K c0
o a
使用此公式的条件： ① c0/Ka >500, 否则解二次方程； ② c0>1.010-5molL-1,否则解高次方程。 x=c(H3O+)=1.3×10－3
c(H3O+) = c(Ac－) = 1.3×10－3 mol· L-1
c(HAc)=(0.10-1.3×10－3)mol· L-1≈0.10mol·L-1
令
-
\
pH + pOH = p KW = 14
§ 5.3 弱酸、弱碱的解离平衡
5.3.1 一元弱酸、弱碱的解离平衡
5.3.2 多元弱酸的解离平衡 5.3.3 盐溶液的酸碱平衡
5.3.1 一元弱酸、弱碱的解离平衡
1.一元弱酸的解离平衡 HA(aq)+H2O(l)=H3O+(aq)+A-(aq)
[c( H 3 O )][c( A )] T一定，平衡时 Ka (HA)= [c( HA)]
5.1.3 酸的相对强度和碱的相对强度
酸和碱的强度是指酸给出质子的能力和 碱接受质子的能力的强弱。 HAc HCN
Ka
1.8×10-5
5.8×10-10
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。 拉平效应：溶剂将酸或碱的强度拉平的作用， 称为溶剂的“拉平效应”。
质子理论的评价 优点： ⑴不仅包括了电离理论，而且扩大了范围， 尤其扩大了碱的范围； ⑵不仅适用于水溶液，也可应用于非水溶剂， 无溶剂，不电离溶剂的酸碱反应及气相反应； ⑶把水溶液中进行的各种离子反应系统地归 纳为质子转移反应。 缺点： ⑴定义的酸碱必须有质子(AlCl3, BCl3)； ⑵酸碱反应必须有质子的转移。
例:计算25℃时, 0.10 molL-1HAc溶液中的H3O+, Ac-, HAc, OH-浓度及溶液的pH值.
解:
初始浓度/mol· L-1 平衡浓度/mol· L-1
HAc(aq)+H2O(l) 0.10 0.10－x
3 +
H3O+(aq)+Ac－(aq) 0 x
-
0 x
K a (HAc)
-
NH (aq) + OH (aq)
+ 4 -
0 0 0.200×0.95% 0.200×0.95%
-3
c(OH ) = 0.200×0.95% = 1.9× 10
+ -
-3 = = pH 14 pOH 14 ( lg1.9× 10 ) = 11.27
c( NH4 ) c(OH ) (1.9× 10 ) = K b ( NH3 ) = -3 c( NH3 ) 0.200 - 1.9× 10
阿累尼乌斯(1859-1927),瑞典 籍化学家,1903年获Nobel奖
•
电解质在水溶液中能电离出H+是酸的特 征，能电离出OH-为碱的特征。 优点： ⑴明确了H+是酸的特征，OH-为碱的特征。 ⑵揭示了中和反应的实质：H++ OH-=H2O ⑶找到了酸碱强度的定量标度。 缺点：⑴把酸碱局限在水溶液中； ⑵把碱限于氢氧化物。
pH与氢离子浓度的互相换算；
3. 掌握弱酸、弱碱的解离平衡，盐溶液的酸碱平衡，熟练掌握各种解
离平衡常数的有关计算；
4．掌握同离子效应和缓冲溶液的概念，熟练掌握缓冲溶液pH值的计算
，缓冲溶液的配制和应用；
5．了解酸碱指示剂及其应用； 6．掌握酸碱电子理论和配合物的定义、组成、命名等基本概念； 7．掌握配位平衡常数和配合物平衡组成的计算； 8．了解配合物取代反应和电子转移反应； 9． 了解软硬酸碱理论和配合物的稳定性，了解螯合物的特征和特殊的
3
-
① 酸碱解离反应是质子转移反应，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+ + H2O(l) HF(aq) + H2O(l) H+ + F－(aq) H3O+(aq) 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。
{ c(H O )}{c(Ac )} =
{c(HAc)}
2
x K a ( HAc) = 0.10 - x
如果:0.10-x≈0.10
计算中忽略了水的解离，只要c0>1.010-5 molL-1, 就可忽略水的解离。对浓度为c0的一 元弱酸：c0/ Ka >500, <0.05 c(H3O+)=
酸性：HClO4 H 2SO 4 H 3 PO4 HAc H 2 CO 3 NH H 2 O
碱性：ClO HSO H 2 PO
Ac- HCO3 NH3 OH 4 4 4
+ 4
酸碱反应的方向： 强碱夺取了强酸的质子而转化为较弱的碱和 较弱的酸。
§ 5.2 水的解离平衡和pH值
2
{ }
稀释定律：在一定温度下(K a 为定值)，某弱 电解质的解离度随着其溶液的稀释而增大。
2. 一元弱碱的解离平衡：
B(aq)+H2O(l)=BH+(aq)+OH-(aq)
[c( BH + )][c(OH - )] K b (B)= [c( B)]
K b 为一元弱碱的解离常数，与弱酸的情况 一样。 o K c(OH )= b c0
+
-
解离常数 Ka ：附表三，P654. ⑴ Ka 为解离平衡常数，与弱酸的本性有关， 与平衡时的温度有关，与弱酸的起始浓度无 关； ⑵ Ka 越大，酸性越强，10-210-7弱酸，<10-7 极弱酸； Ka 增大(解离为 ⑶ Ka 与温度有关，T升高， 吸热反应)。但室温时可忽略其影响； ⑷p Ka =-lg Ka , pKa 越大，酸越弱。
5.1.2 酸碱质子理论的基本概念
酸：凡是能释放出质子(H+)的任何含氢原 子的分子或离子的物种(质子的给予体) 。 碱：凡是能与质子(H+)结合的分子或离子 的物种(质子的接受体) 。
布朗斯特 (Brö nsted J N, 1879-1947) 丹麦物理化学家.
劳莱 (Lowry T M,) 英国化学Байду номын сангаас.
稳定性。
§ 5.1 酸碱质子理论概述
*5.1.1 历史回顾 5.1.2 酸碱质子理论的基本概念
5.1.3 酸和碱的相对强度
5.1.1 历史回顾
• • • • • 最初 酸：有酸味，能使石蕊试液变红； 碱：有涩味，滑腻感，使石蕊试液变蓝。 1777年，法国Lavoisier提出酸中含有氧元 素。 1810年，英国Davy提出酸中共同的元素 是氢，不是氧。 酸碱电离理论 1884年, 瑞典化学家 S. Arrhenius提出：
酸
HAc H 2 PO HPO NH
4 24 + 4
H+ + 碱
H + Ac + 2+ H HPO 4
3+ H PO 4 + + -
H + NH 3 H + CH 3 NH 2 H + [Fe(OH)(H 2 O) 5 ]
+ +
+
[CH 3 NH 3 ]+ [Fe(H 2 O) 6]
3+
+
2+ +
条件同样是: c0 >1.010-5molL-1， c0/ K b >500, <0.05
例：已知25℃时， 0.200mol· L-1氨水的解离 度为 0.95%，求c(OH－), pH值和氨的解离常数。 解： NH3 (aq) + H 2 O(l)
c0 0.200 ceq 0.200(1– 0.95%)
25
1.0110-14 100
5.4310-13
T ， KW
5.2.2 溶液的pH值
1909年丹麦生物学家Sorensen提出：
+ { = pH lg c(H 3O )}
pOH = -lg{ c(OH )} + -14 根据 KW ={c(H 3O )}{c(OH )}= 1.0×10 + - lg c(H ) - lg c(OH ) = - lg KW = 14 即
H+
H2O(l)+H2O(l) 酸(1) 碱(2)
H3O+(aq) +OH－(aq) 酸(2) 碱(1)
③ 盐类水解反应也是离子酸碱的质子 转移反应。例如NaAc水解：
H+
Ac－+H2O
碱(1) 酸(2)
OH－ + HAc
碱(2) 酸(1)
NH4Cl水解：
H+
NH + H2O
酸(1) 碱(2)
+ 4
α与 K a 的关系： HA(aq) 初始浓度 c 平衡浓度 c– cα H+(aq) + A－(aq) 0 0 cα cα
K a（HA） -4 当 10 时， c -2 10 1- 1 K a（HA） = 2 Ka（HA） = c {c}
c Ka = 1-
2 3
{c(H2CO3 )}
+
3
第二步： HCO－ 3 (aq) + H 2 O(l)
K a2
K a1 K a2
{ c(H O )}{c(CO )} (H CO ) = = 4.7 10 {c(HCO )}
3 2－ 3 2 3 － 3
2－ H3O+ (aq) + CO3 (aq)