第五章 酸碱平衡
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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
上大 无机化学A 第五章酸碱平衡PPT课件
10
（2）pH值 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-1，一般溶液中[H+] 很小，其数值 读写都不方便。故用其负对数pH值表示，即：
pHlg[H]
同样： 因为： 所以
pOHlgO [ H ]
[OH ][H]1 014
pH+pOH=14
生成的 Ac- 就是碱。HAc 与 Ac－ 是一对 共轭酸碱对。我们说 HAc 是 Ac－ 的共轭酸 ，而 Ac－ 是 HAc 的共轭碱。有酸必有碱。
7
• 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。 • 同一个共轭酸碱对中，共轭酸的Ka与共轭碱 的Kb的乘积等于水的离子积常数。 即：
所以：
Ka C2
或者：
Ka C
此即所谓稀释定律，也就是电离度和电离常 数的关系式。
16
有关电离度的讨论： 1、同类型弱酸（碱），如浓度相同，可将作为电离程 度的量度。 2、同一弱酸（碱）， 和浓度的平方根成反比。 即：浓度越稀，电离度越大，而H+？ 以上又称稀释定律，但注意，仅适用于弱电解质。 3、 随温度的变化而变化，但变化不大。
酸：Acid
Ka
碱：base
Kb
盐：salt
13
有关电离常数的讨论： 1、Ki的大小代表弱电解质的电离趋势： Ki值越小，电离程度越小，该弱电解质的酸（碱）性越弱； Ki值越大，电离程度越大，该弱电解质的酸（碱）性越强。 2、 Ki与电离体系中各组分的浓度无关。 3、T变化， Ki也发生变化，但影响不大。
（2）pH值 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-1，一般溶液中[H+] 很小，其数值 读写都不方便。故用其负对数pH值表示，即：
pHlg[H]
同样： 因为： 所以
pOHlgO [ H ]
[OH ][H]1 014
pH+pOH=14
生成的 Ac- 就是碱。HAc 与 Ac－ 是一对 共轭酸碱对。我们说 HAc 是 Ac－ 的共轭酸 ，而 Ac－ 是 HAc 的共轭碱。有酸必有碱。
7
• 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。 • 同一个共轭酸碱对中，共轭酸的Ka与共轭碱 的Kb的乘积等于水的离子积常数。 即：
所以：
Ka C2
或者：
Ka C
此即所谓稀释定律，也就是电离度和电离常 数的关系式。
16
有关电离度的讨论： 1、同类型弱酸（碱），如浓度相同，可将作为电离程 度的量度。 2、同一弱酸（碱）， 和浓度的平方根成反比。 即：浓度越稀，电离度越大，而H+？ 以上又称稀释定律，但注意，仅适用于弱电解质。 3、 随温度的变化而变化，但变化不大。
酸：Acid
Ka
碱：base
Kb
盐：salt
13
有关电离常数的讨论： 1、Ki的大小代表弱电解质的电离趋势： Ki值越小，电离程度越小，该弱电解质的酸（碱）性越弱； Ki值越大，电离程度越大，该弱电解质的酸（碱）性越强。 2、 Ki与电离体系中各组分的浓度无关。 3、T变化， Ki也发生变化，但影响不大。
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
普通化学第五章 酸碱平衡
G.N.Lewis
R.G.Pearson
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凡能给出质子(H+)的物质称为酸； 凡能接受(H+)的物质称为碱
凡是可以接受电子对的物质称为酸；凡 是可以给出电子对的物质称为碱
详见书中
2020/6/26
4
第一节 酸碱质子理论
二、 酸碱质子理论
（一）、酸碱的定义
能给出质子的物质： HCl、 HAc、 NH4+、 H2O等；叫质子酸。
子能力的强弱。给出质子能力强的酸是强酸，结合质子能力 强的碱是强碱。
例如：
HA
酸（1）
HB
酸（2）
+ B－ ＝ A－ +
碱（2）
碱（1）
+ C－ ＝ B－ +
碱（3）
碱（2）
HB
酸（2）
HC
酸（3）
由于上述反应均正向进行，故以上所有酸碱的强弱序为：
酸的强弱序
HA
酸（1）
HB
酸（2）
HC
酸（3）
碱的强弱序
如 H4 、 S FO e(2 O O )5 2 、 H H3 ) 、 C H (2 O H O 等。
⑶ 质子理论中无盐的概念，电离理论中的盐，
在质子理论中都是离离子酸，
Cl－是离子碱。
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2020/6/26
8
第一节 酸碱质子理论
（1）溶剂相同时，酸碱的强弱决定于酸碱给出或接受质
碱性 C： l 4O HS 4 OH2PO 4 AcHC3 O N3H O H
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2020/6/26
10
第一节 酸碱质子理论
（2）同一物质在不同溶剂中的酸碱性有很大的差别，甚 至于酸碱的性质会发生变化。 酸均水能溶与液水中（，作H碱C）lO发4 生、质HC子l、传递HB作r、用，H反NO应3、通式H2为SO：4等强
R.G.Pearson
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凡能给出质子(H+)的物质称为酸； 凡能接受(H+)的物质称为碱
凡是可以接受电子对的物质称为酸；凡 是可以给出电子对的物质称为碱
详见书中
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第一节 酸碱质子理论
二、 酸碱质子理论
（一）、酸碱的定义
能给出质子的物质： HCl、 HAc、 NH4+、 H2O等；叫质子酸。
子能力的强弱。给出质子能力强的酸是强酸，结合质子能力 强的碱是强碱。
例如：
HA
酸（1）
HB
酸（2）
+ B－ ＝ A－ +
碱（2）
碱（1）
+ C－ ＝ B－ +
碱（3）
碱（2）
HB
酸（2）
HC
酸（3）
由于上述反应均正向进行，故以上所有酸碱的强弱序为：
酸的强弱序
HA
酸（1）
HB
酸（2）
HC
酸（3）
碱的强弱序
如 H4 、 S FO e(2 O O )5 2 、 H H3 ) 、 C H (2 O H O 等。
⑶ 质子理论中无盐的概念，电离理论中的盐，
在质子理论中都是离离子酸，
Cl－是离子碱。
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第一节 酸碱质子理论
（1）溶剂相同时，酸碱的强弱决定于酸碱给出或接受质
碱性 C： l 4O HS 4 OH2PO 4 AcHC3 O N3H O H
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第一节 酸碱质子理论
（2）同一物质在不同溶剂中的酸碱性有很大的差别，甚 至于酸碱的性质会发生变化。 酸均水能溶与液水中（，作H碱C）lO发4 生、质HC子l、传递HB作r、用，H反NO应3、通式H2为SO：4等强
基础化学电子教案第五章 酸碱平衡和酸碱滴定-PPT文档资料
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第五章 酸碱平衡与酸碱滴定
可见，共轭酸碱对中酸的解离常数越大，酸越强，则其共轭碱的解 离常数愈小，碱愈弱；反之，共轭酸碱对中酸的越小，则其共轭碱的愈 大。因此，已知酸或碱的解离常数，就可根据式(5-3)计算其共轭碱或共 轭酸的解离常数。 例如由附录三可查知： HAc的=1.75 ×10−5，则其共轭碱Ac-的 Kw=10−14/1.75 ×10−5=5.7×10−10。同理，查附录三可知NH3、C6H5NH2的值， 则计算出其共轭酸NH4+、C6H5NH2H+的值分别为5.6×10−10和2.3×10−5，进 而可判断其相对强弱。
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第五章 酸碱平衡与酸碱滴定 例1：已知H2S水溶液的Ka1θ＝1.3×10-7，Ka2θ＝7.1×10-15，计算 S2-的Kb1θ和Kb2θ(25℃)。 解 根据H2S解离平衡，可得Ka1θ(H2S) Kb2θ(S2-)＝KW; Ka2θ(H2S) Kb1θ(S2-)＝KW 则
14 K 1 . 00 10 w K ( S ) = = 1 . 4 b 1 2 15= K ( H S ) 7 . 1 10 a 2 2
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第五章 酸碱平衡与酸碱滴定
知识窗：
对于多元共轭酸碱对，由共轭酸碱的各级解离平衡，可推导 出各级与间关系： 二元共轭酸碱对H2A—A2−：Ka1θKb2θ=Ka2θKb2θ=Kw (5-4) 三元共轭酸碱对H3A—A3−：Ka1ΦKb3Φ=Ka2ΦKb2Φ=Ka３ΦKb1ΦKw (5-5) 对于多元共轭酸碱来说，在计算其解离常数时，应注意各级 Kaθ、Kbθ的对应关系。
第五章 酸碱平衡与酸碱滴定
三、酸碱的强弱
酸碱的强弱可从定性、定量两个角度来描述。定性角度：酸的强弱 取决于酸给出质子的能力强弱，酸给出质子的能力越强，其酸性越强， 反之越弱；碱的强弱取决于碱接受质子的能力强弱，接受质子的能力 越强，其碱性越强，反之越弱；定量角度：酸碱的强弱可由它们在水 中的解离反应平衡常数(简称为弱酸弱碱的解离常数)的大小来衡量。 弱酸(HA)和弱碱(A－)的解离常数分别用和表示。
第五章 酸碱平衡与酸碱滴定
可见，共轭酸碱对中酸的解离常数越大，酸越强，则其共轭碱的解 离常数愈小，碱愈弱；反之，共轭酸碱对中酸的越小，则其共轭碱的愈 大。因此，已知酸或碱的解离常数，就可根据式(5-3)计算其共轭碱或共 轭酸的解离常数。 例如由附录三可查知： HAc的=1.75 ×10−5，则其共轭碱Ac-的 Kw=10−14/1.75 ×10−5=5.7×10−10。同理，查附录三可知NH3、C6H5NH2的值， 则计算出其共轭酸NH4+、C6H5NH2H+的值分别为5.6×10−10和2.3×10−5，进 而可判断其相对强弱。
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第五章 酸碱平衡与酸碱滴定 例1：已知H2S水溶液的Ka1θ＝1.3×10-7，Ka2θ＝7.1×10-15，计算 S2-的Kb1θ和Kb2θ(25℃)。 解 根据H2S解离平衡，可得Ka1θ(H2S) Kb2θ(S2-)＝KW; Ka2θ(H2S) Kb1θ(S2-)＝KW 则
14 K 1 . 00 10 w K ( S ) = = 1 . 4 b 1 2 15= K ( H S ) 7 . 1 10 a 2 2
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第五章 酸碱平衡与酸碱滴定
知识窗：
对于多元共轭酸碱对，由共轭酸碱的各级解离平衡，可推导 出各级与间关系： 二元共轭酸碱对H2A—A2−：Ka1θKb2θ=Ka2θKb2θ=Kw (5-4) 三元共轭酸碱对H3A—A3−：Ka1ΦKb3Φ=Ka2ΦKb2Φ=Ka３ΦKb1ΦKw (5-5) 对于多元共轭酸碱来说，在计算其解离常数时，应注意各级 Kaθ、Kbθ的对应关系。
第五章 酸碱平衡与酸碱滴定
三、酸碱的强弱
酸碱的强弱可从定性、定量两个角度来描述。定性角度：酸的强弱 取决于酸给出质子的能力强弱，酸给出质子的能力越强，其酸性越强， 反之越弱；碱的强弱取决于碱接受质子的能力强弱，接受质子的能力 越强，其碱性越强，反之越弱；定量角度：酸碱的强弱可由它们在水 中的解离反应平衡常数(简称为弱酸弱碱的解离常数)的大小来衡量。 弱酸(HA)和弱碱(A－)的解离常数分别用和表示。
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 酸碱平衡和沉淀-溶解平衡
Ka c
温度一定时， 温度一定时，解离度随溶液浓度减小而增大
[H 3O ] = c ⋅ α = 2 K a ⋅ c
+
2. 同离子效应
HAc + H2O
平衡移动方向 NaAc
H3 O+
Na＋
+
＋
AcAc-
同离子效应使得弱酸或弱碱的电离度降低
例题： 例题：
溶液的解离度α， 求0.100mol·L-1HAc 溶液的解离度 ，如果在 1.00 L 该溶液中加入固体NaAc (不考虑溶液体积变化 ，使其 不考虑溶液体积变化) 该溶液中加入固体 不考虑溶液体积变化 浓度为0.100 mol·L-1，计算溶液的 +]和解离度。 计算溶液的[H 和解离度 和解离度。 浓度为 (1)
电离理论
阿仑尼乌斯(S.A. Arrhenius) 以极大 阿仑尼乌斯 的胆魄冲破了权威们的束缚， 的胆魄冲破了权威们的束缚，提出了电 离理论， 离理论，为物理化学的发展作出重大贡 荣获1903年诺贝尔化学奖。 年诺贝尔化学奖。 献，荣获 年诺贝尔化学奖 酸：解离出的阳离子全是H+的物质 解离出的阳离子全是 解离出的阴离子全是OH-的物质 碱：解离出的阴离子全是 酸碱反应实质： 酸碱反应实质： H+ 和OH-的中和反应 局限： 局限： 非水体系、 非水体系、气相的酸碱反应无法解释
[HB] ⋅ [OH ] Kb = − [B ]
−
Kb ：弱碱的质子传递平衡常数 碱的解离常数，简称碱（ 碱的解离常数，简称碱（度）常数 大小与碱的本性及温度有关 Kb越大，碱接受质子的能力越强，碱越强 越大，碱接受质子的能力越强，
思考题： 思考题： 弱酸的K 越大，给出质子能力越强， 弱酸的 a越大，给出质子能力越强， 酸性越强，则溶液的酸度也越强。 酸性越强，则溶液的酸度也越强。
8第五章 酸碱平衡 · 酸碱滴定分析
当 K a1 K a2 10 4.5 时， Et ≤ 0.5%
11
c sp 2 K a 2 10 8 c sp 1 K a 1 10
8
据pHsp2
105
据pHsp1
c sp 2 K a 2 10 8
105
备注：当
K a1 K a2
10 4 时
，
Et ≤ 1%
例：下列多元酸（碱）、混合酸（碱）中每种酸（碱）的分 析浓度均为0.10mol·L-1（标明的除外），能否用等浓度的滴 定剂准确进行分步滴定或分别滴定？如能直接滴定（包括滴 定总量），根据计算的pHsp选择适宜的指示剂。 （1）H3AsO4 解： H3AsO4的 Ka1=10-2.20 Ka2=10-7.00 Ka3=10-11.50
pH=3.89
指示剂：甲基橙；
终点颜色： 橙色
17
说明：用Na2CO3 标定HCl，终点时， （1）剧烈摇动溶液 目的：除去CO2防 （2）加热 止终点提前出现。
加热方法：
18
5.5.5 酸碱标准溶液的配制与标定 1．酸标准溶液 市售浓盐酸具有很大的挥发性，不符合做基准物质的要求， 因此HCl标准溶液不能直接配制，而是用浓盐酸先配制成一近似 浓度的溶液，然后用基准物质进行标定，常用来标定HCl溶液的 基准物质有无水碳酸钠和十水合硼砂。 用Na2CO3标定HCl的步骤如下 准确称取在270～300℃条件下干燥过的基准碳酸钠，用水溶 解后以甲基红或甲基橙为指示剂用待标定的HCl溶液滴定之。 2HCl + Na2CO3 = 2NaCl + CO2 + H2O
cHCl
2mNa 2CO3 M Na 2CO3 VHCl
1000
11
c sp 2 K a 2 10 8 c sp 1 K a 1 10
8
据pHsp2
105
据pHsp1
c sp 2 K a 2 10 8
105
备注：当
K a1 K a2
10 4 时
，
Et ≤ 1%
例：下列多元酸（碱）、混合酸（碱）中每种酸（碱）的分 析浓度均为0.10mol·L-1（标明的除外），能否用等浓度的滴 定剂准确进行分步滴定或分别滴定？如能直接滴定（包括滴 定总量），根据计算的pHsp选择适宜的指示剂。 （1）H3AsO4 解： H3AsO4的 Ka1=10-2.20 Ka2=10-7.00 Ka3=10-11.50
pH=3.89
指示剂：甲基橙；
终点颜色： 橙色
17
说明：用Na2CO3 标定HCl，终点时， （1）剧烈摇动溶液 目的：除去CO2防 （2）加热 止终点提前出现。
加热方法：
18
5.5.5 酸碱标准溶液的配制与标定 1．酸标准溶液 市售浓盐酸具有很大的挥发性，不符合做基准物质的要求， 因此HCl标准溶液不能直接配制，而是用浓盐酸先配制成一近似 浓度的溶液，然后用基准物质进行标定，常用来标定HCl溶液的 基准物质有无水碳酸钠和十水合硼砂。 用Na2CO3标定HCl的步骤如下 准确称取在270～300℃条件下干燥过的基准碳酸钠，用水溶 解后以甲基红或甲基橙为指示剂用待标定的HCl溶液滴定之。 2HCl + Na2CO3 = 2NaCl + CO2 + H2O
cHCl
2mNa 2CO3 M Na 2CO3 VHCl
1000
第五章酸碱平衡与沉淀平衡
(A)HS—、HCO3—、H2O （B）HS—、CO32—、Ac—
(C)H2O、Ac—、H2S
(D) OH—、CO32—、H2O
3. 下列几组物质中都可作质子碱的是（ B ）。
(A)H2O、H2S、CO32- (B) HS—、HCO3—、H2O (C)HS—、H2CO3、CO32— (D) H2S、Ac—、H2O
K
b
H+
以上关系式可以推广到所有的共轭酸碱 对（HA-A-），即：
K a θ(H) A K b θ(A -)=K w θ 熟练掌握
或 p K a θ(H)+ A p K b θ(A - )= p K w θ
表明：共轭酸碱对的
K
θ a
与
K
θ b
的乘积等
于水的离子积；在共轭酸碱对中，酸的酸性
越强（即酸的
H++H2PO4-
Kθa1=
—ceq—(H—+)—ceq—(H—2P—O4—-) ceq(H3PO4)
H++HPO42- Kθa2= —ceq—(H—c+e)q—c(Heq—(2HP—OPO4—-4)2—-)
H++PO43-
Kθa3= —ceq—(H—c+e)q—c(Heq—(PPO—O442—3--))—
碱：凡是能与质子（H+）结合的物质 都是碱（质子的接受体）；能接受多个质 子（H+）的物质叫多元碱。
酸
HAc
H 3 PO 4
H
2
PO
4
HPO24-
NH
+ 4
NH3
[Fe(H2O)6] 3+
[Fe(OH)(H