大学基础化学第三节 酸 碱 理 论解析.pptVIP

* * 因为水是非常弱的电解质，可以把上式中的H2O看成是一个常数，蒋它与K合并。则有： * 由于酸碱平衡常数表达了各种平衡浓度之间的关系，所以欲精确求出溶液的pH值，就必须通过溶液中溶质和溶剂的物质均衡、电荷均衡和质子均衡来进行计算。 例如浓度为c的H3PO4以及浓度为c的Na2SO4溶液的物质均衡 * 由于溶液是电中性的，正负电荷的量相等，由此得到 假如浓度为c的CaCl2溶液，正离子有Ca2+和H+，负离子有Cl-和OH-，其中Ca2+带两个正电荷，设其浓度为1mol/L而与其结合的负电荷的浓度为2 mol/L。由此可见，从离子的浓度关系来看Ca2+必须乘以2，才是Ca2+所带正电荷的量，才能保持正负电荷浓度的等衡关系，根据电中性原则，得到下列电荷的平衡方程：H+ + 2Ca2+=OH-+Cl- * * * * 两性物质有HCO3-、H2PO4-、HPO42-、NH4OAc和氨基酸(以NH3+-CHR-COO-为代表)的水溶液等，它们在溶液中既能给出质子又能接受质子。 * 室温 ： neutral solution [H+]=1.00×10-7mol·L-1 =[OH-] acidic solution [H+] ? 1.00×10-7mol·L-1 ? [OH-] basic solution [H+] ? 1.00×10-7mol·L-1 ? [OH-] 一、水的解离平衡 * 在水溶液中同时存在H+和OH-，它们的含量不同，溶液的酸碱性也不同。 pH：定义为氢离子活度的负对数值。 在稀溶液中，浓度和活度的数值十分接近，可用浓度的数值代替活度。 pH = -lg[H+] * （－lg[H+]）＋（－lg[OH-] ）=－lg Kw pH + pOH = pKw= 14 (25 oC) pH的使用范围:H+或OH-的浓度小于1mol·L-1 ,相应的pH和pOH范围一般在0.0 ~14.0。 在这个范围以外，用浓度c（mol·L-1）表示酸碱性更方便些。 由于 [H+]·[OH-]＝ Kw 对 [H+]·[OH-]＝ Kw 两边取负对数得： * （二）共轭酸碱对的Ka?，Kb?，和Kw?的关系 例如对于HAc与其共轭碱Ac－则有 * 则可以得到 Ka· Kb = [H3O+]·[OH-] = Kw 上式表示，Ka与Kb成反比，说明酸愈强，其共轭碱愈弱；碱愈强，其共轭酸愈弱。 若已知酸的解离平衡常数Ka，就可以求出其共轭碱的解离平衡常数Kb。 * 二、溶液的pH 物质均衡（MBE)： 它是指在一个平衡体系中，某一给定组分的总浓度，等于各有关组分平衡浓度之和。 电荷均衡（CBE) ： 根据电中性原则，溶液中正离子的总电荷数与负离子的总电荷数恰好相等。 例如：浓度为c(mol.L-1)的HAc溶液的物质均衡 c(HAc)=[HAc]+[Ac-] * NaCN → Na+ + CN- 电荷均衡式为： [Na+]+[H+]=[OH-]+[CN- ] ∵ [Na+]=c ∴ c + [H3O+]=[OH-]+[CN- ] * 质子均衡(PBE): 质子均衡是指酸碱反应达到平衡时，酸失去的质子数等于碱得到的质子数。 质子均衡式为： [H+]总＝ [H+]HAc+ [H+]H2O [H+]=[Ac-]+[OH-] * 物质均衡式为： [Na+]=c [H3PO4] + [H2PO4-] + [HPO42-] +[PO43-]=c * 电荷均衡式为: [Na+] + [H+]=[H2PO4-] + 2[HPO42-] + 3[PO43-] + [OH-] 则质子均衡式为： [H3PO4] + [H+]=[HPO42-] + 2[PO43-] + [OH-] 浓度为c的NaH2PO4溶液， （一）一元弱酸弱碱溶液 溶液的pH值计算 * 质子均衡式为： [H+]=[A-]+[OH-] ∵ c=[HA]+[A-] ∴ [HA]=c-[A-] * 整理后得： 于是： 当c·Ka≥20Kw，c/Ka500时，溶液中H+主要来自弱酸的解离，可略去水的解离。 * 当c·Ka≥20Kw，c/Ka≥500时，不仅可以忽略水的解离，由于解离的酸极少，c-[H+]≈c，又可以忽略弱酸解离对其平衡浓度的影响。则 对于一元弱碱溶液， * 计算0.100mol·L-1NH4Cl溶液的pH。 (已知Kb(NH3)=1.79×10-5) 解： Ka·ca ≥20Kw, ca/Ka =0.100/(5.