05 第五章 酸碱解离平衡.ppt

第1页：第五章 酸碱解离平衡度的计算 本章目录

第五章 酸碱解离平衡度的计算，本章包含以下各节：

• 酸碱理论
• 弱酸、弱碱的解离平衡
• 酸、碱溶液H3O+ 或OH－离子浓
• 缓冲溶液

第2页：第一节 酸碱理论

第一节 酸碱理论，本节主要内容包括：

• 酸碱电离理论
• 酸碱质子理论
• 酸碱电子理论
• 软硬酸碱理论

第3页：酸碱电离理论

一、酸碱电离理论酸碱电离理论认为：凡在水溶液中电离出的阳离子全部是H+的化合物是酸；电离出的阴离子全是OH-的化合物是碱。酸碱反应的实质就是H+与OH-作用生成H2O。酸碱电离理论的优点是能简便地说明酸碱在水溶液中的反应。但由于该理论把酸碱仅限于水溶液中，无法说明非水溶剂中的酸碱性。另外，电离理论把碱限制为氢氧化物，也无法解释氨水呈碱性这一事实。

第4页：酸碱质子理论

二、酸碱质子理论酸碱质子理论认为：凡能给出质子的物质都是酸，凡能接受质子的物质都是碱。

• 酸失去质子后即成为其共轭碱，碱得到质子后即成为其共轭酸。
• 酸和碱可以是中性分子，也可以是阳离子或阴离子。
• 有些物质既可以作为酸给出质子，又可以作为碱接受质子，这些物质称为两性物质。
• 在质子理论中没有盐的概念。
• 实际上，在溶液中共轭酸碱对之间并不存在上述简单平衡。酸碱
• 酸和碱的定义

第5页：酸碱质子理论（续）

酸碱反应是较强的酸与较强的碱作用，生成较弱的碱和较弱的酸的过程：较强酸+较强碱=较弱碱+较弱酸酸碱质子理论扩大了酸和碱的范围，解决了非水溶液和气体间的酸碱反应。但是酸碱质子理论把酸碱只限于质子的给予或接受，不能解释没有质子传递的酸碱反应。酸碱反应的实质是两对共轭酸碱对之间的质子传递：（二）酸碱反应的实质

第6页：酸碱电子理论

三、酸碱电子理论酸碱电子理论认为：凡是能接受电子对的物质就是酸；凡是能给出电子对的物质就是碱。酸碱反应的实质是碱提供电子对，与酸形成配位键而生成酸碱配合物：酸+碱酸碱配合物酸碱电子理论是目前应用最为广泛的酸碱理论。但酸碱电子理论对酸碱认识过于笼统，因而不易掌握酸碱的特征，也使不同类型反应之间的界限基本消除，最大的缺点是不易确定酸碱的相对强度。

第7页：软硬酸碱理论

四、软硬酸碱理论

• 软硬酸碱的分类根据路易斯酸的性质的不同，皮尔逊把酸分为硬酸、软酸和交界酸三类：
• 硬酸：硬酸是半径较小，电荷数大，对外层电子的吸引力强的阳离子。
• 软酸：软酸是半径较大，电荷数小，对外层电子的吸引力弱的阳离子。
• 交界酸：介于硬酸和软酸之间的酸称为交界酸。

第8页：软硬酸碱理论（续）

根据路易斯碱的性质的不同，分为硬碱、软碱和交界碱三类：

• 硬碱；硬碱中给出电子的原子或阴离子的电负性大、半径小，不易失去电子。
• 软碱；软碱中给出电子的原子或阴离子的电负性小、半径大，易失去电子。
• 交界碱：介于硬碱和软碱之间的碱称为交界碱。

第9页：

第10页：软硬酸碱理论（续）

软硬酸碱规则的含意是：硬酸与硬碱或软酸与软碱都可以形成稳定的配合物；硬酸与软碱或软酸与硬碱形成的配合物不够稳定；交界酸与软碱或硬碱及交界碱与软酸或硬酸都能发生反应，所生成的配合物的稳定性介于上述两类配合物之间。利用软硬酸碱规则可以判断配合物的稳定性和预测有关化学反应的方向。一切化学反应都有朝着硬酸与硬碱结合或软酸与软碱结合的方向进行的趋势。（二）软硬酸碱规则

第11页：第二节 弱酸、弱碱的解离平衡

第二节 弱酸、弱碱的解离平衡，本节主要内容包括：

• 一元弱酸、弱碱的解离平衡
• 多元弱酸、弱碱的解离平衡
• 共轭酸碱对Ka 与Kb 的关系

第12页：一元弱酸、弱碱的解离平衡

一、一元弱酸、弱碱的解离平衡在一元弱酸HA溶液中，存在HA与H2O之间的质子转移反应：达到平衡时：一元弱酸的标准解离常数越大，它的酸性就越强。（一）一元弱酸的解离平衡

第13页：一元弱酸、弱碱的解离平衡（续）

可以用解离度来表征。一元弱酸的解离度

一元弱酸的解离度与标准平衡常数的关系为：当α< 5% 时，1–α≈1，由上式得：

第14页：一元弱酸、弱碱的解离平衡（续）

在一元弱碱A溶液中，存在A与H2O之间的质子转移反应：达到平衡时：一元弱碱的标准解离常数越大，它的碱性就越强。（二）一元弱碱的解离平衡

第15页：多元弱酸、弱碱的解离平衡

二、多元弱酸、弱碱的解离平衡多元弱酸在水溶液中的解离是分步进行的。例如，H3PO4的解离是分成三步进行的。第一步解离：（一）多元弱酸的解离平衡

第16页：多元弱酸、弱碱的解离平衡（续）

第三步解离：溶液中的H3O+ 离子主要来自H3PO4 的第一步解离。多元弱酸的相对强弱就取决于的相对大小，越大，多元弱酸的酸性就越强。第二步解离：

第17页：多元弱酸、弱碱的解离平衡（续）

第一步解离：多元弱碱在水溶液中的质子转移反应也是分步进行的。例如的质子转移反应是分成两步进行的。（二）多元弱碱的解离平衡

第18页：多元弱酸、弱碱的解离平衡（续）

溶液中的OH-主要来自的第一步解离。多元弱碱的相对强弱就取决于的相对大小，越大，多元碱的碱性就越强。第二步解离：

第19页：共轭酸碱对的与的关系

三、共轭酸碱对的与的关系共轭酸碱对HA-A-在水溶液中存在如下质子转移反应：达到平衡时，存在下列定量关系：

第20页：共轭酸碱对的与的关系（续）

以上两式相乘得：例题

第21页：例5-1 其共轭碱Ac-的标准解离常数

例5-1 25 ℃时，HAc 的标准

解离常数为1.8×10-5,计算其共轭碱Ac-的标准解离常数。解：Ac-的标准解离常数为：

第22页：第三节 酸、碱溶液H3O+或OH-浓度的计算

第三节 酸、碱溶液H3O+或OH-浓度的计算，本节主要内容包括：

• 一元弱酸溶液H3O+ 浓度的计算
• 一元弱碱溶液OH-浓度的计算
• 多元酸溶液H3O+ 浓度的计算
• 多元弱碱溶液OH-浓度的计算
• 两性物质溶液H3O+ 浓度的计算
• 同离子效应和盐效应

第23页：第三节 酸、碱溶液H3O+或OH-浓（续）

基础化学中计算H3O+ 浓度或浓度时通常允许有不超过±5% 的相对误差。当两个数相加减时，若其中的较大数x 大于较小数y的20 倍以上时，可以将较小数忽略不计。x ±y ≈ x

第24页：一元弱酸溶液H3O+ 浓度的计算

一、一元弱酸溶液H3O+ 浓度的计算在一元弱酸HA溶液中，存在下列质子转移平衡：溶液中存在下列关系：当，即时，可以忽略不计。上式简化为：

第25页：一元弱酸溶液H3O+ 浓度的计算（续）

由一元弱酸HA的解离平衡得：当，即时，。例题

第26页：例5-2 计算0.10 mol·L-1

例5-2 计算0.10 mol·L-1 HAc 溶液的pH，已知Ka (HAc)＝1.8×10-5 。

解：且可以用最简溶液的pH 为：式进行计算。溶液中H3O+ 浓度为：

第27页：一元弱碱溶液OH-浓度的计算

二、一元弱碱溶液OH-浓度的计算在一元弱碱A的水溶液中，存在下述质子转移平衡：溶液中存在下列关系：当时：当时：例题

第28页：例5-3 计算0.010 mol·L-1

例5-3 计算0.010 mol·L-1 NH3 溶液的pH，已知时Kb (NH3)=1.8×10-5。

解：且可利用最简公式计算。溶液中OH-浓度为：溶液的pH 为：

第29页：多元酸溶液H3O+ 浓度的计算

三、多元酸溶液H3O+ 浓度的计算以二元弱酸H2A为例，它在水溶液中存在下列质子转移平衡：根据得失质子相等的原则：

第30页：多元酸溶液H3O+ 浓度的计算（续）

水的解离：如果又能同时满足即当时，可以忽略，上式可以进一步简化为：

第31页：多元酸溶液H3O+ 浓度的计算（续）

此时二元弱酸可按一元弱酸处理，H3O+相对浓度计算公式为：若时，可进一步简化为：对于三元弱酸溶液H3O+浓度的计算，一般可以忽略三元弱酸的第三级解离，而按二元弱酸处理。例题

第32页：例5-4 计算0.10 mol·L-1

例5-4 计算0.10 mol·L-1 H3PO4 溶液的pH。已知25 ℃时Ka1(H3PO4) = 6.7×10-3, Ka2(H3PO4) = 6.2×10-8，Ka3(H3PO4) = 4.5×10-13。

解：，。可忽略H2O的解离和H3PO4的第二级解离和第三级解离。但可利用近似公式计算。溶液的H3O+ 浓度为：

第33页：例5-4 计算0.10 mol·L-（续）

溶液的pH 为：

第34页：多元弱碱溶液浓度的计算

四、多元弱碱溶液浓度的计算当时，可以忽略水的解离；当时，可以忽略多元弱碱的第二级解离。相对浓度的近似计算公式为：例题若，上式可进一步简化为：

第35页：例5-5 计算0.10 mol·L-1

例5-5 计算0.10 mol·L-1 Na2C2O4 溶液的pH。已知时

解：的第一级标准解离常数和第二级标准解离常数分别为：

第36页：例5-5 计算0.10 mol·L-（续）

由于:可以用最简公式进行计算。OH-的相对浓度为：溶液的pH 为：

第37页：两性物质溶液H3O+ 浓度的计算

五、两性物质溶液H3O+ 浓度的计算两性物质HA－在溶液中存在下列质子转移平衡：根据得失质子相等的原则：

第38页：两性物质溶液H3O+ 浓度的计算（续）

将平衡关系代入上式得：给出质子或得到质子得能力都很小，故。上式可改写为：

第39页：两性物质溶液H3O+ 浓度的计算（续）

例题如果则上式可以简化为：

第40页：例5-6 计算0. 10 mol·L-1

例5-6 计算0. 10 mol·L-1 NH4Ac 溶液的pH，时，

解：可利用最简公式计算。H3O+ 相对浓度为：溶液的pH 为：

第41页：同离子效应和盐效应

六、同离子效应和盐效应HAc是一种弱电解质，在溶液中存在下述解离平衡：若在HAc 溶液中加入NaAc 晶体，Ac-与H3O+结合，生成HAc 和H2O，使HAc 的解离平衡逆向移动，HAc 的解离度降低。这种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，使弱电解质解离度降低的现象称为同离子效应。例题（一）同离子效应

第42页：同离子效应和盐效应（续）

解：HAc 与Ac-在溶液中存在下列解离平衡：例5-7在0.10mol·L-1HAc溶液中，加入NaAc晶体，使NaAc的浓度为0.10mol·L-1。计算溶液中的H3O+浓度和HAc的解离度。并与0.10mol·L-1HAc溶液的H3O+浓度和HAc的解离度进行比较。溶液中H3O＋相对浓度为：

第43页：同离子效应和盐效应（续）

由于Ka (HAc) 很小，解离反应进行趋势不大，0.10 mol·L-1±ceq(H3O＋)≈ 0.10 mol·L-1。HAc 的解离度为：已知0.10 mol·L-1 HAc溶液中ceq(H3O＋)为1.3×10-3 mol·L-1。HAc 的解离度为：

第44页：同离子效应和盐效应（续）

若在HAc溶液中加入NaCl晶体，溶液的离子强度增大，使Ac-与H3O+结合为HAc的速率减慢，HAc的解离度略有增大。这种在弱电解质溶液中加入不具有相同离子的强电解质，使弱电解质的解离度增大的现象称为盐效应。由于盐效应对弱电解质的解离度影响较小，因此在计算中常忽略盐效应。（二）盐效应

第45页：第四节 缓冲溶液

第四节 缓冲溶液，本节主要内容包括：

• 缓冲溶液的组成及作用机理
• 缓冲溶液的计算
• 缓冲容量和缓冲区间
• 缓冲溶液的选择与配制
• 缓冲溶液在医学上的意义

第46页：缓冲溶液的组成及作用机理

一、缓冲溶液的组成及作用机理能抵抗外加少量强酸或强碱，而维持pH基本不发生变化的溶液称为缓冲溶液。缓冲溶液所具有的抵抗外加少量强酸或强碱的作用称为缓冲作用。缓冲溶液是由弱酸和它的共轭碱所组成，而且它们的浓度都比较大。习惯上把组成缓冲溶液的共轭酸碱对称为缓冲对，缓冲溶液是由足够浓度的缓冲对组成的混合溶液。（一）缓冲溶液的组成

第47页：缓冲溶液的组成及作用机理（续）

在HA-NaA缓冲溶液中，存在下述解离平衡：加入少量强酸时，强酸解离出的H3O+ 与A-结合生成HA 和H2O，溶液pH 基本不变。共轭碱A-起到抵抗少量强酸的作用，称为缓冲溶液的抗酸成分。加入少量强碱时，强碱解离产生的OH-与溶液中的H3O+ 结合生成H2O，pH 也基本不变。共轭酸HA起到抵抗少量强碱的作用，称为缓冲溶液的抗碱成分。（二）缓冲作用机理

第48页：缓冲溶液 pH 的计算

二、缓冲溶液pH 的计算在缓冲溶液中，存在下列质子转移平衡：溶液中存在下述关系：

第49页：缓冲溶液 pH 的计算（续）

由以上三式得：在缓冲溶液中：由上式得：缓冲溶液中较大：、

第50页：缓冲溶液 pH 的计算（续）

上式简化为：取负常用对数：常改写成如下通式：例题

第51页：例5-8 缓冲溶液的pH

例5-8 时，在1.0 L HAc-NaAc 缓冲溶液中含有0.10 mol HAc 和0.20 mol NaAc。(1) 计算此缓冲溶液的pH；(2) 向100 mL缓冲溶液中加入10 mL 0.10 mol·L-1HCl 溶液后，计算缓冲溶液的pH；(3) 向100 mL缓冲溶液中加入10 mL 0.10mol·L-1NaOH 溶液后，计算缓冲溶液的pH；(4) 向100 mL缓冲溶液中加入1.0 L 水稀释后，计算缓冲溶液的pH。

第52页：例5-8 缓冲溶液的pH（续）

解：

• 缓冲溶液的pH为：
• 加入10 mL 0.10 mol·L-1 HCl 溶液后，HAc和Ac-的浓度分别为：

第53页：例5-8 缓冲溶液的pH（续）

缓冲溶液的pH 为：（3）加入10 mL 0.10 mol·L-1 NaOH 溶液后，HAc和Ac-的浓度分别为：

第54页：例5-8 缓冲溶液的pH（续）

缓冲溶液的pH 为：（4）加入1.0 L 水稀释后，HAc 和Ac-的浓度分别为：缓冲溶液的pH 为：

第55页：缓冲容量和缓冲区间

容量和缓冲区间（一）缓冲容量缓冲容量

HA-A-缓冲溶液的缓冲容量的计算公式：式中，r=c(A-)/c(HA),称为缓冲比

。

第56页：缓冲容量和缓冲区间（续）

缓冲溶液的缓冲容量与总浓度及缓冲比有关，当缓冲比一定时，总浓度越大，缓冲容量就越大；而当总浓度相同时，缓冲比越接近1，缓冲容量就越大。通常把缓冲比为1 时的缓冲容量称为最大缓冲容量：例题

第57页：例5-9 计算下列缓冲溶液的缓冲容量：（

例5-9 计算下列缓冲溶液的缓冲容量：（1）0.10 mol·L-1 HAc -0.10 mol·L-1 NaAc 溶液；（2）0.010 mol·L-1 HAc -0.010 mol·L-1 NaAc 溶液；（3）0.050 mol·L-1 HAc -0.15 mol·L-1 NaAc 溶液。

解：(1) 缓冲溶液的总浓度和缓冲比分别为：缓冲溶液的缓冲容量为：c1(HAc) + c1(Ac-) = 0.10 mol·L-1 + 0.10 mol·L-1= 0.20 mol·L-1

第58页：例5-9 计算下列缓冲溶液的缓冲容量（续）

(2) 缓冲溶液的总浓度和缓冲比分别为：c2(HAc) + c2(Ac-) = 0.010 mol·L-1 + 0.010 mol·L-1= 0.020 mol·L-1缓冲溶液的缓冲容量为：

第59页：例5-9 计算下列缓冲溶液的缓冲容量（续）

(3) 缓冲溶液的总浓度和缓冲比分别为：c3(HAc) + c3(Ac-) = 0.050 mol·L-1 + 0.15 mol·L-1= 0.20 mol·L-1缓冲溶液的缓冲容量为：

第60页：缓冲区间只有

（二）缓冲区间只有当缓冲比在0.1~10范围内，缓冲溶液才能发挥缓冲作用。通常把缓冲溶液的缓冲比为0.1~10的pH范围称为缓冲区间。HA-A-缓冲溶液的缓冲区间为：

第61页：缓冲溶液的选择与配制

四、缓冲溶液的选择与配制配制缓冲溶液可按下列原则和步骤进行：

• 选择合适的缓冲对，使配制的缓冲溶液的pH在所选择的缓冲对的缓冲区间内。
• 缓冲溶液的总浓度要适当，一般在0.05~0.2mol·L-1之间。
• 缓冲对不能与反应物或生成物发生作用，药用缓冲溶液还必须考虑是否有毒性等。
• 计算出所需共轭酸、碱的量。
• 根据计算结果把共轭酸、碱溶液混合，配成一定体积所需pH的缓冲溶液。例题

第62页：例5-10 配制 pH 为 5.00 的缓冲溶液

5-10 用浓度均为0.10 mol·L-1 的弱酸和其共轭碱溶液配制100 mL pH 为5.00 的缓冲溶液。

解：选择的缓冲对中弱酸的应在4 ～6 之间，HAc 的，可以选择HAc-NaAc 缓冲对。若需0.10 mol·L-1 HAc 溶液的体积为V(HAc)，则需0.10 mol·L-1 NaAc 溶液的体积为100 mL-V(HAc)。

第63页：例5-10 配制 pH 为 5.00（续）

代入数据得：所需NaAc 溶液的体积为：将35.5 mL 0.10 mol·L-1 HAc 溶液与64.5 mL 0.10 mol·L-1 NaAc 溶液混合，即可配制成100 mL pH 为5.00 的缓冲溶液。

第64页：缓冲溶液在医学上的意义

五、缓冲溶液在医学上的意义正常人血液的pH在7.35~7.45之间，维持其pH恒定的缓冲对在血浆中主要有-H2CO3、Na2HPO4-NaH2PO4、Na-蛋白质-H-蛋白质；在红细胞液中主要有KHCO3-H2CO3、K2HPO4-KH2PO4、K-血红蛋白-H-血红蛋白、K-氧合血红蛋白-H-氧合血红蛋白。

第65页：缓冲溶液在医学上的意义（续）

碳酸氢盐缓冲对在血液中的缓冲能力最大。碳酸氢盐缓冲对在血液中存在如下平衡：当体内物质代谢生成酸性物质时,就会与H3O+离子结合生成CO2，H2CO3浓度增大，而浓度降低。可通过加快肺部呼吸吐出CO2,或通过血浆蛋白缓冲对和磷酸氢盐缓冲对与其作用而使CO2浓度降低；同时肾还可以减少对的排泄而使之得到补偿，以此恒定血浆的pH。

第66页：缓冲溶液在医学上的意义（续）

当体内碱性物质增多并进入血浆时，H2CO3浓度降低，而浓度增大，则由肺部控制对CO2的呼出，以及由肾脏加速对的排泄，进一步保持血浆的pH恒定。