第9章-酸碱平衡

第9章酸碱平衡Chapter9Acid-BaseEquilibrium1.掌握酸碱质子理论；2.掌握一元弱酸、弱碱的电离平衡和近似计算；3.熟悉多元酸、多元碱、两性物质的电离平衡和近似计算；4.掌握同离子效应和盐效应的概念及对弱电解质电离平衡的影响；5.掌握缓冲溶液的概念、组成、配制原则及pH计算。本章要求本章教学内容9-1酸碱质子理论7-2水的离子积和pH7-3酸碱盐溶液中的电离平衡7-4水溶液化学平衡的计算7-5缓冲溶液7-6酸碱指示剂9-1酸碱质子理论重要的酸碱理论：1.酸碱的电离理论——阿仑尼乌斯酸碱理论；2.Brnsted-Lowry——酸碱质子理论；3.路易斯酸碱理论(lewis)——酸碱电子理论。1.酸碱的定义酸：凡能给出质子的物质都是酸。碱：凡能接受质子的物质都是碱。酸和碱可以是分子或离子。如HCl、NH4+、HSO4-是酸；Cl-、NH3、HSO4-是碱。质子理论中不存在盐的概念，它们分别是离子酸或离子碱。如HCO3-、CO32-。酸碱存在着对应的相互依存的关系；物质的酸性或碱性要通过给出质子或接受质子来体现。酸H++碱HClH++Cl-共轭关系共轭酸共轭碱2.酸碱共轭关系HAc的共轭碱是Ac-，Ac-的共轭酸HAc，HAc和Ac-为一对共轭酸碱，称为共轭酸碱对。两性物质：既能给出质子，又能接受质子的物质。等。如：HS,OH,HCO,)OFe(OH)(H,HSO232524HAcH++Ac-共轭酸共轭碱酸H++碱AcHHAc2442HPOHPOH3424POHHPO34NHHNH2333NHCHHNHCH252362O)Fe(OH)(HHO)Fe(H422252O)(HFe(OH)HO)Fe(OH)(H从共轭酸碱对可以看出：①酸和碱可以是分子也可以是离子；②有的离子在某个共轭酸碱对中是碱，但在另一个共轭酸碱对中却是酸，如HSO4-等；③质子理论中没有盐的概念。酸碱反应的实质是两个共轭酸碱对之间的质子传递。3.酸碱反应酸越强，其共轭碱越弱；碱越强，其共轭酸越弱；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。根据质子理论，许多反应都可以归结为酸碱质子传递反应。①酸碱解离反应是质子传递反应。如HF在水溶液中的解离反应是由给出质子的半反应和接受质子的半反应组成的。HF(aq)H++F－(aq)H++H2O(l)H3O+(aq)HF(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+F-(aq)②水是两性物质，它的自身解离反应也是质子转移反应。H+酸(1)碱(2)酸(2)碱(1)H2O(l)+H2O(l)H3O+(aq)+OH－(aq)③盐类水解反应也是离子酸碱的质子转移反应。酸(1)碱(2)酸(2)碱(1)H+NH4Cl水解：酸(1)碱(2)酸(2)碱(1)H+Ac－+H2OOH－+HAcNaAc水解：+H2OH3O++NH34NH④非水溶液中的酸碱反应，也是离子酸碱的质子转移反应。例如NH4Cl的生成：H+液氨中的酸碱中和反应：H+ClNHNHHCl43NaCl2NHNaNHClNH324(1)(2)(2))1(碱酸碱酸(1)(2)(2))1(碱酸碱酸酸碱质子理论扩大了酸碱的含义和酸碱反应的范围，摆脱了酸碱必须在水中发生的局限性，解决了一些非水溶剂或气体间的酸碱反应，并把水溶液中进行的离子反应系统地归纳为质子传递的酸碱反应。但是，酸碱质子理论只限于质子的放出和接受，所以必须含有氢，这就不能解释不含氢的一类的反应。1.水的离子积：纯水有微弱的导电性，说明纯水有弱的解离：水的自偶电离：H2O+H2OH3O++OH可简写为：H2OH++OH9-2水的离子积和pH根据化学平衡定律有：]][[)][OH)(][H(-OHHccKwKwӨ水的离子积常数。实验测得：T=298K(25ºC)时：[H+]=[OH-]=1.0×10-7mol.L-1=1.0×10-14KW水的离子积常数与温度的关系T/KKwӨ273(0℃)1.139×10-15293(20℃)6.089×10-15297(24℃)1.000×10-14298(25℃)1.008×10-14323(50℃)5.475×10-14373(100℃)5.5×10-13水的离子积随温度的升高而增大，但变化不大，在室温时取：14100.1wK当溶液中的[H+]、[OH]很小时，为了方便的表示溶液的酸度，通常用pH表示溶液的酸碱性。cHpH][lgcOHpOH][lg14.00ppOHpHKW2.溶液的pH值同一溶液：水溶液的酸碱性：由于水呈中性，且水中：[H+]=[OH]=1.0×107mol·L1所以：[H+]=[OH]=1.0×107mol·L1溶液呈中性，pH=7[H+][OH],[H+]1.0×107mol·L1溶液呈酸性，pH7[H+][OH],[H+]1.0×107mol·L1溶液呈碱性，pH79-3酸碱盐溶液中的电离平衡9-3-1强电解质溶液9-3-2弱电解质溶液9-3-3拉平效应和区分效应9-3-1强电解质溶液强酸、强碱和所有的盐类在经典电离理论中称为强电解质，当它们进入水中，将完全电离，生成离子，如：HCl→H+(aq)+Cl-(aq)HNO3→H+(aq)+NO3-(aq)NaOH→Na+(aq)+OH-(aq)Na3PO4→3Na+(aq)+PO43-(aq)NH4Cl→NH4+(aq)+Cl-(aq)完全电离是经典电离理论的概念。应该指出的是，上述“完全电离”并不意味着这样酸碱盐电离产生的产物（正、负离子）不再与水有进一步作用的可能，氯化铵电离产生的NH4+，按酸碱质子理论，是一个质子酸（质子给予体），它可以与水发生质子传递反应而使溶液的pH7：NH4++H2ONH3+H3O+简写：NH4+NH3+H+还须指出，上述的“完全电离”只对稀溶液才是合理的近似，对于浓溶液，情况就完全不同了。9-3-2弱电解质弱电解质是指弱酸和弱碱在水中的不完全电离。弱电解质在水中的电离存在电离平衡：如：HAc+H2OH3O++Ac-或简写为：HAcH++Ac-电离度(a)%100%1000eq0cccα初始浓度已解离的浓度平衡：平衡浓度。equationceq电解质强电解质=1弱电解质«1对于：HAcH++Ac-在一定温度下：Ka称为弱酸的电离平衡常数，简称为酸常数。][]][[HAcAcHKaNH3+H2ONH4++OH-Ka和Kb是化学平衡常数的一种形式，利用电离常数数值的大小，可以估计弱电解质电离的趋势。K值越大，电离程度越大。通常把Ka=10-2～10-7的酸称为弱酸，Ka10-7的酸称为极弱酸，弱碱亦可按Kb大小进行分类。][]][[34NHOHNHKb共轭酸碱常数的关系：A+H2OOH+HA][]][[)(A-AHAOHKb)(][][][]][[HAcaWKKHHAHAOH∴Ka·Kb=KW弱酸弱碱在溶液中的电离平衡常数酸KapKa碱KbpKbHIO31.69×10-10.77IO3-5.1×10-1413.29HSO4-1.20×10-21.92SO42-8.33×10-1312.08H3PO47.52×10-32.12H2PO4-1.33×10-1211.88HNO24.6×10-43.37NO2-2.17×10-1110.66HF3.53×10-43.45F-2.83×10-1110.55HAc1.76×10-54.76Ac-5.68×10-109.26HClO2.95×10-87.53ClO-3.39×10-76.47NH4+5.64×10-109.25NH31.77×10-54.751HCN4.93×10-109.31CN-2.03×10-54.69HS-1.2×10-1514.92S2-8.33-0.92拉平效应：溶剂（如水）将酸或碱的强度拉平的作用，称为溶剂的“拉平效应”。如，HCl、HBr、HI等强酸在水中“完全电离”，因而它们的同浓度水溶液的pH相同，这意味着它们酸的强度是相同的。9-3-3拉平效应和区分效应然而，这些强酸结构中与可电离氢原子结合的化学键并不相同，为什么电离能力相同呢？酸在水中电离出氢离子是与水分子作用的结果：HA+H2OH3O++A-强酸在水中表现出相同的强度是由于水能够同等程度地将HCl、HBr、HI等强酸的质子全部夺取过来。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。即水是HI、HBr、HCl的拉平溶剂，却是HCl、HAc、HCN的的区分溶剂。选取比水的碱性弱的非水溶剂，如以甲醇为溶剂，对水中的强酸可体现出区分效应。例如上述强酸在甲醇中不完全解离，酸性强度依次为：HI＞HBrHCl如液氨作为溶剂，那么HCl、HAc、HCN都是强酸。9-4水溶液化学平衡计算9-4-1一元弱酸9-4-2一元弱碱9-4-3同离子效应和盐效应9-4-4多元酸9-4-5多元碱9-4-6酸碱两性物质的电离9-4-1一元弱酸HA(aq)H+(aq)+A－(aq)初始浓度c00平衡浓度c-[H+][H+][A-]或平衡浓度c–ccc=c-c平/c=[H+]/c[H+]=c24][,%5500][][][,%5500][][][]][[2a2a2cKKKHKccKHcHKcHcKcHcHHAAHKaaaaaa应按下式计算：时时，当时，当11][,%55001][][][]][[θaa2a22cKKccHcKccccccHcHHAAHKKaa，，，时时，当的关系：与电离度稀释定律：在一定温度下(Ka为定值)，某弱电解质的电离度（）随着其溶液的稀释而增大。例：计算0.10mol·L-1HAc溶液的pH、pOH和电离度。13515.1033.1][1076.1,.10.0500)1076.1/(10.0/LmolcKHKLmolcKcaaa算：所以可以用近似公式计先进行近似条件判断：解：88.2]lg[HpH%33.1%10010.01033.13α醋酸的解离度12.11pH-14pOH常见弱酸的Ka可在化学手册中查到。见教材P409-413附表39-4-2一元弱碱B-+H2OHB+OH-][][HB][OHBKbKb为一元弱碱的解离平衡常数。24][%5500][%55002abcKKKOHKccKOHKcbbbb时：时，当时：时，当同样：c00.20000例：已知25℃时，0.200mol·L-1氨水的解离度为0.95%，求[OH－],pH值和氨的解离常数。)aq(OH(aq)NHO(l)H(aq)NH423解：ceq0.200(1–0.95%)0.200×0.95%0.200×0.95%[OH-]=0.200×0.95%=1.9×10-3(mol.L-1)pH=14-pOH=14-(-lg1.9×10-3)=11.27532334108.1109.1200.0)109.1(][]][[NHOHNHKb弱酸、弱碱的浓度增大，解离度减小，但并不意味着溶液中的[H+]、[OH-]减小。（为什么？）9-4-3同离子效应和盐效应平衡移动方向1.同离子效应：加入NaAc(aq)Na+(aq)+Ac-(aq)HAc(aq)H+(aq)+Ac-(aq)同离子效应：在弱电解质溶液中，加入与其含有相同离子的易溶强电解质，使弱电解质的电离平衡向左移动，从而使弱电解质的电离度降低的现象。例：在0.10mol·L-1的HAc溶液中，加入NH4Ac(s)，使NH4Ac的浓度为0.10mol·L-1，计算该溶液的p