第九章酸碱平衡.ppt.ppt

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1、9-1 9-1 酸碱理论酸碱理论一、一、S.Arrhenius 酸碱理论酸碱理论（经典酸碱理论）（经典酸碱理论）2828岁的瑞典科学家岁的瑞典科学家S.ArrheniusS.Arrhenius于于18871887年提出年提出。二、酸、碱二、酸、碱质子质子理论理论（Proton Theory of Proton Theory of Acid and BaseAcid and Base）19231923年由丹麦化学家年由丹麦化学家BrBrnsrednsred（布朗斯特）和英国化学家（布朗斯特）和英国化学家LowryLowry（劳莱）提出。（劳莱）提出。三、酸碱电子理论三、酸碱电子理论1923192

2、3年，由美国物理化学家年，由美国物理化学家LewisLewis提出，又称提出，又称“LewisLewis”酸酸碱理论。碱理论。第九章第九章 酸碱平衡酸碱平衡 一、一、S.ArrheniusS.Arrhenius酸碱理论酸碱理论（一）酸碱定义（一）酸碱定义 电离时产生的阳离子全部是阳离子全部是H+的化合物称为“酸酸”；电离时产生的阴离子阴离子全部是全部是OH-的化合物称为“碱碱”。（二）（二）S.ArrheniusS.Arrhenius酸碱理论酸碱理论的的优点优点1.从组成上从组成上揭示了酸碱的本质揭示了酸碱的本质，指出，指出 H+是酸的特征，是酸的特征，OH-是是碱的特征。碱的特征。2.解释了

3、解释了“中和热中和热”的值：的值：（放热）3.找出了衡量找出了衡量酸、碱强度的标度酸、碱强度的标度 （K Ka a、K Kb b、pHpH）。）。（三）（三）S.ArrheniusS.Arrhenius酸碱理论酸碱理论的的局限性局限性酸碱被限于水溶液酸碱被限于水溶液,非水体系不适用非水体系不适用例例:液氨中，液氨中，KNHKNH2 2(氨基化钾氨基化钾)使酚酞变红使酚酞变红碱？碱？碱？酸？水溶液中水溶液中 HSO4-酸？碱？酸？碱？Na2CO3 碱？碱？二、酸、碱质子理论二、酸、碱质子理论（一）酸碱定义（一）酸碱定义 凡能给出凡能给出H H+（质子）的分子或离子均是酸质子）的分子或离子均是酸,

4、凡凡能得到能得到H H+（质子）的分子或离子均是碱。质子）的分子或离子均是碱。酸酸 H H+给予体（给予体（Proton donorProton donor）碱碱 H H+接受体（接受体（Proton acceptorProton acceptor）。）。两性电解质两性电解质既既能给出质子能给出质子，又能接受质子又能接受质子的分的分子或离子，称为子或离子，称为“两性电解质两性电解质”（ampholyteampholyte）简称简称“两性物两性物”。（二）酸碱举例（二）酸碱举例酸酸 分子分子 HCl,H2SO4,H3PO4,H2O 离子离子 NH4+,HSO4-,H2PO4-,HPO42-碱碱

5、分子分子 H2O,NH3，Na2CO3 离子离子 OH-,HSO4-,H2PO4-,HPO42-两性物两性物 分子分子 H2O,离子离子 HSO4-,H2PO4-,HPO42-（三）酸碱共轭关系（三）酸碱共轭关系 酸强度酸强度，其共轭碱，其共轭碱（conjugate baseconjugate base）强度强度。（四）酸碱反应的实质（四）酸碱反应的实质 例：例：（下标（下标1 1、2 2表示不同的共轭酸碱对）表示不同的共轭酸碱对）在水溶在水溶液液、液氨溶、液氨溶液液、苯溶、苯溶液液、气相反、气相反应应均如此。均如此。质子传递质子传递酸酸酸酸 1 1 碱碱碱碱2 2 碱碱碱碱 1 1 酸酸酸酸

6、 2 2如：如：如：如：HCl Cl-+H+NH4+NH3+H+单独一对共轭酸碱本身是不能发生酸碱反应的单独一对共轭酸碱本身是不能发生酸碱反应的单独一对共轭酸碱本身是不能发生酸碱反应的单独一对共轭酸碱本身是不能发生酸碱反应的酸碱半酸碱半反应反应HCl+NH3 Cl-+NH4+两对共轭酸碱对才能发生酸碱反应两对共轭酸碱对才能发生酸碱反应两对共轭酸碱对才能发生酸碱反应两对共轭酸碱对才能发生酸碱反应（五）酸碱质子理论的（五）酸碱质子理论的优点优点和和局限性局限性 1 1、优点：、优点：（1 1）扩大了酸、碱范围，不局限于水溶液体系）扩大了酸、碱范围，不局限于水溶液体系 （2 2）把阿仑尼乌斯理论中的

7、电离、中和、盐的）把阿仑尼乌斯理论中的电离、中和、盐的水水解统一为解统一为“质子传递反应质子传递反应”。2 2、局限性、局限性仍局限于有仍局限于有H H+的体系，无的体系，无H H体系不适用，体系不适用，例如：例如：BFBF3 3 三、酸碱电子理论三、酸碱电子理论(Lewis酸碱电子理论酸碱电子理论)（一）酸碱定义（一）酸碱定义 凡凡是是可可给给出出电电子子对对的的分分子子、离离子子或或原原子子团团称称为为“碱碱”;凡凡是是可可接接受受电电子子对对的的分分子子、离离子子或原子团称为或原子团称为“酸酸”。酸酸电子接受体（电子接受体（Electron acceptor）H+,Cu2+,Ag+,BF

8、3 碱碱电子给予体（电子给予体（Electron donor）OH-,NH3,F-（二）酸碱反应的实质（二）酸碱反应的实质 通过电子对的授通过电子对的授-受形成配位键，受形成配位键，生成酸碱配合物。生成酸碱配合物。例例:H+OH-HOH H+Cl-H Cl BF3+F-BF4-酸酸 碱碱 酸碱配合物酸碱配合物（三）酸碱电子理论（三）酸碱电子理论优、优、缺点缺点 优点：优点：酸碱范围几乎无所不包酸碱范围几乎无所不包凡凡“缺电子缺电子”的分子或离子都是酸的分子或离子都是酸例如金属阳离例如金属阳离子子M Mn n+,H,H+,BF,BF3.3.凡可给出凡可给出“电子对电子对”的分子的分子或或离子都是

9、碱。离子都是碱。大多数无机和有机化合物可视为酸碱加合物（配合物）。大多数无机和有机化合物可视为酸碱加合物（配合物）。缺点：缺点：太笼统，酸碱特征不易掌握。太笼统，酸碱特征不易掌握。酸碱理论小结：酸碱理论小结：3 3种酸碱理论种酸碱理论各有所长、所短各有所长、所短，侧重的应用范围不同侧重的应用范围不同:1 1、ArrheniusArrhenius酸碱理论酸碱理论 无机化学无机化学 尤其是水溶液体系酸碱问题尤其是水溶液体系酸碱问题 2 2、酸碱质子理论、酸碱质子理论 水溶液体系和非水溶液体系水溶液体系和非水溶液体系 无机化学无机化学,分析化学分析化学3 3、LewisLewis酸碱理论（电子论）酸

10、碱理论（电子论）配位化学配位化学,有机化学有机化学一、水的自偶电离（一、水的自偶电离（self-ionization of waterself-ionization of water）纯水有微弱的导电性，表明它有微弱的自偶电离纯水有微弱的导电性，表明它有微弱的自偶电离.按酸碱质子理论讨论按酸碱质子理论讨论:H H2 2O+HO+H2 2O=OHO=OH-+H+H3 3O O+酸酸1 1 碱碱2 2 碱碱1 1 酸酸2 2 简写为：简写为：H H2 2O=HO=H+OH+OH-9-2 水的离子积和水的离子积和pH 相应的浓度平衡常数为：相应的浓度平衡常数为：纯水浓度纯水浓度HH2 2OO为一常数

11、，为一常数，298 K298 K为为 1000 g.dm1000 g.dm-3-3/18 g.mol/18 g.mol-1-1=55.56 mol.dm=55.56 mol.dm-3-3令，称为水的称为水的“离子积常数离子积常数”，得：，得：经测定：经测定：298K298K，纯水中：纯水中：Kw=(1.004 10-7)2=1.008 10-14温度T，则Kw，T/K Kw 273 1.13910-15 295 1.00010-14 298 1.00810-14 323 5.47410-14 373 5.510-13 R.T.:Kw=1.010-14 H2O电离是一个吸热过程二、溶液的酸碱性及

12、二、溶液的酸碱性及pHpH标度标度 由于水溶液中存在由于水溶液中存在H H2 2O O的自偶电离平衡：的自偶电离平衡：H2O+H2O=OH-+H3O+简写为：简写为：H2O=H+OH-室温下：室温下：H+110-7 溶液溶液酸性酸性 H+=110-7 溶液溶液中性中性 H+110-7 溶液溶液碱性碱性pHpH标度标度为了方便指示水溶液的酸碱性，丹麦为了方便指示水溶液的酸碱性，丹麦生理学家索仑生生理学家索仑生S.P.L.SS.P.L.S rensenrensen在在19091909年提出年提出pHpH标度。标度。定义：定义：pH=-lg H+（SI规定：物理量的符号用斜体字书写，规定：物理量的符

13、号用斜体字书写，但但pH 和和pOH 例外，用正体字母书写）例外，用正体字母书写）又又 pH +pOH=pKwpHpOHpH +pOH=14下面是一些下面是一些“溶液溶液”的的pHpH值值 人血液 7.4 牛奶 6.8 雨 5.7 番茄汁 4.2 葡萄酒 3.4 柠檬汁 2.2 胃液 1.3 人血液人血液 pH pH 超出超出0.40.4将有生命危险。将有生命危险。pH pH 标度适用范围标度适用范围:1 H 1 H+1 1 10 10-14-14 例：例：某水溶液中H+=3.010-10 moldm-3,求其pH值。解：解：pH一、一元弱酸（弱碱）的电离平衡一、一元弱酸（弱碱）的电离平衡 (

14、一）电离平衡常数一）电离平衡常数 (二）电离度（二）电离度（）(三）有关电离的计算三）有关电离的计算 （四）影响电离平衡的因素（四）影响电离平衡的因素 二、多元弱酸的电离平衡二、多元弱酸的电离平衡 9-3 9-3 弱酸弱碱的电离平衡弱酸弱碱的电离平衡 强电解质在溶液中是强电解质在溶液中是完全电离完全电离的。的。HCl H+（aq）+Cl-（aq）HNO3 H+（aq）+NO3-（aq）NaOH Na+（aq）+OH-（aq）等等如：如：一、强电解质一、强电解质弱电解质：弱电解质：弱酸、弱碱在水中不完全电离。弱酸、弱碱在水中不完全电离。二、弱电解质二、弱电解质（一）电离度（一）电离度（）定义：即

15、电离平衡时电解质已电离部分占总量定义：即电离平衡时电解质已电离部分占总量的百分比。的百分比。表示电解质在指定条件下电离的程度（类似于表示电解质在指定条件下电离的程度（类似于 “化学平衡化学平衡”讨论中的讨论中的“转化率转化率”），它不但与），它不但与K K 有关，而且与电解质的起始浓度有关。有关，而且与电解质的起始浓度有关。例：例：在溶液中：在溶液中：HAcHAc电离：电离：酸常数酸常数 在水溶液中，共轭酸碱对的强度还可以定量表示。在水溶液中，共轭酸碱对的强度还可以定量表示。（二）电离常数（酸常数、碱常数）（二）电离常数（酸常数、碱常数）共轭碱共轭碱 AcAc-电离：电离：碱常数碱常数 其中其

16、中 对应于对应于（水的自偶电离）（水的自偶电离）KwKw称称为水的离子积常数，简为水的离子积常数，简称称“离子积离子积”。（三）电离度与电离平衡常数的关系（三）电离度与电离平衡常数的关系 例：例：HAc =H+Ac-当当 5%,或或 c/Ka 500 时，时，1-1 上式简化为：上式简化为：Ka=c 2 或或 =(Ka/c)起始相对浓度起始相对浓度 c 0 0平衡相对浓度平衡相对浓度 c-c c c 例：例：298K298K，K Ka a(HAcHAc)=1.76)=1.761010-5-5 按按 式计算式计算 c 1.0 0.42%0.10 1.33%0.010 4.20%0.0010 13

17、.3%可见可见:K Ka a 比比更反映弱酸（弱碱）的本质。更反映弱酸（弱碱）的本质。三、三、“区分效应区分效应”和和“拉平效应拉平效应”1 1、同一溶剂中，酸碱的强弱由其本质决定、同一溶剂中，酸碱的强弱由其本质决定 在左边在左边2 2个个“质子转移质子转移”反反应中，应中，H H2 2O O均是弱碱，它把均是弱碱，它把HClHCl、HAcHAc酸性强弱区分开来。酸性强弱区分开来。因此，因此，H H2 2O O是是HClHCl、HAcHAc酸性的酸性的“区分试剂区分试剂”。这种现象，。这种现象，称为称为“区分效应区分效应”。2 2、同一酸（或碱），在不同溶剂中、同一酸（或碱），在不同溶剂中 可

18、表现出不同的酸性（或碱性）可表现出不同的酸性（或碱性）例例1 1，液氨中，液氨中，HAcHAc变为强酸：变为强酸：HAcHAc+NH+NH3 3(l)=Ac(l)=Ac-+NH+NH4 4+强酸强酸 强碱强碱 而而HClHCl也是强酸：也是强酸：HClHCl+NH+NH3 3(l)=(l)=ClCl-+NH+NH4 4+强酸强酸 强碱强碱 结果，结果，NHNH3 3（l l）把）把HAcHAc和和HClHCl的酸性的酸性“拉平拉平”。原。原因是因是NHNH3 3(l)(l)碱性强，它是碱性强，它是HAcHAc和和HClHCl酸性的酸性的“拉平试剂拉平试剂”。这种现象称为这种现象称为“拉平效应拉

19、平效应”。例例2 2、H H2 2O O是是HClHCl、HBrHBr、HIHI的拉平试剂的拉平试剂而而CHCH3 3OHOH是是HClHCl、HBrHBr、HIHI的区分试剂的区分试剂 原因原因 ，原因是，原因是CHCH3 3OHOH碱性较弱（难接受碱性较弱（难接受H H+），），故把故把HClHCl、HBrHBr、HIHI酸性强弱区分开来。酸性强弱区分开来。9-3 9-3 水溶液化学平衡的计算水溶液化学平衡的计算一、一元弱酸一、一元弱酸解：解：HAcHAc =H =H+Ac +Ac-起始相对浓度起始相对浓度 0.10 0 00.10 0 0平衡相对浓度平衡相对浓度 0.10-x x x0.

20、10-x x x例例1 1：求：求0.10mol0.10mol dmdm-3-3 HAcHAc溶液的溶液的pHpH和和电离度电离度 (298 K,(298 K,K Ka a=1.8 =1.8 1010-5-5)。（2 2）用近似公式）用近似公式:c c/K Ka a =5682 =5682 500 500 K Ka a=X=X2 2/0.10/0.10 得：得：与精确解与精确解(1.34(1.34 1010-3-3)相对误差相对误差1%1%（1）精确解上述方程）精确解上述方程（或写为（或写为%=1.3)%=1.3)得：得：二、影响电离平衡的因素二、影响电离平衡的因素 1.温度温度 2.同离子效

21、应同离子效应3.盐效应盐效应T/K Ka(HAc)Kb(NH3)273 1.65710-5 1.34710-5 283 1.72910-5 1.57010-5 293 1.75310-5 1.71010-5 303 1.76010-5 1.82010-5 在在R.T.R.T.范围，范围，K Ka a 随随T T 的变化小，可忽略。的变化小，可忽略。1 1、温度的影响、温度的影响 K Ka a 随随T T 的变化的变化 T T，K K 2 2、同离子效应、同离子效应例例 HAcHAc+NaAcNaAc 溶液溶液 强电解质强电解质 弱电解质弱电解质 根据浓度改变使平衡移动的规律根据浓度改变使平衡移

22、动的规律，将使电离度，将使电离度 但但K Ka a不变（因不变（因T T 不变）。不变）。例：把例：把NaAc(sNaAc(s)加到加到 溶液中，使溶液中，使 （忽略溶液体积的变化），求（忽略溶液体积的变化），求HH+和和 （已知（已知298K298K，HAcHAc K Ka a=1.76 =1.76 1010-5-5)。解：解：HAcHAc+H+H2 2O=HO=H3 3O O+Ac+Ac-简为：简为：HAcHAc=H=H+Ac+Ac-起始相对浓度起始相对浓度 0.10 0 00.10 0 0 平衡相对浓度平衡相对浓度 0.10-x x 1.00.10-x x 1.0HH+(K Ka ac

23、c酸酸)/)/c c共轭碱共轭碱汉德森公式汉德森公式Ka=(H+c共轭碱)/c酸=1.76 10-5x =H+=1.76 10-6 =x/c酸 100%=1.76 10-6/0.10 100%=0.00176%对比未外加NaAc:H+=1.310-3 =1.3%可见，可见，NaAcNaAc的加入的加入 ，但，但K Ka a不变。不变。“同离子效应同离子效应”在一定温度下，向弱电在一定温度下，向弱电解质溶液加入含有相同离子的强电解质，使前者解质溶液加入含有相同离子的强电解质，使前者的电离平衡的电离度减小的方向移动，称为的电离平衡的电离度减小的方向移动，称为“同离子效应同离子效应”“同离子效应同离

24、子效应”应用应用配制配制“缓冲溶液缓冲溶液”（Buffer solutions)Buffer solutions)例：例：HAcHAc NaAcNaAc 弱酸与其共轭碱弱酸与其共轭碱 NHNH3 3 NH NH4 4Cl Cl 弱碱与其共轭酸弱碱与其共轭酸3 3、盐效应（、盐效应（Salt EffectSalt Effect）例例1 1：把：把NaCl(sNaCl(s)加入到加入到HAcHAc溶液中溶液中 No.溶液 11.3%21.7%盐效应盐效应在弱电解溶液中，加入不含有共同在弱电解溶液中，加入不含有共同离子的强电解质溶液，使其电离度稍有增加的离子的强电解质溶液，使其电离度稍有增加的现象。

25、现象。发生盐效应原因发生盐效应原因:离子强度离子强度I I，导致正、负，导致正、负离子不易重新结合成为弱酸（弱碱）分子。离子不易重新结合成为弱酸（弱碱）分子。三、多元酸碱的电离平衡计算三、多元酸碱的电离平衡计算 多元酸多元酸含有含有1 1个以上可电离的氢原子，如个以上可电离的氢原子，如H H2 2SOSO4 4、H H3 3POPO4 4、H H2 2S S、H H2 2COCO3 3、H H2 2SOSO3 3等等 多元弱酸的电离分步进行。第一步电离得到多元弱酸的电离分步进行。第一步电离得到的酸根叫做的酸根叫做酸式酸根酸式酸根 如如H H2 2COCO3 3的电离产物是的电离产物是HCOHC

26、O3 3-，叫做酸式碳叫做酸式碳酸根离子酸根离子1、多元酸、多元酸特点：分步进行特点：分步进行Ka2=H+S2-/HS-=1.2 10-15HS-=H+S2-Ka1=H+HS-/H2S=5.7 10-8如如 H2S=H+HS-K=二元弱酸的两步电离都对溶液中的氢离子浓度二元弱酸的两步电离都对溶液中的氢离子浓度有贡献，但由于同离子效应，第一步电离产生的氢有贡献，但由于同离子效应，第一步电离产生的氢离子大大抑制了第二步电离，使第二步的电离度大离子大大抑制了第二步电离，使第二步的电离度大大下降。因此当二元弱酸的两步电离的大下降。因此当二元弱酸的两步电离的酸常数酸常数相差相差10103 3以上时，可以

27、只按第一步电离进行计算以上时，可以只按第一步电离进行计算 pHpH。2、多元碱、多元碱 多元弱碱的多元弱碱的“正盐正盐”如如Na2CO3、Na2S、Na3 PO4等等在水中完全电离，其产生的阴离子如在水中完全电离，其产生的阴离子如CO32-、S2-、PO43-等按酸碱质子理论是多元弱碱能夺取等按酸碱质子理论是多元弱碱能夺取H2O分子分子的质子发生碱式电离。的质子发生碱式电离。多元弱碱的计算方法与多元弱酸类似多元弱碱的计算方法与多元弱酸类似9-49-4 缓冲溶液缓冲溶液一、实验事实：一、实验事实：向向纯纯水水(pH=7.0)pH=7.0)中中加加入入少少量量酸酸或或碱碱，pHpH值值会会发发生显

28、著变化生显著变化 向向HAc-NaAcHAc-NaAc混合混合混合混合液中加入少量酸或碱，溶液的液中加入少量酸或碱，溶液的pHpH值值几乎不变。几乎不变。二、缓冲溶液二、缓冲溶液:是一种能抵抗少量强酸、强碱和水的稀释而保是一种能抵抗少量强酸、强碱和水的稀释而保持体系的持体系的pHpH值基本不变的溶液值基本不变的溶液三、缓冲作用原理三、缓冲作用原理例：例：HAcHAcNaAcNaAc缓冲溶液缓冲溶液 c HAc、c NaAc较大，而较大，而H+较小。较小。外加少量外加少量HCl(aq)：HAc的电离平衡左移，的电离平衡左移，重新平衡时重新平衡时H+增加不多。增加不多。1、定性解释、定性解释外加少

29、外加少NaOH(aqNaOH(aq)：HAc电离平衡右移，电离平衡右移，重新平衡时，重新平衡时H+减少不多。减少不多。加少量水稀释：加少量水稀释：c HAc，据稀释律：据稀释律：，使达到新平衡时，使达到新平衡时H+减少不多。减少不多。对酸对酸共轭碱组成的酸性缓冲液：共轭碱组成的酸性缓冲液：对碱对碱共轭酸组成的共轭酸组成的碱碱性缓冲液：性缓冲液：取负对数：取负对数：可见，缓冲液可见，缓冲液pH（或（或pOH）值取决于共轭酸碱对的浓度比。值取决于共轭酸碱对的浓度比。若若C共轭碱共轭碱/C酸酸（或（或C共轭酸共轭酸/C碱碱）=1：1，此时，此时“缓冲能力缓冲能力”最大。最大。2、定量计算：、定量计算

30、：通常通常 c c酸酸c c共轭碱共轭碱（或（或c c碱碱c c共轭酸共轭酸）浓度各为）浓度各为0.1-1 mol.dm0.1-1 mol.dm-3-3,而而c c酸酸/c c共轭碱共轭碱（或（或c c碱碱/c c共轭酸共轭酸）=1/10-10/1=1/10-10/1，代入上式，得：，代入上式，得：pH=pH=p pK Ka a 1 1 pOHpOH=p pK Kb b 1 1 共轭酸共轭酸碱对作缓冲溶液时，它们不应与在该缓冲溶液碱对作缓冲溶液时，它们不应与在该缓冲溶液中的反应物或产物发生化学反应。中的反应物或产物发生化学反应。超过这个范围，缓冲作用将明显减弱超过这个范围，缓冲作用将明显减弱例

31、例 ：向向1 L 0.1 molL-1 HAc-NaAc混合液中分别滴加混合液中分别滴加0.1 mL3 1 molL-1 HCl或或NaOH溶液，溶液，pH改变多少改变多少解：解：0.1 molL-1 HAc-NaAc 溶液的溶液的pH值：值：HAc H+Ac-0.1 0.1pH=pKa =4.75 滴加滴加0.1 mL3 1molL-1 HCl 后：后：HAc H+Ac-0.1+110-4 0.1-110-4pH=pKa=4.75 滴加滴加0.1 mL3 1molL-1NaOH溶液溶液后：后：HAc H+Ac-0.1-110-4 0.1+110-4结论：加入少量酸碱加入少量酸碱pH值不发生改

32、变值不发生改变pH=pKa=4.75缓冲溶缓冲溶液液应用：工业、农业、生物、医学、化学应用：工业、农业、生物、医学、化学 例例1 1：人血：人血 ，人生命有危险。，人生命有危险。人血中含缓冲对：人血中含缓冲对：例例2 2：分析化学：分析化学 NHNH3 3 NHNH4 4Cl pH=9.0 Cl pH=9.0 缓冲液中缓冲液中:完全，而完全，而 不沉淀。不沉淀。例例3 3：土壤中，硅酸，磷酸，腐植酸与其盐组成：土壤中，硅酸，磷酸，腐植酸与其盐组成“缓冲对缓冲对”，pH=5.08.0pH=5.08.0的土壤适合农作物生长。的土壤适合农作物生长。借助颜色变化指示溶液酸碱性的物质，称为借助颜色变化指

33、示溶液酸碱性的物质，称为“酸碱指示剂酸碱指示剂”。例：甲基橙（例：甲基橙（HInHIn）是一种弱酸，在水溶液中存在电离平衡：是一种弱酸，在水溶液中存在电离平衡：红色红色 黄色黄色 相应的电离常数（酸常数）为：相应的电离常数（酸常数）为：9-5 酸碱指示剂酸碱指示剂 在一定温度下，在一定温度下，K Ka a为常数为常数 pHpH 观察到溶液颜色观察到溶液颜色 1/11/1 橙（中间色）橙（中间色）4.210/110/1 黄（碱色）黄（碱色）1/101/10 红（酸式）红（酸式）指示剂变色范围：指肉眼能观察到的指示剂变色的范围。指示剂变色范围：指肉眼能观察到的指示剂变色的范围。设设，或，或，肉眼可

34、观察到指示剂变色，肉眼可观察到指示剂变色，由由HH+=(=(K Ka a HInHIn)/In)/In-两边取负对数两边取负对数,得指示剂变色范围为：得指示剂变色范围为：pH=pKa 1 用指示剂指示变色范围是粗略的，还可以使用用指示剂指示变色范围是粗略的，还可以使用pH广广泛试纸（泛试纸（pH114）或精密或精密pH试纸；精密测量水溶液的试纸；精密测量水溶液的pH值，可使用各种值，可使用各种pH计。计。常见指示剂的变色范围常见指示剂的变色范围指示剂指示剂变色范围变色范围酸色酸色过渡色过渡色碱色碱色甲基橙甲基橙 3.1 4.4红红 橙橙黄黄甲基红甲基红 4.4 6.2红红 橙橙黄黄石石 蕊蕊 5.0 8.0红红 紫紫蓝蓝酚酚 酞酞8.0 10.0无色无色 粉红粉红玫瑰红玫瑰红作业作业P,333 4,6(1),7(2,3),10,20