第九章 溶液中的质子酸碱平衡 part 1
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溶液中的质子酸碱平衡PPT精选
依数性公式：△Tf ＝ iKf cB
电离度 ＝已经 原电 有离 分的 子分 总子 数数 100％
cB
mol·l-1
NaCl
表观电离度α值
HCl
HAc
0.10
0.87
0.91
0.011
c 0.050
0.89
0.92
0.020
α
0.010
0.93
0.97
0.048
0.0050 0.94
0.99
0.060
思考题
强电解质完全电离，为何其表观电 离度不是100％？
2.强电解质溶液理论
(1).理论要点：
①强电解质在水溶液中完全电离，但由于离子间的 相互作用，离子的行动不完全自由。
②离子之间存在以库仑力为主的相互作用力，在中 心离子周围形成带相反电荷的“离子氛”。
③通电时，正电荷离子向负极运动，而其“离子氛” 向正极运动，使得离子的运动速度减慢，导电性 减弱。
酸碱理论发展历史
• 酸碱的早期定义： 酸：有酸味，能使蓝色石蕊变红 碱：有涩味，能使红色石蕊变蓝
• 酸碱电离理论（Arrhenius, 1887） • 酸碱质子理论（Bronsted-Lowry, 1923） • 酸碱电子理论（Lewis, 1923） • 软硬酸碱理论（Pearson, 1963）
酸给出质子的能力越强，酸性越强，其共 轭碱的碱性越弱；碱接受质子的能力越强， 碱性越强，其共轭酸的酸性越弱。即强酸 轭弱碱，强碱轭弱酸。
酸性 HClO4 H2SO4 H3PO4 HAc H2CO3 NH4+ H2O ClO－4 HSO4- H2PO4- Ac- HCO3- NH3 OH-
度c的关系为： 配制时尽量按C酸=C盐，此时溶液具有最大的缓冲容量。
第9章 酸碱平衡共60页
第9章 酸碱平衡
9-1 酸碱质子理论 9-2 水的离子积和pH 9-3 酸碱盐溶液中的电离平衡 9-4 水溶液化学平衡的计算 9-5 缓冲溶液 9-6 酸碱指示剂 习题
【学习目的】
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；了解多元酸、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及对酸 碱平衡移动的影响。 4. 掌握缓冲溶液的作用和组成、缓冲作用 原理、熟练计算缓冲溶液pH值；掌握缓冲溶液 的配制原则、方法及计算。
碱的强度：用接受质子的能力来量度。
强碱具有高度接受质子的能力。如OH-、PO43-离子等。
从表中的共轭酸碱对可以看出：
① 质子理论中的酸酸及和其碱共可轭以是碱分子也可以是离子；
② 有的离子在某个共轭酸碱对中是碱，但在另一个共
轭酸碱对中却酸是酸，如HSO4-等属于酸碱两共性轭物碱质；
名③称质子论中没化有学盐式的概念。 化学式
电离理论中水解反应相当于质子论中水 与离子酸、碱的质子传递反应。
H3O+ + Ac酸1 碱2
HAc + H2O 酸2 碱1
NH4+ + H2O 酸1 碱2
H3O+ + NH3 酸2 碱1
通过上面的分析看出，酸碱质子理论扩大了酸碱的 含义和酸碱反应的范围，摆脱了酸碱必须在水中发生的 局限性，解决了一些非水溶剂或气体间的酸碱反应，并 把水溶液中进行的离子反应系统地归纳为质子传递的酸 碱反应。这样，加深了人们对于酸碱和酸碱反应的认识。 关于酸碱的定量标度问题，酸碱质子理论亦能象电离理 论一样，应用平衡常数来定量地衡量在某溶剂中酸或碱 的强度，这就使酸碱质子理论得到广泛应用。
9-酸碱质子平衡
由于离子氛的存在，使得离子之间相互牵制， 不能完全自由运动，因此溶液的导电性就比理 论值低一些。
无机化学电子教案
中国药科大学
强电解质电离度的意义和弱电解质不同：
弱电解质的电离度表示电离了的分子百分数； 强电解质的电离度仅仅反映离子间相互牵制作用的强弱程度。
2. 活度和活度因子：
把电解质溶液中实际上可起作用的离子浓度称为有效 浓度，也称活度 (activity)
化学式 HClO4 H2SO4
HSO4H3O+ H2O NH4+ NH3
化学式 ClO4HSO4SO42H2O OHNH3 NH2-
名称 高氯酸根 硫酸氢根
硫酸根 水 氢氧根 氨 氨基离子
氢溴酸
无机化学电子教案
HBr
Br -
溴离子
中国药科大学
酸碱质子理论中没有盐的概念
从表中的共轭酸碱对可以看出：
KCl
KNO3 MgCl2
0.20 问题：强电解质溶液 0.372
的依数性公式为什么 偏离稀溶液的依数性 0.20 0.372 公式？
0.673
0.664 0.519
1.80
1.78 2.79
0.10
0.186
Ca(NO3)2
无机化学电子教案
0.10
0.186
0.461
2.48
中国药科大学
NaCl Na Cl
[Fe(H 2 O) 6] [Fe(OH)(H 2 O) 5 ]
无机化学电子教案
3
2
2
H [Fe(OH) 2 (H 2 O) 4 ]
中国药科大学
共轭酸 conjugate acid
无机化学电子教案
中国药科大学
强电解质电离度的意义和弱电解质不同：
弱电解质的电离度表示电离了的分子百分数； 强电解质的电离度仅仅反映离子间相互牵制作用的强弱程度。
2. 活度和活度因子：
把电解质溶液中实际上可起作用的离子浓度称为有效 浓度，也称活度 (activity)
化学式 HClO4 H2SO4
HSO4H3O+ H2O NH4+ NH3
化学式 ClO4HSO4SO42H2O OHNH3 NH2-
名称 高氯酸根 硫酸氢根
硫酸根 水 氢氧根 氨 氨基离子
氢溴酸
无机化学电子教案
HBr
Br -
溴离子
中国药科大学
酸碱质子理论中没有盐的概念
从表中的共轭酸碱对可以看出：
KCl
KNO3 MgCl2
0.20 问题：强电解质溶液 0.372
的依数性公式为什么 偏离稀溶液的依数性 0.20 0.372 公式？
0.673
0.664 0.519
1.80
1.78 2.79
0.10
0.186
Ca(NO3)2
无机化学电子教案
0.10
0.186
0.461
2.48
中国药科大学
NaCl Na Cl
[Fe(H 2 O) 6] [Fe(OH)(H 2 O) 5 ]
无机化学电子教案
3
2
2
H [Fe(OH) 2 (H 2 O) 4 ]
中国药科大学
共轭酸 conjugate acid
酸碱平衡基础知识讲义
强酸,10-5左右为弱酸,10-10左右为极弱酸.
弱碱也可以按Kb的大小进行相应分类.
电离常数为平衡常数.所以也与浓度无关
,而只受体系本身性质和温度的影响.
问 题
9-3.2:电离度和电离常数均可表示弱电解质的 电离程度,它两各自有何特点和区别以及联 系?(B级掌握)
解:虽然两者均可表示弱电解质的电离程度, 但有区别,当体系确定时,电离常数只与温度 有关,而电离度还与浓度有关.
Ka
[H][Ac] [HAc]
平 平 浓衡浓衡 度
度
一元弱碱的电离如NH3的电离平衡:
H2O + NH3
NH4+ + OH-
其平衡常数: 碱常数
Kb
[NH4][OH] [NH3]
平 平 浓衡浓衡 度 度
一般Ka(或Kb)值越大,表示酸或碱的电离程 度就越大.通常把Ka在10-2左右的酸称为中
6) 交界碱：介于软碱与硬碱之间的碱.如 NO2-,SO32-,Br,N2,C6H5NH2,C6H5N,N3-等.
2. 软硬酸碱的结合原则
电子理论指出：硬酸配硬碱,软酸配软碱;但 软硬不相配(即形成的酸碱加合物稳定性差)
因为硬-硬,软-软结合能形成稳定配合物,且 反应速度较快.而硬-软结合的倾向较小,所形成 的配合物不够稳定,且反应速度较慢.交界酸碱 不论对象是硬还是软,均能与之反应,所形成的 配合物的稳定性及反应速度适中.
9-2 水的离子积和pH
一：水的离子积（C级掌握）
在任何水溶液中有下列平衡存在:
H2O + H2O H3O+ + OH或简写为: H2O H+ + OH-
其平衡常数 Kw [H]O [ H ]
第九章酸碱平衡
第九章酸碱平衡本章总目标：1：了解酸碱理论发展的概况2：了解同离子效应和盐效应对解离平衡的影响。
3：掌握酸、碱、盐以及缓冲溶液的pH值的相关计算。
4：了解离子活度、活度因子、离子强度等概念。
5：了解缓冲溶液的组成；缓冲作用原理；缓冲溶液的性质。
各小节的目标：第一节：弱酸和弱碱的解离平衡1：掌握一元弱酸的解离平衡常数的意义、用途和计算。
2;掌握一元弱碱的解离平衡常数的意义、用途和计算。
当时，3:解离度概念——平衡时已经解离的浓度与起始浓度之比。
4：同离子效应——在弱电解质的溶液中国，加入与其具有相同离子的强电解质，使弱电解质的解离平衡左移，从而降低弱电解质的解离度。
5：掌握多元弱酸的解离平衡的计算。
6：了解水的离子积常数、溶液的pH等基本概念。
7：熟练掌握缓冲溶液pH值的计算：（c酸/c盐）；（C碱/C盐）8：可以解释缓冲溶液可以达到缓冲目的的原因。
第二节：盐的水解1：掌握水解平衡常数的计算：1.弱酸强碱盐：；2.强酸弱碱盐：；3.弱酸弱碱盐：2：可以运用公式——来解释升温促进水解的原因。
3：掌握单水解过程的计算——，4;掌握双水解pH值的计算：第三节：电解质溶液理论和酸碱理论的发展1：掌握离子强度、活度的概念和离子强度的计算。
2：理解盐效应对弱电解质解离度的影响。
3：了解酸碱质子理论、酸碱溶剂体系理论和酸碱电子理论。
Ⅱ习题一选择题1.某弱酸HA的Ka=2.0×10-5，若需配制pH=5.00的缓冲溶液，与100ml，1.0mol/L的NaAc相混合的1.0mol/LHA体积应为（）A. 200mlB.50mlC.100mlD.150ml2.已知相同浓度的盐NaA ，NaB,，NaC，NaD的水溶液的pH依次增大，则相同浓度的下列溶液中解离度最大的是（）(《无机化学例题与习题》吉大版)A .HA B.HB C.HC D.HD3.pH=3和pH=5的两种HCl溶液，以等体积混合后，溶液的pH是（）A .3.0 B.3.3 C.4.0 D.8.04.已知Kb0(NH3)=1.8×10-5，其共轭酸的Ka0值为（）(《无机化学例题与习题》吉大版)A . 1.8×10-9 B. 1.8×10-10 C. 5.6×10-10 D.5.6×10-55.难溶电解质M2X的溶解度S与溶度积Ksp之间的定量关系式为（）A.S =KspB.S=（Ksp/2）1/3C. S =Ksp1/2D.S =（Ksp/4）1/36.下列物质中，既是质子酸，又是质子碱的是（）(《无机化学例题与习题》吉大版)A.OH-B.NH4+C.S2-D.PO43-7.欲配制pH=13.00的NaOH溶液10.0L,所需NaOH固体的质量是（）（原子量Na=23）A .40g B.4.0g C.4.0×10-11g D.4.0×10-12g8.H2AsO4-的共轭碱是（）(《无机化学例题与习题》吉大版)A. H3AsO4B. HAsO42- C . AsO43- D.H2AsO3-9.往银盐溶液中添加HCl使之生成AgCl（Ksp=1.56×10-10）沉淀，直至溶液中Cl-的浓度为0.20mol/L为止。
质子酸碱平衡1
作图, 以x对pH作图 得形体分布图 对 作图
HAc的x-pH图 的 图
x 1.0 pKa HAc 4.76
Ac-
0.5
0.0
0
2
44.76 6
8
10
12
pH
HAc的优势区域图 的优势区域图
pKa±1.3
HAc 3.46 4.76
6.06
Ac-
pH
x 1.0 HF 0.5 F-
HF的x-pH图 的 图
1.物料平衡 物料平衡 各物种的平衡浓度之和等于其分析浓度. 各物种的平衡浓度之和等于其分析浓度
c mol·L-1 HAc溶液的物料平衡为： [HAc]+[Ac－]=c
c mol·L-1的Na2HPO4溶液 总钠：[Na+]=2c
− 总磷： [H 3 PO 4 ] + [H 2 PO 4 ] + [HPO 2− ] + [PO 3− ] = c 4 4
CKa + Kw
此为考虑水的离解时计算一元弱酸H 此为考虑水的离解时计算一元弱酸 +浓度的 近似公式。 近似公式。
0.0 0 2 3.17 pKa 3.17 FpH 4 6 8 10 12 pH
HF的优势区域图 的优势区域图
HF
HCN的x-pH图 的 图
x 1.0 HCN 0.5 CN-
0.0 0 2 4 HCN 6 8 9.31 pKa 9.31 CNpH 10 12 pH
HCN的优势区域图 的优势区域图
(2) 二元弱酸 2A的摩尔分数 二元弱酸H 的摩尔分数 C =[H2A]+[HA－]+[A-2]
+ 10
−3.5
)
溶液中的质子酸碱平衡166页PPT
0.42% 1.33% 4.2%
对相同物质， a的大小与浓度有关， 浓度越小， a越大。
9.1.2 电解质的依数性
某几种盐的水溶液的冰点下降情况
DTf = Kf·m
几种电解质不同浓度水溶液的i值 i
弱电解质 强电解质
几种强电解质的表观电离度(0.1mol·L-1,298K)
电解质 KCI ZnSO4 HCl HNO3 H2SO4 NaOH Ba(OH)2
1923年, 布朗斯特 (Brnsted), 劳莱 (Lowrey)
酸: 凡是能给出质子 (H+) 的物质。
如: HCl, NH4+, H2PO4–
碱: 凡是能接受质子 (H+) 的物质。
如: NH3, HPO42–, CO32–, [Al(H2O)5OH]2+
共轭酸碱
酸
H+ +碱
HCl
H + + Cl -
a=
已电离的分子数 电离前的分子总数
×100%
几种弱电解质溶液的电离度a 291K,0.1mol·L-1）
电解质 化学式 电离度 电解质 化学式 电离度
草酸
H2C2O4 31%
磷酸
H3PO4 26%
亚硫酸 H2SO3 20%
氢氟酸 HF
15%
碳酸 H2CO3 0.17%
氢硫酸 H2S
0.07%
溴酸 HBrO3 0.01%
离子强度 I
I
=
1 2
mizi2
I的单位: mol·L–1
例: 求下列溶液的离子强度
(1) 0.01mol·L–1的BaCl2溶液。 (2) 0.1mol·L–1盐酸和0.1mol·L–1 CaCl2溶液等
对相同物质， a的大小与浓度有关， 浓度越小， a越大。
9.1.2 电解质的依数性
某几种盐的水溶液的冰点下降情况
DTf = Kf·m
几种电解质不同浓度水溶液的i值 i
弱电解质 强电解质
几种强电解质的表观电离度(0.1mol·L-1,298K)
电解质 KCI ZnSO4 HCl HNO3 H2SO4 NaOH Ba(OH)2
1923年, 布朗斯特 (Brnsted), 劳莱 (Lowrey)
酸: 凡是能给出质子 (H+) 的物质。
如: HCl, NH4+, H2PO4–
碱: 凡是能接受质子 (H+) 的物质。
如: NH3, HPO42–, CO32–, [Al(H2O)5OH]2+
共轭酸碱
酸
H+ +碱
HCl
H + + Cl -
a=
已电离的分子数 电离前的分子总数
×100%
几种弱电解质溶液的电离度a 291K,0.1mol·L-1）
电解质 化学式 电离度 电解质 化学式 电离度
草酸
H2C2O4 31%
磷酸
H3PO4 26%
亚硫酸 H2SO3 20%
氢氟酸 HF
15%
碳酸 H2CO3 0.17%
氢硫酸 H2S
0.07%
溴酸 HBrO3 0.01%
离子强度 I
I
=
1 2
mizi2
I的单位: mol·L–1
例: 求下列溶液的离子强度
(1) 0.01mol·L–1的BaCl2溶液。 (2) 0.1mol·L–1盐酸和0.1mol·L–1 CaCl2溶液等
第九章 酸碱和离子平衡 9.2 弱酸和弱碱的解离平衡计算
凡是能给出质子的分子或离子就是酸；
凡是能接受质子的分子或离子就是碱。
注意：质子实际上就是 H+ 离子，在水溶液中是以水合
质子的形式存在的，但习惯上仍写作 H+ 。
+
H 可写作
+
H3O+
9.1.1 酸碱定义
酸
碱 + H+ 共轭酸碱对
HAc
Ac- + H+ HAc ~ Ac-
NH4+ H3PO4 H2PO4-
对多元弱酸，如果逐级解离常数相差较大，则只考虑 多元弱酸的第一级解离，即按一元弱酸处理。
9.2.2 多元弱酸弱碱的解离平衡
例4: 在0.10 mol·L－1 HCl 溶液中通入H2S至饱和，其浓度
近似为0.10 mol·L－1，计算溶液中H＋，S2-的浓度。
解：对强酸和弱酸的混合溶液，[H+]一般只取决于强酸，
pOH2.88
pH11.12
9.2.3 酸碱平衡的移动 — 同离子效应
加入0.01 mol (NH4)2SO4固体后，设平衡时[OH-]为 x
NH3 + H2O
平衡时 0.10-x
NH4 + + OH-
0.2+x
x
K b o[N [4 N ]H 3 []O H ]x H (0 0 .1 .2 x x )1 .7 4 1 5 0
[H3O][Ac] [HAc]
[H 3O ]Ka o0 .10.0088 1 8.4 310 5
pH4.85
9.3 缓冲溶液
CH3COO CH3COOH
H3O+ CH3COO CH3COOH
OH
CH3COO CH3COOH
第9章 溶液中的质子酸碱平衡
α = 1.310-3 100% = 1.3% 0.10
9.3 水的电离平衡和pH
1 水的电离平衡 2 溶液的pH
1.水的电离平衡：
水是一个弱电解质，可发生如下电离：
H2O(l) + H2O(l) H3O+ (aq) + OH－(aq)
简写为：H2O (l) H+ (aq) + OH－(aq)
KW
=
c(H3O+ ) c
c(OH- ) = c(H3O+ ) c
Note：讨论问题，有时要用到a和r，但是在本章的计
算中，如不特殊指出，则认为 a = c ，r = 1。
(4).离子强度
➢ 衡量溶液中离子与它的离子氛之间的作用强弱。 ➢ 离子浓度越大，离子所带电荷越高，离子与 离子氛之间的作用越强。
I=1/2Σcizi2
I：离子强度(mol·L-1) ci：i离子的浓度(mol·L-1) Zi ：i 离子的电荷数
H+
酸1 ＋ 碱2
碱1 ＋ 酸2
酸碱反应的方向则取决于溶液中两种酸释放质子能力的 强弱及两种碱接受质子能力的强弱。一般反应方向是由 强酸与强碱发生反应，向生成弱的共轭碱和共轭酸方向 进行。
①HF在水溶液中的电离反应是由给出质子的半反应和接 受质子的半反应组成的。
HF(aq) H+ + H2O(l) HF(aq) + H2O(l)
4). 除离子氛外，在浓溶液中，还存在离子缔合现象， 阴阳离子形成离子对作为独立单元而运动。
5). 强电解质只有无限稀释时才能完全忽略离子间的相 互作用。
(3).活度与活度系数
活度：又称有效浓度，是指电解质溶液中实际 上可起作用的离子的浓度，即扣除了离子间相 互作用的浓度，以a (activity)表示。活度和浓 度c的关系为：
9.3 水的电离平衡和pH
1 水的电离平衡 2 溶液的pH
1.水的电离平衡：
水是一个弱电解质，可发生如下电离：
H2O(l) + H2O(l) H3O+ (aq) + OH－(aq)
简写为：H2O (l) H+ (aq) + OH－(aq)
KW
=
c(H3O+ ) c
c(OH- ) = c(H3O+ ) c
Note：讨论问题，有时要用到a和r，但是在本章的计
算中，如不特殊指出，则认为 a = c ，r = 1。
(4).离子强度
➢ 衡量溶液中离子与它的离子氛之间的作用强弱。 ➢ 离子浓度越大，离子所带电荷越高，离子与 离子氛之间的作用越强。
I=1/2Σcizi2
I：离子强度(mol·L-1) ci：i离子的浓度(mol·L-1) Zi ：i 离子的电荷数
H+
酸1 ＋ 碱2
碱1 ＋ 酸2
酸碱反应的方向则取决于溶液中两种酸释放质子能力的 强弱及两种碱接受质子能力的强弱。一般反应方向是由 强酸与强碱发生反应，向生成弱的共轭碱和共轭酸方向 进行。
①HF在水溶液中的电离反应是由给出质子的半反应和接 受质子的半反应组成的。
HF(aq) H+ + H2O(l) HF(aq) + H2O(l)
4). 除离子氛外，在浓溶液中，还存在离子缔合现象， 阴阳离子形成离子对作为独立单元而运动。
5). 强电解质只有无限稀释时才能完全忽略离子间的相 互作用。
(3).活度与活度系数
活度：又称有效浓度，是指电解质溶液中实际 上可起作用的离子的浓度，即扣除了离子间相 互作用的浓度，以a (activity)表示。活度和浓 度c的关系为：
第9章酸碱平衡
二、弱电解质 弱电解质跟强电解质一样是经典电离理论确立的 概念，它是指弱酸和弱碱在水中的不完全电离。例 如 HAcH++AcH2O+NH3NH4++OH1.电离度α
电离度α=已电离分子数/总分子数×100% 注: 浓度越稀，弱电解质的电离度越大。 （见p316表9-2）
2.电离常数
弱酸电离常数用Ka表示，又称酸常数； 弱碱电离常数用Kb表示，又称碱常数。
五、酸碱两性物质的电离
NaHA
Na H2PO4 Na2HPO4
H
K a1 K a 2 K a1 K a 2
H
H
Ka 2 Ka 3
例：计算下列溶液的pH. 0.10mol/L NaHCO3 (H2CO3:Ka1=4.2×10-7, Ka2=5.6×10-11) 解：为两性物质
当
C K a 20KW
（忽略水的离解）
H
当
Ka
K a 4C K a 2
2
近似式
C K a 500
（忽略酸的离解） 且
C K a 20 KW
H
CK a
最简式***
例：计算下列溶液的pH.
(1)0.05mol/L HCl (2)0.01mol/L HCN(Ka=6.2×10-10) (3)0.10mol/L NH4+(Kb=1.77×10-5) 解（1）[H+]=c0=0.05mol/L pH=-lg[H+]=-lg0.05=1.30 (2)c/Ka=0.01/6.2×10-10=1.6×107>>500
1.77×10-5 4.751
大学化学 第九章 溶液中的质子酸碱平衡 PPT课件
第九章 溶液中的质子酸碱平衡
9.1 电解质在水溶液中的状况
9.1.1 电解质溶液的依数性
Tf' i= T f
9.1.1 强电解质溶液理论 • 1 离子氛模型 • 2 活度，活度因子及离子强度
aB=rB×CB 或是 aB=rB×mB
活度因子（activity factor） 无限稀释的时候 r=1 r 反映了离子之间相互作用力的大小
电离理论只适用于水溶液，但在非水溶剂和无水 的情况下，电离理论又无法适应。
碳酸钠和磷酸钠等盐的水溶液显碱性,电离理论也无法解 释.
二、酸碱质子理论 (Bensted-Lowry质子理论)
1、酸碱的定义 酸：凡能给出质子(H+)的物质都是酸。如HCl、NH4+、 HSO4-是酸； 碱：凡能接受质子的物质都是碱。 Cl-、NH3、HSO4是碱。 酸和碱可以是分子或离子。 酸碱两性物质:既能给出质子,又能接受质子.
共轭碱。
酸碱质子理论
强酸给出质子的能力很强，其共轭碱则较弱， 几乎不能结合质子，因此反应几乎完全进行(相当于 电离理论的全部电离)。 HCl + H2O 酸1 碱2 H3O+ + Cl酸2 碱1
弱酸给出质子的能力很弱，其共轭碱则较强， 因此反应程度很小，为可逆反应(相当于电离理论的 部分电离)。
HAc + H2O H3O+ + Ac酸1 碱2 酸2 碱1
③质子论中没有盐的概念。
酸碱质子理论
3.酸碱反应 根据酸碱质子理论，酸碱反应的实质，就是两个 共轭酸碱对之间质子传递的反应。例如： HCl + NH3 === NH4+ +Cl酸1 碱2 酸2 碱1 NH3和HCl的反应，无论在水溶液中或气相中， 其实质都是一样的。 即HCl是酸，放出质子给NH3，然后转变为它的 共轭碱Cl-； NH3是碱，接受质子后转变为它的共轭酸NH4+。 强酸放出了质子，转化为较弱的共轭碱。
9.1 电解质在水溶液中的状况
9.1.1 电解质溶液的依数性
Tf' i= T f
9.1.1 强电解质溶液理论 • 1 离子氛模型 • 2 活度，活度因子及离子强度
aB=rB×CB 或是 aB=rB×mB
活度因子（activity factor） 无限稀释的时候 r=1 r 反映了离子之间相互作用力的大小
电离理论只适用于水溶液，但在非水溶剂和无水 的情况下，电离理论又无法适应。
碳酸钠和磷酸钠等盐的水溶液显碱性,电离理论也无法解 释.
二、酸碱质子理论 (Bensted-Lowry质子理论)
1、酸碱的定义 酸：凡能给出质子(H+)的物质都是酸。如HCl、NH4+、 HSO4-是酸； 碱：凡能接受质子的物质都是碱。 Cl-、NH3、HSO4是碱。 酸和碱可以是分子或离子。 酸碱两性物质:既能给出质子,又能接受质子.
共轭碱。
酸碱质子理论
强酸给出质子的能力很强，其共轭碱则较弱， 几乎不能结合质子，因此反应几乎完全进行(相当于 电离理论的全部电离)。 HCl + H2O 酸1 碱2 H3O+ + Cl酸2 碱1
弱酸给出质子的能力很弱，其共轭碱则较强， 因此反应程度很小，为可逆反应(相当于电离理论的 部分电离)。
HAc + H2O H3O+ + Ac酸1 碱2 酸2 碱1
③质子论中没有盐的概念。
酸碱质子理论
3.酸碱反应 根据酸碱质子理论，酸碱反应的实质，就是两个 共轭酸碱对之间质子传递的反应。例如： HCl + NH3 === NH4+ +Cl酸1 碱2 酸2 碱1 NH3和HCl的反应，无论在水溶液中或气相中， 其实质都是一样的。 即HCl是酸，放出质子给NH3，然后转变为它的 共轭碱Cl-； NH3是碱，接受质子后转变为它的共轭酸NH4+。 强酸放出了质子，转化为较弱的共轭碱。
第九章 酸碱平衡
一级电离
Kb2
[H2CO3][OH–] [H+] Kw = ———————— = —— [HCO3–] [H+] Ka1
二级电离
计算方法和多元弱酸类似，－－例9-11
9-4-6 酸碱两性物质的电离 质 子理 论 中 既可 以 作 为酸 ， 又可以 作 为碱的 物 质 ，如 HCO3–、 HS–、 H2PO4–、 HPO42–等。 HCO3– + H2O Kb2 H2CO3 + OH– [H2CO3][OH–] Kw = —————— = —— = 2.3×10－8 [HCO3–] Ka1 H+ + CO32–
1.酸碱的定义 凡能给出质子 (H+) 的物质都是酸，如： HCl ， HSO4– ， NH4+，H2PO4–。
凡能接受质子 (H+) 的物质都是碱，如 Cl– ， CN– ， HSO4– ，
SO42–，NH3，NaOH 。
某些物质既能给出质子，又能接受质子，可以称为酸碱两 性物质，如HCO3–、HSO4–、NH3、H2O。 注意质子理论中没有盐的概念。 2. 酸碱共轭关系 酸
解质的电离度与其电离常数的平方根成正比，电离常数越大，
电离度也越大。
9-3-3 拉平效应和区分效应
HCl 、 HI 、HNO3、HClO4 等强酸在水中“完全电离”，
因而它们的同浓度水溶液的 pH相同，这意味着它们酸的强度 是相同的。 溶剂（如水）将酸的强度拉平的效应简称为拉平效应，该 溶剂也称为拉平溶剂。 而在甲醇中，因甲醇结合质子的能力大大低于水，在甲醇中 酸的强度就表现出不同。已经证明，水中的一些常见强酸的强 度的顺序为：
简写：HA(aq)
A(aq) + H+(aq)
无机化学酸碱平衡
NH3 + H2O 弱碱1 弱酸2
=
NH4+ + OH 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。
●
水的自偶电离 H2O + H2O H3O+ + OH－ 弱酸1 弱碱2 强酸2 强碱1 弱酸弱碱作用生成强酸强碱的反应是可逆过程。
一.经典酸碱理论
(一) 酸碱定义 电离时产生的阳离子全部是 H+ 的化合物称为 “酸”；电离时产生的阴离子全部是 OH- 的化 合物本质，指出 H+ 是酸的特征 OH-是碱的特征。 解释了“中和热”的值 （放热） H+(aq) + OH-(aq) = H2O(l) Hº = -55.99kJ.mol-1 找出了衡量酸、碱强度的标度（Ka、Kb、pH）
NH3 (g) HCl(g) NH4Cl(s)
二. 酸、碱质子理论
（一）酸碱定义 凡能给出H+（质子）的分子或离子均是酸,凡能 得到H+（质子）的分子或离子均是碱。 ∴酸 - - - H+ 给予体（Proton donor） 碱 - - - H+ 接受体（Proton acceptor） 两性电解质 - - - 既能给出质子，又能接受质子的 分子或离子，称为“两性电解质”（ ampholyte ） 简称“两性物”。
电离 HAc + H2O = H3O+ +Ac – NH3 + H2O = NH4+ + OH中和反应 HAc + OH- = H2O + Ac(弱酸强碱）
2020-2021学年高中化学竞赛第九章 酸碱质子平衡课件
HCO
3
NH3
OH -
类同pH值的定义，pKa = - lgKa
Ka≤10-4的电解质称弱电解质；Ka =10-2～ 10-3称中强电解质。
电离平衡常数具有一般平衡常数的特征， 只是温度的函数，由于电离过程热效应 很小，一般忽略温度对电离常数的影响。
2电离常数与电离度
HAc(aq)+H2O(l) 初始浓度/mol·L-1 0.10 平衡浓度/mol·L-1 0.10－x
顺序为：HClO4 > HI > HBr > HCl > HNO3 > H2SO4
酸碱电子理论
质子理论只限于质子的放出和接受，所以必须 含有氢。
Lewis的酸碱电子理论的提出: 质子理论无法解释: 如AlCl3等的酸碱性。
lewis 酸：凡是可以接受电子对的分子、 离子或原子，如Fe3+ , Fe, Ag+, BF3等。
H + + [Fe(OH)(H 2O) 5]2+
H + + [Fe(OH) 2 (H 2O) 4]+
共轭酸
conjugate acid
共轭碱 + H+
conjugate base proton
理解质子酸碱理论：
酸碱共轭关系 酸碱反应的实质 酸碱的强度
酸
H+ + 碱
例：HAc的共轭碱是Ac－ ，
+ 4
]
]
5.64
10
-10
HS－ +H2O H3O++S2－ 或简写 HS－
Ka
(HS -
)
[H 3O + ][S2[HS- ]
无机化学__第九章_酸碱平衡
酸1 碱2
酸2 碱1
弱酸给出质子的能力很弱，其共轭碱则较强， 因此反应程度很小，为可逆反应(相当于电离理论的 部分电离)。
HAc + H2O H3O++Ac-
酸1 碱2
酸2 碱1
h
8
酸碱质子理论
氨和水的反应，H2O给出质子，由于H2O是弱酸 所以反应程度也很小，是可逆反应(相当于NH3在水 中的电离过程)。
这样，加深了人们对于酸碱和酸碱反应的认识。关于 酸碱的定量标度问题，酸碱质子理论亦能象电离理论一 样，应用平衡常数来定量地衡量在某溶剂中酸或碱的强 度，这就使酸碱质子理论得到广泛应用。
但是，酸碱质子理论只限于质子的放出和接受，所以 必须含有氢，这就不能解释不含氢的一类的反应。
h
11
9-2 水的离子积和PH
h
16
酸碱盐溶液中的电离平衡
按酸碱质子理论，其共轭酸碱对如： HBB-+H+
K其a=共[B轭-][碱H+的]/电[H离B]为： B-+H2OHB+OH-
越减大 。K两即Kp所对Kba越=)式 K以 于a，定a[和大H相 p多则义KBK酸乘 元a]其为 值b[O成性得弱共正pH反越K：酸轭-值a]=比/强如K碱[越-Bal关KgH-的大K]b3系=aP碱，KO，w性对4→所越应H以弱的2，P(O酸K弱b4越-越→酸弱小H的。P)。酸O4性2-酸越度强递(Kb
(1)电离作用： 根据酸碱质子理论的观点，电离作用就是水与分 子酸碱的质子传递反应。
在水溶液中，酸电离时放出质子给水，并产生共 轭碱。
h
7
酸碱质子理论
强酸给出质子的能力很强，其共轭碱则较弱，几 乎不能结合质子，因此反应几乎完全进行(相当于电 离理论的全部电离)。
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酸碱质子理论
一般来说：共轭酸越强，它的共轭碱就越弱；
共轭碱越强，它的共轭酸就越弱。
如：H2OH++OH水为最弱的酸，它的共轭碱是最强的碱。
酸碱质子理论
酸的强度：用给出质子的能力来量度。
强酸具有高度给出质子的能力。如
HClO4、HCl、HNO3、H2SO4等。
碱的强度：用接受质子的能力来量度。
强碱具有高度接受质子的能力。如OH-、 PO43-离子等。
(2)水解反应
质子论中没有盐的概念，因此，也没有 盐的水解反应。 电离理论中水解反应相当于质子论中水 与离子酸、碱的质子传递反应。
酸碱质子理论
H3O+ + Ac- 酸1 碱2
HAc + H2O 酸2 碱1
NH4+ + OH- H2O + NH3 酸1 碱2 酸2 碱1
酸碱质子理论
通过上面的分析看出，酸碱质子理论扩大
lg r A Z Z
I
例1 计算 0.02mol.l-1的KCl溶液的离子强度， 活度因子和活度和渗透压。
电离理论（Arrhenius电离理论）
酸碱理论
酸碱质子理论
酸碱电子理论
一、酸碱的电离理论（Arrhenius电离理论） １、酸碱的定义
电离时产生的阳离子全部是H+离子的化合物叫酸； 电离时生成的阴离子全部是OH-离子的化合物叫碱。
水的离子积和pH
水的离子积常数与温度的关系 T/K Kw
273
291
1.5×10-15
7.4×10-15
295
298 323
1.00×10-14
1.27×10-14 5.6×10-14
373
7.4×10-13
水的离子积和pH
二、溶液的酸度
水溶液中氢离子的浓度称为溶液的酸度。 水溶液中H+离子的浓度变化幅度往往很 大，浓的可大于10mol· -1，在[H+]<1mol· -1 L L 的情况下，用pH(负对数法)表示溶液的酸度 更为方便
H2O + NH3 NH4+ +OH酸1 碱2 酸2 碱1
酸碱质子理论
可见在酸的电离过程中，H2O接受质子，
是一个碱，而在NH3的电离过程中，H2O放
出质子，又是一个酸，所以水是两性物质。
H2O + H2O H3O++OH由于H3O+与OH-均为强酸和强碱，所以
平衡强烈向左移动。
酸碱质子理论
第九章 溶液中的质子酸碱平衡
1 掌握酸碱质子理论（共轭酸碱对）；
2 掌握一元和多元弱酸（弱碱）的电离平衡
和H+的计算；
3 掌握缓冲溶液的pH值的计算；
4 同离子效应和盐效应（了解）
5 活度和离子强度（了解）
9.1 电解质在水溶液中的状况
9.1.1 电解质溶液的依数性
i=
T f' Tf
9.1.1 强电解质溶液理论 • 1 离子氛模型 • 2 活度，活度因子及离子强度
aB=rB×CB 或是 aB=rB×mB
活度因子（activity factor） 无限稀释的时候 r=1 r 反映了离子之间相互作用力的大小
r 越大，离子之间的相互作用越小。
r=
a a
r+r
平均活度因子
a
r
C
平均活度
I
1
2
C iZ i
2
离子强度
Dybye-Hü ckel
酸碱盐溶液中的电离平衡
酸 HIO3 HSO4H3PO4 HNO2 HF HAc HClO NH4+
HCN
Ka 1.69×10-1 1.20×10-2 7.52×10-3 4.6×10-4 3.53×10-4 1.76×10-5 2.95×10-8 5.64×1012 3.37 3.45 4.76 7.53 9.25
酸碱质子理论
酸1
碱2
酸2
碱1
NH3和HCl的反应，无论在水溶液中或气相 中，其实质都是一样的。
即HCl是酸，放出质子给NH3，然后转变 为它的共轭碱Cl-；
NH3是碱，接受质子后转变为它的共轭酸
NH4+。 强酸放出了质子，转化为较弱的共轭碱。
酸碱质子理论
酸碱质子理论不仅扩大了酸和碱的范围， 还可以把电离理论中的电离作用、中和作用 及水解作用，统统包括在酸碱反应的范围之 内，都是可以看作是质子传递的酸碱中和反 应。
酸碱质子理论
(1)电离作用：
根据酸碱质子理论的观点，电离作用就
是水与分子酸碱的质子传递反应。
在水溶液中，酸电离时放出质子给水，
并产生共轭碱。
酸碱质子理论
强酸给出质子的能力很强，其共轭碱则较 弱，几乎不能结合质子，因此反应几乎完全 进行(相当于电离理论的全部电离)。 HCl + H2O 酸1 碱2 H3O++Cl酸2 碱1
有机化合物如乙醇CH3CH2OH可看作是
(酸)和OH-碱以配位键结合而成的酸碱配合物
C2H5←OH。
酸碱电子理论
• 酸碱电子理论对酸碱的定义，摆脱了体系必
须具有某种离子或元素，也不受溶剂的限制，
以电子的给出和接受来说明
• 酸碱的反应，故它更能体现物质的本质属性，
较前面几个酸碱理论更为全面和广泛。但是
质子条件式: [H+] = [A-] + [OH-]
例：写出Na2NH4PO4水溶液的质子 条件式
零水准：H2O、NH4+、PO43[H+] + [HPO42- ] + 2[H2PO4- ]+3[H3PO4] = [OH-] +[NH3]
溶液中氢离子浓度的计算
1 强酸，强碱溶液的pH计算
水溶液中: 完全电离
酸碱质子理论
酸及其共轭碱 酸 共轭碱 化学式 名称 ClO4高氯酸根 HSO4硫酸氢根 SO42硫酸根 H2O 水 OH氢氧根 NH3 氨 NH2氨基离子 Br 溴离子
名称 高氯酸 硫酸 硫酸氢根 水合氢离子 水 铵离子 氨 氢溴酸
化学式 HClO4 H2SO4 HSO4H3O+ H2O NH4+ NH3 HBr
Ka和Kb是化学平衡常数的一种形式，利用电离 常数数值的大小，可以估计弱电解质电离的趋 势。
K值越大，电离常数越大。
通常把Ka=10-2称为中强酸;10-5左右为弱 酸;10-10左右的酸称为极弱酸，弱碱亦可按Kb大 小进行分类。
2、解离度──电离程度的大小
=(已电离的浓度/弱电解质的初始浓度)×100％
由其对酸碱的认识过于笼统，因而不易掌握
酸碱的特征
9-2 水的解离平衡和pH
一、水的电离(水的自解离)
纯水有微弱的导电能力
H2O + H2O H3O++OH-
or H2O H++OH实验测得295K时1升纯水仅有10-7mol水分
子电离，所以[H+]=[OH-]=10-7mol/L
H2O H++OH由平衡原理 Kw=[H+][OH-]=10-14 Kw为水的离子积常数。简称水的离子积。 Kw的意义为：一定温度时，水溶液中[H+] 和[OH-]之积为一常数。 水的电离是吸热反应，当温度升高时Kw增 大。
HCl、NH4+、HSO4-是酸；
碱：凡能接受质子的物质都是碱。 Cl-、NH3、
HSO4-是碱。
酸和碱可以是分子或离子。
酸碱两性物质:既能给出质子,又能接受质子.
2.酸碱共轭关系:
如：HCl H+ + Cl-
酸
质子 + 碱
这样的一对酸碱，它们依赖获得或给出质子 互相依存这样的酸碱对叫做共轭酸碱对，这里Cl离子是HCl的共轭碱，而HCl是Cl-离子的共轭酸。 即 HA H+ + A共轭酸 共轭碱
浓度为ca mol· -1的强酸溶液，其质子条件式为： L [H+]=[OH－]+Ca
了酸碱的含义和酸碱反应的范围，摆脱了酸碱
必须在水中发生的局限性，解决了一些非水溶
剂或气体间的酸碱反应，并把水溶液中进行的 离子反应系统地归纳为质子传递的酸碱反应。
酸碱质子理论
包括了所有的显碱性物质，但是酸仍然被
限制在含H+的物质上。
酸碱电子理论
三、酸碱电子理论（Lewis）
凡是可以接受电子对的物质为酸，凡是可
1、电离常数 HAc+H2OH3O++Acor HAcH++Ac在一定温度下，其平衡关系为： Ka=[H+][Ac-]/[HAc] Ka称为弱酸的电离平衡常数，简称为酸常数。 H2O+NH3NH4++OHKb=[NH4+][OH-]/[NH3]
H2O+NH3NH4++OHKb=[NH4+][OH-]/[NH3] Kb称弱碱的电离平衡常数，简称为碱常数.
BF3
+
:F4 :NH3
[BF3←Ｆ]
[Cu(←NH3)4]
Cu2+ +
酸碱电子理论
由于在化合物中配位键普遍存在，因此路
易斯酸、碱的范围极其广泛，酸碱配合物无所
不包。凡金属离子都是酸，与金属离子结合的
不管是阴离子或中性分子都是碱。
酸碱电子理论
所以一切盐类(如MgCl2)、金属氧化物 (CaO)及其它大多数无机化合物都是酸碱配合 物。
例:一元弱酸(HA)的质子条件式： 零水准(Zero Level): H2O, HA HA与H2O间质子转移: HA+H2O H2O与H2O间质子转移:H2O+H2O