第四章解离平衡1110
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04第四章 解离平衡
浓度影响离子间的牵制作用 电荷也影响离子间的牵制作用 电荷高，牵制作用强
离子强度
1 2 I bi Z i 2 i
综合了浓度与电荷对 例4活度系数的影响 3 b:离子的质量摩尔浓度 Z:离子的电荷
§4-3 溶液的酸碱性
一、水的解离和pH标度
纯水能导电
例：NaCl溶液 0.10 molkg-1, a = 0.078, = 0.78 0.010 molkg-1, a = 0.009, = 0.9 0.0010 molkg-1,a = 0.00097, = 0.97
----浓度越稀，离子间相互作用越弱，活度与实际 浓度之间的差距越小 实验中：取阴阳离子活度系数的平均值
实际的电离过程
HAc H2O H3O Ac 酸 1 碱2 酸2 碱1
H+ H+ 正反应 逆反应 （解离反应） （水解反应）
酸性：酸1<酸2 碱性：碱2 <碱1 ∴正反应很小 以逆反应为主
1.化学反应的方向：强酸 弱酸，强碱 弱碱 HCl NH3 NH4 Cl 反应 2.酸的酸性越强，其共轭碱的碱性就越弱 HCl酸性强，Cl-碱性弱
2. 一元弱碱
MOH M OH
{[ M ]/ c }{[ OH ]/ c } Kb {[ MOH ]/ c } 某T， 为常数 K , K a b [ M ][OH ] Ka , Kb 大, α大,电解质强 [ MOH ]
3. 一元弱酸解离平衡时[H+]的计算
一、酸碱质子论
酸
----能给出质子H+的分子或离子 ----能接受质子H+的分子或离子
第四章 解离平衡
教材附录三给出了多种弱电解质的电离常K 教材附录三给出了多种弱电解质的电离常Ka,Kb可以 通过公式用相应的K 求算。 通过公式用相应的Ka求算。
θ θ K b = KW / K a
4.1.3 多元弱酸的分步电离
1. 二元弱酸的电离平衡 如:H2S 1 H2S = H+ + HSKa1 = [H+][HS-]/[H2S] = 5.7 × 10-8 2 HS- = H+ + S2Ka2 = [H+][S2-]/[HS-] = 1.2 × 10-15
4.2 溶液的酸碱性
4.2.1 水的自偶电离
1．水的离子积常数KwØ ．水的离子积常数 H2O + H2O H2O ⇔ ⇔ H3O+ + OH− H+ + OH−
298K，纯水中的[H3O+] = [OH−] = 1.0 × 10−7 mol· /L ，纯水中的 Kw Ø水的离子积常数
ϑ
KW
[H3 O ] [OH ] − =( )( ) =1.0 ×10 14 ϑ ϑ C C
1923 年荷兰人 年荷兰人Debye 和德国人 和德国人Hückel 提出了强电解 质溶液理论，成功地解释了前面提出的矛盾现象。 质溶液理论，成功地解释了前面提出的矛盾现象。 离子氛 德拜- 休克尔理论指出： 德拜 休克尔理论指出： 在强电解质溶液中不存在分子，电离是完全的。 在强电解质溶液中不存在分子，电离是完全的。由于 离子间的相互作用，正离子的周围围绕着负离子， 离子间的相互作用，正离子的周围围绕着负离子，负离子 的周围围绕着正离子我们称这种现象为存在离子氛。 的周围围绕着正离子我们称这种现象为存在离子氛。由于 离子氛的存在，离子的活动受到限制， 离子氛的存在，离子的活动受到限制，正负离子间相互制 因此1 摩尔的离子不能发挥1 摩尔粒子的作用。显然， 约。因此 摩尔的离子不能发挥 摩尔粒子的作用。显然， 溶液的浓度越大离子氛的作用就越大， 溶液的浓度越大离子氛的作用就越大，离子的真实浓度就 越得不到正常发挥。从表中看浓度越大，倍数偏离2 越得不到正常发挥。从表中看浓度越大，倍数偏离 越远
θ θ K b = KW / K a
4.1.3 多元弱酸的分步电离
1. 二元弱酸的电离平衡 如:H2S 1 H2S = H+ + HSKa1 = [H+][HS-]/[H2S] = 5.7 × 10-8 2 HS- = H+ + S2Ka2 = [H+][S2-]/[HS-] = 1.2 × 10-15
4.2 溶液的酸碱性
4.2.1 水的自偶电离
1．水的离子积常数KwØ ．水的离子积常数 H2O + H2O H2O ⇔ ⇔ H3O+ + OH− H+ + OH−
298K，纯水中的[H3O+] = [OH−] = 1.0 × 10−7 mol· /L ，纯水中的 Kw Ø水的离子积常数
ϑ
KW
[H3 O ] [OH ] − =( )( ) =1.0 ×10 14 ϑ ϑ C C
1923 年荷兰人 年荷兰人Debye 和德国人 和德国人Hückel 提出了强电解 质溶液理论，成功地解释了前面提出的矛盾现象。 质溶液理论，成功地解释了前面提出的矛盾现象。 离子氛 德拜- 休克尔理论指出： 德拜 休克尔理论指出： 在强电解质溶液中不存在分子，电离是完全的。 在强电解质溶液中不存在分子，电离是完全的。由于 离子间的相互作用，正离子的周围围绕着负离子， 离子间的相互作用，正离子的周围围绕着负离子，负离子 的周围围绕着正离子我们称这种现象为存在离子氛。 的周围围绕着正离子我们称这种现象为存在离子氛。由于 离子氛的存在，离子的活动受到限制， 离子氛的存在，离子的活动受到限制，正负离子间相互制 因此1 摩尔的离子不能发挥1 摩尔粒子的作用。显然， 约。因此 摩尔的离子不能发挥 摩尔粒子的作用。显然， 溶液的浓度越大离子氛的作用就越大， 溶液的浓度越大离子氛的作用就越大，离子的真实浓度就 越得不到正常发挥。从表中看浓度越大，倍数偏离2 越得不到正常发挥。从表中看浓度越大，倍数偏离 越远
第4章 解离平衡
在路易斯酸碱理论的基础上，把路易斯酸碱分 成“硬”和“软”两类。 •硬酸: 体积小, 正电荷高, 极化率低，外层电子 “抓得紧”。Na+, Ca2+, Fe3+等。
•软酸: 和硬酸相反, 如Ag+, Hg2+等。
•硬碱: 极化率低,电负性高,外层电子难以失去 (外层电子吸引得牢)。 F-, O2-等。
H+
H+ + Ac碱1 H2O H3O+ 碱2 酸2
总反应
HAc 酸1
+
H2O 碱2
H3O+ + Ac酸2 碱1
酸碱平衡反应的方向 ——较强酸、碱反应生成较弱酸、碱
例如 HCl + NH3 反应强烈地向右方进行。 Ac- + H2O 反应明显地偏向左方。 HAc + OHNH4+ + Cl
质子理论不仅扩大了酸碱的范围，而且把中和、 解离、水解等反应都统一为质子传递反应。
3. 水溶液中酸碱强度的表示方法 ------- 标准解离平衡常数K
酸的解离平衡：
HAc + H2O
a( H 3O ) a( Ac ) Ka a( HAc) a( H 2O)
H3O+ + Ac-
c =1mol/L {[ H 3O ] / c } {[ Ac ] / c } Ka 在水溶液解离平衡 {[ HAc] / c } 计算中忽略c
HAc
[ Ac ] 0.10mol L
1
Ac-
+ H+
[ HAc] 0.10mol L1
[ H ][ Ac ] Ka [ HAc] [ H ] 0.10 1.76105 0.10
•软酸: 和硬酸相反, 如Ag+, Hg2+等。
•硬碱: 极化率低,电负性高,外层电子难以失去 (外层电子吸引得牢)。 F-, O2-等。
H+
H+ + Ac碱1 H2O H3O+ 碱2 酸2
总反应
HAc 酸1
+
H2O 碱2
H3O+ + Ac酸2 碱1
酸碱平衡反应的方向 ——较强酸、碱反应生成较弱酸、碱
例如 HCl + NH3 反应强烈地向右方进行。 Ac- + H2O 反应明显地偏向左方。 HAc + OHNH4+ + Cl
质子理论不仅扩大了酸碱的范围，而且把中和、 解离、水解等反应都统一为质子传递反应。
3. 水溶液中酸碱强度的表示方法 ------- 标准解离平衡常数K
酸的解离平衡：
HAc + H2O
a( H 3O ) a( Ac ) Ka a( HAc) a( H 2O)
H3O+ + Ac-
c =1mol/L {[ H 3O ] / c } {[ Ac ] / c } Ka 在水溶液解离平衡 {[ HAc] / c } 计算中忽略c
HAc
[ Ac ] 0.10mol L
1
Ac-
+ H+
[ HAc] 0.10mol L1
[ H ][ Ac ] Ka [ HAc] [ H ] 0.10 1.76105 0.10
第四章 解离平衡
4.4 缓冲溶液
1、水的离子积常数Kw
2、缓冲溶液 ①现象： 向纯水(pH=7.0)中加入少量酸或碱，pH值会发生显 著变化。而向HAc-NaAc混合液中加入少量酸或碱， 溶液的pH值几乎不变。 人体血液pH值控制在7.35-7.45范围内， 如果pH<7.3，发生酸中毒 如果pH>7.5，发生碱中毒。 正常生理条件下，虽然组织细胞在代谢过程中不断 产生酸性物质或硷性物质，进入体内的某些食物 （如醋）或药物也有酸性或碱性作用，但血液pH仍 保持在上述狭窄范围内。显然，血液中一定含有完 备的调节pH的机构——缓冲体系，血液是一种缓冲 溶液。
3、缓冲溶液[H+]的计算 公式推导见书P84-85
书P85-86：例4-10。
4、选择缓冲溶液的步骤 首先找出与溶液所需控制的pH值相近的pK 值的弱酸或弱碱。 一般(C弱酸 /C共轭碱)在0.1-10范围内具有缓 冲能力，故pH = pKa ±1。 选择的缓冲液不与反应物或生成物发生反应， 配制药用缓冲溶液时还应考虑溶液的毒性。
浓度为c的弱酸HB解离度α的近似值为 可见，弱酸或弱碱的浓度越稀，解离度越大。
二、多元弱酸、弱碱的解离平衡 含有一个以上可置换的氢原子的酸叫做 多元酸。多元酸的解离是分步进行的。
三、两性物质的解离平衡 1、两性物质：既可以给出质子又可以接受质 子的物质称两性物质，酸式盐、弱酸弱碱盐 和氨基酸等都是两性物质。 2、近似计算方法：
②缓冲溶液: 是一种能抵抗少量强酸、强碱和 水的稀释而保持体系的pH值基本不变的溶液。 缓冲溶液的抗酸、抗碱作用叫缓冲作用，组 成缓冲溶液的物质叫缓冲体系。 从酸碱质子论来看，缓冲溶液都是由弱酸及 其共轭碱组成的混合溶液。
③缓冲原理：
第四章-解离平衡
K （HB） c
Θ a
稀释定律：在一定温度下，某弱电解质的解 离度随着其溶液的稀释而增大。
2. 一元弱碱的解离平衡：
NH3 ⋅ H2O
+
+ NH4 + OH−
− [ NH ][ OH ] Θ 4 Kb = [ NH 3 ⋅ H 2 O]
K 称为弱碱的解离常数
当 c K > 380 时，
[OH ] ≈ K ⋅ c
2. 溶液的pH值
当溶液中的[H+]、 [OH−]很小时，为 了方便的表示溶液的酸度，通常用pH表 示溶液的酸碱性。
[H ] pH = − lg θ c
+
[OH ] pOH = − lg θ c
同一溶液： pH + pOH = p KW = 14.00
水溶液的酸碱性： 由于水呈中性，且水中： [H+] = [OH−] = 1.0×10−7 mol· L−1 所以： [H+] = [OH−] = 1.0×10−7 mol· L−1 溶液呈中性， pH=7 [H+] >[OH−] , [H+] > 1.0×10−7 mol· L−1 溶液呈酸性， pH<7 [H+]<[OH−] , [H+] < 1.0×10−7 mol· L−1 溶液呈碱性， pH>7
x=1.3×10－3 [ H + ] = 1.3 × 10 −3 ( mol ⋅ L−1 )
HB
H+ + B-
+ − + 2 H B H [ ] [ ] [ ] ⋅ Θ Ka (HB) = ≈ cHB − [ H + ] [ HB]
第四章解离平衡
四、溶液中氢离子浓度的计算PBE
1、质子条件式：PBE
当酸碱反应达到平衡时， 酸给出质子的量(mol)应等于碱接受质子的量(mol) 零水准物质的选择 a．溶液中大量存在的 b．参与质子转移反应 质子条件式书写方法 等式左边——得质子后产物 等式右边——失质子后产物 根据质子得失相等原则列出质子条件式
pOH lg c(OH )
T = 22º C时： pH pOH 14
二、盐类水溶液的酸碱性
强酸和强碱结合生成的盐一般为中性 强酸与弱碱
弱酸与强碱 弱酸与弱碱
生成的盐一般 pH 7 有一定的酸性或碱性
原因：盐在水中会发生水解的作用生成H+或OH1. 一元强碱弱酸盐(以NaAc为例）
2 2
H3O+
+H+
H2O
-H+
4
2
4
OH-
质子条件式：c(H +) = c(HC2O4－ )＋2c(C2O4 2 －)＋c (OH -)
例 写出 Na2 HPO4 溶液的质子条件式。 解：选择 H 2O 和 HPO42为参考水准：
H H H 3O H 2O OH H 2 PO4 H H 2 3 HPO4 PO4
H+ + Ac0 x 0 x
c( H )c( Ac ) Ka c( HAc )
2 x 5 1.8 10 0.10 x
x 1.33 103
c( H ) c( Ac ) 1.33 103 mol . L1
c( HAc ) (0.10 1.33 103 ) 0.10mol . L1
b. 计算 c(HCO3-):
第4章 解离平衡
共轭酸碱对
Kw = K a ⋅ K b
水的离子积常数（298K时其值为 ×10-14） 水的离子积常数（ 时其值为1.0× 时其值为
酸碱本性
酸碱强度
Ka 越大，共轭酸的酸性就越强，而对应的共轭碱的碱性就越弱。 越大，共轭酸的酸性就越强，而对应的共轭碱的碱性就越弱。 Kb 越大，共轭碱的碱性就越强，而对应的共轭酸的酸性就越弱。 越大，共轭碱的碱性就越强，而对应的共轭酸的酸性就越弱。
HCO－ (aq) + H2O(l) 3 ceq /(mol⋅ L−1 ) 6.5 ×10－5
2 H3O+ (aq) + CO3－ (aq)
6.5 ×10－5
−11
−5
y
K a2 (H 2 CO 3 ) = 4.7 × 10
[H + ][Ac- ] Ka = [HAc]
Ka —— 弱酸解离平衡常数
解离度(a)
c0 − ceq 已解离的浓度 α= × 100% = ×100% 初始浓度 c0
例:
平衡时： 平衡时：
HAc
H+ + Ac-
c–x
x
x
x α= c
根据化学平衡： 根据化学平衡：
x2 (cα )2 cα 2 x2 Ka = = = Ka = c- x c - x c - cα 1 - α
硬酸中接受电子的原子较小、 正电荷高， 其价电子 硬酸中接受电子的原子较小 、 正电荷高 ， 轨道不易变形 (用一句话说就是硬酸是受体原子对外层电子的
吸引力强的酸)。 像Al3＋离子以及BF3之类的化合物都是硬酸的例子。
软酸中接受电子的原子较大、正电荷数目低或者为0, 软酸中接受电子的原子较大、正电荷数目低或者为0 以易变形的价电子轨道去接受电子 (也用一句话说就是软酸是
Kw = K a ⋅ K b
水的离子积常数（298K时其值为 ×10-14） 水的离子积常数（ 时其值为1.0× 时其值为
酸碱本性
酸碱强度
Ka 越大，共轭酸的酸性就越强，而对应的共轭碱的碱性就越弱。 越大，共轭酸的酸性就越强，而对应的共轭碱的碱性就越弱。 Kb 越大，共轭碱的碱性就越强，而对应的共轭酸的酸性就越弱。 越大，共轭碱的碱性就越强，而对应的共轭酸的酸性就越弱。
HCO－ (aq) + H2O(l) 3 ceq /(mol⋅ L−1 ) 6.5 ×10－5
2 H3O+ (aq) + CO3－ (aq)
6.5 ×10－5
−11
−5
y
K a2 (H 2 CO 3 ) = 4.7 × 10
[H + ][Ac- ] Ka = [HAc]
Ka —— 弱酸解离平衡常数
解离度(a)
c0 − ceq 已解离的浓度 α= × 100% = ×100% 初始浓度 c0
例:
平衡时： 平衡时：
HAc
H+ + Ac-
c–x
x
x
x α= c
根据化学平衡： 根据化学平衡：
x2 (cα )2 cα 2 x2 Ka = = = Ka = c- x c - x c - cα 1 - α
硬酸中接受电子的原子较小、 正电荷高， 其价电子 硬酸中接受电子的原子较小 、 正电荷高 ， 轨道不易变形 (用一句话说就是硬酸是受体原子对外层电子的
吸引力强的酸)。 像Al3＋离子以及BF3之类的化合物都是硬酸的例子。
软酸中接受电子的原子较大、正电荷数目低或者为0, 软酸中接受电子的原子较大、正电荷数目低或者为0 以易变形的价电子轨道去接受电子 (也用一句话说就是软酸是
第四章 解离平衡
+ 2
{[ H ] c }{[ Ac ] o Ka = [ HAc ] c o
o
+
−
c
o
}
Ko a
[H ] = co − [ H + ]
其始（mol/L） co 平衡（mol/L） co-[OH-]
NH3·H2O ===
NH4+ + OH0 [OH-] 0 [OH-]
解离度α= 同理得: 解离度 [OH-]/co
2、盐的浓度： 、盐的浓度：
C盐越小，水解度h越大小
h =
K
o h
c盐
3、酸碱度（同离子效应）： 、酸碱度
以配制KCN、SnCl2、FeCl2溶液说明。 CN-+H2O=HCN+OH加碱抑制 抑制水解 抑制 Fe2++H2O=Fe(OH)2↓+H+ 加酸抑制 抑制水解 抑制
§4-3 缓冲溶液(buffer solution)
其始（mol/L） 平衡（mol/L） 平衡 HAc === co co-[H+] H+ + 0 [H+] Ac0 [H+]
最大（平衡）解离度 已电离的量/电离前的量 解离度α= 解离度 = {co -[HAc]}/ co= [H+]/co 平衡时：(V正= V逆) 标准解离平衡常数 正 解离平衡常数： 逆 标准解离平衡常数
一、缓冲原理和计算公式 1、定义： 、定义： 能抵抗外加少量 少量强酸、强碱和水（稀释），而 少量 保持体系的PH值基本不变 值基本不变的溶液。 值基本不变 2、组成： 、组成： （弱酸+其弱酸盐） （弱碱+其弱碱盐） (HAc+NaAc) (NH3H2O+NH4Cl)
{[ H ] c }{[ Ac ] o Ka = [ HAc ] c o
o
+
−
c
o
}
Ko a
[H ] = co − [ H + ]
其始（mol/L） co 平衡（mol/L） co-[OH-]
NH3·H2O ===
NH4+ + OH0 [OH-] 0 [OH-]
解离度α= 同理得: 解离度 [OH-]/co
2、盐的浓度： 、盐的浓度：
C盐越小，水解度h越大小
h =
K
o h
c盐
3、酸碱度（同离子效应）： 、酸碱度
以配制KCN、SnCl2、FeCl2溶液说明。 CN-+H2O=HCN+OH加碱抑制 抑制水解 抑制 Fe2++H2O=Fe(OH)2↓+H+ 加酸抑制 抑制水解 抑制
§4-3 缓冲溶液(buffer solution)
其始（mol/L） 平衡（mol/L） 平衡 HAc === co co-[H+] H+ + 0 [H+] Ac0 [H+]
最大（平衡）解离度 已电离的量/电离前的量 解离度α= 解离度 = {co -[HAc]}/ co= [H+]/co 平衡时：(V正= V逆) 标准解离平衡常数 正 解离平衡常数： 逆 标准解离平衡常数
一、缓冲原理和计算公式 1、定义： 、定义： 能抵抗外加少量 少量强酸、强碱和水（稀释），而 少量 保持体系的PH值基本不变 值基本不变的溶液。 值基本不变 2、组成： 、组成： （弱酸+其弱酸盐） （弱碱+其弱碱盐） (HAc+NaAc) (NH3H2O+NH4Cl)
4第四章 解离平衡
作为弱碱，氨水也发生部分解离，存在下列平衡：
NH3 ·H2O ⇌ NH4+ ＋ OH－
其解离平衡常数可表示为：
Kb
[OH ]2 c [OH ]
当c/ Kb <380 时，有 当c/ Kb ＞380 时，有
[OH ] Kb Kb 2 4Kb c 2
[OH ] Kb c
化学与材料工程学院
4.1.3 硬软酸碱（HSAB）规则
---该规则弥补路易斯酸碱理论的不足，由皮尔逊提出。
体积小，正电荷高，可极化性低的中心原子称作硬酸， 对外层电子“抓的紧” 体积大，正电荷低，可极化性高的中心原子称作软酸 对外层电子“抓的松”
硬软酸碱（HSAB）规则:硬亲硬，软亲 软
化学与材料工பைடு நூலகம்学院
4.1.1 酸碱质子论
由上可见 1) 酸和碱均可以是中性分子、正离子和负离子； 2)共轭酸碱对：一种酸与其释放一个质子后产生的碱 称为共轭酸碱对，或者说一个碱与质子结合后产生的酸 共轭。如NH4+/NH3, HAc/Ac-,H2O/H3O+。
由于酸解离出质子就变成它的共轭碱，所以酸比 它的共轭碱永远多带一个正电荷。
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2. 酸碱的强度
解离常数----表征酸碱在水溶液中表现出来的相对强度
HAc + H2O⇌H3O+ ＋ Ac－
标准解离常数Ka
Ka
a(H3O ) a(Ac ) a(HAc) a(H2O)
a(H2O)=1,理想溶液或较稀的真实溶液，a=c/c
K
a
{[H3O ] / c}{[Ac {[HAc] / c}
电离度 [H ] 1.34103 1.34%
解离平衡
酸碱强度
HAc+H 2 O H 3 O + +Ac- ( HAc H Ac ) [H 3 O ] [Ac ] Ka [HAc] Ac- H 2 O HAc+OH [HAc] [OH ] Kb [Ac ] 两式相乘，得 [H 3 O ] [Ac ] [HAc] [OH ] K a K b [H 3 O ] [OH ] K w [HAc] [Ac ]
软硬酸碱规则的含意是：硬酸与硬碱或软酸与 软碱都可以形成稳定的配合物；硬酸与软碱或软酸 与硬碱形成的配合物不够稳定；交界酸与软碱或 硬碱及交界碱与软酸或硬酸都能发生反应，所生成 的配合物的稳定性介于上述两类配合物之间。 利用软硬酸碱规则可以判断配合物的稳定性和 预测有关化学反应的方向。一切化学反应都有朝着 硬酸与硬碱结合或软酸与软碱结合的方向进行的趋 势。
w
稀释定律：在一定温度下(K a 为定值)，某弱 电解质的解离度随着其溶液的稀释而增大。
3) 一元弱碱MOH(分子碱）溶液中，达到平衡时：
MOH
b
M + OH
_
[M ] [OH ] K [MOH]
一元弱碱的标准解离常数越大，它的碱性就越强。
当c / K b 380时， [OH ] K b c
Kw Kb , NH
11014 5.6 1010 1.77 105
3
pK a 9.25
( NH 4 与NH 3互为共轭酸碱对)
[H ] K c
a
Kw c Kb , NH
3[H ] c源自K K b , NH3 c
04解离平衡共33页
因此可以根据KS y(溶度积)和ΠB(离子积)的相对 大小确定溶液是否处于饱和状态。
ΠB(bB/by)νB = KSy 溶液饱和，无沉淀； ΠB(bB/by )νB < KSy 溶液未饱和，沉淀将溶解； ΠB(bB/by)νB > KSy 溶液过饱和，有沉淀析出。
据此三条判断沉淀的析出和溶解,称溶度积规则。
AgCl(s)
溶解 沉积
Ag++Cl-
一、溶 度 积
多相离子平衡： AgCl（S） Ag++Cl①其平衡常数：
KyS (AgCl)={b(Ag+)/by}·{b(Cl-)/b y}
此时，饱和溶液中AgCl的浓度即为其溶解度：
b(AgCl)=S(AgCl)=b(Ag+)=b(Cl-)
②难溶强电解质的构型不同，KSy表达式也不同。 KSy (Ag2S）={b(Ag+)/by}2·{b(S2-)/by}
KyS {Ca3(PO4)2}={b(Ca2+)/by}3·{b(PO43-)/by}2
③KSy的意义:KSy值大小表明AmBn溶解度的大小；
④KSy 的性质:KSy值与离子浓度无关,受温度影响。
⑤KSy与S可以相互换算：
对AB型：
KS =S 2(yb )-2 y
对A2B（AB2）型：KSy=4S 3(by)-3
二、多元弱电解质的解离平衡
1 分级解离常数，如：
H2S HS-
H++HS- K1 y=9.1×10-8 H++S2- K2 y=1.1×10-12
H2S 2H++S2- Ka y=?
根据多重平衡规则： Kay=K1y .Ky2 =1.0×10-19
ΠB(bB/by)νB = KSy 溶液饱和，无沉淀； ΠB(bB/by )νB < KSy 溶液未饱和，沉淀将溶解； ΠB(bB/by)νB > KSy 溶液过饱和，有沉淀析出。
据此三条判断沉淀的析出和溶解,称溶度积规则。
AgCl(s)
溶解 沉积
Ag++Cl-
一、溶 度 积
多相离子平衡： AgCl（S） Ag++Cl①其平衡常数：
KyS (AgCl)={b(Ag+)/by}·{b(Cl-)/b y}
此时，饱和溶液中AgCl的浓度即为其溶解度：
b(AgCl)=S(AgCl)=b(Ag+)=b(Cl-)
②难溶强电解质的构型不同，KSy表达式也不同。 KSy (Ag2S）={b(Ag+)/by}2·{b(S2-)/by}
KyS {Ca3(PO4)2}={b(Ca2+)/by}3·{b(PO43-)/by}2
③KSy的意义:KSy值大小表明AmBn溶解度的大小；
④KSy 的性质:KSy值与离子浓度无关,受温度影响。
⑤KSy与S可以相互换算：
对AB型：
KS =S 2(yb )-2 y
对A2B（AB2）型：KSy=4S 3(by)-3
二、多元弱电解质的解离平衡
1 分级解离常数，如：
H2S HS-
H++HS- K1 y=9.1×10-8 H++S2- K2 y=1.1×10-12
H2S 2H++S2- Ka y=?
根据多重平衡规则： Kay=K1y .Ky2 =1.0×10-19
第四章解离平衡1110
HCl + NH3 = NH4++Cl-（s）
酸碱中和反应、酸的电离反应、盐的水解反应都是质子传递反应。
酸碱质子理论扩大了酸碱的范围，也扩大了酸碱反应的范围。
三、酸碱 的强度
传递质子 能力大小 的顺序
HClO4, H2SO4, HI, HCl, HNO3 >HIO3>H2SO3 >HSO-4>H3PO4
4.1.1 酸碱质子论
一. 含义
酸: 反应过程中 凡是能 释放出质子（H+）的任何
含H原子的分子 或离子的物种 质子的 给予体
如： HCl、NH4+、H2SO4、H3O+、CH3COOH、HCO3-、 H2PO4- 都是 酸。
碱：反应 过程中凡能与 质子（H+）结合的分子或
离子的物种 质子的 接受体
K b,1 K K a w ,31 4..0 5 1 1 0 0 1 14 32.21 0 2
H2 4 P (aO )q H 2O (l)
H 2 P4 (O a) qO (a H )q
K b,2 K K a w ,21 6 ..0 2 1 1 0 1 0 841.61 0 7
H 2P4 O (a)q H 2O (l)
❖
（1）多元弱酸K
θ a1
>>
K
a2θ，计算溶液[H+]时，可作一元弱
酸处理，其酸的强度由K a1θ衡量。
❖
（2）多元酸碱溶液中，同时存在几级平衡。
Kቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
θ a1
、K
a2θ表
达式中的[H+]是溶液中H+的总浓度，不能理解为分别是第一
步、第二步解离出的H+。
第四章离解平衡
酸 = H+ + 碱 HCl = H+ + Cl – HAc = H+ + Ac – H2CO3 = H+ + HCO3-
HCO3- = H+ + CO32H2O = H+ + OH – H3O+ = H+ + H2O NH4+ = H+ + NH3 酸、碱并非孤立，酸是碱和质子的结合体， 这种关系称为酸碱的共轭关系。
H+ ＋ OH- === H2O Ni ＋ 4 CO === Ni(CO)4 BF3 ＋ NH3 === F3 BNH3
4.1.3 硬软酸碱（HSAB）规则
路易斯酸碱理论虽然包括范围很广，但 没有统一的标度来确定酸碱的相对强弱。
对路易斯酸Fe3+，碱性强弱次序: F- >Cl- >Br- > I对路易斯酸Hg2+，碱性强弱次序：I-〉Br-〉Cl-〉F因于路易斯酸碱理论的这种缺陷， 皮尔逊等人提出的硬软酸规则来弥补。
酸：凡是能释放出H+的含氢原 子的分子或离子为酸。（质子 的给予体）
碱：凡是接受H+的分子或离子 为碱。（质子的接受体）
布朗斯特(1879-1947) 丹麦物理化学家.
“有酸才有碱，有碱才有酸 ；酸中有碱， 碱可变酸 ”（酸碱相互依存和转化）
酸碱质子理论：
定义：凡是给出质子（H+）的物质是酸， 凡是接受质子的物质是碱。
软—硬
硬—软
硬—硬
软—软
HI（g) + F-(g）====== HF（g） + I-（g)
硬——软 硬
硬—硬
软
（3） 指导某些金属非常见氧化态化合物的合成。 同一种金属原子氧化态越高酸越硬，氧化态越低酸越软。 所以合成高氧化态化合物要用硬碱来稳定。 [AgF4]-，[CoF6]2-,[FeO4]2-，RuO4和OsO4中高氧化态的 Ag(Ⅲ),Co(Ⅳ),Ni(Ⅳ),Fe(Ⅵ),Ru(Ⅷ)和 Os(Ⅷ)就需要用 硬碱F-或O2-来稳定。 与此相反，Ni（0）则需CO或CN-来稳定。
HCO3- = H+ + CO32H2O = H+ + OH – H3O+ = H+ + H2O NH4+ = H+ + NH3 酸、碱并非孤立，酸是碱和质子的结合体， 这种关系称为酸碱的共轭关系。
H+ ＋ OH- === H2O Ni ＋ 4 CO === Ni(CO)4 BF3 ＋ NH3 === F3 BNH3
4.1.3 硬软酸碱（HSAB）规则
路易斯酸碱理论虽然包括范围很广，但 没有统一的标度来确定酸碱的相对强弱。
对路易斯酸Fe3+，碱性强弱次序: F- >Cl- >Br- > I对路易斯酸Hg2+，碱性强弱次序：I-〉Br-〉Cl-〉F因于路易斯酸碱理论的这种缺陷， 皮尔逊等人提出的硬软酸规则来弥补。
酸：凡是能释放出H+的含氢原 子的分子或离子为酸。（质子 的给予体）
碱：凡是接受H+的分子或离子 为碱。（质子的接受体）
布朗斯特(1879-1947) 丹麦物理化学家.
“有酸才有碱，有碱才有酸 ；酸中有碱， 碱可变酸 ”（酸碱相互依存和转化）
酸碱质子理论：
定义：凡是给出质子（H+）的物质是酸， 凡是接受质子的物质是碱。
软—硬
硬—软
硬—硬
软—软
HI（g) + F-(g）====== HF（g） + I-（g)
硬——软 硬
硬—硬
软
（3） 指导某些金属非常见氧化态化合物的合成。 同一种金属原子氧化态越高酸越硬，氧化态越低酸越软。 所以合成高氧化态化合物要用硬碱来稳定。 [AgF4]-，[CoF6]2-,[FeO4]2-，RuO4和OsO4中高氧化态的 Ag(Ⅲ),Co(Ⅳ),Ni(Ⅳ),Fe(Ⅵ),Ru(Ⅷ)和 Os(Ⅷ)就需要用 硬碱F-或O2-来稳定。 与此相反，Ni（0）则需CO或CN-来稳定。
[理学]4第四章 解离平衡
![[理学]4第四章 解离平衡](https://img.taocdn.com/s3/m/1cbc7e093169a4517623a300.png)
二、缓冲容量和缓冲范围（略） 三、缓冲溶液的选择与配制
选择合适的缓冲对，使配制的缓冲溶液
pH 在所选缓冲对的有效缓冲范围（ pKaθ ±1） 内。弱酸的pKaθ尽可能和所需的pH值相近。 缓冲溶液的总浓度要适当，一般在 0.01~ 1.0 mol· L-1 之间。 缓冲对不能与反应物或生成物发生作用，药 用缓冲溶液还必须考虑是否有毒性等。 计算出所需共轭酸、碱的量。 根据计算结果把共轭酸、碱溶液混合，配成 一定体积所需 pH 的缓冲溶液。
2、一元弱碱[OH-]和的计算： 某一元弱碱MOH，起始浓度为c：
MOH
M + OH
+
-
起始浓度 c 0 0 平衡浓度 c – [OH-] [OH-] [OH-] （ 1 ） [OH-] 的计算：将平衡时的浓度代入 2 平衡常数表达式得：
[OH ] Kb c [OH ]
OH
（1）无论是Kaθ还是Kbθ，与溶液的浓度无关。 （2）只与温度有关，但随温度变化不大。 （ 3 ）相同温度下，根据同类型弱电解质解离 常数的相对大小，可以判断弱电解质的相对强 弱。解离常数↑，表示弱电解质的解离能力↑； 反之亦然。
18℃时：
KHClO = 2.95 ×10-8 KHAc = 1.76 × 10-5
K b ( K b ) 4 K b c 近似式，忽略了水解 2 离出的OH-。
2
当c
Kb
380或 OH 5%c时
Kb c
OH
最简式
pOH：pOH =-lg OH-≈-lg [OH-]（在稀溶液中） 1 当 c 380或 OH 5%c时 pOH 2 pKb pc Kb pH 14.00 pOH （2）解离度α：
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Kw 1.0 10 14 Kb 5.6 10 10 K a ( HAc) 1.8 10 5
c 0.10 10 ＞380 K b 5.6 10
[OH ] K b c 5.6 10 10 0.10 7.5 10 6 mol L1
H+
HF(aq) + H2O(l)
H+
H3O+(aq) + F-(aq)
NH4+(aq) + OH-(aq) H3O+(aq) +OH－(aq)
NH3(aq) + H2O(l) H2O(l)+H2O(l)
H+
Ac－+H2O
H+
4
OH－ + HAc
NH + H2O
H+
H3O+ + NH3
HCl + NH3 = NH4++Cl-（s）
K a1 K a2 K a
即 多元弱酸第一步 电离是主要的。 因此 多元弱酸水溶液中[H+] 的计算，可按 一元弱酸电离来处理。
在一种溶液中各离子的平衡是同时建立的，涉及多种 平衡的离子,其浓度表现同时满足该溶液中的所有平衡， 这是求解多种平衡共存问题的一条重要原则
多元弱酸、弱碱溶液的解离平衡比一元弱酸、弱碱复杂。处 理时应注意以下几点： （1）多元弱酸K a1θ >> K a2θ，计算溶液[H+]时，可作一元弱 酸处理，其酸的强度由K a1θ衡量。 （2）多元酸碱溶液中，同时存在几级平衡。 K a1θ 、K a2θ表 达式中的[H+]是溶液中H+的总浓度，不能理解为分别是第一 步、第二步解离出的H+。 （3）单一的二元酸溶液中，[B2-] = K a2θ， [B2-]与二元酸浓 度基本无关。但是如果溶液中含有其它酸碱， [B2-] ≠ K a2θ （4）离子形式的弱酸、弱碱，其K aθ 、K bθ值不能直接查到， 可通过其共轭酸碱的K aθ 、K bθ算得。
酸 + 碱 酸碱配合物
酸碱电子理论是目前应用最为广泛的酸碱理论。但酸碱 电子理论对酸碱认识过于笼统，因而不易掌握酸碱的特 征，也使不同类型反应之间的界限基本消除，最大的缺 点是不易确定酸碱的相对强度。
4.1.3 硬软酸碱规则
（一）软硬酸碱的分类
根据路易斯酸的性质的不同，皮尔逊把酸分 为硬酸、软酸和交界酸三类： （1）硬酸：硬酸是半径较小，电荷数大，对 外层电子的吸引力强的阳离子。 （2）软酸：软酸是半径较大，电荷数小，对 外层电子的吸引力弱的阳离子。 （3）交界酸：介于硬酸和软酸之间的酸称为 交界酸。
0.040 －x ≈0.040
x2 K a1 4.3 10 7 0.040 x 1.3 10 4 mol L1
HCO3－ H+ + CO32－ [H+] ≈ [HCO3－]
Ka2
2 [ H ] [CO3 ] 2 [CO3 ] 5.6 10 11 mol L1 [ HCO3 ]
第四章 解离平衡
本章教学要求
1.酸碱理论的发展 酸碱的质子理论（Bronsted 理论） 论 （Lewis 理论） 酸碱的电子理
2.弱电解质的电离平衡 水的电离平衡 弱酸和弱碱的电离平衡 盐效应 酸碱指示剂 3.盐类的水解 水解的概念
水解平衡的计算
缓冲溶液
影响水解平衡的因素
第四章 解离平衡
本章教学要求
通常用解离常数来表征酸碱强度。
CH3COOH（aq）+H2O(l)
H3O+（aq）+CH3COO-（aq）
r Gm 369 .44 396 .60 27.16 k J.mol 1
根据
r Gm = - RT ln K
K a = 1.75×10-5 得
a ( H ) a ( Ac ) Ka a ( HAc) a ( H 2O )
由上述讨论可知： 1）酸碱可以是分子，也可以是离子。
2）酸给出质子后剩下的部分为碱，碱接受质子后就 变成酸。一种酸与它给出一个质子后所形成的碱为 共轭酸碱对。
CH3COOH CH3COOCH3COOH 共轭碱 CH3COO共轭酸 CH3COOH CH3COO共轭酸碱对
共轭酸碱对之间 仅差一个质子 H+
酸
H+ +碱
如CO32- 和HCO3-， 而并非 CO32-和 H2CO3
3）酸碱是相对的，同一物质在不同的条件下可能具 有不同的酸碱性。 4) 两性物质：既能 给出质子又能接受质子的 物质。 HCO 3 H 2 O H 2 PO 4 - HPO 4 2HSO 4 , 5) 酸碱反应的实质是质子的传递。
一、 一元弱酸、一元弱碱的解离平衡
HB
H+ + B－ HB c c －[H+]
[ H ][ B ] Ka [ HB ]
H+ + B－ 0 0 [H+] [H+]
2
起始浓度 平衡浓度
[H ] Ka c [H ]
2
[H ]
K a (K a ) 4K a c 2
例4-3(p.79)：常温、常压下CO2饱和水溶液的浓度为0.040 mol· -1 ，计算溶液中[H+]，[HCO3- ]和[CO32-]。 L 解： H2CO3 H+ + HCO3－ C0/molL-1 0.040 0 0 Ceq/ molL-1 0.040－x x x
c/Ka1>380
Kb ( Kb ) 4 Kb c 2
2
当c : K bθ > 380时
[OH ] K b c
解离度：弱酸或弱碱在水中的解离程度，用表示。
[H ] Ka c Ka c c c
稀释定律
同一电解质的解离度与其初始浓度的平方根成反比， 即溶液越稀，解离度越大。 不同电解质在同一浓度下，解离度与其解离常数的 平方根成正比，即解离常数越大，解离度越大。
pH值 及α [例4-1] 计算 1.0×10-5 mol.dm-3 CH3COOH 溶液的 解： 因为
CCH 3COOH
K a ,CH 3COOH
1.0 10 5 5 <<380 1.75 10
2
不能采用最简式计算
[H ]
K a (K a ) 4K a c 2
Notes：
①
K a 或 K b 的意义：
比较 弱酸 或弱碱 的相对强弱
K a 越大， K b 越大， 酸性越强， 碱性越强，
②
K a 或 Kb
是温度的函数, 与浓度无关。
b
③共轭酸碱对的 K a 与其 K 的关系
H2O + CH3COO-（aq）
CH3COOH（aq）+ OH-（aq）
即
a(H2O) = 1，对溶液a = c/cθ
[ H ][ Ac ] =1.75×10-5 [ HAc]
{[ H ] / c } {[ Ac ] / c } Ka [ HAc] / c
同样
Ac- + H2O
HAc + OH
[中 凡是能 释放出质子（H+） 的任何 酸: 含H原子的分子 或离子的物种 质子的 给予体 如： HCl、 4+、H2SO4、H3O+、 3COOH、 NH CH HCO3-、 H2PO4都是 酸。 质子（H+）结合的分子或 反应 碱： 过程中凡能与
离子的物种 质子的 接受体
如: OH-、 3、 CH3COO-、 NH HCO3-、 S2-、 PO43都是碱。
酸碱中和反应、酸的电离反应、盐的水解反应都是质子传递反应。 酸碱质子理论扩大了酸碱的范围，也扩大了酸碱反应的范围。
三、酸碱 的强度
传递质子 能力大小 的顺序
HClO4, H2SO4, HI, HCl, HNO3 >HIO3>H2SO3 >HSO-4>H3PO4 强酸 >HF > CH3COOH>H2CO3 > H2S 弱酸 中强酸 > NH4+ > HCN > H2O 极弱酸
§4-1
酸碱理论
1. 1884年， 瑞典化学家 Arrhenius电离理论
2. 1923年， 丹麦化学家 Bronsted 英国化学家 Lowry酸碱 质子理论 3. 1923年，美国化学家
（ 4. 1963年，美国化学家 Pearson 软硬 酸碱理论 HSABT）
Lewi 酸碱 电子对理论 s
4.1.1 酸碱质子论
pH = 14.00 － pOH = 14.00－( － lg7.5×10-6) = 8.88
二、 多元 弱酸、弱碱的 电离平衡
多元酸：含有一个以上可离解的氢离子的酸叫多元酸。 多元酸的解离是分步进行的。 H 多元弱酸：H2CO3、 2S、H2C2O4、 3PO4 etc H H2CO3 + H2O HCO3- + H2O H+ + HCO3H+ + CO32 K a1= 4.3×10-7
K b
[ HAc][OH ] [ HAc][OH ][ HO ] [ Ac ] [ Ac ][ HO ]
[ H ][ Ac ] Ka [ HAc]
Kb
Kw Ka
Kb K a K w
c 0.10 10 ＞380 K b 5.6 10
[OH ] K b c 5.6 10 10 0.10 7.5 10 6 mol L1
H+
HF(aq) + H2O(l)
H+
H3O+(aq) + F-(aq)
NH4+(aq) + OH-(aq) H3O+(aq) +OH－(aq)
NH3(aq) + H2O(l) H2O(l)+H2O(l)
H+
Ac－+H2O
H+
4
OH－ + HAc
NH + H2O
H+
H3O+ + NH3
HCl + NH3 = NH4++Cl-（s）
K a1 K a2 K a
即 多元弱酸第一步 电离是主要的。 因此 多元弱酸水溶液中[H+] 的计算，可按 一元弱酸电离来处理。
在一种溶液中各离子的平衡是同时建立的，涉及多种 平衡的离子,其浓度表现同时满足该溶液中的所有平衡， 这是求解多种平衡共存问题的一条重要原则
多元弱酸、弱碱溶液的解离平衡比一元弱酸、弱碱复杂。处 理时应注意以下几点： （1）多元弱酸K a1θ >> K a2θ，计算溶液[H+]时，可作一元弱 酸处理，其酸的强度由K a1θ衡量。 （2）多元酸碱溶液中，同时存在几级平衡。 K a1θ 、K a2θ表 达式中的[H+]是溶液中H+的总浓度，不能理解为分别是第一 步、第二步解离出的H+。 （3）单一的二元酸溶液中，[B2-] = K a2θ， [B2-]与二元酸浓 度基本无关。但是如果溶液中含有其它酸碱， [B2-] ≠ K a2θ （4）离子形式的弱酸、弱碱，其K aθ 、K bθ值不能直接查到， 可通过其共轭酸碱的K aθ 、K bθ算得。
酸 + 碱 酸碱配合物
酸碱电子理论是目前应用最为广泛的酸碱理论。但酸碱 电子理论对酸碱认识过于笼统，因而不易掌握酸碱的特 征，也使不同类型反应之间的界限基本消除，最大的缺 点是不易确定酸碱的相对强度。
4.1.3 硬软酸碱规则
（一）软硬酸碱的分类
根据路易斯酸的性质的不同，皮尔逊把酸分 为硬酸、软酸和交界酸三类： （1）硬酸：硬酸是半径较小，电荷数大，对 外层电子的吸引力强的阳离子。 （2）软酸：软酸是半径较大，电荷数小，对 外层电子的吸引力弱的阳离子。 （3）交界酸：介于硬酸和软酸之间的酸称为 交界酸。
0.040 －x ≈0.040
x2 K a1 4.3 10 7 0.040 x 1.3 10 4 mol L1
HCO3－ H+ + CO32－ [H+] ≈ [HCO3－]
Ka2
2 [ H ] [CO3 ] 2 [CO3 ] 5.6 10 11 mol L1 [ HCO3 ]
第四章 解离平衡
本章教学要求
1.酸碱理论的发展 酸碱的质子理论（Bronsted 理论） 论 （Lewis 理论） 酸碱的电子理
2.弱电解质的电离平衡 水的电离平衡 弱酸和弱碱的电离平衡 盐效应 酸碱指示剂 3.盐类的水解 水解的概念
水解平衡的计算
缓冲溶液
影响水解平衡的因素
第四章 解离平衡
本章教学要求
通常用解离常数来表征酸碱强度。
CH3COOH（aq）+H2O(l)
H3O+（aq）+CH3COO-（aq）
r Gm 369 .44 396 .60 27.16 k J.mol 1
根据
r Gm = - RT ln K
K a = 1.75×10-5 得
a ( H ) a ( Ac ) Ka a ( HAc) a ( H 2O )
由上述讨论可知： 1）酸碱可以是分子，也可以是离子。
2）酸给出质子后剩下的部分为碱，碱接受质子后就 变成酸。一种酸与它给出一个质子后所形成的碱为 共轭酸碱对。
CH3COOH CH3COOCH3COOH 共轭碱 CH3COO共轭酸 CH3COOH CH3COO共轭酸碱对
共轭酸碱对之间 仅差一个质子 H+
酸
H+ +碱
如CO32- 和HCO3-， 而并非 CO32-和 H2CO3
3）酸碱是相对的，同一物质在不同的条件下可能具 有不同的酸碱性。 4) 两性物质：既能 给出质子又能接受质子的 物质。 HCO 3 H 2 O H 2 PO 4 - HPO 4 2HSO 4 , 5) 酸碱反应的实质是质子的传递。
一、 一元弱酸、一元弱碱的解离平衡
HB
H+ + B－ HB c c －[H+]
[ H ][ B ] Ka [ HB ]
H+ + B－ 0 0 [H+] [H+]
2
起始浓度 平衡浓度
[H ] Ka c [H ]
2
[H ]
K a (K a ) 4K a c 2
例4-3(p.79)：常温、常压下CO2饱和水溶液的浓度为0.040 mol· -1 ，计算溶液中[H+]，[HCO3- ]和[CO32-]。 L 解： H2CO3 H+ + HCO3－ C0/molL-1 0.040 0 0 Ceq/ molL-1 0.040－x x x
c/Ka1>380
Kb ( Kb ) 4 Kb c 2
2
当c : K bθ > 380时
[OH ] K b c
解离度：弱酸或弱碱在水中的解离程度，用表示。
[H ] Ka c Ka c c c
稀释定律
同一电解质的解离度与其初始浓度的平方根成反比， 即溶液越稀，解离度越大。 不同电解质在同一浓度下，解离度与其解离常数的 平方根成正比，即解离常数越大，解离度越大。
pH值 及α [例4-1] 计算 1.0×10-5 mol.dm-3 CH3COOH 溶液的 解： 因为
CCH 3COOH
K a ,CH 3COOH
1.0 10 5 5 <<380 1.75 10
2
不能采用最简式计算
[H ]
K a (K a ) 4K a c 2
Notes：
①
K a 或 K b 的意义：
比较 弱酸 或弱碱 的相对强弱
K a 越大， K b 越大， 酸性越强， 碱性越强，
②
K a 或 Kb
是温度的函数, 与浓度无关。
b
③共轭酸碱对的 K a 与其 K 的关系
H2O + CH3COO-（aq）
CH3COOH（aq）+ OH-（aq）
即
a(H2O) = 1，对溶液a = c/cθ
[ H ][ Ac ] =1.75×10-5 [ HAc]
{[ H ] / c } {[ Ac ] / c } Ka [ HAc] / c
同样
Ac- + H2O
HAc + OH
[中 凡是能 释放出质子（H+） 的任何 酸: 含H原子的分子 或离子的物种 质子的 给予体 如： HCl、 4+、H2SO4、H3O+、 3COOH、 NH CH HCO3-、 H2PO4都是 酸。 质子（H+）结合的分子或 反应 碱： 过程中凡能与
离子的物种 质子的 接受体
如: OH-、 3、 CH3COO-、 NH HCO3-、 S2-、 PO43都是碱。
酸碱中和反应、酸的电离反应、盐的水解反应都是质子传递反应。 酸碱质子理论扩大了酸碱的范围，也扩大了酸碱反应的范围。
三、酸碱 的强度
传递质子 能力大小 的顺序
HClO4, H2SO4, HI, HCl, HNO3 >HIO3>H2SO3 >HSO-4>H3PO4 强酸 >HF > CH3COOH>H2CO3 > H2S 弱酸 中强酸 > NH4+ > HCN > H2O 极弱酸
§4-1
酸碱理论
1. 1884年， 瑞典化学家 Arrhenius电离理论
2. 1923年， 丹麦化学家 Bronsted 英国化学家 Lowry酸碱 质子理论 3. 1923年，美国化学家
（ 4. 1963年，美国化学家 Pearson 软硬 酸碱理论 HSABT）
Lewi 酸碱 电子对理论 s
4.1.1 酸碱质子论
pH = 14.00 － pOH = 14.00－( － lg7.5×10-6) = 8.88
二、 多元 弱酸、弱碱的 电离平衡
多元酸：含有一个以上可离解的氢离子的酸叫多元酸。 多元酸的解离是分步进行的。 H 多元弱酸：H2CO3、 2S、H2C2O4、 3PO4 etc H H2CO3 + H2O HCO3- + H2O H+ + HCO3H+ + CO32 K a1= 4.3×10-7
K b
[ HAc][OH ] [ HAc][OH ][ HO ] [ Ac ] [ Ac ][ HO ]
[ H ][ Ac ] Ka [ HAc]
Kb
Kw Ka
Kb K a K w