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第六章酸碱反应及酸碱平衡

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第6章 酸碱平衡

第6章 酸碱平衡

H+ +
OH-
K K c( H ) c(OH )
θ a θ b θ Kw


例如：已知 K
θ b
θ (HAc)=1.76×10-5 a
14
1.0 10 10 K ( Ac ) 5.68 10 5 1.76 10
θ Ka
在共轭酸碱对中：
K
θ a
酸性 酸性
二. 酸碱反应
H+
酸(1) + 碱(2) 中和 HCl + NH3 离解 HAc + H2O H2O + Ac水解 酸碱反应的实质： ═ 碱(1)+ 酸(2) ═ Cl- + NH4+ ═ Ac- + H3O+ ═ OH- + HAc
两个共轭酸碱对之间的质子传递的结果 强酸(强碱)→弱酸(弱碱) 酸碱反应的方向：
率,与溶液的浓度有关 达式与溶液的浓度无关
假设 ：HAc的总浓度为c，电离度为
HAc 平衡浓度 c-c

H Ac c c



2 c( H )c( Ac ) c 2 2 c θ Ka c(1 ) 1 c( HAc )
当< 5%时
K =c 2
θ a
K /c
三.水的质子自递反应 autoprotolysis
H2O + H2O H2O
θ w
θ w
H3O+ + OHH+ + OH-
[c(OH- )/cθ] K = [c(H+)/cθ]·
K 水的离子积常数(自递常数)
298K时,
K = 10-14

6第六章 酸碱平衡

6第六章 酸碱平衡

例如： HAc 在水中为弱酸， 但在液氨中为强酸！
酸碱的强弱 用 Ka 和Kb(电离平衡常数）来表征
在水溶液中, HAc电离： HAc + H2O = H3O+ + AcHAc 酸电离常数
[H3O ][Ac ] Ka [HAc]
Ac –碱电离常数
Ac H2O HAc OH


[HAc][OH ] Kb [Ac ]
一些“溶液”的pH值 ： 人血液 雨 葡萄酒 胃液 7.4 5.7 3.4 1.3 牛奶 番茄汁 柠檬汁 6.8 4.2 2.2
人血液 pH 超出±0.4将有生命危险。
pH 标度适用范围: 0 ≥ pH ≥ 14.0
1 ≥ [ H+]≥ 1 10-14 如超出此适用范围，应使用c(H+) 或 c(OH-)

四、酸碱反应的实质—质子传递 酸1 + 碱2 ＝ 碱1 + 酸2 HAc +H2O = Ac- +H3O+ 电离反应 NH3 + H2O = NH4+ +OHHCl + NH3=NH4+ + Cl中和反应 Ac- + H2O = HAc + OH水解反应 NH4+ + H2O = NH3 + H3O+
酸碱指示剂
借助颜色变化指示溶液酸碱性的物质，称为 “酸碱指示剂”。
6.3 弱酸弱碱的电离平衡
电离度：电离平衡时电解质的解离百分率。
从理论上讲，强电解质的 ＝ 1 ，弱电解质 的<<1。
表示电解质在指定条件下电离的程度（类似于 “化学平衡”讨论中的“转化率”），它不但与 K有关，而且与电解质的起始浓度有关。

第六章酸碱平衡

第六章酸碱平衡
H O + HAc 2
+ NH H O 3 2
+ H O Ac 3 +
在氨水溶液中加入NH4Cl；
+ NH + 4 OH
这种在弱酸或弱碱水溶液中加入含有相同离子的易 溶性强电解质，使弱酸或弱碱的解离度降低的现象 称为同离子效应。 例题
若在醋酸溶液中加入不含相同离子的强电解 质： + H O A H O + 3 + HAc 2 由于离子强度I增大，导致溶液中离子间 的相互作用增大，使HAc的解离度略有增大。 这种效应称为盐效应。 解释：
不同温度下，纯水的pH值： 25℃时，Kw＝1.0×10－14，pH=7.00 T＞25 ℃， Kw ＞ 1.0×10－14， [H+] ＞1.0×10-7， pOH=-lg[OH-] 判断题：pH＜7的溶液一 水溶液： 定是酸性溶液。 K [ H][ OH ] W pH＜7.00
两边取负对数， pK pH pOH W
25℃时，pH+pOH=14
返回
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 [H O ] [ B ] 3 Ki [H2O ]为常数。 [HB] [H 2O] [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？

课后习题解析-第六章酸碱平衡与酸碱滴定法

课后习题解析-第六章酸碱平衡与酸碱滴定法

第六章 酸碱平衡和酸碱滴定法6-1根据下列反应，标出共轭酸碱对。

（1） H 2O + H 2O == H 3O + + OH -（2） HAc + H 2O == H 3O + + Ac -（3） H 3PO 4 + OH - == H 2PO 4- + H 2O（4） CN - + H 2O == HCN + OH -共轭酸碱对为：(1)H 3O +—H 2OH 2O—OH - (2)HAc—Ac -H 3O +—H 2O (3)H 3PO 4—H 2PO 4-H 2O—OH - (4)HCN—CN -H 2O—OH -6-2 指出下列物质中的共轭酸、共轭碱，并按照强弱顺序排列起来：HAc ，Ac -；NH 4+，NH 3；HF ，F -；H 3PO 4，H 2PO 4-；H 2S ，HS -。

共轭酸为：HAc 、NH 4+、HF 、H 3PO 4、H 2S共轭碱为：Ac - 、NH 3、 F -、H 2PO 4-、HS-共轭酸强弱顺序为：H 3PO 4、HF 、HAc 、H 2S 、NH 4+共轭碱强弱顺序为：NH 3、HS -、Ac -、F -、H 2PO 4-6-3已知下列各弱酸的pK a θ和弱碱的pK b θ值，求它们的共轭碱和共轭酸的pK b θ和pK a θ。

(1) pK b θ = 4.69(2) pK b θ = 4.75 (3) pK b θ = 10.25 (4) pK a θ = 4.666-4 计算0.10mol • L -1甲酸(HCOOH)溶液的pH 及其离解度。

解：c /K a θ>500134a L mol 102.41077.11.0)H (---+⋅⨯=⨯⨯==cK c pH ＝2.38 %2.4%10010.0102.4%100)H (3=⨯⨯=⨯=α-+c c6-5 计算下列溶液的pH 。

(1) 0.05 mol • L -1 HCl (2) 0.10 mol • L -1 CH 2ClCOOH (3) 0.10 mol • L -1 NH 3• H 2O(4) 0.10 mol • L -1 CH 3COOH (5) 0.10 mol • L -1CH 2ClCOOH (6) 0.50 mol • L -1Na 2CO 3(7) 0.10 mol • L -1 NH 4Ac (8) 0.20 mol • L -1 Na 2HPO 4（1）解：c (H +) = 0.050 mol.L -1pH ＝1.30 （2）解：K a θ = 1.4×10-3 c /K a θ＝0.1/1.4×10-3<500123a L mol 1018.1104.11.0)H (---θ+⋅⨯=⨯⨯==cK c pH ＝1.93（3）解：K b θ = 1.77×10-5c /K b θ＝0.1/1.77×10-5>500135b L mol 1033.11077.11.0)OH (---θ-⋅⨯=⨯⨯==cK c pOH ＝2.88 pH ＝11.12（4）解：K a θ = 1.76×10-5c /K a θ＝0.1/1.76×10-5>500135a L mol 1033.11076.11.0)H (---θ+⋅⨯=⨯⨯==cK c pH ＝2.88（5）解： 41114a2w b11078.11061.5100.1---θθθ⨯=⨯⨯==K K Kc /K b1θ＝0.20/1.78×10-4>500134b1L mol 1097.51078.12.0)OH (---θ-⋅⨯=⨯⨯==cK c pOH ＝2.22 pH ＝11.78（6）解：191172a 1a L mol 1091.41061.51030.4)H (----θθ+⋅⨯=⨯⨯⨯=⋅=K K cpH ＝8.31 （7）解：17510a 4a L mol 100.11076.11064.5)HAc ()NH ()H (----θ+θ+⋅⨯=⨯⨯⨯=⋅=K K c pH ＝7.00（8）解：1101383a 2a L mol 102.1102.21023.6)H (----θθ+⋅⨯=⨯⨯⨯=⋅=K K cpH=9.926-6 计算室温下饱和CO 2水溶液（即0.04 mol • L -1 HCl ）中c (H +), c (HCO 3-), c (CO 32-)。

第6章-酸碱平衡和酸碱滴定法

第6章-酸碱平衡和酸碱滴定法

Ka θc(H c ()H c(A )A)cc2(cH (H ))=
cα 2 1-α
当α< 5%或c/Kaө≥500时 cc(H)c
HA: c(H+)=cα= cKθa 最简式
B: c(OH-)=cα= cKθb
40
当α> 5% 或
c < 500时 ，
Proton donor Proton acceptor Proton
HAc NH4+
Ac-
+
H+
酸
NH3
+
H+
碱 半
HCO3H4Y
CO32-
+
H+
反
H3Y-
+
H+
应
通式: HA
A-
+
H+
共轭酸
碱 + 质子
10
两性物质：
C O 3 2 - - H + H C O 3 - + H + H 2 C O 3 S 2 - -H + H S - + H + H 2 S
本章学习要求
1. 掌握酸碱质子的定义，共轭酸碱对，酸碱反 应的实质，共轭酸碱 Kaθ 和 Kbθ的关系;
2. 了解同离子效应，盐效应;
3. 掌握弱酸、弱碱的电离平衡，影响电离平衡
常数和电离度的因素，稀释定律；运用最简 式计算弱酸、弱碱水溶液的pH值及有关离 子平衡浓度;
1
本章学习要求
4. 了解酸度对弱酸（碱）存在形态分布状况 影响; 掌握缓冲溶液pH值的计算；
同一种弱电解质: c
25
化学式 HAc
c/mol.L-1 Kaθ

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

无机化学第6章酸碱理论与解离平衡

无机化学
6.2 弱酸弱碱的解离平衡
（2） 溶液的 ） 溶液的pH pH = -lgc(H3O+) pOH = -lgc(OH-) 298K的纯水中： 的纯水中： 的纯水中 KӨw = c(H+) c(OH-) = 1.0×10-14 × 等式两边同取负对数： 等式两边同取负对数： pKӨw = pH +pOH = 14.00
无机化学
6.1 酸碱理论
6.1.2 酸碱质子理论 (1) 定义 定义:
的分子或离子。 酸：凡是能释放出质子(H+)的分子或离子。 凡是能释放出质子 的分子或离子 碱：凡是能与质子(H+)结合的分子或离子。 结合的分子或离子。 凡是能与质子 结合的分子或离子 质子酸) 质子的给予体； 即：酸(质子酸 —— 质子的给予体； 质子酸 质子碱) 质子的接受体。 碱(质子碱 —— 质子的接受体。 质子碱 两性物质：既能给出质子又能接受质子的物质。 两性物质：既能给出质子又能接受质子的物质。
无机化学
6.1 酸碱理论
酸碱反应的实质是酸碱之间以共价配键相结合， 酸碱反应的实质是酸碱之间以共价配键相结合，生 是酸碱之间以共价配键相结合 成酸碱配合物的过程，并不发生电子转移。 成酸碱配合物的过程，并不发生电子转移。 H ∣ HCl + :NH3 → [H—N→H]+ + Cl∣ H F ∣ BF3 + :F- → [F—B←F]∣ F NH3 ↓ Cu2+ + 4:NH3 → [H3N→Cu←NH3]2+ ↑ NH3 无机化学
H+ (aq) + OH－(aq)
∅ KW = c(H3O+ ) ⋅ c(OH− )
1、水的质子自递反应是吸热反应，故水的离子积随 、水的质子自递反应是吸热反应， 温度的升高而增大。 的纯水中： 温度的升高而增大。298K的纯水中：c(H+) = c(OH-) 的纯水中 =1.0×10-7mol·L-1 × KӨw = c(H+) c(OH-) = 1.0×10-14 × 2、任何稀水溶液中同时存在H+和OH–，且 、任何稀水溶液中同时存在 KӨw = c(H+) c(OH-)

第六章酸碱反应及酸碱平衡

H+
H2O(l)+H2O(l)
酸(1) 碱(2)
H3O+(aq) +OH－(aq)
酸(2) 碱(1)
10
③ 盐类水解反应也是离子酸碱的质子转移反应。 例如NaAc水解：
H+
Ac－+H2O 碱(1) 酸(2) NH4Cl水解：
H+
OH－ + HAc 碱(2) 酸(1)
NH + H2O 酸(1) 碱(2)
θ K a ( HAc)
[c( Ac - ) / c θ ][c( H 3O + ) / c θ ] [c( HAc) / c θ ]
1.8 10 -5
θ K a 1.76 10-5 (实验测定）
15
溶剂对酸碱强弱的影响：
区分效应：用一个溶剂能把酸或碱的相 对强弱区分开来，称为溶剂的“区分效应”。 例如：H2O可以区分HAc，HCN酸性的强弱。
17
溶剂的区分效应 (Differentialing Effect)
HClO4 + HAc(l) H2Ac+ + ClO4-
K a 1.58 10

-6
H2SO4 + HAc(l) HCl + HAc(l)
H2Ac+ + SO42H2Ac+ + ClH2Ac+ + NO3-
K a 6.31 10 -9 K a 1.58 10 -9
Kb1Ө = 2.3 × 10-2
HPO42- + H2O = OH - + H 2PO4-
Ka2 = 6.2 ×
HPO42+ H2O = H3O

第六章酸碱平衡和酸碱滴定法习题测验答案

第六章酸碱平衡和酸碱滴定法习题测验答案第六章酸碱平衡和酸碱滴定法习题6-1 根据下列反应，标出共轭酸碱对(1) H2O + H 2O = H 3。

+ + OH-(2) HAc + H 2O = H3O+ + Ac-(3) H 3PO4 + OH- = H2PO4- + H2O(4) CN- + H2O = HCN + OH -解：共轭酸碱对为H3O+—H2O H2O—OH-HAc —Ac-H3O+—H2OH3PO4—H2PO4-H2O—OH-HCN —CN-H2O —OH-HAc，Ac-；NH3；HF,习题6-2指出下列物质中的共轭酸、共轭碱，并按照强弱顺序排列起来:F-；H3PO4, H2PO4 ；H2S, HS-解：共轭酸为：HAc、NH 4、HF、H3PO4、H2S共轭碱为：Ac-、NH3、F-、H2PO4、HS-共轭酸强弱顺序为：H3PO4、HF、HAc、H2S、NH 4共轭碱强弱顺序为：NH3、HS-、Ac-、F-、H2PO4习题6-3已知下列各弱酸的pK；和弱碱pK b e的值，求它们的共轭碱和共轭酸的pK b e和PK；(1) HCN pK =9.31 (2)NH4+pK；=9.25A A(3)HCOOH pK ；=3.75 (4)苯胺pK ；= 9.34解：(1) PK：= =4.69(2) pK；= =4.75(3) PK：= =10.25(4) PK a =4.66习题6-4计算0.10 mol L-1甲酸(HCOOH)溶液的pH及其离解度。

解：c/K；e>500c(H ) cK；e0.10 1.77 10 4 4.2 10 3(mol L 1)pH = 2.38c(H )/c (4.2 10 3)/0.10 100% 4.2%习题6-5计算下列溶液的pH(1) 0.050 mol .L-1 HCl (3) 0.10 mol L-1 NH3 H2O (2) 0.10 mol .L-1 CH2CICOOH⑷ 0.10 mol.L-1 CH3COOH(5) 0.20 mol L-1W2CO3 (7) 0.10 mol L-1 NH4A C (6) 0.50 mol .L-1 NaHCO 3 (8) 0.20 mol L-1 Na2HPO4解：(1) C(H+) = 0.050 mol L-1pH = 1.30⑵K a9= 1.4 W-3C(H+) =1.2 1Q-2 mol L-1pH = 1.92⑶C(OH-) = 1.3 10-3 mol.LpOH =2.89 pH=11.11⑷C(H+) = 1.3 1W3 mol.L-1pH = 2.899K b1= 1.78 W-4C(OH-) = 6.0 1W3 mol.L-pOH =2.22 pH =11.78(6)C(H+) = 4.9 1W9 mol.L-1pH = 8.31(7)pH=7.00(8)C(H+)=**************pH = 9.92习题6-6 计算室温下饱和CO2 水溶液(即0.0400 mol.L-1)中，C(H+), C(HCO 3 ),C(C O3-)A解: H2CO3 = H + + HCO 3 K a1= 4.30 10-7C(H+) =1.31 10-3 (mol.L-1)C( HCO 3) ~ C(H+) =1.31 10^ (mol.L-1)HCO 3= H+ +CO 3" K a；=5.61 氷0-11C(CO I")?K a；= 5.61 10-11 (mol.L-1)习题6-7欲配制pH=3的缓冲溶液，有下列三组共轭酸碱对(1)HCOOH-HCOO- (2)HA C-A C-(3) NH 4 -NH3问哪组较为合适？解: (1) HCOOH -HCOO- (pK；= 3.75)较为合适习题6-8往100.0mL0.10mol L-1H A C溶液中加入50.0mL0.10mol L-1NaOH溶液，求此混合液的pH。

第六：酸碱平衡与酸碱滴定

O O

O K aO K bO [c( H ) / c O ] [c(OH ) / c O ] K w
∴①可以从酸、碱的Ka 和Kb计算其共轭碱、酸
的Kb和Ka ；②酸愈强，即Ka愈大，其共轭碱愈
弱，Kb愈小。反之亦然。
例：NH3 ~ NH4+
NH3 + H2O = NH4+ + OH-
3、多元弱酸、多元弱碱溶液 o o o 溶液中分级离解：Ka1 Ka2 Ka3 ……
o o o ，c(H+) 主要决定于第一步电离， Ka1 >Ka2 >Ka3
c(H+)计算同于一元弱酸:
H 2S H + HS HS H + S
+ 2+ -
K K
o a1

由于HAc的很小,加入NaAc后变得更小,则: 0.10 + x≈0.10
O a
0.10－x≈0.10
0.10 x K 0.10 c(H+)= 1.76 ×10-5 =1.8 ×10-5(mol.L-1) 1.76 10-5 = 100% = 0.0176% 0.10
2、盐效应 在弱电解质溶液中加入与弱电解质不相同的 盐类，使弱电解质的离解度稍稍增大，这种作
cK 20K 时，忽略水的电离 HA = H+ + A初： c 0 0 平： c- c(H+) c(H+) c(H+)
O a O w
c/K
O a
500 时, c- c(H ) c
+
K
O a
[c(H ) / c ] [c(A ) / c ] c (H ) O [c(HA) / c ] c
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1
第六章
酸碱反应及酸碱平衡
3
§缓冲溶液
§酸碱平衡的移动§水溶液中的酸碱平衡§质子酸碱理论章提纲
4
酸碱质子理论的基本概念历史回顾
酸和碱的相对强弱
5
电离理论溶剂理论布朗斯特、劳瑞质子理论酸碱电子理论软硬酸碱理论
6
阿仑尼乌斯的电离理论：
酸：在水溶液中电离出的阳离子仅仅是的物质碱：在水溶液中电离出的阴离子仅仅是的物质由于水是最普遍的溶剂，所以百年来，这种观点至
今仍为许多人采用。

缺点：仅局限于水溶液体系，不适用于非水溶剂体
NH 4++ NH 2-
水的质子自递反应
一元弱酸弱碱的解离平衡多元弱酸弱碱的解离平衡两性物质的酸碱性
23
计算：O OH
O H
O H
O H
O H
O OH O OH
O OH
O H O OH
51
介质酸度对酸碱平衡的影响
同离子效应盐效应
O OH O H 53
在弱电解质溶液中，加入含有共同离子的强电解质而使
解离平衡向左移动，从而降低弱电解质解离度的现同离子效应。

用同离子效应可控制溶液的pH 值
0.10 mol·L -1 HAc 溶液的及醋酸0.10 mol·L -1 HAc 和-1pH 及醋酸的解离度。

4.74
0.018%
）＝1.3%
64
缓冲溶液pH 的计算缓冲溶液的配置
缓冲溶液的原理66
常见缓冲溶液的三种类型
HAc/NaAc; H 2CO 3/NaHCO Cl ；CH 3NH 2/CH (三)多元酸酸式盐及其共轭碱
CO 3；NaH 2PO 4/Na pH 的计算。