上海交通大学：《大学化学（通识）》课程教学资源（课件讲义）第5章 酸、碱和配合物及水溶液中的平衡

电解质 ·强电解质 强酸(HCIO4、HCI、H2SO) 强碱(KOH、NaOH) 大多数盐类 第5章 ·弱电解质 无机弱酸(H2S、HCN、H2CO)、弱碱 酸，碱和配合物及水溶液中的平衡 (NH2H2O) 大多数有机酸、大多数有机碱 少数金属的卤化物和氧化物 酸和碱的特征 Acids Base (Properties) (Properties) .Taste Sour .Taste Bitter .Neutralizes bases -Denatures Proteins 第5章 .Dissolves metals .Neutralizes acids .Turns metal to hydroxides Examples: .Juices: Examples: .Lime water .Wine .Banana Ammonia 合物及水液中的衡 .Coffee -blood .Vitamin C $oa即 5.1酸碱理论及其发展 (1)阿仑尼乌酸碱电离理论 Arrhenius:指出，在水溶液中 电离产生的阳离子全部是H+的化合物称为酸 电离产生的阴离子全部为OH的化合物称为碱 酸碱中和反应的实质是： 碳和配合物及水溶液中的平 丹宁酸 H++OH-=H2O 用漂白剂洗杯子，用小苏打刷牙 水溶液中的酸碱的强度是相对的 1

1 第5章 酸,碱和配合物及水溶液中的平衡 • 强电解质 强酸(HClO4、HCl、H2SO4) 强碱(KOH、NaOH) 大多数盐类 电解质 • 弱电解质 无机弱酸(H2S、HCN、H2CO3)、弱碱 (NH3·H2O) 大多数有机酸、大多数有机碱 少数金属的卤化物和氰化物 第 5 章 Acids (Properties) •Taste Sour •Neutralizes bases •Dissolves metals 酸和碱的特征 Base (Properties) •Taste Bitter •Denatures Proteins •Neutralizes acids •Turns metal to hydroxides 酸 、 碱 和 配 合 物 及 水 溶 液 中 的 平 衡 Examples: •Juices: •Wine •Banana •Coffee •Vitamin C Examples: •Lime water •Ammonia •blood •Soap 第 5 章 酸 、 碱 和 配 合 物 及 水 溶 液 中 的 平 衡 第 5 章 酸 、 碱 和 配 合 物 及 水 溶 液 中 的 平 衡 丹宁酸 用漂白剂洗杯子，用小苏打刷牙 5.1 酸碱理论及其发展 （1）阿仑尼乌酸碱电离理论 Arrhenius指出，在水溶液中 电离产生的阳离子全部是 H+的化合物称为酸； 电离产生的阴离子全部为OH- 的化合物称为碱。 酸碱中和反应的实质是： H+ ＋ OH- ＝ H2O 水溶液中的酸碱的强度是相对的

5.1酸碱理论及其发展 5.1酸碱理论及其发展 (2)酸碱质子理论 ·电离理论的不足之处： 1923年，Bronsted和Lowrey各自提出： (1)NH3HO,NaCO3是碱？ 凡能给出质子的分子或离子都是酸 第5 (2)仅限于水溶液体系，且只限于分子酸和分 凡能与质子结金的分子或离子都是碱 子碱： (3)忽略了酸碱对立统一的规律。 ·HAC(分子酸、NH,(阳离子酸、HCO3阴离子酸 和配合物及本中的平 共轭酸日的共轭碱十H 酸是质子的给予体：碱是质子的接受体。 弱酸和共轭碱 酸碱反应一质子的传递 Acetic Acid CH COOH 1. c02 MIHS- of HCO, 合物及水液中的衡 Acid H ofNH of HSO, +H10° Soerensen &Lawrence 水的电离 水是弱电解质 水的电离 Henderson.1924 2 K=[H*][OH] 和城的平新 104 22℃时，纯水的离子积常数为 Kg=1.0x10-14 298K时，1升纯水含有(55.55-1.004×10-7)mol的水分子。 "p"→"-lg"→ pH=-Ig[H*] K°=H]OH].[H*]HOH1 [H*][OH] 55.55-1.004×107 pOH=-Ig[OH [H,O] 55.55 [H*][0H]=K°×55.55=K pH+pOH=14 2

2 第 5 章 • 电离理论的不足之处： （1）NH3·H2O， Na2CO3是碱？ （2）仅限于水溶液体系，且只限于分子酸和分 子碱 5.1 酸碱理论及其发展 酸 、 碱 和 配 合 物 及 水 溶 液 中 的 平 衡 子碱； （3）忽略了酸碱对立统一的规律。 （2）酸碱质子理论 1923年，Bronsted和Lowrey各自提出： 凡能给出质子的分子或离子都是酸 凡能与质子结合的分子或离子都是碱 5.1 酸碱理论及其发展 酸是质子的给予体；碱是质子的接受体。 • HAc(分子酸)、NH4 + (阳离子酸)、HCO3 - (阴离子酸) + 共轭酸 共轭碱＋ ￾ ￾￾ ￾ ￾￾ H 第 5 章 弱酸和共轭碱 Acetic Acid CH3COOH 酸 、 碱 和 配 合 物 及 水 溶 液 中 的 平 衡 第 5 章 酸碱反应——质子的传递 酸 、 碱 和 配 合 物 及 水 溶 液 中 的 平 衡 1. HCO3 - (aq) + HS- (aq)  H2S(aq) + CO3 2 - (aq) Acid Base Conj. acid Conj. base of HS- of HCO3 - 2. HSO3 - (aq) + NH3 (aq)  NH4 + (aq) + SO3 2 - (aq) Acid Base Conj. acid Conj. base of NH3 of HSO3 - 水的电离 水是弱电解质 298K时，1升纯水含有 (55.55-1.004×10-7) mol 的水分子。 [ ] [ ] 55.55 H OH K Kw        [ ][ ] K H OH w      14 K 1 0 10   22℃时 纯水的离子积常数为   水的电离 Serensen &Lawrence Henderson,1924 1.0 10 22℃时，纯水的离子积常数为 Kw   " p""lg" H OH lg[H ] lg[OH ] p p       pH  pOH 14

水的电离 酸碱质子理论 1.0×10-14<H+]<1.0时 特点： ·不存在盐 ·酸碱共轭 优点： ·把酸碱反应扩大到气相、液相、电离和水解反应 ,·在水溶液中，酸强度标度与Arrhenius理论一致。 1的 缺点： 不能说明无质子型溶剂（如SO3、BF3)的酸碱反 5.3酸、碱、配合物在溶液中的行为 电离常数 5.3.1酸碱的离解平衡 在弱电解质溶液中，存在着己电离的弱电解质的 1.酸碱的离解平衡 离子和未电离的弱电解质分子之间的平衡： 第5 懒·给出质子的能力愈强，酸性就愈强 HAc日DH+Ac' ·接受质子的能力愈强，碱性就愈强 K。= [H·][Ac-] 合物及本液中的学衡 HAc 不同法度的HAC溶液中HAC的电离度和电南常数(293K) 电离度：已电离的分子数和溶质分子总数 c(M) 9 未经f修王 之比。一般用a表示。 0.00002931 0.6593 1.77×105 1.75×105 溶液中已电离的电解质粉子数 5 0.000I1119 0.327 1.78×10% 1.%×105 Q= 0.3477 1,78x10s 1.r5<10 溶液中原电解质分子数 0.0m1028 0.125 1,0×10r5 1.76×10 0.0mt414 0.082 1,81×105 1.75×105 和配合物及术溶中的平 强电解质，α=1； 0.0501 0.0540 1,82×103 1.76×105 0.0049 0.0422 1,53×105 1.5×10 弱电解质，a≤1。 和配合物及水溶中的平衡 0.0290 1.84×106 1.74×10 0.06000 0.D190t 1.85×105 1.72×10 0.10000 0.01360 1.55×103 1.70×103 3

3 14 1.0 10 1.0 [ ] H     时 水的电离 第 5 章 酸碱质子理论 特点： • 不存在盐 • 酸碱共轭 优点： 酸 、 碱 和 配 合 物 及 水 溶 液 中 的 平 衡 • 把酸碱反应扩大到气相、液相、电离和水解反应 • 在水溶液中，酸强度标度与Arrhenius理论一致。 缺点： 不能说明无质子型溶剂（如SO3、BF3）的酸碱反 应 第 5 章 5.3 酸、碱、配合物在溶液中的行为 5.3.1 酸碱的离解平衡 1.酸碱的离解平衡 酸 、 碱 和 配 合 物 及 水 溶 液 中 的 平 衡 • 给出质子的能力愈强，酸性就愈强 • 接受质子的能力愈强，碱性就愈强 第 5 章 电离常数 在弱电解质溶液中，存在着已电离的弱电解质的 离子和未电离的弱电解质分子之间的平衡： + ￾ ￾￾ 酸 、 碱 和 配 合 物 及 水 溶 液 中 的 平 衡   a H A c K HAc          + - HAc H +Ac ￾ ￾￾ ￾ ￾￾ 第 5 章 电离度：已电离的分子数和溶质分子总数 之比。一般用α表示。 溶液中已电离的电解质分子数 酸 、 碱 和 配 合 物 及 水 溶 液 中 的 平 衡 强电解质，α＝1; 弱电解质，α≤1。 溶液中原电解质分子数 溶液中已电离的电解质分子数   第 5 章 酸 、 碱 和 配 合 物 及 水 溶 液 中 的 平 衡

5.3酸、碱、配合物在溶液中的行为 电离常数与电离度的讨论 ·多元酸碱分步电离，例如H3PO4 ·电离常数是一种平 衡常数。K值愈大， 5 H,PO,目0H+H,PO,K1=7.52×103 表示电离程度愈大。 H,P0,目®H+HP0,2K2=6.23×10- HP0,2日0r+P0,Kg=2.20x10-1 胜不 浓度基本无关，但 电离度却随浓度的 减少而明显增大。 ·一般来说，K>K2>>K3’所以可以用 K,来比较酸的相对强弱 5.3酸、碱、配合物在溶液中的行为 5.3酸、碱、配合物在溶液中的行为 共轭酸碱对的K和K,之间存在着一定的关系 HAc+H2OHO+Ac- K.=HIAc-] 0 [HAc] Ac-+H20 HAc +OH- K。=HAcHIOH [Ac] H.S K,K。-四Ac1xHeO1-H*IoH1 [HAcl {Ac】 KK。=K=101域K,=K, pKp=pKw-pKa 共轭酸碱对的关系 5.3.2酸碱溶液pH值的计算 ·强酸、强碱溶液pH值的计算 强酸、强碱溶液pH值的计算举例1 完全电离 例求HNO浓度为1.0X104mol/L溶液的pH值。 当ca≥10-moL时 解：pH=-lg[H]=-lg1.0×10)=4.0 最简式： [H]=CHa'pH=一lgCa 例求NaOH浓度为O.1mol/L溶液的pH值。 解：pH=14-p0H=14-(-lg[OH])=13 4

4 第 5 章 • 电离常数是一种平 衡常数。K值愈大， 表示电离程度愈大。 电离常数与电离度的讨论 酸 、 碱 和 配 合 物 及 水 溶 液 中 的 平 衡 • 电离常数与溶液的 浓度基本无关，但 电离度却随浓度的 减少而明显增大。 • 多元酸碱分步电离，例如H3PO4 + 3 34 24 1 +2 8 H PO H +H PO 7.52 10 H PO H +HPO 6 23 10 Ka K          ￾ ￾￾ ￾ ￾￾ ￾ ￾￾ ￾ ￾￾ 5.3 酸、碱、配合物在溶液中的行为 • 一般来说，Ka1>>Ka2>>Ka3，所以可以用 Ka1来比较酸的相对强弱 24 4 2 2 + 3 13 4 43 H PO H +HPO 6.23 10 HPO H +PO 2.20 10 a a K K       ￾ ￾￾ ￾ ￾￾ ￾ ￾￾ ￾ ￾￾ 5.3 酸、碱、配合物在溶液中的行为 共轭酸碱对的关系 共轭酸碱对的Ka和Kb之间存在着一定的关系 HAc + H2O H3O+ + Ac－ [HAc] [H ][Ac ] K a    HAc + OH－ Ac－ + H2O [Ac ] [HAc][OH ] K b    5.3 酸、碱、配合物在溶液中的行为 [ ] [H ][OH ] [Ac ] [HAc][OH ] [HAc] [H ][Ac ] K a K b           KaKb＝ Kw ＝10－14或 Kb ＝ a w K K pKb ＝ pKw － pKa 第 5 章 完全电离 5.3.2 酸碱溶液pH值的计算 •强酸、强碱溶液pH值的计算 当ca≥10－6mol/L时 酸 、 碱 和 配 合 物 及 水 溶 液 中 的 平 衡 最简式： [H+]=cHA，pH＝－lgcHA 强酸、强碱溶液pH值的计算举例1 例 求HNO3浓度为1.0×10-4 mol/L溶液的pH值。 H lg[H ] lg(1 0 10 ) 4 0 4         解： pH  lg[H ]  lg(1.010 )  4.0 例 求NaOH浓度为0.1mol/L溶液的pH值。 解： H 14  OH 14  (lg[OH ]) 13  p p

强酸、强碱溶液即H值的计算举例2 (2)当强酸或强碱的浓度较稀时， 例如：10ml0.01mol/dm3HCl稀释至 1.0×107mlpH=？ ca介于10-6mol/L~10-8molL之间时，得精 确式： 稀释后CHC10-8pH=8>7 应用精确公式计算： H1+医+4k) 酸 (3)当c≤1.0×10-8moL时，溶液pH值主要 和配合物及本中的平 [H门=+VG+4K) 配合物 由水的离解决定： [H]=1.05×107pH=6.98 中的 []=K 强酸、强碱 5.3.2酸碱溶液pH值的计算 TABLE 17.2 HCI CHgCOOH ·一元弱酸、弱碱溶液pH值的计算 部分电离，通常电离度较小。 Acids Bases 若ca≤10-7mol机时~强电解质 NaOH 一元弱酸HA KOH HA =H++A H.so. MEiOH CHOHI SrOH) Thymol Blue Indicator 电离常数 B减OHh pH12≤pH<28<H K [H] 41H.80 [HA 5.3.2酸碱溶液pH值的计算 5.3.2酸碱溶液pH值的计算 如果同时满足c/K≥500和c水≥20K两个条件， HA==Ht+A· 则可进一步简化为（最简式） 初始浓度(mol.L1) c 00 平衡浓度(mol.L)cca 稀释定律 ca ca K-H ]=caca=ca [HA c1-o)1-a K8=ca2或o= c [H]=a=-K8+K9P+4K [H']-ca-K2e plpk- 5

5 第 5 章 例如：10ml 0.01mol/dm3HCl稀释至 1.0107ml pH=？ 稀释后 CHCl=10-8 pH=8>7 ? 强酸、强碱溶液pH值的计算举例2 酸 、 碱 和 配 合 物 及 水 溶 液 中 的 平 衡 1 2 [] ( 4) 2 H ccK aa w    应用精确公式计算: [H+]=1.0510-7 pH=6.98 第 5 章 （2）当强酸或强碱的浓度较稀时， ca介于10－6mol/L10－8mol/L之间时，得精 确式： 1 2 [] ( 4) 2 H ccK aa w    酸 、 碱 和 配 合 物 及 水 溶 液 中 的 平 衡 （3）当c≤1.0×10－8mol/L时，溶液pH值主要 由水的离解决定： 2 H  Kw  [ ] 强酸、强碱 HCl CH3COOH Thymol Blue Indicator pH < 1.2 < pH < 2.8 < pH 5.3.2 酸碱溶液pH值的计算 • 一元弱酸、弱碱溶液pH值的计算 部分电离，通常电离度较小。 若cHA≤10－7mol/L时～强电解质 一元弱酸HA [ ][ ] [ ] a H A K HA     电离常数 元弱酸HA HA H + + A - 2 [ ][ ] H A cc c       c c c 0 0 c- c 初始浓度(mol.L-1) 平衡浓度(mol.L-1) HA H + + A - 5.3.2 酸碱溶液pH值的计算 [ ][ ] [ ] (1 ) 1 a H A cc c K HA c         2 ()4 [ ] 2 K K Kc aa a H c        稀释定律 K 5.3.2 酸碱溶液pH值的计算 如果同时满足c／Ka≥500和cKa≥20Kw两个条件， 则可进一步简化为（最简式） [ ] 1 1 lg[ ] lg 2 2 a a H c Kc pH H pK c          2 K c a    Ka c 或  