第六章 酸碱平衡及酸碱滴定法 教学要求（无机部分） 1.掌握酸碱质子理论。 2.掌握一元弱酸、弱碱在水溶液中的质子转移平衡和近似计算：熟悉多元酸、多元 碱、两性物质的质子转移平衡和近似计算。 3.掌握同离子效应和盐效应的概念：了解H对溶质存在状态的影响。 4.掌握缓冲溶液的作用和组成、缓冲作用机制、能熟悉地计算缓冲溶液p州值：掌 握缓冲能力的影响因素及缓冲范围：掌握缓冲溶液的配制原则、方法及计算。 教学时数4学时 6.1酸碱理论 1、酸碱质子理论 1923年，丹麦BrEnsred和英国Lowry:凡是能给出质子的分子或离子称为酸，凡是 能接收质子的分子或离子称为碱。 酸二质子+碱 HPO P0.+H 酸碱质子 HCI、HAc、NH,、HSO、A1(HO)6等都能给出质子，都是酸：而OH、Ac、NH、HSO C0等都能接受质子，都是碱： 2.共轭酸碱对： 酸碱存在着对应的相互依存的关系：物质的酸性或碱性要通过给出质子或接受质子 来体现。 ①酸和碱可以是分子，也可以是阳离子或阴离子 ②有的酸和碱在某对共轭酸碱中是碱，但在另一对共轭酸碱对中是酸： ③质子论中不存在盐的概念，它们分别是离子酸或离子碱。 3.强电解质的电离： HC1+H0 H0+C1 强酸1强碱2 弱酸2弱碱1
第六章 酸碱平衡及酸碱滴定法 教学要求（无机部分） 1．掌握酸碱质子理论。 2．掌握一元弱酸、弱碱在水溶液中的质子转移平衡和近似计算；熟悉多元酸、多元 碱、两性物质的质子转移平衡和近似计算。 3．掌握同离子效应和盐效应的概念；了解 pH 对溶质存在状态的影响。 4．掌握缓冲溶液的作用和组成、缓冲作用机制、能熟悉地计算缓冲溶液 pH 值；掌 握缓冲能力的影响因素及缓冲范围；掌握缓冲溶液的配制原则、方法及计算。 教学时数 4 学时 6.1 酸碱理论 1、酸碱质子理论 1923 年，丹麦 BrÆnsred 和英国 Lowry：凡是能给出质子的分子或离子称为酸，凡是 能接收质子的分子或离子称为碱。 酸 质子 ＋ 碱 HPO4 2－ PO4 3－ + H+ 酸 碱 质子 HCl、HAc、NH4 +、H2SO3、Al(H2O)6 + 等都能给出质子，都是酸；而 OH-、Ac-、 NH3、 HSO3 -、 CO3 2-等都能接受质子，都是碱： 2.共轭酸碱对： 酸碱存在着对应的相互依存的关系；物质的酸性或碱性要通过给出质子或接受质子 来体现。 ① 酸和碱可以是分子，也可以是阳离子或阴离子 ② 有的酸和碱在某对共轭酸碱中是碱，但在另一对共轭酸碱对中是酸； ③ 质子论中不存在盐的概念，它们分别是离子酸或离子碱。 3.强电解质的电离： HCl + H2O H3O + + Cl- 强酸 1 强碱 2 弱酸 2 弱碱 1
酸性：HC1>H0碱性：H0>C1 强酸和强碱作用生成弱酸弱碱的过程，是不可逆过程 4.弱酸的电离 HAc+H H0°+Ac 弱酸1弱碱2 强酸2强碱1 NH"+OH 弱酸1弱碱2 强酸2 强碱1 酸性：HAc<H0碱性：H0<Ac 酸性：H0<N,碱性：NH,〈OH弱酸弱碱作用生成强酸强碱的反应，是可逆过程。 5.水的质子自递反应 H0+0=H0 +0H 弱酸1弱碱2 强酸2强碱 弱酸弱碱的相互作用是生成强酸强碱的反应是可逆过程。 6、酸碱性强弱的比较一电高平衡常数 例1：HAc+H0己HO+Ac Ka =[H'][Ac][HAc] [HO]是常数Ka称为酸常数 例2：NH+H0=NH+OF K。=[H[OH]/【NH] K称为碱常数 6.2弱电解质的电离平衡和强电解质 一元弱酸弱碱的解离平衡 HAc H+Ac Ka [H'][Ac][NH] NH+HO≥NH+OH K.=[NH][OH [NH] Ka、K。随T升高而增大 酸碱常数的相互关系 Ac"H.0 O HAc
酸性：HCl > H3O +碱性：H2O > Cl- 强酸和强碱作用生成弱酸弱碱的过程，是不可逆过程。 4.弱酸的电离 HAc + H2O H3O + + Ac- 弱酸 1 弱碱 2 强酸 2 强碱 1 NH3 + H2O NH4+ + OH- 弱酸 1 弱碱 2 强酸 2 强碱 1 酸性：HAc < H3O + 碱性：H2O < Ac- 酸性：H2O < NH4 +碱性：NH3 < OH-弱酸弱碱作用生成强酸强碱的反应，是可逆过程。 5.水的质子自递反应 H2O + H2O H3O + + OH－ 弱酸 1 弱碱 2 强酸 2 强碱 1 弱酸弱碱的相互作用是生成强酸强碱的反应是可逆过程。 6、酸碱性强弱的比较-电离平衡常数 例 1： HAc + H2O H3O + + Ac- Ka =[H+ ][Ac- ] ∕ [HAc] [H2O] 是常数 Ka 称为酸常数 例 2： NH3 + H2O NH4 + + OH- Kb =[ NH4 + ][ OH- ] ∕ [ NH3] Kb称为碱常数 6.2 弱电解质的电离平衡和强电解质 1． 一元弱酸弱碱的解离平衡 HAc H + + AcKa = [H+ ][Ac- ] ∕ [NH3] NH3 + H2O NH4 + + OHKb = [ NH4 + ][ OH- ] ∕ [NH3] Ka、 Kb 随 T 升高而增大 酸碱常数的相互关系 Ac- + H2O OH- + HAc
Ka·K=K 2.弱电解质的解离平衡 a%=(己解离的分子数/原分子数)×100 =(已电离的浓度/初始浓度)×100 电解度（离解度a%):平衡时弱电解质的电离百分率 HAc H+ Ac" 初始浓度 0 0 平衡浓度 c-ca ca ca Ka=(ca)产/e(1-a 当a<5%时， 1-a=1 Ka=ca 稀释定律 表明随着溶液浓度的降低，电离度增大。 3.多元弱酸、弱碱的电离平衡 特点：分步进行 二元弱酸的电离平衡 H2S H+HS K:=[Hr][HS]/[HS]=5.7×10 HS H+S* Ke=[r][S]/[Hs]=1.2×105 Ka×Ka=K=[H]2[S]/[HS]=6.8×102 多元弱酸、弱碱的电离以第一步为主 溶液中同时存在HS、HS、H、S-[r]2×[S2]/[HS】=6.8×10饱和HS水溶液， [HS]=0.1mol/1可求出不同pH下的[S] 结论： 多元弱酸中，若K>K。>K,通常K/K>10,求[]时，可做一元弱酸处理 二元弱酸中，酸浓度近似等于二级电离常数，与酸原始浓度关系不大 在多元弱酸溶液中，酸根浓度极低，在需要大量酸根离子参加的化学反应中，要用相 应的盐而不是相应的酸
Ka · Kb = KW 2．弱电解质的解离平衡 a% = (已解离的分子数/原分子数)×100 = (已电离的浓度/初始浓度)×100 电解度(离解度 a%)：平衡时弱电解质的电离百分率 HAc H + + Ac- 初始浓度 c 0 0 平衡浓度 c - ca ca ca ∴ K a= (ca )2 /c (1- a 当 a < 5%时， 1 - a = 1 Ka = ca2 稀释定律 表明随着溶液浓度的降低，电离度增大。 3.多元弱酸、弱碱的电离平衡 特点：分步进行 二元弱酸的电离平衡 H2S H + + HSKa1 = [H+ ][HS- ]/[H2S] = 5.7×10-8 HS- H + + S2- Ka2 = [H+ ][S2- ]/[HS- ] = 1.2×10-15 Ka1×Ka2 = K = [H+ ] 2 [S2- ]/[H2S] = 6.8×10-23 多元弱酸、弱碱的电离以第一步为主 溶液中同时存在 H2S、HS-、 H +、S 2- [H+ ] 2 ×[S2- ]/[H2S] = 6.8 ×10-23饱和 H2S 水溶液， [H2S] = 0.1 mol/l 可求出不同 pH 下的[S2- ] 结论: 多元弱酸中,若 K1>>K2>>K3 ,通常 K1/K2>102 ,求[H+ ] 时, 可做一元弱酸处理. 二元弱酸中,酸浓度近似等于二级电离常数,与酸原始浓度关系不大 在多元弱酸溶液中,酸根浓度极低,在需要大量酸根离子参加的化学反应中,要用相 应的盐而不是相应的酸
4.两性物质的溶液 酸式盐的电离存在酸式电离及碱式电离NaH-PO,.HPO,既是质子酸，又是质子碱. 5.同离子效应 HAcf+Act加入NaAc,NaAc→Na+Ac 溶液中AC大大增加，平衡向左移动，降低了Ac的电离度. 同离子效应：向弱电解质中加入具有相同离子（阳离子或阴离子）的强电解质后， 解离平衡发生左移，降低电解质电离度的作用称为同离子效应。 6.盐效应 HAc H+Ac 加入NaC1,平衡向解离的方向移动，增大了弱电解质的电离度 在弱电解质溶液中加入强电解质时，该弱电解质的电离度将会增大，这种效应称为 盐效应。 原因：加入后溶液的离子浓度增大，电离度增大。 6.3溶液的酸碱性 1.水的离子积常数K H0+H0=H0+0H 298K,纯水中的 [H0]=[0H]=1.0×10mol·dm K.=[H0][OH] K水的离子积常数，K将随温度升高而增大。 2.缓冲溶液 ①.实验事实：向纯水(p=7.0)中加入少量酸或碱，H值会发生显著变化向 HAc-NaAc混合液中加入少量酸或碱，溶液的pH值几乎不变。 ②.缓冲溶液：是一种能抵抗少量强酸、强碱和水的稀释而保持体系的H值基本 不变的溶液 ③.缓冲原理
4. 两性物质的溶液 酸式盐的电离存在酸式电离及碱式电离 NaH2PO4, H2PO4 -既是 质子酸,又是质子碱. 5.同离子效应 HAc H + + Ac-加入 NaAc， NaAc → Na+ + Ac- 溶液中 Ac-大大增加，平衡向左移动，降低了 HAc 的电离度. 同离子效应：向弱电解质中加入具有相同离子（阳离子或阴离子）的强电解质后， 解离平衡发生左移，降低电解质电离度的作用称为同离子效应。 6.盐效应 HAc H + + Ac- 加入 NaCl，平衡向解离的方向移动，增大了弱电解质的电离度。 在弱电解质溶液中加入强电解质时，该弱电解质的电离度将会增大，这种效应称为 盐效应。 原因：加入后溶液的离子浓度增大，电离度增大。 6.3 溶液的酸碱性 1．水的离子积常数 Kw H2O + H2O H3O + + OH- H2O H + + OH- 298K，纯水中的 [H3O + ] = [OH- ] = 1.0×10-7 mol· dm-3 Kw= [H3O + ] [OH- ] Kw水的离子积常数，Kw将随温度升高而增大。 2.缓冲溶液 ①. 实验事实：向纯水(pH=7.0)中加入少量酸或碱，pH 值会发生显著变化向 HAc-NaAc 混合液中加入少量酸或碱，溶液的 pH 值几乎不变。 ②. 缓冲溶液: 是一种能抵抗少量强酸、强碱和水的稀释而保持体系的 pH 值基本 不变的溶液 ③. 缓冲原理：
HAc H'+Ac NaAc Na'+Ac 加入酸，如HCl,r与AC结合，生成HAc,[H]变化不大，溶液的pH值变化不大。 加入碱，如NaOH,HAc与OH与结合，生成Ac,[r]变化不大，溶液PH值变化也不 大。 结论：少量外来酸碱的加入不会影响溶液的pH值，缓冲溶液的缓冲能力有一定限度。 3.缓冲溶液H]的计算 弱酸一弱酸强碱盐 [F]=K(C酸/C盐)pH=pK。-1g(C酸/C盐)弱碱一强酸弱碱盐的缓冲 体系： [OH-门]=K(C碱/C盐)p0H=pK-1gC碱/C盐)5.结论：缓冲溶液的pH取决 于两个因素，即Ka(Kb)及C酸C盐(C碱/C盐)适当地稀释缓冲溶液时，由于酸 和盐同等程度地减少，H值基本保持不变。稀释过度，当弱酸电离度和盐的水解作 用发生明显变化时，州值才发生明显的变化。 4.选择缓冲溶液的步骤： 首先找出与溶液所需控制的pH值相近的pK值的弱酸或弱碱 般(C酸/C盐)在0.1-10范围内具有缓冲能力，故pH=pKa±1 选择的缓冲液不与反应物或生成物发生反应，配制药用缓冲溶液时还应考虑溶液的 毒性。7.缓冲溶液的应用许多化学反应要在一定pH范围内进行：人体血液必须维 持H在7.4左右。 [教学要求]（分析部分） 1.了解酸碱指示剂的变色原理，掌握变色点、变色范围等概念： 2.掌握不同类型酸碱滴定过程中，值的变化情况：掌握突跃范围及影响突跃范 围大小的因素：掌握如何选择指示剂： 3.掌握酸碱标准溶液的配制和标定：
HAc H + + AcNaAc = Na+ + Ac- 加入酸，如 HCl，H +与 Ac-结合，生成 HAc，[H + ]变化不大，溶液的 pH 值变化不大。 加入碱，如 NaOH，HAc 与 OH-与结合，生成 Ac-，[H + ]变化不大，溶液 PH 值变化也不 大。 结论：少量外来酸碱的加入不会影响溶液的 pH 值，缓冲溶液的缓冲能力有一定限度。 3．缓冲溶液[H+ ] 的计算 弱酸 — 弱酸强碱盐 [H+ ] = Ka（C 酸 /C 盐） pH = pKa - lg（C 酸 /C 盐）弱碱 — 强酸弱碱盐的缓冲 体系： [OH-] = Kb（C 碱/C 盐） pOH = pKb - lg C 碱/C 盐) 5．结论：缓冲溶液的 pH 取决 于两个因素，即 Ka(Kb)及 C 酸 /C 盐（C 碱/C 盐）适当地稀释缓冲溶液时，由于酸 和盐同等程度地减少，pH 值基本保持不变。稀释过度，当弱酸电离度和盐的水解作 用发生明显变化时，pH 值才发生明显的变化。 4.选择缓冲溶液的步骤: 首先找出与溶液所需控制的 pH 值相近的 pK 值的弱酸或弱碱 一般（C 酸 /C 盐）在 0.1-10 范围内具有缓冲能力，故 pH = pKa ±1 选择的缓冲液不与反应物或生成物发生反应，配制药用缓冲溶液时还应考虑溶液的 毒性。7． 缓冲溶液的应用许多化学反应要在一定 pH 范围内进行；人体血液必须维 持 pH 在 7.4 左右。 [教学要求]（分析部分） 1．了解酸碱指示剂的变色原理，掌握变色点、变色范围等概念； 2．掌握不同类型酸碱滴定过程中，值的变化情况；掌握突跃范围及影响突跃范 围大小的因素；掌握如何选择指示剂； 3．掌握酸碱标准溶液的配制和标定；