【化学课件】酸碱平衡 pH值课件

酸碱平衡与值pH酸碱平衡是化学中最重要的基础概念之一，它涉及物质在水溶液中的离子化行为pH值作为衡量溶液酸碱性强弱的重要指标，在化学分析、生物学、工业生产和环境监测等领域都有着广泛的应用课程目标掌握酸碱平衡基本原理理解值的物理意义12pH深入理解阿伦尼乌斯、布朗斯特-洛里和路易斯三大酸碱理准确理解pH值的定义和物理含义，掌握pH与氢离子浓度论，掌握酸碱电离平衡的本质和规律的对数关系，建立正确的酸碱性概念熟练计算各类溶液值应用知识解决实际问题3pH pH掌握强酸强碱、弱酸弱碱、盐溶液和缓冲溶液的pH计算方法，能够解决复杂的酸碱平衡计算问题第一部分酸碱理论基础阿伦尼乌斯理论布朗斯特洛里理论路易斯理论-最早的酸碱理论，提出酸在水溶液中电更广泛的酸碱理论，定义酸为质子给予最广义的酸碱理论，定义酸为电子对接离产生氢离子，碱电离产生氢氧根离体，碱为质子接受体该理论突破了溶受体，碱为电子对给予体该理论适用子该理论简单易懂，但适用范围有剂的限制，可以解释非水体系中的酸碱范围最广，可以解释不涉及质子转移的限，只能解释在水溶液中的酸碱行为反应，引入了共轭酸碱对的概念酸碱反应，在有机化学中应用较多酸碱的定义阿伦尼乌斯定义布朗斯特洛里定义-⁺酸在水溶液中电离产生氢离子酸能够给出质子（H）的物⁺⁺（H）的物质，如HCl→H+质，称为质子给予体碱能够⁻⁺Cl碱在水溶液中电离产生接受质子（H）的物质，称为⁻氢氧根离子（OH）的物质，质子接受体一个酸失去质子后⁺⁻如NaOH→Na+OH变成其共轭碱路易斯定义酸能够接受电子对的物质，称为电子对接受体，通常具有空轨道碱能够给出电子对的物质，称为电子对给予体，通常具有孤对电子酸碱的强弱强酸特征1₃在水溶液中几乎完全电离，电离度接近100%常见强酸包括HCl、HNO、₂₄₄H SO、HClO、HBr、HI等强酸溶液的导电能力强，pH值较低弱酸特征2₃在水溶液中部分电离，存在电离平衡常见弱酸包括CH COOH⁻⁵₂₃₃₄（Ka=

1.8×10）、H CO、H PO等弱酸的电离程度与浓度有关强碱特征3⁻₂在水溶液中完全电离产生OH离子常见强碱包括NaOH、KOH、CaOH、₂BaOH等强碱溶液pH值较高，具有强烈的腐蚀性弱碱特征4⁻₃₂在水溶液中部分电离或与水反应产生OH离子最典型的弱碱是NH·H O⁻⁵（Kb=

1.8×10），其电离程度较小，溶液pH值适中共轭酸碱对共轭概念酸失去一个质子后形成的物质称为该酸的共轭碱强弱关系酸越强，其共轭碱越弱；碱越强，其共轭酸越弱典型实例⁻₃₃⁻₄⁺₃HCl/Cl、CH COOH/CH COO、NH/NH应用意义预测酸碱反应方向和平衡位置水的电离平衡自电离过程离子积常数中性条件⁺⁻⁺水分子之间发生质子转Kw=[H][OH]=在纯水中，[H]=₂₃⁺⁻⁻⁻⁷移2H O⇌H O

1.0×10¹⁴（25℃）[OH]=

1.0×10⁻+OH，或简化为这个常数随温度变化，mol/L，因此纯水的pH₂⁺⁻H O⇌H+OH温度升高Kw增大离子=7这是25℃下中性溶这是一个可逆的电离过积常数是pH计算的重要液的标准程，建立动态平衡依据第二部分值概念pH计算方法定义与意义⁺根据氢离子浓度直接计算或通过平衡常数推pH=-lg[H]，表示氢离子浓度的负对数导12温度影响相关关系43温度变化会影响Kw值，进而影响中性pH值pH+pOH=14，两者互为补充值的定义pH数学定义⁺⁺pH=-lg[H]，其中[H]表示氢离子的摩尔浓度负对数的使用使得pH值成为便于表示和比较的正数，避免了科学记数法的复杂性物理意义pH值反映溶液中氢离子活度的大小，间接表示溶液的酸碱性强弱pH值越小，氢离子浓度越大，酸性越强；pH值越大，酸性越弱，碱性越强生物学意义生物体内的pH值对酶活性、蛋白质结构和细胞膜稳定性等具有重要影响人体血液pH维持在

7.35-

7.45的狭窄范围内，偏离这个范围会危及生命溶液的酸碱性与值的关系pH77中性溶液酸性溶液⁺⁻⁺⁻25℃时纯水的pH值，[H]=[OH][H][OH]，氢离子浓度大于氢氧根离子浓度7碱性溶液⁺⁻[H][OH]，氢氧根离子浓度大于氢离子浓度与的关系pH pOH基本关系式1pH+pOH=14（25℃）定义pOH⁻2pOH=-lg[OH]数学基础3基于水的离子积常数Kw推导得出的测量方法pH试纸的测定pH取样测试1用玻璃棒蘸取待测溶液，滴在pH试纸上颜色对比2待颜色稳定后，与标准比色卡对比读取数值3根据颜色匹配程度确定pH值范围第三部分强酸强碱的计算pH强酸计算强碱计算稀释影响pH pH强酸在水溶液中完全电离，因此氢离子强碱完全电离产生氢氧根离子，先计算稀释会改变溶液浓度，从而影响pH值⁻浓度等于酸的初始浓度计算公式为[OH]=c碱，然后pOH=-lg c碱，最稀释10倍，强酸pH增加1个单位，强碱⁺[H]=c酸，pH=-lg c酸这种计算后pH=14-pOH多元强碱需要考虑电pH减少1个单位但要注意极稀情况下水⁻方法适用于所有一元强酸离产生的OH离子数目的电离不可忽略强酸溶液的值计算pH完全电离假设1⁺⁻强酸在水中几乎100%电离，如HCl→H+Cl因此可以认为酸的初始浓度等于电离后的氢离子浓度浓度关系2⁺₂₄对于一元强酸，[H]=c酸对于多元强酸如H SO，第一步完全电⁺₂₄离，[H]≈2cH SO计算公式3pH⁺⁻pH=-lg[H]=-lg c酸例如

0.01mol·L¹HCl溶液，pH=-lg

0.01=2注意事项4⁻⁻⁶当酸浓度极低（10mol·L¹）时，需要考虑水的电离对pH的贡献，不能简单按上述公式计算强碱溶液的值计算pH电离过程⁺⁻强碱完全电离NaOH→Na+OH浓度计算⁻⁻[OH]=c碱×电离的OH数计算pOH⁻pOH=-lg[OH]转换pHpH=14-pOH计算实例⁻⁻

0.1mol·L¹HCl

0.01mol·L¹NaOH⁺⁻⁻⁻[H]=

0.1mol·L¹[OH]=

0.01mol·L¹pH=-lg

0.1=1pOH=2，pH=14-2=12⁻₃

0.001mol·L¹HNO⁺⁻⁻[H]=1×10³mol·L¹⁻pH=-lg10³=3第四部分弱酸弱碱的计算pH电离平衡建立1弱酸弱碱在水中只能部分电离，建立动态平衡状态，需要用平衡常数来描述电离程度平衡常数定义2酸解离常数Ka和碱解离常数Kb是描述弱电解质电离能力的重要参数，数值越大表示电离能力越强近似计算条件3当c/Ka≥500时，可以使用近似公式计算，简化计算过程而不显著影响精度弱酸电离过程电离方程式平衡常数⁺⁻1⁺⁻HA⇌H+A，反应可逆Ka=[H][A]/[HA]2常见值概念Ka pKa4₃⁻⁵3CH COOH:Ka=

1.8×10pKa=-lgKa，便于比较酸性强弱弱碱电离过程电离反应碱解离常数常见弱碱₃以氨水为例NH+Kb=除氨水外，还有甲胺、₂₄⁺₄⁺⁻H O⇌NH+[NH][OH]/[NH乙胺等有机胺类，以及⁻₃OH弱碱通过接受质]，对于一些无机含氮化合物₃₂子或直接电离产生氢氧NH·H O，Kb=每种弱碱都有其特定的⁻⁵根离子，建立电离平

1.8×10pKb=-Kb值和适用范围衡lgKb=

4.74，用于比较碱性强弱一元弱酸溶液的计算pH电离度定义⁺₀电离度α=已电离的酸分子数/酸分子总数=[H]/c电离度反映弱酸电离的程度，与浓度和Ka值有关与的关系KaαKa=cα²/1-α，当α1时，Ka≈cα²，因此α=√Ka/c这个关系式揭示了电离度与浓度的反比关系近似计算公式⁺当c/Ka≥500时，[H]=√c·Ka，pH=-lg√c·Ka=½pKa-lgc这个公式在实际计算中应用广泛一元弱酸计算示例pH题目条件⁻⁻⁵计算

0.1mol·L¹醋酸溶液的pH值，Ka=

1.8×10检验近似条件⁻⁵c/Ka=

0.1/

1.8×10=5556500，可用近似公式计算氢离子浓度⁺⁻⁵⁻⁻[H]=√c·Ka=√

0.1×

1.8×10=

1.34×10³mol·L¹计算值pH⁻pH=-lg

1.34×10³=

2.87电离度验证⁺⁻α=[H]/c=

1.34×10³/

0.1=

1.34%5%，近似计算有效一元弱碱溶液的计算pH计算pH1pH=14-pOH计算pOH⁻2pOH=-lg[OH]氢氧根离子浓度⁻3[OH]=√c·Kb电离平衡分析₂⁺⁻4B+H O⇌BH+OH第五部分多元酸碱计算pH逐级解离特点计算简化原理适用条件多元酸在水溶液中分步电离，每一步都由于各级电离常数差距很大，通常这种简化方法适用于绝大多数多元弱₂₃₃₄有相应的电离常数一般来说，Ka1Ka1/Ka2≥10³，因此在计算pH时可以忽酸，如H CO、H PO等但对于₂₄Ka2Ka3，第一步电离程度最大，对略第二步及以后的电离，按一元弱酸处某些特殊情况，如H SO的第二步电pH值的贡献最显著理第一步电离离，可能需要特殊考虑多元弱酸的逐级解离第一步电离₃⁺₂⁻1H A⇌H+H A，Ka1最大第二步电离₂⁻⁺⁻2H A⇌H+HA²，Ka2较小第三步电离⁻⁺⁻3HA²⇌H+A³，Ka3最小多元弱酸计算pH简化计算原则1当Ka1Ka2时，可以忽略第二步及以后的电离反应氢离子主要来源于第一步电离，按一元弱酸的方法计算pH值适用条件判断2⁺一般要求Ka1/Ka2≥10³，且第一步电离产生的H浓度远大于第二步这个条件在大多数多元弱酸中都能满足计算公式应用3⁺使用公式[H]=√c·Ka1计算，其中c为多元酸的初始浓度，Ka1为第一步⁺电离常数然后pH=-lg[H]误差分析4这种简化方法的误差通常小于5%，对于一般的pH计算已经足够精确如需更高精度，需要考虑各步电离的相互影响多元弱酸计算示例

0.

102.12初始浓度数值pKa1₃₄⁻H PO溶液浓度mol·L¹磷酸第一步电离的pKa

11.76计算结果溶液的pH值第六部分盐溶液的计算pH水解反应原理强酸强碱盐12盐离子与水分子作用产生酸碱性不发生水解，溶液呈中性弱酸强碱盐强酸弱碱盐阴离子水解，溶液呈碱性阳离子水解，溶液呈酸性43盐的水解反应强酸强碱盐₃如NaCl、KNO等，由强酸强碱形成，离子不与水反应，溶液pH=7，保持中性这类盐在水中完全电离，不影响水的电离平衡强酸弱碱盐₄₃⁻如NH Cl、FeCl等，弱碱阳离子接受OH离子，使溶液呈酸性，pH7水解程度与弱碱的强弱有关弱酸强碱盐₃₂₃⁺如CH COONa、Na CO等，弱酸阴离子接受H离子，使溶液呈碱性，pH7水解程度与弱酸的强弱有关弱酸弱碱盐₃₄如CH COONH，阴阳离子都发生水解，溶液的酸碱性取决于Ka和Kb的相对大小计算相对复杂，需要同时考虑两种水解反应强酸弱碱盐的计算pH水解反应方程₄⁺₂₃₂⁺NH+H O⇌NH·H O+H水解常数关系₃₂⁺₄⁺Kh=Kw/Kb=[NH·H O][H]/[NH]氢离子浓度⁺[H]=√c·Kh=√c·Kw/Kb计算公式pHpH=½pKw-pKb-lgc弱酸强碱盐的计算pH水解反应1₃⁻₂₃⁻CH COO+H O⇌CH COOH+OH，阴离子结合质子产生氢氧根离子，使溶液呈碱性水解常数2Kh=Kw/Ka，水解常数与弱酸的电离常数成反比，弱酸越弱，其盐的水解程度越大计算3pH⁻⁻[OH]=√c·Kh，pOH=-lg[OH]，pH=14-pOH也可直接用pH=½pKw+pKa+lgc计算弱酸弱碱盐的计算pH双水解过程₃₄阴阳离子同时发生水解反应，相互促进如CH COONH中，₃⁻⁺₄⁺⁺CH COO结合H，NH释放H，形成复杂的平衡体系酸碱性判断溶液的酸碱性取决于Ka和Kb的相对大小若KaKb，溶液呈酸性；若KaKb，溶液呈碱性；若Ka=Kb，溶液呈中性计算公式pHpH=½pKw+pKa-pKb，这个公式与盐的浓度无关，只与弱酸弱碱的强弱有关，是弱酸弱碱盐的特殊性质第七部分缓冲溶液缓冲概念组成特点缓冲原理缓冲溶液是能够抵抗外加通常由弱酸及其共轭碱组当加入强酸时，共轭碱中少量强酸或强碱而保持pH成，或弱碱及其共轭酸组和之；当加入强碱时，弱基本不变的溶液这种特成两组分浓度相当，且酸中和之通过这种消耗性在生物体系和化学分析都有一定的浓度才能发挥机制维持pH的相对稳定中极为重要有效的缓冲作用应用领域广泛应用于生物化学、分析化学、医学等领域人体血液、细胞内液都含有重要的缓冲体系来维持pH平衡缓冲溶液的定义与特性抗稀释性1适当稀释不会显著改变pH缓冲容量2能够中和一定量强酸强碱的能力稳定性pH3加入少量强酸碱时pH变化很小缓冲机理4弱酸弱碱共轭对共同作用缓冲溶液的类型弱酸弱酸盐型弱碱弱碱盐型两性物质型--⁻₃₄⁺₂₄⁻₄⁻最常见的缓冲体系，如HAc/Ac缓冲如NH/NH缓冲对，弱碱接受质如H PO/HPO²体系，既可作酸对弱酸提供质子，其共轭碱接受质子，其共轭酸提供质子这类缓冲体系又可作碱磷酸缓冲体系是生物体内最子，形成有效的缓冲作用适用于酸性适用于碱性或弱碱性环境，在生物体系重要的缓冲体系之一，维持细胞内pH稳或弱酸性环境中也很重要定缓冲溶液计算pH基本方程浓度比意义⁻1pH=pKa+lg[A]/[HA]共轭碱与弱酸的浓度比决定pH2计算简化应用条件43可用物质的量比代替浓度比组分浓度远大于氢离子浓度缓冲溶液的配制选择缓冲体系1根据所需pH选择合适的弱酸，使pKa接近目标pH计算组分比例2利用Henderson-Hasselbalch方程计算酸碱比例精确配制3准确称量试剂，用标准方法配制溶液第八部分在化学分析中的应用pH酸碱滴定原理中和反应本质⁺⁻酸+碱→盐+水，实质是H与OH结合生成水分子当量点概念酸碱恰好完全中和的点，此时酸碱的物质的量比等于化学计量数比终点判断通过指示剂颜色变化或pH计读数突跃来确定滴定终点误差控制选择合适指示剂，控制滴定速度，减少终点误差滴定曲线分析强酸强碱滴定弱酸强碱滴定--当量点pH=7，滴定曲线在当量点附近有明显的pH突跃，突跃范当量点pH7，因为生成的盐发生水解呈碱性滴定曲线的突跃围大约为pH4-10，可选择的指示剂较多范围较小，需要选择在碱性范围变色的指示剂如酚酞强酸弱碱滴定弱酸弱碱滴定--当量点pH7，生成的盐水解呈酸性突跃范围在酸性区域，应当量点pH取决于生成盐的性质，突跃范围很小，一般不用指示剂选择在酸性范围变色的指示剂如甲基橙法，而用pH计法进行滴定酸碱指示剂的选择甲基橙1变色范围pH

3.1-

4.4，红色→橙色→黄色，适用于强酸滴定弱碱在酸性条件下呈红色，碱性条件下呈黄色甲基红2变色范围pH

4.2-

6.3，红色→橙色→黄色，变色范围较宽，常用于缓冲溶液pH的粗略判断酚酞3变色范围pH

8.2-

10.0，无色→浅红色→红色，适用于强碱滴定弱酸在酸性和中性条件下无色，碱性条件下呈红色通用指示剂4由多种指示剂混合而成，在不同pH下呈现不同颜色，可以粗略估计溶液的pH值，但不适用于精确滴定第九部分在生物学中的应用pH血液缓冲系统细胞内调节pH12维持血液pH在

7.35-

7.45范围内影响酶活性和细胞代谢过程肾脏调节消化系统pH pH通过排泄酸性或碱性物质调节体液pH胃液酸性环境有助于蛋白质消化43生物体内的环境pH

7.4血液pH正常范围

7.35-

7.45，由碳酸氢盐缓冲系统维持

1.5胃液pH强酸性环境，有利于蛋白质变性和杀灭细菌

8.1小肠pH碱性环境，适合胰酶和肠液中酶的作用

7.0细胞内pH略偏酸性，维持酶活性和细胞正常功能酸碱平衡失调酸中毒症状碱中毒症状调节机制₂血液pH

7.35时发生酸中毒患者可能血液pH

7.45时发生碱中毒患者可能人体通过肺部调节CO排出、肾脏调节出现呼吸急促、恶心呕吐、意识模糊等出现肌肉抽搐、手足麻木、呼吸抑制等酸碱物质排泄、缓冲系统的化学调节等症状严重时可导致昏迷甚至死亡常症状常见原因包括剧烈呕吐丢失胃多种机制维持酸碱平衡这些调节机制见原因包括糖尿病酮症酸中毒、肾功能酸、过量使用碱性药物等相互配合，确保体内pH稳定衰竭等第十部分在工农业中的应用pH农业应用工业控制水处理土壤pH直接影响作物对营化工生产中需要严格控制反饮用水、工业用水和废水处养元素的吸收大多数作物应体系的pH值，以确保反理都需要调节pH值适当适宜在pH

6.0-

7.5的土壤中应的选择性和产率电镀、的pH有利于混凝、沉淀、生长，过酸或过碱都会影响造纸、纺织等行业都需要精消毒等处理过程的进行产量和品质确的pH控制环境监测环境水体和土壤的pH是重要的环境质量指标，pH异常往往反映环境污染问题，需要及时监测和治理土壤与农作物pH工业生产中的控制pH化工工艺控制在化学反应过程中，pH值直接影响反应速率、选择性和产物质量例如，制备某些有机化合物时需要在特定pH条件下进行，以获得最佳的反应效果和产品纯度食品加工应用食品工业中pH控制对产品的口感、保质期和安全性至关重要发酵食品、果汁、乳制品等都需要严格控制pH值，既要保证产品质量又要抑制有害微生物生长制药工业要求药物生产过程中的pH控制影响药物的稳定性、溶解度和生物利用度注射液、口服液等药物制剂的pH必须在人体可接受的范围内，通常需要添加缓冲剂来维持pH稳定中和反应在实际中的应用废水处理中和工业废水中常含有强酸或强碱，需要通过中和反应调节到环保要求的pH范围（通常6-9）后才能排放这不仅保护环境，还可以回收利用处理后的水资源酸雨防治酸雨的形成与大气中硫氧化物和氮氧化物有关通过在烟囱中安装脱硫装置，利用碱性物质中和酸性气体，可以有效减少酸雨的产生土壤改良应用酸性土壤可通过施用熟石灰进行中和改良，提高土壤pH值，改善作物生长环境碱性土壤则可通过施用硫磺或腐植酸等酸性物质来调节医药中和应用胃酸过多时可服用含碱性成分的胃药进行中和；误食强酸可用稀的碳酸氢钠溶液进行急救处理但需要注意用量和浓度，避免过度中和造成新的伤害。