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氰化物 酸和碱的特征 Acids Base (Properties) (Properties) .Taste Sour .Taste Bitter .Neutralizes bases -Denatures Proteins .Dissolves metals .Neutralizes acids .Turns metal to hydroxides 酸 Examples: .Juices Examples: .Lime water .Wine .Ammonia 配合物及水带液中的 .Banana Coffee .blood .Vitamin C .Soap 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： 和配合物及溶中的平 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
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 • 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 电解质 第 5 章 酸 、 碱 和 配 合 物 及 水 溶 液 中 的 平 衡 Acids (Properties) •Taste Sour •Neutralizes bases •Dissolves metals Examples: •Juices: •Wine •Banana •Coffee •Vitamin C 酸和碱的特征 Base (Properties) •Taste Bitter •Denatures Proteins •Neutralizes acids •Turns metal to hydroxides 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)NH3H2O,Na2CO3是碱？ 凡能给出质子的分子或离子都是酸 第 (2)仅限于水溶液体系，且只限于分子酸和分 凡能与质子结合的分子或离子都是碱 子碱： ·HAC(分子酸)、NH,(阳离子酸、HCO3(阴离子酸) (3)忽略了酸碱对立统一的规律。 和配合物及本中的平 共轭酸一共轭碱+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—质子的传递 Acetic Acid CH COOH 酸 1. ofHS of HCO 配合物及水带液中的 Acid 水溶中的 of NHg of HSO Soerensen &Lawrence 水的电离 水是弱电解质 水的电离 Henderson.1924 2 K=[H]-[OH] 线和城的平新 104 22℃时，纯水的离子积常数为 K=1.0×10-14 298K时，1升纯水含有(55.551.004×107)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
第 5 章 酸 、 碱 和 配 合 物 及 水 溶 液 中 的 平 衡 • 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； （3）忽略了酸碱对立统一的规律。 5.1 酸碱理论及其发展 （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 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) 5.1 酸碱理论及其发展 + 共轭酸 共轭碱＋ YZZ ZZX H 第 5 章 酸 、 碱 和 配 合 物 及 水 溶 液 中 的 平 衡 弱酸和共轭碱 Acetic Acid CH3COOH 第 5 章 酸 、 碱 和 配 合 物 及 水 溶 液 中 的 平 衡 酸碱反应——质子的传递 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 + − θ θ ⋅ =× = [ ][ ] K H OH w θ + − = ⋅ 14 1.0 10 Kw θ − 22℃时，纯水的离子积常数为 = × " p"→"−lg" H OH lg[H ] lg[OH ] p p + − = − = − pH + pOH =14 水的电离 Sφerensen &Lawrence Henderson,1924
水的电离 PH值的测定 1.0×10-4<H+]<1.0时 pH试纸 pH计（酸度计） 化学滴定 几种常用酸碱指示剂及其在各种H值下的颜色 酸碱质子理论 特点： 甲基红 ·不存在盐 酸碱共轭 优点： 溴百里酚蓝 ·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： 酚酞 不能说明无质子型溶剂（如SO3、BF3)的酸碱反 应 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，存在着已电离的弱电解质的 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章 ·给出质子的能力愈强，酸性就愈强 HAcH*+Ac" ·接受质子的能力愈强，碱性就愈强 和配合物及水溶液中的平 .-[u-Tdc-] [HAc]
14 1.0 10 1.0 [ ] H − + ×< < 时 水的电离 pH值的测定 pH试纸 pH计（酸度计） 化学滴定 溴百里酚蓝 酚酞 甲基红 几种常用酸碱指示剂及其在各种pH值下的颜色 第 5 章 酸 、 碱 和 配 合 物 及 水 溶 液 中 的 平 衡 酸碱质子理论 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。 缺点： 不能说明无质子型溶剂（如SO3、BF3）的酸碱反 应 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 5.3.1 酸碱的离解平衡 1.酸碱的离解平衡 • 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 酸 、 碱 和 配 合 物 及 水 溶 液 中 的 平 衡 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： [ ] a H A c K HAc + − ⎡ ⎤⎡ ⎤ ⎣ ⎦⎣ ⎦ = + - HAc H +Ac YZZ ZZX
不同浓度的HAc容液中HAC的电离度和电离常数(293K) 。 电离度：已电离的分子数和溶质分子总数 (M) 未经f三 经∫修正 之比。一般用a表示。 0.00002901 0.559 1,7×106 1.75×163 0.0004 0.327 1.8×10 1.7×105 溶液中已电离的电解质酚子数 a= 0.600181 0.2477 1.78×10 1.75×103 溶液中原电解质分子数 0.0m1025 0.1258 1.80×10 1.75×103 0.0414 0.0829 1.1×103 1.75×103 和配合物及本中的平 强电解质，a=1; 0.0g91 0.0340 1.82×105 1.26×103 0.009842 0.0422 1.83×10 1.75×103 弱电解质，a≤1。 配合物水 0,02000 0.02986 1.81×105 1.74×105 中的平衡 0,00000 0.01905 1.5×10门 1.78×105 0.10000 0.01350 1.85×103 1.70×103 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， 第5 H,P0,=H+H,POK1=7.52×103 表示电离程度愈大。 H,P0,=F+HP02K2=6.23x10- ·电离常数与溶液的 HPOH'+PO, K3=2.20×10-15 浓度基本无关，但 配合物及水带液中的学衡 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 H2O =H,0*+Ac- K,=[H'Ac-] [HAc] Ac-+H20±HAc+OH- K=[HACIIOH - [Ac-] o K.·K.世7e1 HACTOH=H*IOH1 [HAc] [Ac-] KK,=K=10或K,=K, pKp=pKw-pKa 共扼酸碱对的关系
第 5 章 酸 、 碱 和 配 合 物 及 水 溶 液 中 的 平 衡 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。 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 α = 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 • 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。 电离常数与电离度的讨论 • 多元酸碱分步电离，例如H3PO4 • 一般来说，Ka1>>Ka2>>Ka3，所以可以用 Ka1来比较酸的相对强弱 + 3 34 24 1 +2 8 24 4 2 2 + 3 13 4 43 H PO H +H PO 7.52 10 H PO H +HPO 6.23 10 HPO H +PO 2.20 10 a a a K K K − − − − − −− − = × = × = × YZZ ZZX YZZ ZZX YZZ ZZX 5.3 酸、碱、配合物在溶液中的行为 共轭酸碱对的关系 5.3 酸、碱、配合物在溶液中的行为 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 − − = [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 5.3 酸、碱、配合物在溶液中的行为
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HNO3浓度为1.0X10-4mol/L溶液的pH值。 当ca≥10-molL时 解：pH=-1g[日]=-1g1.0×10)=4.0 最简式 [H]=CHA,pH=一lgCA 例求NaOH浓度为0.1mol/L溶液的pH值。 物及水中的平 解：p=14-p0H=14-(-lg[OH])=13 强酸、强碱溶液即H值的计算举例2 例如：10ml0.01mol/dm3HCl稀释至 (2)当强酸或强碱的浓度较稀时， 1.0x107mlpH=？ c,介于10-6molL~10-8molL之间时，得精 确式： 稀释后CHC-108 pH=8>7 应用精确公式计算： [H]-6,+居+4K) 酸 (3)当c≤1.0×10-8molL时，溶液pH值主要 配合物及水带液中的 [H]=,++4K) 物 由水的离解决定： [H1.05×10-7pH=6.98 H]=区 强酸、强碱 5.3.2酸碱溶液pH值的计算 TABLE 17.2 HCI CH,COOH ·一元弱酸、弱碱溶液pH值的计算 on strong Acids and Strong Bases 部分电离，通常电离度较小。 Acids Bases 若ca≤10-7molL时~强电解质 LiOH 一元弱酸HA COH HAH++A H.SO Mg(OH) Ca(OH) Thymol Blue Indicator 电离常数 pH12≤pH≤28H K8= [H][A] [HA]
第 5 章 酸 、 碱 和 配 合 物 及 水 溶 液 中 的 平 衡 完全电离 最简式： [H+]=cHA，pH＝－lgcHA 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 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： p 例 求NaOH浓度为0.1mol/L溶液的pH值。 解： H =14 − OH =14 − (−lg[OH ]) =13 − p p 第 5 章 酸 、 碱 和 配 合 物 及 水 溶 液 中 的 平 衡 例如：10ml 0.01mol/dm3HCl稀释至 1.0×107ml pH=？ 稀释后 CHCl=10-8 pH=8>7 ? 1 2 [] ( 4) 2 H ccK aa w + = ++ 强酸、强碱溶液pH值的计算举例2 应用精确公式计算: [H+]=1.05×10-7 pH=6.98 第 5 章 酸 、 碱 和 配 合 物 及 水 溶 液 中 的 平 衡 （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： （3）当c≤1.0×10－8mol/L时，溶液pH值主要 由水的离解决定： 1 2 [] ( 4) 2 H ccK aa w + = ++ 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 [ ][ ] [ ] a H A K HA + − θ = 电离常数 一元弱酸HA HA H + + A -