無機化學酸堿平衡2課件

無機化學酸堿平衡無機化學酸堿平衡1§5.1水的離解平衡和溶液的pH值 5.1.1水的離解平衡 水是一種弱電解質，存在離解平衡 H2O+H2O=H3O++OH-

或簡為H2O=H++OH- 其平衡常數稱為水的離子積

Kw=[H+][OH-]=cH+/c0

cOH-/c0

295K時，[H+]=[OH-]=1.004×10-7Kw=1.0×10-14

（295K時，Kw=1.27×10-14）

任何水溶液中都存在此關系并可進行計算，但勿將Kw與1.0×10-14混淆為一。 水的離解過程是吸熱的（56KJ/mol)，故溫度升高，Kw也隨之增大?！?.1水的離解平衡和溶液的pH值2

（關于經驗平衡常數和標準平衡常數：后者是在平衡常數表達式中各濃度或壓力項各除以標準濃度或標準壓力而得到的，故前者有單位而后者沒有。對濃度常數而言，其數值是相同的。為簡單起見，后面以經驗常數代替標準常數進行計算）

5.1.2溶液的pH值 即氫離子濃度的負對數 pH=-lg[H+]pH=-lg(cH+/c0) pOH=-lg[OH-] 可見溶液中,pH+pOH=14 *pH<7,溶液酸性、=7，中性、>7，堿性 pH越小酸度越大（高），越大，酸度越低 pH變化一個單位，氫或氫氧根離子變化10倍 采用pH時，其范圍多在0~14間，其余用摩爾濃度。 （關于經驗平衡常數和標準平衡常數：后者是在平衡常數表達3 5.1.3酸堿指示劑 借助顏色改變指示溶液pH值的物質。多是復雜有機分子的弱酸、弱堿，其分子與其電離后的離子呈現不同的顏色。如甲基橙(CH3)2N+==N-NH--SO3-==(CH3)2N--N=N-SO3– 紅色（醌式） 黃色（偶氮）pKa=3.4 一般寫為HIn==H++In–

Ka/[H+]=[In-]/[HIn]

通常兩物種濃度相差十倍才能觀察到明顯的顏色變化，故指示劑的變色是一個范圍。當Ka=[H+]時，呈混合色（橙）?？梢娭甘緞┑淖兩珔^(qū)間與其Ka,Kb是直接相關的。常見的見P136又如酚酞OHOHOO-O-O-

========C-OHCC-OH -COO- -COO- -COO-

無色（pKa=9.1)紅色（醌式）羧酸鹽式 5.1.3酸堿指示劑4 §5.2弱酸弱堿的離解平衡

5.2.1一元弱酸弱堿的電離平衡 1.電離常數和電離度 弱電解質水溶液中存在其分子與其電離出的離子間的平衡，對弱酸弱堿而言，此平衡常數即其電離（解離）常數，例如 一元弱酸HA==H++A-

Ka=[H+][A-]/[HA]

一元弱堿H2O+B==BH++OH-

Kb=[BH+][OH-]/[B]

電離平衡當然是有水分子參加的，但稀溶液中水的濃度幾乎不變，一般合并在常數中。P654附錄三列出了常見酸堿的電離常數。

電離度a：電解質電離達到平衡時，其離解的百分數。即[發(fā)生電離的濃度]/[物質的起始濃度]×100%

§5.2弱酸弱堿的離解平衡5

2.電離常數與電離度的關系： 對一元弱酸、弱堿而言，設其原始濃度為c HA==H++A-

平衡時

c(1-a)ca

ca

Ka=ca2/(1-a)對于弱電解質，1-a≈1(c/Ka>500) 得Ka=ca2或a=稱稀釋定律

它表明了弱電解質電離度與濃度的關系。對此關系式要注意： 1.只適用于一元弱酸弱堿，且無同離子存在 2.T一定時，Ka不變，c↓,a↑,但[H+]是下降的。 2.電離常數與電離度的關系：6 3.影響電離平衡的因素 （1）溫度：弱電解質電離過程的熱效應不大，故溫度對平衡常數的影響一般不考慮（T升10K，a降0.05%) （2）同離子效應： 在弱電解質溶液中，加入能與該電解質電離出相同離子的強電解質時，會導致弱電解質電離度下降。 這可從平衡的移動說明

例：試計算在0.1L0.10M的HAc溶液中加入0.02mol的 NaAc(s)前后溶液中[H+]及HAc電離度 (1.34×10-3,1.34%;9.0×10-6,0.009%)僅為前者1/150. 4.鹽效應： 在弱電解質溶液中加入‘其它’強電解質時，弱電解質電離度有所增大的現象。其變化一般較小 3.影響電離平衡的因素7

在前面的計算中,實際上是忽略了水的電離.假如所有因素都不可忽略,要考慮到溶液中的兩個平衡: 物質(物料)平衡MBE(massbalanceequation):體系中某一給定組分總濃度等于相關組分濃度之和 電荷平衡CBE(chargebalanceequation):溶液中正負離子電荷總數相等. 對一元弱酸(堿)HA(總濃度c) 有 c=[HA]+[A-] 及 [H+]=[OH-]+[A-] 可得 [H+]=(Ka[HA]+Kw)1/2 當cK>>Kw時,忽略水的電離,[H+]=(Ka(c–[H+])1/2. c/K>=500時,進一步近似為[H+]=(cKa)1/2. 而有時,c/K>500,但cK~Kw,此時[H+]=(cKa+Kw)1/2.例:計算1)0.001M鹽酸稀釋100000倍后PH(1.05E-7,6.98) 2)1.0E-5M的HCN溶液pH(Ka=5.8E-10)(1.26E-7,6.90) 在前面的計算中,實際上是忽略了水的電離.假如所有因素都不8 5.2.2多元弱酸（堿）的電離平衡 多元酸的分步電離：以H2S為例 H2S==H++HS-

Ka1=1.0×10-7 HS-==H++S2-

Ka2=1.3×10-13 對多元弱酸堿，由于其K1>>K2>>K3…故溶液中氫離子主要來自第一級電離?？珊雎院竺骐婋x的氫離子 A溶液中，H+>>S2- B無同離子效應時，［S2-］=K2

5.2.2多元弱酸（堿）的電離平衡9 例：計算0.10MH3PO4溶液中的[H+]、[H3PO4]、[H2PO4-]、[HPO42-]和[PO43-]。(Ka1=7.6×10-3,Ka2=6.3×10-8,Ka3=4.35×10-13) 0.024;0.076;0.024;6.3×10-8;1.1×10-18. 注意近似計算的原則：可先作近似，所得結果若與忽略項相比相對在5%以內，則近似成立，否則只能求解方程。 例：計算0.10MH3PO4溶液中的[H+]、[H3PO10 §5.3鹽類的水解

鹽類水解即鹽類電離出的離子與水電離的離子作用生成弱電解質的過程。其結果是溶液的PH改變。 5.3.1鹽的水解平衡 1.強堿弱酸鹽：水解堿性 H2O==H++OH- +)NaAc==Na++Ac- H2O+Ac-==HAc+OH-

水解常數Kh=Kw/Ka (水解度h=c水解/c起始×100%) 例：0.10MNaAc溶液的pH及水解度（Ka=1.8E-5) 8.9,0.0075%

§5.3鹽類的水解112.2.10面試中問應聘者的問題6、吃了這些表皮含有農藥的瓜果，對人會有什么影響？一般情況下，在電話鈴響三聲之內，一定要把電話筒拿起來。運用心理學進行銷售時，我們要本著以客戶為中心的顧問式銷售的原則，本著對客戶的需求進行分析，本著對客戶的購買負責任的態(tài)度，本著給客戶提供一款適合客戶需求的汽車的目的，絕不能運用心理學欺騙客戶。1知道地震的含義。首先，要彬彬有禮地介紹自己和你所在的汽車公司，或者你所在的專營店。3、那么，你們在吃瓜果時是拿到手就吃嗎？【本講小結】2.4.5注意文化上的差異2.5.10智力測試客戶管理的必要性5.2 3.2縮減最后面試人選一、談話導入

2.強酸弱堿鹽 如NH4Cl水解酸性。Kh=Kw/Kb 3.弱酸弱堿鹽 如NH4Ac其pH決于酸堿相對強弱，其水解相互促進，水解程度高。其Kh=Kw/(Ka·Kb) 例：0.10MNH4Ac水溶液的PH值及水解度 7.0，0.56% 4.多元弱酸弱堿鹽的水解 也是分級進行，其第一步遠強于后面各步 例：計算0.001MNa2S溶液的pH及水解度。(K1=1.0×10-7,K2=7.1×10-15) 11.0,99.9%2.2.10面試中問應聘者的問題 2.強酸弱堿鹽12

多元酸堿的酸式鹽,既存在水解又存在電離,近似計算時,可比較其水解及電離常數大小,取大者計算.較精確計算時,仍根MBE及CBE 例:H2A-:[H+]=((K2[H2A-]+Kw)K1/(K1+H2A-]))1/2

一般水解,電離程度均小[H+]=((K2c+Kw)K1/(K1+c))1/2

當K1<<c,且K2c>>Kw時,=(K1K2)1/2 同理,對HA2-,[H+]=(K2K3)1/2. 例計算0.10MNaH2PO4pH(K1K2K3:6.7E-36.2E-8.4.5E-13) ([H+]=(K2cK1/(K1+c))1/2=1.97E-5,4.70)

多元酸堿的酸式鹽,既存在水解又存在電離,近似計算時,可比13

5.3.2影響水解的因素 1.溫度上升，Kw增大，而KaKb基本不變，Kh升 2.鹽溶液濃度減小，水解程度（h）↑（Kh不變） 3.與鹽類自身性質有關（K） 4.鹽的水解伴隨pH的改變，故通過控制它可控制水解程度如配制某些溶液時，常加少量酸堿。5.3.2影響水解的因素14

§5.4緩沖溶液

5.4.1緩沖溶液的概念 能夠抵抗少量外加酸堿或（適當）稀釋而pH基本保持不變的溶液。常用的緩沖溶液有以下幾種 1.弱酸及其鹽 如HAc和NaAc 溶液中[H+]= 2.弱堿及其鹽 如NH3H2O及NH4Cl 3.多元酸及其次級鹽 如磷酸鹽體系 當然，濃度較大的強酸、強堿可作為緩沖溶液。 §5.4緩沖溶液15

5.4.2緩沖溶液pH值的計算 弱酸及其鹽：pH=pKa+lg(cs/ca) 弱堿及其鹽：pOH=pKb+lg(cs/cb) 多元酸及其次級鹽：現可以采用近似計算。 例：某緩沖溶液組成是1.0M的NH4Cl和NH3H2O，（1）該溶液的pH（2）在50ml該液中加入1.0ml濃度1.0M的NaOH溶液，計算其pH改變。 9.26 7.27改變0.01 而在50ml純水中，改變5.7

5.4.2緩沖溶液pH值的計算16

5.4.3緩沖容量 使每升緩沖溶液pH改變1個單位所需加入的酸堿的量（摩爾數）稱其緩沖容量 對弱酸及其鹽，?=2.30cs·ca/c總

可見：緩沖溶液組分濃度越大，組分濃度越接近，緩沖能力越強。 例如當兩組分濃度相等時，?=0.575c，而相差10倍時，?=0.19c，故配制緩沖溶液時，組分濃度不能相差10倍以上

5.4.3緩沖容量17

關于緩沖溶液 1.其pH主要取決pKa,pKb，配制溶液時，應選用兩者盡可能相近者。通過改變組分濃度，pH在pK的基礎上最多只能上下改變1個單位。 2.稀釋過度時，弱電解質及水的電離不可忽略，此時溶液的pH也會改變，一般認為當c<0.001M即喪失緩沖能力。 關于緩沖溶液18

§5.5酸堿理論

5.5.1Arrhenius酸堿： 局限在水中，不能解釋非水溶液及氣相酸堿。 5.5.2質子酸堿理論： 1923，J.N.Bronsted&T.M.Lowry提出。 凡是能給出質子的分子或離子都是酸，酸給出質子后的部分稱該酸的共軛堿。例如 HCl==H++Cl- H2O==H++OH- NH4+==NH3+H+ NH3==NH2-+H+ 共軛酸Al(H2O)63+==Al(OH)(H2O)52++H+共軛堿 §5.5酸堿理論19

由上可見，酸堿相互依存，一方的存在以另一方的存在為條件，此稱為酸堿的共軛關系。 既可給出質子又可接受質子的稱兩性物質。如H2O、 H2PO4-、NH3等。 1.質子酸堿的強弱 容易給出質子的酸是強酸，共軛酸酸性越強，其共軛堿堿性越弱. 容易接受質子的堿是強堿，共軛堿堿性越強，其共軛酸酸性越弱。如 HCl在水中電離：HCl+H2O=H3O++Cl- NH3+H2O=NH4++OH- HAc+H2O=H3O++Ac- 由上可見，酸堿相互依存，一方的存在以另一方的存在為條件，20

2.酸堿反應的實質 任何一個酸堿反應都是質子轉移反應，是一個酸和一個堿生成另一個酸和另一個堿的反應。方向是由較強的酸堿生成較弱的酸堿。例前 3.從質子理論看水解 鹽類水解實質是質子酸堿在水中的電離。其水解常實質也就是質子酸堿的電離常數。 例：已知氨的Kb=1.8E-5，求0.05M氯化銨之pH 首先應該明確，共軛酸堿對的Ka×Kb=Kw CH=5.3E-6,5.28

2.酸堿反應的實質21

4.拉平效應和區(qū)分效應

酸堿的強弱除與其本性外，還與溶劑有關。酸性不同的酸遇到強堿都會發(fā)生完全質子轉移而表現相同酸性 把不同強度的酸拉平到溶劑化質子水平的作用稱溶劑的拉平作用。該溶劑也稱為拉平性溶劑。相反，能區(qū)分酸堿相對強弱的作用稱溶劑的區(qū)分效應（及區(qū)分性溶劑） 例如：水是HBr,HCl,HI的拉平性溶劑，但卻是HAc,HCN的區(qū)分性溶劑。而HAc卻是前三者的區(qū)分性溶劑，強堿性溶劑氨是后兩者的拉平性溶劑。

4.拉平效應和區(qū)分效應22

5.5.3酸堿的電子理論 1923年，由G.N.Lewis提出，又稱路易斯酸堿 凡（有空軌道）能接受孤對電子形成配鍵的任何分子、離子皆酸，凡能提供電子對成鍵的任何物處都是堿。鹽是酸堿絡合物。 例如三氧化硫、三氟化硼，二氯化鈹，鋁、鐵、等陽離子等都是酸，而氨、水、氫氧離子都是堿。 5.5.3酸堿的電子理論23

§5.6配合物

5.6.1配合物的組成和命名 1.配合物：由一個簡單（正）離子（或原子）與幾個中性分子或陰離子以配位鍵形成的復雜離子稱配離子（配合單元）包含配離子的化合物稱配合物。 例：配位數 [Cu︳(NH3)4]︳SO4

配鍵

離子鍵 中心離子配體

內界 外界

配合物 §5.6配合物24(5)如果在野外過夜,要準備一些防身物品,以防毒蛇和其它野獸的侵襲.作業(yè)。提高或降低工作級別2．冰山理論——顯性和隱性一、活動目標：例如當你給客戶打電話而客戶拒絕接聽時，你可以改一種方式—寄郵件；寄郵件石沉大海了也不要灰心，心里面一定要說：“我一定要見到他?！辈恍械脑?，你就到他單位門口去等，等他的車來了以后，攔住他，告訴他你是誰，你是哪個公司的，然后彬彬有禮地把一張名片遞給他，說：“我以前跟您聯系過，這是我的名片，你先忙著，抽空我再打電話跟你聯絡?！痹挷灰f太多?？蛻裟玫侥愕拿髸@樣想：“這家伙還挺有毅力的，我們公司的員工如果都像他這樣就好了，我得抽空見見他?！币?、教學目標：1、同學們，蔬菜瓜果對身體有著重要的營養(yǎng)作用，你們喜歡吃瓜果嗎？你們平時喜歡煮著吃，還是生吃呢？銷售經理會了解到很多信息（3）騎車時應靠右邊慢行道行駛，人行道上不準騎自行車。作個紀念。目標：通過教學讓學生明白在各種場地遇到地震該怎么辦，提高學生的應急能力。

結構： 中心離子（中心體，形成體）： 多是金屬離子，尤其是具有空d軌道的過渡金屬陽離子。也有高氧化態(tài)非金離子如氟硅，鋁氟

配體：只要能提供孤電子對即可，其中直按與中心離子配合的原子稱配位原子。 按電性，有陰離子、中性分子配體 按配體提供的配位原子數分為： A單基（齒）配體B多基配體C兩可配體。常見的應知 配位數：直接與中心原子配合的原子數目。配位數=配位鍵數≠配體數目。

(5)如果在野外過夜,要準備一些防身物品,以防毒蛇和其它野25 5.6.2配合物的命名

早期的習慣命名：如黃血鹽，氟硅酸，銀氨離子 1)配離子的內界按如下順序命名：

配體數陰離子配體→中性配體→“配”或“合”→中心離子（氧化數）

含多種配體時，A)先無機后有機B)按配位原子字序C)按原子數目D)按與配原子相連的原子字序 2)配離子為陽離子，稱某化某或某酸某，為陰離子，稱某酸或某酸鹽。例： [Cu(NH3)4]SO4 硫酸四氨合銅（Ⅱ） K2[PtCl6]·3H2O 三水合六氯合鉑（Ⅳ）酸鉀 [Cr(NH3)6]Cl3 三氯化六氨合鉻（Ⅲ） [Co(NH3)3(H2O)Cl2]Cl 一氯化二氯三氨一水合鈷（Ⅲ） K[Co(NH3)2(NO2)4] 四硝基二氨合鈷（Ⅲ）酸鉀 [Pt(NH3)4(NO2)Cl]CO3 碳酸一氯一硝基四氨合鉑（Ⅳ）

5.6.2配合物的命名26配體： CO NO NO-2 SCN-（NCS-）中文名： [Pt(NH3)4(NO2)Cl]CO3

中心離子（電荷）： 配離子電荷： 配體: 配位原子： 配位數：配體： CO NO NO-2 SCN-（NCS-）27 5.6.3配合平衡 配合物內外界在水中完全電離（中性外），而配離子部分離解程度很小，其平衡常數稱為配合物的（不）穩(wěn)定常數。以銅氨配合物為例：弄清 逐級（不）穩(wěn)定常數及其關系、累積穩(wěn)定常數、總的穩(wěn)定常數及其相關的計算。 正向 反向

[

Cu(NH3)4]2+=[Cu(NH3)3]2++NH3K1,不穩(wěn) K4,穩(wěn) [Cu(NH3)3]2+=[Cu(NH3)2]2++NH3K2,不穩(wěn) K3,穩(wěn) [Cu(NH3)2]2+=[Cu(NH3)]2++NH3K3,不穩(wěn) K2,穩(wěn) [

Cu(NH3)]2+=Cu2++NH3 K4,不穩(wěn) K1,穩(wěn) [Cu(NH3)4]2+=Cu2++4NH3

K總,不穩(wěn) K總,穩(wěn)

K總,不穩(wěn)×K總,穩(wěn)=1，K初,不穩(wěn)×K末,穩(wěn)=1 5.6.3配合平衡28藥材被潤濕后，由于液體靜壓力和毛細作用，溶劑滲透到細胞組織內，使干皺細胞膨脹，恢復通透性，使其所含成分可被溶解或洗脫，活性成分擴散出來。如果溶劑選擇不當，或藥材中含有妨礙潤濕的物質，溶劑就很難向細胞內滲透。例如，要從含脂肪油較多的中藥材中浸出水溶性成分，應先行脫脂處理，用乙醚、石油醚、氯仿等非極性溶劑浸提脂溶性成分時，藥材需先進行干燥。水蒸氣蒸餾法提取中草藥揮發(fā)油和揮發(fā)性成分如麻黃堿、檳榔堿、丹皮酚等的常用方法，有時也用于成分的分離和精制。水蒸氣蒸餾前，先要加適量水使之充分浸潤后再進行操作，才能有效地將揮發(fā)性成分蒸出。有時在中草藥水溶液加入一定量的食鹽以提高其沸點，將有利于揮發(fā)性成分的蒸出，一般揮發(fā)油在水中溶解度較小，水蒸氣蒸出后能與水分層。3.發(fā)生教職工和學生傷亡等安全事故的，應根據上報程序、要求，及時報告主管教育行政部門和政府有關部門。第二條：現金和貴重物品應妥善保管，數量較多的現金應存入銀行，貴重物品應加鎖保管。4、值周領導和值周教師要對全校安全管理、安全監(jiān)控負責，及時消除安全隱患，發(fā)現安全事故及時預以補救和解決。③加強傳統(tǒng)飲片炮制新工藝的研究?，F行?中藥飲片炮制規(guī)范?中記載的炮制方法，基本上繼承了傳統(tǒng)的炮制工藝，有些炮制工藝的技術要求無法做到客觀可控，因此給飲片炮制規(guī)范化生產帶來不利因素。隨著科學技術不斷的發(fā)展，某些炮制方法（如炒制）可在保證飲片質量的基礎上進行革新。如炒黃、炒干等炒制工藝是否可考慮用烘制方法來代替等，都屬于可以嘗試的范疇。3.4.4浸出的操作壓力：不同的溶媒浸取同一物料所得浸出液成分也會不同，浸取溶劑的選擇與使用是浸取面對的首要問題，相當程度上決定了有效成分能否充分浸出、制劑的有效性、安全性和穩(wěn)定性以及生產成本。在選擇中藥浸出溶劑時，要首先根據有效成分的結構、物理化學性質和溶劑的分子結構和物理化學性質進行比較。如果有效成分的極性和分子結構中的功能基團與某一種溶劑的分子結構的功能團、極性或介電常數有相似之處時，則這種溶劑就有可能作為該種有效成分的浸出溶劑。這就是所謂的“相似者相溶”規(guī)律。2．學校各級領導和相關安全工作人員，要分別明確制訂各自安全工作職責。校長是學校安全工作的第一責任人，副校長、各處（室）和部門主要負責人以及學生宿舍管理員、學校門衛(wèi)、學校電工等人員都要分別結合自身工作要求，把各自安全工作職責具體化，做到職責明確。以現有的離心式噴霧干燥為例介紹：4、收費員按計算機管理員提供的登錄界面，輸入各自的戶名和密碼進入應急收費系統(tǒng)（自費病人）進行收費操作，收取款項，并向病人提供收費收據。1．學生騎自行車到校，要到德育處辦理“單車證”。3.使用微機應實行登記制度，購入硬、軟件嚴格審批制度、專人負責審查、登記、保存、賬冊齊全；不得將黃色、有害、國家查禁等不健康的信息輸入教學多媒體內。

例：在500ml的0.01M的硝酸汞中加入0.20摩KI固體后，計算溶液中Hg(II),HgI42-,I-濃度。K穩(wěn)=8.5E29 0.010M,0.36M,7.0E-31 例：計算Fe(C2O4)33-+6CN-==Fe(CN)63-+3C2O42- 的標準平衡常數。(K穩(wěn)，C2O4,1.6E20;CN4.1E52) 2.6E32

三價鉻與EDTA在PH6.00的溶液中發(fā)生配合反應,其起始濃度為0.001M,Na2H2Y濃度為0.050M,計算三價鉻離子的平衡濃度.(Kf:1.0E23,Ka1234:0.01,0.0021,6.9E-7, 5.9E-11) (4.07e6,4.9E-21)

計算中，通常忽略配合物的中間存在形式。藥材被潤濕后，由于液體靜壓力和毛細作用，溶劑滲透到細胞組織內29無機化學酸堿平衡無機化學酸堿平衡30§5.1水的離解平衡和溶液的pH值 5.1.1水的離解平衡 水是一種弱電解質，存在離解平衡 H2O+H2O=H3O++OH-

或簡為H2O=H++OH- 其平衡常數稱為水的離子積

Kw=[H+][OH-]=cH+/c0

cOH-/c0

295K時，[H+]=[OH-]=1.004×10-7Kw=1.0×10-14

（295K時，Kw=1.27×10-14）

任何水溶液中都存在此關系并可進行計算，但勿將Kw與1.0×10-14混淆為一。 水的離解過程是吸熱的（56KJ/mol)，故溫度升高，Kw也隨之增大?！?.1水的離解平衡和溶液的pH值31

（關于經驗平衡常數和標準平衡常數：后者是在平衡常數表達式中各濃度或壓力項各除以標準濃度或標準壓力而得到的，故前者有單位而后者沒有。對濃度常數而言，其數值是相同的。為簡單起見，后面以經驗常數代替標準常數進行計算）

5.1.2溶液的pH值 即氫離子濃度的負對數 pH=-lg[H+]pH=-lg(cH+/c0) pOH=-lg[OH-] 可見溶液中,pH+pOH=14 *pH<7,溶液酸性、=7，中性、>7，堿性 pH越小酸度越大（高），越大，酸度越低 pH變化一個單位，氫或氫氧根離子變化10倍 采用pH時，其范圍多在0~14間，其余用摩爾濃度。 （關于經驗平衡常數和標準平衡常數：后者是在平衡常數表達32 5.1.3酸堿指示劑 借助顏色改變指示溶液pH值的物質。多是復雜有機分子的弱酸、弱堿，其分子與其電離后的離子呈現不同的顏色。如甲基橙(CH3)2N+==N-NH--SO3-==(CH3)2N--N=N-SO3– 紅色（醌式） 黃色（偶氮）pKa=3.4 一般寫為HIn==H++In–

Ka/[H+]=[In-]/[HIn]

通常兩物種濃度相差十倍才能觀察到明顯的顏色變化，故指示劑的變色是一個范圍。當Ka=[H+]時，呈混合色（橙）?？梢娭甘緞┑淖兩珔^(qū)間與其Ka,Kb是直接相關的。常見的見P136又如酚酞OHOHOO-O-O-

========C-OHCC-OH -COO- -COO- -COO-

無色（pKa=9.1)紅色（醌式）羧酸鹽式 5.1.3酸堿指示劑33 §5.2弱酸弱堿的離解平衡

5.2.1一元弱酸弱堿的電離平衡 1.電離常數和電離度 弱電解質水溶液中存在其分子與其電離出的離子間的平衡，對弱酸弱堿而言，此平衡常數即其電離（解離）常數，例如 一元弱酸HA==H++A-

Ka=[H+][A-]/[HA]

一元弱堿H2O+B==BH++OH-

Kb=[BH+][OH-]/[B]

電離平衡當然是有水分子參加的，但稀溶液中水的濃度幾乎不變，一般合并在常數中。P654附錄三列出了常見酸堿的電離常數。

電離度a：電解質電離達到平衡時，其離解的百分數。即[發(fā)生電離的濃度]/[物質的起始濃度]×100%

§5.2弱酸弱堿的離解平衡34

2.電離常數與電離度的關系： 對一元弱酸、弱堿而言，設其原始濃度為c HA==H++A-

平衡時

c(1-a)ca

ca

Ka=ca2/(1-a)對于弱電解質，1-a≈1(c/Ka>500) 得Ka=ca2或a=稱稀釋定律

它表明了弱電解質電離度與濃度的關系。對此關系式要注意： 1.只適用于一元弱酸弱堿，且無同離子存在 2.T一定時，Ka不變，c↓,a↑,但[H+]是下降的。 2.電離常數與電離度的關系：35 3.影響電離平衡的因素 （1）溫度：弱電解質電離過程的熱效應不大，故溫度對平衡常數的影響一般不考慮（T升10K，a降0.05%) （2）同離子效應： 在弱電解質溶液中，加入能與該電解質電離出相同離子的強電解質時，會導致弱電解質電離度下降。 這可從平衡的移動說明

例：試計算在0.1L0.10M的HAc溶液中加入0.02mol的 NaAc(s)前后溶液中[H+]及HAc電離度 (1.34×10-3,1.34%;9.0×10-6,0.009%)僅為前者1/150. 4.鹽效應： 在弱電解質溶液中加入‘其它’強電解質時，弱電解質電離度有所增大的現象。其變化一般較小 3.影響電離平衡的因素36

在前面的計算中,實際上是忽略了水的電離.假如所有因素都不可忽略,要考慮到溶液中的兩個平衡: 物質(物料)平衡MBE(massbalanceequation):體系中某一給定組分總濃度等于相關組分濃度之和 電荷平衡CBE(chargebalanceequation):溶液中正負離子電荷總數相等. 對一元弱酸(堿)HA(總濃度c) 有 c=[HA]+[A-] 及 [H+]=[OH-]+[A-] 可得 [H+]=(Ka[HA]+Kw)1/2 當cK>>Kw時,忽略水的電離,[H+]=(Ka(c–[H+])1/2. c/K>=500時,進一步近似為[H+]=(cKa)1/2. 而有時,c/K>500,但cK~Kw,此時[H+]=(cKa+Kw)1/2.例:計算1)0.001M鹽酸稀釋100000倍后PH(1.05E-7,6.98) 2)1.0E-5M的HCN溶液pH(Ka=5.8E-10)(1.26E-7,6.90) 在前面的計算中,實際上是忽略了水的電離.假如所有因素都不37 5.2.2多元弱酸（堿）的電離平衡 多元酸的分步電離：以H2S為例 H2S==H++HS-

Ka1=1.0×10-7 HS-==H++S2-

Ka2=1.3×10-13 對多元弱酸堿，由于其K1>>K2>>K3…故溶液中氫離子主要來自第一級電離?？珊雎院竺骐婋x的氫離子 A溶液中，H+>>S2- B無同離子效應時，［S2-］=K2

5.2.2多元弱酸（堿）的電離平衡38 例：計算0.10MH3PO4溶液中的[H+]、[H3PO4]、[H2PO4-]、[HPO42-]和[PO43-]。(Ka1=7.6×10-3,Ka2=6.3×10-8,Ka3=4.35×10-13) 0.024;0.076;0.024;6.3×10-8;1.1×10-18. 注意近似計算的原則：可先作近似，所得結果若與忽略項相比相對在5%以內，則近似成立，否則只能求解方程。 例：計算0.10MH3PO4溶液中的[H+]、[H3PO39 §5.3鹽類的水解

鹽類水解即鹽類電離出的離子與水電離的離子作用生成弱電解質的過程。其結果是溶液的PH改變。 5.3.1鹽的水解平衡 1.強堿弱酸鹽：水解堿性 H2O==H++OH- +)NaAc==Na++Ac- H2O+Ac-==HAc+OH-

水解常數Kh=Kw/Ka (水解度h=c水解/c起始×100%) 例：0.10MNaAc溶液的pH及水解度（Ka=1.8E-5) 8.9,0.0075%

§5.3鹽類的水解402.2.10面試中問應聘者的問題6、吃了這些表皮含有農藥的瓜果，對人會有什么影響？一般情況下，在電話鈴響三聲之內，一定要把電話筒拿起來。運用心理學進行銷售時，我們要本著以客戶為中心的顧問式銷售的原則，本著對客戶的需求進行分析，本著對客戶的購買負責任的態(tài)度，本著給客戶提供一款適合客戶需求的汽車的目的，絕不能運用心理學欺騙客戶。1知道地震的含義。首先，要彬彬有禮地介紹自己和你所在的汽車公司，或者你所在的專營店。3、那么，你們在吃瓜果時是拿到手就吃嗎？【本講小結】2.4.5注意文化上的差異2.5.10智力測試客戶管理的必要性5.2 3.2縮減最后面試人選一、談話導入

2.強酸弱堿鹽 如NH4Cl水解酸性。Kh=Kw/Kb 3.弱酸弱堿鹽 如NH4Ac其pH決于酸堿相對強弱，其水解相互促進，水解程度高。其Kh=Kw/(Ka·Kb) 例：0.10MNH4Ac水溶液的PH值及水解度 7.0，0.56% 4.多元弱酸弱堿鹽的水解 也是分級進行，其第一步遠強于后面各步 例：計算0.001MNa2S溶液的pH及水解度。(K1=1.0×10-7,K2=7.1×10-15) 11.0,99.9%2.2.10面試中問應聘者的問題 2.強酸弱堿鹽41

多元酸堿的酸式鹽,既存在水解又存在電離,近似計算時,可比較其水解及電離常數大小,取大者計算.較精確計算時,仍根MBE及CBE 例:H2A-:[H+]=((K2[H2A-]+Kw)K1/(K1+H2A-]))1/2

一般水解,電離程度均小[H+]=((K2c+Kw)K1/(K1+c))1/2

當K1<<c,且K2c>>Kw時,=(K1K2)1/2 同理,對HA2-,[H+]=(K2K3)1/2. 例計算0.10MNaH2PO4pH(K1K2K3:6.7E-36.2E-8.4.5E-13) ([H+]=(K2cK1/(K1+c))1/2=1.97E-5,4.70)

多元酸堿的酸式鹽,既存在水解又存在電離,近似計算時,可比42

5.3.2影響水解的因素 1.溫度上升，Kw增大，而KaKb基本不變，Kh升 2.鹽溶液濃度減小，水解程度（h）↑（Kh不變） 3.與鹽類自身性質有關（K） 4.鹽的水解伴隨pH的改變，故通過控制它可控制水解程度如配制某些溶液時，常加少量酸堿。5.3.2影響水解的因素43

§5.4緩沖溶液

5.4.1緩沖溶液的概念 能夠抵抗少量外加酸堿或（適當）稀釋而pH基本保持不變的溶液。常用的緩沖溶液有以下幾種 1.弱酸及其鹽 如HAc和NaAc 溶液中[H+]= 2.弱堿及其鹽 如NH3H2O及NH4Cl 3.多元酸及其次級鹽 如磷酸鹽體系 當然，濃度較大的強酸、強堿可作為緩沖溶液。 §5.4緩沖溶液44

5.4.2緩沖溶液pH值的計算 弱酸及其鹽：pH=pKa+lg(cs/ca) 弱堿及其鹽：pOH=pKb+lg(cs/cb) 多元酸及其次級鹽：現可以采用近似計算。 例：某緩沖溶液組成是1.0M的NH4Cl和NH3H2O，（1）該溶液的pH（2）在50ml該液中加入1.0ml濃度1.0M的NaOH溶液，計算其pH改變。 9.26 7.27改變0.01 而在50ml純水中，改變5.7

5.4.2緩沖溶液pH值的計算45

5.4.3緩沖容量 使每升緩沖溶液pH改變1個單位所需加入的酸堿的量（摩爾數）稱其緩沖容量 對弱酸及其鹽，?=2.30cs·ca/c總

可見：緩沖溶液組分濃度越大，組分濃度越接近，緩沖能力越強。 例如當兩組分濃度相等時，?=0.575c，而相差10倍時，?=0.19c，故配制緩沖溶液時，組分濃度不能相差10倍以上

5.4.3緩沖容量46

關于緩沖溶液 1.其pH主要取決pKa,pKb，配制溶液時，應選用兩者盡可能相近者。通過改變組分濃度，pH在pK的基礎上最多只能上下改變1個單位。 2.稀釋過度時，弱電解質及水的電離不可忽略，此時溶液的pH也會改變，一般認為當c<0.001M即喪失緩沖能力。 關于緩沖溶液47

§5.5酸堿理論

5.5.1Arrhenius酸堿： 局限在水中，不能解釋非水溶液及氣相酸堿。 5.5.2質子酸堿理論： 1923，J.N.Bronsted&T.M.Lowry提出。 凡是能給出質子的分子或離子都是酸，酸給出質子后的部分稱該酸的共軛堿。例如 HCl==H++Cl- H2O==H++OH- NH4+==NH3+H+ NH3==NH2-+H+ 共軛酸Al(H2O)63+==Al(OH)(H2O)52++H+共軛堿 §5.5酸堿理論48

由上可見，酸堿相互依存，一方的存在以另一方的存在為條件，此稱為酸堿的共軛關系。 既可給出質子又可接受質子的稱兩性物質。如H2O、 H2PO4-、NH3等。 1.質子酸堿的強弱 容易給出質子的酸是強酸，共軛酸酸性越強，其共軛堿堿性越弱. 容易接受質子的堿是強堿，共軛堿堿性越強，其共軛酸酸性越弱。如 HCl在水中電離：HCl+H2O=H3O++Cl- NH3+H2O=NH4++OH- HAc+H2O=H3O++Ac- 由上可見，酸堿相互依存，一方的存在以另一方的存在為條件，49

2.酸堿反應的實質 任何一個酸堿反應都是質子轉移反應，是一個酸和一個堿生成另一個酸和另一個堿的反應。方向是由較強的酸堿生成較弱的酸堿。例前 3.從質子理論看水解 鹽類水解實質是質子酸堿在水中的電離。其水解常實質也就是質子酸堿的電離常數。 例：已知氨的Kb=1.8E-5，求0.05M氯化銨之pH 首先應該明確，共軛酸堿對的Ka×Kb=Kw CH=5.3E-6,5.28

2.酸堿反應的實質50

4.拉平效應和區(qū)分效應

酸堿的強弱除與其本性外，還與溶劑有關。酸性不同的酸遇到強堿都會發(fā)生完全質子轉移而表現相同酸性 把不同強度的酸拉平到溶劑化質子水平的作用稱溶劑的拉平作用。該溶劑也稱為拉平性溶劑。相反，能區(qū)分酸堿相對強弱的作用稱溶劑的區(qū)分效應（及區(qū)分性溶劑） 例如：水是HBr,HCl,HI的拉平性溶劑，但卻是HAc,HCN的區(qū)分性溶劑。而HAc卻是前三者的區(qū)分性溶劑，強堿性溶劑氨是后兩者的拉平性溶劑。

4.拉平效應和區(qū)分效應51

5.5.3酸堿的電子理論 1923年，由G.N.Lewis提出，又稱路易斯酸堿 凡（有空軌道）能接受孤對電子形成配鍵的任何分子、離子皆酸，凡能提供電子對成鍵的任何物處都是堿。鹽是酸堿絡合物。 例如三氧化硫、三氟化硼，二氯化鈹，鋁、鐵、等陽離子等都是酸，而氨、水、氫氧離子都是堿。 5.5.3酸堿的電子理論52

§5.6配合物

5.6.1配合物的組成和命名 1.配合物：由一個簡單（正）離子（或原子）與幾個中性分子或陰離子以配位鍵形成的復雜離子稱配離子（配合單元）包含配離子的化合物稱配合物。 例：配位數 [Cu︳(NH3)4]︳SO4

配鍵

離子鍵 中心離子配體

內界 外界

配合物 §5.6配合物53(5)如果在野外過夜,要準備一些防身物品,以防毒蛇和其它野獸的侵襲.作業(yè)。提高或降低工作級別2．冰山理論——顯性和隱性一、活動目標：例如當你給客戶打電話而客戶拒絕接聽時，你可以改一種方式—寄郵件；寄郵件石沉大海了也不要灰心，心里面一定要說：“我一定要見到他?！辈恍械脑?，你就到他單位門口去等，等他的車來了以后，攔住他，告訴他你是誰，你是哪個公司的，然后彬彬有禮地把一張名片遞給他，說：“我以前跟您聯系過，這是我的名片，你先忙著，抽空我再打電話跟你聯絡。”話不要說太多?？蛻裟玫侥愕拿髸@樣想：“這家伙還挺有毅力的，我們公司的員工如果都像他這樣就好了，我得抽空見見他?！币?、教學目標：1、同學們，蔬菜瓜果對身體有著重要的營養(yǎng)作用，你們喜歡吃瓜果嗎？你們平時喜歡煮著吃，還是生吃呢？銷售經理會了解到很多信息（3）騎車時應靠右邊慢行道行駛，人行道上不準騎自行車。作個紀念。目標：通過教學讓學生明白在各種場地遇到地震該怎么辦，提高學生的應急能力。

結構： 中心離子（中心體，形成體）： 多是金屬離子，尤其是具有空d軌道的過渡金屬陽離子。也有高氧化態(tài)非金離子如氟硅，鋁氟

配體：只要能提供孤電子對即可，其中直按與中心離子配合的原子稱配位原子。 按電性，有陰離子、中性分子配體 按配體提供的配位原子數分為： A單基（齒）配體B多基配體C兩可配體。常見的應知 配位數：直接與中心原子配合的原子數目。配位數=配位鍵數≠配體數目。

(5)如果在野外過夜,要準備一些防身物品,以防毒蛇和其它野54 5.6.2配合物的命名

早期的習慣命名：如黃血鹽，氟硅酸，銀氨離子 1)配離子的內界按如下順序命名：

配體數陰離子配體→中性配體→“配”或“合”→中心離子（氧化數）

含多種配體時，A)先無機后有機B)按配位原子字序C)按原子數目D)按與配原子相連的原子字序 2)配離子為陽離子，稱某化某或某酸某，為陰離子，稱某酸或某酸鹽。例： [Cu(NH3)4]SO4 硫酸四氨合銅（Ⅱ） K2[PtCl6]·3H2O 三水合六氯合鉑（Ⅳ）酸鉀 [Cr(NH3)6]Cl3 三氯化六氨合鉻（Ⅲ） [Co(NH3)3(H2O)Cl2]Cl 一氯化二氯三氨一水合鈷（Ⅲ） K[Co(NH3)2(NO2)4] 四硝基二氨合鈷（Ⅲ）酸鉀 [Pt(NH3)4(NO2)Cl]CO3 碳酸一氯一硝基四氨合鉑（Ⅳ）

5.6.2配合物的命名55配體： CO NO NO-2 SCN-（NCS-）中文名： [Pt(NH3)4(NO2)Cl]C