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酸碱解离平衡

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酸碱解离平衡和沉淀-溶解平衡

酸碱解离平衡和沉淀-溶解平衡

01
沉淀的生成或溶解会改变溶液 中离子的浓度，进而影响酸碱 解离平衡。
02
在沉淀-溶解平衡过程中，沉淀 的生成或溶解会消耗或释放氢 离子或氢氧根离子，从而影响 酸碱解离平衡。
离平衡的移动，例如某些 难溶性盐的溶解度与溶液的pH 值有关。
酸碱解离平衡与沉淀-溶解平衡的相互影响
01
02
03
酸碱解离平衡和沉淀-溶解平衡 是相互依存的，它们之间存在动 态的相互作用。
在一定条件下，酸碱解离平衡和 沉淀-溶解平衡可以相互转化， 例如某些弱酸或弱碱在水溶液中 可以形成离子对或共轭酸碱对。
在实际应用中，了解酸碱解离平 衡与沉淀-溶解平衡的相互影响 对于化学反应的调控和分离提纯 等方面具有重要意义。
4. 用分光光度计测定上清液中待测离 子的吸光度，分析酸碱解离平衡和沉 淀-溶解平衡之间的相互影响。
05 酸碱解离平衡和沉淀-溶 解平衡的实际应用
在化学工业中的应用
01 02
酸碱反应控制
酸碱解离平衡在化学工业中用于控制反应条件，例如中和反应、酸洗、 碱洗等过程。通过调节酸碱度，可以实现对反应速度、产物纯度和产率 的优化。
02
沉淀-溶解平衡是化学平衡的一种 ，也是热力学平衡的一种表现。
影响沉淀-溶解平衡的因素
01
02
03
温度
温度对沉淀-溶解平衡有显 著影响，一般来说，温度 升高，溶解度增大，反之 亦然。
浓度
溶液中溶质的浓度对沉淀溶解平衡也有影响，一般 来说，浓度越高，沉淀的 量越多。
溶液的离子强度
溶液的离子强度对沉淀-溶 解平衡也有影响，一般来 说，离子强度越高，溶解 度越低。
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基础化学教学课件：6.2 酸碱平衡及其ph值

基础化学教学课件：6.2 酸碱平衡及其ph值
通过了解这些知识，可以更好地理解化学反 应中的平衡状态和影响因素。
如何计算和维持溶液的pH值稳定。
这些知识对于化学、生物、医学等领域都有 着重要的应用价值。
酸碱平衡及其pH值相关知识
谢谢
生物化学实验中的应用
生物化学实验中的应用
pH值还用于监测和控制许多化学反应，包 括酸碱中和反应。
缓冲溶液在环境保护中的作用
废水的pH值
控制在一定范围内，以避免对环 境和生态系统造成负面影响。
土壤的pH值
对植物的生长有重要影响，不同 的植物对土壤pH值的适应性各不 相同。
缓冲溶液在环境保护中的作用
缓冲溶液的概念与原理
概念
缓冲溶液是一种能够维持溶液pH 值相对稳定的溶液。主要作用是 通过中和酸或碱，使溶液的pH值 不会发生较大变化。
缓冲溶液的概念与原理
成分
缓冲溶液中，存在一种抗酸成分和 一种抗碱成分。
原理
当外界加入酸或碱时，缓冲溶液中 的抗酸成分和抗碱成分会与加入的 酸或碱进行中和反应从而维持溶 液的pH值稳定。
磷酸盐缓冲溶液
醋酸盐缓冲溶液
生物化学实验
医学治疗
中和酸或碱 维持人体正常的pH值范围
缓冲溶液在生物实验与医学治疗中的应用
维持生物体酸碱平衡
在生物体内，酸碱平衡对许多生 物过程都至关重要。
人体中，呼吸和代谢会产生酸性 物质，如二氧化碳。
缓冲溶液在生物实验与医学治疗中的应用
为了维持血液的pH值在7.35到7.45 之间人体需要不断调节呼吸和代 谢过程，以排出过多的酸性物质 或吸收过多的碱性物质。
废水的pH值
控制在一定范围内，以避免对环 境和生态系统造成负面影响。
土壤的pH值
对植物的生长有重要影响，不同 的植物对土壤pH值的适应性各不 相同。

第三章 酸碱解离平衡

第三章 酸碱解离平衡
概念
举例说明：
50 mL 纯水 pH = 7 50 mLHAc—NaAc (c(HAc)=c(NaAc)=0.10mol· -1) L pH = 4.74 加入1滴(0.05ml) 1mol· -1 HCl L pH = 3 加入1滴(0.05ml) 1mol· -1 NaOH L pH = 11
H2O H++OH-
实验测得295K时，1L纯水中仅有10-7 mol水分子电离， 所以[H+]=[OH-]=10-7 mol· -1。根据化学平衡原理， L
Kw=[H+] [OH-]=1.0×10-14
Kw称为水的离子积常数。简称水的离子积。
Kw意义：一定温度下，水溶液中[H+] 和[OH-]之积为 一常数，温度升高， Kw增大，但常温下一般可认为 Kw=1.0×10-14。
Ac–和H2O，当达到新平衡时， c(Ac–)略有增加， c(HAc)略有
19 减少， c ( Ac ) 变化不大，因此溶液的c(H+)或pH值基本不变。

c ( HAc )
缓冲溶液pH值的计算
弱酸弱碱盐组成的缓冲溶液:HAc—NaAc，H2CO3—NaHCO3
初始浓度 平衡浓度 HA ca ca – x H+ 0 x + A－ cs cs + x
x y x
( x y z )( x y ) 0 . 100 x x
2

x
2
0 . 100 x
K 1 1 . 32 10
θ 4
7
又 K 1 很小，
4 1
θ
则
0 . 100 x 0 . 100
4

酸碱解离平衡1问三种酸碱理论的要点及优缺点答酸碱

酸碱解离平衡1问三种酸碱理论的要点及优缺点答酸碱

第8章酸碱解离平衡1、问三种酸碱理论的要点及优缺点。

答：（1）酸碱电离理论：酸：在水溶液中电离出的阳离子全部为H+的化合物称为酸。

碱：在水溶液中电离出的阴离子全部为OH-的化合物。

优点：对酸碱的认识上升到理论阶段；可以计算酸碱的pH值。

局限性：①只适用于水溶液体系，无法说明非水溶液中的酸碱问题；②酸碱仅限于中性化合物。

③碱仅指氢氧化物, 不能解释Na2CO3、Na3PO4等物质的碱性。

（2）酸碱质子理论：酸: 凡能给出质子（H+）的物质都是酸。

碱: 凡能接受质子（H+）的物质都是碱。

优点：扩大了酸碱范围，提出离子酸和离子碱；可以使酸碱pH值的计算更简单。

局限性：酸只限于质子酸，而把非质子酸如BF3等排斥在外.（3）酸碱电子理论路易斯酸: 凡是能接受电子对的物质都是酸, 因此又称为“电子对接受体”。

路易斯碱: 凡能给出电子对的物质都是碱，因此又称为“电子对给予体”优点：以电子对的给出和接受来定义酸和碱，使酸碱范围进一步扩大.，比电离理论和质子理论更全面、更广泛，是化学反应理论上的一个重大突破。

局限性：适用们面太广，酸碱的特征不明显；酸碱电子理论不能进行定量计算。

2、问同离子效应和盐效应的区别与联系。

答：1)同离子效应的产生是在弱电解质溶液中加入具有相同离子的强电解质；盐效应的产生是在弱电解质溶液中加入不含相同组成的强电解质。

2)同离子效应解离度大大降低, 影响很大; 而盐效应解离度稍稍增大, 影响较小;3)同离子效应和盐效应同时存在时, 不考虑盐效应。

4)要能计算同离子效应对解离度的影响；而盐效应不要求计算，只要求会讨论。

3、问怎样选择和配制缓冲溶液？答：1）选择合适的缓冲对。

尽可能选PKaΘ与所需pH值接近的缓冲对。

2）. 再调节缓冲比(C碱/C酸), 使缓冲溶液的pH达到所需pH值。

3）注意实用性。

所选缓冲系物质应稳定、无毒，不能与溶液中的物质发生反应。

酸碱解离度和解离平衡常数的测定-吴心悦

酸碱解离度和解离平衡常数的测定-吴心悦

酸碱解离度和解离平衡常数的测定-吴心悦酸碱解离度和解离平衡常数的测定在化学分析中是非常重要的。

解离度是指溶液中酸、碱分子中离子化的百分比，而解离平衡常数是指一个化学反应中离子化产物的浓度之比与反应物的浓度之比。

本文将介绍酸碱解离度和解离平衡常数的测定方法。

一、酸碱解离度的测定方法1.酸碱指示剂法酸碱指示剂法是一种直接、容易测定解离度和判别酸碱的方法。

该方法利用指示剂的酸碱性质变色的特性，较为简便。

但该方法的精度依赖于指示剂的选择，并且对于弱酸、弱碱的酸碱度测定有较大误差。

鉴于此，该方法通常用于常见强酸强碱的酸碱度测定，如氢氧化钠、氢氧化钾等。

2.电导法电导法是一种通过测量电导率来测定解离度的方法。

该方法通过在溶液中施加电场，使得溶液中的离子发生移动，进而产生电流，从而测量电导率。

其优点为可以在不破坏样品的情况下完成测量，但此方法对电解质浓度和离子种类的变化较为敏感，存在较大误差。

3.氢离子浓度法（酸度计法）氢离子浓度法（酸度计法）是一种通过测量溶液中的氢离子浓度来测定解离度的方法。

其优点为可以通过酸碱指示剂或玻璃电极进行该测定，具有精度较高的优点。

该方法通常用于弱酸、弱碱的解离度测定。

酸碱滴定法是一种通过滴定确定酸碱物质间的反应量和浓度关系，从而测定解离平衡常数的方法。

该方法通过在酸和碱的溶液中逐渐滴入反应物质，利用滴定终点时pH值的变化关系，测定酸碱弱度，并计算解离平衡常数。

鉴于其精度较高，该方法常常被用于弱酸、弱碱解离平衡常数的测定。

2.电动势法（电池法）电动势法（电池法）是一种通过电势差来测定解离平衡常数的方法。

该方法通过利用两种含有相同阳离子和不同阴离子的溶液间的电势差，测量溶液间的反应量，进而计算解离平衡常数。

该方法通常用于涉及硫酸铜、硫酸锌等化合物的水合离子解离平衡常数测定。

综上所述，酸碱解离度和解离平衡常数的测定方法各不相同，可以根据样品的性质来选择不同的方法。

对于不同的分析目的和需求，选择合适的方法是非常重要的。

第五章酸碱解离平衡

第五章酸碱解离平衡

N (HA) Neq (HA) 100% c(HA) ceq (HA) 100%
N (HA)
c(HA)
一元弱酸的解离度与标准平衡常数的关系为：
(c / c )2 c 2 / c Ka (HA) c(1) / c 1
当α < 5% 时，1–α≈1，由上式得：
Ka (HA)
c/c
（二）一元弱碱的解离平衡
步对解大小离，。K多a1元越弱大酸，的多相元对弱强酸弱的就酸取性决就于越K强a1。的相
（二）多元弱碱的解离平衡
多元弱碱在水溶液中的质子转移反应也是分
步进行的。例如
CO
2 3
的质子转移反应是分成两
步进行的。
第一步解离：
CO32 H2O
HCO3 OH
K b1
(CO32
)
[ceq
(HCO3 ) / c ][ceq (OH ceq (CO32 ) / c
Ka2
(H3PO4
)
[ceq (HPO42 ) / c ] [ceq (H3O+ ) ceq (H2PO4 ) / c
/
c
]
第三步解离：
HPO24 H2O
PO34 H3O+
Ka3
(H3PO4
)
[ceq (PO34 ) / c ] [ceq (H3O+ ) ceq (HPO42 ) / c
/
c
]
溶液中的 H3O+ 离子主要来自 H3PO4 的第一
A2 H3O+ OH H2A
H2O H2O OH H3O+ 根据得失质子相等的原则：
ceq (H3O+ ) ceq (H2A) ceq (A2) ceq(OH)

第5章酸碱解离平衡

第5章酸碱解离平衡

ceq (H2CO3 ) ceq (OH ) ceq (HCO3 )
三、共轭酸碱对的 K a 与 K b 的关系
共轭酸碱对HA—A–在水溶液中存在如下质子转移反应
HKAa (HHA)2O Kb (AA )HK3wO+
ceq (A ) ceq (H3O )

ceq (OH ) c
ln K2 K1

r Hm R
1

T11 T2源自 温K度W/ K
水2的73离子积 295
373
ＫceqΘ(wH3O )0.1离3×子1的0–平14 衡1浓.0度×10–14 7.4×10–14
水的ceq电(O离H过) 程离吸子热的平衡浓r度Hm 55.84kJ mol1
Ka (HA)
ceq (HA)
A H2O HA OH
Kb (A )
ceq (HA) ceq (OH ) ceq (A )
HA H2O A H3O+
A H2O HA OH Ka (HA) Kb (A ) Kw
Ka (HA)
ceq (HA)
ceq (H3O+ ) ceq (A )
ceq (A ) ceq (H3O )
Ka (HA)
ceq (HA)
ceq (H3O+ )
[ c(HA)

ceq (H3O+ ) ] Ka (HA) ceq (H3O+ )
BCl3+:NH3=Cl3B ←NH3 AlCl3 + Cl– = AlCl4–
Cl
NH3
B
Cl

第8章 酸碱解离平衡

第8章 酸碱解离平衡

x(0.20 x) Ka 0.10 x
由于c0／KbӨ ≫ 400，加上同离子效应的影响， 可认为 0.20＋x ≈ 0.20 ，0.10－x ≈0.10。所以：
0.20 x Ka 0.10

解得 [H+] = x = 9.0×10–6 mol· dm–3
[H ] 9.0 10 解离度 a co 0.1

(KaӨ为共轭酸的酸常数)
例8-5：缓冲溶液中有 1.00 mol· dm–3 的HAc和
1.00 mol· dm–3 的NaAc，试计算
1) 缓冲溶液的 pH ；
2) 将 10.0cm3 1.00 mol· dm–3 HCl 溶液加入到
1.0 dm3 该缓冲溶液中引起的 pH 变化；
3) 将 10.0cm3 1.00 mol· dm–3 NaOH 溶液加入到
HCN 平衡浓度： 1.0－0.01 CN－ ＋ H+ y
1.01
1.0 0.01 1.01
解：(1) 因为c0 > 400 KaӨ，
H

K a c0 1.34 10 mol / dm

3
3

Ka [H ] 1.33% c0 c0

(2) 因为c0 < 400 KaӨ，
H

K a K a 4 K a c0 7.2 106 mol / dm3 2
第 8 章 酸碱解离平衡
本章教学目标：
1. 理解解离平衡常数，解离度，水的离子积，pH值，水解 平衡常数，酸碱指示剂的意义。
2. 掌握一元弱酸、弱碱（强碱弱酸盐、强酸弱碱盐）在水 溶液中的解离平衡（水解平衡）的计算；掌握同离子效 应的影响及计算。

教材《无机化学》第8章酸碱解离平衡

教材《无机化学》第8章酸碱解离平衡
无机化学 第8章 酸碱解离 平衡
• 酸碱解离平衡概述 • 酸碱解离平衡的表示方法 • 影响酸碱解离平衡的因素 • 酸碱解离平衡的应用 • 酸碱解离平衡的实验研究 • 总结与展望
01
酸碱解离平衡概述
酸碱解离平衡的定义
01
酸碱解离平衡是指酸或碱在水溶 液中，由于溶剂的作用，使酸或 碱的解离平衡的基本原理，了解影响酸 碱解离平衡的因素，加深对酸碱反应本质的理解。
实验原理
酸碱解离平衡是溶液中酸和碱的离子化过程，受到离子强度 、同离子效应等因素的影响。通过实验测定不同条件下的酸 碱解离常数，可以进一步探究酸碱反应的规律。
实验步骤与操作
01
02
03
04
步骤一
其他因素的影响
总结词
络合、沉淀、氧化还原等反应影响酸碱解离平衡。
详细描述
除了温度、浓度和同离子效应外，其他一些因素也会对酸碱解离平衡产生影响。例如，络合反应可以与酸碱分子 结合形成络合物，沉淀反应可以形成不溶于水的物质，这些都会影响酸碱的解离平衡。此外，氧化还原反应也会 改变酸碱的解离平衡。
04
酸度常数的计算方法
实验测定
通过实验测定不同浓度下的pH值， 再根据pH值计算出Ka值。
理论计算
根据酸或碱的分子结构，利用量子 化学计算方法计算出Ka值。
应用软件
利用一些专门用于化学计算的软件， 如ChemOffice等，也可以方便地计 算出Ka值。
酸度常数的应用
判断酸或碱的强弱
Ka值越大，表示酸或碱的解离程度越大，酸性或 碱性越强。
THANKS
感谢观看
在药物研发中的应用
药物代谢
药物在体内的代谢过程中，常常 涉及到酸碱解离平衡，影响药物

无机化学第8章 酸碱解离平衡

无机化学第8章 酸碱解离平衡

聊城大学东昌学院化生系
2、一元弱碱的解离平衡
对一元弱碱
NH3 H2O
NH
+ 4
+OH-
Kθb
[NH4+ ][OH- ] [NH3 ]
Kb
[OH ]2 c0 [OH ]
碱式解离平衡常数越大，它的 碱性就越强。温度的函数。
[OH ] c0Kb
(c0 / Kb 400)
一元弱碱近似 计算的条件 。
c 0
17
聊城大学东昌学院化生系
c0 1.0105 mol dm3时
由于c0/Kaθ=1.0×10-5/1.8×10-5=0.55<400, 所以不能近似计算。 若采用最简式计算
[H ] c0Ka 1.0105 1.75105 1.33105 mol dm3
显然那计算结果是不合理的。
Ka
11
聊城大学东昌学院化生系
⑷应用解离平衡常数可以推导出计算一元弱酸、一元弱碱的 氢离子浓度、氢氧根浓度的最简公式：
[H ] Kθac0
[OH ] Kθbc0
注意：使用公式必须符合近似计算的条件，若不符合条 件，必须用一元二次方程求根公式求氢离子浓度或氢氧 根浓度。
12
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二、解离度
10
聊城大学东昌学院化生系
3、解离平衡常数的意义
• ⑴ Kaθ 、 Kbθ 是化学平衡常数的一种形式，利用其数值的大小， 可以估计酸碱的强弱。
• 通常： Kaθ、 Kbθ = 10-2 —10-7 之间为弱酸、弱碱； Kaθ、 Kbθ< 10-7 为极弱酸、极弱碱，如HCN ，Kaθ=6.20×10-10 ；
第8章 酸碱解离平衡
Chapter 8 Acid-base Equilibrium

酸碱解离平衡

酸碱解离平衡
8
二、离子的活度和活度因子
（activity and activity coefficient) 一般来说，aB<cB， B <1。溶液愈稀，离子
间的距离愈大，阴、阳离子间的牵制作用愈
弱，离子氛和离子对出现的概率愈小，活度
与浓度间的差别就愈小。
当溶液中的离子浓度很小，且离子所带电荷
数也少时，活度接近浓度，即B 趋近于1
相同浓度的不同电解质，它们的离解度 分别与其离解平衡常数的平方根成正比。
22
2、多元弱酸碱的离解平衡
H3PO4
＋ H+ H2 PO4
θ Κ a1 [Η ][Η 2 PO4 ] 7.52 10 3 [Η 3 PO4 ]
H2 PO
4
2 HPO4 ＋ H+

Κ
2 HPO4
25
例 ：25℃时，向lL浓度为0.1mol· L-1HAc溶液 中加入0.1molNaAc，求HAc的解离度。(设溶 液总体积不变，KθHAc=1.76×10-5) 解、 HAc 0.100－x H+ ＋Acx 0.100+x
x(0.100 x ) 1.76 10 5 0.100 x
1 （3） I [b z 2 (K ) b z 2 (Br ) (Br ) 2 (K )
1 [(0.020mol kg1)( 1)2 (0.020mol kg1)( 1)2 2 (0.030mol kg1)( 2)2 (0.030mol kg1)( 2)2]
§3.2 弱电解质溶液
一、弱电解质的离解平衡 HA H + + A-
[H ][A ] θ Ki [HA]

酸碱解离平衡

酸碱解离平衡
酸碱质子理论认为，能给出质子的物质是酸，能结合质子的物质是碱。在此理论基础上，我们深入探讨了弱酸和弱碱的解离常数，这是描述酸碱解离程度的重要参数。弱酸或弱碱在水溶液中部分解离，其解离程度可用解离常数来衡量。对于一元弱酸或弱碱，其解离常数与溶液的酸碱度（pH值）有着密切的关系。通过设定弱酸的浓度为c，解离度为α，我们可以推导出溶液达到解离平衡时各组分的浓度，并进一步计算出溶液的pH值。值得注意的是，溶液的浓度越小，其解离度越大，这意味着在稀溶液中，弱酸或弱碱的解离程度会更高。此外，我们还引入了pOH的概念，它是描述溶液中氢氧根离子浓度的负对数值，与pH值有着互补的关系。最后，我们以H3PO4为例，探讨了多元弱碱体系的解离行为。

酸碱解离平衡

酸碱解离平衡

+
HB
共轭酸碱对 HB —B-
H+ + B-
只相差一个质 子的一对酸碱
例：下列各组属于共轭酸碱对的是
A. H3PO4 — H2PO4- B. H2CO3 — CO32C. H3O+ — OHE. H2PO4- — PO43D. H2PO4- — HPO42F. HAc — Ac-
练习：指出下列物质只能为酸，只能为碱；两性化合物？并写出其共轭酸（碱）。 H2O、H3O+、 NH3、 H2CO3、H2PO4-、NH4+、H2S、HS-、 CO32-、OH解：

[H 3 O ][B ] [HB ][OH ] Ka Kb [HB] [B ]
]
Ka .Kb=[H ][OH ]=Kw= 1.0× 10
+
-
-14
pKa + pKb = pKw
已知其中一个，可求另一个
例：已知HAc的Ka=1.74×10-5，求Ac-的Kb
K b, Ac Kw K a , HAc 1 . 0 10
第三章 酸碱解离平衡
第一节
酸碱理论
第二节
水溶液中酸碱平衡 第三节
弱酸、弱碱溶液H3O+或OH浓度的计算
目的要求：
二、主要教学内容 1.掌握酸碱质子理论；酸、 碱、两性物质及其共轭酸 碱。 2.掌握弱电解质的解离平衡、 解离平衡常数，溶液pH的简 化计算。
1.酸碱概念的发展，酸碱 质子理论；共轭酸碱概念，酸 碱反应的本质，共轭酸碱的强 弱关系。 2.弱电解质的离解平衡、 离解平衡常数。
一、水的质子自递反应 H2 O + H 2 O H3O+ + OH-

酸碱解离平衡

酸碱解离平衡
一元弱碱
当cb • Kb≥ 20KW 时
当ca / Ka≥ 500 ，且ca • Ka≥20KW时，可简化为
资料仅供参考,不当之处，请联系改正。
例题
• 计算 0.010 mol •L-1 HAc溶液的[H+]和 pH • 计算浓度为1.0 × 10-3 mol •L-1的乳酸溶液
的 pH • 计算 0.100 mol •L-1 NH4Cl溶液的 pH • 计算 0.100 mol •L-1 NaAc溶液的 pH
资料仅供参考,不当之处，请联系改正。
第四节 缓冲溶液
Buffer Solution
能抵抗少量外来强酸、强碱而保持其 pH基本不变的溶液
资料仅供参考,不当之处，请联系改正。
一、缓冲溶液及缓冲机制
㈠ 缓冲溶液及其组成
• 缓冲溶液（buffer solution） • 缓冲作用（buffer action）
constant） ——水的离子积（ion product water）
• KW = [H+][OH -]
资料仅供参考,不当之处，请联系改正。
水溶液的pH
• 中性溶液 [H+] = [OH -] = 1×10-7 mol•L-1 • 酸性溶液 [H+] ＞ 1×10-7 mol•L-1 ＞[OH -] • 碱性溶液 [H+] ＜ 1×10-7 mol•L-1 ＜[OH -] • pH = -lg [H+] • pOH = -lg [OH -]
• 当c≤10-6 mol •L-1时，必须同时考虑水解 离产生的[H+]
资料仅供参考,不当之处，请联系改正。
一元强酸溶液中，水的解离产生的[H+]为
一元强碱溶液中，水的解离产生的[OH -]为

章酸碱解离平衡

章酸碱解离平衡

8 － 1 － 2 水的解离平衡和溶液的 pH
1 水的离子积常数
H2O＋H2O
H3O+ ＋ OH－
或
H2O
H+ ＋ OH－
平衡常数表达式 KӨ ＝[H+][OH－]，称其为水的离子 积常数，经常用 KwӨ 表示。常温下 KwӨ ＝1.0×10–14。
KwӨ 与反应的 ΔrGmӨ 有关系，由 KwӨ 可求得上述反应 的ΔrGmӨ值。
例：如果在 0.10 mol ·dm–3 的 HAc 溶液中加入固体 NaAc，使 NaAc 的浓度达 0.20 mol ·dm–3，求该 HAc 溶 液的 [H+] 和解离度 a。
解：
HAc度 平衡浓度
0.10 0.10－x
0
0
x
0.20 + x
将各平衡浓度代入平衡常数表达式:
例：a) 求 0.010 mol·dm–3 的 H2S 溶液中 H+ 、HS－、S2– 及 H2S 的浓度。
b) 若向上述溶液中加几滴浓盐酸，使其浓度达到 0.010 mol·dm–3，求溶液中 S2– 的浓度。
H2S 的解离平衡常数 K1Ө =1.1×10–7 K2Ө =1.3×10–13
解： a) H2S 的起始浓度 c0 = 0.010 mol·dm–3，其 [H+] 由第一步电离决定。
8 － 1 弱酸和弱碱的解离平衡 8 － 1 － 1 一元弱酸、弱碱的解离平衡
1 解离平衡常数
醋酸 CH3COOH (经常简写做 HAc) 溶液中存在着平 衡：
HAc ＋ H2O
H3O+ ＋ Ac－
或：
HAc
H+ ＋ Ac－
其平衡常数表达式可写成：

酸碱理论与解离平衡

酸碱理论与解离平衡

酸碱的定义
01
阿累尼乌斯酸碱理论
认为凡是在水溶液中电离出的阳离子全部是氢离子的物质就是酸，电离
出的阴离子全部是氢氧根离子的物质就是碱。
02 03
酸碱质子理论
认为凡是可以释放质子（氢离子）的任何物质（分子或离子）都是酸； 凡是能接受质子的任何物质都是碱。简单地说，酸是质子的给予体，而 碱是质子的接受体。
在生物化学中的应用
1 2
生物酶活性
酸碱解离平衡在生物化学中具有重要应用，如酶 的活性受pH值影响，可以通过调节pH值来控制 酶促反应的速度。
生物分子结构
生物分子如蛋白质、核酸等在酸碱环境中会发生 解离和结合，从而影响其结构和功能。
3
生物代谢过程
酸碱平衡对于生物体的正常代谢过程至关重要， 如酸碱平衡失调可能导致代谢紊乱和疾病。
详细描述
酸解离常数通常用$K_a$表示，其计算公式为$K_a = frac{[H^+][A^{}]}{[HA]}$，其中$[H^+]$、$[A^{-}]$和$[HA]$分别表示氢离子、酸根离子和 未解离的酸的浓度。
碱解离常数的计算
总结词
碱解离常数是描述碱解离能力的参数， 其值越大表示该碱的解离能力越强。
VS
详细描述
碱解离常数通常用$K_b$表示，其计算公 式为$K_b = frac{[B^{-}] [OH^{}]}{[HB]}$，其中$[B^{-}]$、$[OH^{-}]$ 和$[HB]$分别表示碱根离子、氢氧根离子 和未解离的碱的浓度。
酸碱解离平衡的计算实例
总结词
通过具体的计算实例，可以深入理解酸碱解离平衡的计算方法。
酸碱电子理论
认为酸是任何可以接受电子的分子或离子，而碱则是任何可以给出电子 的分子或离子。

无机化学 8酸碱解离平衡

无机化学 8酸碱解离平衡
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1-3 酸碱的电子理论
凡是可以接受电子对的物质称为酸 接受电子对的物质称为 一.酸碱电 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 给出电子对的物质称为 子理论定义 凡是可以给出电子对的物质称为碱
二、酸碱反 应的实质
路易斯(Lewis) 酸碱反应的实质是酸碱物质 (Lewis) 路易斯 通过配位键生成酸碱配合物。 1923年提出酸 通过配位键生成酸碱配合物。 1923年提出酸 碱电子论 酸 + 碱 酸碱配合物 H+ + :OHH:OH HCl + :NH3 NH4+ ＋ Cl- 这种酸碱论包 括了除氧化还 BF3 + :FBF4原反应以外的 Cu2+ + 4[:NH3] Cu(NH3)42+ 所有反应。 所有反应。
（pH=12，混合加水后，H+的浓度是 -6 mol·L-1 ，OH- 的浓 ，混合加水后， 的浓度是10 度为10 因此反应完全后OH- 的浓度为 -2 mol·L-1) 的浓度为10 度为 -2 mol·L-1 ，因此反应完全后
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2-3 拉平效应和区分效应
1、拉平效应 溶剂使物质的相对酸碱性区分不出来 拉平效应
在质子论中，酸或碱，可以是中性分子， 在质子论中，酸或碱，可以是中性分子，也可以 是阴阳离子。质子论中没有盐的概念。 是阴阳离子。质子论中没有盐的概念。
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二、酸碱反 酸碱质子论的反应实质是两个共轭酸 应的实质 碱对之间质子传递的反应
酸1 ＋ 碱2 1.电离 1.电离 HCl + H2O HAc + H2O 作用 H 2O + H 2 O + 2.中和 H3O + OH 2.中和 HAc + NH3 反应

第五章 酸碱解离平衡2

第五章 酸碱解离平衡2

=4.5 ×10-13
2. 多元弱碱 以PO43-为例 PO43-+H2O HPO42-+ OH2 {ceq ( HPO4 )}{ceq (OH )} K b1 = 3
{ceq ( PO4 )}

K >> K a >> K 2 a3
a1
HPO42-+ H2O
K =
b2
{ceq ( H 2 PO4 )}{ceq (OH )} {ceq ( HPO4 )}
简写为：w
K = {ceq(H+)}{ceq(OH-)}
《基础化学》--- 第五章
简写为：w = {ceq(H+)}{ceq(OH-)} w ---水的质子自递平衡常数，又称水的离子积。
K
K K
讨论：
1. w 的大小只与T有关，T 温)， w =1×10-14 。
K
K
w ，25℃(室
氨水中，加入少量NH4Cl NH3 + H2O NH4+ + OH平衡
NH4Cl →NH4++ Cl这种在弱电解质溶液中加入与弱电解质含 有相同离子的 易溶强电解质时，使该弱电解 质的解离度下降的现象称为同离子效应。
《基础化学》--- 第五章
例: 0.100 molL-1HAc溶液的解离度为1.33%，如果 在该溶液中加入固体NaAc，使其浓度为0.100 molL-1 （设溶液体积不变），计算此时溶液的ceq(H+)和解离 度。[Ka（HAc）=1.7410-5] 0.100- ceq(H+) 0.100 ceq(H+) ceq(H+) +0.1000.100 { c ( H )}{ c ( Ac )} { c ( H )} 0.100 eq eq eq -5 Ka = 1.7410 = {ceq ( HAc)} 0.100 ceq(H+)= 1.7410-5（molL-1） 0.100mol•L-1HAc 1=1.33% 1.74 105 -4 = =1.7410 =0.0174% c (H+)= 1.32 × -3 10 eq 0.10
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1 把酸和碱局限在水溶液中 。但许多化学反应是在 非水溶液中进行的。
2 把碱限定为氢氧化物。 3 忽视酸碱的联系和统一。
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5.1.2 酸碱的溶剂理论 1905年，富兰克林提出： 每种溶剂都能或多或少电 离出溶剂正离子和溶剂负离子。凡在溶剂中电离出溶 剂正离子的物质叫酸，凡在溶剂中电离出溶剂负离子 的物质叫碱。 酸、碱反应就是溶剂正离子和溶剂负离 子化合形成溶剂分子的反应。
HCl＋NH3→NH4Cl
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溶剂的自解离方程式
液态BrF3： 2BrF3＝BrF2+＋BrF4-
（2KBrF4＋(BrF2)2PbF6＝K2PbF6＋4BrF3 ）
液体 SO2：2SO 2→SO 2＋＋SO32－
（SOCl 2＋Cs2SO3→SO 2＋2CsCl ）
乙醇： C2H5OH = H＋+C2H5O-
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例（ 1994 ）
【已知液体SO2和纯水的导电性相近，实验测得两者的比电导 值分别为3×10-3欧-1厘米-1和8×10-3欧-1厘米-1。】
试用简要的文字和化学方程式给出解释为什么液体 SO2中，可用 Cs2SO3去滴定SOCl2？
【液体 SO 2的自电离与水相似： 2SO2→SO2＋＋SO32－；
（NH4＋+C2H5O- = NH3+C2H5OH）
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例（1997）参照水溶液化学反应的知识回答下面的问题 ：在 液态 BrF3中用 KBrF 4滴定 Br2PbF 10，过程中出现电导 最低点。写出有关反应式。
2KBrF 4＋(BrF2)2PbF6＝K2PbF6＋4BrF3 （注： 2BrF3＝BrF2+＋BrF4－ 故KBrF4相当于水溶液体 系中的 KOH ，(BrF2)2PbF 6相当于水体系中的质子酸）。
1 已知在液氨中能发生下列二个反应，请写出能在水 溶液中发生的与上二反应相当的反应方程式。
NH4Cl＋KNH2＝KCl＋2NH2 2NH4I＋PbNH＝PhI2＋3NH3
HCl＋KOH＝KCl＋H2O 2HI ＋PbO ＝PbI2＋ H2O
2 完成并配平下列反应方程式（ M为金属）：
M＋NH3→
M＋NH3＝MNH2＋1/2H2
1.5×10－4
33.3
97.2
0.8
0
写出上述几种化合物在水溶液和液氨溶液中发生复分解 反应的方向。
【在水中 BaCl2＋2AgNO3＝Ba(NO3)2＋2AgCl↓ 液氨中 Ba(NO 3)2＋2AgCl ＝BaCl 2↓＋2AgNO 3】
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例（1988） 用凝固点降低的方法测定在 100％H2SO4 中，下列酸碱平衡产物（离子）的物质的量（ n）。 写出配平的方程式。
MO＋NH4Cl→ MO＋2NH4Cl＝MCl2＋2NH3＋H2O
M(NH2)2→
M(NH 2)2→MNH ＋ NH3
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例（1990）已知四种无机化合物在水中、液氮中 的溶解度（克溶质／ 100克溶剂）为
AgNO3 Ba(NO3)2
AgCl
BaCl2
水
170
溶解度
液氨
86
9.2
在液体 SO 2中，SOCl 2、Cs2SO 3如下电离： SOCl2→SO2＋＋2Cl－ Cs2SO3→2Cs＋＋SO32－ 两者混合使电离平衡向左移动析出 SO2
SOCl2＋Cs2SO3→SO2＋2CsCl】
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例（ 1990 ）从某些方面看，氨和水相当， NH4+ 和 H3O+（常简写为 H+）相当， NH2-和OH-相当， NH2-（ 有时还包括 N3-）和O2-相当。
HNO3＋2H2SO4 产物的n＝4： HNO 3＋2H 2SO4＝NO 2＋＋2HSO 4－＋H3O＋
【 HNO 3＋H2SO 4＝NO2＋＋HSO 4－＋H2O H 2SO4 ＋H2O ＝HSO4－＋H3O＋ 】
H3BO3＋6H2SO4 产物的n＝6： H3BO3＋ 6H2SO4＝B(HSO 4)4－＋2HSO 4－＋ 3H3O＋
酸碱中和的实质： H+与 OH-结合生成 H2O。 例： 酸： HCl、 HNO3、 H2SO4 H3PO4
碱： NaOH、 Ca(OH) 2、 Fe(OH)2 酸式盐： NaHCO 3、 KHSO4 碱式盐： Mg(OH)Cl 、 Al(OH)SO 4
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电离理论是人们最熟悉和应用最多的一种酸碱 理论。其局限性：
【 H3BO3＋3H2SO4＝B(HSO4)3＋3H2O B(HSO4)3＋ H2SO4＝B(HSO4)4－＋H＋ H2O ＋H＋ ＝H3O＋
2H2SO4 ＋2H2O ＝2HSO4－＋2H3O＋】
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7I2＋HIO3＋8H2SO4 产物的n＝16： 7I 2＋HIO3＋8H2SO4＝5I 3＋＋8HSO 4－＋3H 3O＋
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第五章 解离平衡
要求：弱酸、弱碱的电离常数。
酸碱理论 弱酸弱碱的解离平衡
缓冲溶液
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2
章本总章目录
5.1 酸碱理论
5.1.1 酸碱的电 (解）离理论 1887 年，瑞典化学家阿仑尼乌斯建立酸碱电离理论 。为此获 1903年度诺贝尔化学奖。
电离理论： 在水溶液中只能电离出 H+离子而无其它阳 离子的化合物叫酸；在水溶液中只能电离出 OH-离子而无 其它阴离子的化合物叫碱。 HCl ? NH3 ? ?苯? NH4Cl
无机化学学习内容
理论部分： （一） 4块辅助知识【 气体与溶液， 化学热力学初步 ，
化学平衡（基本概念及 平衡移动原理） ，化学动力 学】。
（二） 3大结构（原子结构， 分子结构 ，晶体结构）。
（三） 4大平衡：
（弱电解质 解离平衡 、沉淀溶解平衡、 氧化还原平衡 （电化学）和 配位解离平衡 等四大平衡）。 元素部分（略）
例：液氨溶剂体系： 2NH3═NH4+＋NH2-
酸
NH 4Cl═NH4+＋Cl-
碱
NaNH 2═Na+＋NH2-
酸碱反应： NH4Cl＋NaNH2═NaCl＋2NH3
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优点：扩大了酸和碱的范围 。 局限性 ：必须有溶剂存在。对不解离的溶剂（如苯和
CHCl 3）和无溶剂的酸碱体系则无法说明。如 气相酸碱反应：