1、8.1 弱酸和弱碱的解离平衡弱酸和弱碱的解离平衡8.2 盐的水解盐的水解8.3 电解质溶液理论和酸碱理电解质溶液理论和酸碱理论的发展论的发展第 8 章 酸碱解离平衡(Acid-Base Dissolution Equilibrium)第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡Acid-Base Dissolution Equilibrium18.1 弱酸和弱碱的解离平衡弱酸和弱碱的解离平衡第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.1 弱酸和弱碱的解离平衡弱酸和弱碱的解离平衡8.1.1 一元弱酸、碱的解离平衡1、解离平衡常数a. 解离平衡解离平衡 (Dissolution Equilibrium
2、)HAc(aq) + H2O(l) H3O+(aq)+Ac(aq)(HAc)/)/(Ac)/O(H(HAc)3accccccK2Ka ：一元弱酸解离常数(Dissolution Constant of Weak Acid)简写简写(HAc)(Ac)O(H(HAc)3acccK第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.1 弱酸和弱碱的解离平衡弱酸和弱碱的解离平衡对于一元弱碱的解离平衡： NH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq) + OH -(aq) )(NH)(OH)(NH)(NH3-43bcccK3第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.1 弱酸和弱碱的解离平衡弱酸和弱碱的解离
3、平衡Kb (NH3)：一元弱碱的解离常数 (Dissolution Constant of Weak Base)b. 计算公式计算公式以HAc为例： 假定HAc的初始浓度为c mol/L，达到平衡时c(H+)为xmol/L，依据化学平衡的有关知识可以得出：4 c 0 0c-x x x起始浓度/(molL-1)平衡浓度/(molL-1)HAc(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + Ac(aq) / )-/( (HAc)(Ac)O(H(HAc)22-3acxxcxcccK（条件：c 400Ka )第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.1 弱酸和弱碱的解离平衡弱酸和弱碱的解离平衡52
4、、解离度、解离度(HAc)100%(HAc)O(H%100 a3cKcc溶液中原电解质分子数已解离的电解质分子数（Ka =c2)a-3)(Ac)O(HcKcc即：(Degree of Dissolution)第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.1 弱酸和弱碱的解离平衡弱酸和弱碱的解离平衡6 说明：说明：Ka和和均可表示酸的强弱，但均可表示酸的强弱，但随随c而变，而而变，而Ka只是温度的函数，在只是温度的函数，在温度一定时，是一个常数，它不随温度一定时，是一个常数，它不随c而变。而变。第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.1 弱酸和弱碱的解离平衡弱酸和弱碱的解离平衡7 例：计算29
5、8K时0.10molL-1 HAc 溶液中H3O+,Ac- HAc,OH- pH, (Ka =1.810-5)。HAc(aq)+H2O(l) H3O+ (aq) +Ac(aq)解：解： )L(mol 101.3 101.80.1 (HAc)(Ac)O(H1 -3-5-a-3cKccc(HAc)=0.1-c(H3O+)0.1(molL-1)第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.1 弱酸和弱碱的解离平衡弱酸和弱碱的解离平衡8)L(mol107.7 101.3101)(OH112-3-14-c1.3%100%0.1101.3 100%(HAc)O(H3-3ccpH = -lgc(H3O+)=2
6、.89第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.1 弱酸和弱碱的解离平衡弱酸和弱碱的解离平衡9对于一元弱碱：条件：(c 400 Kb ) )(NH)(OHb4-cKcc100%)(NH)(OHb3-cKcc第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.1 弱酸和弱碱的解离平衡弱酸和弱碱的解离平衡10例：已知298K下0.200molL-1氨水的解离度为0.934%,计算溶液中OH-的浓度和氨的解离常数Kb 。c(OH-)=c(NH3) =0.200 0.934% =1.8710-3 molL-1 解解:=c(OH-)/c(NH3)100%=0.934%522b1077.1%934.01%)93
7、4.0(2 .0-1 cK第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.1 弱酸和弱碱的解离平衡弱酸和弱碱的解离平衡11 在弱酸或弱碱溶液中,加入与其具有相同离子的易溶强电解质,而使平衡向左移动,弱电解质的解离度降低的现象称为同离子效应。（a） 定义定义(Common Ion Effect)3、同离子效应第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.1 弱酸和弱碱的解离平衡弱酸和弱碱的解离平衡12结果：Ac-浓度增大，平衡左移，HAc解离度减小，酸性减弱，这就是同离子效应。HAc(aq) + H2O(l) H3O+(aq ) +Ac-(aq)加入强电解质NaAc(s) Na+(aq) + Ac-
8、(aq) H2O(l)例如在平衡体系中第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.1 弱酸和弱碱的解离平衡弱酸和弱碱的解离平衡13结果：NH4+浓度增大, 平衡左移, NH3解离 度减小，这也是同离子效应。 NH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq) + OH-(aq)NH4Cl(s) NH4+(aq) + Cl-(aq)H2O(l)加入强电解质又如在平衡体系中第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.1 弱酸和弱碱的解离平衡弱酸和弱碱的解离平衡14（b）计算）计算 比较在比较在纯纯0.10molL-1HAc和在和在0.10molL-1HAc中加入中加入NaAc晶体，使晶体，使NaA
9、c浓度为浓度为0.10molL-1时的时的c(H3O+)，并做出结论。并做出结论。-33(H O )1.310100%100%1.3%(HAc)0.1cc解：解： 纯纯0.10molL-1HAc )L(mol 101.3 101.80.1)(Ac)O(H1-3-5-a-3cKcc第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.1 弱酸和弱碱的解离平衡弱酸和弱碱的解离平衡15在0.10molL-1HAc中加入NaAc晶体起始浓度起始浓度/(molL-1) 0.1 0.1平衡浓度平衡浓度/(molL-1) 0.1-x x 0.1+xHAc(aq)+H2O(l) H3O+(aq) +Ac-(aq)x=
10、Ka =1.810-50.018%100%0.1101.8100%(HAc)O(H53ccxxxcccK0.10)(0.10(HAc)(Ac)O(H(HAc)-3a0.1x0.10c(H3O+)=1.810-5molL-1第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.1 弱酸和弱碱的解离平衡弱酸和弱碱的解离平衡168.1.2 水的解离平衡和溶液的水的解离平衡和溶液的pH1. 水的离子积常数水的离子积常数 H2O(l) + H2O(l) H3O+(aq) + OH- (aq)水的自身解离平衡Kw =c(H3O+)c(OH-)=1.010-14平衡常数表达式：平衡常数表达式：Kw =c(H3O+)c
11、(OH-)KW 为水的离子积常数(Ion-product for Water)298.15K时时第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.1 弱酸和弱碱的解离平衡弱酸和弱碱的解离平衡17在纯水中，在纯水中，c(H3O+)与与c(OH-)相等；相等；若在纯水中加入某种电解质若在纯水中加入某种电解质(HCl、NaOH)形成稀溶液，形成稀溶液，c(H3O+)c(OH-)，但但c(H3O+)c(OH-)=Kw 的关系依然成立。的关系依然成立。第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.1 弱酸和弱碱的解离平衡弱酸和弱碱的解离平衡18平衡常数平衡常数Kw 的性质的性质 B、水的离子积常数不随浓度变，随
12、温度、水的离子积常数不随浓度变，随温度的升高而增大。的升高而增大。 A、 一定温度下，水中一定温度下，水中H3O+浓度与浓度与OH-浓浓度的乘积为一常数；度的乘积为一常数； 如100纯水：Kw =5.4310-13第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.1 弱酸和弱碱的解离平衡弱酸和弱碱的解离平衡192. 溶液的溶液的pH（1） 定义定义水溶液的pH就是该溶液所含氢离子浓度的负对数。pOH = -lgc(OH-) pH =-lgc(H3O+)Kw =c(H+)c(OH-)=1.010-14 pKw =pH+pOH=14.0025 C：令令第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.1 弱酸
13、和弱碱的解离平衡弱酸和弱碱的解离平衡20（2） 性质性质表示水溶液中酸碱性强弱的标度，pH越小，酸性越强。（3） 范围范围仅表示氢离子或氢氧根离子浓度1molL-1以下的溶液的酸碱性。（4） 应用应用第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.1 弱酸和弱碱的解离平衡弱酸和弱碱的解离平衡21常见液体的常见液体的pH 名名 称称 pH 名名 称称 pH胃液胃液1.0 2.0唾液唾液6.4 7.5柠檬酸柠檬酸2.4牛奶牛奶6.5醋醋3.0纯水纯水7.0葡萄汁葡萄汁3.2血液血液7.35 7.45橙汁橙汁3.5眼泪眼泪7.4尿液尿液4.8 7.5氧化镁乳氧化镁乳10.6暴露在空暴露在空气中的水气中的
14、水5.5第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.1 弱酸和弱碱的解离平衡弱酸和弱碱的解离平衡22（1） 组成组成有机弱酸或有机弱碱。（2） 作用原理作用原理HIn(aq)+H2O(l) H3O+(q) +In-(aq)3. 酸碱指示剂酸碱指示剂第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.1 弱酸和弱碱的解离平衡弱酸和弱碱的解离平衡23 当溶液H+离子浓度发生变化时，平衡发生移动，导致指示剂结构发生变化，从而使指示剂颜色发生变化，这就是指示剂的变色原理。(HIn)(In)O(H (HIn)3cccK第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.1 弱酸和弱碱的解离平衡弱酸和弱碱的解离平衡24（
15、3） 变色范围变色范围HIn(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + In-(aq)(HIn)(In)O(H (HIn)-3cccK(HIn)(In )O(H (HIn)-3cccK若若显碱式色显碱式色pH pK (HIn)+110(HIn)-(Incc第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.1 弱酸和弱碱的解离平衡弱酸和弱碱的解离平衡251(HIn)(In-cc若若pH pK (HIn)1变色范围：pH=pK (HIn)1若若显酸式色1 .0(HIn) )(In-ccpH=pK (HIn)理论变色点第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.1 弱酸和弱碱的解离平衡弱酸和弱碱的解
16、离平衡26常用的酸碱指示剂常用的酸碱指示剂指示剂指示剂变色范围变色范围 颜色颜色(酸酸/碱碱) pK (HIn)甲基橙3.1-4.4红/黄 3.4甲基红4.4-6.2红/黄 5.2酚酞8.0-9.6无/红 9.1溴百里酚蓝6.0-7.6黄/蓝7.3第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.1 弱酸和弱碱的解离平衡弱酸和弱碱的解离平衡一般说来指示剂的变色范围越窄越好一般说来指示剂的变色范围越窄越好。278.1.3 多元弱酸的解离平衡多元弱酸的解离平衡a. 解离平衡解离平衡 (Dissolution Equilibrium)多元酸的解离是分步进行的：H3PO4(aq) + H2O (l) H2P
17、O4- (aq) + H3O+ (aq)H2PO4- + H2O HPO42- + H3O+3-433-4243a1107.1)PO(H)O(H)PO(H)PO(HcccK8-423-2443a2106.3)PO(H)O(H)(HPO)PO(HcccK第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.1 弱酸和弱碱的解离平衡弱酸和弱碱的解离平衡28酸性强弱酸性强弱 H3PO4 H2PO4- HPO42-Ka1 Ka2 Ka313-243-3443a3104.8)(HPO)O(H)(PO)PO(HcccKHPO42-+ H2O PO43- + H3O+溶液中溶液中H3O+主要来自第一步解离平衡，主要来
18、自第一步解离平衡，c(H3O+)的计算可按一元弱酸处理。的计算可按一元弱酸处理。第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.1 弱酸和弱碱的解离平衡弱酸和弱碱的解离平衡29c. 计算公式计算公式以以H2S为例：为例：Ka2 = 1.310-13H2S(aq)+H2O(l) H3O+(l) + HS-(aq)HS-(aq) + H2O(l) H3O+(l) + S2-(aq)Ka1=1.110-7S)(H)(HS)O(H S)(H 2-32a1cccK)(HS)(S)(H S)(H -22a2cccK第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.1 弱酸和弱碱的解离平衡弱酸和弱碱的解离平衡30故
19、c(H+)c1(H+) 多元弱酸中多元弱酸中纯二元弱酸中纯二元弱酸中混合酸中混合酸中a1)(Hc Kcc(S2-) Ka2232a21a-2) O(H S)(H)(SccKKc由于 Ka1 Ka2与初始浓度无关（条件：c 400Ka )第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.1 弱酸和弱碱的解离平衡弱酸和弱碱的解离平衡31例：计算0.100molL-1H2S溶液中的H3O+，OH-，S2- 浓度和溶液pH 。（1）c(H3O+)7-23-a1101.32S)(H)O(H)(HScccKH2S(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + HS-(aq) HS-(aq) + H2O (l)
20、 H3O+(aq) + S2-(aq) 15-3-2a2101 .7)(HS)O(H)(ScccK解：解：第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.1 弱酸和弱碱的解离平衡弱酸和弱碱的解离平衡323.94)O(H-lgpH3c)L(mol 108.7 101.15101)(OH1 -11-4-14-c（2）c(OH-)L(mol 101.15 1032. 11 . 0)(HS )O(H1 -4-7a1-3c Kcc第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.1 弱酸和弱碱的解离平衡弱酸和弱碱的解离平衡33 HS- (aq) +H2O(l) H3O+ (aq) + S2- (aq) 起始浓度/
21、(molL-1) 1.1510-4 1.1510-4 0 平衡浓度/(molL-1) 1.1510-4-x 1.1510-4+x xc(S2-)Ka2=7.110-15 (molL-1)a215-4-4-15-3-2a2 107.1 )-10(1.15 )10(1.15 107.1)(HS)O(H)(SKxxxxcccK （3）c(S2-) 第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.1 弱酸和弱碱的解离平衡弱酸和弱碱的解离平衡34例：在饱和例：在饱和H2S溶液中（溶液中（0.1molL-1）加入）加入HCl使浓度为使浓度为0.1molL-1, 计算计算c(S2-)。1 -18232a2a1-
22、2Lmol101)O(HS)(H )(SccKKc解：解：第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.1 弱酸和弱碱的解离平衡弱酸和弱碱的解离平衡3550 mLHAcNaAcc(HAc) = c(NaAc) =0.10moldm-3 pH = 4.74加入1滴(0.05ml) 1moldm-3 HCl加入1 滴(0.05ml)1moldm-3 NaOH50 ml 纯水纯水 pH =7pH = 4.75pH = 3pH = 11pH = 4.738.1.4 缓冲溶液缓冲溶液1. 定义定义 缓冲溶液：能抵抗外来少量强酸或强碱或稍缓冲溶液：能抵抗外来少量强酸或强碱或稍加稀释，而使溶液的加稀释，而使溶
23、液的pHpH基本不变的溶液。基本不变的溶液。第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.1 弱酸和弱碱的解离平衡弱酸和弱碱的解离平衡362. 组成组成NH3 NH4+，PO43- HPO42-HAc NaAcHCO3- CO32-H3PO4 H2PO4-弱酸 共轭碱：弱碱 共轭酸：第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.1 弱酸和弱碱的解离平衡弱酸和弱碱的解离平衡37 由于存在大量Ac-，对平衡产生同离子效应，平衡左移，HAc解离度减小。 缓冲溶液中存在了大量的抗酸成分和大量的抗碱成分。3. 缓冲原理少量少量大量大量加入强电解质在平衡体系中HAc(aq)+H2O(l) H3O+(aq)+A
24、c-(aq)大量大量NaAc(s) Na+(aq) + Ac-(aq)H20(l)大量大量第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.1 弱酸和弱碱的解离平衡弱酸和弱碱的解离平衡38(HAc)(Ac)O(H(HAc)3acccK若在缓冲溶液中加入少量强酸HClHAc(aq)+H2O(l) H3O+(aq)+Ac-(aq)结果：结果：c(Ac-)略有减小，c(HAc)略有增加，比值基本不变，c(H3O+)基本不变，pH基本不变。移项)(Ac(HAc)(HAc) )O(Ha3ccKc第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.1 弱酸和弱碱的解离平衡弱酸和弱碱的解离平衡大量的Ac-与H+反应，生成
25、解离度很小的HAc。39HAc(aq)+H2O(l) H3O+(aq)+Ac-(aq)结果：结果：若在缓冲溶液中加入少量强碱NaOH)(Ac(HAc)(HAc) )O(Ha3ccKc第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.1 弱酸和弱碱的解离平衡弱酸和弱碱的解离平衡c(H3O+)略有减少, c(HAc)略有减少；c(Ac-)略有增加，比值基本不变；c(H3O+)基本不变， pH基本不变。40HAc(aq)+H2O(l) H3O+(l) + Ac-(aq)4. 缓冲溶液缓冲溶液pH值计算值计算共轭碱）酸）(lgppHaccK共轭酸）碱）(lg p14pHor bccK )(Ac(HAc)lg
26、ppHaccK)(Ac(HAc)(HAc) )O(Ha3ccKc第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.1 弱酸和弱碱的解离平衡弱酸和弱碱的解离平衡 由于HAc解离度很小, 加之同离子效应,使HAc解离度更小, 故c(HAc), c(Ac-)可认为是其原始浓度。 41例：若在例：若在50.00mL0.150molL-1NH3(aq)和和0.200molL-1NH4Cl组成的缓冲溶液中，加入组成的缓冲溶液中，加入0.100mL1.00molL-1的的HCl，求加入，求加入HCl前后前后溶液的溶液的pH各为多少？各为多少？解：解：加入加入HCl前前c(B)c(BH+)pH = 14 pKb -
27、 lg =14-(-lg1.810-5)+lg =9.26+(-0.12) = 9.140.1500.200第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.1 弱酸和弱碱的解离平衡弱酸和弱碱的解离平衡42加入加入HCl后后11L0.0020molLmol50.100.1001.00(HCl)cNH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq) + OH-(aq)加入加入HCl前浓前浓度度/(molL-1)0.1500.200平衡浓度平衡浓度/(molL-1)0.200+0.0020+xx0.150-0.0020-x加入加入HCl后初始后初始浓度浓度/(molL-1)0.150-0.00200.20
28、0+0.00205108 . 1148. 0)202. 0(xxxx = 1.310-5 c(OH-) = 1.310-5 pOH = 4.89 pH = 9.11第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.1 弱酸和弱碱的解离平衡弱酸和弱碱的解离平衡43衡量缓冲溶液的缓冲能力大小的尺度称为缓冲能力。5. 缓冲能力缓冲能力(容量容量)浓度：共轭酸碱的浓度要适当的大，其缓冲能力才能足够的大。 （2）影响因素）影响因素)()(lgppHa共轭碱酸ccK （1）定义）定义(Buffer Capacity)第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.1 弱酸和弱碱的解离平衡弱酸和弱碱的解离平衡44比值
29、：缓冲组分的比值为11，才有最大的缓冲能力，此时pH = pKa 。有效缓冲范围有效缓冲范围 通常比值在1 10 10:1之间有足够的缓冲能力，此时)()(lgppHa共轭碱酸ccK pH = pKa 1所以：缓冲溶液的pH应在缓冲范围内且尽可能接近缓冲溶液的pK a 。最大缓冲容量最大缓冲容量第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.1 弱酸和弱碱的解离平衡弱酸和弱碱的解离平衡45常用的缓冲溶液常用的缓冲溶液弱酸弱酸共轭碱共轭碱pKapH范围范围邻苯二甲酸邻苯二甲酸氢钾2.881.93.9醋酸醋酸钠4.753.75.8 磷酸二氢钠 磷酸氢二钠7.206.28.2氯化铵氨水9.258.310
30、.2磷酸氢二钠磷酸钠12.311.313.3第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.1 弱酸和弱碱的解离平衡弱酸和弱碱的解离平衡46例：求例：求300mL0.50molL-1H3PO4和和500ml 0.50molL-1NaOH的混合溶液的的混合溶液的pH 。解：解： 先分析反应先分析反应生成生成0.15molNaH2PO4余下余下0.10molNaOH生成生成0.10molNa2HPO4余下余下0.05molNaH2PO4得到 H2PO4- HPO42- 缓冲溶液。0.15molH3PO40.25molNaOH反应反应继续反应继续反应第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.1 弱酸和
31、弱碱的解离平衡弱酸和弱碱的解离平衡47H2PO4-(aq)+H2O(l) HPO42-(aq) + H3O+(aq)Ka2 = 6.210-8c(H2PO4-) = molL-10.05000.800c(HPO42-) = molL-10.1000.800pH = pKa2 - lg =-lg6.210-8-lg =7.21+0.30=7.51c(H2PO4-)c(HPO42-)0.05000.100计算：计算：第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.1 弱酸和弱碱的解离平衡弱酸和弱碱的解离平衡48缓冲溶液的应用缓冲溶液的应用 工业应用工业应用 农业应用农业应用 科研应用科研应用 生物学应
32、用生物学应用第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.1 弱酸和弱碱的解离平衡弱酸和弱碱的解离平衡49第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.2 盐的水解盐的水解8.2 盐的水解盐的水解8.2.1 水解平衡常数水解平衡常数1.弱酸强碱盐弱酸强碱盐（离子碱的水解，溶液呈碱性）（离子碱的水解，溶液呈碱性） )(Ac)(OH(HAc)(Ac-hcccK以NaAc为例：Ac-(aq) + H2O(l) HAc(aq) + OH-(aq) 50可以利用多重平衡原则可以推导出：whaKKKhK称为水解常数。2. 强酸弱碱盐强酸弱碱盐（离子酸水解溶液呈酸性）（离子酸水解溶液呈酸性） 以以NH4Cl为例
33、：为例：NH4+(aq) + H2O(l) NH3 (aq) + H3O+(aq) 第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.2 盐的水解盐的水解51第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.2 盐的水解盐的水解 )(NH)(H)(NH)(NH434hcccK同样可以得到：3. 弱酸弱碱盐弱酸弱碱盐以NH4Ac为例：NH4+ + Ac- + H2O NH3H2O + HAcwhbKKK523-4+-3-+-4(NH ) (HAc)(NH ) (Ac )(NH ) (HAc) (H ) (OH )(NH ) (Ac ) (H ) (OH )hhabccKccccccccccKK K21121
34、1ln()KHKRTT盐类水解为吸热过程，由：可得：可得：升高温度可以促进水解的进行。升高温度可以促进水解的进行。第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.2 盐的水解盐的水解538.2.2 水解度及水解平衡的计算水解度及水解平衡的计算1、单水解过程的计算NH4+(aq) + H2O(l) NH3 (aq) + H3O+(aq) c 0 0起始浓度起始浓度/(molL-1) c-x x x平衡浓度平衡浓度/(molL-1)3h442 (NH ) (H )(NH) (NH )ccKcxcx第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.2 盐的水解盐的水解54水解常数很小，则：c-xc2hxKch
35、xK c()hwbKKc HhccK c即：水解度h为：+(H )whbK ccK cK第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.2 盐的水解盐的水解55同理可以求出强碱弱酸盐的水解情况：-(OH )whaK ccK cK()hwaKKc OHhccK c从计算公式可以看出：盐的初始浓度对水解有 影响。第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.2 盐的水解盐的水解561、平衡常数的影响 （1）水解平衡常数或弱酸或弱碱的离解平衡 常数； （2）温度对平衡常数的影响（水解一般为吸 热过程）2、外界条件的影响（温度不变时） （1）盐的起始浓度； （2）溶液酸度。影响水解平衡的因素有：第第8 8章
36、章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.2 盐的水解盐的水解57NH4+ (aq) + H2O (aq) NH3 (aq) + H3O+ (aq)例：计算例：计算0.10molL-1NH4Cl溶液的溶液的pH和和NH4+的解离度。的解离度。(Kb (NH3)=1.810-5) 314561(H O )0.1 1.0 101.8 107.5 10(mol L )hccK解解:第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.2 盐的水解盐的水解58344(H O )(NH )100%(NH )0.0075%chc5.12)O(HlgpH3c第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.2 盐的水解盐的水解59c
37、(Ac-) = 0.1-7.510-6 0.1(molL-1)pH = 14 - pOH=8.88pOH = - lgc(OH -) = 5.12解解:例：计算例：计算0.10molL-1NaAc溶液的溶液的c(OH-)，pH和和c(Ac-)。(K a(HAc)=1.810-5)14-5-6-10.1 1.0 10(OH )1.8 107.5 10 (mol L )hccK第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.2 盐的水解盐的水解602、双水解过程的计算、双水解过程的计算以MA为例：M+ + H2O MOH + H+ A- + H2O HA + OH-c(H+) = c(MOH) - c
38、(HA)+(MOH) (H )(M )(M )whbKccKKc第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.2 盐的水解盐的水解61+(M )(MOH)(H )wbKcK c-(HA) (OH )(A )(A )whaKccKKc第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.2 盐的水解盐的水解-+-(A )(A ) (H )(HA)(OH )waaK ccccK cK将其带入： c(H+) = c(MOH) - c(HA)62第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.2 盐的水解盐的水解+-+(M )(A ) (H )(H )(H )wbaK ccccK cK+-(M )(H )(A )wa
39、baK K ccKKc整理后可得：进行化简得：+(H )wabK KcK63第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.2 盐的水解盐的水解 在一定的条件下，弱酸弱碱盐水溶液的H+与盐溶液浓度无关，只与相应酸或碱的解离常数有关。3. 酸式盐（既电离又水解）酸式盐（既电离又水解）2a1a3)O(HKKc64例：求例：求0.1molL-1NaHCO3溶液的溶液的pH。解：解：)L(mol104.42104.7104.2 )O(H19117-2a1a3 KKc第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.2 盐的水解盐的水解658.3 电解质溶液理论及酸碱电解质溶液理论及酸碱 理论的发展理论的发展第第
40、8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.3 电解质溶液理论及酸碱理论的发展电解质溶液理论及酸碱理论的发展8.3.1 强电解质溶液理论电解质：在水溶液里或熔化状态下能够导 电的化合物。 强电解质：在水中几乎全部解离 。弱电解质：在水中仅部分解离 。66电离度大小的影响因素：浓度 温度100%已解离的分子数溶液中原有该弱电解质分子总数电离度（）第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.3 电解质溶液理论及酸碱理论的发展电解质溶液理论及酸碱理论的发展1、离子强度离子强度 1923年，Debye 及Hckel提出强电解质溶液理论。67 观点：强电解质在溶液中是完全电离的，但是由于离子间的相互作用，每
41、一个离子都受到相反电荷离子的束缚，这种离子间的相互作用使溶液中的离子并不完全自由，其表现是：溶液导电能力下降；溶液导电能力下降；电离度下降；电离度下降；依数性异常。依数性异常。第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.3 电解质溶液理论及酸碱理论的发展电解质溶液理论及酸碱理论的发展68bi ：溶液中第i种离子的浓度，Zi：第i种离子的电荷 离子强度 I 表示了离子在溶液中产生的电场强度的大小。 离子强度越大，正负离子间作用力越大。 21()2iiIbZ离子强度离子强度I：衡量溶液中正、负离子的作用情况。衡量溶液中正、负离子的作用情况。第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.3 电解质溶液
42、理论及酸碱理论的发展电解质溶液理论及酸碱理论的发展69 活度：指有效浓度，即单位体积电解质溶液中表现出来的表观离子有效浓度，即扣除了离子间相互作用的浓度。以a（activity）表示。 f：活度系数，稀溶液中， f 1； 极稀溶液中，f 接近1。af c 2、活度与活度系数活度与活度系数第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.3 电解质溶液理论及酸碱理论的发展电解质溶液理论及酸碱理论的发展70规律： 离子强度越大，离子间相互作用越显著，活度系数越小； 离子强度越小，活度系数约为1。稀溶液接近理想溶液，活度近似等于浓度。 离子电荷越大，相互作用越强，活度系数 越小。 第第8 8章章 酸碱解离
43、平衡酸碱解离平衡8.3 电解质溶液理论及酸碱理论的发展电解质溶液理论及酸碱理论的发展71第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.3 电解质溶液理论及酸碱理论的发展电解质溶液理论及酸碱理论的发展3、盐效应（1） 定义： 在弱酸或弱碱溶液中,加入不含相同离子的易溶强电解质,而使平衡向右移动,弱电解质的解离度增大的现象称为盐效应。（2） 原因： 易溶强电解质的加入,溶液中离子强度增大，使离子间相互作用增强。728.3.2 酸碱质子理论第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.3 电解质溶液理论及酸碱理论的发展电解质溶液理论及酸碱理论的发展(Proton Theory of Acid-Base)
44、1. 酸碱的定义酸碱的定义 凡是能给出质子(H3O+)的物质都是酸酸 凡是能得到质子(H3O+)的物质都是碱碱既能给出质子又能得到质子的物质是两两性物质性物质如如: : HCl HAC NH4+ Fe(H2O)63+如如: : Cl- AC- CO32- NH3 Fe(H2O)5(OH)2+ 如如: : HCO3-, H2O732. 酸碱反应酸碱反应的术语的术语l根据酸碱定义，酸失去质子变成碱，碱得到质子变成酸共轭关系。通式酸酸 H+ + 碱碱酸碱半反应l因质子得失而相互转化的每一对酸碱共轭酸碱对共轭酸碱对。 (conjugated pair of acid-base)第第8 8章章 酸碱解离
45、平衡酸碱解离平衡8.3 电解质溶液理论及酸碱理论的发展电解质溶液理论及酸碱理论的发展74酸总是较碱多一个正电荷，酸碱可以是酸总是较碱多一个正电荷，酸碱可以是分子，阳离子，阴离子。分子，阳离子，阴离子。H2PO4- H+ + HPO42-NH4+ H+ + NH3 Fe(H2O)63+ H+ + Fe(H2O)5(OH)2+例如第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.3 电解质溶液理论及酸碱理论的发展电解质溶液理论及酸碱理论的发展753. 酸碱的强弱：酸碱的强弱： 给出质子能力强的叫强酸； 接受质子能力强的叫强碱。酸碱强度：根据给出或接受质子的能力大小来 确定。拉平效应：将不同强度的酸拉平到
46、溶剂化质子 水平的效应。分效应：能区分酸、碱强度的效应。 第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.3 电解质溶液理论及酸碱理论的发展电解质溶液理论及酸碱理论的发展764. 酸碱反应的实质酸碱反应的实质是质子的转移。是两个共轭酸碱对共同作用的结果。是两个酸碱半反应组成一个酸碱总反应。碱碱2 + H+ 酸酸2酸酸1 H+ + 碱碱1酸酸1 + 碱碱2 酸酸2 + 碱碱1+）5. 酸碱反应的方向强酸强酸+强碱强碱 弱酸弱酸+弱碱弱碱第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.3 电解质溶液理论及酸碱理论的发展电解质溶液理论及酸碱理论的发展77例：例：HAc在水溶液中的解离是一个在水溶液中的解离是
47、一个HAc与与H2O的酸碱反应。的酸碱反应。酸碱半反应酸碱半反应酸碱半反应酸碱半反应共轭酸碱对共轭酸碱对HAc Ac-H2O H3O+共轭酸碱对共轭酸碱对HAc(aq) H+(aq)+Ac-(aq)H2O(l)+H+(aq) H3O+(aq)HAc(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + Ac-(aq)HAc(aq) H+(aq) + Ac-(aq)总反应总反应简写简写第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.3 电解质溶液理论及酸碱理论的发展电解质溶液理论及酸碱理论的发展78例：例：NH3在水溶液中的解离也是一个酸碱反应。在水溶液中的解离也是一个酸碱反应。酸碱半反应酸碱半反应H2O
48、 OH-酸碱半反应酸碱半反应NH3 NH4+NH3 (aq) + H+ (aq) NH4+ (aq)H2O (l) H+ (aq) + OH- (aq)酸碱总反应酸碱总反应NH3 (aq) + H2O(l) NH4+ (aq) +OH- (aq)共轭酸碱对共轭酸碱对共轭酸碱对共轭酸碱对第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.3 电解质溶液理论及酸碱理论的发展电解质溶液理论及酸碱理论的发展79例：盐类的水解实际上是一个离子的酸例：盐类的水解实际上是一个离子的酸碱反应。碱反应。酸碱总反应酸碱总反应酸碱总反应酸碱总反应Ac - + H2O HAc+OH -NH4+ +H2O NH3 +H3O+
49、NaAc Na+ +Ac -H2O(l)NH4Cl NH4+ +Cl-H2O(l)第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.3 电解质溶液理论及酸碱理论的发展电解质溶液理论及酸碱理论的发展80扩大了酸碱物质的范畴扩大了酸碱反应的范畴例：HCl与NH3的反应无论是在溶液中还是在气相中或是在非水溶剂苯中，其实质都是质子转移，最终生成NH4Cl。HCl + NH3 NH4+ + Cl-优越性：优越性：局限性：局限性：所定义的酸必须含有可解离 的氢原子，不包括那些不交 换质子而具有酸性的物质。第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.3 电解质溶液理论及酸碱理论的发展电解质溶液理论及酸碱理论的发展
50、81第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.3 电解质溶液理论及酸碱理论的发展电解质溶液理论及酸碱理论的发展8.3.3 酸碱溶剂体系理论 美国科学家Franklin在阿氏电离理论的基础上，提出了溶剂理论。立论：立论：在溶剂中（不仅是水）电解质解离。概念：凡在溶剂中能解离出溶剂正离子的 物质为酸；凡在溶剂中能解离出溶 剂负离子的物质为碱。82第第8 8章章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡8.3 电解质溶液理论及酸碱理论的发展电解质溶液理论及酸碱理论的发展例如，液态NH3中有：2NH3(l) NH4+ + NH2- NH4Cl在液氨中：NH4Cl NH4+ + Cl- NH4Cl为酸NaNH2在液氨
