第五章 酸碱平衡
第五章酸碱平衡与沉淀溶解平衡
Ka
[H ]2 c [H ]
[H ]2 c
[H ] Ka c
] 碱性溶液中 [H+] ＜1、0×10-7 mol·L-1＜ [OH-
]
一、水得质子自递平衡
通常用氢离子活度得负对数——pH表示溶液得 酸碱性。
pH lg a(H )
在稀溶液中,可用浓度得数值代替活度,则
pH lg[H ]
一、水得质子自递平衡
溶液得酸碱性也可用pOH来表示:
pOH lg[OH ]
Bronsred JN
一、 酸碱得质子理论
(一) 酸碱得定义 酸(acid):能给出质子(H+)得物质 (质子给体)。 酸可以就是分子、阳离子或阴离子。
例如: HCl 、HAc、H3PO4、NH4+、HCO3- 等为 酸
HAc
H+ + Ac-
NH4+
H+ + NH3
一、 酸碱得质子理论
碱(base):能接受质子得物质 (质子受体)。 碱可以就是分子、阳离子或阴离子。 例如:OH- 、Ac-、H2PO4-、NH3、CO32- 等为碱
别为:
PO43- + H2O
HPO42- + OH-
K b1
Kw Ka3
2.1102
HPO42- + H2O
H2PO4- + OH-
K b2
Kw K a2
1.6 107
H2PO4- + H2O
H3PO4 + OH-
Kb3
Kw K a1
1.4 1012
三、弱酸(弱碱)与水之间得质子传递平衡
(一) 强酸或强碱溶液
凡就是可以接受电子对得物质称为酸(电子对接受 体) 凡就是可以给出电子对得物质称为碱(电子对给予 体)例如:H+、Cu2+、 BF3 等为酸
07-酸碱平衡(1)-4
第三节 水溶液的酸碱性及pH计算
一、水的质子自递反应 发生在同种溶剂分子之间的质子传递作用称 为质子自递反应． 在一定温度下水的质子自递反应达到平衡时， 有如下关系： （式中的H2O可看成是一常数，将它与K合并） H2O+ H2O H3O＋ +OH－
H O OH K
H2OH2O
HAc
H++Ac-
在一定温度下，当弱电解质分子电离成离子
的速度与离子又结合成分子的速度相等时，电离
过程既达到动态平衡，称为电离平衡，这时未电
离分子浓度和已电离出来的各离子浓度不在改变
则 Ki =
H Ac
HAc
Ki 称为电离常数（Ka 表示弱酸电离常数；Kb 表 示弱碱电离常数） Ki 越大，电离程度越大， Ki 与 弱电解质的本性及温度有关，而与浓度无关。
3
二、共轭酸碱对Ka与Kb的关系 H3O＋OH－＝ＫH2O２＝Ｋｗ 式中Ｋｗ称为水的离子积常数。 室温下（298K）Ｋｗ＝1.0×10－14 298K，纯水中的
[H3O+]=[OH]=1.0 107mol/L
三、一元酸碱 (一) 强酸或强碱溶液
强酸或强碱属于强电解质，在水中完全解离。
HCl(气) NH 3 (气) NH 4Cl HCl NH 3 NH 4Cl
( 苯中)
为了克服电离理论的局限性，1923年 BrÖnsted和Lowry提出了一种较全面的酸碱理论, 称为酸碱质子理论。 一、酸碱的定义 凡给出质子(H+)的物质都是酸，凡能接受质 子的物质都是碱。
K a c 1.76 105 0.10
pH lg H 3O lg 1.3 10 3 2.89
第五章酸碱平衡
c(H3O+) = c(Ac-) = 1.3×10-3 mol· L-1
c(OH-) =7.7×10-12 mol· L-1 = x/0.10 =1.3%
c(HAc)=0.10-x≈0.10mol· L-1
{ c (H3O+)}{c(OH-)}
pH = lg c(H3O ) = 2.89
α与 K a的关系： HA(aq) 初始浓度 c 平衡浓度 c– c
H+(aq) + A-(aq) 0 0 c c
c ca c 2 Ka = = c c 1
1.一元弱酸、弱碱的解离平衡
c 2 Ka = 1 当< 10-2， 即Ka / c <10-4 时，可近似计算， 1 1，
5.1 酸碱质子理论概述
酸：凡是能释放出质子的任何分子或离子 （质子给予体） 碱：任何能与质子结合的分子或离子 （质子接受体）
共轭酸碱的概念
共轭酸碱对 酸
HAc
H 2 PO4 HPO2 4
H+ +碱
H Ac
2 H HPO4 H PO3 4
H2PO4-的共轭碱？ 共轭酸？
0.200
NH OH 4
0
0
0.200(1– 0.934%) 0.200×0.934% 0.200×0.934%
c(OH ) = 0.200 0.934% = 1.87 10 3 pH = 14 pOH = 14 ( lg 1.87 10 3 ) = 11.27
3 2 c ( NH ) c ( OH ) ( 1 . 87 10 ) 4 K b ( NH3 ) = = c( NH3 ) 0.200 1.87 10 3
第五章 酸碱平衡与酸碱滴定
二、酸碱反应的实质：质子的转移
H+
酸+ 碱
如： H+
共轭碱 + 共轭酸
HCl(g) + NH3(g)
Cl- + NH4
请你排一排它们的酸碱性大小？
三、酸碱的强弱：本身性质、溶剂
H+（部分）
HAc + H2O H+（全部）
HAc + NH3
Ac- + H3O 醋酸为弱酸 Ac- + NH4 醋酸为强酸
溶液分为酸性、中性和碱性溶液。298.15K时： 当[H+]=[OH-] = 1×10–7 mol/L时，溶液显中性； 当[H+]>[OH-]，[H+]>1×10–7 mol/L，溶液显酸性； 当[H+]<[OH-]，[H+]<1×10–7 mol/L，溶液显碱性。 谁比较多，就显什么性 1×10–3 mol/L 1×10–9 mol/L
注意： 1.在计算多元酸碱解离常数时，应注意各级Ka和 Kb的关系。 2.由上述关系式看出：物质的酸性越强(Ka越大)， 其共轭碱的碱性就越弱(Kb越小)
四、同离子效应和盐效应
酸碱平衡
同离子效应 HAc
HCl
H+ + AcH+ + Cl-
NH3·H2O
NH
4
+ OH-
NH4Cl
NH
4
+ Cl-
第五章 酸碱平衡与酸碱滴定法
第一节 酸碱质子理论 第二节 酸碱平衡 第三节 缓冲溶液 第四节 酸碱滴定法 第五节 非水溶液的酸碱滴定
第五章 酸碱平衡与酸碱滴定法
1、酸碱质子理论 2、水的离子积及其应用
第5章 酸碱平衡
（2）解离度 (Degree of Dissolution)
已解离的电解质分子数 α 100% 溶液中原电解质分子数 c(H3O ) 100% c(HAc) K a (HAc) {c}
（Ka =c2)
西南科技大学
无机化学(Inorganic Chemistry)
第五章
酸碱平衡
例：计算298K时0.10mol· L-1 HAc 溶液中 H3O+,Ac- HAc,OH- pH, α (Ka =1.8×10-5)。 解： HAc(aq)+H2O(l)
无机化学(Inorganic Chemistry)
如: HCl HAC NH4+ Fe(H2O)63+
如: Cl- AC- CO32NH3 [Fe(H2O)5(OH)]2+ 如: HCO3-, H2O
西南科技大学
第五章
酸碱平衡
2. 酸碱反应的术语
根据酸碱定义，酸失去质子变成碱，
碱得到质子变成酸——共轭关系。
5.3.1 一元弱酸的解离平衡及计算
1. 解离平衡 (Dissolution Equilibrium)
HAc(aq) + H2O(l)
无机化学(Inorganic Chemistry)
H3O+(aq)+Ac–(aq)
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第五章
酸碱平衡
[c(H3O )/c ][c(Ac )/c ] K a (HAc) [c(HAc)/ c ]
共轭酸碱对
HAc(aq) + H2O(l)
简写 HAc(aq)
H3O+(aq) + Ac-(aq)
H+(aq) + Ac-(aq)
无机化学-第五章酸碱平衡课件
H
2
PO
4
(aq)
+
H
2
O(l)
HPO
24
(aq)
+
H
3O
+
(aq)
Ka,2 (H3PO4 ) = 6.2 10-8
H
2
PO
4
(aq)
+
H
2
O
(l)
H3PO 4 (aq) + OH - (aq)
Kb,3 (PO34- ) =
Kw Ka,1(H3PO4 )
1.0 10-14 = 6.7 10-3
= 1.5 10-12
既能给出质子，又能接受质子的物质。
如：HSO
4
,
[Fe(OH)(H
2O)5
]2+
,
HCO
3
,
H
2
O,
HS
-等。
① 酸碱解离反应是质子转移反应。
HF(aq) H+ + F－(aq)
H+ + H2O(l) H3O+(aq)
HF(aq) + H2O(l) 酸(1) 碱(2)
H3O+(aq) + F－(aq) 酸(2) 碱(1)
= 1.0 10 -14 = 2.2 10 -2 4.5 10 -13
x2 + 0.022x - 2.2 10-3 = 0
x = 0.037 即 c(OH - ) = 0.037 mol L-1
pH = 14 - pOH = 14 - (-lg 0.037) = 12.57
3.酸式盐（判断溶液酸碱性，计算不作要求）
NH4Cl水解：
第五章酸碱平衡和酸碱滴定法
解:
H2S H + HS
K a1
=
[H ][HS [H2S]
]
=9.1
10-8
HS H + S2
K
a2
=
[H ][S2 [HS ]
]
=1.1
10-12
根据多重平衡规则：
K
Ka1
K
a2
[H ]2[S2 ] [H2S]
Ka1 Ka2
9.1108 1.11012
102
可忽略第二级解离而减少的以及增多 的，当作一元酸处理。因此，
则有， lg c H c OH lg kW
即 pH pOH pKW 14.00
• 酸性溶液中：c(H+)＞c(ＯH－)，pH＜7＜ pOH • 中性溶液中：c(H+) = c(ＯH－) ，pH = 7 = pOH • 碱性溶液中：c(H+) ＜ c(ＯH－) ，pH ＞7＞pOH
1.6 107
OH- +
H3PO4
K
b3
c(OH )c(H3PO4 ) c(H2PO4 )
1.3 1012
可知碱的强度为： PO43- > HPO42- > H2PO4-
K
a1
K
b3
K
a2
K
b2
K
a3
K
b1
K
w
3. 解离度和稀释定律
已解离的分子数
电解前原电解质的分子总数
×100 %
和K都能反映弱酸弱碱解离能力的大小。K是化学平衡常
解离度(α)
已解离的分子数
溶液中原有该弱电解质分子总数 100%
例如：0.10mol.L-1HAc的解离度是1.32%， 则溶液中各离子浓度是： c (H+)=c (Ac-)
第五章酸碱平衡
34
α
K (HAc) {c0 }
θ a
浓度、解离度和解离常数间的关系称稀释 定律。 c(H3O+)= c0= c 0 Kθa(HAc)
35
2.一元弱碱溶液的解离平衡 B(aq) + H2O (l) BH+(aq) + OH-(aq)
10
水的自身解离反应 H2O (l)+ H2O (l)+ OH- (aq)+H3O+(aq) (A1) (B2) (B1) (A2)
在酸的解离反应中，H2O是碱，在碱的解 离反应中， H2O又是酸，水是两性物质。
11
b.水解反应： 盐的水解反应是水与离子酸、离子碱的质子传 递反应。 如：Ac - (aq) + H2O (l) OH- (aq) +HAc (aq) (B1) (A2) (B2) (A1) NH4+(aq) + H2O (l) H3O+(aq) + NH3(aq) (A1) (B2) (A2) (B1)
27
{c(H3 O )}{c(Ac )} K (HAc) {c(HAc)}
θ a
Kaθ为弱酸的解离常数。 讨论： 弱酸解离常数的数值表明了酸的相对强弱。在 相同的温度下，解离常数大的酸是较强的酸。 解离常数具有一般平衡常数的特性，它与浓度 无关，与温度有关。
28
例：求298.15K、标准态下HAc的 Ka，并计 算0.10 mol· L-1HAc水溶液中各离子的浓度。 HAc(aq) H+ (aq) + Ac－ (aq) fGm（298.15K) -396.46 0 -369. 31 解：
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第五章酸碱平衡一.选择题1.按酸碱质子理论考虑，在水溶液中既可作酸亦可作碱的物质是 ( )(A) Cl－(B) NH4＋ (C) HCO3－(D) H3O＋2.根据酸碱质子理论，下列各离子中，既可做酸，又可做碱的是 ( )(A) H3O＋ (B) CO32－(C) NH4＋ (D) [Fe(H2O)4(OH)2]＋3.下列各离子中，既可作酸又可作碱的是 ( )(A) H3O＋ (B) CO32－ (C) NH4＋ (D) [Fe(H2O)4(OH)2]＋4.在反应 BF3 + NH3→ F3BNH3中，BF3为 ( )(A) Arrhenius碱 (B) Bronsted酸 (C) Lewis碱 (D) Lewis酸5. NH4＋的共轭碱是 ( )(A) OH－(B) NH3 (C) NH2－(D) NH2－6.不是共轭酸碱对的一组物质是 ( )(A) NH3，NH2－(B) NaOH，Na＋(C) OH－，O2－(D) H3O＋，H2O7. H2PO4－的共轭碱是 ( )(A) H3PO4(B) HPO42－(C) H2PO3－(D) PO43－8.根据酸碱质子理论，HNO3 + H2SO4H2NO3＋+ HSO4－正反应中的酸是 ( )(A) HSO4－(B) HNO3(C) H2SO4(D) H2NO3＋9.化学反应Ag(NH3)2＋+Br－AgBr↓+2NH3按照路易斯酸碱理论，它应属于 ( )(A) 碱取代反应 (B) 置换反应 (C) 酸取代反应 (D) 沉淀反应10.根据软硬酸碱概念，下列物质属软酸的是 ( )(A) H＋ (B) Ag＋ (C) NH3 (D) AsH311.根据酸碱的溶剂理论，在液态 SO2体系中的碱是 ( )(A) SOCl2 (B) Na2SO3(C) Na2SO4(D) PCl312.氢硫酸电离常数K1 =1×10－7 ，K2 =1×10－13 ，在 0.1 mol.dm－3 H2S 水溶液中溶液的pH值是 ( )(A) 10－2 (B) 2 (C) 3 (D) 413.下列离子中，碱性最强的是 ( )(A) NH4＋ (B) CN－(C) Ac－(D) NO2－14. pH=2 的溶液酸度是pH=6的溶液酸度的 ( )(A) 4倍 (B) 12倍 (C) 4000倍 (D) 10000倍15.如果 0.1 mol.dm－3 HCN 溶液中 0.01% 的 HCN 是电离的，那么氢氰酸的电离常数是 ( )(A) 10－2 (B) 10－3 (C) 10－7 (D) 10－916. 0.2 mol.dm－3 甲酸溶液中有 3.2% 的甲酸电离，它的电离常数是 ( )(A) 9.6×10－3 (B) 4.8×10－5 (C) 1.25×10－6 (D) 2.1×10－417.室温下，同浓度的 Na3PO4，Na2HPO4，NaH2PO4溶液的水解度是 ( )(A) Na3PO4最大 (B) NaH2PO4最大 (C) Na2HPO4最大 (D) 三者相等18.在常压下的饱和二氧化碳水溶液中，含碳化合物的浓度最高的是 ( )(A) H2CO3(B) CO2(C) HCO3－(D) CO32－19.某酸HA的K a = 8.4×10－4 ，0.10 mol.dm－3 此酸的H＋浓度为 ( )(A) 9.2×10－3 mol.dm－3 (B) 1.8×10－2 mol.dm－3(C) 2.9×10－3 mol.dm－3 (D) 8.8×10－3 mol.dm－320.0.40 mol.dm－3 丙酸溶液的 pH 是(K a = 1.3×10－5 ) ( )(A) 0.40 (B) 2.64 (C) 5.28 (D) 4.8821.pH 为 9.40 的溶液中氢氧根离子浓度为 ( )(A) 4.0×10－10 mol.dm－3 (B) 2.5×10－9 mol.dm－3(C) 4.0×10－6 mol.dm－3 (D) 2.5×10－5 mol.dm－322.0.50 mol.dm－3 HAc的电离度是(K a = 1.8×10－5 ) ( )(A) 0.030 % (B) 1.3 % (C) 0.60 % (D) 0.90 %23.1.0 dm3 0.10 mol.dm－3 H2CO3溶液用等体积水稀释后，溶液中 CO32－浓度为(H2CO3:K a 1 = 4.3×10－7 ，K a 2 = 5.6×10－11 )- ( )(A) 2.8×10－2 mol.dm－3 (B) 5.6×10－11 mol.dm－3(C) 4.3×10－7 mol.dm－3 (D) 7.6×10－6 mol.dm－324.应用式[H+]2[S2-]/[H2S] ＝K a 1 K a 2 的条件是 ( )(A) 只适用于饱和H2S溶液 (B) 只适用于不饱和H2S溶液(C) 只适用于有其它酸共存时的H2S溶液 (D) 上述 3 种情况都适用25.已知0.01 mol.dm－3 的弱酸HA溶液有 1 %的电离，它的电离常数约为 ( )(A) 10－2 (B) 10－6 (C) 10－4 (D) 10－526. K w 的值是 0.64×10－14 (18℃) 和 1.00×10－14 (25℃)，下列说法中正确是- ( )(A) 水的电离是放热过程(B) 水的 pH 值在 25℃时大于在 18℃时(C) 在 18℃时，水中氢氧根离子的浓度是 0.8×10－7 mol.dm－3(D) 仅在 25℃时，水才是中性的27.在 298 K 时，其 pOH 值小于 7 的溶液是 ( )(A)0.1mol.dm－3 NH4Cl (B)0.1 mol.dm－3 HAc 和 0.1 mol.dm－3 NaAc(C)0.1 mol.dm－3 AgNO3 (D) 0.1 mol.dm－3 NaHCO328. pH=1.0 和 pH=3.0 两种强酸溶液等体积混合后溶液的pH值是- ( )(A) 0.3 (B) 1.0 (C) 1.3 (D) 1.529.在水溶液中下列物质酸性强度的演变顺序是- ( )(A) NH3＜ PH3＜ C2H5OH ＜ H4SiO4＜ H3O＋＜ HClO4(B) NH3＜ C2H5OH ＜ PH3＜ H4SiO4＜ H3O＋＜ HClO4(C) NH3＜ PH3＜ C2H5OH ＜ H4SiO4＜ HClO4＜ H3O＋(D) PH3＜ NH3＜ C2H5OH ＜ H4SiO4＜ H3O＋＜ HClO430.将下列物质:HPO42－，OH－，NH3，HSO4－，H2O 按碱性由强至弱的排列次序为 ( )(A)HPO42－，OH－，NH3，H2O，HSO4－ (B)OH－，NH3，H2O，HPO42－，HSO4－(C)OH－，NH3，HPO42－，H2O，HSO4－ (D)OH－，HPO42－，NH3，H2O，HSO4－31.0.1 mol.dm－3 H3PO4溶液中，下述关系错误的是 ( )(A) [H＋] ＞ 0.1 mol.dm－3 (B) [OH－] ＞ [PO43－](C) [H2PO4－] ＞ [HPO42－] (D) [H3PO4] ＜ 0.1 mol.dm－332.0.1 mol.dm－3 碳酸氢钠溶液的 pH 值为 ( )(A) 5.6 (B) 7.0 (C) 8.4 (D) 13.033.Fe(NO3 )3水溶液的pH值比较低，解释这个现象的最恰当理由是 ( )(A) 水总是要电离出H3O＋ (B) Fe3＋与 OH－生成沉淀，多出H3O＋(C) Fe3＋本身是路易斯酸 (D) Fe(H2O)63＋要离解放出H3O＋34.相同浓度的下列几种酸中，酸性最弱的是 ( )(A) HCl (B) HBr (C) HI (D) H2Se35.下列各对物质中，酸性强度顺序正确的是 ( )(A) H2SO4＞HClO4(B)HOCl ＜HOBr(C) As2S3＞ As2S5(D) Pb(OH)2＜ Sn(OH)236.把 100 cm3 0.1 mol.dm－3 HCN (K a =4.9×10－10)溶液稀释到400 cm3 ，[H＋]约为原来的 ( )(A) 1/2 (B) 1/4 (C) 2倍 (D) 4倍37.下列浓度相同的盐溶液按 pH 递减次序排列正确的是 ( )(A) KClO4，KClO3，KClO2，KClO (B) KClO，KClO2，KClO3，KClO4(C) KClO3，KBrO3，KIO3(D) KClO，KBrO，KIO38.制备2.00 dm3 pH = 9.4的NaAc 溶液，需 NaAc 的物质的量为 ( )(K a HAc = 1.76×10－5 )(A) 2.2 mol (B) 1.1 mol (C) 5.7×10－10 mol (D) 1.9×10－10 mol39.一个一元弱酸的0.20 mol.dm－3溶液，其pH= 3.0，它的电离常数K a 是 ( )(A) 0.60 (B) 1.0×10－3 (C) 2.0×10－4 (D) 5.0×10－640.0.10 mol.dm－3 Na2HPO4水溶液的 pH 值约为 ( )(H3PO4:p K a 1 = 2.1，p K a 2 = 7.2 ，p K a 3 = 12.7)(A) 4.65 (B) 9.95 (C) 7.40 (D) 7.3341.0.36 mol.dm－3 NaAc 溶液的 pH 为(HAc:K a = 1.8×10－5 ) ( )(A) 4.85 (B) 5.15 (C) 9.15 (D) 8.8542. 20 cm3 0.10 mol.dm－3 HCl 和 20 cm3 0.20 mol.dm－3 NH3.H2O混合，其pH 为(NH3: K b = 1.76×10－5 ) ( )(A) 11.25 (B) 4.75 (C) 9.25 (D) 4.2543.把 100 cm3 0.1 mol.dm－3 HCN (K a = 4.9×10－10 )溶液稀释到 400 cm－3 ，氢离子浓度约为原来的- ( )(A) 1/2倍 (B) 1/4倍 (C) 2倍 (D) 4倍44.在 0.10 dm3 0.10 mol.dm－3 HAc 溶液中，加入 0.10 mol NaCl 晶体，溶液的 pH 将会 ( )(A) 升高 (B) 降低 (C) 不变 (B) 无法判断45.将0.10 mol.dm－3HAc与0.10mol.dm－3 NaOH 等体积混合，其pH值为 ( ) (K a HAc = 1.76×10－5 )(A) 5.27 (B) 8.73 (C) 6.73 (D) 10.4946.为测定某一元弱酸的电离常数，将待测弱酸溶于水得 50 cm3 溶液，把此溶液分成两等分。