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第1节 酸碱质子理论

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《无机化学》第四章 酸碱平衡和沉淀-溶解平衡

《无机化学》第四章 酸碱平衡和沉淀-溶解平衡

x
C盐+x
K
θ a
[H ][A [HA]
]
则[H
]
Kθa[HA] [A ]
由于同离子效应，HA解离度降低。
c酸– x ≈ c酸
c盐+ x ≈ c盐
[H ] KθaC酸 C盐
pH
pK
θ a
lg
c酸 c盐
结论： a.弱酸~弱酸盐组成（例HAc～NaAc）：
pH
pKa
lg C酸 C盐
b.弱碱~弱碱盐组成（例 NH3·H2O～NH4Cl）：
b
0
②近似公式： C
Kb
500时
C - [OH ] C
[OH ]
K
θ b
(Kθb
)2
4CK
θ b
2
[OH ] CKb
例：已知25℃时， KθHAc 1.75105 计算该温度下
0.10mol·L-1的HAc溶液中[H+]、[Ac-]及溶液pH，并计算该 温度下HAc的解离度。
解：设解离平衡时，[ H+ ]= x mol·L-1
解：
pH
pKa
lg CHAc C NaAc
lg(1.75105 ) lg 0.1 0.1
4.76
(1) 加 HCl 溶液后，HAc和 Ac- 的浓度分别为：
C HAc
0.10 90 0.01010 100
0.091(mol /
L)
C NaAc
0.10 90 0.01010 100
0.089(mol /
第四章 酸碱平衡和沉淀-溶解平衡
4.1 近代酸碱理论简介 4.2 强电解质溶液 4.3 弱酸、弱碱的解离平衡 4.4 缓冲溶液 4.5 盐类的水解 4.6 难溶强电解质的沉淀-溶解平衡

大学《无机化学》知识点总结

大学《无机化学》知识点总结

无机化学第一章：气体第一节：理想气态方程1、气体具有两个基本特性：扩散性和可压缩性。

主要表现在：⑴气体没有固定的体积和形状。

⑵不同的气体能以任意比例相互均匀的混合。

⑶气体是最容易被压缩的一种聚集状态。

2、理想气体方程：nRT PV = R 为气体摩尔常数，数值为R =8.31411--⋅⋅K molJ3、只有在高温低压条件下气体才能近似看成理想气体。

第二节：气体混合物1、对于理想气体来说，某组分气体的分压力等于相同温度下该组分气体单独占有与混合气体相同体积时所产生的压力。

2、Dlton 分压定律：混合气体的总压等于混合气体中各组分气体的分压之和。

3、(0℃=273.15K STP 下压强为101.325KPa = 760mmHg = 76cmHg)第二章：热化学第一节：热力学术语和基本概念1、 系统与环境之间可能会有物质和能量的传递。

按传递情况不同，将系统分为： ⑴封闭系统：系统与环境之间只有能量传递没有物质传递。

系统质量守恒。

⑵敞开系统：系统与环境之间既有能量传递〔以热或功的形式进行〕又有物质传递。

⑶隔离系统：系统与环境之间既没有能量传递也没有物质传递。

2、 状态是系统中所有宏观性质的综合表现。

描述系统状态的物理量称为状态函数。

状态函数的变化量只与始终态有关，与系统状态的变化途径无关。

3、 系统中物理性质和化学性质完全相同而与其他部分有明确界面分隔开来的任何均匀部分叫做相。

相可以由纯物质或均匀混合物组成，可以是气、液、固等不同的聚集状态。

4、 化学计量数()ν对于反应物为负，对于生成物为正。

5、反应进度νξ0)·(n n sai k et -==化学计量数反应前反应后-，单位：mol第二节：热力学第一定律0、 系统与环境之间由于温度差而引起的能量传递称为热。

热能自动的由高温物体传向低温物体。

系统的热能变化量用Q 表示。

若环境向系统传递能量，系统吸热，则Q>0；若系统向环境放热，则Q<0。

《分析化学》-图文课件-第四章

《分析化学》-图文课件-第四章
将 代入PBE式并整理得
如果cKa2≥10Kw，c/Ka1≥10，即［HCO3-］≈cHCO3-，则水解 离的H+忽略，Ka1与［HCO3-］相加时可忽略，则上式可简化为
（4-7）
第二节 溶液的酸碱度和pH值的计算
【例4-5】
计算0.10 mol·L-1 NaHCO3溶液的pH值。 解：已知H2CO3的Ka1=4.12×10-7，Ka2=5.62×10-11，符合cKa2≥10Kw， c/Ka1≥10。 根据式（4-7）得
因此，同浓度的NH3和CO3-2的碱性：CO3-2>NH3。
第二节 溶液的酸碱度和pH值的计算
一、 溶液的酸碱度
溶液的酸碱度是指溶液中氢离子、氢氧根离子的活度，常用 pH、pOH表示。它与溶液的浓度在概念上是不相同的，但当溶 液浓度不太大时，可用浓度近似地代替活度。溶液酸碱度的表达 式为
（4-3） 当温度为25 ℃时，水溶液Kw=［H+］·［OH-］=10-14，所 以 pH+pOH=pKw=14。 由此可见，pH值越小，酸度越大，溶液的酸性越强；pH越 大，酸度越小，溶液的碱性越强。同理，pOH越小，碱度越大， 溶液碱性越强；pOH越大，碱度越小，溶液的酸性越强。
实际上，酸碱半反应在水溶液中并不能单独进行，一种酸给 出质子的同时，溶液中必须有一种碱来接受。这是因为质子的半 径很小，电荷的密度比较高，游离的质子在水溶液中很难单独存 在。根据酸碱质子理论，各种酸碱反应实质上是共轭酸碱对之间 水合质子的转移过程。例如：
第一节 酸碱滴定法概述
在上述的反应中，溶剂水接受HAc所给出的质子，形成水合质 子H3O+，溶剂水也就起到碱的作用。同样，碱在水溶液中的解离， 也必须有溶剂水参加。以NH3在水溶液中的解离反应为例，NH3分 子中的氮原子上有孤对电子，可接受质子形成NH4+，这时，H2O 便起到酸的作用给出质子。具体反应如下：

4.1酸碱质子理论与酸碱平衡

4.1酸碱质子理论与酸碱平衡
第4章 酸碱与酸碱平衡
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4.1 酸碱质子理论与酸碱平衡
一、酸碱理论：
1、S.Arrhenius 酸碱理论（经典酸碱理论）
28岁的瑞典科学家S.Arrhenius于1887年提出。
2、酸碱质子理论（Proton Theory of Acid and Base）
第三列
[Fe(OH2)6]3+ [Cu(NH3)4]2+ H3O+ F3BNH3 [AlCl4]– [SiF6]2– HCO3– (CH3)2COI2
配合物)
2. 路易斯酸的分类
★ 配位化合物中的金属阳离子，例如[Fe(H2O)6]3+和
[Cu(NH3)4]2+中的Fe3+离子和Cu2+离子。
Cu2+ + 4 [NH3]
2+ NH3
NH3
Cu
NH3
NH3
★ 有些分子和离子的中心原子尽管满足了8电子结构，
仍可扩大其配位层以接纳更多的电子对。如 SiF4 是 个路易斯酸，可结合2个F–的电子对形成 [SiF6]2–。
F
Si
+
F
F F
2 ( F–)
F
F
F
SiБайду номын сангаас
F
F
F
酸碱理论小结：
3种酸碱理论各有所长、所短，侧重的应用范围不同: 1、Arrhenius酸碱理论 无机化学,尤其是 水溶液体
溶液酸性 溶液中性 溶液碱性
pH标度
为了方便指示水溶液的酸碱性，丹麦科 学家S.P.L.Sörensen在1909年提出pH标度。
定义： pH = -lg [H+]

第六章 酸碱滴定法-1

第六章 酸碱滴定法-1
H+
盐的水解： Ac-+H2O=HAc+OHH+
3. 酸碱反应的平衡常数
• 一元弱酸HA在水中的离解反应 HA+H2O A-+H3O+
[H3O+ ][A − ] Ka = [HA]
• 共轭碱A-在水中的离解反应 A-+H2O HA+OH-
[HA][OH− ] Kb = [A − ]
KW=[H3O+][OH-] =1.00×10-14 25℃
2. 三元酸(H3PO4) 的分布系数
讨 论
pH<pKa1，H3PO4为主 pKa1<pH<pKa2，H2PO4-为主 pH=pKa2，[H2PO4 -]=[HPO42-] [H pKa2<pH<pKa3，HPO42-为主 pH=pKa3，[HPO4 2-] = [PO43-] pH>pKa3 ，PO43-为主
COO24
作用原理
HIn pK
a
H + In
+
−
indicator
碱色
酸色
K
a
[H ][In = [HIn]
+
−
]
Ka [In − ] = [HIn] [H + ]
[In − ] 确定，而 [In − ] 又由 Ka 确定， 确定， 确定， 作用于人眼的颜色由 + [H ] [HIn] [HIn]
pOH = 2.37, pH = 11.63
（四） 缓冲溶液pH值的计算 缓冲溶液：是一种对溶液的酸度起稳定作用的溶液。 组成：具有足够浓度和一定比例的一对共轭酸碱对。
[共轭碱 [共轭碱] pH = pKa + lg [共轭酸] pH计算近似式：

酸碱和缓冲溶液资料

酸碱和缓冲溶液资料

平衡常数表达式为：
K = [H3O+ ]•[OH ] [H2O] •[H2O]
∴KW = [H3O+ ]•[OH- ]
水的离子积： Kw称为水的质子自递平衡常数，
也叫水的离子积。与温度有关，温度 升高Kw增大。
25℃时的纯水中为1.00×10-14，且有
[H3O+] = [OH-] = Kw
＝1.00×10-7 （mol·L-1) 水的离子积的关系也适用于所有的 水溶液：
NH3
+ H+
HCO3- + H+
CO32- + H+
H2O
+ H+
OH- + H+
HPO42- + H+ [Al(OH)(H2O)5]2+ ＋H+
共轭碱
由上述关系可知：
(1)、酸越强，共轭碱越弱，酸越弱共轭碱越强。 如：HCl、HAc
(2)、酸和碱可以是分子、阳离子或阴离子。 (3)、酸和碱具有相对性。在某个共轭体系中是酸，而
溶液中的H3O+ 来自于HA 和 H2O 的解离，由H2O解离的H3O+离子浓度等 于[OH－]，由HA的H3O+离子浓度等于 [A－]，即：
[H3O+ ] = [A－] + [OH－]
在一元弱酸HA的水溶液中存在的质 子传递平衡有：
HA
H+ + A－
[Η+ ][A- ] Ka = [HA]
H2O
意义：Ka是溶液中酸强度的量度，在 一定温度下，其值一定。它的大小表 示酸的强弱。Ka值愈大，酸性愈强。 反之亦然。
碱的解离常数： 符号：Kb 意义：Kb是溶液中碱强度的量度，在 一定温度下，其值一定。它的大小表 示碱的强弱。Kb值愈大，碱性愈强。 反之亦然。

第五章 酸碱平衡与酸碱滴定

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

酸碱质子理论与酸碱平衡PPT课件

酸碱质子理论与酸碱平衡PPT课件

NH3 ．H2O
. OH - + NH4+
NH4Cl
Cl- + NH4+
E.同离子效应
定义：
在弱电解质溶液中，当加入一种与弱电 解质具有相同离子的强电解质时，使弱 电解质的电离度降低的现象。
几点说明：
1．使电离平衡向左移动； 2．结果总是α↓； 3．Ki不变；
（一） 弱酸、弱碱的解离平衡
反应的平衡常数Ks →溶剂的质子自递常数； H2O 既能接受质子又能给出质子→两性物质； 发生在水分子间的质子转移→水的质子自递反应
（一）水的质子自递常数
H2O + H2O
H3O+ + OH－
k [H 3O ][OH ] /[ H 2O]2
k[H2O]2 [H3O ][OH ] kW
pH<7：酸性； pH=7：中性; pH>7: 碱性； pOH=-lg[OH-]， pH+pOH=14（25 ℃）
6.2 弱酸弱碱的解离平衡
一、强电解质与弱电解质 强电解质：
在水溶液中能全部电离成阴、阳离子 的电解质称为强电解质。
(如NaCl = Na+ + Cl—)
强电解质包含：
强酸——如硫酸、盐酸、硝酸、高氯酸， 强碱——氢氧化钠、氢氧化钾、氢氧化钡 绝大多数盐。
共轭碱
+
Ac-
+
NH3 CO32-
H5Y+
+
+
H+
+
酸
质子 + 碱
HCl
H+ + C1－
NH4+
H+ + NH3

一元弱酸弱碱

一元弱酸弱碱
全国高Βιβλιοθήκη 高专药品类专业卫生部“十二五”规划教材
第一节 酸碱质子理论
分析化学
一、 浓度、活度和活度系数
活度是离子在化学反应中起作用的有效浓度。
溶质的活度与浓度的关系是： = iC i为i离子的活度系数，表达实际溶液和理想溶液 之间偏差大小。对于强电解质溶液，当溶液的浓度 极稀时，离子之间的距离是如此之大，以致离子之 间的相互作用力可以忽略不计，活度系数就可以视 为1，即=c。
HB
H+
B- + H+
OH-
HB H B
HB H B
使pH稳定在一个较窄的范围。
高浓度强酸强碱则是因为本身浓度大对少量的酸或碱的加入不敏 感而达到稳定pH值的作用的。
全国高职高专药品类专业卫生部“十二五”规划教材
分析化学
5.缓冲容量
①缓冲容量：指缓冲溶液抵御pH值变化的能力。
②影响缓冲容量因素：
分析化学
二、 酸碱的定义
酸碱质子理论：凡是能给出质子的物质是酸；凡是能接受质子的物质 是碱。
例如: HAc H+ + Ac酸 质子 碱
共轭酸碱对 ：当一种酸给出质子后，剩下的酸根自然对质子具有一 种亲和力，因而是一种碱。因此，酸碱是相互依存的关系称为共轭 关系。彼此之间只相差一个质子的两种物质互称为共轭酸碱对。如： NH4+ -NH3 、 H2PO4- -HPO42-、HCO3-- CO32-、 H2CO3- HCO3等。
2、分类：
按组成分
弱酸－共轭碱： HAc-Ac-
弱碱－共轭酸，NH3-NH4+ 两性物质及其共轭酸碱对：H2PO4---HPO42高浓度强酸或强碱：高酸度 pH<2 高碱度 pH>12

酸碱理论概述

酸碱理论概述

同样，碱在水溶液中接受质子，也必须有溶剂水分
子参加。如：氨的离解：
半反应1 NH3 ＋ H+ = NH4+
+） 半反应2 H2O = H+ ＋ OH-
NH3 ＋ H2O = OH- ＋ NH4+
碱1
酸2
碱2 酸1
传统称之为“盐的水解”的反应，也是酸碱反应。 如：NH4Cl、NaAc的水解反应：
NH4+ ＋ H2O === H3O+ ＋ NH3 Ac- ＋ H2O === OH- ＋ HAc
盐：酸碱反应的产物
如：H2SO4→2H++SO42-， HNO3→H++NO3所以硫酸与硝酸都是酸； 又如： NaOH→Na++OH-，Ca(OH)2 →Ca2++2OH所以氢氧化钠和氢氧化钙都是碱。
3
意义：首次对酸碱赋予了科学的定义
局限性： ⑴、只适用于水溶液不适用于非水溶液 ⑵、不能解释有的物质（ NH3)不含OH－，却
(1)在较稀的弱电解质或极稀的强电解质溶液中,离子的
总浓度很低，离子间力很小，接近于1，可认为a = c。
(2)在一般的强电解质溶液中，离子的总浓度很高，
离子间力较大，就小于1，因此活度就小于浓度。
在这种情况下，严格地讲，各种平衡常数的计算就 不能用离子的浓度，而应用活度 。
(3)中性分子活度系数近似等于1。
H2O HOH
在水溶液中，酸：凡是能够产生H+的为酸， HCl 碱：凡是能够产生OH-的为碱。NaOH
5
又如：液态氨，NH3为溶剂，氨自身电离为： 2NH3 → NH4+ + NH2-
在液氨中，凡能离解出NH4+的物质为酸。 NH4Cl 凡能离解出NH2-的物质为碱。 NaNH2 酸碱反应为:NH4++NH2-→2NH3。

5酸碱溶液和酸碱滴定法

5酸碱溶液和酸碱滴定法

(二) 同离子效应(common ion effect）
•在弱电解质溶液中，加入与弱电解质具有相同离子 的强电解质，可使弱电解质的离解度降低，这种现 象称为同离子效应
例: HB
B- + H+ +NaB [H+]减少
+HCl [B-]减少
α α= [=B-[]CHH+减B] 少减少
CHB
(三) 盐效应
Ka1=
[H3O+] ·[HB-] [H2B]
HB- + H2O B2- + H3O+
Ka2=
[H3O+] ·[B2-] [HB-]
多元弱酸分步电离，各 步有相应的电离平衡
常数，而且 K1＞＞ K2 ＞＞ K3＞＞ …. 因此比较多元弱酸强弱 时，只需比较第一步
电离常数值。求算[H+]时 可作一元酸处理.
A.共轭酸 B.共轭碱 C.共轭酸碱对 D.两性物质
例题2.HAc~NaAc缓冲对中，抗碱成分是( C )
A．H+
B．Ac－
C．HAc
D．NaAc
例题3.下列混合溶液中( B )是缓冲溶液：
A．100ml 0.10mol·L-1的NH3·H2O与100ml 0.10mol·L－1的HCl混合。
B．100ml0.20mol·L－1的NH3·H2O与100ml 0.10mol·L－1的HCl混合。
酸碱反应的本质 是H+与OH-反应生成水: H+ + OH- = H2O
酸碱的强弱：根据酸碱平衡常数比较
电离理论的成功点：从物质的化学 组成上揭露了酸碱的本质。
局限性：把酸碱仅限于水溶液中， 忽视了酸碱对立统一的规律。

第一章 酸碱理论

第一章 酸碱理论

酸碱理论
三、酸碱电子理论（路易斯酸碱理论） 凡是可以接受电子对的物质为酸，凡是可以给出 电子对的物质称为碱。 因此，酸又是电子对接受体，碱是电子对给予体。 酸碱反应的实质是配位键(两原子间的共用电子 对是由一个原子单独提供的化学键称为配位键，通常 用→表示。的形成并生成酸碱配合物。 酸 碱 酸碱配合物。 (电子对接受体) (电子对给予体) H+ + :OHH：OH HCl + :NH3 [H←NH3] BF3 + :F[F←BＦ3] Cu2+ + 4 :NH3 [Cu(←NH3)4]
例4：试推测下列酸的强度 HClO HBrO HIO 这些酸属于同一类型，非羟其氧数相 同，但由于成酸元素的电荷及吸电子能力 的强度不同或R-O键长不同，它们的酸性 也不同。Cl的电负性比Br强、Cl-O比I-O键 的键长短。所以酸的强弱应为： 酸的强度为：HClO>HBrO>HIO
溶液的酸度 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，在[H+]<1的情况下，用pH(负对 数法)表示溶液的酸度更为方便，pH的定义是： 溶液中氢离子浓度的负对数叫做pH值。 pH=-lg[H+] 软硬酸理论（自学） 自学要求： 了解重要的硬软酸碱
• 含氧酸HnROm可写为ROm-n(OH)n，分子中 的非羟基氧原子数N＝m-n鲍林(Pauling,L.)归 纳出： • (1)多元含氧酸的逐级电离常数之比约为10-5， 即Kl:K2:K3…≈1:10-5:10-10…,或pKa的差值为5。 例如: H2SO3的K1=1.2×10-2,K2＝1×10-7。 • (2)含氧酸的K1与非羟基氧原子数N有如下 的关系： • K1≈105N-7，即:pKa≈7-5N • 如: H2SO3的N=1,K1≈105×1-7≈102,pK1≈2

第六章 酸碱平衡与酸碱滴定法新

第六章 酸碱平衡与酸碱滴定法新

1.顺丁烯二酸， Ka1=1.0×10-2, Ka2=5.5×10-7，能
否用强碱滴定？有几个滴定突跃？
2.柠檬酸，Ka1=1.1×10-3, Ka2=4.1×10-5 ， Ka3=2.1×10-6，将其配成0.1000 mol /L ，用 0.1000mol /L NaOH滴定，有几个滴定突跃？以
例6-6 如何配制500mL pH=5.0的具有中等缓冲能力的 缓冲溶液?
第三节 酸碱滴定法
一.酸碱指示剂 （一）酸碱指示剂
酸碱指示剂一般是有机弱酸或有机弱碱，其共轭酸碱对具有不 同的颜色。 例: 甲基橙的酸式色呈红色；碱式色呈黄色。
（二）酸碱指示剂的变色范围
酸碱指示剂的理论变色点：pH = pKHIn 酸碱指示剂的变色范围： pH = pKHIn ± 1 常见酸碱指示剂：甲基橙、甲基红、酚酞 混合指示剂：溴甲酚绿和甲基红pH>5.1绿 色(蓝+黄);pH<4.9时，溶液呈酒红色(黄+红)
4.缓冲溶液的选择与配制
(1)首先选择与所配缓冲溶液pH值接近的 pka (或pKwpKb)缓冲对， 如： HAc—NaAc pka=4.76 NH3—NH4Cl pKw-pKb=14-4.75=9.24 NaH2PO4—Na2HPO4 pka2=7.21 (2)选择合适的总浓度。 (3)根据缓冲溶液pH计算公式算出所需共轭酸和共轭碱的体 c 共轭轭 V共轭轭 积。 pH pKa lg pKa lg c 共轭轭 V共轭轭
第二节 溶液的酸碱平衡及pH计算
一、水的质子自递平衡和pH值
1．水的质子自递
H2O + H 2O
H 3O+
+ OH-
这种只发生在水分子之间的质子转移作用 称为水的质子自递反应。

第六章 酸碱平衡

第六章 酸碱平衡

第三节
弱酸弱碱电离平衡
（一）一元弱酸在水中的质子转移平衡 （二）一元弱碱在水中的质子转移平衡 （三）共轭酸碱对的Ka与Kb之间的关系 （四）多元弱酸(碱)在水溶液中的质子转移 平衡 （五）质子转移平衡的移动
（六）酸碱水溶液中相关离子浓度的计算
返 回
（一）一元弱酸在水中的质子转移平衡 一元弱酸HB在水中的质子转移平衡反应式： HB＋H2O＝H3O＋＋B－ 在一定温度下，Ki与 [H3O ] [B ] Ki [H2O ]为常数。 [HB] [H2O] [H ] [B ] Ka [HB] Ka称为酸的质子转移平衡常数，酸的解离平衡 常数，简称酸常数。其大小与酸本身的性质、温度 有关。T增大，酸常数如何变化？ Ka越大，酸越容易失去质子，酸的酸性越强。 问题：是否溶液的酸度也越强？
返回
（四）多元弱酸(碱)在水溶液中的质子转移平衡 特点：在水溶液中的解离是分步进行的。
H3P O4 + H2O H2P O4- + H2O HP O42- + H2O

H3O H3O
+
+
H2P O4HP O423P O4
H3O+ +
+
+
[H2 PO4 ][H3O ] Ka1 6.92103 [H3PO4 ]
K W [H ] ([H ] [B ]) KW [B ] [H ] (4) [H ]




KW [H ] ([H ] ) [H ] 将(4)代入(1)中，K a KW c ([H ] ) [H ] K a K W 化简：K a c K a [H ] [ H ]2 K W [H ]

第一节酸碱理论概述ppt课件

第一节酸碱理论概述ppt课件
意义：酸碱溶剂理论扩展了酸碱电离理论，扩大了酸 碱的范畴，可以在非水溶液中使用。
局限性：1、只适用于溶剂能离解成正、负离子的系统 2、不适用于不能离解的溶剂及无溶剂体系
❖三、酸碱质子理论
要点
1923年丹麦化学家布朗斯特(J.N.Brönsted)与英国 化学家劳莱(T.M.Lorry) 提出了酸碱质子理论
劳莱 路易斯
G.N.Lewies
佩尔松
Pearson
瑞典化学家 美国科学家 丹麦化学家 英国化学家
美国化学家 美国化学家
水中电离出 H+和OH-
电离出溶剂 正负离子 给出质子和 接受质子
接受和给出 电子对
将路易斯酸 碱分为软硬 交界酸碱
在以上的酸碱理论中，酸碱电离理论只 适用于水溶液；酸碱溶剂理论有较大的 局限性很少应用；酸碱质子理论既适用 于水溶液也适用于非水溶液；酸碱的电 子理论主要应用在配位化学与有机化学 中；软硬酸碱理论也只局限于配位化合 物的形成中。
四、酸碱的电子理论
1923年，美国化学家路易斯 (G.N.Lewis)提出了酸碱的电子理论。
要点： 酸—凡是能够接受电子对的分子或离子都是酸； 碱—凡是能够给出电子对的分子或离子都为碱。 如： H+为酸，OH-为碱，是因为：
H ++ OH- == H2O
氨为碱，因为NH3可以提供电子对。
H+ + NH3 == NH4+
例 :已知NH 3的Kb 1.8 10 5 , 计算NH 4的Ka
解：NH4+ 是 NH3的共轭酸，所以
KaБайду номын сангаас
Kw Kb
1.0 1014 1.8 105
5.6 1010

第四章 酸碱滴定

第四章 酸碱滴定

浓度为0.10 mol· -1 NaHCO3溶液，溶液中存 L 在以下解离平衡： NaHCO3 = Na+ ＋ HCO3HCO3- ＋ H+ ⇌ H2CO3 HCO3- ⇌ H+ ＋ CO32-
即溶液中除了存在Na+和HCO3-外，还有CO32-和 H2CO3，所以其物料平衡为：
CNa+=[Na+]＝0.10 mol/L CHCO3- =[CO32-]＋[HCO3-]＋[H2CO3]＝ 0.10 mol/L
结 论
一对共轭酸碱对，其共轭酸的酸性越强（即 Ka越大），则其共轭碱的碱性就越弱（即Kb越 小）；反之亦然。
例： HCl + H2O ＝ H3O+ + ClHAc + H2O ⇌ H3O+ + AcH2S + H2O ⇌ H3O+ + HSKa 》1 Ka＝1.8×10-5 Ka,1＝5.7×10-8
第二节 水溶液中弱酸（碱）各型体的分布
重点 1、理解弱酸（碱）水溶液中的物料平衡、电 荷平衡和质子平衡并会写三个平衡关系式； 2、理解酸度对弱酸（碱）各型体分布的影响。
一、处理水溶液中酸碱平衡的方法
(一)分析浓度与平衡浓度 分析浓度：溶液中溶质的总浓度。又称标签浓 度。通常以物质的量浓度(mol/L)为单位，用 c 表 示。 平衡浓度：指平衡状态时，在溶液中存在的每 个物质的浓度，用符号[ ]表示。单位通常也用物 质的量浓度。
酸度是指溶液中氢离子的平衡浓度[H+](严 格说应该是活度)，通常用其负对数表示，即pH 。酸的浓度是指酸的分析浓度，所以，酸的浓度 与酸度是不同的两个概念。同样，碱的浓度与碱 度也是不同的概念，碱度可用pOH表示。 pH ＋ pOH ＝ 14.00

分析化学酸碱滴定法(新)

分析化学酸碱滴定法(新)
4.滴定程序 为了达到更好的观测效果，在选择指示剂时还要注意它在终点 时的变色情况。例如酚酞由酸式无色变为碱式红色，易于辨别， 适宜在以强碱作滴定剂时使用。同理，用强酸滴定强碱时，采用 甲基橙就较酚酞适宜。
13
（四）混合指示剂 混合指示剂是把两种或两种以上试剂混合，利用它们颜 色的互补性，使终点颜色变化更鲜明，变色范围更窄。
一定型体的平衡浓度占分析浓度的比值为该种型体的 分布系数（δ）。型体Ai的分布系数为
Ai
Ai
C
显然， 1 A A A 1 2 n
2
（二）弱酸（弱碱）各型体的分布系数 一元弱酸HA
HA
C HA A

HA
[ Ac ] C 0 . 1000 0 . 64 0 . 064 mol / L A c
5

（三）水溶液中酸碱平衡的处理方法 1、质量平衡（物料平衡） 在一个化学平衡体系中，某一组分的分析浓度等于该组 分各种存在型体的平衡浓度之和，称为质量平衡 C mol/L Na 2CO3溶液的质量平衡式：
强酸强碱准确滴定的条件：
C 10 mol /L
一般而言，人们观察指示剂颜色的变化约有0.2～ 0.5pH单位的误差，称之为观测终点的不确定性，用 △pH来表示，一般按△pH=±0.2来考虑，作为使用 指示剂目测终点的分辨极限值。
（三）影响指示剂变色范围的因素
11
1. 指示剂的用量 对于双色指示剂如甲基橙，用量多少对变色范围 （PH3.1~4.4)和终点(PH5)影响不大，但对色调变化有影响。 用量太多或太少都使色调变化不鲜明。 对于单色指示剂如酚酞，用量多少对色调变化影响不 大，但影响变色范围和终点。例如，在50～100ml溶液中 加入0.1%酚酞指示剂2～3滴，变色范围约8.0～10.0， pH=9时出现红色；在同样条件下加入10～15滴，则变色 范围约7.0～9.0，在pH=8时出现红色。

第六章 酸碱平衡与沉淀溶解平衡

第六章 酸碱平衡与沉淀溶解平衡

四、软硬酸碱理论

软硬酸碱（HSAB）由1963年美国化学家

皮尔逊（Pearson R G）根据Lewis酸碱
理论和实验观察而提出。皮尔逊把路易斯 酸碱分成软硬两大类，即硬酸、软酸、硬 碱、软碱。



第二节 弱酸、弱碱的解离平衡


一、共轭酸碱对的 K 1．水的质子自递反应
Θ a 与
K
Θ b 的关系
Ө
由于c0／ KbӨ ≫ 400，同时可认为 0.20＋x ≈ 0.20 ， 0.10－x ≈0.10 。故平衡常数表达式变为：
0.20 x Ka 0.10
Ө
0.10 Ka 0.10 1.8 10 x 0.20 0.20
Ө
5
9.0 10
6
即 [H+]＝9.0×10–6 mol· –3 dm
Θ Θ

[ceq (NH3 )/c ][ceq (H )/c ] ceq (NH )/c
4 Θ
5.7 10
10
（2）一元弱碱的解离 、的共轭碱分别 为、，它们与水的反应及相应的值如下：
NH3 H 2O
K Θ(NH3 ) b
NH OH
4

[ceq (NH )/cΘ][ceq (OH )/cΘ] 4 ceq (NH3 )/cΘ


1.
酸碱的解离及解离平衡常数
( 1) 一元弱酸的解离平衡
醋酸 CH3COOH (经常简写做 HAc) 溶液中存 在着平衡：
HAc ＋ H2O 或： H3O+ ＋ Ac－
HAc
H+ ＋ Ac－
其平衡常数表达式可写成：
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第五章
第一节 酸碱质子理论
三、水溶液中的酸碱反应及其平衡
2. 酸、碱在水中的解离及其强弱
＊ 酸碱的强弱：
定性表述：酸碱的强弱取决于物质给出质子或 接受质子的能力。物质给出质子的能力越强，其酸 性就越强，反之就越弱；物质接受质子的能力越强， 其碱性就越强，反之就越弱。 定量表示：酸碱的强弱可由酸碱解离常数Ka、 Kb的大小定量表示，Ka、Kb在温度一定时为常数， Ka、Kb值越大，表示该酸或该碱越强，反之越弱。
反之如果碱的碱性越强（Kb越大），则其对应共轭
酸的酸性就越弱（Ka越小）。
第五章
第一节 酸碱质子理论
三、水溶液中的酸碱反应及其平衡
2. 酸、碱在水中的解离及其强弱
＊ 共轭酸碱对中酸碱的相对强弱：
定量关系：如HAc-Ac−
HAc + H2O H3O+ + Ac－
[H ][Ac ] Ka HAc
现为碱，此类物质称为两性物质。水是最常见的
两性物质。对于两性物质在共轭体系中表现为酸 或碱的判断，应具体分析，灵活运用。
第五章
第一节 酸碱质子理论
④ 酸和碱不是绝然对立的两类物质，而是“酸 中有碱，碱可变酸”有着相互依存共轭关系的 物质，酸和碱的根本区别仅在于对质子亲和力 的差异。
⑤ 质子理论的概念中，没有“盐”和“水解”
共轭酸碱对 以上各共轭酸碱对的质子得失反应称为酸碱半反应
第五章
第一节 酸碱质子理论
＊ 质子酸碱和共轭酸碱对具有以下特点：
① 共轭酸碱对中酸与碱之间只差一个质子。 ② 酸或碱可以是中性分子，也可以是阳离子或 阴离子。
③ 同一物质，如H2PO4―等，在一定条件下可给
出质子表现为酸，在另一条件下又可接受质子表
较为重要的几种酸碱理论： 1、阿仑尼乌斯(S.A.Arrhenius)的电离理论；
2、路易斯(G.N.lewis)的电子理论；
3、布朗斯特德(J.N.Bronsted)和劳莱(T.M.Lowry)
的质子理论；
4、富兰克林(E.C.Flanklin)的溶剂理论； 5、皮尔逊(R.G. Pearson)的软硬酸碱理论等。 其中酸碱质子理论在分析化学中应用较广 (因为 该理论对酸碱强弱的量化程度最高，便于定量计 算，其缺点是不适于无质子存在的酸碱体系)
HAc + H2O NH3 + H2O H3O+ + Ac− NH4+ + OH−
酸碱发生中和反应生成盐和水：
NaOH + HAc NaAc＋H2O
电离理论具有一定的局限性，它只适用于 水溶液，不适用于非水溶液，无法合理解释溶液 中的某些现象和反应，如NH3中不含OH－，但
却具有一定的碱性。
第五章 酸碱平衡与酸碱滴定法
Ac－ + H2O
K a 1.8 10 5
HAc + OH－
[HAc][OH ] Kb [Ac ]
Ka· Kb = [H+][OH－] = Kw = 10-14 （25℃）
第五章
第一节 酸碱质子理论
三、水溶液中的酸碱反应及其平衡
2. 酸、碱在水中的解离及其强弱
＊ 共轭酸碱对中酸碱的相对强弱：
半反应1 半反应2 HCl(酸1) NH3(碱2) + H+ Cl −(碱1) + H+ NH4+(酸2)
总反应 HCl(酸1)+NH3(碱2)
NH4+(酸2)+ Cl-(碱1)
第五章 酸碱半反应不能单独发生
第一节 酸碱质子理论
酸碱反应是两个共轭酸碱对相互作用的结果
即一个酸碱反应包含两个酸碱半反应
下例中HAc-Ac− 、NH4+-NH3等均为共轭酸碱对。
第五章 酸 HAc NH4+ H3PO4 质子 + 碱 H+ + Ac− H+ + NH3
第一节 酸碱质子理论
H+ + H2PO4−
H2PO4−
(CH2)6 N4 H+ [Fe(H2O)6] 3+
H+ + HPO42−
H+ + (CH2)6 N4 H+ + [Fe(H2O)5(OH)] 2+
第五章
第一节 酸碱质子理论
三、水溶液中的酸碱反应及其平衡
2. 酸、碱在水中的解离及其强弱
＊ 共轭酸碱对中酸碱的相对强弱：
【例题5-1】 已知水溶液中，草酸（H2C2O4）的Ka1 = 5.9 ×10−2、Ka2 = 6.4 ×10−5，计算Na2C2O4的Kb1、Kb2值。 解 水溶液中，H2C2O4与 C2O42−为二元共轭酸碱，由式 （5-2）可得:
酸碱反应的实质是质子的转移
电离理论中酸碱在水中的电离反应、盐的水解
反应以及酸碱中和反应，在质子理论中均可归 结为酸碱反应，其反应实质均为质子的转移 水分子之间存在质子传递作用： Kw=[H ][OH ] =10 14
+ − -
第五章
第一节 酸碱质子理论
三、水溶液中的酸碱反应及其平衡
1. 水的质子自递反应 纯水具有“酸、碱”两性，因此水分子之间也 可发生质子的转移反应，这种水分子之间存在着的 质子传递作用，称为水的质子自递作用： H2O + H2O H3O+ + OH－ 其平衡常数称为水的质子自递常数，以Kw表示： Kw = [H3O+][OH－] 或： Kw = [H+][OH－] 在25℃： Kw = 10-14
第五章
第一节 酸碱质子理论
三、水溶液中的酸碱反应及其平衡
2. 酸、碱在水中的解离及其强弱
＊ 共轭酸碱对中酸碱的相对强弱：
定性表述：共轭酸碱对中，如果酸给出质子的
能力越强，说明其共轭碱对质子的亲和力越小，即 其共轭碱接受质子的能力越弱，因此共轭酸碱对中 如果酸的酸性越强（即酸解离常数Ka越大），则其 对应共轭碱的碱性就越弱（即碱解离常数Kb越小）；
Kw 1.0 1014 Kb1= = 5.9 102 = 1.6 ×10−10 Ka 2
Kb2 =
Kw K a1
=
1.0 1014 6.4 105
= 1.7 ×10−13
பைடு நூலகம்
第五章 酸碱平衡与酸碱滴定法
第一节
酸碱质子理论
一、质子酸碱的概念
酸: 凡能给出质子（H+）的物质 ，如 HA、 BH+ 碱: 凡能接受质子（H+）的物质 ，如 A− 、B 共轭酸碱对: 因一个质子的得失而相互转变的每一对 酸碱 ，如 HA-A− 、 BH+ - B 下列等号左侧的各物质，在一定条件下均能给出质 子，它们皆为酸；等号右侧各物质均能接受质子， 它们皆为碱。等号左右的酸碱构成共轭酸碱对，如
的概念如NaAc、Na2CO3、Na3PO4等，按质子 理论，它们都是碱；在(NH4)2SO4中，NH4+是 酸、SO42−是碱。电离理论中这类盐的水解反应， 按质子理论都是酸碱反应。
第五章
第一节 酸碱质子理论
二、酸碱反应
根据质子理论，酸碱反应实际上就是两个共轭酸
碱对相互作用达到平衡的结果，酸碱反应的实质是酸 碱之间的质子转移，质子从一种酸转移给另一种非共 轭碱。其反应结果就是各反应物分别转化为各自的共 轭碱或共轭酸。例如NH3与HCl之间的酸碱反应：
pKw = 14
第五章
第一节 酸碱质子理论
三、水溶液中的酸碱反应及其平衡
2. 酸、碱在水中的解离及其强弱 ＊ 酸、碱在水中的解离及其解离常数： 水溶液中，酸的解离——酸与水之间的质子转 移反应，即酸给出质子转变为其共轭碱，而水接受 质子转变为其共轭酸( H3O+ )； 碱的解离——碱与水之间的质子转移反应，即 碱接受质子转变为其共轭酸，而水给出质子转变为 其共轭碱( OH－ )。 酸、碱解离反应的平衡常数，称为酸碱的解离 常数，分别以Ka、Kb表示。
无机及分析化学
第一节 酸碱质子理论 第二节 影响酸碱平衡的因素
第五章 酸碱平衡 与 酸碱滴定法
第三节 酸碱水溶液pH的计算
第四节 酸碱指示剂
第五节 酸碱滴定曲线和指示剂选择 第六节 酸碱滴定法的应用 第七节 非水溶液中的酸碱滴定 阅读材料：绿色化学
第五章 酸碱平衡与酸碱滴定法
已学
酸 碱
酸碱电离理论：
对于多元共轭酸碱对，依据共轭酸碱的各级解 离平衡，经推导可得其各级Ka和Kb间关系： 二元共轭酸碱对H2A-A2−： Ka1 Kb2 = Ka2 Kb1 = Kw 三元共轭酸碱对H3A-A3−： Ka1 Kb3 = Ka2 Kb2 = Ka3 Kb1 = Kw 对于多元共轭酸碱，在计算其解离常数时，应 注意各级Ka、Kb的对应关系。