藥學?？谱钥?酸堿平衡

1、第一節(jié)第一節(jié) 酸堿質子理論酸堿質子理論第二節(jié)第二節(jié) 溶液的酸堿性溶液的酸堿性第三節(jié)第三節(jié) 電解質溶液電解質溶液第四節(jié)第四節(jié) 緩沖溶液緩沖溶液酸：酸：在水中電離產(chǎn)生的陽離子全部是在水中電離產(chǎn)生的陽離子全部是H H+ +的化合物的化合物堿：堿：在水中電離出的陰離子全部是在水中電離出的陰離子全部是OHOH的化合物的化合物酸堿反應的實質：酸堿反應的實質：H H+ +OH+OHHH2 2O O酸堿限定在以水為溶劑的體系酸堿限定在以水為溶劑的體系堿限定為氫氧化物堿限定為氫氧化物該理論局限性：該理論局限性：ArrheniusArrhenius于于18871887年提出酸堿的電離理論：年提出酸堿的電離理論：

2、CHCH3 3CHCH2 2ONaONa、NaNa2 2COCO3 3等為什么有堿性？等為什么有堿性？ HCl + NHHCl + NH3 3 NHNH4 4ClCl（氣態(tài)下和苯中）（氣態(tài)下和苯中）無法解釋的現(xiàn)象：無法解釋的現(xiàn)象：酸酸：凡是能：凡是能給出質子給出質子（H H）的物質）的物質堿堿：凡是能：凡是能接受質子接受質子H H的物質的物質酸、堿可以是酸、堿可以是陽離子、陰離子陽離子、陰離子和和中性分子中性分子布朗斯特布朗斯特 勞瑞勞瑞如：如：HAcHAc、HClHCl、NHNH4 4+ +、H H2 2POPO4 4、H H2 2COCO3 3 如：如：POPO4 433、OHOH、ClC

3、l、HCOHCO3 3、NHNH3 3 1. 1. 酸堿的定義酸堿的定義2. 2. 酸堿的共軛關系酸堿的共軛關系HAc Ac + H+ ( (共軛共軛) )酸酸 ( (共軛共軛) )堿堿 + + 質子質子NH4+ NH3 + H+ H2CO3 HCO3 + H+ HCO3 CO32 + H+ H2 OH + H+ H3O+ H2O+ H+酸失去質子變?yōu)槠渌崾ベ|子變?yōu)槠涔曹棄A；堿得到質共軛堿；堿得到質子變?yōu)槠涔曹椝嶙幼優(yōu)槠涔曹椝帷９曹椝釅A對：只相差共軛酸堿對：只相差一個質子一個質子的一對酸堿的一對酸堿如：如：H H2 2SOSO4 4-HSO-HSO4 4、HSOHSO4 4-SO-SO4 4

4、22、H H2 2O-OHO-OH 、 H H3 3O O+ +- -H H2 2O O 、HCOHCO3 3- -COCO3 322、NHNH4 4+ +-NH-NH3 3。Acid(酸酸)Base(堿堿)3. 3. 酸堿的相對性酸堿的相對性同一物質在不同的共軛酸堿對中，可表現(xiàn)出不同的酸堿性。同一物質在不同的共軛酸堿對中，可表現(xiàn)出不同的酸堿性。 既能給出質子又能接受質子的物質稱為既能給出質子又能接受質子的物質稱為酸堿兩性物質酸堿兩性物質, ,如：如：H H2 2O O、HCOHCO3 3為兩性物質。為兩性物質。 H H2 2O-OHO-OH H2 OH + H+ H3O+ H2O+ H+H2

5、CO3 HCO3 + H+ HCO3 CO32 + H+ HCOHCO3 3- -COCO3 322H H2 2COCO3 3-HCO-HCO3 3H H3 3O O+ +- -H H2 2O O 共軛酸酸性越強，其共軛堿堿性越弱；反之，共軛共軛酸酸性越強，其共軛堿堿性越弱；反之，共軛酸酸性越弱，其共軛堿堿性越強。酸酸性越弱，其共軛堿堿性越強。二、酸堿反應二、酸堿反應酸酸1 + 1 + 堿堿2 2 堿堿1 + 1 + 酸酸2 2H+質子在酸堿之質子在酸堿之間的轉移過程間的轉移過程質子論中酸堿反應的范圍擴大了，不僅包括通質子論中酸堿反應的范圍擴大了，不僅包括通常所說的常所說的中和反應中和反應，而

6、且還包括酸堿在水溶液中的，而且還包括酸堿在水溶液中的解離反應解離反應、水解反應水解反應、水解反應水解反應等。等。 HCl + NHHCl + NH3 3 NHNH4 4ClClHAc + H2OH3O+Ac-+H+酸酸1 1 堿堿2 2酸酸2 2 堿堿1 1 H3O+ + OH-H2O + H2OHCl + H2OH3O+ + Cl-NH4+ + H2OH3O+ + NH3H2O + Ac-HAc + OH-弱酸的解離弱酸的解離 H H2 2O + NHO + NH3 3 OHOH + NH + NH4 4+ +弱堿的解離弱堿的解離酸堿中和酸堿中和強酸的解離強酸的解離鹽的水解鹽的水解結論：結論

7、：酸堿反應的酸堿反應的實質是兩對共軛酸堿對之間的實質是兩對共軛酸堿對之間的質子質子傳遞反應。傳遞反應。HAc+ H2OH3O+Ac-+H+ 相對相對較強的酸較強的酸和相對和相對較強的堿較強的堿反應生成相反應生成相對對較弱的堿較弱的堿和相對和相對較弱的酸。較弱的酸。三、酸堿的強度三、酸堿的強度化合物酸堿性的強弱除與物質的本性有關外，還化合物酸堿性的強弱除與物質的本性有關外，還與反應對象及溶劑有關。與反應對象及溶劑有關。酸越強，其共軛堿堿性越弱；反之，酸越弱，其共酸越強，其共軛堿堿性越弱；反之，酸越弱，其共軛堿堿性越強。軛堿堿性越強。同一種酸堿在不同溶劑中，由于溶劑接受或給出質同一種酸堿在不同溶劑

8、中，由于溶劑接受或給出質子的能力不同，而顯示不同的酸堿性。子的能力不同，而顯示不同的酸堿性。 如如HAcHAc在在水中水中為為弱酸弱酸，在，在液氨液氨中為中為強酸強酸；HNOHNO3 3在在水水中中是是強酸強酸，在，在醋酸醋酸中中酸性減弱酸性減弱，在，在硫酸硫酸中則為中則為弱堿弱堿。拉平效應和區(qū)分效應拉平效應和區(qū)分效應把不同類型的酸或堿拉平到溶劑化質子（H3O+）的強度水平的現(xiàn)象。HClO4、H2SO4、HCl和HNO3它們在水溶液中都是強酸水就是上述四種酸的拉平性溶劑區(qū)分效應區(qū)分效應能區(qū)分酸或堿強度的現(xiàn)象。酸在冰醋酸中的強度順序：HClO4H2SO4HClHNO3冰醋酸就是上述四種酸的區(qū)分性

9、溶劑 酸堿質子理論擴大了酸堿的定義和酸堿反應的范圍酸堿質子理論擴大了酸堿的定義和酸堿反應的范圍 酸有分子酸如HCl、HAc等，也有離子酸如NH4+ 。同樣，堿有分子堿如NH3，也有離子堿，如Ac - 、 CO32- 等。有些物質既可作為酸，又可作為堿，如H2O、HCO3-、H2PO4- 等。 能解釋了在氣相或非水溶劑中進行的酸堿反應；能解釋了在氣相或非水溶劑中進行的酸堿反應；把酸或堿的性質和溶劑的性質聯(lián)系起來；把酸或堿的性質和溶劑的性質聯(lián)系起來；建立了酸堿強度和質子傳遞反應的辯證關系。建立了酸堿強度和質子傳遞反應的辯證關系。一、水的解離平衡一、水的解離平衡水的質子自遞反應水的質子自遞反應223

10、OHOHOHKKw= H3O+OH水的離子積常數(shù)水的離子積常數(shù)K Kw w適用于適用于純水和稀溶液體系純水和稀溶液體系HH3 3O O+ + 與與OHOH 可互求可互求H3O+ + OH-H2O + H2OH+酸堿酸堿1122在任何水溶液中在任何水溶液中H H3 3O O+ +和和OHOH都同時存在！都同時存在！K Kw w在一定溫度下是定值！在一定溫度下是定值！常溫常溫 K Kw w= = H H3 3O O+ +OHOH= = 1.01.010101414298K298K純水：純水：H3O+ = OH =1107mol/L一、水的解離平衡一、水的解離平衡酸酸(HA)(HA)的濃度：的濃度：

11、c c(HA)(HA) 單位體積中含有酸單位體積中含有酸(HA)(HA)總的物質的量。總的物質的量。酸度：酸度：HH+ + 平衡時單位體積中游離的平衡時單位體積中游離的H H+ +的物質的量。的物質的量。酸的強度：酸性酸的強度：酸性 酸給出質子的能力酸給出質子的能力, ,越容易給出質子酸性越強。越容易給出質子酸性越強。第二節(jié)第二節(jié) 溶液的酸堿性溶液的酸堿性0.1molL0.1molL-1 -1 HClHCl溶液溶液0.1molL0.1molL-1 -1 HAcHAc溶液溶液二、溶液的酸度二、溶液的酸度中性溶液中性溶液酸性溶液酸性溶液堿性溶液堿性溶液水溶液中水溶液中: : HH+ + 越大，酸度

12、越大。越大，酸度越大。常常溫溫下下H+ =1107mol/L = OH H+ 1107mol/L OH H+ 1107mol/L OH 第二節(jié)第二節(jié) 溶液的酸堿性溶液的酸堿性堿性溶液：堿性溶液： pH 7pH 7酸性溶液：酸性溶液： pH 7pH 7中性溶液：中性溶液：pH = 7pH = 7298KpH = -lgH+pH pH 越小，越小， 酸性越強；酸性越強；pHpH越大，越大， 堿性越強堿性越強pOH = lgOHpH + pOH = 14溶液的溶液的pHpH值值常溫時常溫時H+ 的濃度的濃度二、溶液的酸度二、溶液的酸度溶液的溶液的pHpH值值酸性增強酸性增強堿性增強堿性增強0 100

13、1 1012 1023 1034 1045 1056 1067 1078 1089 10910 101011 101112 101213 101314 1014pHH3O+中性溶液中性溶液第二節(jié)第二節(jié) 溶液的酸堿性溶液的酸堿性二、溶液的酸度二、溶液的酸度測定溶液測定溶液pH的方法：酸度計、酸堿指示劑、的方法：酸度計、酸堿指示劑、pH試試紙紙第二節(jié)第二節(jié) 溶液的酸堿性溶液的酸堿性二、溶液的酸度二、溶液的酸度1.1.酸堿指示劑概念：酸堿指示劑概念：能隨著溶液pH的變化而改變顏色的物質。 酸堿指示劑是一些結構比較復雜的有機弱酸或有機弱堿，其共軛酸堿對具有不同的結構和顏色。HIn + H2O H3O+

14、 + In-酸式色 堿式色無色（如酚酞） 紅色HInHIn InInHHK KHInHIn InInHInHInK K HHHInHIn第二節(jié)第二節(jié) 溶液的酸堿性溶液的酸堿性當溶液的當溶液的pHpH降低時，降低時， 比值逐漸減小，比值逐漸減小， 1/101010時，溶液完全呈現(xiàn)時，溶液完全呈現(xiàn)InIn- -的堿式色；的堿式色；2.2.酸堿指示劑的變色原理：酸堿指示劑的變色原理：HInHIn InInlglgpKpKpHpHHInHInHIn + H2O H3O+ + In-酸式色酸式色過渡過渡堿式色堿式色 百里酚藍百里酚藍1.71.71.22.8紅紅橙橙黃黃 甲基橙甲基橙3.43.43.14.

15、4紅紅橙橙黃黃 溴酚藍溴酚藍4.14.13.14.6黃黃藍紫藍紫紫紫 甲基紅甲基紅5.05.04.46.2紅紅橙橙黃黃 溴百里酚藍溴百里酚藍7.37.36.07.6黃黃綠綠藍藍 酚酞酚酞9.19.18.09.6無無粉紅粉紅紅紅 百里酚酞百里酚酞10.010.09.410.6無無淡黃淡黃藍藍指示劑指示劑pKHInpH變色范圍變色范圍顏顏 色色3.3.指示劑變色范圍指示劑變色范圍 ： pH = pKHIn 1 實際觀察到的指示劑變色范圍與理論變色實際觀察到的指示劑變色范圍與理論變色范圍存在一定的差別。范圍存在一定的差別。 電解質：在電解質：在水溶液水溶液中或在中或在熔融狀態(tài)熔融狀態(tài)下下能導電能導電

16、的的化合物化合物根據(jù)根據(jù)解解離程度離程度大小，可將電解質分為：大小，可將電解質分為：強電解質強電解質弱電解質弱電解質完全解離完全解離不完全解離不完全解離強酸、強堿、大多數(shù)鹽強酸、強堿、大多數(shù)鹽, ,如，如，HCl,HHCl,H2 2SOSO4 4,NaOH,NaCl,NaOH,NaCl弱酸、弱堿、部分鹽弱酸、弱堿、部分鹽, ,如，如，HAc,NHHAc,NH3 3.H.H2 2O O電解質電解質= =已解離的電解質分子數(shù)已解離的電解質分子數(shù)電解質分子總數(shù)電解質分子總數(shù)100%表示電解質在水溶液中的解離程度表示電解質在水溶液中的解離程度大小與電解質的本性、溶劑、溫度及溶液濃度有關。大小與電解質的

17、本性、溶劑、溫度及溶液濃度有關。=已解離的電解質濃度已解離的電解質濃度電解質起始濃度電解質起始濃度100% 電解質達到電解質達到解離平衡解離平衡時，時，已解離的分子已解離的分子數(shù)數(shù)和和原有的分子總數(shù)原有的分子總數(shù)之比。之比。幾種強電解質幾種強電解質表觀解離度表觀解離度（298K298K，0.10mol/L0.10mol/L）電解質KClZnSO4HNO3HClH2SO4解離度%86 40 92 9261一、強電解質一、強電解質Arrhenius電解質在水溶液中是全部解離的。電解質在水溶液中是全部解離的。18871887年，年，ArrheniusArrhenius 是這樣在是這樣在電離理論中解釋

18、這些現(xiàn)象的：電離理論中解釋這些現(xiàn)象的：解離“似乎”又是不完全的。然而，強電解質離子晶體在水中應是完全解離的。如何解釋這一矛盾？一、強電解質一、強電解質1923年，德拜和休克爾提出離子相互作用理論離子相互作用理論。 觀點：觀點：強電解質在溶液中是完全解離的，但是由于強電解質在溶液中是完全解離的，但是由于離子間的相互作用，每一個離子都受到相反電荷離子的束離子間的相互作用，每一個離子都受到相反電荷離子的束縛，這種離子間的相互作用使溶液中的離子并不完全自由，縛，這種離子間的相互作用使溶液中的離子并不完全自由，其表現(xiàn)是：溶液導電能力下降，電離度下降，依數(shù)性異常。其表現(xiàn)是：溶液導電能力下降，電離度下降，依

19、數(shù)性異常。一、強電解質一、強電解質（一）離子相互作用理論（一）離子相互作用理論陽離子的周圍，存在一球形陽離子的周圍，存在一球形對稱且?guī)ж撾姾傻碾x子群，稱為對稱且?guī)ж撾姾傻碾x子群，稱為離子氛離子氛；陰離子的周圍也有帶正；陰離子的周圍也有帶正電荷的離子氛存在。電荷的離子氛存在。離子氛示意圖離子氛示意圖離子氛的形成，使溶液中離子離子氛的形成，使溶液中離子的行動受到了限制。導致溶液的依的行動受到了限制。導致溶液的依數(shù)性偏差和導電性的下降。因此由數(shù)性偏差和導電性的下降。因此由導電性測得的解離度小于導電性測得的解離度小于100% 100% 。一、強電解質一、強電解質（一）離子相互作用理論（一）離子相互作用

20、理論是指是指有效濃度有效濃度，即單位體積電解質溶液中表現(xiàn)出來，即單位體積電解質溶液中表現(xiàn)出來的表觀離子有效濃度，即扣除了離子間相互作用的的表觀離子有效濃度，即扣除了離子間相互作用的濃度。以濃度。以表示表示。 為離子的活度系數(shù)，無量綱；為離子的活度系數(shù)，無量綱；c c 為離子的濃度（理論難度或配制濃度）為離子的濃度（理論難度或配制濃度）c（二）活度和活度系數(shù)（二）活度和活度系數(shù)活度：一、強電解質一、強電解質 離子濃度越大，離子間相互作用越強，活度系數(shù)離子濃度越大，離子間相互作用越強，活度系數(shù)越小。越小。通常情況下，稀溶液中通常情況下，稀溶液中1 1，c c；極稀溶液中；極稀溶液中 1, 1,活度

21、與濃度也趨于相等?；疃认禂?shù)不僅與濃度有關，還與活度與濃度也趨于相等?；疃认禂?shù)不僅與濃度有關，還與離子所帶的電荷有關。離子所帶的電荷有關。 2iii1=z2Ic溶液中各種離子的濃度乘以離子電荷數(shù)的溶液中各種離子的濃度乘以離子電荷數(shù)的平方總和的二分之一。平方總和的二分之一。c ci i：溶液中第：溶液中第i i種離子的濃度種離子的濃度Z Zi i：第：第i i種離子的電荷種離子的電荷（三）離子強度（三）離子強度一、強電解質一、強電解質離子強度離子強度I I 是溶液中存在的離子所產(chǎn)生的電場強度的量度。是溶液中存在的離子所產(chǎn)生的電場強度的量度。僅與溶液中各種僅與溶液中各種離子濃度和電荷有關，而與離子濃

22、度和電荷有關，而與離離子本性無關。子本性無關。 離子強度越大，離子間相互作用越顯著，活度系數(shù)越小；離子強度越大，離子間相互作用越顯著，活度系數(shù)越?。?離子強度越小，活度系數(shù)趨于離子強度越小，活度系數(shù)趨于1 1。一、強電解質一、強電解質（三）離子強度（三）離子強度 例例4-14-1 計算計算0.050mol/L AlCl0.050mol/L AlCl3 3溶液的離子強度。溶液的離子強度。 2iii1=z2Ic=(0.050)32+（30.050)12=0.30 mol/L 解： HB+ H2OH3O+B -+OHHBBOH23i KHBBHa K平衡時平衡時K Ka a ：弱酸的解離常數(shù)，簡稱酸

23、常數(shù)：弱酸的解離常數(shù)，簡稱酸常數(shù) K Ka a 只隨溫度而變，不隨濃度而變只隨溫度而變，不隨濃度而變K Ka a越大，酸給出質子的能力越強，酸越強越大，酸給出質子的能力越強，酸越強二、弱電解質溶液二、弱電解質溶液 （一）一元弱酸弱堿的解離平（一）一元弱酸弱堿的解離平衡衡1.1.解離平衡常數(shù)解離平衡常數(shù)HB+ H2OOH -B -+BOHHBb KK Kb b ：弱堿的解離常數(shù)，簡稱堿常數(shù)：弱堿的解離常數(shù)，簡稱堿常數(shù)K Kb b 只隨溫度而變，不隨濃度而變只隨溫度而變，不隨濃度而變K Kb b越大，堿接受質子的能力越強，堿越強越大，堿接受質子的能力越強，堿越強二、弱電解質溶液二、弱電解質溶液 （

24、一）一元弱酸弱堿的解離平（一）一元弱酸弱堿的解離平衡衡1.1.解離平衡常數(shù)解離平衡常數(shù)（1 1） K Ka a( (或或K Kb b) )的大小可表示弱酸的大小可表示弱酸( (或弱堿或弱堿) )在水溶液中的在水溶液中的釋放質釋放質子（或接受質子）的能力子（或接受質子）的能力 K Ka a( (或或K Kb b) ) 越大越大，弱酸（或弱堿）越易給出質子（接受質，弱酸（或弱堿）越易給出質子（接受質子），子），酸性酸性( (或堿性或堿性) )越強。越強。（2 2） K Ka a( (或或K Kb b) )取決于電解質本身的性質，與溫度、溶劑有關，取決于電解質本身的性質，與溫度、溶劑有關，與電解質的

25、濃度無關與電解質的濃度無關。 例：例： 298K298K水溶液中水溶液中 HAc HAc K Ka a=1.76=1.7610105 5 HCN HCN K Ka a=4.93=4.93101010101.1.解離平衡常數(shù)解離平衡常數(shù)= H3O+OHHB + H2O H3O+ + BB + H2O HB+ OHH3O+B HBKa=HBOHBKb=KaKb= Kw即即在在HB-BHB-B溶液中溶液中: : KaKb=H3O+B HBHBOHB 共軛酸堿對的酸常數(shù)與堿常數(shù)之積即為水的離子積常數(shù)共軛酸堿對的酸常數(shù)與堿常數(shù)之積即為水的離子積常數(shù) 酸的酸常數(shù)越大，該酸酸性越強，而其共軛堿的堿常數(shù)越小，

26、堿酸的酸常數(shù)越大，該酸酸性越強，而其共軛堿的堿常數(shù)越小，堿的堿性越弱；反之亦然的堿性越弱；反之亦然14ppba KK二、弱電解質溶液二、弱電解質溶液 （一）一元弱酸弱堿的解離平（一）一元弱酸弱堿的解離平衡衡2.2.共軛酸堿常數(shù)共軛酸堿常數(shù)K Ka a和和K Kb b的關系的關系 例例 已知已知298K298K時時HCNHCN的的K Ka a 4.93 4.9310101010，計算，計算CNCN的的 K Kb b 。 CNCN是是 HCNHCN 的共軛堿的共軛堿 解解：wba.KK =K 145101 0 102 03 104 93 10（一）一元弱酸弱堿的解離平（一）一元弱酸弱堿的解離平衡衡

27、= =已解離的弱電解質分子數(shù)已解離的弱電解質分子數(shù)弱弱電解質分子總數(shù)電解質分子總數(shù)100%表示弱電解質在水溶液中的解離程度表示弱電解質在水溶液中的解離程度大小與電解質的本性、溶劑、溫度及溶液濃度有關。大小與電解質的本性、溶劑、溫度及溶液濃度有關。=已解離的弱電解質濃度已解離的弱電解質濃度弱弱電解質起始濃度電解質起始濃度100%例：例：2525時，時，0.1mol.L0.1mol.L-1-1HACHAC的的= 1.33%= 1.33%，表示在該溶液，表示在該溶液中每中每1000010000個個HACHAC分子有約分子有約133133個個 HAC HAC分子解離成分子解離成H H+ + 和和ACA

28、C- - 電解質達到電解質達到解離平衡解離平衡時，時，已解離的分子數(shù)已解離的分子數(shù)和和原有的原有的分子總數(shù)分子總數(shù)之比。之比。HB+ H2OH3O+B-+初始濃度初始濃度 c c 0 0 0 0平衡濃度平衡濃度 c c- -c c c c c c 1)1(HBBOH23accccK若若5%5%，則，則1-1-1 12a cKcKa稀釋定律稀釋定律溫度一定時，溫度一定時，K Ka a與濃度無關，與濃度無關，而而解離度解離度隨溶液濃度隨溶液濃度減小而增大減小而增大3.3.質子轉移平衡的移動質子轉移平衡的移動二、弱電解質溶液二、弱電解質溶液 （一）一元弱酸弱堿的解離平（一）一元弱酸弱堿的解離平衡衡（

29、1 1）濃度對平衡移動的影響）濃度對平衡移動的影響HAc+ H2OH3O+Ac-+NaAc Na Ac- 平衡移動方向平衡移動方向同離子效應使得弱酸或弱堿的解離度降低同離子效應使得弱酸或弱堿的解離度降低同離子效應：同離子效應：在弱電解質溶液中，加入與其含有在弱電解質溶液中，加入與其含有相同離子相同離子的的易溶易溶強電解質強電解質而使弱電解質的而使弱電解質的解離度降低解離度降低的現(xiàn)象。的現(xiàn)象。（2 2）同離子效應）同離子效應同離子效應3.3.質子轉移平衡的移動質子轉移平衡的移動鹽效應 在弱電解質溶液中，加入與弱電解質不具有相同在弱電解質溶液中，加入與弱電解質不具有相同離子的易溶強電解質，該弱電解

30、質的解離度增大。這離子的易溶強電解質，該弱電解質的解離度增大。這種現(xiàn)象稱為種現(xiàn)象稱為鹽效應鹽效應。如在。如在HAcHAc溶液溶液中加入中加入NaClNaCl。同離子效應與鹽效應的作用相反，但因同離子效應同離子效應與鹽效應的作用相反，但因同離子效應遠超過鹽效應，在離子濃度較小的溶液中，常常忽略鹽效遠超過鹽效應，在離子濃度較小的溶液中，常常忽略鹽效應的影響。應的影響。3.3.質子轉移平衡的移動質子轉移平衡的移動（2 2）鹽效應）鹽效應一元弱酸溶液一元弱酸溶液 HA + H2O H3O+ + A233aa3HO A HO HAHO K c2aaaa+3+4H O =2KKKc（近似式（近似式 ）H3

31、O+AHAcaH3O+ 當當c ca a/K/Ka a 500 500時，時，c ca aHH3 3O O+ +c ca a時時3aaH O K c （最簡式（最簡式 ）4.4.溶液溶液pHpH的計算的計算 當弱酸的當弱酸的K Ka ac ca a2020K Kw w時，時，忽略水的解離對忽略水的解離對H H3 3O O+ +濃度的濃度的影響，只考慮弱酸的解離影響，只考慮弱酸的解離對對H H3 3O O+ +濃度的貢獻。濃度的貢獻。平平衡衡時時計算計算298K298K時時0.10mol/L HAc0.10mol/L HAc的的pHpH和和。 （已知（已知K Ka a=1.76=1.761010

32、5 5）C Ca a/ /K Ka a = 0.10/1.76= 0.10/1.7610 10 5 5 500 500 解：解：K Ka a C Ca a= = 1.761.761010-5-50.10=0.10= 1.761.761010-6-6 2020K Kw w533aaH O 1.76 100.101.33 10 (mol/L)Kc aH O .%.%.c 331 33 101001001 330 10pH =-lg H3O+=-lg(1.33103)= 2.88一元弱酸溶液一元弱酸溶液wab.KKK 141051 0 105 6 101 8 101063aaH O 5.6 100.

33、107.5 10 (mol/L)Kc Kaca =5.6101120 Kw，ca/Ka=0.10/5.61010 500pH =-lg H3O +=-lg(7.5106)=5.12計算常溫下計算常溫下0.10 mol/L NH0.10 mol/L NH4 4ClCl溶液的溶液的pHpH值。已知值。已知NHNH3 3H H2 2O O 的的K Kb b=1.8=1.810105 5NH4Cl NH4+ + Cl NH4+解解ClCl是極弱的堿，該溶液的酸堿性主要取決于是極弱的堿，該溶液的酸堿性主要取決于NHNH4 4+ +，按一元弱酸計算。，按一元弱酸計算。一元弱酸溶液一元弱酸溶液一元弱堿溶液一

34、元弱堿溶液 當當K Kb bc cb b2020 K Kw w且且c cb b/ /K Kb b500500時，時，2bbbb+4OH =2KKKc當當K Kb bc cb b2020 K Kw w且且c cb b / / K Kb b500500時，時，bbOH Kc （近似式（近似式 ）（最簡式（最簡式 ）4.4.溶液溶液pHpH的計算的計算 Cb/Kb = 0.10/1.810-5 500計算計算0.10mol/L0.10mol/L NHNH3 3H H2 2O O溶液的溶液的pHpH。解：解：Kb Cb= 1.810-50.1= 1.810-6 20Kw53bbOH 1.8 100.1

35、01.34 10 (mol/L)Kc pOH =-lg OH=-lg(1.34103)= 2.87pH = 14pOH=142.87 = 11.13一元弱堿溶液一元弱堿溶液pHpH的計算的計算計算常溫下計算常溫下0.10 mol/L NaAc0.10 mol/L NaAc溶液的溶液的pHpH值。值。 wba.KK =K 141051 0 105 68 101 76 10bb.(mol/L) Kc 1065 68 100 107 5 10pOH =-lg OH=-lg(7.5106)= 5.12因因NaNa+ +不參與酸堿平衡，溶液的酸堿性主要取決于不參與酸堿平衡，溶液的酸堿性主要取決于AcAc

36、。AcC Cb b/ /K Kb b = 0.10/5.68= 0.10/5.681010-11-11 500500Kb Cb= 5.6810-100.10= 5.6810-11 20Kw解：解： NaAc NaNaAc Na+ + + Ac + AcpH = 14pOH=145.12 = 8.88一元弱堿溶液一元弱堿溶液pHpH的計算的計算Ka3=2.21013Ka2=6.23108Ka1=7.52103298K下K Ka1a1 K Ka2a2 K Ka3a3, ,多元弱酸的酸性主要由第一多元弱酸的酸性主要由第一步解離所決定步解離所決定。K Ka1a1越大，多元弱酸的酸性越強。越大，多元弱酸

37、的酸性越強。溶液的酸度按一元弱酸計算溶液的酸度按一元弱酸計算。H3PO4+ H2OH3O+H3O+H3O+H2PO4-+H2PO4-+ H2OH2O+HPO42-HPO42-PO43-+二、弱電解質溶液二、弱電解質溶液（二）多元酸（二）多元酸( (堿堿) )溶液溶液H3PO4+ H2OH2PO4-+H2PO4-+H2OH2O+HPO42-HPO42-PO43-+OH-OH-OH-Kb1= Kw / Ka3 = 2.0910-2 Kb2 = Kw / Ka2 =1.6110-7 Kb3 = Kw / Ka1 = 1.4410-12 二、弱電解質溶液二、弱電解質溶液（二）多元酸（二）多元酸( (堿

38、堿) )溶液溶液多元弱堿也逐級解離，多元弱堿也逐級解離，堿性的強弱取決于堿性的強弱取決于K Kb1b1的大小的大小。K Kb1b1越越大，多元弱堿的堿性越強。大，多元弱堿的堿性越強。溶液的堿度按一元弱堿計算。溶液的堿度按一元弱堿計算。計算常溫下，計算常溫下，0. 040 mol/L H0. 040 mol/L H2 2COCO3 3水溶液中的水溶液中的pHpH、HCOHCO3 3 、 COCO3 32 2 。 K Ka1a1 K Ka2 a2 計算計算HH3 3O O+ + 可只考慮一級解離?？芍豢紤]一級解離。解解：ca/Ka1 = 0.040/4.3010 7 500 Ka1 ca= 4.3

39、010-70.040= 1.7210-8 20KwH2CO3+ H2O H3O+ +HCO3 Ka1=4.30107HCO3+ H2O H3O+ + CO32 Ka2=5.611011aaH O .(mol/ L)Kc 74314 3 100 0401 3 10pH =-lgH3O+ =-lg（1.3104）=3.89HCO3=H3O+ = 1.3104(mol/L)aaHCOCO.mol/ LH O KK 211332235 6 10從計算結果從計算結果可以看出：二元可以看出：二元弱酸根濃度很低，弱酸根濃度很低，與二元弱酸濃度與二元弱酸濃度無關。若要提高無關。若要提高多元酸根的濃度，多元酸根

40、的濃度，需在多元酸中加需在多元酸中加入強堿或用對應入強堿或用對應的鹽。的鹽。計算計算0.10mol/L Na0.10mol/L Na2 2COCO3 3溶液的溶液的pHpH。解：解：CO32 + H2OHCO3+ OH H2CO3 + OHHCO3 + H2O-. 141110 1056 10Kb1=Kw/Ka2=1.8104Kb2=Kw/Ka1=2.3108-. 14710 1043 10因因 K Kb1b1/ /K Kb2b2100100，按一元弱堿處理，按一元弱堿處理bb.cK 410 105001 8 10由于由于K Kb1b1 c cb b = 1.8 = 1.810105 5202

41、0 K Kw w 且且所以所以53b1bOH 1.8 104.2 10 (mol/L)KcpOH =-lg(4.2103)= 2.38pH = 14pOH=142.38 =11.62（三）兩性物質溶液（三）兩性物質溶液兩性物質可分為三種類型：兩性物質可分為三種類型：（1) 1) 兩性陰離子型（多元弱酸的酸根離子）兩性陰離子型（多元弱酸的酸根離子）（2 2）陽離子酸和陰離子堿型（弱酸弱堿型）陽離子酸和陰離子堿型（弱酸弱堿型）（3 3）氨基酸型）氨基酸型 兩性物質水溶液的酸堿性取決于其兩性物質水溶液的酸堿性取決于其接受質子接受質子與與給出質給出質子子能力的相對強弱。若給出質子能力與獲得質子的能力相

42、能力的相對強弱。若給出質子能力與獲得質子的能力相當，溶液顯中性當，溶液顯中性 ；若給出質子能力比獲得質子的能力強，；若給出質子能力比獲得質子的能力強，溶液顯弱酸性溶液顯弱酸性 ；反之，溶液顯堿性。；反之，溶液顯堿性。二、弱電解質溶液二、弱電解質溶液當當 c /Kc /Ka a 2020，c cK Ka a2020 K Kw w時時 3aaH O K K （最簡式）（最簡式）若：若： K Ka a為兩性物質作為酸的酸常數(shù)為兩性物質作為酸的酸常數(shù) K Ka a為兩性物質作為堿時其共軛酸的酸常數(shù)為兩性物質作為堿時其共軛酸的酸常數(shù)pH= (pKa+ pKa )12從公式可以從公式可以看出：兩性物看出：兩性物質溶液的質溶液的pHpH與與其濃度無關其濃度無關 。（三）兩性物質溶液（三）兩性物質溶液二、弱電解質溶液二、弱電解質溶液+3a1a2H O = KK定性分析定性分析NaHNaH2 2POPO4 4、HPOHPO4 42 2水溶液的水溶液的HH3 3O O+ + 的計算公式。的計算公式。 解：解：（1 1）NaHNaH2 2POPO4 4的酸堿性取決于的酸堿性取決于H H2 2POPO4 4，由于由于 K Ka