同济大学普通化学讲义第三章第一节

H+ + A-
酸
碱
左边的HA称为碱A的“共轭酸”；右边的A称为酸HA的“共轭碱”。 酸给出质子后剩余的部分就是碱；碱接受质子后就变成了酸。
举例说明：
HCl
H+ + Cl-
HSO4-
H+ + SO4-
NH4+
H+ + NH3
[Al(H2O)6]3+
H+ + [Al(H2O)5(OH)]2+
NH3
H+ + NH2
NH4+ + OHH+ + Ac-
其平衡常数，即弱碱的电离常数：
注意要点
* Ka、Kb 表示了弱酸、弱碱在电离方面的本质特性。只 与温度有关，与浓度无关。
* 常见 弱酸、弱碱的电离常数，有表可查。 * 水的浓度不包括在平衡常数表达式内。
(2)电离度与平衡常数的关系
电离度——即电离的百分数。它与电离平衡常数之间的 关系，分析如下：
纯水有微弱的导电性，实验说明水也是一种很弱的电解质，常 温下，将有很少的一部分水分子发生了电离：
H2O
H+ + OH-
所以： [H+][OH-] = 55.56 K = Kw 298K精确的实验测得纯水中的离子的浓度为：
[H+] = 1.00410-7， [OH-] = 1.00410-7
则： Kw = 1.00410-7 1.00410-7 = 1.00 10-14 Kw 称为水的离子积常数。实质上它是水的电离平衡常数。
例如： HCl是强酸，Cl-就是弱碱； HAc是弱酸，Ac-就是强碱； OH-是强碱，H2O就是弱酸。
酸与碱的强弱，还与溶剂有关。例如：HCl和HAc在水溶液中， 前者是强酸，后者是弱酸。但如果用碱性比水强的液氨做溶剂，则 两种酸的质子都完全传给了溶剂氨分子，它们在液氨中将完全电离 都是强酸——拉平效应。
二、酸碱质子理论
为了说明物质的一些反映性质，1923年两位科学家（丹麦的 Bronsted和英国的Lowry)各自独立提出了“酸碱质子理论”。其内容是：
凡是能给出质子的物质都是酸；酸是质子的给予体。
凡是能接受质子的物质都是碱；碱是质子的接受体。
根据酸碱质子理论，酸和碱之间有如下的“共轭关系”：
HA
设有弱电解质（弱酸）的电离平衡：
HA
H+ + A-
未电离时的浓度：
[HA]0
电离达到平衡时的浓度： (1- )[HA]0
00 [HA]0 [HA]0
上式中如果 Ka << 10-4 , 且 [HA] > 0.1, 则电离百分数很小，1- 1，则：
此式说明：电解质溶液的电离度与浓度的平方根成反比，即浓度越稀电离 度越大，以离子形式存在于溶液中的比例越多——稀释定律。
弱电解质的电离，是个可逆的过程。 这个可逆过程的终点（电离的限度）是建 立电离平衡，这就是我们下面要重点讨论 的酸碱平衡问题。
第三章：溶液中的化学平衡
第一节： 溶液中的酸碱平衡
•弱酸弱碱的电离平衡 •酸碱质子理论 •同离子效应和缓冲溶液
一、弱酸、弱碱的电离平衡
1、一元弱酸、弱碱的电离平衡
（1）电离平衡与电离平衡常数
对上式进行变换：
对于弱碱，同样有： MOH
M+ + OH -
2、多元弱酸、弱碱的电离平衡 含有多个可电离的质子的酸——多元酸
多元酸的电离是分步进行的，以H2S为例说明如下：
一级电离：
H2S
H+ + HS-
二级电离：
HS- H+ + S2-
Leabharlann Baidu
总电离：
H2S Ka =
2H+ + S2-
[H+]2 [ S2-] [H2S]
= Ka1 Ka2
从电离常数可知，二级电离较一级电离要小得多。因此溶液中 的H+离子主要来自于一级电离。在计算[H+]时可忽略二级电离：
对于H2S这样的弱酸，尤其要注意，在平衡过程中有关物种的计算。 • p74 例题3-2 • 对于n级弱酸，或n级弱碱，也按上例同样处理。
3、水的电离平衡和pH值
从上面的例子可以看出：酸和碱都可以是分子、正离子、负离子。
有些物质，既可以接受质子，也可以给出质子，这类物质叫两性物质。
例如： H2O + HCl
H3O + + Cl -
NH3
OH- + NH4 +
类似的还有：HSO4 -、 NH3等，都可作为两性物质。
* 质子酸、质子碱有强弱之分：
酸和碱的强度，就是它们给出或接受质子的倾向的衡量尺度。 凡是容易给出质子的是强酸，它的共轭碱就是弱碱。凡是容易接受 质子的碱就是强碱，它的共轭酸就是弱酸。
同济大学普通化学第三章第一节
精品
引言——电解质的概念
* 溶液中能传导电流的物质叫电解质。 * 常见的电解质有： 酸、碱、盐。 * 它们在溶液中之所以能导电，是因为它们在水 溶液中发生了电离，产生正、负离子。在溶液中能 自由移动的带电离子，是电流的载体。
M+A- = M+ + A-
根据电解质在溶液中电离的程度，可将电解质分类：
根据水的电离平衡关系，他们之间有如下的联系： [H+][OH-] = Kw = 1.00 10-14 pH + pOH = p Kw = 14
对于纯水，或中性的水溶液（如NaCl等）： pH = pOH = 7.0 对于酸性溶液（如HCl等）: [H+] > 10-7, [OH-] < 10-7, pH < 7.0 对于碱性溶液（如NaOH等）： [OH-] > 10-7, [H+] < 10-7, pH >7.0
它只于温度有关。虽然是通过纯水的实验计算得来的，但对于水溶 液，不论是酸性的，还是碱性的，溶液的[H+] 值或[OH-] 值可以变 化，但它们的乘积总是等于常数Kw 。
人们为了使用的方便，常采用pH值来表示水溶液的酸碱性。即定义： pH = - lg [H+] pOH = - lg [OH-] pKw = - lg Kw
弱酸、弱碱为弱电解质，在水中部分电离，电离产生的正、负离子 与未电离的分子间建立如下的化学平衡：
弱酸：
HAc + H2O
简写为： HAc
H3O+ + AcH+ + Ac-
其平衡常数，即弱酸的电离常数：
其中： C—实际浓度 mol / L， [ ]—相对浓度 （纯数）。
弱碱：
NH3 + H2O
简写为： HAc
强电解质：在溶液中全部电离成离子，主要有：
强酸：HClO4 HCl 强碱：KOH NaOH 盐类：NaCl KCl
HNO3 Ba(OH)2
弱电解质：在溶液中部分电离。部分以离子的形式存在，部分
以分子的形式存在，主要有：
弱酸：H2S H2CO3 HCN 弱减：NH3 Al(OH)3 Ca(OH)2 少数几种金属盐： ZnCl2 CdCl2 HgCl2 (卤化物）