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第六章酸碱平衡与酸碱滴定法19133ppt课件

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第6章 酸碱平衡92页PPT

第6章 酸碱平衡92页PPT

2006-8
11
一些酸碱反应
离解反应： HAc + H2O == H3O+ + Ac NH3 + H2O == NH4+ + OH
水解反应： Ac + H2O == HAc + OH NH4+ + H2O == NH3 + H3O+
中和反应： HAc + NH3 == Ac- + NH4+ H3O+ + OH == H2O + H2O
2006-8
14
水溶液酸碱性的判断
根据：Kw=c(H+)c(OH-)=1.010-14 取负对数得：pKw=pH+pOH=14 纯水或中性溶液中：c(H+)=c(OH-)=10-7，pH=7 酸性溶液中：c(H+)＞c(OH-)，pH＜7 碱性溶液中：c(H+)＜c(OH-)，pH＞7
2006-8
第6章 酸碱平衡
基本要求： 1、掌握酸碱质子理论及共轭酸碱对的Ka与Kb 的关系。 2、掌握酸碱平衡及酸碱平衡的计算。 3、掌握稀释定律、同离子效应和盐效应。 4、掌握缓冲溶液的组成、缓冲作用原理及缓 冲溶液的有关计算。
2006-8
1
6.1 电解质溶液理论简介 （不作要求）
6.1.1 电解质溶液 6.1.2 离子氛 6.1.3 活度和离子强度
15
6.2.3 弱酸弱碱的离解平衡和离解常数
HAc + H2O == H3O+ + Ac NH3 + H2O == NH4+ + OH H2S + H2O == H3O+ + HS HS- + H2O == H3O+ + S2-

第六章酸碱平衡PPT课件

第六章酸碱平衡PPT课件

普 重点：
通 化 学
1、一元弱酸弱碱溶液pH值求算。 2、缓冲溶液作用原理及pH值求算。 3、盐类水解的实质，三类盐溶液pH值求算。
电
子 难点：
教
缓冲体系的作用原理及pH值求算；一元水解
案 盐溶液pH的求算。
第一节 弱电解质的解离平衡
普 一、一元弱酸、弱碱的解离
通 化 学 电 子
(解离又称电离或离解) 例：HAc和NH3在溶液中的解离。 对一元弱酸HAc：
HAc+H2O Ac－+H3O+
教 可简写为：
案
HAc Ac－+H+
则解离常数为：
广西大学化学化工学院
普
通 化
Ka{c(H{)c/(cH }{A c)(/A cc}c)/c}
学 可简写为 ：
电 子 教
Ka
[H ][ Ac ] [HAc ]
案
广西大学化学化工学院
普 通 化
同理，对一元弱碱NH3： NH3+H2O NH4++OH－
普 说明： 通 ①、当弱电解质溶液中加入含有相同离子 化 的强电解质时，在产生同离子效应同时， 学 也伴随着盐效应。 电 ②、当两种效应同时存在时，同离子效应 子 要相对大得多，因而常忽略盐效应，只考 教 虑同离子效应。 案 例6-5：
普 同理，一元弱碱溶液的[OH－]计算公式：
通 化
(1)、当C/Kb>500
学
[OH ] CKb
电 子
(2)、当C/Kb<500
教
[OH ]Kb (Kb)24KbC
案
2
广西大学化学化工学院
普 3、多元弱酸、碱溶液
通 多元弱酸、碱K3>…>Kn 当 K1>>K2 时 ， 多 元 弱 酸 ( 碱 ) 溶 液 的 H+(OH) 主 要 来 源 于 一 级 解 离 ， 其 pH 值

第六章 酸碱平衡与酸碱滴定法i ppt课件

第六章 酸碱平衡与酸碱滴定法i ppt课件

=7.1×10-15，
求：S2-的
KΘ b1
和
K
Θ b2
。
解：
KaΘ1 (H2S)
KΘ b2
(S2
)
KΘ w
K
Θ b2
(S2
)
KΘw
K
Θ a1
(H
2S)
1.0 1014 1.3107
7.7 108
同理可得：
K
Θ b1
(S2
)
KΘw
K
Θ a2
(H
2S)
1.0 1014 7.11015
1.4
12
＋H+ ＋H+
零水准 Ac-
H2O
－H+
OH-
c(H+ )＋c(HAc) c1 c(OH- )
22
二、酸碱水溶液中酸度的计算
➢ 强酸（碱）水溶液： 强酸：HA 分析浓度：c
质子条件式： c(H+) = c(OH-) + c
精确式：c(H+
)＝
Kw c(H+
)
c
当c ≥ 10-6 mol·L-1或 c2(H+) ＞20 KΘw ： 最简式：c(H+ ) c
c(HA) c
c(HA) c(HA) c(A- )
1
1
Ka c(H+ )
c(H+ ) c(H+ ) Ka
A
c(A- ) c
c(A- ) c(HA) c(A- )
Ka c(H+ ) Ka
13
HA的型体分布图
HA
c(H+ ) c(H+ ) Ka
A

第六章酸碱平衡与酸碱滴定法

第六章酸碱平衡与酸碱滴定法

温度：温度变化会引起KHIn的改变 影响变色范围的因素 溶剂：溶剂不同，pKHIn不同 指示剂用量：只对单色指示剂有影响
滴定顺序： 浅 →深
指示剂 甲基橙 甲基红 酚 酞 酸色～碱色 红～黄 红～黄 无～红 变色范围(pH) 3.1~4.4 4.4~6.2 8.0~10.0
常用酸碱指示剂
14
2、滴定曲线及指示剂的选择
滴定突跃范围
等量点前后±0.1%范围内，pH发生了急剧变化的范 围。 指示剂的变色范围全部或部分的落在滴定的
指示剂的选择原则
pH突跃范围之内。
(1)酸碱标准溶液的浓度一般为0.1 mol∙L-1左右
强酸强碱互滴的特点
(2)滴定突跃与被滴定溶液的浓度有关,浓度越大,滴定突 跃范围越大。 (3)强碱滴定强酸与强酸滴定强碱的滴定曲线形状互为反
缓冲作用原理
由于同离子效应，该体系存在大量的HAc和Ac-。
(1)抗酸作用：加入少量的酸,H+与Ac-结合,使系统中Ac-略有减少,HAc略有增加, PH基本不变。
10
(2)抗碱作用：加入少量的碱,OH-与HAc结合,使系统中Ac-略有增加,HAc略有减少, PH基本不变。 (3)抗稀释作用：加水稀释,CH K HAc 缓冲溶液PH计算 （1）弱酸－弱酸盐体系
比较精确式
5
一元弱碱溶液COH-的计算公式 条 件 公 式 名 称
CKb≥20KW C/Kb≥500 CKb≥20KW C/Kb＜500 CKb＜20KW C/Kb≥500
COH CKb
COH Kb Kb 2 4CKb 2
最简式
近似式
COH CKb K w
比较精确式

C HCl V2 10 3 M Na2CO3 m试样

酸碱平衡及酸碱滴定法.pptx

酸碱平衡及酸碱滴定法.pptx
(1) 先选参考水平(大量存在,参与质子转移的物质)。参考 水平 在质子条件平衡式中不会出现。
(2) 将参考水平得质子后的形式写在等式的左边，失质子 后的
形式写在等式的右边. (3) 有关浓度项前乘上得失质子数，总的得失质子的物质
的量
第23页/共119页
例: 一元弱酸(HA)水溶液的质子条件式： 确定参考水平(Zero Level): H2O,
酸 HAc
质子 + 碱 H+ + Ac－
共轭酸碱对
第3页/共119页
关于共轭酸碱对的例子(p46)
酸
共轭碱 + 质子
HF
H
2P
O
4
H6Y2+
NH4+
F-
+
H+
H
P
O
24
+
H+
酸 碱
H5Y+
+
H+
半 反
NH3
+
H+
应
结论：酸碱可以是阳离子、阴离子、中性分子。
第4页/共119页
例: HAc在水中的离解反应（p47）
半反应1:
HAc
Ac- + H+
半反应2: H+ + H2O
总反应: HAc + H2O
简写为:
HAc
H3O+ Ac- + H3O+ Ac- + H+
在这里，溶剂水起到碱的作用！ 结论：酸碱反应的实质是质子转移
第5页/共119页
碱(NH3)在水溶液中的离解反应:
NH3 + H+ H2O

第6章-无机化学之-酸碱平衡和酸碱滴定法PPT课件

第6章-无机化学之-酸碱平衡和酸碱滴定法PPT课件

水解反应
-
21
6.1.3水的质子自递反应
H2O+H2O ⇌ H3O++OH-
简写为： H2O ⇌ H++OH-
Kw
cH c
cOH c
-
22
表1 水的离子积常数 K w
随温度升 高而增大
t/℃
0 10 20 24
Kw
1.139×10－15 2.920×10－15 6.809×10－15 1.000×10－15
-
16
6.1.2酸碱反应
根据质子理论，酸碱反应的实质是两个共轭 酸碱对之间的质子转移反应。
任何一个酸碱反应都是由较强酸和较强碱 反应生成较弱的酸和碱。
-
17
(1)实质：两个共扼酸碱对之间的质子传递反应。
HCl + NH3 = Cl- + NH4+
酸碱碱 酸
1
1
2
2
。
-
18
电离反应
-
19
-
20
对
+
+
++
H+
H+
H+ 质
共轭关系
子
-
13
两性物质(amphoteric compound)
既能给出质子又能接受质子的物质 说明: 两性物质:HCO3-
H2O
H3O+
OH-
HS-
H2S
S2-
-
14
14
酸碱半反应
HCl＋ NH3 ＝ NH4+＋Cl-
半反应1 HCl(酸1) = Cl－(碱1)＋H＋ 半反应２ NH3(碱2)＋H+ = NH4+(酸2) 总反应 HCl(酸1) ＋ NH3(碱2) ＝ NH4+(酸2)＋Cl-(碱1)

人卫版无机化学酸碱平衡和酸碱滴定法PPT课件

人卫版无机化学酸碱平衡和酸碱滴定法PPT课件
• pH试纸：由多种指示剂混合溶液浸透试纸 后晾干而成。
• pH计
强酸（碱） 完全电离(浓度极低时需考虑水的电离)
2021/1/20
.
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材料科学与化学工程学院
一元弱酸（碱）
cKө≥20Kwө 时，忽略水的电离 当α< 4.4% 或 c/Kө ≥500时
HA: c(H)c Kac B: c(OH)c Kbc
• 完全电离———强电解1/20
.
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材料科学与化学工程学院
一、酸碱质子理论
酸碱理论发展的概况
1100-1600年 发现盐酸、硫酸、硝酸等强酸 1774年 法国科学家拉瓦锡提出：
酸的组成中都含有氧元素 十九世纪初 认为酸的组成中都含有氢元素 1884年 瑞典科学家Arrhenius提出电离理论 1923年 Bronsted和Lowry提出酸碱质子理论
例： 浓度为c的弱酸HA水溶液中 HA + H2O ⇌ H3O+ + AH2O+H2O ⇌ H3O++OHc(H3O+) = c(OH-)+c(A-)
简写为： c(H+) = c(OH-)+c(A-)
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材料科学与化学工程学院
3.酸碱溶液pH值的计算
pH值的测定
• 酸碱指示剂：借助颜色变化来指示溶液的 pH值。HIn ⇌ H++In-
2021/1/20
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材料科学与化学工程学院
5.共轭酸碱对Kaө 和Kbө的关系
K a θ (H K b θ ( A A ) c c (c ) H )c (O ) K H w

第6章-酸碱平衡和酸碱滴定法PPT课件

第6章-酸碱平衡和酸碱滴定法PPT课件
结果 ➢ 酸碱反应的实质是质子的转移 ➢ 质子的转移是通过溶剂合质子来实现的
-
117
3. 水的质子自递反应
H2O 既能给出质子又能接受质子→两性物质 发生在水分子间的质子转移→水的质子自递
反应
H2O+H2O ⇌ H3O++OH-
简写为： H2O ⇌ H++OH-
K
w
=[c (H+ )/c]·[c (OH-)/c]
-
334
解: NH3·H2O ⇌ NH4++OH- α pH
HCl
变大 变小
NH4Cl NaCl
变小 变小 变大 变大
NaOH
变小 变大
H2O
变大 变小
-
335
1.下列各组组分中，不属于共轭酸碱对的是：
( A)
A. H2CO3---CO32- B. NH3---NH2-
C. HCl---Cl-
D. HSO4----SO42-
2) 具有相对性
如： HCO3－既为酸，也为碱 （两性）
3) 具有广泛性
如： H2O 中性分子，既可为酸，也可为碱
-
110
举例
酸
共轭碱 + 质子
Proton donor Proton acceptor Proton
HAc NH4+
Ac-
+
H+
酸
NH3
+
H+
碱 半
HCO3H4Y
CO32-
+
H+
反
H3Y-
Ac- （碱1） + H+ H3O+（酸2）

6 酸碱平衡与酸碱滴定法 PPT课件

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NH3（碱1） + H2O （酸2）
共轭酸碱对
NH4Cl的水解 (相当于NH4+弱酸的离解)
NH4+ + H2O
H3O+ + NH3
共轭酸碱对

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
酸碱中和反应，也是离子酸碱的质子转移反应。
按酸碱质子理论，弱酸或弱碱既可以是分
子型的， HAc
，HF， NH3
，也可以是离子型
的，如 NH4+ ， Ac － 等。既能给出质子作为 酸，也能接受质子作为碱的物质称为两性物， 如H2O，HCO3- ，HS- ，HPO42-等。
水是两性物质，它的自身解离反应也是质子 转移反应。 H+ H2O(l)+H2O(l) H3O+(aq) +OH－(aq)
特点：
①从物质的化学组成上揭示了酸碱的本质； ②导出了衡量酸碱强度的定量标度活度(a)、电离常数(Ki)和电 离度等概念，对研究电解质溶液中的平衡关系起了重要作用。
局限性
①只适用于水溶液体系； ②不能解释像NaAc和氯化氨NH4Cl这样的物质的酸碱性，盐包含 了酸性和碱性物质，比较混乱，因此人们又建立了酸碱质子理 论。
6.1.2 酸碱的共轭关系与缓冲体系 酸——溶液中凡能给出质子的物质 碱——溶液中凡能接受质子的物质 特点：
1）具有共轭性 2）具有相对性 3）具有广泛性
如： H2O 中性分子，既可为酸，也可为碱

酸碱平衡与酸碱滴定法最新课件

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1.所需控制的缓冲溶液pH值在缓冲范围之内 (pH=pka±1) pH≈pKa
常用等浓度的弱酸及其共轭碱配制。 HAc – NaAc : pKa= 4.74 (pH 3.8～5.7)
NH4Cl– NH3: pKb= 4.74 ( pH 8.5～10 )
2. 不干扰测定
如用EDTA滴定Pb2+时,不用 HAc- NaAc控制pH。
酚酞
9.1
甲基橙 3.4
甲基红 5.0
百里酚酞 10.0
变色范围 8.0－9.6（无－红） 3.1－4.4（红－黄） 4.4－6.2（红－黄） 9.4－10.6（无－蓝）
思考:为什么甲基橙的变色范围不是2.4 － 4.4 ? 人眼对红色比对黄色更敏感
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254
5.6.2 影响指示剂变色范围的因素
NaOH（忽略体积变化），欲使其pH值改变不大于
0.15个pH单位，则原缓冲溶液中NH3和NH4Cl的最低
浓度各为多少？（pKb=4.74）
解：（1）pH
pK
a
l
g [ NH 3 ] [ NH 4 Cl ]
( 14 4. 74) l g [ NH 3 ] 9. 49
[ NH 3 ] 1. 7
酸碱指示剂也能与滴定剂或被测物质作用，用 量过大会引起较大的误差。
2、离子强度
KHI n
a a H I n aHI n
a γ H I n γ HI n
[ I n ] .
aH γ I n [ I n ]
[ HI n] [ HI n]
理论变色点：[ I n ] 1 [ HI n]
pH l ga H pK HI n l gγ I n
[ NH 4 Cl ]

第六章酸碱平衡与酸碱滴定

第六章酸碱平衡与酸碱滴定

第六章酸碱平衡与酸碱滴定【知识导航】本章是基础化学课程学习中的重点，是专升本考试必考内容，如：近年来安徽中医学院专升本考试中都有一题计算题是溶液pH值计算。

同时很多的药物是有机的弱酸弱碱，药典中近一半的药物是用酸碱滴定法测含量，故此在执业药师考试中也有相关考题出现。

学好本章内容有利于同学们备战专升本考试和执业药师考试。

【重难点】1．酸碱理论（1）酸碱电离理论要点定义：水溶液中能够电离出H+的是酸，电离出OH-的碱。

反应的实质：H+ + OH-H2O。

不足：只适用于水溶液体系优点：酸碱概念明确（2）酸碱质子理论要点定义：凡是能给出H+的是酸，能接受H+的是碱。

共轭酸碱对的关系是组成上只相差一个H。

反应的实质：Na+ + Cl- + H2O。

即：质子的传递。

反应的方向：由强向弱进行，强弱差距越大，进行的越彻底。

优点：酸碱概念明确，应用范围更广。

不足：对不含H的反应无法解释。

（3）酸碱质子电子要点(简略)定义：凡是能给出电子对的是酸，能接受电子对的是碱。

优点：应用范围最广。

不足：酸碱概念不够清楚。

2．水的离子积（1）概念定义：一定温度下，水中电离出的H+与OH-浓度的乘积，该乘积是一个常数。

K W=[H+][OH-]=10-14（2）酸碱性浓度定义：[H+]=[OH-]=10-7……中性[H+]>[OH-]……酸性由水中的离子积10-14得来[H+]<[OH-]……碱性由于浓度值往往非常小，对浓度非常小的酸碱溶液用pH表示pH定义：pH = -lg[H+]pH=7……中性pH<7……酸性由H+浓度的负对数求出来的值pH>7……碱性pH值相差1，H+浓度值相差10倍。

通常pH的范围在1~14之间。

3．共轭酸碱对K a与K b的关系（1）关系K a·K b=K W=10-14（2）值的意义K a越大，物质的酸性越强，K b越大，物质的碱性越强。

物质的酸性越强，其共轭碱的碱性就越弱。

酸碱平衡与酸碱滴定

酸碱平衡与酸碱滴定

酸碱平衡与酸碱滴定第六章酸碱平衡与酸碱滴定第六章酸碱平衡与酸碱滴定第⼀节酸碱质⼦理论阿仑尼乌斯1887年提出了酸碱电离理论。

酸碱电离理论包括：1．酸碱定义：在⽔溶液中，电离阳离⼦全都是H +的化合物叫作酸，电离阴离⼦全都是-OH 的化合物叫做碱。

2．酸碱反应：-++OH H H 2O3．优缺点：优点：揭露酸碱本质，⽤平衡原理进⾏定量标度，直到现在的普遍应⽤。

不⾜之处：①强调以⽔为溶剂②分⼦酸、分⼦碱③机械唯物论：酸就是酸，碱就是碱④把碱限制为氢氧化物，氨⽔表现碱性⽆法解释⼀、酸碱的定义酸碱质⼦理论(1923年布朗斯特，劳莱)提出：1．酸碱定义：凡是能给出质⼦(H +)的分⼦或离⼦都是酸，凡是能接受质⼦的分⼦或离⼦都是碱酸碱分⼦ H 2O-++OH H ++H NH 3+4NHHAc-++Ac H H 2O+H +H +3O离⼦ NH 4+H ++NH 3 +-+H OH O H 2H 3O +H ++H 2O +-+H Ac HAc 酸碱是相互依存、转化，对⽴统⼀，不可分割的关系—共轭关系。

酸碱的共轭关系主要体现在：(1)酸碱通过质⼦相互转化，相互依存酸→质⼦ + 碱：HCl →H ++Cl -酸中有碱，碱可变酸， HCl 、Cl -(共轭酸碱对)(2)没有盐的概念，不局限于分⼦酸、分⼦碱。

(有的离⼦在某个共轭酸碱对中是碱，在另⼀个共轭酸碱对中却是酸)：H 2PO 4-(3)在⼀对共轭酸碱中，酸强碱弱，酸弱碱强HCl>HAc (两个都是酸，HCl 更易给出质⼦)，Cl -⼆、酸碱反应(质⼦论)(1)本质：两对共轭酸碱之间的质⼦传递(或质⼦争夺)HCl + NH 3NH 4++Cl - (反应规则：强酸和强碱作⽤⽣成弱酸弱碱)(2)酸碱反应类型：(质⼦传递反应)①电离作⽤(经典理论)在质⼦论中为质⼦传递式酸碱作⽤，分⼦酸与⽔的反应，⽔是两性物质HCl + H 2O →H 3O ++Cl - (完全电离)HAc +H 2O H 3O ++Ac - (部分电离)②经典理论中的中和作⽤(分⼦酸与分⼦碱、离⼦酸与离⼦碱反应)HCl + NH 3·H 2O === NH 4Cl + H 2OH 3O ++OH - = 2H 2O③盐的⽔解(离⼦酸、碱和⽔之间的酸碱反应)Ac -+ H 2OHAc + OH - NH 4++H 2O NH 3 + H 3+O④同离⼦效应(离⼦酸、离⼦碱之间的酸碱反应)(也是质⼦传递反应)Ｈ3O ++Ac -HAc + H 2O酸1 碱2 酸2 碱1三、酸碱的强度指酸给出质⼦的能⼒和碱接受质⼦的能⼒。

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✓ 选择Ac-和H2O为零水准：
HAc H3O+(H+)
＋H+ ＋H+
零水准 Ac-
H2O
－H+
OH-
c(H+ )＋c(HAc) c1 c(OH- )
2021/3/9
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22
二、酸碱水溶液中酸度的计算
➢ 强酸（碱）水溶液： 强酸：HA 分析浓度：c
Ka1 Ka2 Ka3
HA2
c(HA2 ) c
c(H+ ) Ka1 Ka2 c3(H+ ) c2 (H+ ) Ka1 c(H+ ) Ka1 Ka2
Ka1 Ka2 Ka3
A3
c(A3 ) c
Ka1 Ka2 Ka3 c3(H+ ) c2 (H+ ) Ka1 c(H+ ) Ka1 Ka2
第六章
酸碱平衡与酸 碱滴定法
制作： 理学院化学系
2021/3/9
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1
第一节 酸碱质子理论
➢ 发展历程：
✓ 酸碱的早期定义： 酸：有酸味，能使蓝色石蕊变红 碱：有涩味，使红色石蕊变蓝
✓ Arrhenius酸碱电离理论（1887） ✓ Brфnsted-Lowry酸碱质子理论（1923） ✓ Lewis酸碱电子理论（1923） ✓ Pearson软硬酸碱理论（1963）
Ka1 Ka2 Ka3
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18
2021/3/9
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19
第三节 酸碱水溶液中酸度的计算
一、质子条件式（ PBE）
例如：酸性：HCl ＞HAc；碱性：Cl-＜Ac-
✓ 反应总是由相对较强的酸和碱向生成相对较弱的酸和碱
的方向进行
例如： HCl NH3
NH
+ 4
Cl-
反应
✓ 对同一种酸在不同的溶剂中由于溶剂接受质子能力不同
而显示出不同的酸性。
例如： HAc在水中表现为弱酸，而在液氨中表现为强酸
2021/3/9
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20
例： ① HAc水溶液
零水准
H3O+(H+)
＋H+
HAc H2O
－H+ －H+
AcOH-
c(H+ ) c(OH- ) c(A c- )
② H2C2O4水溶液 H3O+(H+)
零水准 H2C2O4
－H+ －2H+
＋H+ H2O －H+
HC2O4C2O42-
OH-
c(H+
)
c(HC2O-4
)
2c(C
以H2A为例： c c(H2A) c(HA ) c(A2- )
H2A H+ H A-
Ka1
c(H+ ) c(H A- ) c(H2A)
H A- H+ A2
Ka2
c(H+ ) c(A2- ) c(HA )
H2A
c(H2A) c
c2 (H+ ) c2 (H+ ) c(H+ ) Ka1
Ka1
NH3 + H3+O
KaΘ
[c(NH3) / cΘ][c(H c(NH4 ) / cΘ
)
/
cΘ]
(2) NH3 + H2O
NH4+ + OH-
KΘ b
[c(NH4
) / cΘ][c(OH c(NH3) / cΘ
)
/
cΘ]
(1) + (2): H2O+ H2O H3O+ + OH
KaΘ KΘb [c(H ) / cΘ][c(OH ) / cΘ]
Ka2
HA
c(HA ) c
c(H+ ) Ka1 c2 (H+ ) c(H+ ) Ka1 Ka1 Ka2
A2
c(A2 ) c
Ka1 Ka2 c2 (H+ ) c(H+ ) Ka1 Ka1 Ka2
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13
HAc的型体分布图
HA
c(H+ ) c(H+ ) Ka
A
Ka c(H+ ) Ka
pH越大，δ(HA) 越小 pH越小， δ(A-) 越小
什么时候δ(HA) ＝ δ(A-)？
c(H+ ) Ka
2021/3/9
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pOH = -lgc(OH-)
pH + pOH = pKw = 14
pH < 7，酸性 ； pH = 7，中性；pH > 7，碱性
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9
三、共轭酸碱对的KaΘ和 KΘb 关系
(1) NH4+ + H2O
。
解：
KaΘ1 (H2S)
KΘ b2
(S2
)
KΘ w
K
Θ b2
(H
2S)
1.0 1014 1.3107
7.7 108
同理可得：
K
Θ b1
(S2
)
KΘw
K
Θ a2
(H
2S)
1.0 1014 7.11015
1.4
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16
pH ＜ pKa1， H2A为主
pKa1 ＜ pH＜pKa2 HA-为主
pH ＞ pKa2，
A2-为主
Ka1
Ka2
pH pKa1 : pH pKa2 :
(H2A) (HA ) (HA ) (A2 )
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HA
c(HA) c
c(HA) c(HA) c(A- )
1
1
Ka c(H+ )
c(H+ ) c(H+ ) Ka
A
c(A- ) c
c(A- ) c(HA) c(A- )
Ka c(H+ ) Ka
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酸(1) ＋ 碱(2) → 酸(2) ＋ 碱(1)
HCl 酸(1)
H2O 碱(2)
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碱(1)
酸(2)
酸碱中和反应
酸的电离反应
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➢ 酸碱的强度：
✓ 容易给出质子的酸是 强酸，反之为弱酸
✓ 酸越强，其共轭碱越 弱；碱越强，其共轭 酸越弱
KΘw 1014
pH计测定pH值
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10
➢ 多元弱酸：
(1) H3PO4 + H2O H2PO4 H3O (2) H2PO4 + H2O HPO42 H3O
(3) HPO24 + H2O PO34 H3O
两性物质
OHH2PO-4
+ +
H+ H+
H2PO-4
HPO42- +
H+
[Al(H2O)6]3+ [Al(H2O)5OH]2+ + H+
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➢ 共轭酸碱对：
酸 给出质子后余下的那部分就 是它的共轭碱
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➢ Arrhenius酸碱电离理论：
酸：凡是在水溶液中电离产生的阳离 子都是H+ 的物质；
碱：电离产生的阴离子都是OH-的物质。
局限：
✓ 把酸和碱仅 限于水溶液
✓ 不能适应对 许多非水溶液 中酸碱反应的 解释。
质子条件式： c(H+) = c(OH-) + c
精确式：c(H+
)＝
Kw c(H+
)
c
当c ≥ 10-6 mol·L-1或 c2(H+) ＞20 KΘw ： 最简式：c(H+ ) c
17
三元弱酸（H3A）c c(H3A) c(H2A ) c(HA2 ) c(A3- )
H3A
c(H3A) c
c3(H+ ) c2 (H+ ) Ka1
c3(H+ ) c(H+ ) Ka1
Ka2
Ka1 Ka2
Ka3
H2A
c(H2A ) c
c2 (H+ ) Ka1 c3(H+ ) c2 (H+ ) Ka1 c(H+ ) Ka1 Ka2
12
第二节 酸度对弱酸（碱）溶液中 各型体分布的影响
一、酸度对一元弱酸（碱）水溶液中各型体分布的影响
设一元弱酸HA的分析浓度为c, 解离后溶液中的型体为HA, A-
HA H2O H3 O+ A-
c c(HA) c(A- )
K
Θ a
[c(H
) / cΘ][c(A c(HA) / cΘ
)
/
cΘ]
KΘ a1
KΘ b3
KΘ a2