07 第七章 酸碱平衡
高二化学 第七讲 酸碱平衡
第七讲 酸碱平衡1 酸碱质子理论质子理论认为：凡能给出质子（H +）的物质都是酸；凡能接受质子的物质都是碱。
如HCl ，NH 4+，HSO 4－，H 2PO 4－等都是酸，因为它们能给出质子；CN －，NH 3，HSO 4－，SO 42－都是碱，因为它们都能接受质子。
为区别于阿仑尼乌斯酸碱，也可专称质子理论的酸碱为布仑斯惕酸碱。
由如上的例子可见，质子酸碱理论中的酸碱不限于电中性的分子，也可以是带电的阴阳离子。
若某物质既能给出质子，又能接受质子，就既是酸又是碱，可称为酸碱两性物质，如HCO 3－等，通常称为酸式酸根离子。
1.1酸碱的共轭关系质子酸碱不是孤立的，它们通过质子相互联系，质子酸释放质子转化为它的共轭碱，质子碱得到质子转化为它的共轭酸。
这种关系称为酸碱共轭关系。
可用通式表示为：酸碱 + 质子，此式中的酸碱称为共轭酸碱对。
例如NH 3是NH 4+的共轭碱，反之，NH 4+是NH 3的共轭酸。
又如，对于酸碱两性物质，HCO 3－的共轭酸是H 2CO 3，HCO 3－的共轭碱是CO 32－。
换言之，H 2CO 3和HCO 3－是一对共轭酸碱，HCO 3－和CO 32－是另一对共轭酸碱。
1.2酸碱反应从酸碱质子理论来看，酸碱反应的实质是两对共轭酸碱对之间传递和相互交换质子的过程，因此一个酸碱反应包含有两个酸碱半反应。
例如，NH 3与HCl 之间的酸碱反应： 半反应1 半反应21.3酸碱反应的实质在酸碱质子理论中根本没有“盐”的内涵。
酸碱反应是两对共轭酸碱对之间传递质子的反应，通式为： 酸1 + 碱2碱1 + 酸2例如： HCl + NH3 Cl －+ NH +4 、 H 2O + NH 3OH －+ NH +4HAc + H2O Ac －+ H 3O + 、 H 2S + H 2OHS －+ H 3O +H2O + S 2－OH －+ HS－、 H 2O + HS－OH －+ H 2S这就是说，单独一对共轭酸碱本身是不能发生酸碱反应的，因而我们也可以把通式：酸 碱 + H + 称为酸碱半反应，酸碱质子反应是两对共轭酸碱对交换质子的反应；此外，上面一些例子也告诉我们，酸碱质子反应的产物不必定是盐和水，在酸碱质子理论看来，阿仑尼乌斯酸碱反应（中和反应、强酸置换弱酸、强碱置换弱碱）、阿仑尼乌斯酸碱的电离、阿仑尼乌斯酸碱理论的“盐的水解”以及没有水参与的气态氯化氢和气态氨反应等等，都是酸碱反应。
普通化学 第七章 酸碱反应与酸碱平衡.
Contents
1 2 3
4
酸碱质子理论
水的质子自递反应及水溶液的pH
水溶液中的酸碱平衡
酸碱解离平衡的移动 缓冲溶液
5
第一节
酸碱质子理论
酸－－具有酸味、能使蓝色石蕊试纸变红的物质。
碱－－具有涩味、滑腻感，能使红色石蕊试纸变蓝的物质。
一、酸碱电离理论 （Arrhenius Concept）(1887年)
酸(Acid) ——在水溶液中经电离只生成H+一种阳离子的物质。
HCl, H2S, HNO3，HCOOH等
碱(Base) ——在水溶液中经电离只生成OH-一种阴离子的物质。 NaOH, KOH, Ba(OH)2等
酸碱中和反应的实质：H+和OH-结合成水的反应。
酸碱质子理论
强酸或强碱是指在水溶液中能够完全解离出H+或OH 的酸或碱。
酸碱质子理论大大扩展了酸碱范围。
第二节
水的质子自递反应 及水溶液的pH
水是生命之源，是重要的溶剂 H2O(l) + H2O (l) ＝ H3O+(aq) + OH- (aq)
水的质子自递反应
H2O (l) ＝ H+ (aq) + OH- (aq)
平衡常数表达式
KwӨ = [ c (H+)/c Ө ] [ c (OH-)/c Ө ]
如：H2O，HSO4－，HCO3－， HPO42－， H2PO4－， HS－等。
酸碱半反应
酸 ＝
H+ +碱
HAc ＝ H+ + Ac﹣ H2PO4﹣ ＝ H+ + HPO4﹣ HPO42﹣ ＝ H+ + PO4﹣ NH4+ ＝ H+ + NH3 HCO3－ ＝ H+ + CO32﹣ 酸与碱之间的这种相互依存、相互转化的关系称为共轭关系，
酸碱平衡与酸碱滴定法(3)
▪ 例HAc的水溶液 HAc H+ + Ac-
质子条件式
H2O
H++ OH-
c(H+) = c(Ac-) + c(OH-)
例NH3的水溶液 NH3 ·H2O NH4+ +OH-
H2O
H++ OH-
▪ 质子条件式 c(OH-) = c(NH4+) + c(H+)
21
➢ 写出下列物质的质子条件式（PBE） 1、硫氢化钠（NaHS） C(H+)+c(H2S)=c(OH-)+c(S2-) 2、盐酸和硼酸（HCl、H3BO3） c(H+)=c(Cl-)+c(H2BO3-)+c(OH-) 3、氢氧化钾和碳酸钠（KOH、Na2CO3） c(H+)+2c(H2CO3)+c(HCO3-) +c(K+) =c(OH-) 4、磷酸二氢铵（NH4H2PO4） c(H3PO4)+c(H+)=c(NH3)+c(OH-)+c(HPO42 -)+2c(PO43-) 5、氰化铵（NH4CN） c(H+)+c(HCN)=c(OH-)+c(NH3)
[c(HA ) c ][c(H ) c c(H 2 A)
]
c
K
a
2
[c( A2 ) c ][c( H ) c ] c( HA )
c
K
a1
K
a2
[c(H ) c ]2[c( A2 ) c ] c(H2 A)
c
c0 c(H2 A) c(HA ) c( A2 )
17
(H2 A)
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。
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
第7章--体液平衡与酸碱平衡紊乱
13 (26)
(194)
2.0 10 62
(2.0) (10) (62)
50 (100) 10 (20)
(194)
二、体液平衡紊乱 水平衡紊乱：水平衡紊乱表现为总体水过多或过少，或总体
无变化但细胞外水增多而细胞内水减少，或细胞外水减少 而细胞内水增多。 水失衡的基本原因：水摄入和排出不相等，不能维持体内水 的动态平衡。 (一)脱水 1、概念：体液丢失造成细胞外液的减少，称为脱水。 2、分类：根据血浆Na+浓度变化分为高渗性、等渗性和低 渗性脱水。详见表。 (二)水肿 1、概念：当机体摄取水过多或排出减少时，使体液中水增 多、血容量增多以及组织器官水肿，称为水肿或水中毒。 2、病因：1、血浆蛋白浓度降低；2、充血性心衰；3、水 和电解质排泄障碍。 3、分类：根据血浆渗透压不同分为高渗性、等渗性和低渗 性水肿。
ClHCO3-
蛋白质 有机酸 H2PO4SO42总阴离子
血浆 mmol/L (mEq/L)
3.5
142 (142) 4.0 (4.0) 2.5 (5.0) 1.0 (2.0) 1.0 (2.0)
(155)
103 27
(103) (27) (16)
(6.0)
1.0 0.5
(2.0) (1.0) (155)
细胞间液 mmol/L (mEq/L)
10.5 147 (147) 4.0 (4.0) 1.5 (3.0) 0.75 (1.5)
(155.5)
114 30
(114) (30) (1.0)
(7.5)
1.0 (2.0) 0.5 (1.0)
(155.5)
细胞内液 mmol/L (mEq/L)
第七章 体液平衡与酸碱平衡紊乱2
HbA（亚基） N …—Thr— Pro — Glu —Glu—Lys—… … … TGT GGG CAT CTT TTT … … … … ACA CCC GUA GAA AAA … …
DNA 异常 mRNA
Hbs （亚基）N … —Thr — Pro—Val — Glu—Lys—…
肺泡里
O2被摄取主要靠： 肺泡气中PO2 O2自由扩散能力 还原血红蛋白（HHb） 对O2的亲和力。
细胞外液的阳离子以 其次以HCO3-；
Na+
为主，阴离子以Cl-，
细胞内液的阳离子以 K+ 为主，其次Mg2+,, 阴离子以HPO42-和蛋白质为主。 细胞内外钠钾离子转运---Na-K-ATP
Donnan平衡学说：体液中阳离子总数与阴离子
总数相等。
阴离子间隙（AG）: ECF中阳离子总数和阴离子总数之差 AG =（Na+ + K+）－（Cl- + HCO3-）
晶体渗透压:主要是电解质离子产生.
第二节
体液平衡紊乱
一、水平衡紊乱 二、钠平衡紊乱 三、钾平衡紊乱
一、水平衡紊乱 脱水
高渗性脱水 等渗性脱水 低渗性脱水
失H2O＞Na+
失H2O=Na+
失Na+ ＞ H2O
一、水平衡紊乱
水肿
高渗性水肿
等渗性水肿
低渗性水肿
二、钠平衡紊乱
（一） 钠代谢
食物
Na＋ 细胞外液：50% 骨骼肌：40-45%
尿液
肉类
K+
150mmol/L
粪便
水果 汗液
血清钾3.5-5.5mmol/L
肾脏调节钾的特点
第七章 酸碱平衡与酸减滴定1-3
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总目录
酸 碱 + 质子
HAc
Ac-
+
H+
NH4+ HCO3H6Y2+
NH3
+
H+
CO32-
+
H+
H5Y+ +
H+
通式： HA A- + H+
由以上例子可看出：
酸碱质子理论中，酸、碱可以是中性分子，也可是 阳离子和阴离子，没有盐的概念。
酸给出质子变成碱，碱结合质子变成酸，酸碱之间 相互依赖而存在。酸碱这种相互依存的关系称共轭 关系。
非 水 溶 剂 中 某 些 反 应 如 HCl 和 NH3 在 苯 中 也 能 发生反应生成NH4Cl，由此可见不能电离出H+、 OH-的物质同样能表现出酸碱的性质，电离理论 无法解释。 ➢ 将酸碱这两种密切相关的物质完全割裂开来。
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总目录
二、酸碱质子理论
酸碱质子理论是布朗斯特（Bronsted）
和劳瑞（lowry）克服了电离理论的
局限性于1923年分别提出的。 1、酸碱定义
丹麦物理化学家
酸：凡能给出质子（H+）的物质是酸。能给出多个 质
子（H+）的物质是多元酸。
例：HCl、HAc、NH4+、H2CO3均为酸，其中 H2CO3能给出两个H+ ，为多元酸。
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总目录
物称酸。 如：HCl、H2SO4 碱：在水中电离出的阴离子全部为OH-的化
普通化学 第七章 酸碱反应与酸碱平衡
_
弱酸或弱碱是指在水溶液中大部分以分子形式存在， 只部分解离为H+或OH-离子的酸或碱。
弱酸：HAc，H2S；弱碱：NH3·H2O
强酸强碱盐
盐： 强酸弱碱盐
NaCl, KNO3
NH4Cl Na2S, Na2CO3 NH4Ac
弱酸强碱盐 弱酸弱碱盐
离子碱 H+
Ac－+
碱(1)
H2O
酸 (2) H+
＝ OH－ + HAc
碱(2)
酸 (1)
NH4Cl水解
离子酸
NH4+
酸 (1)
+
H2O ＝ H3O+ + NH3
碱(2) 酸 (2) 碱(1)
酸碱质子理论
无论是酸碱中和、酸碱解离、盐类水解反应，从质子 理论观点来看，这些都是酸碱之间的质子传递反应。 质子理论中不存在盐的概念，如NH4Cl中NH4+能够 给出质子，是离子酸，Cl－能够接受质子，是离子碱；
其大小不仅与弱酸（碱）的本性有关，还与溶液浓度有关。
水的质子自递反应及水溶液的pH
设浓度为c的弱酸HA的解离度为α，解离常数为KaӨ HA在水中存在解离平衡 HA + H2O＝ H3O+ + A0 0 初始浓度 c
平衡浓度 c(1-α)
cα
cα
2
Kaθ
(c /cθ )α {cα /cθ }2 = = θ 1-α {c (1-α) /c }
KiӨ ≤10-4：弱酸或弱碱 ；
10-2 ≥ KiӨ≥ 10-4：中强酸或中强碱。
KaӨ(HCOOH) =1.8 ×10-4 KaӨ(CH3COOH) =1.8 ×10-5
酸碱平衡
第7章 酸碱平衡 溶液中酸度和碱度常常是化学反应中的一个重要的因素.使用缓冲液来维持溶液的PH在希望的水平非常重要。此外，基本的酸碱平衡对理解酸碱滴定酸类对化学品的种类和化学反应的影响是至关重要的，例如络合作用和沉淀作用的影响。在第6章中，我们描述了平衡常数的基本概念。在这一章中，我们考虑细节上的各种各样的酸碱平衡的计算，包括弱酸和弱碱、弱酸弱碱盐的水解、多元酸和多元酸盐、缓冲、生理缓冲液等等。首先，要回顾酸碱理论基本PH概念。
7.1酸碱理论——并不是所有的一开始就相等 一些酸碱理论已经被提出来解释和分类物质的酸碱性质，你很有可能对仅仅对水这种溶剂使用的阿列纽斯理论很熟知。其它的理论更一般综合。能用于其它溶剂。这里我们描述普通的酸碱理论。
阿列纽斯定理——H+和OH-
阿列纽斯，作为一个研究生，在1894年介绍了一个基本理论（因为这条理论，他获得了诺贝尔化学奖）。酸是在水中部分或全部电离给出H+（与溶剂缔合给出水合氢离子H3O+）物质。 HA+H2O＝(可逆)H3O++A-
碱能在水中离子化给出氢氧根离子。弱碱(部分离子化)一般按如下方式电离： B+H2O=(可逆)BH++OH-
而强碱例如碱金属的氢氧化物如氢氧化钠，按如下方式： 这个理论很明显被限制在以水为溶剂的溶液中。
溶剂体系理论——阴离子和阳离子 在1905年，富兰克林介绍了关于酸碱的溶剂体系的概念。这个理论认为溶剂的离子化是给出阴阳离子，例如HA+H2O＝(可逆)H3O++A- 2NH3=NH4++NH2
-
，酸是被定义为生产溶剂中的阳离子的溶质而碱是生产溶剂的阴离子的溶质。因此NH4CL 在液氨中是强碱（类似于氢氧化钠中）；这些混合物都离子化分别给出溶剂的阴阳离子。乙醇胺如下方式离子化：2C2H5OH=(可逆)C2H5OH2++C2H5O-。所以，乙醇钠是乙醇只能够的强碱。 酸碱质子理论——劳氏定理——给出和得到H+，溶剂体系理论适用于可电离，但它不能用于不可电离的溶剂如苯、二氧杂环己烷等中的酸碱中的酸碱反应。在1923年，布朗斯特和劳莱，分别描述了如今我们所知道布朗斯特——劳莱定理。这项理论阐述了算是贡献出质子