.酸碱解离平衡概述
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酸碱解离平衡和沉淀-溶解平衡
01
沉淀的生成或溶解会改变溶液 中离子的浓度，进而影响酸碱 解离平衡。
02
在沉淀-溶解平衡过程中，沉淀 的生成或溶解会消耗或释放氢 离子或氢氧根离子，从而影响 酸碱解离平衡。
离平衡的移动，例如某些 难溶性盐的溶解度与溶液的pH 值有关。
酸碱解离平衡与沉淀-溶解平衡的相互影响
01
02
03
酸碱解离平衡和沉淀-溶解平衡 是相互依存的，它们之间存在动 态的相互作用。
在一定条件下，酸碱解离平衡和 沉淀-溶解平衡可以相互转化， 例如某些弱酸或弱碱在水溶液中 可以形成离子对或共轭酸碱对。
在实际应用中，了解酸碱解离平 衡与沉淀-溶解平衡的相互影响 对于化学反应的调控和分离提纯 等方面具有重要意义。
4. 用分光光度计测定上清液中待测离 子的吸光度，分析酸碱解离平衡和沉 淀-溶解平衡之间的相互影响。
05 酸碱解离平衡和沉淀-溶 解平衡的实际应用
在化学工业中的应用
01 02
酸碱反应控制
酸碱解离平衡在化学工业中用于控制反应条件，例如中和反应、酸洗、 碱洗等过程。通过调节酸碱度，可以实现对反应速度、产物纯度和产率 的优化。
02
沉淀-溶解平衡是化学平衡的一种 ，也是热力学平衡的一种表现。
影响沉淀-溶解平衡的因素
01
02
03
温度
温度对沉淀-溶解平衡有显 著影响，一般来说，温度 升高，溶解度增大，反之 亦然。
浓度
溶液中溶质的浓度对沉淀溶解平衡也有影响，一般 来说，浓度越高，沉淀的 量越多。
溶液的离子强度
溶液的离子强度对沉淀-溶 解平衡也有影响，一般来 说，离子强度越高，溶解 度越低。
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8 酸碱解离平衡
[ S2－ ] = K2 = 1.3 10－13 mol∙dm－3 H2S 2H+ ＋ S2－
[ H+ ]2 [ S2－ ] KӨ = [ H2S ] = K1 K2 = 1.4×10-20
例: 在0.10 mol·L－1 HCl 溶液中通入 H2S 至饱和，其 浓度近似为0.10 mol·L－1，计算溶液中的 [H＋]，[S2-] 。 解：对强酸和弱酸的混合溶液，[H+]一般只取决于强 酸，可忽略弱酸的解离。
20 0.1 50 0.1 0.02 0.05 100 100
ROH 过量，则 ROH 起始浓度 0.05-0.02
R+ + OH0.02 0.02+x 0 x
平衡浓度 0.03 － x
ROH 过量，则 ROH 起始浓度 0.05-0.02
R+ + OH0.02 0.02+x 0 x
1. 解离平衡常数
醋酸的解离平衡可表示成 HAc 或 HAc + H2O H+ + Ac－ H3O+ + Ac－
HAc
H+ + Ac－
Ө 酸式解离的解离平衡常数用 K a 表示。 + ] [ Ac－ ] [ H K aӨ = [ HAc ]
[H+], [Ac－] 和 [HAc] 分别表示 H+, Ac－ 和 HAc 的平衡浓度。
当 [H+] = KiӨ, 即 pH = pKiӨ 时，显橙色； 理论变色点 [HIn] 当 [In－] [In―] 当 [HIn] ≧10 显红色； ≧10 显黄色； 指示剂的变色范围： pH = pKiӨ 1
常见的几种酸碱指示剂
第三章 酸碱解离平衡
概念
举例说明：
50 mL 纯水 pH = 7 50 mLHAc—NaAc (c(HAc)=c(NaAc)=0.10mol· -1) L pH = 4.74 加入1滴(0.05ml) 1mol· -1 HCl L pH = 3 加入1滴(0.05ml) 1mol· -1 NaOH L pH = 11
H2O H++OH-
实验测得295K时，1L纯水中仅有10-7 mol水分子电离， 所以[H+]=[OH-]=10-7 mol· -1。根据化学平衡原理， L
Kw=[H+] [OH-]=1.0×10-14
Kw称为水的离子积常数。简称水的离子积。
Kw意义：一定温度下，水溶液中[H+] 和[OH-]之积为 一常数，温度升高， Kw增大，但常温下一般可认为 Kw=1.0×10-14。
Ac–和H2O，当达到新平衡时， c(Ac–)略有增加， c(HAc)略有
19 减少， c ( Ac ) 变化不大，因此溶液的c(H+)或pH值基本不变。
c ( HAc )
缓冲溶液pH值的计算
弱酸弱碱盐组成的缓冲溶液:HAc—NaAc，H2CO3—NaHCO3
初始浓度 平衡浓度 HA ca ca – x H+ 0 x + A－ cs cs + x
x y x
( x y z )( x y ) 0 . 100 x x
2
x
2
0 . 100 x
K 1 1 . 32 10
θ 4
7
又 K 1 很小，
4 1
θ
则
0 . 100 x 0 . 100
4
举例说明：
50 mL 纯水 pH = 7 50 mLHAc—NaAc (c(HAc)=c(NaAc)=0.10mol· -1) L pH = 4.74 加入1滴(0.05ml) 1mol· -1 HCl L pH = 3 加入1滴(0.05ml) 1mol· -1 NaOH L pH = 11
H2O H++OH-
实验测得295K时，1L纯水中仅有10-7 mol水分子电离， 所以[H+]=[OH-]=10-7 mol· -1。根据化学平衡原理， L
Kw=[H+] [OH-]=1.0×10-14
Kw称为水的离子积常数。简称水的离子积。
Kw意义：一定温度下，水溶液中[H+] 和[OH-]之积为 一常数，温度升高， Kw增大，但常温下一般可认为 Kw=1.0×10-14。
Ac–和H2O，当达到新平衡时， c(Ac–)略有增加， c(HAc)略有
19 减少， c ( Ac ) 变化不大，因此溶液的c(H+)或pH值基本不变。
c ( HAc )
缓冲溶液pH值的计算
弱酸弱碱盐组成的缓冲溶液:HAc—NaAc，H2CO3—NaHCO3
初始浓度 平衡浓度 HA ca ca – x H+ 0 x + A－ cs cs + x
x y x
( x y z )( x y ) 0 . 100 x x
2
x
2
0 . 100 x
K 1 1 . 32 10
θ 4
7
又 K 1 很小，
4 1
θ
则
0 . 100 x 0 . 100
4
第8章 酸碱解离平衡
三: 电离度
为了定量描述电解质在溶液中电离的程度 大小，引入电离度(a)的概念.电离度(又称解 离度)(a)是电离平衡时弱电解质的解离百分率.
c 0 ceq 已电离的浓度 a% 100 100 弱电解质的初始浓度 c0
电离度的大小除与电解质的本性有关外, 还与溶剂(极性),溶液浓度,温度等有关.
6.2.2 弱电解质的解离平衡
6.2.2.1 水的解离与水溶液的pH值 一：水的离子积
在任何水溶液中有下列平衡存在: H2O 其平衡常数
水的离子积
θ w
H+ + OH
K [H ][OH ]
离子平衡浓度
295K下，纯水:c(H+)=c(OH-)=1.0×10-7mol· -1 L
K 1.0 10
二. 软硬酸碱原则
硬酸配硬碱,软酸配软碱;但软硬不相配 (即形成的酸碱配合物稳定性差) 因为硬-硬,软-软结合能形成稳定配合物 ,且反应速度较快.而硬-软结合的倾向较小 ,所形成的配合物不够稳定,且反应速度较 慢.交界酸碱不论对象是硬还是软,均能与 之反应,所形成的配合物的稳定性及反应速 度适中.
H H N H Cl NH 3 H F F－ F B F F
2
Cu2+
NH 3 NH Cu NH + 4 NH3 3 3 NH 3
∵ x很小∴0.05+x≈0.05, 0.05-x≈0.05
∴ x=Kaθ=1.76×10-5(mol· -1) L
五: 一元弱碱强酸盐[H+]的计算
在酸碱质子理论中,象NH4Cl这样在中学教材中 称为强酸弱碱盐的物质,其实是一元质子酸,其水 解反应实质就是酸的电离平衡反应.
.酸碱解离平衡
第五章 酸碱平衡
王惠
第一节 酸碱理论 第二节 弱酸和弱碱的解离平衡
第三节 酸、碱溶液H3O+,OH-浓度的计算
第四节 缓冲溶液
第一节
酸碱理论
一、酸碱电离理论 二、酸碱质子理论 三、酸碱电子理论 四、软硬酸碱规则
一、酸碱电离理论(1887 阿伦尼乌斯)
酸碱电离理论认为：凡在水溶液中电离出的阳离子 全部是 H+ 的化合物是酸；电离出的阴离子全是 OH- 的化 合物是碱。酸碱反应的实质就是H+与OH-作用生成H2O。
优点：能简便地说明酸碱在水溶液中的反应。定量比较酸、
碱在水溶液中的相对强弱，定量计算酸、碱水溶液中
H3O+,OH-浓度。 缺点：但由于该理论把酸碱仅限于水溶液中，无法说明非水 溶剂中的酸碱性。另外，电离理论把碱限制为氢氧化 物，也无法解释氨水呈碱性这一事实。
二、酸碱质子理论（1932布朗斯特和劳莱）
酸碱质子理论认为：凡能给出质子的物质都是酸，凡 能接受质子的物质都是碱，酸是质子的给予体，碱是质子 的接受体。
酸与碱之间的转化关系用简式表示如下：
酸
质子+ 碱
[Al(H2O)6]3+ H + + [Al(OH)(H2O)5]2+ H3O + H + +H2O H2O H + +OH NH4+ H + +NH3 HCl H + +ClH3PO4 H + +H2PO4 H2PO4 - H + +HPO4 2-
(1) 酸与碱这种相互依存、相互 转化的关系称为酸碱的共轭关系。 酸失去质子后即成为其共轭碱， 酸 质子+ 碱 碱得到质子后即成为其共轭酸。 [Al(H2O)6] H + + [Al(OH)(H2O)5]
王惠
第一节 酸碱理论 第二节 弱酸和弱碱的解离平衡
第三节 酸、碱溶液H3O+,OH-浓度的计算
第四节 缓冲溶液
第一节
酸碱理论
一、酸碱电离理论 二、酸碱质子理论 三、酸碱电子理论 四、软硬酸碱规则
一、酸碱电离理论(1887 阿伦尼乌斯)
酸碱电离理论认为：凡在水溶液中电离出的阳离子 全部是 H+ 的化合物是酸；电离出的阴离子全是 OH- 的化 合物是碱。酸碱反应的实质就是H+与OH-作用生成H2O。
优点：能简便地说明酸碱在水溶液中的反应。定量比较酸、
碱在水溶液中的相对强弱，定量计算酸、碱水溶液中
H3O+,OH-浓度。 缺点：但由于该理论把酸碱仅限于水溶液中，无法说明非水 溶剂中的酸碱性。另外，电离理论把碱限制为氢氧化 物，也无法解释氨水呈碱性这一事实。
二、酸碱质子理论（1932布朗斯特和劳莱）
酸碱质子理论认为：凡能给出质子的物质都是酸，凡 能接受质子的物质都是碱，酸是质子的给予体，碱是质子 的接受体。
酸与碱之间的转化关系用简式表示如下：
酸
质子+ 碱
[Al(H2O)6]3+ H + + [Al(OH)(H2O)5]2+ H3O + H + +H2O H2O H + +OH NH4+ H + +NH3 HCl H + +ClH3PO4 H + +H2PO4 H2PO4 - H + +HPO4 2-
(1) 酸与碱这种相互依存、相互 转化的关系称为酸碱的共轭关系。 酸失去质子后即成为其共轭碱， 酸 质子+ 碱 碱得到质子后即成为其共轭酸。 [Al(H2O)6] H + + [Al(OH)(H2O)5]
第5章酸碱解离平衡
ceq (H2CO3 ) ceq (OH ) ceq (HCO3 )
三、共轭酸碱对的 K a 与 K b 的关系
共轭酸碱对HA—A–在水溶液中存在如下质子转移反应
HKAa (HHA)2O Kb (AA )HK3wO+
ceq (A ) ceq (H3O )
ceq (OH ) c
ln K2 K1
r Hm R
1
T11 T2源自 温K度W/ K
水2的73离子积 295
373
ＫceqΘ(wH3O )0.1离3×子1的0–平14 衡1浓.0度×10–14 7.4×10–14
水的ceq电(O离H过) 程离吸子热的平衡浓r度Hm 55.84kJ mol1
Ka (HA)
ceq (HA)
A H2O HA OH
Kb (A )
ceq (HA) ceq (OH ) ceq (A )
HA H2O A H3O+
A H2O HA OH Ka (HA) Kb (A ) Kw
Ka (HA)
ceq (HA)
ceq (H3O+ ) ceq (A )
ceq (A ) ceq (H3O )
Ka (HA)
ceq (HA)
ceq (H3O+ )
[ c(HA)
ceq (H3O+ ) ] Ka (HA) ceq (H3O+ )
BCl3+:NH3=Cl3B ←NH3 AlCl3 + Cl– = AlCl4–
Cl
NH3
B
Cl
教材《无机化学》第8章酸碱解离平衡
无机化学 第8章 酸碱解离 平衡
• 酸碱解离平衡概述 • 酸碱解离平衡的表示方法 • 影响酸碱解离平衡的因素 • 酸碱解离平衡的应用 • 酸碱解离平衡的实验研究 • 总结与展望
01
酸碱解离平衡概述
酸碱解离平衡的定义
01
酸碱解离平衡是指酸或碱在水溶 液中，由于溶剂的作用，使酸或 碱的解离平衡的基本原理，了解影响酸 碱解离平衡的因素，加深对酸碱反应本质的理解。
实验原理
酸碱解离平衡是溶液中酸和碱的离子化过程，受到离子强度 、同离子效应等因素的影响。通过实验测定不同条件下的酸 碱解离常数，可以进一步探究酸碱反应的规律。
实验步骤与操作
01
02
03
04
步骤一
其他因素的影响
总结词
络合、沉淀、氧化还原等反应影响酸碱解离平衡。
详细描述
除了温度、浓度和同离子效应外，其他一些因素也会对酸碱解离平衡产生影响。例如，络合反应可以与酸碱分子 结合形成络合物，沉淀反应可以形成不溶于水的物质，这些都会影响酸碱的解离平衡。此外，氧化还原反应也会 改变酸碱的解离平衡。
04
酸度常数的计算方法
实验测定
通过实验测定不同浓度下的pH值， 再根据pH值计算出Ka值。
理论计算
根据酸或碱的分子结构，利用量子 化学计算方法计算出Ka值。
应用软件
利用一些专门用于化学计算的软件， 如ChemOffice等，也可以方便地计 算出Ka值。
酸度常数的应用
判断酸或碱的强弱
Ka值越大，表示酸或碱的解离程度越大，酸性或 碱性越强。
THANKS
感谢观看
在药物研发中的应用
药物代谢
药物在体内的代谢过程中，常常 涉及到酸碱解离平衡，影响药物
• 酸碱解离平衡概述 • 酸碱解离平衡的表示方法 • 影响酸碱解离平衡的因素 • 酸碱解离平衡的应用 • 酸碱解离平衡的实验研究 • 总结与展望
01
酸碱解离平衡概述
酸碱解离平衡的定义
01
酸碱解离平衡是指酸或碱在水溶 液中，由于溶剂的作用，使酸或 碱的解离平衡的基本原理，了解影响酸 碱解离平衡的因素，加深对酸碱反应本质的理解。
实验原理
酸碱解离平衡是溶液中酸和碱的离子化过程，受到离子强度 、同离子效应等因素的影响。通过实验测定不同条件下的酸 碱解离常数，可以进一步探究酸碱反应的规律。
实验步骤与操作
01
02
03
04
步骤一
其他因素的影响
总结词
络合、沉淀、氧化还原等反应影响酸碱解离平衡。
详细描述
除了温度、浓度和同离子效应外，其他一些因素也会对酸碱解离平衡产生影响。例如，络合反应可以与酸碱分子 结合形成络合物，沉淀反应可以形成不溶于水的物质，这些都会影响酸碱的解离平衡。此外，氧化还原反应也会 改变酸碱的解离平衡。
04
酸度常数的计算方法
实验测定
通过实验测定不同浓度下的pH值， 再根据pH值计算出Ka值。
理论计算
根据酸或碱的分子结构，利用量子 化学计算方法计算出Ka值。
应用软件
利用一些专门用于化学计算的软件， 如ChemOffice等，也可以方便地计 算出Ka值。
酸度常数的应用
判断酸或碱的强弱
Ka值越大，表示酸或碱的解离程度越大，酸性或 碱性越强。
THANKS
感谢观看
在药物研发中的应用
药物代谢
药物在体内的代谢过程中，常常 涉及到酸碱解离平衡，影响药物
4.解离平衡
这种酸碱的定义涉及到了物质的微观结构，使酸碱理
而下面各种物质均可以给出电子对，是碱 ‥ ‥ ‥ OH－ [∶O∶H ]－ ， NH3 (H∶N∶H)， F－ [∶F∶]－ ‥ ‥ ‥ H 酸和碱之间可以反应，如
NH3 Cu 2 4NH3 H3 N Cu NH3 NH 3
子成分(NH4Cl 、 Na2CO3、K2O 、NH3，有机胺)的
物质也表现出酸碱的事实。
二、酸碱质子理论
丹麦化学家布朗期特(J.N.Bronsted)，英国化学家劳 莱(T.M.Lowry) 1923年各自独立的提出酸碱质子理论： 1、酸碱定义 酸：能给出质子H+的分子或离子，即质子的给予体。
碱：能接受质子H+的分子或离子，即质子的接受体。
b) 计算 1.0×10–3 mol ·L–1 NH3 ·H2O 的 [OH－] 和解离 度。 已知 HAc 的 Ka ＝1.8×10–5，NH3· H2O的 Kb ＝
1.8×10–5
解： a) 反应方程式 各物质起始浓度/mol.L-1
HAc 0.10
H+ ＋ Ac－ 0 0
各物质平衡浓度/mol.L-1
酸 碱 酸碱配合物
2
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– HCO3– (CH3)2COI2 配合物)
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酸碱解离平衡是化学中的重要概念，涉及酸碱电离理论、酸碱质子理论和酸碱电子理论等多种理论。酸碱电离理论认为，在水溶液中电离出的阳离子全部是H+的化合物是酸，电离出的阴离子全是OH-的化合物是碱。而酸碱质子理论则更为广泛，认为凡能给出质子的物质都是酸，能接受质子的物质都是碱，这扩大了酸碱的范围。酸碱电子理论则进一步将酸碱定义扩展到电子对的接受和给予。这些理论共同揭示了酸碱反应的实质，即质子的传递或电子对的配位。在酸碱反应是衡量酸碱强弱的重要指标。通过计算酸碱溶液的H3O+和OH-浓度，可以进一步了解酸碱的性质和反应过程。