常用酸和堿-溶液酸堿性變化及應(yīng)用

課程：化學(xué)物料識(shí)用與分析知識(shí)點(diǎn)：溶液的酸堿性酸堿理論電離理論（阿侖尼烏斯）酸——能電離出H+的物質(zhì)堿——電離出OH-的物質(zhì)酸——凡能接受電子對(duì)的物質(zhì)堿——凡能給出電子對(duì)的物質(zhì)電子理論（路易斯）酸——凡能給出質(zhì)子的物質(zhì)堿——凡能接受質(zhì)子的物質(zhì)質(zhì)子理論（布侖斯惕）SvanteAugustArrhenius

瑞典化學(xué)家酸:反應(yīng)中能給出質(zhì)子的分子或離子，即質(zhì)子給予體。HCl、NH4+、HSO4-堿:反應(yīng)中能接受質(zhì)子的分子或離子，即質(zhì)子接受體。Cl-、NH3、HSO4-

酸堿反應(yīng)指質(zhì)子由給予體向接受體的轉(zhuǎn)移過(guò)程HF(g)+H2O(l)→H3O+(aq)+F–(aq)氣相中溶劑中HF(aq)+NH3(aq)→+F–(aq)一、酸堿的定義

酸堿質(zhì)子理論酸和堿可以是分子或離子

酸堿質(zhì)子理論酸堿兩性物質(zhì):既能給出質(zhì)子，又能接受質(zhì)子的物質(zhì)。

H2O(l)+NH3(aq)→OH–(aq)+H2S(aq)+H2O

(l)→H

3O+

(aq)+HS-(aq)水是兩性酸H++堿-++AcHHAc

-+-+2442HPOHPOH-+-+3424POHHPO+++34NHHNH[]+++2333NHCHHNHCH

++++252362O)Fe(OH)(HHO)Fe(H[][]++++422252O)(HFe(OH)HO)Fe(OH)(H[][]

酸質(zhì)子+堿酸堿共軛關(guān)系：酸堿的這種對(duì)應(yīng)關(guān)系。共軛酸堿對(duì)：因一個(gè)質(zhì)子的得失而相互轉(zhuǎn)換的每一對(duì)酸堿。酸堿半反應(yīng)：共軛酸堿對(duì)的質(zhì)子得失反應(yīng)。它的一個(gè)半反應(yīng)是作為酸的H2O分子給出質(zhì)子生成它的共軛堿OH–:H2OH++OH–

酸給出質(zhì)子的趨勢(shì)越強(qiáng)，生成的共軛堿越弱，反之亦然；堿接受質(zhì)子的趨勢(shì)越強(qiáng)，生成的共軛酸越弱，反之亦然。另一個(gè)半反應(yīng)是作為堿的NH3分子接受質(zhì)子生成它的共軛酸:NH3+H+例：HAc的共軛堿是Ac－，

Ac－的共軛酸HAc，

HAc和Ac－為一對(duì)共軛酸堿。

酸H++共軛堿酸及其共軛堿酸共軛堿名稱(chēng)化學(xué)式化學(xué)式名稱(chēng)高氯酸HClO4硫酸H2SO4硫酸氫根HSO4-水合氫離子H3O+水H2O銨離子NH4+氨NH3氫溴酸HBrClO4- 高氯酸根

HSO4-

硫酸氫根SO42-硫酸根H2O水OH- 氫氧根NH3氨NH2- 氨基離子Br-溴離子歸納：①酸和堿可以是分子也可以是離子；

②有的離子在某個(gè)共軛酸堿對(duì)中是堿，但在另一個(gè)共軛酸堿對(duì)中卻是酸，如HSO4-等；

③質(zhì)子論中沒(méi)有鹽的概念。酸堿反應(yīng)酸堿半反應(yīng):酸給出質(zhì)子和堿接受質(zhì)子的反應(yīng)。半反應(yīng)1HAc（酸1）Ac-（堿1）

+H+醋酸與氨在水溶液中的中和反應(yīng)HAc+NH3NH4++Ac-

共軛酸堿對(duì)半反應(yīng)2NH3（堿2）+H+

NH4+（酸2）

醋酸在水中的離解：半反應(yīng)2H++H2O（堿2）

H3O+（酸2）HAc（酸1）

+H2O（堿2）

H3O+（酸2）

+Ac-（堿1）

共軛酸堿對(duì)半反應(yīng)1HAc（酸1）Ac-（堿1）

+H+結(jié)論：

酸堿反應(yīng)是兩對(duì)共軛酸堿對(duì)共同作用的結(jié)果；酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是兩對(duì)共軛酸堿對(duì)之間質(zhì)子的轉(zhuǎn)移。

HCl+NH3===NH4++Cl-酸1堿2酸2堿1課程：化學(xué)物料識(shí)用與分析知識(shí)點(diǎn)：酸堿強(qiáng)弱與酸堿離解平衡1.水的離解純水有微弱的導(dǎo)電能力H2O+H2O

H3O++OH-H2O

H++OH-

實(shí)驗(yàn)測(cè)得295K時(shí)1升純水僅有10-7mol水分子電離，所以[H+]=[OH-]=10-7mol/L。

由平衡原理

Kw=[H+][OH-]=10-14

Kw為水的離子積常數(shù)，簡(jiǎn)稱(chēng)水的離子積。

Kw的意義為：一定溫度時(shí)，水溶液中[H+]和[OH-]之積為一常數(shù)，不隨[H+]和[OH-]的變動(dòng)而變動(dòng)。水的離子積常數(shù)與溫度的關(guān)系T/KKw2731.5×10-152917.4×10-152951.00×10-142981.27×10-143235.6×10-143737.4×10-13水的電離是吸熱反應(yīng)，當(dāng)溫度升高時(shí)Kw增大。2、溶液的酸度當(dāng):[H+]＝[OH-]＝

KW＝1.0×10-7mol·L-1當(dāng):[H+]>[OH-]or[H+]>1.0×10-7mol·L-1當(dāng):[H+]<[OH-]or[H+]<1.0×10-7mol·L-1Kw，=[H+][OH-]

中性溶液

堿性溶液

酸性溶液

用H+的濃度表示溶液的酸堿性酸度──水溶液中H+的濃度稱(chēng)為溶液的酸度。當(dāng)H+的濃度較小時(shí),通常用pH表示溶液的酸度。pH=-lg[H+]pH值：水溶液中氫離子濃度的負(fù)對(duì)數(shù)。類(lèi)似地pOH＝-lg[OH-]pKw＝-lgKw當(dāng)[H+]＝m×10-n

時(shí)：pH＝n-lgmpH和pOH關(guān)系[H+][OH-]=KW=10-14pH+pOH=pKW=14pH=7則pOH=7中性溶液pH<7則pOH>7酸性溶液,pH越小酸性越強(qiáng)pH>7則pOH<7堿性溶液,pH越大堿性越強(qiáng)中性酸性逐漸增強(qiáng)堿性逐漸增強(qiáng)01234567891011121314pHpH試紙

在玻璃片或白瓷板上放一片pH試紙，用玻璃棒蘸取被測(cè)液滴到試紙上，把試紙顯示的顏色與標(biāo)準(zhǔn)比色卡比較，即可得出被測(cè)液的pH。pH測(cè)定生活中常見(jiàn)物質(zhì)的pH知道嗎？人體某些體液的正常pH范圍血液唾液胃液乳汁尿液pH7.35～7.456.6～7.10.8～1.56.4～6.75.0～7.0幾種作物生長(zhǎng)最適宜的pH范圍西瓜6.0～7.0蘋(píng)果樹(shù)6.0～8.0小麥6.0～7.0課堂練習(xí)1、分別計(jì)算0.02mol/L的HCl溶液和0.005mol/L的KOH溶液的pH值？2、pH=3的HCl溶液和pH=11的NaOH溶液等體積混合，所得溶液pH是多少？（pH=7）（1.70、11.70）下面哪個(gè)不是共軛酸堿對(duì)：(A)NH4+、NH3

(B)HF、F-

(C)NH3、NH2－

(D)H3+O、OH－按照質(zhì)子理論,H2O是何種性質(zhì)的物質(zhì)？(A)酸性物質(zhì)

(B)堿性物質(zhì)

(C)中性物質(zhì)

(D)兩性物質(zhì)在純水中加入一些酸，則溶液中：(A)[H+][OH-]的乘積增大

(B)[H+][OH-]的乘積減小

(C)pH變大

(D)[H+]增大將pH為1.00和4.00的兩種HCl溶液等體積混合，混合液pH為：(A)2.50

(B)1.30

(C)2.30

(D)3.002．酸堿平衡與酸堿離解常數(shù)物質(zhì)酸堿性的強(qiáng)弱可以通過(guò)酸或堿的離解常數(shù)Ka或Kb來(lái)衡量。例如：HAc在水溶液中的離解平衡HAc

H++Ac-25℃時(shí)，Ka（HAc

）=1.75×10-5

反應(yīng)的平衡常數(shù)為

又如：NH3在水溶液中的離解平衡25℃時(shí)，Kb（NH3）=1.77×10-5

反應(yīng)的平衡常數(shù)為

NH3＋H2ONH4+＋OH-弱酸離解常數(shù)用Ka表示，又稱(chēng)酸常數(shù)；弱堿離解常數(shù)用Kb表示，又稱(chēng)堿常數(shù)。Ka=————[H+][Ac-][HAc]HAcH++Ac-Kb=————[NH4+][OH-][NH3]NH3+H2ONH4++OH-Ka和Kb是化學(xué)平衡常數(shù)的一種形式，在一定溫度下酸常數(shù)Ka和堿常數(shù)Kb是一個(gè)常數(shù)利用離解常數(shù)數(shù)值的大小，可以估計(jì)弱電解質(zhì)電離的趨勢(shì)。K值越大，離解常數(shù)越大，酸或堿的強(qiáng)度越強(qiáng)。酸KapKa堿KbpKbHIO31.69×10-10.77IO3-5.1×10-1413.29HSO4-1.20×10-21.92SO42-8.33×10-1312.08H3PO47.52×10-32.12H2PO4-1.33×10-1211.88HNO24.6×10-43.37NO2-2.17×10-1110.66HF3.53×10-43.45F-2.83×10-1110.55HAc1.76×10-54.76Ac-5.68×10-109.26HClO2.95×10-87.53ClO-3.39×10-76.47NH4+5.64×10-109.25NH31.77×10-54.751HCN4.93×10-109.31CN-2.03×10-54.69HS-1.2×10-1514.92S2-8.33-0.92

Ka為10-2左右的為中強(qiáng)酸Ka為10-5左右為弱酸

Ka為10-10左右為極弱酸。？弱堿亦可按Kb大小進(jìn)行分類(lèi)。？共軛酸堿對(duì)的酸常數(shù)與堿常數(shù)多重平衡規(guī)則

在共軛酸堿對(duì)中，Ka越大，Kb越小，即弱酸的酸性越強(qiáng)，則其共軛堿的堿性越弱。<1>HAH++A-Ka<2>A-+H2OHA+OH-Kb<1>+<2>:H2OH++OH-Kw＝Ka×Kb即pKw＝pKa+pKb水溶液中的共軛酸堿對(duì)和pKa值(25℃)共軛酸HAKa*(aq)pKa(aq)共軛堿A-H3O+1.00H2OH2C2O45.9×10-21.23HC2O4-H3PO46.9×10-32.16H2PO4-HC2O4-6.5×10-54.19C2O4-HAc1.7×10-54.76Ac-H2CO34.5×10-76.35HCO3-H2PO4-6.2×10-87.21HPO42-HCO3-4.7×10-1110.33CO32-HPO42-4.8×10-1312.32PO43-H2O1.0×10-1414.0OH-酸性增強(qiáng)堿性增強(qiáng)例已知NH3的Kb為1.79×10-5，試求NH4+的Ka。解NH4+是NH3的共軛酸，故Ka=Kw/Kb=1.00×10-14/(1.79×10-5)=5.59×10-10多元酸堿的電離是分步進(jìn)行的H3PO4H2PO4-+H+

Ka1Kb3

H2PO4-HPO42-+H+

Ka2Kb2

HPO42-PO43-+H+

Ka3Kb1

例已知H2CO3的Ka1=4.46×10-7，Ka2=4.68×10-11，求CO32-的Kb1和Kb2。解CO32-與HCO3-為共軛酸堿對(duì)Kb1=Kw/Ka2=1.0×10-14/(4.68×10-11)=2.14×10-4而HCO3-與H2CO3為共軛酸堿對(duì)Kb2=Kw/Ka1=1.0×10-14/(4.46×10-7)=2.24×10-8

結(jié)論：多元酸堿在水中逐級(jí)離解，強(qiáng)度逐級(jí)遞減。形成的多元共軛酸堿對(duì)中最強(qiáng)酸的解離常數(shù)

Ka1對(duì)應(yīng)最弱共軛堿的解離常數(shù)Kb3

。例：計(jì)算HS-的pKb值。已知pKa1=7.02解：HS-+H2OH2S+OH-pKb2=pKw-pKa1=14.00-7.02=6.981.酸堿質(zhì)子理論中酸堿的定義

CO32-HPO42-H2OH2SNH3HNO3Cl-HS-OH-H2PO42-

僅能為酸的有？?jī)H能為堿的有？酸堿兩性物質(zhì)有？能構(gòu)成幾對(duì)共軛酸堿對(duì)？2.水的離解平衡

水的離子積Kw=[H+]×[OH-]pH=-lg[H+]pOH=-lg[OH-]3.酸堿平衡

Ka=————[H+][Ac-][HAc]HAcH++Ac-Kb=————[NH4+][OH-][NH3]NH3+H2ONH4++OH-Kw＝Ka×Kb課程：化學(xué)物料識(shí)用與分析知識(shí)點(diǎn)：酸堿溶液pH的計(jì)算1、強(qiáng)電解質(zhì)強(qiáng)酸、強(qiáng)堿和所有的鹽類(lèi)在經(jīng)典電離理論中稱(chēng)為強(qiáng)電解質(zhì)，當(dāng)它們進(jìn)入水中，將完全電離，生成離子，如：

HCl→H+（aq）+Cl-（aq）再如，H2SO4在水中的“完全電離”僅指其一級(jí)電離生成H+和HSO4-而已，而HSO4-的電離則并不完全，屬于中強(qiáng)酸的范疇。

上述的“完全電離”只對(duì)稀溶液才是合理的近似，對(duì)于濃溶液，情況就完全不同了。2、弱電解質(zhì)弱電解質(zhì)跟強(qiáng)電解質(zhì)一樣是經(jīng)典電離理論確立的概念，它是指弱酸和弱堿在水中的不完全電離。例如HAc

H++Ac-H2O+NH3

NH4++OH-電離度α電離度α=已電離分子數(shù)/總分子數(shù)×100%

濃度越稀，弱電解質(zhì)的電離度越大。（1）強(qiáng)酸強(qiáng)堿溶液pH計(jì)算

計(jì)算0.1mol/L

鹽酸溶液的pH和pOH值？HClH+＋Cl-解：鹽酸為強(qiáng)電解質(zhì)。在水中完全離解:因?yàn)閏（HCl）＝0.1mol/L

所以溶液中[H+]＝0.1mol/L

pH＝-lg[H+]=-lg0.1＝1.00pOH＝14.00-pH＝14.00–1.00＝13.00（2）一元弱酸

如求濃度為c的HA溶液的pH。設(shè)平衡時(shí)H+離子濃度為[H+]HA

H++A-

初始濃度c00

平衡濃度c-[H+]

[H+]

[H+]

Ka=[H+]

2/(c-[H+])當(dāng)（忽略水的離解）近似式當(dāng)

且最簡(jiǎn)式例：298K時(shí)，HAc的電離常數(shù)為1.76×10-5。計(jì)算0.10mol·L-1HAc溶液的H+離子濃度和電離度。電離前濃度/mol·L-10.1000電離后濃度/mol·L-10.10-[H+][H+][Ac-]=[H+]Ka=——

[H+]2[HAc][H+]=

Ka×(0.10-[H+])因?yàn)镵a很小,0.10-[H+]≈0.10

[H+]=

1.76×10-5×0.10=1.33×10-3mol·L-1α=——×100%=————=×100%=1.33%[H+]CHAc1.33×10-30.1解：

HAcH++Ac-

練習(xí)1：計(jì)算下列溶液的pH。(1)0.05mol/LHCl(2)0.01mol/LHCN(Ka=6.2×10-10)(3)0.10mol/LNH4+(Kb=1.77×10-5)(1)0.05mol/LHCl(2)0.01mol/LHCN(Ka=6.2×10-10)(3)0.10mol/LNH4+(Kb=1.77×10-5)解（1）[H+]=c0=0.05mol/LpH=-lg[H+]=-lg0.05=1.30(2)c/Ka=0.01/6.2×10-10=1.6×107>>500pH=-lg[H+]=5.60(3)Ka=Kw/1.77×10-5=5.65×10-10且c/Ka>>500pH=-lg[H+]=5.12（3）一元弱堿最簡(jiǎn)式近似式練習(xí)2：計(jì)算下列溶液的pH。(1)0.10mol/L氨水(Kb=1.77×10-5)(2)0.10mol/LKCN溶液(Ka=4.93×10-10)解

(1)c/Kb=0.10/1.77×10-5>>500

pOH=-lg[OH-]=2.88，pH=11.12(2)Kb=Kw/4.93×10-10=2.01×10-5且c/Kb>>500

pOH=-lg[OH-]=2.85，pH=11.154．多元弱酸堿（1）多元弱酸：以第一步電離為主，設(shè)二元酸分析濃度為Ca

：（2）多元弱堿：以第一步電離為主，設(shè)二元弱堿分析濃度為Cb：例：計(jì)算室溫下飽和硫化氫水溶液中H+濃度溶液的酸度主要來(lái)自弱酸的第一步電離[H+]1=

K1C飽和H2S的濃度約為0.1mol·L-1

=

5.7×10-8×0.1=7.5×10-5(mol·L-1)第二步電離遠(yuǎn)比第一步小[H+]≈[HS-][H+]2＝[S2-]≈K2＝1.2×10-15(mol·L-1)K2=———=[S2-][H+][S2-][HS-]水電離的H+濃度是[H+]W=[OH-]=KW/[H+]=1.3×10-10(mol·L-1)<1>H2SH++HS-K1=5.7×10-8<2>HS-H++S2-K2=1.2×10-15(1)兩性陰離子溶液以HCO3-為例，HCO3-+H2OH3O++CO32-HCO3-+H2OOH-+H2CO3當(dāng)cKa2＞20Kw，且c＞20Ka1時(shí)，

兩性陰離子溶液的pH值與濃度無(wú)關(guān)。5、酸堿兩性物質(zhì)的電離Na

H2PO4

Na2HPO4

例：計(jì)算下列溶液的pH。

（1）0.10mol/L