酸碱平衡和沉淀溶解平衡

通常把Ka>1的酸称为强酸; Ka在 1~10-3的酸称为中强酸; Ka在10-4~10-7的酸称为弱酸; Ka<10-7的酸称为极弱酸， 弱碱亦可按Kb大小进行分类。
共轭酸碱对的解离常数之间的关系：
HB B-+H+
Ka=[B-][H+]/[HB]
其共轭碱的电离为：
B-+H2O HB+OH-
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
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+]
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+H2O H3O++Ac- or HAc H++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+NH3 NH4++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。
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。 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。
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。
酸及其共轭碱
酸
名称
化学式
高氯酸 硫酸
硫酸氢根 水合氢离子
水
HClO4 H2SO4 HSO4H3O+
H2O
铵离子
NH4+
氨
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。
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。
=[H+]/c酸×100％
=1.33×10-3/0.1×100％=1.33％
答:[H+]浓度为1.33×10-3mol·L-1，解离度为1.33％
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
K2=[H+][S2-]/[HS-]=1.2×10-15 H2S 2H++S2-
K=[H+]2[S2-]/[H2S] =K1K2=6.8×10-23 注：①此式只表明平衡时[H+][S2-][H2S]三种浓度的 关系，而不说明电离过程为：
H2S 2H++S2 ②多元酸K1/K2≥102时忽略二级电离,当一元酸处理。
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：H2O

H++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。
H+ + :OH-
H：OH
HCl +
BF3 + Cu2+ +
:NH3 :F-
4 :NH3
[H←NH3] [F→BＦ3] [Cu(←NH3)4]
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。
Kb=[HB][OH-]/[B-]
两式相乘得：KaKb=Kw
即Ka和Kb成反比关系，所以，弱酸的酸 性越强(Ka越大)，则其共轭碱的碱性越弱(Kb 越小)。 Ka越大酸性越强 pKa定义为pKa=-lgKa 所以pKa值正值越大，对应的酸越弱。
酸
HIO3 HSO4H3PO4 HNO2
碱
IO3SO42H2PO4NO2-
FAcClONH3 CNS2-
Kb
5.1×10-14 8.33×10-13 1.33×10-12 2.17×10-11
2.83×10-11 5.68×10-10 3.39×10-7 1.77×10-5 2.03×10-5
8.33
pKb
13.29 12.08 11.88 10.66
10.55 9.26 6.47 4.751 4.69 -0.92
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。
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。
(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。
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)
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-

HAc + H2O
酸1 碱2 酸2 碱1
NH4+ + OH-

H2O + NH3
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
即Ka≈c 2 ∴ = Ka
c
例题:298K时HAc的Ka=1.76×10-5计算0.10mol·L-1 HAc溶液的[H+]浓度和解离度。
HF HAc HClO NH4+ HCN HS-
Ka
1.69×10-1 1.20×10-2 7.52×10-3 4.6×10-4
3.53×10-4 1.76×10-5 2.95×10-8 5.64×10-10 4.93×10-10 1.2×10-15
pKa
0.77 1.92 2.12 3.37
3.45 4.76 7.53 9.25 9.31 14.92
解：设平衡时H+离子浓度为x HAc H++Ac-
初始浓度 0.10
00
平衡浓度 0.10-x
xx
Ka=x2/(0.10-x)
当α<5％时或c酸/Ka≥400,则c酸≈[酸]
即0.10-x≈0.10，这时上式为：
Ka=x2/(0.10)=1.76×10-5 [H+]=x=1.33×10-3mol·L-1
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
溶
弱
缓
盐
沉
本
碱
液
电
冲
类
淀
章
理
的
解
溶
水
溶
要
论
酸
质
液
解
解
求
碱
的
平
性
电
衡
离
重点要求
掌握弱酸、弱碱的解离平衡，水的离 子积和溶液的pH值的计算；
掌握缓冲溶液的配制和pH计算； 了解弱酸强碱盐、强酸弱碱盐、弱酸 弱碱盐、弱酸酸式盐溶液； 了解酸碱质子理论；