无机化学

如
HAc H+ + AcAc-
加入NaAc
盐效应
在弱电解质溶液中加入易溶强电解质， 使弱电解质解离度增大的现象。 Cl– 无相同 离子
HAc H+ + Ac加入NaCl
H+
3、水的解离和溶液的酸碱性
1）水的解离
298K时，纯水中：
实验测得
[H+] = [OH-] = 1.0×10-7
水的解离常数为：
例如:
NH4+ H+ + NH3
共轭酸碱对
H2CO3 H+ + HCO3共轭酸碱对 酸
碱
既能给出H+， 又能接受H+的物质， 称为: 两性物质
HCO3- H+ + CO32共轭酸碱对
HCO3HS-
注 意
在质子理论中，没有“盐”的概念。
解离理论中的盐，是由两种非共轭的酸与碱结合而成， 其酸碱性取决于两者Ka与Kb 的相对大小。
例如:
HAc + H2O Ac- + H3O+ Ka =([Ac- ][H3O+ ])/[HAc] H2O + NH3 OH- +NH4+ Kb= ([NH4+][OH- ])/ [NH3]
此处的 Ka , Kb 与解离理 论中物理 意义不同
共轭酸碱对Ka与Kb的关系
例如：一元酸 HA 与对应的一元共轭碱 A-：


简写
Ka
H A HA
Ka (或Kb) ≦ 10-3 的酸 (或碱)——弱酸 (或弱碱) Ka (或Kb) =10-2~10-3的酸(或碱)——中强酸(或中强碱)
2、解离度和解离平衡的移动
1）解离度 ：解离平衡时已解离的弱电解质分子的百分数。
解离度 解离部分的弱电解质浓 度 100% 解离前弱电解质总浓度
与Ki 的关系
K i c 2 或 K i c (c / K i 500)
稀释定律 （近似式）
在一定温度下，某一弱电解质的解离度随着溶液的稀释而增大。
2)影响解离平衡移动的因素
同离子效应
在弱电解质溶液中，加入含有相同离 子的易溶强电解质，使弱电解质解离度降 低的现象。
温度：温度越高，h 越大；(水解反应为吸热反应)
pH值：pH 值越低，阴离子越容易水解。
课堂练习: P100 解：水解反应
7（1）
NH4+ + H2O H+ + NH3· 2O H Kh
[H ][NH 3 H 2 O] [OH ][H ][NH 3 H 2 O] Kh [NH 4 ] [OH ][NH ] 4
K w 1.0 10 14 5.6 10 10 Kb 1.8 10 5
Kh 5.6 1.010 因为 c 500 : 所以 h = 2.4 104 0.024% Kh c 0.010
[ H+ ] = ch＝0.010×0.024％＝2.4×10-6 mol· -1 L pH＝5.62
质子条件：[H+]+[HPO42- ]+2[H2PO4- ]+3[H3PO4]=[OH-]
缓冲溶液
缓冲溶液——能抵抗外加少量酸（碱）或适度稀释，其自 身的pH值基本保持不变的溶液。 缓冲溶液一般由较高浓度的共轭酸碱对组成。
如：HAc—Ac-, NH3—NH4+,
液其缓冲能力最wk.baidu.com，此时
H2PO4-—HPO42- 等。
pK a pKb pK w 14
1) 共轭酸碱对的强度互成反比; (酸越强，其共轭碱越弱，反之亦然)



结 论
2) 从Ka · b = Kw 的关系式可求得未知Ka (或Kb); K
3) 对多元酸(碱)，要注意各共轭酸碱对的对应关系, n元酸有n个共轭酸碱对。
二、酸碱溶液pH值的计算 1、质子条件 根据酸碱反应整个平衡系统中质子转移的数量关系列出的等式。 写 质 子 条 件 的 步 骤 选择 参考水准，即大量存在且参与质子转移的原始酸碱组分； 如 HAc 溶液中的 HAc 和 H2O。 写出参考水准得失质子后的产物； 根据“得失质子数目相等”的原则写出质子条件。 通常将参考水准得质子后的[产物]写在等式的左边，
质子条件：[H+]+[H2PO4- ]+2[H3PO4]=[OH-]+[NH3]+[PO43-]
4) NH4H2PO4 参考水准：H2O, NH4+, H2PO4- ;
质子条件：[H+]+[H3PO4]=[OH-]+[NH3]+ [HPO42- ]+2[PO43-]
5) Na3PO4 参考水准：H2O, PO43- ;
Ka· b= Kw K
H2A与A2-
Ka1 · b2 = Ka2 · b1 = Kw K K
H3A与 A3- Ka1 · b3 = Ka2 · b2= Ka3 · b1= Kw K K K
酸碱溶液的pH值计算
溶液举例 HAc NaAc HAc-NaAc NaHCO3 Na2HPO4 NaH2PO4 Na3PO4 H2CO3 类型 一元弱酸 公式(最简式)
4、盐对水解离平衡的影响——盐的水解
盐的水解：盐的组分离子与水离解出来的 H+、OH- 结合成 弱电解质的反应。 1）强碱弱酸盐 强碱弱酸盐水解后显碱性 ( 阴离子水解 )
水解常数
[HAc][OH ] K w Kh [Ac ] Ka
2）强酸弱碱盐 强酸弱碱盐水解后显酸性 (阳离子水解 )
2、酸碱反应的实质 质子理论认为酸碱反应的实质 ： 两个共轭酸碱对之间的质子传递反应。 通式： H+ 酸1把质子传递给碱2后，
酸1 + 碱2 酸2 + 碱1
各自转变为相应的 共轭碱1和共轭酸2
3、酸碱反应的平衡常数（酸碱的强弱） 在水溶液中质子酸、碱的强弱通常用酸、碱在水中解离反应的 平衡常数大小来衡量。
二、酸碱质子理论
1、酸、碱的定义
酸
凡是能给出质子（H+）的物质都是酸。 如：HCl，NH4+， HSO4-
碱
凡是能接受质子的物质都是碱。
质子理论扩大 了酸碱的范围
如：NH3， Ac-， Cl酸 ＋ H+ 碱 酸碱半反应： － H+ 共轭酸碱对：因一个质子的得失而 互相转变的一对酸碱。
酸 质子 + 碱
水解度h 盐水解部分的浓度 100% 始态盐的浓度
Kh c
水解度h与水解常数K h 的关系(类似 与K i的关系)：
当 c
Kh
500时 : h
（近似式）
水解度与盐的 浓度成反比
4)影响盐类水解的因素
内 因 组成盐的离子与 H+ 或 OH- 结合能力的强弱； 水解产物溶解度的大小； 水解产物挥发性的大小。 外 因 浓度：盐溶液浓度越小，h 越大；
失质子后的[产物]写在等式的右边。
(参考水准不写进质子条件中) 如写出 HAc 水溶液的质子条件： H2O得质子后的产物: H3O+ ， HAc、 H2O 失质子后的产物: Ac- , OH-
质子条件： [H3O+] = [OH-] + [Ac-]
：写出 NaHCO3 水溶液的质子条件。
解：1）选择参考水准，本题中为H2O 和 HCO3-； 2）写出参考水准得失质子后的产物，
1. 酸碱的强弱:
常用酸碱解离平衡的平衡常数—解离常数Ki来衡量。
酸的解离常数（酸常数） Ka 一般 碱的解离常数（碱常数） Kb 一元弱酸 HA : HA H+ +A H c
Ka

Ka
c HA c
A
求
[H+]
计 算 式 的 步 骤 简 介
列出质子条件（通过质子条件可看出 [H+] 的来源） 利用平衡常数表达式（Ka, Kb, Kw）将质子条件中除 [H+] 外的各项用相关的K 和[H+] 表达； 进行合理的近似处理，使所得[H+] 的相对误差≤5%； 要求能用最简式计算
9 、 质 子 条 件
（二）公式 稀释定律
K i c 2 或
K i (c / K i 500) c
一元强碱弱酸盐
Kh Kw Ka
一元强酸弱碱盐
Kh
Kw Kb
一元弱酸弱碱盐
Kw K K a Kb h
HA 与A-
Kw = [H+][OH-] = 10-7×10-7=10-14
说明 常温下，一般按 Kw ＝ 1.0×10-14 计算
2）溶液的酸碱性 [ H+] > [OH-] 或 [H+] > 1.0×10-7mol· -1 酸性 L [H+] = [OH-] =1.0×10-7 mol· -1 L 中性 [H+] < [OH-] 或 [H+] <1.0×10-7 mol· -1 碱性 L
多元弱碱
多元弱酸
[OH - ]
[H＋ ]
ca K a1
一、酸碱解离理论(电离理论)
该理论对酸、碱及其解离平衡的认识:
电解质
强 弱
在水溶液中或熔融状态下能导电的物质。
解离平衡 酸 碱
弱电解质水溶液中已解离的弱电解质组分离子 与未解离的弱电解质分子之间的平衡
在水溶液中解离出来的阳离子全部是H+的电解质。 在水溶液中解离出来的阴离子全部是OH-的电解质。
H3O+
H2CO 3
+H
+ H
+
H2O
HCO3-
- H+
- H+
OHCO32-
+
3）写出质子条件
[H3O+] + [H2CO3] = [OH-] + [CO32-]
：写出 (NH4)2HPO4 水溶液的质子条件。 解： 参考水准：H2O, NH4+, HPO42参考水准得质子后的产物： H3O+, H2PO4- ，H3PO4 ； 参考水准失质子后的产物： OH-, NH3, PO43质子条件： [H+] + [H2PO4-] + 2[H3PO4] = [OH-] + [NH3] + [PO43-]
P101 14
1）NH4CN 参考水准：H2O, NH4+, CN- ;
质子条件：[H+]+[HCN]=[OH-]+[NH3]
2) NaHCO3 参考水准：H2O, HCO3- ;
质子条件：[H+]+[H2CO3]=[OH-]+[CO32-]
3) (NH4)2HPO4 参考水准：H2O, NH4+, HPO42- ;
[H ] [OH - ]
cK a
cb K b
一元弱碱
缓冲溶液 两 性 物 质
[H + ] K a
ca cb
[H + ]
[H + ]
K a1 K a 2
K a 2 K a 3
[H + ]
K a1 K a 2
cb K b1
注 意!
第 四 章 主要内容 一、 酸碱平衡 （一）概念
1、解离平衡
如一元弱酸HA :
HA H+ +A -
2、解离平衡常数(Ka , Kb ）及解离度α 3、同离子效应，盐效应 4、盐的水解及水解常数Kh 5、质子酸、碱及共轭酸碱对 6、酸碱反应实质 7、缓冲溶液 8、常见酸碱指示剂变色范围
酚酞、甲基橙 一元强碱弱酸盐 一元强酸弱碱盐 一元弱酸弱碱盐 多元弱酸盐
总浓度一定，当ca / cb=1时, 由共轭酸碱对组成的缓冲溶 pH = pKa ；


由共轭酸碱对组成的缓冲溶液其有效缓冲范围一般约为
pKa ± 1。 选择缓冲溶液时需要控制的 pH 值应在缓冲范围内。
2、酸(碱)溶液[H+]的计算概述
酸碱溶液有五种类型： 强酸（碱） 一元弱酸（碱） 多元弱酸（碱） 两性物质； 缓冲溶液（共轭酸碱对混合溶液）
[H ][NH 3 H 2 O] K w Kh [NH 4 ] Kb
3）弱酸弱碱盐
Kh Kw K a Kb
弱酸弱碱盐水解后 溶液酸碱性 Ka = Kb时， 中性 Ka < Kb时，碱性 Ka > Kb时， 酸性
盐类水解程度的大小还可用水解度h 来衡量：
HA给出质子： A-接受质子： HA+ H2O A- + H3O+ A- + H2O HA +OHKa =([A- ][H3O+ ])/[HA] Kb= （[HA][OH- ]）/ [A- ]
[A ][H3 O] [HA][OH ] K a Kb [H3 O][OH ] K w [HA] [A ]