普通化学第七章酸碱平衡
化学中的酸碱平衡原理
化学中的酸碱平衡原理酸碱平衡是化学领域中一个重要的原理，它在许多方面都具有广泛的应用。
本文将介绍酸碱平衡的基本概念、性质以及相关的计算方法，以帮助读者更好地理解和应用酸碱平衡原理。
一、酸碱的定义和性质在化学中，酸碱是指具有特定性质的化合物。
根据布朗斯特德酸碱理论，酸是可以给出氢离子（H+）的物质，碱是可以接受氢离子的物质。
例如，HCl是一种酸，因为它在水中会生成H+离子；而NaOH是一种碱，因为它可以接受H+离子形成Na+离子和OH-离子。
酸碱的性质主要包括以下几个方面：1. pH值：pH值是衡量溶液酸碱程度的指标，它是用于表示溶液中氢离子浓度的负对数。
pH值范围从0到14，数值越小表示溶液越酸，数值越大表示溶液越碱，pH值为7表示中性。
2. 颜色指示剂：酸碱溶液的酸碱性质可以用颜色指示剂来判断。
例如，酸性溶液中的酚酞指示剂呈现红色，而碱性溶液中则呈现黄色。
3. 中和反应：酸和碱发生反应会产生中和反应。
在中和反应中，酸的H+离子和碱的OH-离子结合生成水（H2O）分子。
二、酸碱平衡的重要性酸碱平衡在自然界和生活中都起着重要的作用。
以下是一些关于酸碱平衡重要性的例子：1. 生理调节：人体内部的许多生理过程都需要酸碱平衡维持在正常范围内。
例如，血液的pH值需要保持在严格的范围内，否则会对身体功能产生负面影响。
2. 土壤调节：土壤中的酸碱性对农作物的生长有很大影响。
不同的植物对土壤酸碱度有不同的适应性，因此调节土壤的酸碱平衡可以改善农作物的生长环境。
3. 化学实验：在化学实验中，准确控制和调节酸碱平衡可以保证实验的准确性和重复性。
三、酸碱平衡的计算方法在化学实验和工业生产中，需要计算酸碱溶液的浓度、反应速率等参数。
下面是几种常见的酸碱平衡计算方法：1. 酸碱平衡方程式：具体的酸碱反应可以用化学方程式表示。
例如，HCl + NaOH → NaCl + H2O就代表了盐酸和氢氧化钠反应生成氯化钠和水。
2. 酸碱浓度计算：根据溶液中H+和OH-离子的浓度可以计算出其酸碱程度。
化学平衡与酸碱平衡
化学平衡与酸碱平衡化学平衡和酸碱平衡是化学反应中非常重要的概念。
本文将介绍化学平衡和酸碱平衡的定义、原理以及如何计算平衡常数。
一、化学平衡的定义和原理化学平衡是指在封闭容器中，反应物生成生成物的速度相等，反应物和生成物的浓度保持不变的状态。
当一个化学反应到达平衡状态时，反应物与生成物之间的摩尔比例会保持相同。
化学平衡遵循勒夏特列瓦第二原理，即“当一个系统处于平衡时，化学反应的正反应速率相等”。
这意味着在平衡时，正反应和逆反应的速率相等，而且反应物和生成物的浓度不再发生变化。
化学平衡可以用反应物和生成物的浓度来表达。
平衡常数（Kc）表示在给定温度下，反应物和生成物浓度的比例。
Kc的计算可以通过平衡方程式的系数来确定。
二、酸碱平衡的定义和原理酸碱平衡是指酸和碱在溶液中的反应达到平衡状态。
酸性溶液中的氢离子（H+）浓度高于水的浓度，而碱性溶液中的氢离子浓度低于水的浓度。
酸碱平衡是通过酸碱反应来实现的。
酸碱反应中，酸质子（H+）会与碱的氢氧根离子（OH-）结合形成水分子（H2O）。
这种转化过程是平衡的，即生成H2O的速率等于生成H+和OH-的速率。
酸碱平衡的强弱可以用酸碱反应中的离子浓度来衡量。
酸性溶液中的pH值小于7，碱性溶液中的pH值大于7，中性溶液中的pH值等于7。
三、平衡常数的计算在化学平衡中，平衡常数（Kc）用于描述反应物和生成物浓度之间的关系。
平衡常数的计算可以根据平衡方程式的化学式进行。
化学式的各个物质的摩尔比例可以确定平衡常数。
平衡常数的值表示当体系处于平衡状态时，反应物和生成物浓度的比例。
平衡常数的值越大，表示反应向生成物一边偏移；当平衡常数的值趋近于1时，表示反应物和生成物浓度几乎相等；当平衡常数的值小于1时，表示反应向反应物一边偏移。
四、总结化学平衡和酸碱平衡是化学反应中重要的概念。
化学平衡遵循勒夏特列瓦第二原理，表示在平衡状态下反应物和生成物的浓度保持不变。
酸碱平衡是通过酸碱反应实现的，反应中酸质子和碱的氢氧根离子相结合形成水分子。
化学反应的酸碱平衡
化学反应的酸碱平衡化学反应是物质变化的过程，而酸碱平衡则是化学反应中重要的概念之一。
酸碱平衡指的是在化学反应中酸和碱的相对浓度，以及它们之间的化学反应的平衡状态。
一、酸碱的定义酸和碱是化学反应中的两种基本物质。
根据物质释放出的氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-）的相对浓度，可以将其定义为酸或碱。
- 酸是指在溶液中释放出氢离子（H+）的物质，如盐酸（HCl）。
- 碱是指在溶液中释放出氢氧根离子（OH-）的物质，如氢氧化钠（NaOH）。
其实，酸和碱并不仅限于溶液，它们也可以是固体或气体形态。
二、酸碱反应酸碱反应是指酸和碱之间发生化学反应的过程。
在酸碱反应中，通常会生成水和盐。
例如，当盐酸和氢氧化钠反应时，产生水和氯化钠：HCl + NaOH → H2O + NaCl在上述化学反应中，酸（盐酸）和碱（氢氧化钠）生成了水和盐（氯化钠）。
这种反应也被称为中和反应。
三、pH值与酸碱平衡为了衡量溶液的酸碱性，科学家引入了pH值作为酸碱度的指标。
pH值的范围从0到14，pH值越低表示溶液越酸，而pH值越高表示溶液越碱。
pH值为7的溶液被认为是中性的。
在酸碱平衡中，有一个重要的概念叫做离子反应，即酸和碱之间产生的离子之间的相互作用。
离子反应是酸碱反应中起关键作用的一种反应类型。
四、酸碱指示剂为了检测溶液的酸碱性，人们通常使用酸碱指示剂。
酸碱指示剂是一种能够根据溶液的pH值而发生颜色变化的物质。
常见的酸碱指示剂有表格酸、品红等。
它们在酸性溶液和碱性溶液中呈现出不同的颜色，这也是由于它们的分子结构在不同的酸碱环境下发生变化。
五、酸碱平衡的应用酸碱平衡在许多领域都有着广泛的应用，以下是一些例子：1. 生活中常见的洗涤剂就是一种酸碱中和的产物。
洗涤剂中的酸碱物质能够中和油脂的酸性，帮助清洁衣物。
2. 农业领域中，土壤的酸碱度对农作物的生长有着重要影响。
根据土壤的酸碱性，选择适宜的肥料和调节方法，有助于提高农作物产量。
3. 化学工业中，酸碱反应被广泛用于生产过程中的中和、沉淀和脱色等步骤。
无机化学~第七章酸碱平衡
Ka0 越大，酸给质子能力越强，酸性越强； 越大，酸给质子能力越强，酸性越强；
讨论： 讨论：
越大，碱得质子能力越强，碱性越强。 kb0 越大，碱得质子能力越强，碱性越强。
共轭酸碱对HA 共轭酸碱对HA和A- 有如下关系 HA和
Kaθ·Kbθ= Kωθ
另外，多元酸、碱在水中逐级离解，强度递减。 另外，多元酸、碱在水中逐级离解，强度递减。
[C O ] = =
2− 2 4
[H ] = C [ H ] + K ⋅[ H ] + K ⋅ K K ⋅[ H ] [ HC O ] = = C [ H ] + K ⋅[ H ] + K ⋅ K
+ 2 + + 2 a1 a1 a2
+ 4 a1 + 2 + a1 a1
] [
] [
]
a2
C
[H ]
+ 2
三、酸度对弱酸（碱）型体分布的影响 酸度对弱酸（ 1.分析浓度和平衡浓度： 分析浓度和平衡浓度： 分析浓度： 分析浓度：指溶液中所含的某酸（碱）总的 物质的量浓度。 平衡浓度： 平衡浓度：指平衡状态时，溶液中某一型体 的浓度。 体系达平衡后，某酸（碱）各型体的平衡 浓度之和等于该某酸（碱）的分析浓度。
半反应1 半反应1 半反应2 半反应2 NH3（碱1）+ H2O（ 酸 2 ） H+ NH4+（酸1） OH-（碱2）+ H+ OH- （碱2） + NH4+ （酸1）
NH3（碱1） + H2O （酸2）
共轭酸碱对
续
NH4Cl的水解 (相当于NH4+弱酸的离解) Cl的水解 相当于NH 弱酸的离解) NH4+ + H2O H3O+ + NH3
无机化学~第七章酸碱平衡
NaAc的水解（相当于Ac－弱碱的离解） Ac- + H2O OH- + HAc
共轭酸碱对
醋酸与氨在水溶液中的中和反应 HAc + NH3 NH4+ + Ac-
共轭酸碱对
续
说明：
酸碱半反应不可能单独发生 酸碱反应的实质是两个共轭酸碱对之间的质子转移 酸碱反应方向：较强的酸＋较强的碱 = 较弱的酸＋较弱的 碱
导出α与Kαθ的关系： HA = H+ + A起始浓度： c 0 0 平衡浓度：(c－cα) cα cα
[c( H ) / c ] [c( A ) / c ] = K [c( HA) / c ]
2 (c / c ) 2 22 c c c 1 2 K ( c / c ) K K c (c / c )
第一节
酸碱理论包括：
酸碱质子理论
电离产生的阳离子全部 电离理论 酸 —— +
为H 的物质
电子理论
碱 —— 电离产生的阴离子全部 为OH-的物质 酸——凡能接受电子的物质 碱——凡能给出电子的物质
Hale Waihona Puke 酸——凡能给出质子的物质
质子理论
碱——凡能接受质子的物质
一、质子酸碱的概念
酸——凡能给出质子的物质都是酸。
醋酸钠： Ac-+H2O=HAc+OH [ c ( HAc ) / c ] [ c ( OH ) / c ] 10 Kb 5 . 6 10 [c( Ac ) / c ]
（250C）（碱常数）
Ka0•kb0 = c（H+）/c0· c（OH-）/c0 = 1.0 × 10－14 （共轭酸碱对）
无机及分析化学_第七章_酸碱平衡与酸碱滴定
酸碱平衡与酸碱滴定学习要求：1．熟悉弱电解质的特点，弱电解质的离解平衡，离解度及其影响因素，离解平衡常数，离解度和离解平衡常数之间的关系—稀释定律。
掌握酸碱平衡理论及溶液pH值的计算；2．掌握缓冲溶液的含义;掌握缓冲溶液酸碱度的计算，了解缓冲溶液的选择和配制。
3．了解酸碱指示剂的作用原理，掌握其理论变色点和变色范围，掌握指示剂的选择。
4．掌握各类酸碱滴定曲线的特点、化学计量点pH的计算及指示剂的选择；掌握影响pH 突跃范围大小的因素；5．掌握各类酸碱准确滴定、分步滴定及指示剂的选择依据，了解酸碱滴定法的应用，掌握酸碱滴定结果的计算。
前面已介绍了化学平衡的一般规律，本章主要讨论水溶液中的酸碱平衡。
酸碱平衡在生物体中也同样存在，生物体液需要维持一定的pH范围，pH的改变将会影响生物体内细胞的活性。
因此酸碱平衡及其有关反应与生物化学反应有密切关系。
与气相中的反应相比，溶液的反应活化能较低，热效应较小，因此反应速率快，而且其平衡常数受温度、压力的影响较小，一般可以只考虑浓度1对平衡的影响。
酸碱滴定法是酸碱反应为基础的滴定分析方法。
它不仅能用于水溶液体系，也可用于非水溶液体系，因此酸碱滴定法是滴定分析中最重要的和应用最广泛的方法之一。
在酸碱滴定中，溶液的pH如何随滴定剂的加入而发生变化，如何选择合适指示剂使其变色点与化学计量点接近，如何将酸碱滴定法用于实际测定中等，都是必须掌握的内容。
本章将学习酸碱平衡和酸碱滴定法的基本原理和应用实例。
第一节电解质溶液一、电解质的分类电解质是一类重要的化合物。
凡是在水溶液或熔融状态下能解离出离子而导电的化合物叫做电解质，如NaCl。
1923年，德拜（P. J. W.Debye）和休格尔（E. Hückel）提出强电解质理论，电解质可分为强电解质和弱电解质两大类。
强电解质在水溶液中是能完全解离成离子的化合物，如离子型化合物：NaCl、=1，因此处理问题通常可进近似地1在本章讨论中的所涉及的溶液都是较稀的溶液，活度系数i用浓度代替活动度。
中国农业大学赵士铎普通化学普化作业
8.8 解：
Fe3+沉淀完全(10-5)的最低pH：
KspΘ[Fe(OH)3]≤[c(Fe3+)/cΘ][c(OH-)/cΘ]3 c(OH-)/cΘ= 3 2.6410-39/(10-6/ c ) =6.4×10-12 pH=14-11.2=2.8
Fe2+不沉淀的最高pH：
KspΘ[Fe(OH)2]≥[c(Fe2+)/cΘ][c(OH-)/cΘ]2 c(OH-)/cΘ = 4.871017 /(0.05/c ) =3.1×10-8
Hபைடு நூலகம்
+
)
=
8
.
5
×
1
0
-
5
=
c
(
N
O
2
)
；
HNO2== H+ + NO- ；
Kaθ= c(H+)×c(NO2-)/c eq(HNO2)
=[8.5×10-5]2/4.6×10-4=1.57×10-5；
因此，雨水中亚硝酸的总浓度
c总(HNO2)=1.57×10-5+8.5×10-5=1.07×10-4
第6页/共23页
(Kw/Ka1)=1.0×10-14/5.90×10-2=1.69×10-13，因此NaHC2O4水溶液的pH<7.0。
第5页/共23页
7 酸碱平衡
第七章作业
• 7.4一酸雨样品，pH=4.07。设此酸性完全因水中含HNO2所致，计算c(HNO2)。 Ka=4.6×10-4
解
：
p
H
=
4
.
0
7
，
c
(
Kaθ=Kwθ/Kbθ=2.17×10-5；c/K>500,可以使用近似式 c(H+)= pH=3.03
酸碱平衡
θ
] c
,
[ HAc ] c c
在较严格的工作中，应注意使用实验温度下的数值。通常 若反应在室温下进行，为方便起见，KWθ一般取值1.0×10-14。 ☆☆ 11
1、根据酸碱质子理论,写出下列分子或离子的共轭 酸的化学式:
SO42- 、S2- 、H2PO4- 、HSO4- 、NH3 HSO4- 、HS- 、H3PO4 、H2SO4 、NH4+
对酸碱认识过于笼统，不 易掌握酸碱的特征，也使 不同类型反应之间的界限 基本消除，最大的缺点是 不易确定酸碱的相对强度。
☆☆
15
7.2 弱酸弱碱的解离平衡
7.2.1一元弱酸弱碱的解离平衡
1.解离常数
例如醋酸的解离
HAc
H + Ac
+
－
在一定温度下： K a
[ H ][ Ac ] [ HAc]
☆☆
17
同理离子酸NH4 的解离常数
+
NH4+ + H2O
NH3 +H3O+
[NH ][H O ] Θ 3 3 K a (NH4 ) [NH 4]
[NH ][H O ][OH ] Θ 3 3 + 分子分母同乘[OH ]，则：K a (NH4 ）= [NH ][OH ] 4
-
Ka
NH4 + OH
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HI > HBr > HCl > HF
H2Te > H2Se > H2S > H2O 普通化学
22
酸碱平衡
c) 含氧酸根的稳定性
由共轭酸的概念可知，酸根越稳定，它结合 H+重新 生成共轭酸的趋势就越小，酸的强度就越大。酸根的负 电荷分布得越好，酸根的稳定性就越高。如： 酸强度顺序: HOCl < HClO2
21
酸碱平衡
b) 键的强度
提供质子的能力还决定于 HX 键的强度， HX 键 越弱，H+越容易解离出来。HX键的强弱又决定于X的 半径，X的半径越大，HX键就越弱。如：
HF HCl HBr HI HO HS 键能(kJ· mol-1): 酸强度顺序： 565 431 366 299 463 338
N O 3.44 F 3.98 P 2.19 S 2.58 Cl 3.16
电负性：
3.04
同周期酸强度变化顺序：
NH3 < H2O < HF NH3 < PH3 H2O < H2S PH3 < H2S < HCl HF < HCl
但是对同族而言，酸强度变化顺序：
说明除电负性之外，还有其它影响因素。 普通化学
C M OH C [OH ] 2
-
2 M OH
4K w
普通化学
15
酸碱平衡
§4 酸碱在水溶液中的相对强度
酸或碱的强度是指它们给出质子或接受质子的能力 大小，这种能力越大，则酸或碱的强度越强。
酸或碱的强度不仅仅决定于酸碱本身给出质子或接 受质子的能力，同时也决定于溶剂接受或给出质子的能 力。因此，酸碱强度的比较必须选定同一种溶剂，最常 用的溶剂是水。 强酸和强碱在水溶液中完全电离，但只是少数；大 多数是弱酸和弱碱，它们只能在水溶液中部分电离，并 建立电离平衡。换句话说，酸碱平衡研酸碱平衡
酸碱电离理论的局限性：
Arrhenius的盐总是中性的，但是有些盐是有酸碱 性的。如：NH4Cl的水溶液显酸性，Na2CO3的水 溶液显碱性。 只有在水溶液中才有酸碱的概念。 苯溶液中：HCl + NH3 NH4Cl
酸碱质子理论(Brø nstedLowry酸碱理论, 1923)
同弱碱浓度时电离度越高。
普通化学
18
酸碱平衡
共轭酸碱对的Ka和Kb HA(aq) + H2O(l) ⇌ H3O+(aq) + A-(aq)
[H 3O ][A - ] Ka [HA]
A-(aq) + H2O(l) ⇌ OH-(aq) + HA(aq)
[OH - ][HA] Kb [A - ]
pKa 7.5
< HClO3 < HClO4 (HOClO) (HOClO2) (HOClO3) 2.0 -1.0 -10
说明一个单位的负电荷在酸根中分布得越来越广泛， 酸根中每个原子平均所带的电荷越来越少，所以酸根的 稳定性增强，酸的强度增大。
普通化学
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酸碱平衡
酸强度比较
(HO)4Si < (HO)3PO < (HO)2SO2 < HOClO3
能给出质子的分子或离子称为酸，能接受质子 的分子或离子称为碱。
普通化学
4
酸碱平衡
酸 HCl
HOAc
H+ +
H+ H+ H+ H+
ClNH3
CO32PO43Fe(H2O)5(OH)2+
+ AcO+ + +
NH4+
HCO3HPO42-
H+ +
Fe(H2O)63+ 碱 AcONH3 PO43-
[OH-]2 CMOH[OH-] Kw = 0
C M OH C [OH ] 2
-
2 M OH
4K w
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普通化学
酸碱平衡
假如 CMOH > 1.0 10-5 mol· L-1 ，水自解离产生的 [OH-]可以忽略，即[OH-] = CMOH
假如CMOH < 1.0 10-9 mol· L-1 ，强碱电离产生的 [OH-]可以忽略，即[OH-] 1.0 10-7 mol· L-1 假如 1.0 10-9 mol· L-1 < CMOH < 1.0 10-5 mol· L-1 ， 水自解离产生的[OH-]不可以忽略
+ NH3 ⇌ + AcO- ⇌
碱的电离反应
H3O+ + OH- ⇌ H3O+ + AcO- ⇌ NH4+ + OH- ⇌
酸碱中和反应
7
酸碱平衡
非水溶剂中的质子传递：
酸1 HI + 碱2 ⇌ 碱1 + I酸2 + CH3OH ⇌ + CH3OH2+
HBr + HOAc
⇌
Br- + H2OAc+
酸碱电子理论(Lewis酸碱理论，1923)
第七章 酸 碱 平 衡
普通化学
酸碱平衡
水溶液中的四大平衡包括： 酸碱电离平衡 沉淀-溶解平衡 氧化还原平衡
配位化合物的生成解离平衡 水溶液中离子反应的特点：
反应速率快，很快达到平衡。
热效应小，反应温度对平衡常数的影响小。
压强对反应平衡基本没影响。
因而主要考虑浓度对反应平衡的影响。
普通化学
2
诱导效应有利于电荷分散
普通化学
24
酸碱平衡
§5 弱酸弱碱的电离平衡
§5.1 一元弱酸(弱碱)的电离平衡 一元弱酸：最多电离出一个H3O+，且部分电离
(一元弱碱：最多电离出一个OH-，且部分电离)
HA水溶液中存在的平衡：
HA(aq) + H2O(l) ⇌ H3O+(aq) + A-(aq) Ka = [H3O+][A-] / [HA] Kw = [H3O+][OH-]
普通化学
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酸碱平衡
pH = 7 中性溶液; pH < 7 酸性溶液; pH > 7 碱性溶液 例：胃液：1.4 5.0 胃液中的胃酸为0.2% 0.4%的盐酸，功能: 杀菌，增 加胃蛋白酶的活性，帮助消化；如胃酸过多，可服用小苏 打片 (NaHCO3) 、胃舒平 (Al(OH)3) ；如胃酸过少，可服用 酵母片(促进胃液分泌)。 葡萄酒：2.8 3.8 血液(人)：7.35 7.45 海水：8 9
普通化学
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酸碱平衡
A-：弱碱 A-(aq) + H2O(l) ⇌ OH-(aq) + HA(aq)
[OH ][HA] Kb = K = Kc = [A - ]
浓度：mol· L-1
Kb：弱碱的解离常数（b = base） Kb越大，弱碱的强度越强，相同弱碱浓度时电
离度越高。反过来，弱碱的强度越强， Kb 越大，相
饮用水：弱碱性
酸性溶液中，[OH-] 0；碱性溶液中，[H3O+] 0
普通化学
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酸碱平衡
§3 强酸和强碱的水溶液
强酸的水溶液 HX(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + X-(aq) CHX CHX H2O(l) + H2O(l) ⇌ H3O+(aq) + OH-(aq) x x [H3O+] = CHX + x = CHX + [OH-] = CHX + Kw/[H3O+] [H3O+]2 CHX[H3O+] Kw = 0
普通化学
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酸碱平衡
由于水的自解离反应是吸热反应 (H > 0)，因 此T升高，Kw变大。如: 100oC时, Kw = 5.05 10-13 许多化学反应和几乎全部的生物生理现象都是 在H3O+浓度较小的溶液中进行，这时用pH表示溶液 的H3O+浓度(即酸碱性)就比较方便。
定义：pH = -lg[H3O+] 范围：0 14 溶液的pH值越小，[H3O+]越大 ([OH-]越小) pH = 0，[H3O+] = 1.0 mol· L-1 pH = 14，[H3O+] = 1.0 10-14 mol· L-1
酸碱平衡
§1 酸碱理论
酸碱电离理论(Arrhenius酸碱理论) 大约 19 世纪后期， Arrhenius 提出了电离学说，建 立了酸碱电离理论。
能在水溶液中电离出氢离子(H+)的含氢化合物称为 酸，如：HCl、HNO3、H2SO4、H3PO4。 能在水溶液中电离出氢氧根离子 (OH-)的氢氧化物 称为碱，如：NaOH、KOH、Mg(OH)2。
凡是能够接受外来电子对的分子、离子或原 子团称为路易斯酸，即电子对接受体，如AlCl3、 BF3、Cu2+、Fe3+；凡是能够给出电子对的分子、 离子或原子团称为路易斯碱，即电子对给予体， 如NH3、H2O。
普通化学
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酸碱平衡
§2 水的自解离平衡
H2O(l) + H2O(l) ⇌ H3O+(aq) + OH-(aq)
H2PO4- (碱)
+
H+ ⇌ H3PO4
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普通化学
酸碱平衡
水溶液中的质子传递反应： 酸1 + 碱2 ⇌
⇌ ⇌
酸2
+
碱1
酸的电离反应
HOAc + H2O NH4+ + H2O H2O H2 O