酸碱平衡和沉淀平衡

酸 HIO3 HSO4H3PO4 HNO2 HF HAc HClO NH4+ HCN HS-
Ka pKa 碱 IO31.69×10-1 0.77 SO421.20×10-2 1.92 7.52×10-3 2.12 H2PO4NO24.6×10-4 3.37 F3.53×10-4 3.45 Ac1.76×10-5 4.76 ClO2.95×10-8 7.53 NH3 5.64×10-10 9.25 CN4.93×10-10 9.31 S21.2×10-15 14.92
例题：求饱和H2S溶液中[H+]、[HS-]、[H2S] 和[OH-] 、[S2-] 解：①求[H+]、[HS-] 因K1/K2=5.7×10-8/1.2×10-15≥102 ∴可忽略二级电离，当一元酸处理来求[H+] H2S H++HS0.1-x x x c/Ka=0.1/5.7×10-8≥400,则0.1-x≈0.1 ∴[H+]２=cKa=0.10×5.7×10-8 ∴[H+]=7.5×10-5(mol· L-1) [H+]≈[HS-]=7.5×10-5mol· L-1
水的离子积常数与温度的关系
T/K 273 291 295 Kw 1.5×10-15 7.4×10-15 1.00×10-14
298
323 373
1.27×10-14
5.6×10-14 7.4×10-13
二、溶液的酸度 水溶液中氢离子的浓度称为溶液的酸度。 水溶液中H+离子的浓度变化幅度往往很大，浓 的可大于10mol· L-1，在[H+]<1的情况下，用pH(负对 数法)表示溶液的酸度更为方便，pH的定义是： 溶液中氢离子浓度的负对数叫做pH值。 pH=-lg[H+] 三、拉平效应和区分效应 自学要求： 1、什么是拉平效应和区分效应 2、什么是拉平溶剂和区分溶剂
由于在化合物中配位键普遍存在，因此路易斯酸、 碱的范围极其广泛，酸碱配合物无所不包。凡金属离 子都是酸，与金属离子结合的不管是阴离子或中性分 子都是碱。 所以一切盐类(如MgCl2)、金属氧化物(CaO)及其 它大多数无机化合物都是酸碱配合物。 有机化合物如乙醇CH3CH2OH可看作是(酸)和 OH-碱以配位键结合而成的酸碱配合物C2H5←OH 酸碱电子理论对酸碱的定义，摆脱了体系必须具 有某种离子或元素也不受溶剂的限制，以电子的给出 和接受来说明酸碱的反应，故它更能体现物质的本质 属性，较前面几个酸碱理论更为全面和广泛。但是由 其对酸碱的认识过于笼统，因而不易掌握酸碱的特征。
电离时产生的阳离子全部是H+离子的化合物叫
酸； 电离时生成的阴离子全部是OH-离子的化合物 叫碱。 H+离子是酸的特征，OH-离子是碱的特征。中 和反应的实质是：H++OH-===H2O。
电离理论只适用于水溶液，但在非水溶剂和无 水的情况下，电离理论又无法适应。如HCl的苯溶 液是酸还是碱。
二、酸碱质子理论 1、酸碱的定义 酸：凡能给出质子的物质都是酸。 碱：凡能接受质子的物质都是碱。 酸和碱可以是分子或离子。如HCl、NH4+、 HSO4-是酸；Cl-、NH3、HSO4-是碱。 如：HCl H+ + Cl酸 质子 + 碱 这样的一对酸碱，它们依赖获得或给出质子互相 依存这样的酸碱对叫做共轭酸碱对，这里Cl-离子是 HCl的共轭碱，而HCl是Cl-离子的共轭酸。即 HA H+ + A共轭酸 共轭碱
一般来说：共轭酸越强，它的共轭碱就越弱； 共轭碱越强，它的共轭酸就越弱。
如：H2OH++OH水为最弱的酸，它的共轭碱是最强的碱。 酸的强度：用给出质子的能力来量度。 强酸具有高度给出质子的能力。如HClO4、 HCl、HNO3、H2SO4等。
碱的强度：用接受质子的能力来量度。
强碱具有高度接受质子的能力。如OH-、PO43离子等。
但是，酸碱质子理论只限于质子的放出和接受， 所以必须含有氢，这就不能解释不含氢的一类的反应。
三、酸碱电子理论 凡是可以接受电子对的物质为酸，凡是可以给出 电子对的物质称为碱。 因此，酸又是电子对接受体，碱是电子对给予体。 酸碱反应的实质是配位键(两原子间的共用电子 对是由一个原子单独提供的化学键称为配位键，通常 用→表示。的形成并生成酸碱配合物。 酸 碱 酸碱配合物。 (电子对接受体) (电子对给予体) H+ + :OHH：OH HCl + :NH3 [H←NH3] BF3 + :F[F←BＦ3] Cu2+ + 4 :NH3 [Cu(←NH3)4]
①酸和碱可以是分子也可以是离子； ②有的离子在某个共轭酸碱对中是碱，但在另 一个共轭酸碱对中却是酸，如HSO4-等；
③质子论中没有盐的概念。
2、酸碱反应 根据酸碱质子理论，酸碱反应的实质，就是两个 共轭酸碱对之间质子传递的反应。例如： HCl + NH3 === NH4+ +Cl酸1 碱2 酸2 碱1 NH3和HCl的反应，无论在水溶液中或气相中， 其实质都是一样的。 即HCl是酸，放出质子给NH3，然后转变为它的 共轭碱Cl-； NH3是碱，接受质子后转变为它的共轭酸NH4+。 强酸放出的质子，转化为较弱的共轭碱。
2、解离度──电离程度的大小 =(已电离的浓度/弱电解质的初始浓度)×100％ 如：测得0.10mol· L-1HAc的α=1.33％则表明每 10000个HAc分子中有133个分子发生了电离。 既然0.10mol· L-1HAc的α=1.33％则求HAc的平衡 常数与的关系。 HAc H+ + Ac初始浓度 c 0 0 平衡浓度 c - c c c Ka=c2/(1-) 当 <5％或c酸/Ka 400时 1- ≈1
弱酸给出质子的能力很弱，其共轭碱则较强， 因此反应程度很小，为可逆反应(相当于电离理论的 部分电离)。
HAc + H2O H3O++Ac酸1 碱2 酸2 碱1
氨和水的反应，H2O给出质子，由于H2O是弱 酸所以反应程度也很小，是可逆反应(相当于NH3在 水中的电离过程)。 H2O + NH3 NH4+ +OH酸1 碱2 酸2 碱1 可见在酸的电离过程中，H2O接受质子，是一 个碱，而在NH3的电离过程中，H2O放出质子，又 是一个酸，所以水是两性物质。 H2O + H2O H3O++OH由于H3O+与OH-均为强酸和强碱，所以平衡强 烈向左移动。
化学与生命科学学院
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无 机 化 学
------酸碱平衡和沉淀溶解平衡
酸碱平衡与沉淀平衡
酸 碱 理 论 溶 液 的 酸 碱 性 弱 电 解 质 的 电 离 缓 冲 溶 液 盐 类 水 解 沉 淀 溶 解 平 衡 本 章 要 求 作 业
酸碱理论
一、酸碱的电离理论（阿累尼乌斯电离理论） １、酸碱的定义
酸碱质子理论不仅扩大了酸和碱的范围，还可
以把电离理论中的电离作用、中和作用及水解作用，
统统包括在酸碱反应的范围之内，都是可以看作是
质子传递的酸碱中和反应。 (1)电离作用： 根据酸碱质子理论的观点，电离作用就是水与 分子酸碱的质子传递反应。 在水溶液中，酸电离时放出质子给水，并产生 共轭碱。
强酸给出质子的能力很强，其共轭碱则较弱， 几乎不能结合质子，因此反应几乎完全进行(相当于 电离理论的全部电离)。 HCl + H2O 酸1 碱2 H3O++Cl酸2 碱1
溶液的酸碱性
一、水的离子积 纯水有微弱的导电能力 H2O + H2O H3O++OHor H2O H++OH实验测得295K时1升纯水仅有10-7mol水分子电离， 所以[H+]=[OH-]=10-7mol/L 由平衡原理 Kw=[H+][OH-]=10-14 Kw为水的离子积常数。简称水的离子积。 Kw的意义为：一定温度时，水溶液中[H+]和[OH-] 之积为一常数。 水的电离是吸热反应，当温度升高时Kw增大。
(2)水解反应
质子论中没有盐的概念，因此，也没有盐的水 解反应。
电离理论中水解反应相当于质子论中水与离子 酸、碱的质子传递反应。
H3O+ + Ac- 酸1 碱2 HAc + H2O 酸2 碱1
NH4+ + OH- H2O + NH3 酸1 碱2 酸2 碱1
通过上面的分析看出，酸碱质子理论扩大了酸碱 的含义和酸碱反应的范围，摆脱了酸碱必须在水中发 生的局限性，解决了一些非水溶剂或气体间的酸碱反 应，并把水溶液中进行的离子反应系统地归纳为质子 传递的酸碱反应。 这样，加深了人们对于酸碱和酸碱反应的认识。 关于酸碱的定量标度问题，酸碱质子理论亦能象电离 理论一样，应用平衡常数来定量地衡量在某溶剂中酸 或碱的强度，这就使酸碱质子理论得到广泛应用。
从上题中[H+]浓度为1.33×10-3mol· L-1，可知水的 电离可以忽略。 当忽略水的电离时： 对于一元弱酸：若<5％时或c酸/Ka≥400 则[H+]２=Ka· c酸
[H ] Ka c酸
对于一元弱碱：若<5％时或c碱/Kb≥400 则[OH-]２=Kb· c碱

H O[

] Kb c碱
弱酸弱碱的电离平衡
一、一元弱酸弱碱的电离 1、电离常数 HAc+H2OH3O++Ac- or HAcH++Ac在一定温度下，其平衡关系为： Ka=[H+][Ac-]/[HAc] Ka称为弱酸的电离平衡常数，简称为酸常数。 H2O+NH3NH4++OHKb=[NH4+][OH-]/[NH3] Ka和Kb是化学平衡常数的一种形式，利用电离常 数数值的大小，可以估计弱电解质电离的趋势。K值越 大，电离常数越大。