第八章弱酸和弱碱的解离平衡
第八章 酸碱平衡与酸碱滴定
二、同离子效应与盐效应
【试验示例】在10ml 1 mol/L HAc溶液中加入2滴甲基 橙，溶液呈红色。向其中加入少量NaAc固体，振摇使之 完全解离，溶液逐渐变为黄色。 甲基橙在pH≤3.1的溶液中呈现红色，在pH≥4.4的溶 液中呈现黄色，上述实验现象表明，少量NaAc固体的加 入，使HAc溶液的酸度降低了。这是由于HAc溶液中存 在下列解离平衡： HAc H+ + Ac— NaAc的加入使溶液中Ac—的浓度增大，上述HAc的解 离平衡向左移动。Ac—浓度的增大，致使H+的浓度减小， HAc的解离度也随之降低。
第一节 酸碱质子理论
一、酸碱概念
酸碱质子理论认为：凡能给出质子( H+ )的物质是酸；凡能接
受质子( H+ )的物质是碱。在一定条件下能给出质子，在另一条件下 又能接受质子的物质是两性物质。当酸HA给出质子后形成A—，A—自 然对质子具有一定的亲和力，故A—是一种碱，亦即酸给出质子生成 相应的碱。同理，碱(A—)接受质子后又生成相应的酸(HA)。这种因 一个质子的得失而相互转化的每一对酸碱（HA和A—）称为共轭酸碱 对。
H+ 0.10-x
x (0.10 x) Ka = 0.10 x
+
Ac—
x
0.10+x
由于HAc本身的解离度较低，又因加入NaAc后同离 子（Ac—）效应的存在，使得HAc的解离度( )更低， 可取[Ac—]═ 0.10+x≈0.10，[HAc]═ 0.10-x≈0.10， 得 即 [H+] ═ 1.75 ×10−5 故
知识窗： 对于多元共轭酸碱对，由共轭酸碱的各级解离平衡，可推导 出各级与间关系： 二元共轭酸碱对H2A—A2−：K a1K b 2 = K a 2K b1 = Kw (8-4) Ka 三元共轭酸碱对H3A—A3−： (8-5) 1 K b3 K a 2 K b 2 K a 3 K b1 K w 对于多元共轭酸碱来说，在计算其解离常数时，应注意各级 K a 、K b 的对应关系。
弱酸和弱碱的解离平衡
(
NH
+ 4
)
=x {c}
=
7.510 -6 0.10
=
0.0075
%
影响盐类水解的因素
①盐的浓度： c盐↓ , 水解度增大。h =
Kh c(盐)
② 温度：水解反应为吸热反应，△rHm ＞0 ，
T↑, Kh ↑，水解度增大。 总之，加热和稀释都有利于盐类的水解。
③溶液的酸碱度：加酸可以引起盐类水解平衡
思考：其相关常数等于多少？
25 0 C , pKa + pK b = 14
NH
+的解离度就是所谓的盐
4
类的水解度。
水解平衡时盐水解部分 的浓度
水解度 =
100%
盐的初始浓度
c 0 - c eq
=
100%
c0
例4-4：计算 0.10mol·L-1 NH4Cl溶液的pH和
NH
+ 4
的解离度。
解： Ka (NH4+ )
=
Kw Kb (NH3 )
的移动，例如加酸能抑制下述水解产物的生成。
SnCl2 + H2O Sn(OH)Cl(s) + HCl Bi(NO 3 )3 + H2O BiONO 3 (s) + 2HNO3 SbCl3 + H2O SbOCl(s)+ 2HCl
2 强碱弱酸盐(离子碱)的水解
NaAc , NaCN……一元弱酸强碱盐的水 溶液呈碱性，因为弱酸阴离子在水中发生水 解反应。如在NaAc水溶液中：
无关。
③ 对于二元弱酸，若 c(弱酸)一定时，
c(酸根离子)与 {c (H3O+)}2 成反比。
弱酸弱碱的解离平衡常数与溶液的酸碱性
弱酸弱碱的解离平衡常数与溶液的酸碱性
答：
1、解离平衡常数和溶液的酸碱性之间的关系：
解离平衡常数是指某一物质在一定温度条件下分解物A和B所维持的平衡状态上，A和B之间的物质量之比。
溶液的酸碱性就是指溶液中存在的H+和OH-的量比例所决定的溶液的酸碱性。
从理论上来看，解离平衡常数和溶液的酸碱性之间有紧密的关联。
2、弱酸弱碱的解离平衡常数：
弱酸弱碱是一类强度较小的酸和碱，它们都可以在可溶性时分解成H+和A-或OH-和B+，其中A-和B+都是它们的共价离子。
弱酸弱碱溶液是普通的电耗子溶液，其解离平衡常数是H+和A-或OH-和共价离子B+的比值，称为它们的解离平衡常数Ka和Kb。
3、弱酸弱碱的解离平衡常数与溶液的酸碱性：
当弱酸弱碱的解离平衡常数Ka和Kb较大时，它们的分离程度较高，溶液中H+和OH-含量较低，因此，溶液的酸碱性较弱。
相反，当解离平衡常数较小时，它们的分解程度较低，溶液中H+和OH-含量较高，溶液的酸碱性较强。
因此，可以说，弱酸弱碱的解离平衡常数与溶液的酸碱性是存在着某种关系的。
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。
弱酸弱碱的解离平衡常数与溶液的酸碱性
弱酸弱碱的解离平衡常数与溶液的酸碱性化学作为一门广泛的学科，其中最重要的是探究物质的组成，性质与变化。
在化学反应过程中，酸碱性也是非常重要的知识点，尤其是讨论弱酸弱碱的解离平衡常数与溶液的酸碱性尤为重要。
所以本篇文章将着重讨论弱酸弱碱的解离平衡常数与溶液的酸碱性以及这些对化学反应的影响。
首先，什么是弱酸弱碱的解离平衡常数？解离平衡常数是用于计算溶液中某种物质（通常是弱酸弱碱）以及它的解离物的浓度之比的常数。
这一概念的根本问题是：其中的一种物质会在溶液中解离成它的原子或离子，而另一种物质则会在溶液中维持原状，并与溶液中的水分子相互作用。
因此，解离平衡常数反映了某种物质在溶液中解离的能力，从而可以用于计算弱酸弱碱物质在溶液中的浓度。
其次，弱酸弱碱的解离平衡常数如何影响溶液的酸碱性？由于弱酸弱碱物质能够在溶液中解离成离子，这将导致溶液的pH值发生变化。
从化学的角度来讲，pH值的变化会导致溶液的酸碱性发生变化，进而影响到化学反应的进行。
例如，弱酸弱碱解离物的化学反应会受到溶液的酸碱性的影响，如果 pH值变化较大，则反应的速率也会发生变化。
此外，当弱酸弱碱物质在溶液中解离出离子，离子会形成共价化合物，从而影响溶液中其它物质的酸碱性，这又会影响溶液中物质之间的化学反应。
最后，在实际应用中，弱酸弱碱的解离平衡常数通常用来测定水的pH值。
具体来说，通过测量水中弱酸弱碱物质的解离平衡常数，就可以测出其pH值，从而更好地控制水的酸碱性。
此外，弱酸弱碱解离平衡常数还可以用来研究水，植物和动物结构中的弱酸弱碱物质，从而更好地了解物质的化学结构及特性，从而进行有效的化学反应。
综上所述，弱酸弱碱的解离平衡常数与溶液的酸碱性具有密切的联系。
首先，解离平衡常数因其能够反映弱酸弱碱的解离物的浓度而被广泛应用于计算弱酸弱碱物质的浓度，其次，弱酸弱碱的解离平衡常数会影响溶液的酸碱性，进而影响化学反应的进行，最后，解离平衡常数通常用来测定水的pH值，研究水中弱酸弱碱物质，从而更好地控制水的酸碱性并进行有效的化学反应。
第八章弱酸和弱碱的解离平衡
平衡常数表达式： Kw ={c(H3O+)}{c(OH-)}
KW 为水的离子积常数 (Ion-product for Water)
298.15K时 Kw ={c(H3O+)}{c(OH-)}=1.0×10-14
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第8章 酸碱解离平衡
§8.1 弱酸和弱碱的解离平衡
在纯水中，c(H3O+)与c(OH-)相等； 若在纯水中加入某种电解质(HCl、 NaOH)形成稀溶液，c(H3O+)≠c(OH-)， 但{c(H3O+)}{c(OH-)}=Kw 的关系依然成立。
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第8章 酸碱解离平衡
§8.1 弱酸和弱碱的解离平衡
平衡常数Kw 的性质
A、 一定温度下，水中H3O+浓度与OH-浓 度的乘积为一常数； B、水的离子积常数不随浓度变，随温度 的升高而增大。 如100℃纯水：Kw =5.43×10-13
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第8章 酸碱解离平衡
§8.1 弱酸和弱碱的解离平衡
2. 溶液的pH
2
第8章 酸碱解离平衡
§8.1 弱酸和弱碱的解离平衡
简写
{c(H3O )}{c(Ac )} K a (HAc) {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： NH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq) + OH -(aq)
例：计算298K时0.10mol· -1 HAc 溶液中 L
H3O+,Ac- HAc,OH- pH, α (Ka =1.8×10-5)。
解： HAc(aq)+H2O(l)
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。
弱酸和弱碱的解离平衡
H 2O(l) + H 2O(l) H3O+ (aq)
ceq/(mol L-1)
6.510-5
+ OH - (aq)
z
{c(H3O+ )}{c(OH - )} = 6.5 10 -5 z = 1.0 10 -14
6.510-5 z = 1.010-14
z = 1.510-10
c(OH - ) = 1.5 10 -10 mol L-1
HCO
－ 3
(aq)
+
H
2
O(l)
H
3O
+
(aq)
+
CO
2－ 3
(aq)
{ { }{ } } Ka2(H2CO3 ) =
c(H3O+ )
c(CO
2－ 3
)
c(HCO
－ 3
)
= 4.7 10-11
Ka1 103 Ka2
溶液中的H3O+主要来自于第一步解离反应，
c(H3O+ )的计算可按一元弱酸的解离平衡做近似
4.3.1 一元弱酸、弱碱的解离平衡
1.一元弱酸的解离平衡 HA (aq)+H2O(l) H3O+(aq)+A－(aq)
Ka (HA ) =
[c(H3O+ ) / c ][c(A－) / c [c(HA) / c ]
]
Ka (HA )
=
{c(H
3O+ )}{c(A-
{c(HA)}
)}
Ka 越大，酸性越强。
例 4-1：计算25℃时，0.10 mol·L-1 HAc溶液中
H3O+、Ac－、HAc、OH－的浓度及溶液的pH。
弱酸弱碱解离平衡
弱酸弱碱解离平衡弱酸弱碱解离平衡实验14弱酸弱碱解离平衡1.概述(1)弱酸解离和同离子效应弱酸在水溶液中存在着解离平衡，且当加入与弱酸解离相同的离子时，解离平衡将移动。
如在醋酸溶液中加入一定量的醋酸钠，由于醋酸钠为强电解质，因而它的解离将增加溶液中醋酸根离子浓度，一定数目醋酸根离子同溶液中氢离子结合，生成醋酸分子，使醋酸解离平衡向着醋酸分子方向移动:HAcH++Ac-即HAc的解高度降低，溶液中氢离子浓度减少。
这种由于加入相同离子而使弱电解质(弱酸、弱碱等)解离度降低的现象，称为同离子效应。
在化学反应中常常要用到同离子效应这一概念，如:MnS是难溶于水的，如在Mn2+离子的中性溶液中通入H2S气可得到MnS沉淀。
但在Mn2+离子的酸性溶液中不能产生MnS沉淀。
这可用同离子效应解释:由于在酸性溶液中H+离子对氢硫酸的解离产生同离子效应，使氢硫酸解离降低，S2-离子浓度很小，所以不能产生MnS沉淀。
弱碱在水溶液中也存在解离平衡和同离子效应。
(2)缓冲溶液1)缓冲溶液作用原理和pH值当往某些溶液中加入一定量的酸和碱时，有阻碍溶液pH变化的作用，称为缓冲作用，这样的溶液叫做缓冲溶液。
弱酸及其盐的混合溶液(如HAc与NaAc)，弱碱及其盐的混合溶液(如NH3·H2O与NH4Cl)等都是缓冲溶液。
由弱酸HA及其盐NaA所组成的缓冲溶液对酸的缓冲作用，是由于溶液中存在足够量的碱A-的缘故。
当向这种溶液中加入一定量的强酸时，H+离子基本上被A-离子消耗:A-+H+HA所以溶液的pH值几乎不变;当加入一定量强碱时，溶液中存在的弱酸HA消耗OH-离子而阻碍pH的变化:HA+OH-A-+H2O缓冲溶液中H+浓度可通过下面方程计算:式中c(A-)表示弱酸HA和盐NaA解离产生的A-离子的总浓度。
由于弱酸HA生成的A-离子的量与强电解质NaA所生成的A-离子相比，可以忽略不计，所以，c(A-)=完全解离的盐的浓度=c(盐)因为弱酸HA在NaA解离的A-离子所产生的同离子效应下，未解离弱酸的浓度可近似地表示如下:c(HA)=弱酸的总浓度=c(酸)所以等式两边取负对数得:2)缓冲溶液的缓冲能力在缓冲溶液中加入少量强酸或强碱，其溶液pH值变化不大，但若加入酸，碱的量多时，缓冲溶液就失去了它的缓冲作用。
酸碱和离子平衡9.2弱酸和弱碱的解离平衡计算
通过计算弱酸和弱碱的解离常数，可以优化药物分子的结构，提高药物的生物利用度和治疗效果。
在环境监测中的应用
酸雨控制
了解大气中酸性物质的解离平衡，有助于评估酸雨的形成和影响，为制定有效 的控制措施提供科学依据。
污水处理
在污水处理过程中，解离平衡对于控制酸性或碱性废水具有重要意义，通过调 节废水的pH值，可以促进污染物的去除和降解。
酸碱和离子平衡9.2弱酸和弱碱的 解离平衡计算
目录
• 弱酸和弱碱的解离平衡 • 弱酸解离平衡的计算 • 弱碱解离平衡的计算 • 解离平衡的实际应用 • 解离平衡的实验验证
01 弱酸和弱碱的解离平衡
定义与性质
定义
弱酸或弱碱在水溶液中不完全电离， 存在解离平衡。
性质
具有部分电离的特点，其解离程度受 温度、浓度等因素影响。
结果分析2
通过计算得出该弱酸在浓度为0.1mol/L时的氢离子浓度为0.048mol/L。
结果分析3
比较不同温度下的Ka值，可以发现该弱酸在25℃时的解离程度较大，而在其他温度下的解离 程度较小。这表明该弱酸在25℃时更容易解离。
03 弱碱解离平衡的计算
计算公式
弱碱解离平衡常数（Kb）
01
用于描述弱碱在水溶液中的解离程度，计算公式为
温度
温度对解离平衡有显著影响，升高温度可使解离 平衡常数增大，促进弱酸或弱碱的解离。
浓度
浓度对解离平衡也有影响，增大浓度可使解离平 衡常数减小，抑制弱酸或弱碱的解离。
其他因素
除了温度和浓度外，同离子效应、盐效应等因素 也会影响解离平衡。
02 弱酸解离平衡的计算
计算公式
01
弱酸解离平衡常数 （Ka）
步骤4
弱酸弱碱电离平衡
弱酸弱碱电离平衡
电离平衡
电离平衡是一种化学现象，通常发生在具有极性共价键的化合物溶于水中的情况。
具有极性共价键的弱电解质（例如部分弱酸、弱碱）溶于水时，其分子可以微弱电离出离子。
同时，溶液中的相应离子也可以结合成分子。
一般地，自上述反应开始起，弱电解质分子电离出离子的速率不断降低，而离子重新结合成弱电解质分子的速率不断升高，当两者的反应速率相等时，溶液便达到了电离平衡。
此时，溶液中电解质分子的浓度与离子的浓度分别处于稳定状态，不再发生变化。
影响电离平衡的因素
1.温度：温度升高，平衡向电离方向移动。
2.浓度：弱电解质分子浓度越大，电离程度越小。
3.同离子效应：在弱电解质溶液中加入含有与该弱电解质具有相同离子的强电解质，从而使弱电解质的电离平衡朝着生成弱电解质分子的方向移动，弱电解质的解离度降低的效应称为同离子效应。
4.化学反应：某一物质将电离出的离子反应掉而使电离平衡向正方向（电离方向）移动。
5.弱酸的电离常数越大，达到电离平衡时电离出的H+越多，酸性越强；反之，酸性越弱。
多元弱酸的电离是分步进行的，每一步电离都有各自的电离常数，且各级电离常数逐级减小，一般相差较大，所以其水溶液中的H+主要是由第一步电离产生的。
6.对弱碱来说，也有类似弱酸的规律。
7.分步电离中，越后面电离出的离子数越少。
无机化学第8章 酸碱解离平衡
聊城大学东昌学院化生系
2、一元弱碱的解离平衡
对一元弱碱
NH3 H2O
NH
+ 4
+OH-
Kθb
[NH4+ ][OH- ] [NH3 ]
Kb
[OH ]2 c0 [OH ]
碱式解离平衡常数越大，它的 碱性就越强。温度的函数。
[OH ] c0Kb
(c0 / Kb 400)
一元弱碱近似 计算的条件 。
c 0
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c0 1.0105 mol dm3时
由于c0/Kaθ=1.0×10-5/1.8×10-5=0.55<400, 所以不能近似计算。 若采用最简式计算
[H ] c0Ka 1.0105 1.75105 1.33105 mol dm3
显然那计算结果是不合理的。
Ka
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⑷应用解离平衡常数可以推导出计算一元弱酸、一元弱碱的 氢离子浓度、氢氧根浓度的最简公式：
[H ] Kθac0
[OH ] Kθbc0
注意：使用公式必须符合近似计算的条件，若不符合条 件，必须用一元二次方程求根公式求氢离子浓度或氢氧 根浓度。
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二、解离度
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3、解离平衡常数的意义
• ⑴ Kaθ 、 Kbθ 是化学平衡常数的一种形式，利用其数值的大小， 可以估计酸碱的强弱。
• 通常： Kaθ、 Kbθ = 10-2 —10-7 之间为弱酸、弱碱； Kaθ、 Kbθ< 10-7 为极弱酸、极弱碱，如HCN ，Kaθ=6.20×10-10 ；
第8章 酸碱解离平衡
Chapter 8 Acid-base Equilibrium
第八章酸碱解离平衡
pH＝n - log m
7
2. pH 和 pOH 关系
[H+][OH-] = KW = 10-14 pH + pOH = pKW = 14 pH = 7 则 pOH = 7 中性溶液 pH < 7 则 pOH > 7 酸性溶液, pH越小酸性越强 pH > 7 则 pOH < 7 碱性溶液,pH越大碱性越强
解:
HAc
平衡浓度 0.10-[H+]
H+ [H+]
+ Ac- Ka 0.20+[H+]
=
[H+][Ac-]
————
[HAc]
≈0.10
≈0.20
[H+]＝—[[HA—Ac—-c]—]×Ka＝9×10-6mol·L-1
与例1比较 结果如何？
解离度：α＝
[H+]
——
×100
%
＝
0.009%
CHAc
答：（略） 5
= ————
[HIn]
pH=PK
i
橙色，指示剂的理论变色点
pH=PK
i
1
指示剂的变色间隔或变色范围
9
8-1-3 多元弱酸的解离平衡
一、多元弱酸的解离是分步进行的
<1> H2S <2> HS-
<1>+<2>： H2S
H+ + HSH+ + S22H+ + S2-
K1 = 1.1×10-7 K2 = 1.3×10-13
称中性溶液 称酸性溶液 称碱性溶液
因此，可以用 H+ 的浓度表示溶液的酸碱性。
弱酸弱碱的解离平衡常数与溶液的酸碱性
弱酸弱碱的解离平衡常数与溶液的酸碱性现代化工、医药、农业等众多领域中，对于溶液的酸碱性有着重要的意义。
而在探讨溶液的酸碱性时，非常重要的是弱酸弱碱的解离平衡常数。
因此，本文将以《弱酸弱碱的解离平衡常数与溶液的酸碱性》为标题，深入介绍这一重要研究内容及其对实际应用的意义。
首先，本文将概括解释“弱酸弱碱”这一名词，并系统介绍它们的主要特征及行为。
简而言之，所谓弱酸弱碱，指的是那些不能完全在水中解离的酸或碱，其解离常数K的值，通常较小，小于1，即K p <1。
由此可知，弱酸弱碱有着与传统酸碱不同的性质，它们不能完全在水中解离，而且它们的解离反应的伸缩程度较小，这就要求其解离常数K的值必须非常准确地计算出来，因此研究弱酸弱碱的解离常数具有重要意义。
其次，本文将详细介绍计算弱酸弱碱解离常数K的方法及其具体过程，并介绍一些常用的模型。
例如，采用定义K的物理学方法，即首先定义酸碱配体的缔合状态，然后用Hauser-Feshbach方程计算出其不可逆结合常数，从而计算出K的值；另外，还可以采用回归方法，即基于经过验证的有关数据，拟合出最佳的回归方程，进而计算出K 的值。
综上所述，本文详细阐释了弱酸弱碱解离常数的特点及其计算方法，同时也解释了它们对研究和计算溶液酸碱性的重要性。
因此，以弱酸弱碱解离平衡常数为基础，可以更加精确有效地研究溶液的酸碱性，为实施实践中的应用提供有力支撑。
无机化学 8酸碱解离平衡
1-3 酸碱的电子理论
凡是可以接受电子对的物质称为酸 接受电子对的物质称为 一.酸碱电 凡是可以接受电子对的物质称为酸， 凡是可以给出电子对的物质称为碱 给出电子对的物质称为 子理论定义 凡是可以给出电子对的物质称为碱
二、酸碱反 应的实质
路易斯(Lewis) 酸碱反应的实质是酸碱物质 (Lewis) 路易斯 通过配位键生成酸碱配合物。 1923年提出酸 通过配位键生成酸碱配合物。 1923年提出酸 碱电子论 酸 + 碱 酸碱配合物 H+ + :OHH:OH HCl + :NH3 NH4+ ＋ Cl- 这种酸碱论包 括了除氧化还 BF3 + :FBF4原反应以外的 Cu2+ + 4[:NH3] Cu(NH3)42+ 所有反应。 所有反应。
（pH=12，混合加水后，H+的浓度是 -6 mol·L-1 ，OH- 的浓 ，混合加水后， 的浓度是10 度为10 因此反应完全后OH- 的浓度为 -2 mol·L-1) 的浓度为10 度为 -2 mol·L-1 ，因此反应完全后
第16页
2-3 拉平效应和区分效应
1、拉平效应 溶剂使物质的相对酸碱性区分不出来 拉平效应
在质子论中，酸或碱，可以是中性分子， 在质子论中，酸或碱，可以是中性分子，也可以 是阴阳离子。质子论中没有盐的概念。 是阴阳离子。质子论中没有盐的概念。
第7页
二、酸碱反 酸碱质子论的反应实质是两个共轭酸 应的实质 碱对之间质子传递的反应
酸1 ＋ 碱2 1.电离 1.电离 HCl + H2O HAc + H2O 作用 H 2O + H 2 O + 2.中和 H3O + OH 2.中和 HAc + NH3 反应
142.2弱酸弱碱解离平衡
105
$
说明：
1.因为Ka1θ＞Ka2θ＞Ka3θ，所以[H2PO4-]＞[HPO42-]＞[PO43-]。
2.溶液中的H＋，主要由第一步解离得到，由二级解离及三级解离所产生
的H+很少，可以忽略。
3.多元酸每一步解离都产生H+，所以溶液中H+浓度是几步解离所产生
H+的总浓度。在Ka1θ，Ka2θ，Ka3θ关系式中的[H+]也是指H+的总的相对
$
1.一元弱酸弱碱的解离平衡。 Kaθ 、 Kbθ值大小反
映酸碱性的强弱；
2.多元弱酸弱碱分布解离，以第一步解离为主；
3.酸碱解离平衡的移动主要受到同离子效应的影响。
参考教材：
$
1.张欣荣，阎芳 基础化学第三版，高等教育出版社，2016年
2.无机化学，张天蓝，第7版 ，人民卫生出版社，2016年
$
[HB]
- ][ H +]
[B
Kaө=
[HB]
1. [B]：相对平衡浓
度= cB/1mol∙L-1
2. [H2O]看成常数
Kө ---- 弱电解质标准解离平衡常数
Ka ө ---- 酸解离平衡常数 ( 酸常数)
表示酸在水中释放质子能力的大小
$
B - + H 2O
Kb ө =
HB + OH-
[HB][OH-]
响是较大的。
$
（二）盐效应
在弱酸或弱碱溶液中加入不含相同离子的强电解质，使α增大
的效应，称为盐效应。
如：在0.1mol · L-1(HAc)溶液中，加入NaCl使其浓度为
0.1mol · L-1， [H+]由1.32×10-3 增大为1.82 ×10-3 ，α由
酸碱中的弱酸与弱碱的离解度
酸碱中的弱酸与弱碱的离解度酸碱是化学中常见的概念，它们在许多领域都有重要的应用。
在酸碱反应中，我们经常会遇到弱酸和弱碱。
弱酸和弱碱的离解度是指它们在溶液中的离解程度，也是了解酸碱强弱的重要指标之一。
弱酸是指在水溶液中只部分离解的酸，它们分子中的氢离子只释放出一部分。
弱酸的离解度与其分子结构有关，通常用酸的离解常数Ka来表示。
Ka值越大，表示弱酸的离解度越高，酸性越强。
以乙酸(CH3COOH)为例，它是一种常见的弱酸。
乙酸在水中只部分离解成CH3COO-和H+，其离解常数Ka为1.8×10^-5。
这意味着乙酸的离解度相对较低，只有一小部分分子会释放出氢离子，因此它的酸性相对较弱。
与弱酸类似，弱碱也是指在水溶液中只部分离解的碱。
弱碱的离解度与其分子结构有关，通常用碱的离解常数Kb来表示。
Kb值越大，表示弱碱的离解度越高，碱性越强。
以氨(NH3)为例，它是一种常见的弱碱。
氨在水中只部分离解成NH4+和OH-，其离解常数Kb为1.8×10^-5。
这意味着氨的离解度相对较低，只有一小部分分子会释放出氢氧离子，因此它的碱性相对较弱。
弱酸和弱碱的离解度与溶液中的浓度也有关系。
一般来说，浓度越高，离解度也会相应增加。
这是因为在浓度较高的溶液中，分子之间的碰撞更频繁，离解的机会也更多。
但是需要注意的是，即使浓度较高，弱酸和弱碱的离解度也不会达到100%。
这与强酸和强碱不同，强酸和强碱在溶液中会完全离解，释放出所有的氢离子或氢氧离子。
弱酸和弱碱的离解度对于化学反应和溶液的性质有重要影响。
在酸碱中性化反应中，弱酸和弱碱的离解度决定了反应的进行程度和速率。
在溶液中，弱酸和弱碱的离解度也会影响pH值的变化。
pH值是衡量溶液酸碱性的指标，pH值越低表示溶液越酸，pH值越高表示溶液越碱。
弱酸和弱碱的离解度决定了溶液中氢离子或氢氧离子的浓度，进而影响了溶液的酸碱性质和pH值。
总之，弱酸和弱碱的离解度是了解酸碱性质的重要指标之一。
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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：
NH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq) + OH -(aq)
c(HAc)=0.1-c(H3O+)≈0.1(mol·L-1)
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第8章 酸碱解离平衡
§8.1 弱酸和弱碱的解离平衡
c(OH-)
110-14 1.310-3
7. 710-12(moLl 1)
pH = -lg{c(H3O+)}=2.89
α c(H3O ) 100% c(HAc)
1.310-3
Kb (N3)H {c(N {c4 (H N )}3c)H ({}O-)H }
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第8章 酸碱解离平衡
§8.1 弱酸和弱碱的解离平衡
Kb (NH3)：一元弱碱的解离常数
(Dissolution Constant of Weak Base)
b. 计算公式
以HAc为例：
假定HAc的初始浓度为c mol/L， 达到平衡时c(H+)为xmol/L，依据化学平
100% 1.3%
0.1
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第8章 酸碱解离平衡
对于一元弱碱：
§8.1 弱酸和弱碱的解离平衡
①
c(O-)H c(N4H ) cK b
条件：(c > 400 Kb )
②
αc(O-H )100%Kb
c(N3H )
{c}
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第8章 酸碱解离平衡
§8.1 弱酸和弱碱的解离平衡
例：已知298K下0.200mol·L-1氨水的解离度为 0.934%,计算溶液中OH-的浓度和氨的解 离常数Kb 。
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第8章 酸碱解离平衡
§8.1 弱酸和弱碱的解离平衡
例：计算298K时0.10mol·L-1 HAc 溶液中
H3O+,Ac- HAc,OH- pH, α (Ka =1.8×10-5)。
解： HAc(aq)+H2O(l) H3O+ (aq) +Ac–(aq)
c(H3O) c(Ac-) cKa (HAc) 0.11.810-5 1.310-3 (molL-1)
x2/c
（条件：c >400Ka )
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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 %
§8.1 弱酸和弱碱的解离平衡
§8.1 弱酸和弱碱的解离平衡
8.1.1 一元弱酸、碱的解离平衡 1、解离平衡常数
a. 解离平衡 (Dissolution Equilibrium)
HAc(aq) + H2O(l)
H3O+(aq)+Ac–(aq)
Ka(HA [cc (H )3O [c()cH /]c[A (cA ] c)c )//]
第8章 酸碱解离平衡
Acid-Base Dissolution Equilibrium
第 8 章 酸碱解离平衡
(Acid-Base Dissolution Equilibrium)
§8.1 弱酸和弱碱的解离平衡
§8.2 盐的水解
§8.3 电解质溶液理论和酸碱理 论的发展
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第8章 酸碱解离平衡
衡的有关知识可以得出：
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第8章 酸碱解离平衡
§8.1 弱酸和弱碱的解离平衡
HAc(aq) + H2O(l)
起始浓度/(mol·L-1) c 平衡浓度/(mol·L-1) c-x
H3O+(aq) + Ac–(aq)
0
0
x
x
Ka
(HAc)
{c(H3O )}{c(Ac- )} {c(HAc)}
x2/(c- x)
K a (HAc) {c}
（Ka =c2)
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第8章 酸碱解离平衡
§8.1 弱酸和弱碱的解离平衡
稀释定律：溶液浓度越稀，解离度 越大。表明溶液的解离度近似与其浓度的平 方根成反比。
说明：K a和α均可表示酸的强弱， 但α随c而变，而Ka只是温度的函数， 在温度一定时，是一个常数，它不随 c而变。
又如在平衡体系中
NH3(aq) + H2O(l) 加入强电解质
NH4+(aq) + OH-(aq)
NH4Cl(s) H2O(l) NH4+(aq) + Cl-(aq)
结果：NH4+浓度增大, 平衡左移, NH3解离 度减小，这也是同离子效应。
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第8章 酸碱解离平衡
§8.1 弱酸和弱碱的解离平衡
第8章 酸碱解离平衡
§8.1 弱酸和弱碱的解离平衡
3、同离子效应 (Common Ion Effect)
（a） 定义
在弱酸或弱碱溶液中,加入与其具有 相同离子的易溶强电解质,而使平衡向左 移动,弱电解质的解离度降低的现象称为 同离子效应。
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第8章 酸碱解离平衡
§8.1 弱酸和弱碱的解离平衡
（b）计算 比较在纯0.10mol·L-1HAc和在
0.10mol·L-1HAc中加入NaAc晶体，使NaAc浓度为
0.10mol·L-1时的c(H3O+)，α，并做出结论。
解： 纯0.10mol·L-1HAc
Hale Waihona Puke c(H3O)c(Ac-) cKa 0.11.810-5 1.310-3 (moL l -1)
例如在平衡体系中
HAc(aq) + H2O(l) H3O+(aq ) +Ac-(aq) 加入强电解质
NaAc(s) H2O(l) Na+(aq) + Ac- (aq)
结果：Ac-浓度增大，平衡左移，HAc解离度减 小，酸性减弱，这就是同离子效应。
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第8章 酸碱解离平衡
§8.1 弱酸和弱碱的解离平衡
解: =c(OH-)/c(NH3)×100%=0.934%
c(OH-)=c(NH3)
=0.200 ×0.934% =1.87×10-3 mol·L-1
K b { 1 c } -α α 20 .2 1 实( 0 用0 .文.9 9 档 % 3 % 32 4 4 ) 1 .7 7 1 5 011
α c (H 3 O ) 1 0 0 % 1 .3 1 0 -3 1 0 0 % 1 .3 %
c (H A c )
0 .1
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第8章 酸碱解离平衡