Chapter 5：Acid base ＆ precipitation-dissolution equilibrium
本章教学要求
1、熟悉酸碱三大理论。 2、掌握弱酸、弱碱溶液的pH值以及多元弱酸碱的分级计算。 3、理解缓冲溶液的作用原理，掌握其pH值的计算、配制。 4、初步认识同离子效应、盐效应对弱电解质的电离度影响。 5、熟悉缓冲溶液在药物生产、药物质量控制上的应用。
H2CO3 + OH－
KbK Kaw 14 1..3 00 11 01 0742.31 08
Kb＞Ka，说明结合质子的能力大于给出质子的能力，所以溶液显碱性。
H3O+ + A－
Ka
[H ][A] [HA]
C/Ka ≧ 500,
[H]Ka K2a4KaC 2
[H] KaC酸
近似公式
电离平衡常数与电离度的关系：
电离度： 已原电有离分的子分总子 数 1数 00%
相同浓度的不同弱电解质的电离度与电离平衡常数的平方根成正比。
K
a
c
稀释定律
课堂习题
1、计算0.1mol/L HAc溶液中[H+]与 [Ac-]及电离度α.
解:因为
Ca Kaθ
1.706.11005
500
KaCa2K 0w
[H ]K aC 酸 1 .3 3 1 3 0 mL o 1 l
Ka 1.76105 1.33%
Ca
0.10
课堂习题
2、计算1.0×10-4mol/l HCN溶液的pH。 已K 知 a (HC ) N4.9 31 0 10
·
相关规定
当c(H+)比较小时，常用pH（或pOH）表示溶液酸碱性
定义：
pH loc(c g H θ), pO H loc(g O cθ)H
❖pH + pOH =pKw= 14
pH = 7 中性
pH < 7 酸性
pH > 7 碱性
一、 一元弱酸弱碱电离平衡
弱酸 HA的电离平衡: HA+ H2O
Ac- + H2O
HAc + OH-
Kb
[HA][OH] [A]
大多数的酸.碱的酸度常数.碱度常数都能从参考书中查找到的。
理论小结
酸碱质子理论不仅扩大了酸碱的含义和 酸碱反应的范围,同时摆脱了酸碱反应必须在 水中发生的局限性,并且揭示了酸碱反应的实 质是质子传递的反应。
三、酸碱电子理论
1923年路易斯（Lewis）提出了酸碱电子理论。
如:
金属离子：Fe 3+、Zn2+ 、Hg2+ 、Co2+、Ni2+
如: 缺电子分子：BF3 、 AlCl3
提示：能提供合适的空轨道，就是Lewis酸。
三、酸碱电子理论
Lewis 碱
Ho H
FH
H H NH
提示：它们均有未共享的电子对， Lewis 碱与质子碱概念基本上没有 区别，质子理论中的碱要接受一个质子，其实它必定有未共享的电子对。
K a θ 1c ( H c ) ( H c θ 2 S c ) ( H c θ )c θ c ( c H ( H c ) 2 θ S c )始 θ c ( c H ( c H ) θ c )θ c ( H )c c 始 θ c c ( θ H )c θ
c(H) cθ
cH2S cθ
二、酸碱质子理论
1、共轭酸碱对:
HAc
H+ + Ac-
酸
酸
- H+ + H+
碱
H+ + 碱
酸给出质子后余下的那部分就是碱,碱接受质子后就成了酸，酸碱的这种相 互依存关系叫共轭关系。
二、酸碱质子理论
1、共轭酸碱对:
H+
HAc + H2O
酸1
碱2
H+
NH4+ + H2O
酸1
碱2
Ac- + H3O+
碱1
CO32－ +H+ HCO3－ +H+ H2CO3 根据对平衡的处理和数学推导，以及基于与前面近似处理的相同原则，可得：
前提条 件
[H] Ka (C0Ka Kw) Ka C0
当KaC ＞ 20Kw，且C ＞20 K a′时，经推导和近似处理，可得到两性物 质的[H+ ]浓度近似计算公式：
[H] KaKa
三、酸碱两性物质溶液pH值的计算
常见的两性物质有三种类型： 两性阴离子，如HCO3－、H2PO4－、HPO42－； 阳离子酸和阴离子碱组成的两性物质（弱酸弱碱盐），如NH4Ac； 氨基酸型两性物质（以NH3+—CHR—COO－为代表）。
通常根据具体情况，抓住溶液中的主要平衡，进行近似处理。如：HCO3－ CO32－ +H+ HCO3－ +H+ H2CO3
酸: [Fe(H2O)6]2+、 NH4+ 、H2S
碱： CO32－
两性物： [Cr(H2O)5(OH)]2+、H2PO4－、H2O、HS－
随堂练习：
2、根据酸碱质子理论，下列叙述中不正确的是( )
A： 酸碱反应的实质是质子转移 B：化合物中没有了盐的概念
C：酸失去质子后就成为碱
D：酸愈强，其共轭碱也愈强
H H-S
H-S H S2-
K θ a1c(H )c(c H θ2 S c)(H cθ)Scθ9.11 0 8
一级离解常数
K θ a2c(H c)(H cθ-1 cS )(S c2θ)cθ1.110 12 二级离解常数
c(H )c(H )1c(H )2 Ka 1 Ka c 2(H )1
c ( H ) c ( H S ) 生 c ( H S 成 ) 减 c ( H S ) 少 1 c ( H ) 2 c ( H ) 1 c ( H )
pH12(pKa pKa )
Ka：是两性物质作为酸时本身的酸度常数， K’a：其作为碱时，其共轭酸的酸度常数。
课堂习题
定性说明NaHCO3溶液的酸碱性。
解：在NaHCO3 溶液中存在以下平衡
HCO3－ + H2O
CO3 2－ + H3O+ Ka = Ka2（H2CO3）= 5.61×10－11
HCO3－ + H2O
疑问：什么是酸？什么是碱呢？
最初人们根据物质表现出来的性质来区分酸和碱。 模拟实验:
酸 HCl 石蕊
碱 NaOH
石蕊
实验现象: 石蕊试剂:兰色 → 红色 红色 → 兰色
一、酸碱电离理论
1887年阿仑尼斯（S.Arrhenius）提出了酸碱电离理论:酸:凡在水溶液中能 电离产生 H+的物质。碱: 凡在水溶液中能电离产生OH-的物质。
二、酸碱质子理论
1923年布朗斯特（J.N.Bronsted）提出了酸碱质子理论。
酸: 能给出质子的物质,即质子的给体。 如:HCl → H+ + Cl-
碱: 能与质子结合的物质,即质子的受体。 如:NaOH, OH-, Ac- , NH3, CO3-, CN-.
提示：质子理论把碱的范围大大地扩大了。
Kaθ2c(H c)(H cθ-1 cS )(S c2θ)cθ1.110 12
所以： [S2-] = Ka2 与该酸的起始浓度无关。
课堂习题
❖计算0.1mol/LH2S水溶液的[H+]、pH、[S2-]。
解: 因为Ka1＞＞Ka2 , C/Ka1＞500
[H] Kθa1C0 9.5105molL1
酸: 凡是能接受电子对的分子、离子、原子团。 碱: 凡是能给出电子对的分子、离子、原子团。
NH3
Cu2+ + 4(:NH3)
酸
碱
[ H3N
Cu
NH3 ]
NH3
三、酸碱电子理论
Lewis 酸
酸碱电子理论与酸碱质子理论相比，扩大了酸的范围，因为能接受 电子对作为Lewis酸的物质不仅是质子，也可以是金属离子或缺电子的分子。
同一酸碱在不同的溶剂中的相对强弱则由溶剂的性质决定的。
例如： HAc在溶剂水中是一弱酸，而在溶剂液氨中却是一较强的酸。
二、酸碱质子理论
4、酸碱的强弱： 由此可见：为了定量地表示质子论中的各种酸碱的相对强弱，我们必须用一
两性物质作为基准物-- H2O
HAc + H2O
Ac- + H3O+
Ka
[H ][A] [HA]
性物。
HPO42-
+ H+
H2PO4-
+ H+
H3PO4
❖如：HS- H2PO4- HPO4- HSO3- HCO3- HSiO3-等都是两性物。
二、酸碱质子理论
4、酸碱的强弱： 这不仅取决于酸碱本身释放质子和接受质子的能力,同时也取决于溶剂释放
和接受质子的能力。因此比较酸碱强弱必须固定溶剂,一般以水为溶剂。
3、已知H2S的Ka1θ=9.1×10-8 ,Ka2θ=1.1×10-12,那么对于反应S2-+H2O = HS-+OH-, 该反应的平衡常数Kθ=____________ ,共轭酸碱对为____________。
课堂小结
酸碱电离理论认为：凡在水溶液中能电离产生H+的物质就是酸 ；凡在水溶液中能电离产生OH-的物质就是碱。
酸 HAc
H2O
电离产生：
H
+
H2O
碱 KOH
电离产生： OH-
一、酸碱电离理论
局 限 性：
1、仅限于水溶液,无法说明物质在非水溶液中的酸碱问题。