大学无机化学课件溶液的酸碱性

溶液的酸碱性§5.1酸碱理论§5.2弱酸弱碱的质子传递平衡§5.3酸碱质子传递平衡的移动§5.4缓冲溶液§5.5酸碱指示剂§5.1酸碱理论5.1.1酸碱质子理论5.1.2酸碱的电子理论简介(自学)5.1.1酸碱质子理论一、酸碱的定义酸碱的定义？阿伦尼乌斯的电离理论，能离解出H+和OH-的物质，狭隘，初级，浅，表面，不能解释所有物质，如NH4Cl水溶液呈酸性。（1）酸：凡能给出质子（H+）的物质.（2）碱：凡能接受质子（H+）的物质.酸质子+碱HClH+Cl–HAcH+Ac–H2CO3H+HCO3–HCO3–H+CO32–NH4+H+NH3H3O+H+H2OH2OH+OH–[Al(H2O)6]3+H+[Al(H2O)5OH]2+分子，分子，阴、阳离子阴、阳离子注：如H2O，HCO3–既是酸又是碱，两性物质。盐也有酸碱性，如Na2CO3，NH4Cl等。1.酸碱反应的实质醋酸溶液中：酸碱半反应1：HAcH++Ac–酸碱半反应2：H++H2OH3O+酸1碱1碱2酸2总反应：HAc+H2OH3O++Ac–酸1碱2酸2碱1H+实质：两对共轭酸碱对之间的质子(H+)传递反应。反应介质：水，非水溶剂或气相。共轭酸碱对——强酸弱碱，弱酸强碱(1)电离作用:HCl+H2O≒H3O++Cl－酸1碱2酸2碱1H+(2)中和反应:H3O++OH－≒H2O+H2O酸1碱2酸2碱1H+(3)水解反应:H2O+Ac－≒HAc+OH－酸1碱2酸2碱1H+酸碱质子理论的优点•与电离理论相比，扩大了酸和碱的范围。如NH4Cl与NaAc，在电离理论中认为是盐，而质子理论认为NH4Cl中的NH4+是酸，NaAc中的是Ac-碱。•酸碱反应是质子传递过程，符合这种要求的反应都可划归为酸碱反应，从而扩大了酸碱反应的范围。•建立了酸碱强度和质子传递反应的辨证关系，把酸或碱的性质和溶剂的性质联系起来。如在水中是弱酸，而在液氨中却是强酸；在水中是强酸，而在并醋酸中却是弱酸。2.水的质子自递平衡H2OH++OH–+H++H2OH3O+H2O+H2OOH–+H3O+]OH][OH[]OH][OH[k223[H2O]可看成常数：离子积Kw=[H3O+][OH–]=[H+][OH–]，Kw与T有关。25℃纯水，Kw＝1×10-14mol/LL/mol101101k714w（1）离子积：[H+]=[OH–]=（2）pH值：]lg[HpH]lg[OHpOH25℃时，pH+pOH=14;pH7酸性=7中性7碱性体液pH体液pH血清成人胃液婴儿胃液唾液7.35~7.450.9~1.55.06.35~6.85大肠液乳汁泪水尿液8.3~8.46.0~6.9~7.44.8~7.5二、共轭酸碱的Ka、Kb与Kw的关系HB+H2OH3O++B–B–+H2OOH—+HBH2O+H2OOH–+H3O+]OH][HB[]B][OH[K23]HB[]B][OH[Ka3][]][[BOHHBKbKw=[H3O+][OH–]∴Kw=Ka.Kb，即固定温度下，Ka与Kb成反比。①HB的解离：②B–离子的水解：③水的解离：HB在水溶液中达到平衡时，离子的浓度只有一个。【例5-3】已知NH3的为Kb为1.79×10-5，试求NH4+的Ka。解：NH4+是NH3的共轭酸,故:Ka=Kw/Kb=1.00×10-14/(1.79×10-5)=5.59×10-10答：NH4+的Ka为5.59×10-10.三、酸碱的强度通式：BA=B++A–]BA[]A][B[K酸acid----Ka,实验平衡常数碱base----Kb,实验平衡常数注意：K只与物质的本性和温度T有关，与浓度无关。aaKpKlgbbKpKlgKa越大，pKa就越小，酸性越强；Kb越大，pKb就越小，碱性越强；四、酸碱的分类(P96表5-1)•一元弱酸、弱碱•多元弱酸、弱碱•两性物质§5.2弱酸弱碱的质子传递平衡5.2.1一元弱酸、弱碱的质子传递平衡5.2.2多元弱酸、弱碱的质子传递平衡5.2.3两性物质的质子传递平衡5.2.1一元弱酸或弱碱的质子传递平衡一、一元弱酸的质子传递平衡例：试计算浓度为C的弱酸HA水溶液的[H+]。解一：(1)忽略水的质子自递平衡，则：HAH++A–起始浓度：C00电离浓度：[H+][H+][H+]平衡浓度：C—[H+][H+][H+]][][][]][[2HCHHAAHKa0][][2KaCHKaHKaCKaKaH42][2….①(2)当C/Ka≥400时，α5%，即C—[H+]≈C，则：CHHCHKa22][][][KaCH][….②CKaCKaCCH][…..③解二：设HA的电离度为αHAH++A–起始浓度：C00电离浓度：CαCαCα平衡浓度：C—CαCαCα二、一元弱碱的质子传递平衡：(1)当KbKw时，忽略水的质子传递平衡：CKKKOHbbb42][2(2)当C/Kb≥400，即α5%时：CKOHb][CKCOHb][【例5-4】已知浓度为0.10mol/L的HAc溶液，求溶液中的H+浓度和电离度α。解：Ka=1.74×10-5，C=0.10mol/LKaKw，C/Ka=5.7×103400。LmolKaCH/1032.110.01074.1][35pH=-lg[H+]=-lg(1.32×10-3)=2.88%32.110.01074.15CKa【例5-5】计算0.100mol·L-1NaAc溶液的pH值。=7.58×10-6mol·L-1解：已知Ka(HAc)=1.74×10-5，Kb(Ac-)=Kw/Ka(HAc)=1.0×10-14/(1.74×10-5)=5.75×10-10∵KbKw,c/Kb=0.10/(5.75×10-10)400,则：所以，pH=8.88∴[H+]=Kw/[OH-]=1.00×10-14/(7.58×10-6)=1.32×10-9mol·L-1100.01075.5][10CKOHb【例5-6】计算0.10mol/L一氯乙酸(CH2ClCOOH)溶液的pH值。解：查表得Ka(HA)=1.40×10-3，C=0.10mol/L。KaKw，C/Ka=1.40×102400，设[H+]为xmol/L。HAH++A–起始浓度：0.1000电离浓度：xxx平衡浓度：0.10—xxx321040.110.0][]][[xxHAAHKax=1.12×10-2mol/LpH=1.955.2.2多元弱酸、弱碱的质子传递平衡HCO3—H++CO32—H2CO3H++HCO3—]COH[]HCO][H[Ka3231]HCO[]CO][H[Ka3232Ka1=4.30×10-7Ka2=5.61×10-11(1)Ka1Kw（忽略水的质子平衡）(2)Ka1Ka2，C/Ka1≥400，作一元酸处理：CKaH1][(3)多元弱碱与多元弱酸同理。【例5-7】计算0.10mol•L-1H2S溶液(饱和浓度)的[H+]和[S2-]以及H2S的电离度。解：HS-H++S2-H2SH++HS-Ka1=1.32×10-7Ka2=7.10×10-15由于Ka1Ka2，C/Ka1400，则作一元酸处理：LmolCKaH/101.110.01032.1][471%11.010.0101.1][4CH][1014.1][1014.1][]][[242422SSHSSHKa因为第二步电离很少，[H+]≈[HS-]：S2-+H2OHS-+OH-Kb1=1.41Kb2=7.58×10-8HS-+H2OH2S+OH-HS-H++S2-H2SH++HS-Ka1=1.32×10-7Ka2=7.10×10-15多元弱酸、弱碱中共轭酸碱Ka和Kb的关系5.2.3两性物质的质子传递平衡1.两性阴离子溶液，如HCO3-,H2PO4-,HPO42-等离子。当Ka2C≥20Kw，C≥20Ka1时，有最简式：21KaKa]H[例：NaHCO3溶液HCO3—H++CO32—HCO3—+H2OH++H2CO3Kb2=2.33×10-8Ka2=5.61×10-1191171016.51061.5107.4][HpH=8.832.由弱酸和弱碱组成的两性物质溶液，如NH4Ac等。3.氨基酸型两性物质溶液：通式：NH3+.CHR.COO-。当Ka阳C≥20Kw，C≥20Ka阴时，有最简式：阴阳KaKa]H[同理于弱酸弱碱组成的两性物质溶液。§5.3酸碱质子传递平衡的移动5.3.1同离子效应5.3.2盐效应5.3.1同离子效应HAc+H2OH3O++Ac-Ac–+Na+←NaAc]HAc[]Ac][OH[Ka3平衡向左移动定义：这种在弱酸或弱碱的水溶液中，加入与弱酸或弱碱含有相同的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。一定温度时的醋酸稀溶液中：CKa降低CKaH][降低解:C0=0.10mol·L-1,CAc-=0.10mol·L-1,Ka=1.74×10-5:【例5-8】在0.10mol·L-1HAc溶液中加入固体NaAc，使其浓度为0.10mol·L-1(设溶液体积不变)，计算溶液的[H+]和电离度。起始浓度：0.1000.10解离浓度：[H+][H+][H+]平衡浓度：0.10-[H+][H+]0.10+[H+]HAcH++Ac–≈0.10≈0.10]HAc[]Ac][H[Ka∴[H+]=Ka·[HAc]/[Ac-]=1.74×10-5×0.10/0.10=1.74×10-5mol·L-1=[H+]/C0=1.74×10-5/0.10=1.74×10-4=0.0174%【例5-9】在0.10mol·L-1HCl溶液中通入H2S至饱和，求溶液中的[S2-]。解：[H+]=0.10mol·L-1，[H2S]=0.10mol·L-1，设[S2-]=xH2S2H++S2-起始浓度：0.100.100电离浓度：x2xx平衡浓度：0.10-x0.10-2xx≈0.10≈0.1010.010.0][][][222xHSSHK=Ka1.Ka2=9.23×10-22x=9.23×10-21mol·L-15.3.2盐效应若在HAc溶液中加入不含相同离子的强电解质如NaCl,，则因离子强度增大，溶液中离子之间的相互牵制作用增大，使HAc的解离度略有增大，这种作用称为盐效应。例如在0.10mol·L-1HAc溶液中加入NaCl使其浓度为0.10mol·L-1，则溶液中的[H+]由1.32×10-3mol·L-1→1.82×10-3mol·L-1，HAc的解离度由1.32%→1.82%。产生同离子效应时，必然伴随有盐效应，但同离子效应的影响比盐效应要大得多，所以一般情况下，不考虑盐效应液不会产生明显影响。5.3.3浓度对平衡移动的影响弱酸HB在水中的质子自递平衡为HB+H2OH3O++B-平衡建立后，若CHB↑，则平衡被破坏，向着HB解离的方向移动，即CH3O+↑和CB-↑。CKaH][而电离度α的变化呢？不同浓度HAc的和[H+]c/(mol·L-1)(%)[H+]/(mol·L-1)0.0202.955.90×10–40.1001.321.32×10–30.2000.9321.86×10-3CKaCH][增大增大减小减小影响平衡移动的因素[H+]电离度α起始浓度↑↓同离子效应↓↓盐效应↑↑§5.4缓冲溶液5.4.1缓冲溶液的定义5.4.2缓冲作用原理5.4.3缓冲溶液pH值的计算5.4.4缓冲溶液的选择和配制M2++H2Y→MY+2H+反应条件:pH=6.5-7.5起始浓度：0.0100.01000mol/L消耗浓度：0.0050.0050.0050.010mol/L