第一节酸碱理论第二节弱酸弱碱的解离平衡第三节酸碱
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第五章 酸碱平衡与酸碱滴定
二、酸碱反应的实质：质子的转移
H+
酸+ 碱
如： H+
共轭碱 + 共轭酸
HCl(g) + NH3(g)
Cl- + NH4
请你排一排它们的酸碱性大小？
三、酸碱的强弱：本身性质、溶剂
H+（部分）
HAc + H2O H+（全部）
HAc + NH3
Ac- + H3O 醋酸为弱酸 Ac- + NH4 醋酸为强酸
溶液分为酸性、中性和碱性溶液。298.15K时： 当[H+]=[OH-] = 1×10–7 mol/L时，溶液显中性； 当[H+]>[OH-]，[H+]>1×10–7 mol/L，溶液显酸性； 当[H+]<[OH-]，[H+]<1×10–7 mol/L，溶液显碱性。 谁比较多，就显什么性 1×10–3 mol/L 1×10–9 mol/L
注意： 1.在计算多元酸碱解离常数时，应注意各级Ka和 Kb的关系。 2.由上述关系式看出：物质的酸性越强(Ka越大)， 其共轭碱的碱性就越弱(Kb越小)
四、同离子效应和盐效应
酸碱平衡
同离子效应 HAc
HCl
H+ + AcH+ + Cl-
NH3·H2O
NH
4
+ OH-
NH4Cl
NH
4
+ Cl-
第五章 酸碱平衡与酸碱滴定法
第一节 酸碱质子理论 第二节 酸碱平衡 第三节 缓冲溶液 第四节 酸碱滴定法 第五节 非水溶液的酸碱滴定
第五章 酸碱平衡与酸碱滴定法
1、酸碱质子理论 2、水的离子积及其应用
第六章酸碱平衡
H O + HAc 2
+ NH H O 3 2
+ H O Ac 3 +
在氨水溶液中加入NH4Cl；
+ NH + 4 OH
这种在弱酸或弱碱水溶液中加入含有相同离子的易 溶性强电解质，使弱酸或弱碱的解离度降低的现象 称为同离子效应。 例题
若在醋酸溶液中加入不含相同离子的强电解 质： + H O A H O + 3 + HAc 2 由于离子强度I增大，导致溶液中离子间 的相互作用增大，使HAc的解离度略有增大。 这种效应称为盐效应。 解释：
不同温度下，纯水的pH值： 25℃时，Kw＝1.0×10－14，pH=7.00 T＞25 ℃， Kw ＞ 1.0×10－14， [H+] ＞1.0×10-7， pOH=-lg[OH-] 判断题：pH＜7的溶液一 水溶液： 定是酸性溶液。 K [ H][ OH ] W pH＜7.00
两边取负对数， pK pH pOH W
25℃时，pH+pOH=14
返回
第三节
弱酸弱碱电离平衡
（一）一元弱酸在水中的质子转移平衡 （二）一元弱碱在水中的质子转移平衡 （三）共轭酸碱对的Ka与Kb之间的关系 （四）多元弱酸(碱)在水溶液中的质子转移 平衡 （五）质子转移平衡的移动
（六）酸碱水溶液中相关离子浓度的计算
返 回
（一）一元弱酸在水中的质子转移平衡 一元弱酸HB在水中的质子转移平衡反应式： HB＋H2O＝H3O＋＋B－ 在一定温度下，Ki与 [H O ] [ B ] 3 Ki [H2O ]为常数。 [HB] [H 2O] [H ][B ] Ka [HB] Ka称为酸的质子转移平衡常数，酸的解离平衡 常数，简称酸常数。其大小与酸本身的性质、温度 有关。T增大，酸常数如何变化？ Ka越大，酸越容易失去质子，酸的酸性越强。 问题：是否溶液的酸度也越强？
+ NH H O 3 2
+ H O Ac 3 +
在氨水溶液中加入NH4Cl；
+ NH + 4 OH
这种在弱酸或弱碱水溶液中加入含有相同离子的易 溶性强电解质，使弱酸或弱碱的解离度降低的现象 称为同离子效应。 例题
若在醋酸溶液中加入不含相同离子的强电解 质： + H O A H O + 3 + HAc 2 由于离子强度I增大，导致溶液中离子间 的相互作用增大，使HAc的解离度略有增大。 这种效应称为盐效应。 解释：
不同温度下，纯水的pH值： 25℃时，Kw＝1.0×10－14，pH=7.00 T＞25 ℃， Kw ＞ 1.0×10－14， [H+] ＞1.0×10-7， pOH=-lg[OH-] 判断题：pH＜7的溶液一 水溶液： 定是酸性溶液。 K [ H][ OH ] W pH＜7.00
两边取负对数， pK pH pOH W
25℃时，pH+pOH=14
返回
第三节
弱酸弱碱电离平衡
（一）一元弱酸在水中的质子转移平衡 （二）一元弱碱在水中的质子转移平衡 （三）共轭酸碱对的Ka与Kb之间的关系 （四）多元弱酸(碱)在水溶液中的质子转移 平衡 （五）质子转移平衡的移动
（六）酸碱水溶液中相关离子浓度的计算
返 回
（一）一元弱酸在水中的质子转移平衡 一元弱酸HB在水中的质子转移平衡反应式： HB＋H2O＝H3O＋＋B－ 在一定温度下，Ki与 [H O ] [ B ] 3 Ki [H2O ]为常数。 [HB] [H 2O] [H ][B ] Ka [HB] Ka称为酸的质子转移平衡常数，酸的解离平衡 常数，简称酸常数。其大小与酸本身的性质、温度 有关。T增大，酸常数如何变化？ Ka越大，酸越容易失去质子，酸的酸性越强。 问题：是否溶液的酸度也越强？
酸碱理论
] Ka [HAc]
5 1.75 10 0.10 [HAc] [H 3O ] Ka 0.10 [Ac ]
1.75 105 (mol L1 )
25
[H ] 1.75 10-5 α c(HAc) 0.10
=1.75×10-4 = 0.0175% 0.100 mol· L-1 HAc溶液α=1.32%， [H+]= 1.32×10-3 mol· L-1。由于同离子效应，[H+]和 HAc的解离度降低为原来的1/75。 可见，同离子效应影响显著，实际计算中 不能忽略其影响。
3．掌握同离子效应和盐效应的概念；
一、强电解质和解离度
强电解质 可溶性电解质 电解质 难溶性电解质 说明:电解质的强弱与溶剂有关(一般 以水作溶剂)。
3
弱电解质
强电解质(strong electrolyte)：在水溶液中 能完全解离成离子的化合物。 特点：强电质的解离是不可逆的，不存 在解离平衡，在水溶液中全部以离子状态存 在；导电性强。包括离子型化合物 (如NaCl、 KCl)和强极性键化合物(如HCl)。 例如： NaCl HCl Na+ + ClH+ + Cl（离子型化合物）
36
H3 H2 O
[Al(H2O)6]3+
O+
(二)酸碱共轭关系 1.酸中有碱，碱可变酸；
+ NH4
H+ + NH3
酸
碱
NH4+是NH3的共轭酸(conjugate acid) NH3 是NH4+的共轭碱(conjugate base)
2. 共轭酸碱对只相差一个H+;
例如:H2CO3 与CO32-非共轭关系
5 1.75 10 0.10 [HAc] [H 3O ] Ka 0.10 [Ac ]
1.75 105 (mol L1 )
25
[H ] 1.75 10-5 α c(HAc) 0.10
=1.75×10-4 = 0.0175% 0.100 mol· L-1 HAc溶液α=1.32%， [H+]= 1.32×10-3 mol· L-1。由于同离子效应，[H+]和 HAc的解离度降低为原来的1/75。 可见，同离子效应影响显著，实际计算中 不能忽略其影响。
3．掌握同离子效应和盐效应的概念；
一、强电解质和解离度
强电解质 可溶性电解质 电解质 难溶性电解质 说明:电解质的强弱与溶剂有关(一般 以水作溶剂)。
3
弱电解质
强电解质(strong electrolyte)：在水溶液中 能完全解离成离子的化合物。 特点：强电质的解离是不可逆的，不存 在解离平衡，在水溶液中全部以离子状态存 在；导电性强。包括离子型化合物 (如NaCl、 KCl)和强极性键化合物(如HCl)。 例如： NaCl HCl Na+ + ClH+ + Cl（离子型化合物）
36
H3 H2 O
[Al(H2O)6]3+
O+
(二)酸碱共轭关系 1.酸中有碱，碱可变酸；
+ NH4
H+ + NH3
酸
碱
NH4+是NH3的共轭酸(conjugate acid) NH3 是NH4+的共轭碱(conjugate base)
2. 共轭酸碱对只相差一个H+;
例如:H2CO3 与CO32-非共轭关系
酸碱质子理论
浓度，有效浓度的值就是活度 aB
活度因子：离子的活度
aB B bB / bθ
γB称为溶质B的活度因子， bθ为标准态的浓 度(即1 mol·kg-1)。
注意：
1、当溶液中的离子浓度很小，且离子所带的电 荷数也少时，活度接近浓度，即 γB≈1。
2、溶液中的中性分子也有活度和浓度的区别， 不过不象离子的区别那么大，所以，通常把 中性分子的活度因子视为1。
酸碱解离理论(1887年阿累尼乌斯酸碱理论）
凡是在水中能解离出H+的物质是酸(acid)， 能解离出 OH-的物质是碱(base)。
中和反应的实质是：H++OH-===H2O
局限性：
无法解释NH3·H2O的弱碱性 无NH4OH
不适用于非水体系或无溶剂体系 NH 3 (g) HCl(g) NH 4Cl(s)
[H+]
pH
HAc
加HCl
加H2O 加NaAc(s)
加NaCl(s)
课后练习答案
0.1mol/L HAc 加HCl
α 变小
加H2O 加NaAc
变大 变小
加NaCl 变大
K 不变 不变 不变 不变
[H+] 变大 变小 变小 变大
pH 变小 变大 变大 变小
第三节 酸碱的质子理论
酸碱理论的发展
酸碱离子理论（阿累尼乌斯 ） 酸碱质子理论（布朗斯特） 酸碱电子理论（路易斯）
酸碱半反应1 酸碱半反应2
HAc 酸1
H+ + H2O 碱2
H+ + Ac碱1
H3O+ 酸2
40
两式相加得：
H+
↓
HAc + H2O 酸1 碱2
活度因子：离子的活度
aB B bB / bθ
γB称为溶质B的活度因子， bθ为标准态的浓 度(即1 mol·kg-1)。
注意：
1、当溶液中的离子浓度很小，且离子所带的电 荷数也少时，活度接近浓度，即 γB≈1。
2、溶液中的中性分子也有活度和浓度的区别， 不过不象离子的区别那么大，所以，通常把 中性分子的活度因子视为1。
酸碱解离理论(1887年阿累尼乌斯酸碱理论）
凡是在水中能解离出H+的物质是酸(acid)， 能解离出 OH-的物质是碱(base)。
中和反应的实质是：H++OH-===H2O
局限性：
无法解释NH3·H2O的弱碱性 无NH4OH
不适用于非水体系或无溶剂体系 NH 3 (g) HCl(g) NH 4Cl(s)
[H+]
pH
HAc
加HCl
加H2O 加NaAc(s)
加NaCl(s)
课后练习答案
0.1mol/L HAc 加HCl
α 变小
加H2O 加NaAc
变大 变小
加NaCl 变大
K 不变 不变 不变 不变
[H+] 变大 变小 变小 变大
pH 变小 变大 变大 变小
第三节 酸碱的质子理论
酸碱理论的发展
酸碱离子理论（阿累尼乌斯 ） 酸碱质子理论（布朗斯特） 酸碱电子理论（路易斯）
酸碱半反应1 酸碱半反应2
HAc 酸1
H+ + H2O 碱2
H+ + Ac碱1
H3O+ 酸2
40
两式相加得：
H+
↓
HAc + H2O 酸1 碱2
5酸碱溶液和酸碱滴定法
(二) 同离子效应(common ion effect）
•在弱电解质溶液中，加入与弱电解质具有相同离子 的强电解质，可使弱电解质的离解度降低，这种现 象称为同离子效应
例: HB
B- + H+ +NaB [H+]减少
+HCl [B-]减少
α α= [=B-[]CHH+减B] 少减少
CHB
(三) 盐效应
Ka1=
[H3O+] ·[HB-] [H2B]
HB- + H2O B2- + H3O+
Ka2=
[H3O+] ·[B2-] [HB-]
多元弱酸分步电离，各 步有相应的电离平衡
常数，而且 K1＞＞ K2 ＞＞ K3＞＞ …. 因此比较多元弱酸强弱 时，只需比较第一步
电离常数值。求算[H+]时 可作一元酸处理.
A.共轭酸 B.共轭碱 C.共轭酸碱对 D.两性物质
例题2.HAc~NaAc缓冲对中，抗碱成分是( C )
A．H+
B．Ac－
C．HAc
D．NaAc
例题3.下列混合溶液中( B )是缓冲溶液：
A．100ml 0.10mol·L-1的NH3·H2O与100ml 0.10mol·L－1的HCl混合。
B．100ml0.20mol·L－1的NH3·H2O与100ml 0.10mol·L－1的HCl混合。
酸碱反应的本质 是H+与OH-反应生成水: H+ + OH- = H2O
酸碱的强弱：根据酸碱平衡常数比较
电离理论的成功点：从物质的化学 组成上揭露了酸碱的本质。
局限性：把酸碱仅限于水溶液中， 忽视了酸碱对立统一的规律。
分析化学课件酸碱滴定法分析
解：
故，Ka2·Kb2=Kw pKa2+pKb2=pKw=14 所以， pKb2=14-pKa2=14-7.20=6.80
例2 试求HS-的pKb值。已知： H2S的pKa1、pKa2分 别为7.24、14.92。
解： H2S Ka1
Ka2
HS-
S2-
Kb2
Kb1
故，Ka1·Kb2=Kw pKa1+pKb2=pKw=14 所以， pKb2=14-pKa1=14-7.24=6.76 14
五、共轭酸碱对Ka与Kb的关系
弱酸HA、弱碱A-在水溶液中的解离反应， 即它们与溶剂之间的酸碱反应为：
酸HA
HA H2O A H3O
碱A
A H2O HA OH
弱酸HA、弱碱A-的解离常数Ka、Kb分别为：
酸HA
[H ][ A ] Ka [HA]
碱A
Kb
[HA][OH [ A ]
]
（Ka越大），则其共轭碱的碱性就越弱（Kb越 小）；若碱的碱性越强，则其共轭酸的酸性就
越弱。
11
酸式解离
碱式解离
酸
H3PO 4
Ka1 Kb3
H ++
H2PO
4
H2P
O
-
4
Ka2 Kb2
H+ +
2-
HPO 4
HP
O
2-
4
Ka3 Kb1
H+ + PO 43-
碱
Ka1Kb3=Kw Ka2Kb2=Kw Ka3Kb1=Kw
3.NO3是一元碱
4.NH4Ac 是两性物质
4
二、共轭酸碱对
因一个质子的得失而互相转变的每一对酸和
故，Ka2·Kb2=Kw pKa2+pKb2=pKw=14 所以， pKb2=14-pKa2=14-7.20=6.80
例2 试求HS-的pKb值。已知： H2S的pKa1、pKa2分 别为7.24、14.92。
解： H2S Ka1
Ka2
HS-
S2-
Kb2
Kb1
故，Ka1·Kb2=Kw pKa1+pKb2=pKw=14 所以， pKb2=14-pKa1=14-7.24=6.76 14
五、共轭酸碱对Ka与Kb的关系
弱酸HA、弱碱A-在水溶液中的解离反应， 即它们与溶剂之间的酸碱反应为：
酸HA
HA H2O A H3O
碱A
A H2O HA OH
弱酸HA、弱碱A-的解离常数Ka、Kb分别为：
酸HA
[H ][ A ] Ka [HA]
碱A
Kb
[HA][OH [ A ]
]
（Ka越大），则其共轭碱的碱性就越弱（Kb越 小）；若碱的碱性越强，则其共轭酸的酸性就
越弱。
11
酸式解离
碱式解离
酸
H3PO 4
Ka1 Kb3
H ++
H2PO
4
H2P
O
-
4
Ka2 Kb2
H+ +
2-
HPO 4
HP
O
2-
4
Ka3 Kb1
H+ + PO 43-
碱
Ka1Kb3=Kw Ka2Kb2=Kw Ka3Kb1=Kw
3.NO3是一元碱
4.NH4Ac 是两性物质
4
二、共轭酸碱对
因一个质子的得失而互相转变的每一对酸和
5第五章 酸碱解离平衡6
lewis酸与lewis碱之间 以配位键结合生成酸碱配合物
HCl
BF3 +
••
••
NH3 H
F－ F
H
N H Cl-
H
F
-
B F
F
Cu2+ +
NH 3
2
4
••
NH3
NH3Cu源自NH3NH 3
● 酸----金属离子等 ●碱----与金属离子结合的负离子或中性分子 ●酸碱配合物----盐类（如MgCl2）、金属氧化物（ CaO）及大多数无机化合物
N (HA) - Neq (HA) 100% c(HA) - ceq (HA) 100%
N (HA)
c(HA)
一元弱酸的解离度与标准平衡常数的关系为：
(HA)
[ceq (A- ) / c ] [ceq (H3O ) / c ceq (HA) / c
]
Kb
(A- )
[ceq (HA) / c ][ceq (OH- ) / c ceq (A- ) / c
]
以上两式相乘得：
Ka (HA) Kb (A- ) Kw
例 5-1 25 ℃ 时，HAc 的标准解离常数为 1.8×10-5,计算其共轭碱 Ac- 的标准解离常数。
软硬酸碱理论的应用
Hard and soft acids and bases
判断反应进行的方向
以反应(C2H5)3Si－I + AgBr→(C2H5)3Si－Br + AgI 为例, 反应能够向右进行, 是因为两个产物都满足了硬 － 硬和软–软结合的规律。
Ni和Cu的常见矿是硫化物矿，而Al和Ca则分别 以氧化物和碳酸盐形式存在。能否用HSAB 原则对比 作解释？
HCl
BF3 +
••
••
NH3 H
F－ F
H
N H Cl-
H
F
-
B F
F
Cu2+ +
NH 3
2
4
••
NH3
NH3Cu源自NH3NH 3
● 酸----金属离子等 ●碱----与金属离子结合的负离子或中性分子 ●酸碱配合物----盐类（如MgCl2）、金属氧化物（ CaO）及大多数无机化合物
N (HA) - Neq (HA) 100% c(HA) - ceq (HA) 100%
N (HA)
c(HA)
一元弱酸的解离度与标准平衡常数的关系为：
(HA)
[ceq (A- ) / c ] [ceq (H3O ) / c ceq (HA) / c
]
Kb
(A- )
[ceq (HA) / c ][ceq (OH- ) / c ceq (A- ) / c
]
以上两式相乘得：
Ka (HA) Kb (A- ) Kw
例 5-1 25 ℃ 时，HAc 的标准解离常数为 1.8×10-5,计算其共轭碱 Ac- 的标准解离常数。
软硬酸碱理论的应用
Hard and soft acids and bases
判断反应进行的方向
以反应(C2H5)3Si－I + AgBr→(C2H5)3Si－Br + AgI 为例, 反应能够向右进行, 是因为两个产物都满足了硬 － 硬和软–软结合的规律。
Ni和Cu的常见矿是硫化物矿，而Al和Ca则分别 以氧化物和碳酸盐形式存在。能否用HSAB 原则对比 作解释？
第五章：酸碱平衡
第五章酸碱平衡酸和碱是两类重要的电解质。
在活的有机体中，它们起着十分重要的作用，而且很多药物本身就是酸或碱，它们的制备和分析测定条件以及药理作用等，都与酸碱性有着密切的关系。
酸碱反应是一类没有电子转移、只涉及离子的互换的反应。
许多化学反应和生化反应都是酸碱反应，有些化学反应只有在适当的酸碱条件下才能顺利进行。
了解溶液中酸碱平衡关系及其规律，对于控制酸碱反应以及与酸碱有关的化学反应的进行都是十分必要的。
第一节酸碱理论人们对酸碱概念的讨论经过了二百多年，经历了一个由表及里、由浅入深、由低级到高级的发展过程。
在这个过程中，提出了许多的酸碱理论，较重要的有：阿仑尼乌斯(S. A. Arthenius )的电离理论；布朗斯特(J. N . Bron sted)和劳莱(T. M . Lowry)的质子理论；路易斯(G. N. Lewis)的酸碱电子理论；软硬酸碱理论等。
为了能更好地说明酸碱平衡的有关规律，本节重点讨论质子理论，并简要地介绍酸碱电子理论。
一、酸碱质子理论(一)酸碱定义及其共轭关系酸碱质子理论认为：酸是能够释放质子(H+)的分子或离子(质子给体)，碱是能与质子(H+)结合的分子或离子(质子受体)。
例如：HCI、HAc、NH 4+、H2PO4—、[Cu(H2O)4]2+等，都能给出质子，它们都是质子酸。
而NH3、OH I Ac —、HCO3-、HPO42-等，它们都能与质子结合，它们都是质子碱。
例如：+ +HAc -一H+ + Ac —NH4 ----- - H + NH 3酸碱酸碱根据酸碱质子理论，质子酸给出质子后，余下的部分必有接受质子的能力，即质子酸给出质子变为碱；反之质子碱接受质子后变为质子酸。
酸和碱并不是彼此孤立的，而是统一在对质子的关系上，这种关系可用化学反应方程式表示为：质子酸H+ + 质子碱可见，对质子酸、碱来说，酸内含碱，碱可变酸，所以质子酸、碱是相互依存的，又是可以互相转化的。
无机及分析化学—酸碱平衡与酸碱滴定
★ 既能给出质子，又能结合质子的物质为两性物质。
HCO3-
H+ + CO32- HCO3- + H+
H2CO3
两性物质：如 H2PO4- ， HPO42- 、HCO3-、H2O
2. 酸碱质子理论的优点： ① 酸碱可以是分子，亦可是离子，扩大了酸碱范围； ② 不再将酸碱局限于水溶液当中。
3. 共轭酸碱： 共轭酸碱：因一个质子的得失而相互转变的一对酸碱。
共轭酸
共轭碱 + H+ （酸碱半反应）
由酸碱半反应可看出，酸越强，其共轭碱越弱。
注意：酸碱是一个相对概念。
① 依酸碱质子理论，写出下列分子或离子共轭酸 的化学式:
SO42- 、S2- 、H2PO4- 、HSO4-
HSO4- HS- H3PO4 H2SO4
② 写出下列各分子或离子的共轭碱的化学式： H2S 、H2SO4 、H2PO4- 、HSO4-
一、酸碱解离理论
1. 酸碱定义与中和反应实质
★ 酸指在水中电离出的阳离子全部为H+
H2SO4 = HSO4 + H+
Svante August Arrhenius
★ 碱指在水中电离出的阴离子全部为OH- 瑞典化学家
NaOH = Na+ + OH-
★ 中和反应的实质 H+ + OH- = H2O
2. 解离理论的缺陷
Kb：弱碱的解离常数
共轭酸碱 HA—A-
Ka Kb
c c H A cHA
cHA
c OH
cA
cH cOH K w
K
pK
a
a
KbpK b
无机化学-酸碱平衡
原因 HAcH是A这c的些碱酸性的较区水分弱试(不剂易接受质子）
酸碱质子理论
4. 酸碱的强弱
• 为定量表示酸碱的相对强弱，我们以水 （最常见的溶剂，是一种两性物）作为基准 酸碱，以弱酸弱碱电离平衡的标准平衡常数 表示其强度。
酸碱质子理论
优点
●扩大了酸、碱范围，不局限于水溶液体系 ●把阿仑尼乌斯理论中的电离、中和、盐的水解统 一为“质子传递反应”。 ●与电离理论一样，可应用平衡常数定量衡量在某 溶剂中酸或碱的强度，得到广泛应用。
Cl- + NH4+
酸碱质子理论
3. 酸碱反应的实质：两个共轭酸碱对之间的质子传递
H+
水的解离
H2O + H2O OH－ + H3O+
酸碱解离
H+
HF + H2O
F- + H3O+
H+
H2O + NH3
NH4+ + OH-
酸碱质子理论
3. 酸碱反应的实质：两个共轭酸碱对之间的质子传递
H+
酸碱中和
4. 酸碱的强弱
取决于酸给出质子或碱接受质子能力的强弱, 必须在酸碱反应中才能够得以体现。
H+ 对于酸碱反应：
A1 + B2
强碱 强酸
H+
B1 + A2 弱酸 弱碱
若反应正向进行，则酸性A1＞A2；碱性B2＞B1
酸碱质子理论
4. 酸碱的强弱
取决于酸给出质子或碱接受质子能力的强弱, 必须在酸碱反应中才能够得以体现。
H+ HNO3 + H2O
H+ HNO3 + HAc
酸碱质子理论
4. 酸碱的强弱
• 为定量表示酸碱的相对强弱，我们以水 （最常见的溶剂，是一种两性物）作为基准 酸碱，以弱酸弱碱电离平衡的标准平衡常数 表示其强度。
酸碱质子理论
优点
●扩大了酸、碱范围，不局限于水溶液体系 ●把阿仑尼乌斯理论中的电离、中和、盐的水解统 一为“质子传递反应”。 ●与电离理论一样，可应用平衡常数定量衡量在某 溶剂中酸或碱的强度，得到广泛应用。
Cl- + NH4+
酸碱质子理论
3. 酸碱反应的实质：两个共轭酸碱对之间的质子传递
H+
水的解离
H2O + H2O OH－ + H3O+
酸碱解离
H+
HF + H2O
F- + H3O+
H+
H2O + NH3
NH4+ + OH-
酸碱质子理论
3. 酸碱反应的实质：两个共轭酸碱对之间的质子传递
H+
酸碱中和
4. 酸碱的强弱
取决于酸给出质子或碱接受质子能力的强弱, 必须在酸碱反应中才能够得以体现。
H+ 对于酸碱反应：
A1 + B2
强碱 强酸
H+
B1 + A2 弱酸 弱碱
若反应正向进行，则酸性A1＞A2；碱性B2＞B1
酸碱质子理论
4. 酸碱的强弱
取决于酸给出质子或碱接受质子能力的强弱, 必须在酸碱反应中才能够得以体现。
H+ HNO3 + H2O
H+ HNO3 + HAc
大学无机化学第七章试题及解答
第七章 酸碱解离平衡本章总目标：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。
2a H K c θ+⎡⎤⎣⎦=2;掌握一元弱碱的解离平衡常数的意义、用途和计算。
20b OH K c OH θ--⎡⎤⎣⎦=⎡⎤-⎣⎦当 0400b c K θ>时，OH -⎡⎤=⎣⎦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：lg a pH pK θ=-（c 酸/c 盐）；lg b pOH pK θ=-（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：Wh aK K K θθθ=；2.强酸弱碱盐：W h b K K K θθθ=；3.弱酸弱碱盐：W h a b K K K K θθθθ=2：可以运用公式——211211ln ()K H K R T T θθ∆=-来解释升温促进水解的原因。
3：掌握单水解过程的计算——OH-⎡⎤=⎣⎦，H+⎡⎤==⎣⎦4;掌握双水解pH值的计算：H+⎡⎤=⎣⎦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212i iI b z=∑。
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K b0(NH3)=1.8×10-5，其共轭酸的K a0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。
第4章 解离平衡
HCO3H 2O H 3O + NH4+
= = = =
H+ H+ H+ H+
+ + + +
CO32OH – H2O 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。 右边的碱是左边酸的共轭碱； 左边的酸是右边碱的共轭酸。
5
酸、碱两者互为存在的条件，彼此通过H+（质 子）联系在一起，我们把它们称为共轭酸碱对。
[H ] c
Ka c c
K c
a
（4-9式）
22
例题1: 298K时HAc的Kθ=1.76×10-5。计算
0.10mol/L HAc溶液的[H+]浓度和解离度。
解：设平衡时H+离子浓度为x
HAc H+ + Ac-
初始浓度
平衡浓度
0.10
0.10-x
0
0
x
x
Ka=x2/(0.10-x)
例如碳酸的电离：
第一步：H 2 CO3
H HCO
－ 3
[ H ][ HCO3 ] K1 4.3 10 7 [ H 2CO3 ]
第二步：
HCO3 2
H+ + CO32-
[ H ][CO3 ] 11 K2 5 . 61 10 [ HCO3 ]
27
对于多元弱酸的电离平衡可总结以下几点：
2
a
c-x
K a [H ] 2
K
4
K ac
20
该式是计算一元弱酸溶液中[H+]的精确公式。
第六章 酸碱平衡
第三节
弱酸弱碱电离平衡
（一）一元弱酸在水中的质子转移平衡 （二）一元弱碱在水中的质子转移平衡 （三）共轭酸碱对的Ka与Kb之间的关系 （四）多元弱酸(碱)在水溶液中的质子转移 平衡 （五）质子转移平衡的移动
（六）酸碱水溶液中相关离子浓度的计算
返 回
（一）一元弱酸在水中的质子转移平衡 一元弱酸HB在水中的质子转移平衡反应式： HB＋H2O＝H3O＋＋B－ 在一定温度下，Ki与 [H3O ] [B ] Ki [H2O ]为常数。 [HB] [H2O] [H ] [B ] Ka [HB] Ka称为酸的质子转移平衡常数，酸的解离平衡 常数，简称酸常数。其大小与酸本身的性质、温度 有关。T增大，酸常数如何变化？ Ka越大，酸越容易失去质子，酸的酸性越强。 问题：是否溶液的酸度也越强？
返回
（四）多元弱酸(碱)在水溶液中的质子转移平衡 特点：在水溶液中的解离是分步进行的。
H3P O4 + H2O H2P O4- + H2O HP O42- + H2O
H3O H3O
+
+
H2P O4HP O423P O4
H3O+ +
+
+
[H2 PO4 ][H3O ] Ka1 6.92103 [H3PO4 ]
K W [H ] ([H ] [B ]) KW [B ] [H ] (4) [H ]
KW [H ] ([H ] ) [H ] 将(4)代入(1)中，K a KW c ([H ] ) [H ] K a K W 化简：K a c K a [H ] [ H ]2 K W [H ]
普通化学第五版第三章 酸碱解离平衡
酸和碱可以是分子，也可以是正、负离子. ⒈ 酸和碱可以是分子，也可以是正、负离子. 酸和碱具有相对性. ⒉ 酸和碱具有相对性. ⒊ 没有“盐”的概念. 没有“ 的概念.
二
共轭酸碱对
共轭酸碱对
H+ + BHB HB - B- 相差一个质子
例1：下列各组属于共轭酸碱对的是 A．H3PO4—H2PO4． C. H3PO4—PO43E. H2PO4-—PO43B. H3PO4—HPO42D. H2PO4-—HPO42F. HPO42-—PO43（A、D 、F） 、 ）
α随 c而变 ；K 是T的函数，与c无关 随 而变 的函数， 无关 的函数
HAc
H+ + Ac-
[H + ][Ac − ] α c ⋅ α c α 2 c Ka = = = c(1 − α ) 1 − α [HAc]
α→小 小
1− α ≈ 1
则 Ka = α 2 ⋅ c
α=
Ka c
四 同离子效应和盐效应
x ⋅ (x + 0.10) c(H+ ) ⋅ c(Ac− ) = Ka = = 1.76 ×10 -5 0.10 − x c(HAc )
( x + 0.10) ≈ 0.10
0.10 − x ≈ 0.10
解出 x = 1.76×10-5 (mol·L-1)
1.76 ×10 −5 c( H + ) × 100% = 0 .0176 % α= ×100% = 0.10 c(HAc)
第三章 酸碱解离平衡
第一节 酸碱概念 第二节 弱酸、弱碱的解离平衡和溶液 的计算 弱酸、弱碱的解离平衡和溶液pH的计算 第三节 缓冲溶液
第一节
酸碱概念
第四章 酸碱滴定
浓度为0.10 mol· -1 NaHCO3溶液，溶液中存 L 在以下解离平衡： NaHCO3 = Na+ ＋ HCO3HCO3- ＋ H+ ⇌ H2CO3 HCO3- ⇌ H+ ＋ CO32-
即溶液中除了存在Na+和HCO3-外，还有CO32-和 H2CO3，所以其物料平衡为：
CNa+=[Na+]＝0.10 mol/L CHCO3- =[CO32-]＋[HCO3-]＋[H2CO3]＝ 0.10 mol/L
结 论
一对共轭酸碱对，其共轭酸的酸性越强（即 Ka越大），则其共轭碱的碱性就越弱（即Kb越 小）；反之亦然。
例： HCl + H2O ＝ H3O+ + ClHAc + H2O ⇌ H3O+ + AcH2S + H2O ⇌ H3O+ + HSKa 》1 Ka＝1.8×10-5 Ka,1＝5.7×10-8
第二节 水溶液中弱酸（碱）各型体的分布
重点 1、理解弱酸（碱）水溶液中的物料平衡、电 荷平衡和质子平衡并会写三个平衡关系式； 2、理解酸度对弱酸（碱）各型体分布的影响。
一、处理水溶液中酸碱平衡的方法
(一)分析浓度与平衡浓度 分析浓度：溶液中溶质的总浓度。又称标签浓 度。通常以物质的量浓度(mol/L)为单位，用 c 表 示。 平衡浓度：指平衡状态时，在溶液中存在的每 个物质的浓度，用符号[ ]表示。单位通常也用物 质的量浓度。
酸度是指溶液中氢离子的平衡浓度[H+](严 格说应该是活度)，通常用其负对数表示，即pH 。酸的浓度是指酸的分析浓度，所以，酸的浓度 与酸度是不同的两个概念。同样，碱的浓度与碱 度也是不同的概念，碱度可用pOH表示。 pH ＋ pOH ＝ 14.00
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ceq (H3O+ ) ceq (HA ) 2ceq (A2) ceq (OH)
当 c(H2A)Ka1 (H2A) / c 20Kw 时，可以忽略 水的解离：
ceq (H3O+ ) ceq (HA ) 2ceq (A2)
如果又能同时满足
ceq (HA ) 2ceq (A2 )
)
/
c
]
溶液中的
OH-
主
要来
自
CO
2 3
的
第一步解
离。多元弱碱的相对强弱就取决于 Kb1 的相对
大小，K b1 越大，多元碱的碱性就越强。
三、共轭酸碱对的 Ka 与 Kb 的关系
共轭酸碱对 HA-A- 在水溶液中存在如下质 子转移反应：
HA H2O A H3O+
A H2O
HA OH
在一元弱酸 HA 溶液中，存在 HA 与 H2O 之 间的质子转移反应：
HA H2O
达到平衡时：
A H3O+
Ka
(HA) [ceq (A ) / c ][ceq (H3O ) / c ceq (HA) / c
]
一元弱酸的标准解离常数越大，它的酸性就
越强。
一元弱酸的相对强弱，还可以用解离度来表征。 一元弱酸的解离度定义为：
酸碱反应的实质是两对共轭酸碱对之间的质
子传递：
H+
A1 B2
B1 A2
酸碱反应是较强的酸与较强的碱作用，生成
较弱的碱和较弱的酸的过程：
较强酸 + 较强碱 = 较弱碱 + 较弱酸
酸碱质子理论扩大了酸和碱的范围，解决了
非水溶液和气体间的酸碱反应。但是酸碱质子理
论把酸碱只限于质子的给予或接受，不能解释没
ceq (H3O+ ) Ka1 (H2A) [Ka1 (H2A)]2 4c(H2A)Ka1 (H2A) / c
c
2
若 [c(H 简化为：
2
A)/c
] / Ka1 (H2A) 400 时，可进一步
ceq (H3O+ ) / c c(H2A)Ka1 (H2A)/c
对于三元弱酸溶液 H3O+ 浓度的计算，一般 可以忽略三元弱酸的第三级解离，而按二元弱酸 处理。
N (HA) Neq (HA) 100% c(HA) ceq (HA) 100%
N (HA)
c(HA)
一元弱酸的解离度与标准平衡常数的关系为：
Ka
(HA)
(c / c )2 c(1) / c
c 2 / c 1
当α < 5% 时，1–α≈1，由上式得：
Ka (HA)
有质子传递的酸碱反应。
三、酸碱电子理论
酸碱电子理论认为：凡是能接受电子对的物 质就是酸；凡是能给出电子对的物质就是碱。酸 碱反应的实质是碱提供电子对，与酸形成配位键 而生成酸碱配合物：
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。
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。
第二节 弱酸、弱碱的解离平衡
一、一元弱酸、弱碱的解离平衡 二、多元弱酸、弱碱的解离平衡 三、共轭酸碱对 Ka 与 Kb 的关系
一、一元弱酸、弱碱的解离平衡
（一）一元弱酸的解离平衡
20ceq (H3O+
)(H3Oc(H) ，A)即。cK(Ha A(H) /Ac)
400
ceq (H3O+ ) / c c(HA)Ka (HA) / c
例题
二、一元弱碱溶液 OH- 浓度的计算
在一元弱碱 A 的水溶液中，存在下述质子转
移平衡：
A H2O
H2O H2O 溶液中存在下列关系：
酸碱电离理论的优点是能简便地说明酸碱在 水溶液中的反应。但由于该理论把酸碱仅限于水 溶液中，无法说明非水溶剂中的酸碱性。另外， 电离理论把碱限制为氢氧化物，也无法解释氨水 呈碱性这一事实。
二、酸碱质子理论
（一）酸和碱的定义
酸碱质子理论认为：凡能给出质子的物质都是 酸，凡能接受质子的物质都是碱。
酸 H 碱
c/c
（二）一元弱碱的解离平衡
在一元弱碱 A 溶液中，存在 A 与 H2O 之间 的质子转移反应：
A H2O
达到平衡时：
HA+ OH
Kb
(A)
[ceq (HA ) / c ][ceq (OH ) / c ceq (A) / c
]
一元弱碱的标准解离常数越大，它的碱性就 越强。
二、多元弱酸、弱碱的解离平衡
例题
四、多元弱碱溶液 浓度的计算
当 Kb1cb / c 20Kw 时，可以忽略水的解离； 当 Kb1cb / c 40Kb2 时，可以忽略多元弱碱的第 二级解离。 相对浓度的近似计算公式为：
ceq (OH ) Kb1 (Kb1 )2 4cbKb1 / c
c
2
若 cb /[Kb1c ] 400，上式可进一步简化为：
ceq (H3O+ ) / c 2Ka2 (H2A)
Ka1 (H2A)c(H2A)/c 2Ka2 (H2A)
20 , 即 Ka1 (H2A)c(H2A)/c
40Ka2 (H2A) ，上式可以进一步简化为：
ceq (H3O+ ) ceq (HA )
此时二元弱酸可按一元弱酸处理，H3O+ 相对浓度 计算公式为：
（1）硬碱；硬碱中给出电子的原子或阴离 子的电负性大、半径小，不易失去电子。
（2）软碱；软碱中给出电子的原子或阴离 子的电负性小、半径大，易失去电子。
（3）交界碱：介于硬碱和软碱之间的碱称 为交界碱。
（二）软硬酸碱规则
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。
ceq (H3O+ ) c
ceq(HA) Ka (HA) ceq (A )
[c(HA)
ceq ( H 3O+ )]Ka ceq (H3O+ )
(HA)
ceq (H3O+ ) Ka (HA) [Ka (HA)]2 4c(HA)Ka (HA) / c
c
2
当 ceq (HA) 时，c(HA) ceq
将平衡关系代入上式得：
ceq
(H3O+
)
ceq
(H3O+ )ceq (HA Ka1 (H2A)c
)
ceq (HA )Ka2 (H2A)c ceq (H3O+ )
ceq
Kw c (H3O+
)
/
c
ceq (H3O+ ) c
Ka1 (H2A)[Kw ceq (HA )Ka2 (H2A) / c ] Ka1 (H2A) ceq (HA ) / c
例题
ceq (OH ) / c c(A)Kb (A) / c
三、多元酸溶液 H3O+ 浓度的计算
以二元弱酸 H2A 为例，它在水溶液中存在下 列质子转移平衡：
H2A H2O
HA H3O+
HA H2O
A2 H3O+
H2O H2O
OH H3O+
根据得失质子相等的原则：
HA+ OH H3O+ OH
ceq (OH ) ceq (HA+ ) ceq (H3O+)
当 c(A) Kb (A) / c 20Kw 时：
ceq (OH ) Kb (A) [Kb (A)]2 4c(A)Kb (A) / c
c
2
当 c(A) /[c Kb (A)] 400 时：
例题
第三节 酸、碱溶液 H3O+ 或 OH- 浓度 的计算
一、一元弱酸溶液 H3O+ 浓度的计算 二、一元弱碱溶液 OH- 浓度的计算 三、多元酸溶液 H3O+ 浓度的计算 四、多元弱碱溶液 OH- 浓度的计算 五、两性物质溶液 H3O+ 浓度的计算 六、同离子效应和盐效应
基础化学中计算 H3O+ 浓度或
四、软硬酸碱理论
（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。
根据路易斯碱的性质的不同，分为硬碱、 软碱和交界碱三类：
HCO3 OH
K b1
(CO32
)
[ceq
(HCO3 ) / c ][ceq (OH ceq (CO32 ) / c
)
/
c
]
第二步解离：
HCO3 H2O H2CO3 OH
K b2
(CO32
)
[ceq
(H2CO3) / c ][ceq (OH ceq (HCO3 ) / c
达到平衡时，存在下列定量关系：
Ka
(HA)
[ceq (A ) / c ] [ceq (H3O ) / c ceq (HA) / c