第五章 药学无机化学之酸与碱.pdf

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1、酸与碱第一节酸碱质子概念第二节酸碱反应第三节酸碱平衡中的浓度计算第四节浓度对酸碱平衡的影响第一节酸碱质子概念•酸碱理论发展：1887年，S.Arrhenius提出酸碱电离理论；1923年，J.N.Brönsted、T.M.Lowry分别提出酸碱质子理论；1923年，Lewis提出Lewis酸碱理论。•酸碱质子理论1、定义酸：凡是能给出质子的物质。碱：凡是能接受质子的物质。两性物质：既能给出质子、又能接受质子的物质。2.酸碱反应的实质二、两性物质与质子自递：--2-1）酸式盐：HCO3,H2PO4,HPO4,……-共轭酸H2CO3H3PO4H2PO42-2-3-共轭碱CO3HPO4P

2、O42）氨基酸：H2N-CH2-COOH+共轭酸H3N-CH2-COOH-共轭碱H2N-CH2-COO3）溶剂：H2O质子自递：质子在同种分子(两性物质)间传递。一、水的质子自递反应二、酸-水、碱-水质子传递1、酸-水质子传递（Ka）•酸碱的强弱——与酸碱本性有关；与溶剂有关。1.与酸碱本性有关一般以水作为溶剂，通过酸常数或碱常数的大小来比较各种酸碱的相对强弱。•共轭酸碱对的Ka值越大，共轭酸的酸性越强，共轭碱的碱性越弱。+-例：298KHAcH+Ac-1fG-396.460-369.46(kJ·mol)-1rG=(-369.46)–(-396.46)=27.7(kJ·m

3、ol)lgK=-rG/2.303RT3=-27.2×10/(2.303×8.314×298)=-4.767-5K=1.71×10+-平衡时K=[H3O][Ac]/[HAc]=Ka,HAc（酸常数）3.酸（碱）常数与电离度的关系2Ka=c4.共轭酸碱：，，共轭酸碱对的Ka值越大，共轭酸的酸性越强，共轭碱的碱性越弱。查表（298K）：附录三、无机酸在水中的电离常数酸碱质子理论小结：1.酸碱的定义2.酸碱反应的实质3.酸碱的强度4.共轭酸碱对Ka和Kb的关系第三节酸碱平衡中的浓度计算一、一元酸碱——是否考虑水的质子自递？•一元强酸如HCl-7c=1.0×10mol/L，考虑

4、水的自递反应；-6c≥1.0×10mol/L，则不必考虑。•一元弱酸如HAc-4Kac≥20Kw，或：c>1.0×10mol/L，则不考虑水的自递反应。1.一元弱酸的解离平衡在一元弱酸HAc的水溶液中。存在着下列质子转移反应：其平衡常数+1/2当c/Ka≥500,[H]=(KaC)pH=1/2(pKa-lgc)例4-1（p99）。.一元弱碱的解离平衡（类似）：-1/2当c/Kb≥500,[OH]=(KbC)pOH=1/2(pKb-lgc)二、多元酸碱分步解离：第一步第二步3++当Ka1/Ka2≥10，溶液中的H3O主要来自于H2CO3的第一步解离反应,c(H3O)的计算可按一

5、元弱酸的解离平衡做近似处理。-1+-2-例计算0.010mol·LH2CO3溶液中H3O，H2CO3，HCO3和CO3浓度，以及溶液的pH。解：H2CO3的第一步解离反应-1平衡浓度/(mol·L)0.010-xxx-50.010-x≈0.010x=6.5×10+--5-1+c(H3O)=c(HCO3)=6.5×10mol·L，pH=-lg[H]=4.19-1c(H2CO3)≈0.010mol·L结论：+（1）多元弱酸的解离是分步进行的，一般溶液中的H主要来自+于弱酸的第一步电离，计算c(H3O)或pH时可只考虑第一步电离。（2）对于二元弱酸，当时，c(酸根离子)≈,而与弱酸的初始

6、浓度无关。多元弱酸强碱盐的阴离子在水中的解离是分步进行的。如：Na3PO4的水解-1例计算25℃时0.10mol·LNa3PO4溶液的pH。解：-1平衡浓度(mol·L)0.10-xxx较大，0.10-x≠0.10必须解一元二次方程2-3x+0.022x-2.2×10=0x=0.037--1即c(OH)=0.037mol·LpH=14-pOH=14-(-lg0.037)=12.57三两性物质21、酸式盐溶液：HAK1(1)HA-+HO=A2-+HO+a223HA--HAOH(2)HA+H2O=H2A+OHK22b2HA根据碱得到的

7、质子数必等于酸失去的质子数，有：2HAHAOH32由(1)、(2)、(3)式可推出：KKHAKKKcKHa1a2wa1a2wKcKca1a1当Ka2c>20Kw时：KKca1a2HKca1又当c>20Ka1时：HKa1Ka2即：当cKa2>20Kw，且c>20Ka1时：'1'HKK,pH(pKpK)aaaa2-7-11例计算0.10mol/LNaHCO3溶液的pH(已知Ka