第七章酸碱反应7.1酸碱质子理论7.1.1质子酸碱概念H2O共轭酸——H3+O7.1.2酸碱反应7.2水溶
液中的重要酸碱反应7.2.1水的质子自递反应7.2.2弱一元酸碱的离解共轭酸碱对中Kaθ与Kbθ的关系7.2.
3弱多元酸碱的离解7.2.4两性物质pH值的计算7.3酸碱平衡的移动7.3.1稀释作用计算共轭酸碱混合溶液
酸度的公式：7.3.3介质酸度对酸碱平衡的影响由弱多元酸(碱)型体分布图可知:7.4酸碱缓冲溶液7.4.1酸
碱缓冲溶液的组成和性质7.4.2酸碱缓冲溶液的配制溶液酸度计算小结1、酸碱电离理论：1880年~1889年阿仑尼
乌斯（Arrhenius）提出酸——水溶液中解离出的阳离子全部是H+的物质；碱——水溶液中解离出的阴离子全部是OH－的物质；
2、酸碱质子理论：1923年Bronsted（布郎斯特）和Lowry（劳莱）提出酸碱质子理论酸——能给出质子H+的物
质；碱——能接受质子H+的物质；3、软硬酸碱理论：路易斯（Lewis）提出酸——能接受电子对的物质;碱——能给出电子对的物
质酸:能给出质子的物质;碱:能接受质子的物质HAcH＋
＋Ac-酸质子
碱HClH＋
＋Cl－NH4＋H＋
＋NH3HCO3－H＋＋
CO32－酸与其释放一个H+后形成的相应碱为共轭酸碱对H2CO3
H＋＋HCO3－共轭碱——OH－加H＋减H＋NH3共轭酸NH4+
共轭碱NH2－共轭酸共轭碱例1根据布朗斯特的酸碱质子理论，可以得出（）
A.任何一种酸失去质子就成为碱B.碱不可能是阳离子C.碱不可能是阴离子D.碱不可
能是电中性的分子A例2对于下列反应来说，正确的叙述是（）[Al(
H2O)6]3++H2O→[Al(H2O)5(OH)]2++H3O+A.[Al(H2O)6]3+是碱，而H2O是它的
共轭酸B.[Al(H2O)6]3+是碱，而[Al(H2O)5(OH)]2+是它的共轭酸C.[Al(H2
O)6]3+是酸，而H2O是它的共轭碱D.[Al(H2O)6]3+是酸，而[Al(H2O)5(OH)]2+是它的共轭
碱DNH4＋H＋＋N
H3（1）NH4＋H＋＋NH
3+（2）H2O+H＋H3O＋
NH4＋+H2OH3O＋
＋NH3酸1碱2碱1酸2酸碱反应:是酸与碱相互作用，分别转化为对应的共轭碱和共轭
酸的反应，即酸碱之间质子的转移作用。H＋HCl+NH3NH4++Cl－
酸碱反应总是由较强的酸与较强的碱作用，向着生成较弱的酸与较弱的碱的方向进行。H2O+H2O=H3+
O+OH-H2O=H++OH-Kwθ={c(H+)/cθ}{c(OH-)/cθ}其中K
wθ为水的质子自递常数或水的离子积，数值的大小只与温度有关,与浓度、压力无关。如HAc+H2O=H3+O+Ac-NH4
++H2O=H3+O+NH3HAc=H++Ac-NH4+=H++NH3简写对于某弱一元酸HB=H++
B-离解常数或电离常数对于某弱一元碱B-+H2O=HB+OH-HB=H++B
-起始浓度（mol/l）c00平衡时浓度ceq
c-xxx求解此一元二次方程，可得：精确式当
时，弱酸的离解度很小，可忽略弱酸的离解，即c-x≈c最简式同样，对于弱一元碱：离解度α=
已离解的浓度总的浓度=例：计算下列各种浓度的醋酸溶液中的c(H+)和离解度α及pH值(1)0.10mol/l
(2)1.0×10-5mol/l.(Kaθ(HAc)=1.76×10-5）(1)HB
+H2O=H3+O+B-K1θ=Kaθ(HB)(2)B-+H
2O=HB+OH-K2θ=Kbθ(B-)+H2O+H2O=H3+O+O
H-KwθKwθ=K1θ·K2θ=Kaθ(HB)·Kbθ(B-)即在水
溶液中，共轭酸碱离解常数的乘积等于水的质子自递常数。所以在一定条件下，若酸给出质子的能力较强，则其共轭碱接受质子的能力必然较弱例
：比较OH-与NH2-的碱性。NH2->OH-例：计算298K时，下列各溶液的pH值（1）0.10mol/lNH3·
H2O（2）0.010mol/lNaAc解：（1）[OH-]=Kb·c
=1.3×10-3（mol/l）（3）0.10mol/lNH4Cl（KHAc=1.76×10-5KNH
3=1.76×10-5）pOH=-lg1.3×10-3=2.89（mol/l）pOH=-lg2.38×10-
6=5.62pH=5.12pH=11.11pH=8.38（mol/l）弱多元酸碱在水溶液中的离解是分步进行的
，如H2S：(1)H2S=H++HS-(2)HS-=H++S2-又如(1)S2-+H2O
=HS-+OH-(2)HS-+H2O=H2S+OH-Ka1θ(H2S)·Kb2θ(S2-)=K
wθ；Ka2θ(H2S)·Kb1θ(S2-)=Kwθ由于第一级离解产生的H+对第二步离解的抑制作用，故：Ka1θ
>Ka2θ很多对于二元弱酸H2A来说，溶液的c(H+)由第一步离解决定，可认为：c(HA-)=c(
H+)即HA-的电离极小被忽略，而c(A2-)的数值近似等于Ka2θ。比较弱多元酸的强弱，只须比较其第一级离解常数Ka1θ即可。
故计算弱多元酸（碱）溶液的pH值时，将其视为弱一元酸（碱）处理。例：计算c(H2CO3)=0.1mol/l的H2CO3水溶液中c
(H+)、c(HCO3-)、c(CO32-)。（已知H2CO3的Ka1θ=4.3×10-7,Ka2θ=5.61×10-
11）解：由于可忽略第二步电离,故:c(HCO3-)=c(H+)=2.07×10-4mol/lc(CO32-)
=Ka2θ=5.61×10-11mol/l例：计算298K时1.0×10-5mol/LHCN溶液的c(H+)（已知
Ka(HCN）=4.93×10-10）解：c/Ka≥102.81,用最简式=7.0×10-8×所以
当c·Kaθ<20Kwθ时,不能忽略水的离解=1.2×10-7碱性其中Ka1θ表示碱的共轭酸的离解常
数；Ka2θ表示酸的离解常数例：计算298K时0.100mol/L（NaHCO3）溶液的pH值.(已知H2CO3的Ka
1=4.3×10-7，Ka2=5.6×10-11）解：pH=8.31HAC水溶液:NaAC水溶液:H2CO3
水溶液:Na2CO3水溶液:NaHCO3水溶液:NaH2PO4水溶液:Na2HPO4水溶液:NH4CN水溶液:7.3.
2同离子效应HAc=H++Ac-NH3+H2O=NH4++OH-NaAcNH4Cl
NaAc(NH4Cl)加入对HAc(NH3·H2O)的离解有抑制作用.此种共轭酸碱对之间对离解反应的相互抑制作用
,称为同离子效应.溶液稀释后,弱酸碱的电离度增大的现象,称为稀释作用.例:计算c(NH3)=0.20mol/l,的氨水
和c(NH4+)=0.2.mol/l的氯化铵溶液等体积混合后溶液的pH值及NH3的离解度.解:NH3+H2O=NH4
++OH-ceq(mol/l)0.10-x0.10+xxc0(mol/l
)0.100.10由于共轭酸碱对间的同离子效应,使两者的离解度大大降低,则:
0.10-x≈0.10，0.10+x≈0.10所以c(OH-)/cθ=Kbθ=1.77×10-5，c(H+)
=5.65×10-10mol/lpH=9.25α=c(OH-)/c=1.77×10-5/0.1=0.0177%p
H=pKaθ-lgc(A)c(B)pOH=pKbθ-lgc(B)c(A)其中c(A)、c(B
)分别为共轭酸、共轭碱的浓度例：计算c(NaHS)=0.10mol/l的NaHS与c(Na2S)=0.10mol/l的Na2S溶
液等体积混合后的PH值。(已知:H2S的Ka1θ=
1.3×10-7，Ka2θ=7.1×10-15)解：如某弱一元酸HB水溶液HB=H++
B-当pH=pKaθ时,=1,此时共轭酸碱浓度相等;当pH>pKaθ时,当pH(B-)<1,此时弱一元酸主要存在型体为碱.>1,此时弱一元酸主要存在型体为酸;c(HB)c(B-)c(HB)c(B-
)pKa2θpKa1θpKa3θ(a)50mlH2OpH=7.00(b)50ml含有0.10mol/L
HAc和0.10mol/LNaAcpH=4.760.05ml1.0mol/lHClpH=3.00pH=4.75缓冲溶液:能够抵抗外加少量酸、碱或加水稀释，而本身pH值基本保持不变的溶液缓冲溶液一般由弱酸（碱）及相应的共轭碱(酸)组成。例：HAc—NaAc、NH3—NH4Cl、NaHCO3—Na2CO3等缓冲原理:缓冲溶液一般由浓度较大的弱酸（碱）及共轭碱(酸)组成,存在较强的同离子效应。缓冲溶液酸度计算公式:步骤:（1）正确选择缓冲对；pKaθ=pH±1orpKbθ=pOH±1（2）计算缓冲对的浓度比；（3）保证共轭酸、碱的浓度控制在0.1~1.0mol/l范围内；（4）用酸度计验证。 |
|
