第8章-酸碱平衡--大学一年级-无机化学-课件.ppt

1、第8章 酸碱平衡酸碱平衡 酸和碱是化学中最为古老悠久的概念之一。众多的化学变化属于酸碱反应，酸碱反应是最重要的化学反应之一。酸碱平衡是化学平衡中的一种，学习掌握酸碱反应的规律，是化学生产实践和理论研究的重要任务。Ionic Equilibrium of Acids and Bases 在水中电离时生成的阳离子全部是H+的物质叫做酸酸;HCl，HNO3，H2SO4，在水中电离时生成的阴离子全部是OH-的物质叫做碱碱.NaOH，KOH，Ca(OH)2，强酸HCl、HNO3、；强碱NaOH、KOH在水中能够完全电离：弱酸CH3COOH：弱碱NH3在水中只能部分电离部分电离（阿伦尼乌斯学说）一一.酸碱

2、电离理论酸碱电离理论CH3COOH CH3COO-+H+HCl H+Cl-8-1 弱酸弱碱的电离平衡弱酸弱碱的电离平衡 二二.水的电离和溶液的酸碱性水的电离和溶液的酸碱性 H2O H+OH-KW 110-14 水的离子积常数 水溶液中水溶液中,H+和和OH-的乘积不变的乘积不变.水电离属于化学平衡.2.溶液的溶液的pH H+OH-酸性 pH 7 H+OH-中性 pH 7 H+OH-碱性 pH 7 25 1.水的离子积常数水的离子积常数水能导电弱电解质H+=10-PH电离平衡纯水的导电性纯水的导电性H+OH-pH=logH+例如 颜色 酸色 碱色 pka 甲基橙 红红 黄黄 3.4 pH=pki

3、1 指示剂的理论变色范围理论变色范围.实际变色范围是由人眼观察出来的,与理论有一定偏差.用酸碱指示剂指示溶液的pH,在化学实践中有广泛的应用。理论变色范围理论变色范围 实际变色范围实际变色范围P227常用酸碱指示剂.8.09.63.14.4 酚 酞 无 红红 9.12.44.48.110.1也可以用来忽悠人、欺骗人忽悠人、欺骗人！三三.一元一元弱酸的电离平衡弱酸的电离平衡CH3COOH。HAc+H2OC 0 0CH +H+Ac-Ka=H+Ac-HAc=H+2CH+H+2=KaC-KaH+H+2-KaC+KaH+=0H+=-Ka+Ka2+4KaC2求一元弱酸中H+精确公式精确公式简写为HAc，A

4、c=CH3COO-H3O+Ac-常写为:HAc H+Ac-H+=Ac-t=0时:t=t时:HAc H+Ac-t=t时 C-H+H+Ac-Ka=H+Ac-HAc=H+2CH+若平衡时溶液中H+C，H+=CKa求一元弱酸溶液中H+的近似公式近似公式 Ka=H+2 C H+2C H+H+2=KaCH+=-Ka+Ka2+4KaC2此外，Ka愈小，HA愈不容易电离.CKa 400时，C H+C，综合两方面考虑:则则 C H+C精确公式精确公式例1、计算0.1mol/LHAc溶液中的H+浓度和PH值。解：查表得：Ka=1.80 10-5a、用精确公式求解H+=-1.810-5+(1.810-5)2+41.

5、8010-50.12 H+=1.3310-3mol/L pH=2.88近似公式的计算结果相当好例1、计算0.1mol/LHAc溶液中的H+浓度和PH值。解：查表得：Ka=1.80 10-5a、用精确公式求解b、用近似公式计算用近似公式计算H+=-1.810-5+(1.810-5)2+41.8010-50.12 H+=1.3310-3mol/L pH=2.88H+=KaC=1.8 10-50.100=1.34 10-3 pH=2.87CKa =5555 400例2、计算0.100M CH2ClCOOH溶液的PH值。解：KaC=0.1001.4010-3=71.4 400故用精确公式计算H+=-1

6、.4010-3+1.4010-3+41.4010-30.12H+=1.1210-2M pH=1.95例3.计算0.100mol/L CH3CHOHCOOH溶液的H+,Ka=8.410-4解：因为KaC=0.1008.410-4=119 400H+=-8.410-4+(8.410-4)2+48.410-40.12=8.710-3mol/L故用精确公式计算氨是个典型的一元弱碱 NH4+OH-NH3=KbKb(NH3)=1.810-5四四.一元一元弱碱的电离平衡弱碱的电离平衡常见的一元弱碱及其电离平衡常数见P390 附录11与HAc的电离程度相当 NH3+H2O NH4+OH-OH-=KbCCKb4

7、00 时，Kb=BH+OH-B =OH-2COH-求一元弱碱溶液中 OH-的精确公式精确公式同理求一元弱碱溶液中OH-的近似公式近似公式B+H2O BH+OH-t=0 C 0 0t=t C-OH-BH+OH-BH+=OH-当-Kb+Kb2+4KbC2OH-=例4：计算0.100M NH3溶液的pH值.Kb=1.810-5解：CKb=5555400，用近似公式：OH-=KbC=0.11.810-5 =1.3410-3MpOH=2.87 pH pOH=14pH=14.00-2.87=11.13pH=14 pOH五电离度电离度已电离的分子数与溶质分子总数之比，用 表示.对于弱酸 =CH+100%对于

8、弱碱 =100%OH-C弱酸的电离度弱酸的电离度 随浓度随浓度C的降低的降低增大。增大。=Ka/C =Kb/C弱碱的电离度弱碱的电离度 随浓度随浓度C的降低的降低增大。增大。H+=KaC同理六同离子效应同离子效应弱电解质在水中存在着电离平衡:加入NaAc时：HAc H+Ac-XX 在弱电解质溶液中加入具有相同离子的强电解质在弱电解质溶液中加入具有相同离子的强电解质，=x/cC-X X XC盐C盐C-X X C盐+X =X/c HAc H+Ac-平衡逆向逆向移动 NaAc Na+Ac-C盐同离子效应同离子效应。必然发生:醋酸也降低!使弱电解质的电离度和酸度减小的现象使弱电解质的电离度和酸度减小的

9、现象弱酸盐,正盐设H+Ac-HAc 即醋酸电离度降低!结果导致=X/cKa=H+Ac-HAc=X(C弱酸盐+X)C弱酸-XC弱酸 X(HAc，=1.33%,1.33%)C弱酸-X C弱酸C弱酸盐 X盐与酸至少在同一量级!C弱酸盐+X C弱酸盐KaX C弱酸盐C弱酸 H+=KaC弱酸弱酸C弱酸盐弱酸盐 HAc H+Ac-C-X X C盐+X 有同离子效应时H+计算公式例6、设溶液中同时含有HAc和NaAc，浓度都为 0.10mol/L。求H+及HAc的电离度。解：H+=KaC弱酸 C盐=1.810-5 0.100.10=1.810-5 MpH=5-lg1.8=5-0.255=4.745 =100

10、%=0.018%1.810-5 0.10对比之下可以看出同离子的影响之大对比之下可以看出同离子的影响之大,减小了减小了74倍倍.没有同离子效应时的同离子效应时的HAc，=1.33%1:74运用存在同离子效应时H+计算公式:七、多元弱酸的电离平衡多元弱酸的电离平衡在溶液中能电离出多个H+的酸多元酸多元酸。多重平衡 Ka1 Ka2 只有第一级电离是最主要的,多元酸在溶液中是分步电离的：H2S H+HS-HS-H+S2-Ka1=1.110-7Ka2=1.310-13第一级电离的H+对第二级有抑制大106倍 溶液中H+主要是由一级电离产生的,HS-对H+的吸引H2S对H+的吸引；第二级可忽略(数量).

11、可作近似处理.H2S H+HS-X例7、室温下，H2S气体在水中的饱和浓度为0.1mol/L。试计算H2S饱和溶液中H+、HS-和S2-。Ka1=1.110-7；Ka2=1.310-13解解.H2S属于二元弱酸.可忽略二级电离，当一元弱酸处理：Ka1Ka2 1001001.110-71.310-13=1060.1-XX设0.1-XX2=ka1H+=-Ka1+Ka12+4Ka1C2CKa1 400，且 H+=CKa1H+=1.05x10-4代入计算得:HS-=1.05x10-4 mol/L HS-H+S2-S2-Ka2二元弱酸二元弱酸酸根酸根B2-浓度近似等于浓度近似等于Ka2!Ka2=H+S2

12、-HS-=1.310-13 mol/LH+=HS-八缓冲溶液缓冲溶液1、定义HAc H+Ac-H+=KaC弱酸C弱酸盐溶液中H+取决于酸/盐浓度的比值,而不仅仅是酸的浓度.向溶液中加入少量强碱NaOH时:HAc+OH-H2O+Ac-C弱酸 略为减小，C弱酸盐 略为增大，但由于加入强碱的量很小(与HAc相比)溶液中H+基本保持不变基本保持不变.含NaAc时:在同时含有弱酸及弱酸盐的溶液中：结果：引起酸/盐浓度比值改变很小,Ka=H+C弱酸盐 C弱酸.向溶液中加入少量强酸时：H+Ac-HAc 溶液中Ac-的量稍有减小，HAc的量稍有增大。引起酸/盐浓度比值改变很小,这种能够抵抗少量强酸和强碱而能保

13、持溶液酸度能够抵抗少量强酸和强碱而能保持溶液酸度或或pH值基本不变的溶液值基本不变的溶液缓冲溶液缓冲溶液.常见的缓冲溶液：弱酸弱酸盐HAc+NaAcH2CO3+NaHCO3H3PO4+NaH2PO4 弱碱弱碱盐NH3+NH4ClH+=KaC弱酸C弱酸盐溶液中H+基本保持不变.抗酸抗碱之定性解释HAc+NaAc+H+时：H+Ac-HAc+OH-时：它能对抗溶液中H+浓度的变化，从而对溶液的酸度起到稳定作用。HAc+OH-H2O+Ac-H+=KaC弱酸C弱酸盐2、具体实例A、50mL纯水中加入0.05mL 1.0mol/L HCl溶液，10.0550+0.050.00099mol/LpH=3 50

14、mL纯水中加入0.05mL 1.0 mol/L NaOH溶液，OH-浓度增加10.0550+0.050.001M，pH=11 水的pH均变化了4个单位,酸度改变了一万倍一万倍.纯水没有缓冲作用纯水没有缓冲作用!H+浓度增加为0.001mol/L纯水的 pH=7B、50mL 0.1 mol/L HAc0.1 mol/L NaAc溶液H+=KaHAc Ac-=Ka=1.810-5 Ac-=0.1-CHCl=0.1-0.001=0.099HAc=0.1+CHCl=0.1+0.001=0.101=1.8410-5MH+=KaHAcAc-=1.810-5 0.099 0.101H+Ac-HAc向溶液中加

15、入0.05mL1.0M HCl溶液,pH=4.74pH变化很小变化很小(0.01)H+=KaC弱酸C弱酸盐同离子效应:pH=4.73HAc H+Ac-H+增加10.0550+0.050.001M 向溶液中加入0.05mL1.0M NaOH,=0.101mol/L0.101 0.099 =1.810-5=1.810-5MHAc+OH-H2O+Ac-0.1+0.0010.1-0.001pH=4.75pH变化很小变化很小(0.010.01)=0.099mol/LH+=KaC弱酸C弱酸盐 向此HAcNaAc溶液中加水稀释至500mL，pH=？C弱酸、C弱酸盐数值均变为原来的1/10,都为0.01mol

16、/L,则:H+=KaHAc Ac-=Ka=1.810-5 pH=4.74pH=0OH-增加0.001M 综上，HAcNaAc溶液中加入强酸、强碱，其pH值只变化了0.01；而在同样条件下，纯水的pH值变化了4个单位,说明HAcNaAc溶液对于外来少量强酸和强碱具有显著的抵抗作用缓冲作用缓冲作用。缓冲溶液中发挥作用的弱酸、弱酸盐称为缓冲对,如 HAcNaAc 缓冲对的浓度越大,加入强酸或强碱时其浓度值及其比值改变就越小,即抵抗酸碱影响的能力越强.即缓冲对浓度越大缓冲对浓度越大，其缓冲容量缓冲容量(能力能力)越大越大。H+=KaC弱酸C弱酸盐HAc H+Ac-HAc NaAc混合溶液中同理:C弱碱

17、OH-=KbC弱碱盐C弱碱 pOH=pKb lgC弱碱盐4、弱碱弱碱 弱碱盐弱碱盐NH3+H2O NH4+OH-3、缓冲溶液的计算公式pH =pKa lg C弱酸盐C弱酸H+=KaC弱酸C弱酸盐HAcNaAc溶液NH3NH4Cl弱酸弱酸 弱酸盐弱酸盐pH pOH=14pH=14 pOH弱酸及其盐的浓度都较大且大致相等时，缓冲容量最大弱酸及其盐的浓度都较大且大致相等时，缓冲容量最大；人的血液中,有H2CO3NaHCO3缓冲对,pH=7.4,保持人体内许多化学反应正常!大量喝汽水or可口可乐不利?5、缓冲容量缓冲容量 HAcNaAc缓冲溶液中：HAc H+Ac-H+=KaC弱酸C弱酸盐 弱碱与其盐

18、的浓度都较大且大致相等时，缓冲容量最大弱碱与其盐的浓度都较大且大致相等时，缓冲容量最大.只有当加入的强酸、强碱的量与缓冲溶液中的弱酸、弱碱盐的量相比是比较小的情况下，并且弱酸、弱碱盐的浓度接近于1:1时，溶液才有缓冲作用.作业P249:1,2,3,5,7,8,12,13,14,168-2 盐的水解盐的水解 盐的水溶液似乎都应该是中性的(如NaCl、KCl溶液),但其实不然！？事实上，盐在水中得到的溶液可能是中性、酸性或者碱性。例如：Na2CO3、NaAc的水溶液显碱性碱性，能使红色石蕊变蓝蓝。NH4Cl、FeCl3的水溶液显酸性酸性，能使蓝色石蕊变红红。NH4Ac水溶液显中性中性。盐的水溶液的

19、酸碱性，取决于盐的类型。在溶液中盐离解产生的离子与盐离解产生的离子与水作用水作用,使水的电离平衡使水的电离平衡发生移动从而改变溶液的酸发生移动从而改变溶液的酸碱碱性性 The Hydrolysis of Salts这种现象是由于盐的水解盐的水解。?1弱酸强碱盐弱酸强碱盐 Ac-+H+HAc Ac-+H2O HAc+OH-HAcOH-Ac-H2O=Kh 在稀溶液中:HAcOH-Ac-=Kh水解平衡常数水解平衡常数代表水解程度的大小。CH3COONa.NaAc H2O H+OH-NaAc Na+Ac-是强电解质,溶于水完全电离:同时,作用:结果:而任何水溶液中都有:HAcKWAc-H+=KhHAc

20、Ac-H+=KaKh=KWKa 由上可知,NaAc的水解实际上是Ac-的水解,它涉及HAc与H2O的电离平衡。代入Kh:HAcOH-Ac-=KhH+OH-=KWOH-=KW/H+对于NaAc：Kh=1.010-14 1.810-5=5.610-10 弱酸强碱弱酸强碱盐盐的的水解程度与水解程度与弱酸的酸性成反比弱酸的酸性成反比1例2、计算0.50mol/L NaAc溶液的OH-=?解解:NaAcNa+Ac-Ac-+H2O HAc+OH-t=0 0.5 0 0 t=t 0.5-X X XKh=X20.5-XX2=0.5 Kh-X KhX2-0.5 Kh+X Kh=0X=2-Kh+Kh2+4KhCK

21、h=5.610-10 X=1.7610-5 OH-=X=1.7610-5POH=4.77pH=14-4.77=9.23 弱酸强碱盐水解弱酸强碱盐水解显碱性显碱性!2弱碱强酸盐弱碱强酸盐NH4Cl NH4+Cl-H2O H+OH-作用：OH-+NH4+NH3+H2O 结果溶液的OH-，H+，溶液显酸性。实质:H2O+NH4+NH3H2O+H+Kh=KWKb对于NH4Cl：Kh=1.010-14 1.810-5=5.610-10 同理可导出计算公式 H2O+NH4+NH3H2O+H+t=0 C 0 0t=t C-H+NH3 H+NH3H+C-H+Kh=H+2C-H+Kh=H+2-KhC+KhH+=

22、0H+=2-Kh+Kh2+4KhC当CKh 400时，H+=KhC例3计算1.0mol/L NH4Cl溶液的H+。解解:Kh=KWKbCKh=5555H+=KhC=5.610-101=2.4 10-5 mol/L 400NH4Cl中NH3的Kb=1.810-5弱碱强酸盐 会发生水解！=5.610-10pH=5-0.28=4.723弱酸弱碱盐弱酸弱碱盐NH4Ac NH4+Ac-NH4+H2O NH3H2O+H+Ac-+H2O HAc+OH-H+OH-H2ONH4+Ac-+H2O HAc+NH3 H2O Kh=KWKaKb可以导出平衡常数平衡常数对于对于NH4AcKh=3.110-5从Kh可知NH

23、4Ac的双水解程度比NaAc或NH4Cl大了105倍十万倍十万倍!三式相加三式相加:双水解过程双水解过程水解显什么性质？KaKb时,水解显碱性.Ka=Kb时,水解显中性.KaKb时,水解显酸性.Kh=KWKaKbH+=KaKWKb可导出可导出例4计算0.10mol/L NH4F溶液的pH.H+=KWKaKbKHF=6.310-4KNH3=1.810-5解解:查表P390附录11代入计算:H+=5.910-7M pH=6.23 KaKb 弱酸弱碱盐水解显酸性.判断:弱酸弱碱盐4、强酸强碱盐强酸强碱盐 NaCl、KCl、NaNO3、Na2SO4 强酸强碱盐的离子没有与水作用生成弱电解质的倾向,所以

24、不发生水解。显中性！显中性！*盐的水解度盐的水解度h 盐溶解在水中发生水解的浓度与其原始浓度的比值.组成盐的酸（或碱）越弱，水解度越大;盐的浓度越稀，其水解程度越大;温度越高，水解度越大。P237-2398-3 酸碱理论的发展酸碱理论的发展一、阿仑尼乌斯酸碱理论阿仑尼乌斯酸碱理论在水中能电离出H H+的化合物酸.如HCl、HNO3在水中能电离出OHOH-的化合物碱.如NaOH、Ba(OH)2以水为溶剂,以电离为基础.把酸碱限制在以水为溶剂的体系,有很大的局限性.NH3在水中是碱不能给予说明.Na2CO3溶于水显碱性不能解释.很多化合物虽不含OH-但却显碱性.二、酸碱质子理论酸碱质子理论1.定义

25、:质子论从物质本身的组成来下酸碱定义，离开溶剂。按照酸碱质子理论，酸碱不是彼此分隔的，而是统一在对质子的关系上：1923年Bronsted&Lowrey凡能与质子凡能与质子H H+结合的分子或离子都是碱结合的分子或离子都是碱：凡能给出质子凡能给出质子H H+的分子或离子都是酸：的分子或离子都是酸：HCl、NH4+、H2PO4-等.NaOH、NH3、Ac-、HPO42-等。NH4+NH3+H+HAc Ac-+H+酸 碱+H+H2PO4-HPO42-+H+HCl Cl-+H+A B+H+HPO42-PO43-+H+酸给出质子后余下的部分是碱.“共轭关系共轭关系”“共轭酸碱对”Al(H2O)63+A

26、l(H2O)5(OH)2+H+有的离子，在一个共轭酸碱对中是碱从上可知:酸、碱可以是分子、阳离子或阴离子.碱接受质子后即成为酸.在另一个中却是酸。酸碱关系：“酸中有碱，碱中有酸，知酸便知碱，知碱便知酸”。以水为溶剂时：HClH3+OHFHAcNH4+H2OH2SHS-碱性：Cl-H2O F-Ac-NH3OH-HS-S2-酸性：2.酸碱的强弱酸碱的强弱酸越弱,它的共轭碱越强.酸越强,它的共轭碱越弱.HCl/Cl-HAc/Ac-HAc H+Ac-HCl H+Cl-强酸：HClO4、H2SO4、HCl、HNO3酸性：HClO4、H2SO4、HCl、HNO3 上述四种酸在水中：HY+H2OY-+H3+

27、O但在HAc中:HClO4+HAc ClO4-+H2Ac+H2SO4+HAc HSO4-+H2Ac+HCl+HAc Cl-+H2Ac+HNO3+HAc NO3-+H2Ac+PKa=4.8PKa=7.2PKa=8.9PKa=9.4 HClO4H2SO4HClHNO3HAcHFH2O同等强度,都是强酸 HAc是这些酸的强度的分辨试剂。H2O则是这些酸的强度的拉平试剂。强酸在水中完全电离，水不能分辨出它们的强弱,换言之，水把这几种酸的强弱拉平了拉平效应。再例如 在水中：HCl HAc在NH3中：HCl+NH3NH4+Cl-HAc+NH3NH4+Ac-HCl、HAc 皆为强酸。碱性比水强的液氨把强酸和

28、弱酸的差别拉平了的现象拉平效应。质子论的基本观点是质子的接受。酸必须含有H原子且能给出。对于无质子的酸、碱反应则不能说明(局限性)?三、路易斯酸碱理论（电子论）路易斯酸碱理论（电子论）1、定义：凡是能给出电子对的分子凡是能给出电子对的分子(离子、基团)碱。碱。凡是能接受电子对的分子凡是能接受电子对的分子(离子、基团)酸。酸。例：酸 碱 酸碱络合物 电子对接受体 电子对给予体 H+OH-H:OH F F B +:F-F F F B F F配合物中（配位键）凡金属离子都是酸与金属离子结合的都是碱：中性分子、阴离子电子云集中的双键部位也可看作是碱。CH3CH=CH2+HICH3CHCH3 CH3CH

29、CH3 II-Cu2+4:NH3 NH3NH3NH3CuNH3作业P249:1,2,3,5,7,8,12,13,14,168-4.电解质溶液理论电解质溶液理论 1电解质的分类 在水溶液中能完全电离的物质强电解质 AB AAB A+B+B-离子型化合物 强极性共价化合物：大部分强酸 HCl，HNO3 HA HHA H+A+A-强碱 NaOH，KOH 大部分盐类 NaCl，CaCl2 在水溶液中仅能部分电离的物质在水溶液中仅能部分电离的物质弱电解质弱电解质 弱极性共价键化合物:CH3COOH、HCN、NH3 H2OP241-2432电离度电离度 弱电解质的电离是可逆过程：HA H+A-r r正=r

30、 r逆时，达成电离平衡.电离分子化此时 电离度=如：0.1M HAc 溶液中，H+=1.3310-3M 电离度=(1.3310-3/0.1)100%=1.33%1%100电离前分子总数已电离的分子数3强电解质溶液 理论上，强电解质在水中完全电离：=100%实际上 KCl 81%，NaOH 91%，HCl 92%，H2SO4 61%，ZnSO4 40%？原因：弱电解质稀溶液中，离子浓度较小，离子间作用可忽略不计忽略不计。但是在强电解质溶液中，离子浓度较大，由于静电作用力关系，每一个离子周围分布着许多带相反电荷的离子，使离子不能完全自由运动。电解质溶液中所含的实际离子数比理论数少，单位体积电解质溶

31、液中：实际含有的离子浓度离子的有效浓度有效浓度.活度活度aNaCl液浓度0.0001M 0.001M 0.01M 0.1M NaCl液活度0.00009820.0009620.009030.0779NaCl活度系数 0.9820.9620.9030.779溶液越浓,f越小,溶液实际浓度与理论浓度偏差越大.溶液越稀,f越接近1,溶液实际浓度与理论浓度越接近.f反映溶液中离子间互相作用力大小 f：活度系数活度系数 c：电解质理论浓度(表观)a=f c大，f小小，f大当溶液无限稀释时,f=1,a=c以下为备用！一元一元弱酸的电离平衡弱酸的电离平衡t=0时 C 0 0t=t时 CH +H+Ac-Ka=

32、H+Ac-HAc=H+2CH+H+=-Ka+Ka2+4KaC2精确公式HAc H+Ac-H+=Ac-CKa400 时，当H+=CKa近似公式OH=-Kb+Kb2+4KbC2OH-=KbCCKb 400 时，当Kb=BH+OH-B =OH-2COH-精确精确公式公式近似近似公式公式B+H2O BH+OH-t=0 C 0 0t=t C-OH-BH+OH-BH+=OH-一元一元弱碱的电离平衡弱碱的电离平衡例3.桔子汁的PH=2.8，求它的H+和OH-各为多少？解：pH=-H+H+=10-2.8=1.6 10-3 OH-=KW/H+=6.310-12 例4、计算1.0 10-2mol/LHCl的PH；

33、5.0 10-3mol/LKOH的PH。解：H+=1 10-2 PH=-H+=2 OH-=5.0 10-3 H+=（110-14）/（5.0 10-3 ）=210-12 pH=-H+=11.7 例1.计算0.1mol/LNaOH溶液中H+浓度。例2.计算0.1mol/LNH3中的H+浓度,已知OH-=1.3410-3M/L例5：（P231）已知0.01M氨水的电离度为4.2%，计算NH3的Kb。解：NH3+H2O NH4+OH-OH-=NH4+=C=0.0420.01=4.210-4MNH3=0.01-4.210-4=9.6 10-3M Kb=1.810-5(4.210-4)29.6 10-3

34、Kb=2C2C-C 2C1-同离子效应同离子效应 疑问解答疑问解答 弱电解质在水中存在着多种电离平衡：0.1mol/L HAc H+Ac-加入NaAc时：H2O H+OH-H+Ac-HAc XX 即醋酸的电离度、酸度降低了 在弱电解质溶液中加入具有相同离子的强电解质时，使弱电解质的电离度和酸度减小的现象同离子效应同离子效应。1.3x10-2 NaAc Na+Ac-56mol/L1x10-7 Ka=1.810-5Kw=110-14解：查表得 Ka1=5.910-2Ka2=6.410-50.1-X X X Ka1 Ka2 可忽略第二步电离，按一元弱酸的计算公式。CKa1=0.1005.910-24

35、00但按一元弱酸以精确公式求H+例8、求0.100M H2C2O4溶液的pH值、HC2O4-及C2O42-H2C2O4 H+HC2O4-七、多元弱酸的电离平衡例题多元弱酸的电离平衡例题H+=-5.910-2+(5.910-2)2+45.910-20.12H+=5.28102 mol/L而 HC2O4-H+C2O42-Ka2=6.410-5 mol/L pH=1.28 5.2810-2 mol/L 只有0.1M HAc，几乎没有Ac-，pH=2.87.酸性大增.缓冲溶液中，缓冲溶液中，弱酸及其盐的浓度都较大且大致相等时，缓冲容量最大弱酸及其盐的浓度都较大且大致相等时，缓冲容量最大；弱碱与其盐的浓

36、度都较大且大致相等时，缓冲容量最大。弱碱与其盐的浓度都较大且大致相等时，缓冲容量最大。人的血液中，有H2CO3NaHCO3缓冲对，H=7.4，大量喝汽水或可口可乐不利于健康。5、缓冲容量缓冲容量 0.1M HAc0.1MNaAc缓冲溶液1升中，加入浓度大于0.1M 的HCl:HAc H+Ac-加入前 0.1M 0.1M加入后 HCl H+Cl-H+Ac-HAc 0.1 0.10.1M02、酸碱反应 从质子论质子论看，任何酸碱反应都是两个共轭对之间的质子传递反应：HCl+NH3NH4+Cl-A1 B2 A2 B1 在质子转移反应中，反应的方向总是由强酸和强碱反应生成一种弱酸和一种弱碱：HCl+H

37、2O H3+O+Cl-强酸 强碱 弱酸 弱碱 HCl+NH3 NH4+Cl-强酸置换弱酸（强酸给出H+能力强）强碱置换弱碱（强碱接受H+能力强）如反之，则反应不能进行完全HAc+H2O H3+O+Ac-弱酸 弱碱 强酸 强碱 Ka=1.810-5 HAcH3+O H2OAc-质子论的基本观点是质子的接受。酸必须含有H原子且能给出。对于无质子的酸、碱反应则不能说明(局限性)2、酸碱反应BF3+:NH3F3B:NH3 酸碱加合反应H:Cl+Na:OHNa:Cl+H:OH 双取代反应（复分解反应）HCl+:NH3H:NH3+Cl-碱取代反应H:OH+Cu2+CuOH+H+酸取代反应本质上都是电子对的成键或转移本质上都是电子对的成键或转移。