内蒙古民族大学无机化学吉大武大版第8章酸碱解离平衡(课堂PPT)
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第8章 酸碱平衡吉林大学无机化学
非水溶剂的分辨区
如果选用冰醋酸作为溶剂，四种酸的强度依次为 HClO4＞H2SO4＞HCl＞HNO3， 由于冰醋酸的碱性较弱，可以分辨出四种酸的强 度差别，这种现象称为区分效应。
Hammett 酸度函数 （适用于H+浓度超过1mol/L的情况）
BH + B+H +
K BH
[B ][H + ] [BH ]
液态N2O4中
Cu( s) (2 n)N2O4 (l ) Cu(NO3 )2 nN2O4 (s) 2NO(g )
(3)酸碱电子理论
1923年 Lewis
酸： 凡是能接受电子对的物质 来自： 凡是能给出电子对的物质A + :B Lewis acid Lewis base A:B acidbase adduct
H A x x
存在的问题： 没有考虑水本身 的解离！
K a
x2 c0 x
a
[H ] x
K
K
a
2
4K a c0
2 若c0 [H ](c0 400K a）时， c0 [H ] c0 .
故可简化为[H ] x = K a c0
[H ]
K BH [BH + ]
[B ]
+ [BH ] lg[H ] lg K BH lg [B ] [B ] H 0 pK BH lg + [BH ]
The value H0 = -12 for pure sulfuric acid must not be interpreted as pH = -12 (which would imply an impossibly high H3O+ concentration of
内蒙古民族大学无机化学吉大武大 化学平衡PPT课件
表示气态 可逆
反应的经验平衡常数 Kp。 对同一个反应：Kc 和Kp 数值可能不等，二
第7页/共35页
注意： （1）平衡状态，平衡体系各物质浓度保持不变， 但各
物质浓度值与初始浓度有关。 （22-2）平衡常数表与达各式物的质书初写始要浓求度和无多关重但平与衡温规度则有 关1。.平衡常数表达式的书写要求
§5-1 化学反应的可逆性和化学平衡 可逆反应：在一定条件下，一个化学反应即可从左
向右进行，又可以从右向左进行的反应
叫可逆反应。
例如：CO(g) + H2O(g)
CO2(g) + H2 (g)
Ag
+ (aq)
+
Cl
-
(aq)
AgCl (s)
化学反应的这种性质叫反应的可逆性。几乎所
有
的反应都具有可逆性，只是可逆性程度不同。习惯上，
我们把可逆性显著的化学反应，称为可逆反应（用箭
头表示）；可逆性不显第著1页/的共35化页 学反应，称为不可逆反
化学平衡：在可逆反应中，正反应速度与逆反应 速
度相等时的状态，称为化学平衡状态，
简称化学平衡。
在化学平衡状态下：反应并未停止，只是正 逆
反应速度相等。即 v正 = v逆 ，因此化学平衡是一种 动
这个关系称为多重平衡规则。
（1） H2(g) + O2 K1
H2O(g)
第10页/共35页
K3
=
[H—2O—][C—O]
[H2][CO2]
=
—[H—2O]—
[H2][O2]
·[—O2—][C—O]
[CO2]
=
K1
·K2
同理： （1）= （3）- （2） K1 = K3 / K2
反应的经验平衡常数 Kp。 对同一个反应：Kc 和Kp 数值可能不等，二
第7页/共35页
注意： （1）平衡状态，平衡体系各物质浓度保持不变， 但各
物质浓度值与初始浓度有关。 （22-2）平衡常数表与达各式物的质书初写始要浓求度和无多关重但平与衡温规度则有 关1。.平衡常数表达式的书写要求
§5-1 化学反应的可逆性和化学平衡 可逆反应：在一定条件下，一个化学反应即可从左
向右进行，又可以从右向左进行的反应
叫可逆反应。
例如：CO(g) + H2O(g)
CO2(g) + H2 (g)
Ag
+ (aq)
+
Cl
-
(aq)
AgCl (s)
化学反应的这种性质叫反应的可逆性。几乎所
有
的反应都具有可逆性，只是可逆性程度不同。习惯上，
我们把可逆性显著的化学反应，称为可逆反应（用箭
头表示）；可逆性不显第著1页/的共35化页 学反应，称为不可逆反
化学平衡：在可逆反应中，正反应速度与逆反应 速
度相等时的状态，称为化学平衡状态，
简称化学平衡。
在化学平衡状态下：反应并未停止，只是正 逆
反应速度相等。即 v正 = v逆 ，因此化学平衡是一种 动
这个关系称为多重平衡规则。
（1） H2(g) + O2 K1
H2O(g)
第10页/共35页
K3
=
[H—2O—][C—O]
[H2][CO2]
=
—[H—2O]—
[H2][O2]
·[—O2—][C—O]
[CO2]
=
K1
·K2
同理： （1）= （3）- （2） K1 = K3 / K2
第8章 酸碱解离平衡
三: 电离度
为了定量描述电解质在溶液中电离的程度 大小，引入电离度(a)的概念.电离度(又称解 离度)(a)是电离平衡时弱电解质的解离百分率.
c 0 ceq 已电离的浓度 a% 100 100 弱电解质的初始浓度 c0
电离度的大小除与电解质的本性有关外, 还与溶剂(极性),溶液浓度,温度等有关.
6.2.2 弱电解质的解离平衡
6.2.2.1 水的解离与水溶液的pH值 一：水的离子积
在任何水溶液中有下列平衡存在: H2O 其平衡常数
水的离子积
θ w
H+ + OH
K [H ][OH ]
离子平衡浓度
295K下，纯水:c(H+)=c(OH-)=1.0×10-7mol· -1 L
K 1.0 10
二. 软硬酸碱原则
硬酸配硬碱,软酸配软碱;但软硬不相配 (即形成的酸碱配合物稳定性差) 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.
H H N H Cl NH 3 H F F－ F B F F
2
Cu2+
NH 3 NH Cu NH + 4 NH3 3 3 NH 3
∵ x很小∴0.05+x≈0.05, 0.05-x≈0.05
∴ x=Kaθ=1.76×10-5(mol· -1) L
五: 一元弱碱强酸盐[H+]的计算
在酸碱质子理论中,象NH4Cl这样在中学教材中 称为强酸弱碱盐的物质,其实是一元质子酸,其水 解反应实质就是酸的电离平衡反应.
酸碱平衡课件ppt.ppt
呼吸加深加快
CO2排出↑
㈢组织细胞的调节作用
K＋ Na＋
ClH＋
H＋
HCO3- K＋
H＋
H＋
Na＋
K＋
Na＋
组织细胞
㈣肾脏的调节
肾脏通过排酸（H＋或固定酸）以及重吸 收碱（HCO3－）对酸碱平衡进行调节
近曲小管泌H＋和对NaHCO3的重吸收 调
节 方
远曲小管泌H＋和对NaHCO3的重吸收
式 近曲小管上皮细胞泌NH4＋
实际碳酸氢盐(actual bicarbonate, AB)
隔绝空气的血标本在实际状态下测得的HCO3-含量
✓ 受呼吸和代谢两方面的影响
✓AB,SB 同时升高
代谢性碱中毒
✓AB,SB 同时降低
代谢性酸中毒
• AB＞ SB，CO2潴留
呼吸性酸中毒
• AB＜ SB，CO2排出过多 呼吸性碱中毒
㈣缓冲碱（buffer base, BB）
H2O
H＋ ＋ Buf -
H2CO3 HBuf
缓冲作用即刻发生，HCO3- ↑↑
细胞内外离子交换的缓冲作用
K+ H+
2-4小时起作用，易引起低钾血 症
肺的调节
H＋↓ 外周化学感受器
呼吸中枢 抑制
呼吸频率幅度↓
CO2排出↓
pH↓
[HCO3-]↑ [H2CO3]↑
PaCO2 ↑
✓作用迅速，24小时达高峰 ✓代偿作用极限：PaCO2↑至55mmHg
近曲小管和集合管泌H＋、重吸收HCO3－
毛细血管 K＋
近曲小管上皮细胞 Na＋
Na＋H＋＋ HCO3－ H2CO3
CA
H2O＋CO2
肾小管腔 集合管上皮细胞
大学无机化学第8章 酸碱解离平衡
C C-Cα
Ka
=
—(C—α —)2 C - Cα
=
—Cα—2 1-α
00
Cα
Cα
想一想：浓度越稀 电离度越大，酸度
越大。这种说法对
吗？（F）
当α <5%，即c/Ka>400时, 1-α ≈1
因此 Kaθ ＝Cα 2 KaθC＝[H+]2 [H+] =KaθC
或
α = —KC—a—θ
此式表明，在一定温度下，浓 度越稀，电离度越大。
H3O+ + Ac-
K
a
aH aAc aHAc
在电解质溶液的平衡体系中，实际上是活度 商满足上式所表示的关系，因为活度是溶液中 各物质实际上起作用的浓度。
5
• 弱电解质的稀溶液中，可认为活度系数为1:
K
a
[H ][ Ac ] [ HAc ]
式中[H＋]、[Ac－]和[HAc]都是平衡时的浓度(mol/L)，
2.影响解离度的因素
对于某一电解质，影响解离度的因素有： （1）溶剂的性质 一般来讲，溶剂分子的极性越大，电解质
在极性溶剂中越容易解离，非极性或极性 很弱的溶剂(如苯、氯仿、乙醚等)则不能使 电解质解离。 讲解离度的大小时，还应指明是在何种溶 剂中的解离度。
12
（2）溶液的浓度 解离度随溶液的稀释而增大。 （3）温度 解离反应是吸热反应，因此升高温度，解
K
a
C0
求一元弱酸的[H+]公式。
7
一元弱碱的OH－离子的计算公式：
[OH ] Kb C0
当α<5% 或C0/Kbθ> 400, C0- [OH-] C0,可 简化为： 解离常数是化学平衡常数的一种形式，其 表达式基本相同，所不同的是以解离反应方 程式为基准，有些浓度是用离子浓度表示。
大学无机化学化学平衡ppt课件-2024鲜版
2024/3/28
32
学习建议与拓展资源推荐
01
拓展资源推荐
02
《无机化学》（第四版），高等教育出版社，大连理工大学无机化学 教研室编。
03
《无机化学例题与习题》，高等教育出版社，徐光宪等编。
2024/3/28
04
中国大学MOOC《无机化学》课程，由国内知名高校教授主讲，内容 丰富、系统深入。
33
生活、生产和科研中的应用。
2024/3/28
配位平衡
详细阐述了酸碱质子理论、酸碱平衡常数（ Ka、Kb）的计算、酸碱指示剂的选择以及酸 碱滴定曲线的绘制。
氧化还原平衡
讲解了氧化还原反应的基本概念、氧化数、 氧化还原方程式的配平，以及原电池和电解 池的工作原理。
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化学平衡领域的未来发展趋势
1 新型功能材料的合成与应用
18
平衡转化率的计算
2024/3/28
转化率（α）
表示反应物转化的程度，等于反应物转化的物质的量占反应 物起始物质的量的百分数。
平衡转化率的计算步骤
首先根据化学方程式列出反应物和生成物的初始浓度和平衡 浓度，然后根据质量守恒定律和电荷守恒定律列出方程组， 解方程组求出平衡组成后，再根据转化率的定义求出转化率 。
生物医学应用
通过调节生物体内的化学 平衡，治疗疾病或改善生 理功能，如酸碱平衡调节 、电解质平衡维护等。
23
06
化学平衡的实验研究方法
2024/3/28
24
化学平衡实验的设计原则
代表性原则
选择具有代表性的化学反应体系 ，能够反映化学平衡的基本特征
和规律。
2024/3/28
可控性原则
实验条件应易于控制和调节，以便 研究不同因素对化学平衡的影响。
第8章 酸碱解离平衡
b) 加盐酸后，体系中[H+]＝0.010mol· –3，此酸度，已解离 dm
的[H2S]及H2S解离出的 [H+] 均可忽略。设 [S2－] 为 y ，则
H2S 平衡浓度： 0.01 2H+ ＋ S2– 0.010 y
[H ]2 [S2 ] 0.012 y Ө KӨ K1ӨK 2 1.4 1020 [H 2S] 0.01
8 － 1 弱酸和弱碱的离解平衡
8 － 1 － 1 一元弱酸、弱碱的离解平衡
1 电离平衡常数（离解平衡常数） 醋酸 CH3COOH (简写HAc) 溶液中存在着平衡： HAc ＋ H2O H3O+ ＋ Ac－ H+ ＋ Ac－
或： HAc
其平衡常数表达式可写成：
[H ][Ac－ ] K aӨ [HAc]
Ka θ：酸式电离平衡常数， [H+], [Ac－], [HAc] 表示平衡浓度。 若用 c0 表示醋酸溶液的起始浓度，则有：
[H ]2 K aӨ c0 -[H ]
当K很小，酸的起始浓度c0较大时，则 c0≫[H+] ，上式简化成 ：
[H ]2 Ө Ka c0
所以：
[H ] K a c0
[H ] a c0
K aӨc0 c0
K aӨ c0
NH3 · 2O 的电离度为： H
K bӨ a c0
KaӨ、KbӨ不随浓度变化。但电离度a随起始浓度的变化而变化。
起始浓度 c0 越小，电离度 a 值越大。
例： a) 计算 0.10 mol · –3 HAc 溶液的 [H+] 和电离度； dm b) 计算 1.0×10–3 mol · –3 NH3 · 2O 的 [OH－] 和电离度。 dm H 已知 HAc 的 KaӨ ＝1.8×10–5，NH3· 2O的 KbӨ ＝1.8×10–5 H
教材《无机化学》第8章酸碱解离平衡
无机化学 第8章 酸碱解离 平衡
• 酸碱解离平衡概述 • 酸碱解离平衡的表示方法 • 影响酸碱解离平衡的因素 • 酸碱解离平衡的应用 • 酸碱解离平衡的实验研究 • 总结与展望
01
酸碱解离平衡概述
酸碱解离平衡的定义
01
酸碱解离平衡是指酸或碱在水溶 液中，由于溶剂的作用，使酸或 碱的解离平衡的基本原理，了解影响酸 碱解离平衡的因素，加深对酸碱反应本质的理解。
实验原理
酸碱解离平衡是溶液中酸和碱的离子化过程，受到离子强度 、同离子效应等因素的影响。通过实验测定不同条件下的酸 碱解离常数，可以进一步探究酸碱反应的规律。
实验步骤与操作
01
02
03
04
步骤一
其他因素的影响
总结词
络合、沉淀、氧化还原等反应影响酸碱解离平衡。
详细描述
除了温度、浓度和同离子效应外，其他一些因素也会对酸碱解离平衡产生影响。例如，络合反应可以与酸碱分子 结合形成络合物，沉淀反应可以形成不溶于水的物质，这些都会影响酸碱的解离平衡。此外，氧化还原反应也会 改变酸碱的解离平衡。
04
酸度常数的计算方法
实验测定
通过实验测定不同浓度下的pH值， 再根据pH值计算出Ka值。
理论计算
根据酸或碱的分子结构，利用量子 化学计算方法计算出Ka值。
应用软件
利用一些专门用于化学计算的软件， 如ChemOffice等，也可以方便地计 算出Ka值。
酸度常数的应用
判断酸或碱的强弱
Ka值越大，表示酸或碱的解离程度越大，酸性或 碱性越强。
THANKS
感谢观看
在药物研发中的应用
药物代谢
药物在体内的代谢过程中，常常 涉及到酸碱解离平衡，影响药物
• 酸碱解离平衡概述 • 酸碱解离平衡的表示方法 • 影响酸碱解离平衡的因素 • 酸碱解离平衡的应用 • 酸碱解离平衡的实验研究 • 总结与展望
01
酸碱解离平衡概述
酸碱解离平衡的定义
01
酸碱解离平衡是指酸或碱在水溶 液中，由于溶剂的作用，使酸或 碱的解离平衡的基本原理，了解影响酸 碱解离平衡的因素，加深对酸碱反应本质的理解。
实验原理
酸碱解离平衡是溶液中酸和碱的离子化过程，受到离子强度 、同离子效应等因素的影响。通过实验测定不同条件下的酸 碱解离常数，可以进一步探究酸碱反应的规律。
实验步骤与操作
01
02
03
04
步骤一
其他因素的影响
总结词
络合、沉淀、氧化还原等反应影响酸碱解离平衡。
详细描述
除了温度、浓度和同离子效应外，其他一些因素也会对酸碱解离平衡产生影响。例如，络合反应可以与酸碱分子 结合形成络合物，沉淀反应可以形成不溶于水的物质，这些都会影响酸碱的解离平衡。此外，氧化还原反应也会 改变酸碱的解离平衡。
04
酸度常数的计算方法
实验测定
通过实验测定不同浓度下的pH值， 再根据pH值计算出Ka值。
理论计算
根据酸或碱的分子结构，利用量子 化学计算方法计算出Ka值。
应用软件
利用一些专门用于化学计算的软件， 如ChemOffice等，也可以方便地计 算出Ka值。
酸度常数的应用
判断酸或碱的强弱
Ka值越大，表示酸或碱的解离程度越大，酸性或 碱性越强。
THANKS
感谢观看
在药物研发中的应用
药物代谢
药物在体内的代谢过程中，常常 涉及到酸碱解离平衡，影响药物
大学无机化学课件第8章酸碱解离平衡
设平衡时已解离的氢硫酸的浓度为 x ，则 [H+]、 [HS－] 近似等于 x ，而
[H2S] ＝0.10 - x ≈ 0.10 mol·dm–3
H2S
H+ ＋ HS－
起始浓度： 0.10
00
平衡浓度： 0.10
xx
K1Ө
[H ][HS ] [H 2S]
x2 0.10
1.1107
解得 x＝1.05×10–4
若用 c0 表示醋酸溶液的起始浓度，则有：
KaӨ
[H ]2 c0-[H ]
当电离平衡常数 K 很小，酸的起始浓度 c0 较大时， 则有 c0≫[H+] ，于是上式可简化成 ：
KaӨ
[H c0
]2
所以：
[H ] KaӨc0
适用条件： ① c0 ＞400 KaӨ ； ② 一元弱酸体系 。
作为弱碱，氨水也发生部分解离，存在下列平衡：
故 [H+]＝1.34×10–3 mol ·dm–3
电离度 a [H ] 1.34103 1.34%
c0
0.10
若不采用近似计算，而将平衡常数的值代入其表达式
中，则有：
KaӨ
x2 0.10
x
x2 1.8105 0.10 x
解一元二次方程得 x = 1.33×10–3
即 [H+]＝1.33×10–3 mol ·dm–3
例：a) 求 0.010 mol·dm–3 的 H2S 溶液中 H+ 、HS－、S2– 及 H2S 的浓度。
b) 若向上述溶液中加几滴浓盐酸，使其浓度达到 0.010 mol·dm–3，求溶液中 S2– 的浓度。
H2S 的解离平衡常数 K1Ө =1.1×10–7 K2Ө =1.3×10–13
内蒙古民族大学无机化学吉大武大版第8章酸碱解离平衡
C0
C0
C0
a = [OH ] = Kb 0.C0 = Kb 0
C0
C0
C0
整理课件
2. 同离子效应和盐效应：
电离平衡同其他平衡一样，当外界条件（离子浓度、
温度）改变时，旧的平衡被破坏，新的平衡又建立，所
以离子浓度的变化是影响电离平衡的重要因素。
（1）同离子效应：
例 在 HAc 的平衡体系中加入 NaAc
已知 KHAc= 1.76×10-5 解方程即可得 [H＋] 当C0 / Ka > 400时，则C0－[H＋]≈C0 则可以简化计算
Ka = [H＋]2/ C0
[H+] =
K . C 整理课a件
0 和 Kb都是平衡常数,它能表示弱酸、弱碱解离 出离子的趋势的大小，K 值越大表示解离的趋势越大。 一般把 Ka 值小于 10-2 的酸称为弱酸；弱碱也可以按 Kb 的大小分类。
如：HAc溶液中加入大量NaCl，可略增加HAc 的电离度。
盐效应是由于溶液中的离子强度增大，使离子 的活度降低，从而使平衡向右移动。但这种电离度 增大并不显著，所以计算中常可以忽略由盐效应引 起的弱电解质的电离度的变化。
整理课件
2-2 水的离子积和溶液的pH值
1. 水的离子积：
水是一种很弱的电解质，只发生极少的电离：
例如：运用依数性解决KCl～H2O，已知：H2O的 Kf = 1.86 （273K）, KCl水溶液：m = 0.20mol·㎏－1, 求该溶液的凝固点降低值。
理论计算： (1) 根据难挥发非电解质稀溶液依数性计算：
∆Tf = Kf m = 1.86×0.20 = 0.372K
整理课件
(2) 根据强电解质完全电离： 粒子质量浓度 m，= 2m = 0.40mol·㎏－1
第八章弱酸和弱碱的解离平衡
（2） 性质
表示水溶液中酸碱性强弱的标度，pH 越小，酸性越强。
（3） 范围
仅表示氢离子或氢氧根离子浓度 1mol·L-1以下的溶液的酸碱性。
（4） 应
用
实用文档
21
第8章 酸碱解离平衡
§8.1 弱酸和弱碱的解离平衡
常见液体的pH
名称 胃液 柠檬酸
醋 葡萄汁 橙汁 尿液 暴露在空 气中的水
pH 1.02.0
x2/c
（条件：c >400Ka )
实用文档
5
第8章 酸碱解离平衡
§8.1 弱酸和弱碱的解离平衡
即： c(H 3O)c(A-)c cK a
2、解离度 (Degree of Dissolution)
已解离的电解质分子数 α 溶液中原电解质分子数
c(H 3O ) 100% c(HAc)
100 %
H3O+(aq) +Ac-(aq)
平衡浓度/(mol·L-1) 0.1-x
K a(H A {c(cH { 3O c)()H } c({ A A -)c } cx )(0} 0. 1 .x x 1 )00
0.1±x≈0.1
x0= Ka =1.8×10-5 c(H3O+)=1.8×10-
αc(H 3O )100 51 m% ol. ·8 1L 0 -51100 0% .018%
实用文档
2
第8章 酸碱解离平衡
§8.1 弱酸和弱碱的解离平衡
简写
Ka
(HAc{c)(H3O)}c{(A)c} {c(HAc)}
Ka ：一元弱酸解离常数
(Dissolution Constant of Weak Acid)
对于一元弱碱的解离平衡：
第8章 酸碱解离平衡
第8 章酸碱解离平衡8－1－2 水的解离平衡和溶液的pH1. 水的离子积常数(KӨ)wH2O（l）H+（aq）+ OH－(aq)K wӨ= [ H+ ] [ OH－]H2O H++ OH－ H> 0 吸热反应T升高时，K wӨ值变大；降低时，K wӨ值变小。
8－1－3 多元弱酸的解离平衡H 3PO 3H 2CO 3, H 2S, H 2SO 3二元酸H 3PO 4, H3A S O 4三元酸三元弱酸的解离：(3) 负二价的酸根离子的浓度等于第二级解离常数K 2。
(1) 其[H +] 是由第一步解离决定；(2) 负一价酸根离子的浓度等于体系中的[H +]；和二元酸相似，三元酸也是分步解离的，K 1，K 2，K 3相差很大。
从多元酸的讨论中可得类似结论：二元弱酸解离①二元弱酸的[ H+]由第一步解离决定。
②溶液的负一价酸根浓度也由第一步解离决定。
③负二价酸根浓度由总反应平衡常数计算更方便。
④在强酸溶液中，[H+]取决于强酸的浓度。
8－1－4 缓冲溶液例8−6缓冲溶液的组成为c(HAc)= 0.10 mol ·dm－3酸(NaAc) = 0.10 mol·dm－3c盐求(1)其pH;(2) 向1dm3 该缓冲溶液中，分别加入0.01 mol 盐酸和0.01 mol 氢氧化钠，pH 值各变成多少？忽略加入酸碱时的微小体积变化; (3) 将1.0 dm3 该溶液加水稀释至10 dm3，引起的pH 变化。
(HAc)= 0.10 mol ·dm－3 缓冲溶液c酸(NaAc) = 0.10 mol·dm－3c盐①溶液pH = 4.74②加入0.01 mol H+ ，pH = 4.66③加入0.01 mol OH–，pH = 4.82④加水稀释10倍，pH = 4.74Ac－可与H+ 结合生成HAc，抵抗H+，称为抗酸组分。
HAc可与OH－反应生成Ac－，抵抗OH－，称为抗碱组分。
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0.1
0.2
0.3
0.5
活 Z=1 0.99 0.98 0.97 0.96 0.95 0.92 0.89 0.87 0.81 0.78 0.70 0.66 0.62
度因 Z=2 0.95 0.94 0.90 0.86 0.81 0.72 0.63 0.57 0.44 0.33 0.24 -
子f Z=3 0.90 0.87 0.80 0.73 0.64 0.51 0.39 0.28 0.15 0.08 0.04 -
HAc + H2O
H3O+ + Ac
NH3 + H2O 或写作 ： HAc
NH4+ + OHH+ + Ac-
NH3·H2O
Байду номын сангаас
NH4+ + OH-
HAc 和 NH3·H2O 的电离平衡表达式可分别写成：
11
由于弱电解质的稀溶液 a≈c f≈1.0
Kqa
= aH + aAc aHAc
= [H+]2 [ HAc ]
第 8章
酸碱解离平衡
1
溶液
非电解 质溶液
依数性只与溶质的粒子数 有关，而与溶质本质无关。
强电解 易溶强电解质
电解质 溶液
质溶液
弱电解 质溶液
难溶强电解质
弱酸、弱碱的电离平衡 盐的水解 酸碱理论的发展
2
§8.1 强电解质溶液理论 1. 存在的实际问题（在强电解质溶液中）
前面已学习了非电解质溶液的依数性理论，对于 强电解质溶液来说，运用该理论时，与实际结果出现 了偏差。
使得离子不能完全发挥其作用，不论在讨论导电性方
面还是讨论依数性方面的实验中，真正发挥作用的总
是比完全电离时应达到的离子浓度少。
我们把电解质溶液中离子实际发挥作用的浓度称
为有效浓度或称为活度，显然活度要小于浓度。用a
表示。
a = f c f 为活度系数
一般说：离子电荷高，离子强度大，则 f 越小，
表明离子之间相互作用大，活度与浓度之间差别也越
4
离子的行动为什么不完全自由 ——— 离子氛形成的结果
离子的相互作用大小如何衡量 ——— 离子强度 电解质溶液中实际发挥作用的浓度如何计算
———有效浓度（活度）和活度系数 Debye 和 Huckel 较好的解释了强电解质溶液的 某些性质与依数性实验结果之间的偏差，并构成了 强电解质溶液理论。 (1)离子氛：在强电解质溶液中，电解质完全电离， 相同电荷的离子相斥，相反电荷离子相吸，所以在 正离子周围负离子多一些，在负离子周围正离子多 一些。在强电解质溶液中，一种离子被异号离子所 包围的现象称为离子氛（ionic atmosphere） 。 5
溶液导电能力下降，电离度下降，依数性异常。
6
（2）离子强度： 用 I 表示
I 是用来衡量溶液中离子与它的离子氛之间的作
用强弱的。显然离子浓度越大，离子所带电荷越高，
离子与离子氛之间的作用越强。离子强度 I 越大，正
负离子间作用力越大。
I = 1/2∑mi zi2 I：离子强度：mol ·㎏－1
mi：i 离子的质量摩尔浓度 Zi ：i 离子的电荷数 例： 求0.01mol·㎏－1 的BaCl2 溶液的离子强度
值 Z=4 0.83 0.77 0.67 0.56 0.45 0.30 0.19 0.12 0.04 0.01 0.003 -
10
§8-2 弱酸、弱碱的解离平衡
2-1 一元弱酸、弱碱的解离平衡
1. 电离常数和解离度
作为弱电解质的弱酸、弱碱在水溶液中只有一
部分发生电离，存在着电离平衡。
例如：HAc 和 NH3·H2O 的电离平衡如下：
Kθbθ
=
[
NH
+
4
[ NH3
][OH
. H2O
] ]
弱酸电离常数用 Kθa 表示，弱碱电离常数用 Kbθ 表示。 不同的物质Kaθ、Kbθ 值不同；与弱酸弱碱的浓度无关； 它们既然属于平衡常数，当然与温度有关。但由于弱
电解质解离的效应很小，所以温度变化对Ka、Kb值的 影响很小。常用酸碱电离平衡常数可以从书中查到。
实际测得：0.673K （介于0.372～0.744 之间） 以上事实如何解释呢？有人提出了新的理论，即
强电解质溶液理论。
2. 离子氛和离子强度、活度和活度系数 1923年 Debye 和 Huckel 提出了强电解质溶液理论：
强电解质在水溶液中完全电离，但因离子间的相 互作用，离子的行动并不完全自由。因此溶液真正表 现出的离子浓度总是低于完全电离时的浓度，于是出 现了上述与实验结果相矛盾的问题。就此提出了三个 问题：
例如：运用依数性解决KCl～H2O，已知：H2O的 Kf = 1.86 （273K）, KCl水溶液：m = 0.20mol·㎏－1, 求该溶液的凝固点降低值。
理论计算： (1) 根据难挥发非电解质稀溶液依数性计算：
∆Tf = Kf m = 1.86×0.20 = 0.372K
3
(2) 根据强电解质完全电离： 粒子质量浓度 m，= 2m = 0.40mol·㎏－1 ∆Tf ’= Kf ·m’= 1.86×0.40 = 0.744K
解 mBa2＋ = 0.01mol·㎏－1 mCl－ = 0.02 mol·㎏－1
ZBa2+ = 2
ZCl－ =－1
所以 I = 1/2∑mi zi2 = 1/2[ 0.01×22＋0.02×(－1)2]
= 0.03 mol·㎏－1
7
（3）活度（a）和活度系数（f）
在电解质溶液中，由于离子之间存在着相互作用，
利用酸碱电离平衡常数可以进行有关的计算 12
大，则此时必须用活度进行有关计算，否则结果将偏
离实际较大。 8
规律： ① 离子强度越大，离子间相互作用越显著，活度系
数越小。 ② 离子强度越小，活度系数约为1。稀溶液接近理
想溶液，活度近似等于浓度。 ③ 离子电荷越大，相互作用越强，活度系数越小 。
9
离子的 f 值和离子强度的关系
离子强度
(I) 1×10-4 2×10-4 3×10-4 1×10-3 2×10-3 5×10-3 1×10-2 2×10-2 5×10-2
正离子周围负离 子多一些，在负离子 -
周围正离子多一些。
-
+
+
-
离子氛 + 示意图
+ -
Debye 和 Hückel 认为强电解质在溶液中是完全 电离的，但是由于离子间的相互作用，每一个离子都
受到相反电荷离子的束缚。由于离子氛使离子的运动
受到相互牵制，这种离子间的相互作用使溶液中的离
子并不完全自由，其表现是：
0.2
0.3
0.5
活 Z=1 0.99 0.98 0.97 0.96 0.95 0.92 0.89 0.87 0.81 0.78 0.70 0.66 0.62
度因 Z=2 0.95 0.94 0.90 0.86 0.81 0.72 0.63 0.57 0.44 0.33 0.24 -
子f Z=3 0.90 0.87 0.80 0.73 0.64 0.51 0.39 0.28 0.15 0.08 0.04 -
HAc + H2O
H3O+ + Ac
NH3 + H2O 或写作 ： HAc
NH4+ + OHH+ + Ac-
NH3·H2O
Байду номын сангаас
NH4+ + OH-
HAc 和 NH3·H2O 的电离平衡表达式可分别写成：
11
由于弱电解质的稀溶液 a≈c f≈1.0
Kqa
= aH + aAc aHAc
= [H+]2 [ HAc ]
第 8章
酸碱解离平衡
1
溶液
非电解 质溶液
依数性只与溶质的粒子数 有关，而与溶质本质无关。
强电解 易溶强电解质
电解质 溶液
质溶液
弱电解 质溶液
难溶强电解质
弱酸、弱碱的电离平衡 盐的水解 酸碱理论的发展
2
§8.1 强电解质溶液理论 1. 存在的实际问题（在强电解质溶液中）
前面已学习了非电解质溶液的依数性理论，对于 强电解质溶液来说，运用该理论时，与实际结果出现 了偏差。
使得离子不能完全发挥其作用，不论在讨论导电性方
面还是讨论依数性方面的实验中，真正发挥作用的总
是比完全电离时应达到的离子浓度少。
我们把电解质溶液中离子实际发挥作用的浓度称
为有效浓度或称为活度，显然活度要小于浓度。用a
表示。
a = f c f 为活度系数
一般说：离子电荷高，离子强度大，则 f 越小，
表明离子之间相互作用大，活度与浓度之间差别也越
4
离子的行动为什么不完全自由 ——— 离子氛形成的结果
离子的相互作用大小如何衡量 ——— 离子强度 电解质溶液中实际发挥作用的浓度如何计算
———有效浓度（活度）和活度系数 Debye 和 Huckel 较好的解释了强电解质溶液的 某些性质与依数性实验结果之间的偏差，并构成了 强电解质溶液理论。 (1)离子氛：在强电解质溶液中，电解质完全电离， 相同电荷的离子相斥，相反电荷离子相吸，所以在 正离子周围负离子多一些，在负离子周围正离子多 一些。在强电解质溶液中，一种离子被异号离子所 包围的现象称为离子氛（ionic atmosphere） 。 5
溶液导电能力下降，电离度下降，依数性异常。
6
（2）离子强度： 用 I 表示
I 是用来衡量溶液中离子与它的离子氛之间的作
用强弱的。显然离子浓度越大，离子所带电荷越高，
离子与离子氛之间的作用越强。离子强度 I 越大，正
负离子间作用力越大。
I = 1/2∑mi zi2 I：离子强度：mol ·㎏－1
mi：i 离子的质量摩尔浓度 Zi ：i 离子的电荷数 例： 求0.01mol·㎏－1 的BaCl2 溶液的离子强度
值 Z=4 0.83 0.77 0.67 0.56 0.45 0.30 0.19 0.12 0.04 0.01 0.003 -
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§8-2 弱酸、弱碱的解离平衡
2-1 一元弱酸、弱碱的解离平衡
1. 电离常数和解离度
作为弱电解质的弱酸、弱碱在水溶液中只有一
部分发生电离，存在着电离平衡。
例如：HAc 和 NH3·H2O 的电离平衡如下：
Kθbθ
=
[
NH
+
4
[ NH3
][OH
. H2O
] ]
弱酸电离常数用 Kθa 表示，弱碱电离常数用 Kbθ 表示。 不同的物质Kaθ、Kbθ 值不同；与弱酸弱碱的浓度无关； 它们既然属于平衡常数，当然与温度有关。但由于弱
电解质解离的效应很小，所以温度变化对Ka、Kb值的 影响很小。常用酸碱电离平衡常数可以从书中查到。
实际测得：0.673K （介于0.372～0.744 之间） 以上事实如何解释呢？有人提出了新的理论，即
强电解质溶液理论。
2. 离子氛和离子强度、活度和活度系数 1923年 Debye 和 Huckel 提出了强电解质溶液理论：
强电解质在水溶液中完全电离，但因离子间的相 互作用，离子的行动并不完全自由。因此溶液真正表 现出的离子浓度总是低于完全电离时的浓度，于是出 现了上述与实验结果相矛盾的问题。就此提出了三个 问题：
例如：运用依数性解决KCl～H2O，已知：H2O的 Kf = 1.86 （273K）, KCl水溶液：m = 0.20mol·㎏－1, 求该溶液的凝固点降低值。
理论计算： (1) 根据难挥发非电解质稀溶液依数性计算：
∆Tf = Kf m = 1.86×0.20 = 0.372K
3
(2) 根据强电解质完全电离： 粒子质量浓度 m，= 2m = 0.40mol·㎏－1 ∆Tf ’= Kf ·m’= 1.86×0.40 = 0.744K
解 mBa2＋ = 0.01mol·㎏－1 mCl－ = 0.02 mol·㎏－1
ZBa2+ = 2
ZCl－ =－1
所以 I = 1/2∑mi zi2 = 1/2[ 0.01×22＋0.02×(－1)2]
= 0.03 mol·㎏－1
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（3）活度（a）和活度系数（f）
在电解质溶液中，由于离子之间存在着相互作用，
利用酸碱电离平衡常数可以进行有关的计算 12
大，则此时必须用活度进行有关计算，否则结果将偏
离实际较大。 8
规律： ① 离子强度越大，离子间相互作用越显著，活度系
数越小。 ② 离子强度越小，活度系数约为1。稀溶液接近理
想溶液，活度近似等于浓度。 ③ 离子电荷越大，相互作用越强，活度系数越小 。
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离子的 f 值和离子强度的关系
离子强度
(I) 1×10-4 2×10-4 3×10-4 1×10-3 2×10-3 5×10-3 1×10-2 2×10-2 5×10-2
正离子周围负离 子多一些，在负离子 -
周围正离子多一些。
-
+
+
-
离子氛 + 示意图
+ -
Debye 和 Hückel 认为强电解质在溶液中是完全 电离的，但是由于离子间的相互作用，每一个离子都
受到相反电荷离子的束缚。由于离子氛使离子的运动
受到相互牵制，这种离子间的相互作用使溶液中的离
子并不完全自由，其表现是：