq K {c } {c } {c ( A)}a {ceq (B)}b
θ eq g G eq a A eq d D eq b B eq g eq
d
酸性常数
应生成水。
认识片面,未触及本质
第四章 酸碱平衡
第一节 酸碱理论概述
第二节 酸碱的平衡常数 ★
第三节 溶液pH值的计算 ★ ★
第四节 酸碱指示剂
第五节 溶剂对酸碱强弱的影响
第一节 酸碱理论概述
一、电离理论 二、溶剂理论 三、质子理论 四、电子理论
一、电离理论 (定义)
Arrhenius (阿仑尼乌斯) 1887年
二、溶剂理论 (优点和局限性)
优点：酸碱溶剂理论扩大了溶剂的范围，也扩展 了酸碱的概念。 局限性：适用于能自电离的溶剂体系中，不适用 于不电离的溶剂（如苯、氯仿）中的酸碱体系及 无溶剂的酸碱体系。 如气相反应 : HCl+NH3
三、质子理论（定义）
丹麦布朗斯台德(J. Brønsted )和英国劳莱(T. Lowry) 1923年
为了方便指示水溶液的酸碱性，提出pH标度 定义： pH lg c(H ) pOH lg c(OH )
+
pKW lg KW
pH = 7.0 pH < 7.0 pH > 7.0
溶液呈中性 溶液呈酸性 溶液呈碱性
pKW pH+pOH=14
一些“溶液”的pH值 ：
人血液 7.4 牛奶 6.8
酸的平衡常数用Ka表示，通常称为酸的离解ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ常数，又叫酸性常数
HB(aq) H+ (aq) B (aq)
eq eq c ( H ) c ( B ) θ Ka K c eq ( HB) Ac 例： HAc H
Ka
c(H + )c(Ac- ) c(HAc)
碱性常数
优点：酸碱概念扩大到所有的质子体系， 适用于水溶液，非水溶液，气相溶液， 无溶剂体系。 缺点：只适用于包含有质子转移的反应。 如 BaO+SO3
四、电子理论 定义
美国化学家路易斯（ Lewis ） — 1923年 酸：任何能够接受电子对的物质（电子对的接受体） 碱：任何能够给出电子对的物质（电子对的给予体）
强酸、强碱电解质的解离
HCl + H2O = H3O+ + ClNaOH = Na+ + OH强酸和强碱在水中完全电离， 是不可逆过程。
一、酸碱的解离
弱酸弱碱的解离
弱酸、弱碱在水中绝大部分以其分子形式存在， 只有少部分发生解离。
酸的强度决定于它将质子给水的能力，碱的强度 决定它从水中夺取质子的能力，具体表现为质子转 移反应中平衡常数的大小。
pH 14 lg 0.10 13.00
二、一元弱酸溶液
解离平衡： 起始浓度： 平衡浓度：
c(1–)
HB c

H B
0 c
0 c
解 离 度
ceq ( H ) ceq (B ) c c c 2 Ka eq c (HB) c(1 ) 1
酸：反应中能够给出质子的物质 (质子供体)
碱：反应中能够接受质子的物质 (质子受体)
HB 酸
B
-
＋
H
+
碱
＋H
+
酸碱反应指质子由供体向受体的转移过程
三、质子理论（举例）
酸 HA HCl HCO3NH4+ (CH2)6N4H+ 质子 碱 HA与A-互 为共轭酸碱 对，得失一 个质子 酸中有碱， 碱可变酸。 H+ + AH+ + ClH+ + CO32H+ + NH3 H+ + (CH2)6N4
3. 碱被限制为氢氧化物：
过去认为: 氨水的碱性是由NH4OH电离出OH-, 但实际上人们从未分离出NH4OH。 水溶液中Na2CO3，Na3PO4 呈碱性
二、溶剂理论 (定义)
美国化学家富兰克林（E. C. Franklin） ——1905年
酸：在任何溶剂中，凡能增加和溶剂相同阳离子的 物质就是该溶剂中的酸； 碱：凡能增加和溶剂相同阴离子的物质就是该溶剂 中的碱。 酸碱反应即溶剂特征阳离子与阴离子化合生成溶剂分子
第四章 酸碱平衡 Acid-base Equilibrium
日常生活中的酸
碳酸 醋酸
日常生活中的酸
柠檬
山楂
酸桔子
―尝起来酸酸的”
日常生活中的碱
你去尝一个未成熟的柿子， 会有什么感觉？
涩涩的
日常生活中的酸和碱
―摸起来滑滑的”
工业中的碱
石灰浆和水泥是用碱性 氢氧化钙制取的
酸和碱
最初的认识
酸：酸味，使石蕊试纸变红，与碱反应生成水。 碱：苦涩味，滑腻感，使石蕊试纸变蓝，与酸反
作为路易斯酸，先决条件是分子、离子或原子团有空轨道；作为 路易斯碱，首要条件是分子、离子或原子团必须有孤对电子。 酸碱反应：是电子对接受体与电子对给予体之间形成配位共价键 的反应。
四、电子理论 举例
第一列 Fe3+ Cu2+ H+ BF3 AlCl3 SiF4 CO2 I2 + + + + + + + + 第二列 6H2O 4 NH3 H2O NH3 Cl– 2 F– OH– (CH3)2CO 路易斯碱 第三列 [Fe(OH2)6]3+ [Cu(NH3)4]2+ H3O+ F3BNH3 [AlCl4]– [SiF6]2– 33 –HCO HCO (CH3)2COI2 配合物)