[化学]第三章 酸碱解离平衡
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03酸碱平衡和pH的计算 (1)
Ka1和Ka2分别为两性物质作为酸使用时的Ka和作为碱 使用时其共轭酸的Ka,对具体的两性物质必须注意选 择正确的Ka1，Ka2
例：分别计算0.20 mol .L-1下列溶液的pH 。
酸部分 碱部分的共轭酸
NaH2PO4 Na2HPO4 NH4Ac NH4HCO3
H2PO4HPO42NH4+ NH4+
分布分数和分布曲线
共扼酸碱对处于平衡状态时，溶液中存在着不同的酸 碱形式，这时它们的浓度称为平衡浓度，用[HAc ]表示 各种存在形式平衡浓度之和称为总浓度或分析浓度， 用cHAc表示。 某一存在形式的平衡浓度占总浓度的分数，即为该存 在形式的分布分数, HAc= [HAc ] / cHAc 。
如何获得H+浓度
• 常用的简单溶液，使用下面介绍的近似式进行 计算
• 不能满足近似式要求的，可以使用平衡关系进 行精确或部分近似计算 • 混合溶液或复杂溶液，根据化学平衡关系进行 理论计算比较困难且不准确，通常用pH计(酸 度计)测量
酸碱溶液pH值的近似计算
• • • • • 强酸（碱） 一元弱酸（碱） 记忆，会用 多元弱酸（碱） 最简近似公式 两 性 物 质 混合酸碱……………根据平衡关系计算， 特别掌握一种特殊的 混和酸碱----缓冲溶液
它们的平衡浓度分别为 [HAc] 和 分布分数分别为HAc=[HAc]/c HAc 和
例：分别计算0.20 mol .L-1下列溶液的pH 。
酸部分 碱部分的共轭酸
NaH2PO4 Na2HPO4 NH4Ac NH4HCO3
H2PO4HPO42NH4+ NH4+
分布分数和分布曲线
共扼酸碱对处于平衡状态时，溶液中存在着不同的酸 碱形式，这时它们的浓度称为平衡浓度，用[HAc ]表示 各种存在形式平衡浓度之和称为总浓度或分析浓度， 用cHAc表示。 某一存在形式的平衡浓度占总浓度的分数，即为该存 在形式的分布分数, HAc= [HAc ] / cHAc 。
如何获得H+浓度
• 常用的简单溶液，使用下面介绍的近似式进行 计算
• 不能满足近似式要求的，可以使用平衡关系进 行精确或部分近似计算 • 混合溶液或复杂溶液，根据化学平衡关系进行 理论计算比较困难且不准确，通常用pH计(酸 度计)测量
酸碱溶液pH值的近似计算
• • • • • 强酸（碱） 一元弱酸（碱） 记忆，会用 多元弱酸（碱） 最简近似公式 两 性 物 质 混合酸碱……………根据平衡关系计算， 特别掌握一种特殊的 混和酸碱----缓冲溶液
它们的平衡浓度分别为 [HAc] 和 分布分数分别为HAc=[HAc]/c HAc 和
三章酸碱反应和沉淀反应
c(H＋ ) / c＝ (c / c)Ka (1)＝ 0.11.7610－5＝1.33*10－3 c(H＋ )＝1.3310－3molL1
=c(H+)/c=0.67%
混合后初始浓度
c(HAc)=0.1 mol/L
c(NaAc)=0.1 mol/L 设 [H+] is x mol/L,
100
%
温度和浓度时，越小，电解质越弱。
AB(aq) A+(aq)+B-(aq)
开始浓度 c
00
平衡浓度 c-c
c c
Ki＝
[c(
A＋
) / c][c(B－ c( AB) / c
)
/
c]＝（ α 2
1－α
）cc
若(c/c)/Ki 500, 1- 1 Ki (c/c) 2 [Ki/(c/c)]1/2 稀释定律：浓度越小，解离度越大
2、外因：根据平衡移动原理，盐溶液的浓度、 温度、酸度也是影响的重要因素。
（1）盐溶液的浓度c越小，水解度越大。
（2）温度升高，h越大，因水解反应是中和 反应的逆反应（吸热）。
（3）水解后溶液显一定的酸碱性，若溶液酸 度不同，平衡则会移动，而影响h。如
Sn提Cl高2+，H2O平衡左Sn移(O，H)hC减l↓小+。HCl 溶液酸度
四、沉淀反应
（一）难溶电解质的溶度积和溶解度 1、溶度积常数
=c(H+)/c=0.67%
混合后初始浓度
c(HAc)=0.1 mol/L
c(NaAc)=0.1 mol/L 设 [H+] is x mol/L,
100
%
温度和浓度时，越小，电解质越弱。
AB(aq) A+(aq)+B-(aq)
开始浓度 c
00
平衡浓度 c-c
c c
Ki＝
[c(
A＋
) / c][c(B－ c( AB) / c
)
/
c]＝（ α 2
1－α
）cc
若(c/c)/Ki 500, 1- 1 Ki (c/c) 2 [Ki/(c/c)]1/2 稀释定律：浓度越小，解离度越大
2、外因：根据平衡移动原理，盐溶液的浓度、 温度、酸度也是影响的重要因素。
（1）盐溶液的浓度c越小，水解度越大。
（2）温度升高，h越大，因水解反应是中和 反应的逆反应（吸热）。
（3）水解后溶液显一定的酸碱性，若溶液酸 度不同，平衡则会移动，而影响h。如
Sn提Cl高2+，H2O平衡左Sn移(O，H)hC减l↓小+。HCl 溶液酸度
四、沉淀反应
（一）难溶电解质的溶度积和溶解度 1、溶度积常数
《无机化学》第4版 教学课件 03酸碱反应和沉淀反应 03-2弱电解质的解离反应
应加入固体NaOAc·3H2O 多少克? 解：c(HOAc)=[(12.0×6.00)/250] mol·L-1
=0.288 mol·L-1
pH=5.00 c(H+)=10-5 mol·L-1
HOAc H+ + OAc-
平衡浓度/(mol·L-1) 0.288-10-5 10-5 x+10-5
Ka =
lgK
=
-∆rGm 2.303RT
-27.15×1000 = 2.303×8.314×298.15
= -4.75 Ka (HOAc)=1.8×10-5
第解3章离度酸碱和反稀应释和沉定淀律反应 第3章 酸碱反应和沉淀反应
1. 解离度 解离度(α)＝ 解未离解部离分前弱弱电电解解质质浓浓度度×100%
解离度可表示弱电解质解离程度的大小 在温度、浓度相同条件下,
α越小，电解质越弱
第3章2. 酸稀碱释反定应和律沉淀反应 第3章 酸碱反应和沉淀反应
一元弱酸 HA(aq)
起始浓度
c
H+(aq) + A-(aq)
平衡浓度 c-cα
cα
cα
Ka
(HA)=
[c(H+)/c ][c(A-)/c [c(HA)/c ]
第3c章(H+酸)与碱c反(S应2-和)的沉关淀系反应 第3章 酸碱反应和沉淀反应
第三章 酸碱解离平衡
16
例题：
在0.1 mol· -1HAc溶液中加入少量的NaAc溶液，使其浓度 L 为0.1 mol· -1，求该溶液的H+和解离度？ L
一元弱酸及其盐的的混合溶液中[H+]计算公式：
[H ] K a
θ
c (酸) c (盐)
pH pK
θ a
lg
c (酸) c (盐)
17
(9) 缓冲溶液 (buffer solution)
H2SO4 = HSO4 + H+ 碱指在水中电离出的阴离子全部为OH- ：
-
NaOH = Na+ + OH- thermodynamics Chemical 中和反应的实质是 H+ + OH- = H2O
水溶液中电解质(electrolyte )是部分电离的： 电离度
已 离 溶 粒 数 电 的 质 子 原 溶 的 子 有 质 粒 数 100 %
Ac–和H2O，当达到新平衡时， c(Ac–)略有增加， c(HAc)略有
19 减少， c ( Ac ) 变化不大，因此溶液的c(H+)或pH值基本不变。
c ( HAc )
缓冲溶液pH值的计算
弱酸弱碱盐组成的缓冲溶液:HAc—NaAc，H2CO3—NaHCO3
初始浓度 平衡浓度 HA ca ca – x H+ 0 x + A－ cs cs + x
03酸碱平衡和pH的计算
HA2- = Ka1 Ka2 [H+] / ([H+]3 + Ka1 [H+]2+ Ka1 Ka2 [H+]+ Ka1 Ka2 Ka3)
H2A= HA2-
Ka1 [H+]2
[H+] p[H+]
=
= =
Ka1 Ka2 [H+]
Ka2 pKa2
溶液中离子浓度的计算
• 以NaHCO3为例，溶于水后，水中的离子和分子有： H2O,Na+ 无需计算或直接得到 H+和OH确定H+后，就可以确定OHHCO3-，CO32-, H2CO3: 确定氢离子浓度后，可 根据分布系数和总浓度进行计算 • 综上所述,溶液中各存在形式平衡浓度的计算可归结 为H+浓度的获得
[H] K c a 1
在二元弱酸中，Ka1 >>Ka2 , 忽略第二步电离， [HA-] [H+]
Ka2 [A2 ][H ]
[HA ]
[A2-]Ka2
例 : 计 算 0.10mol.L-1 H2CO3 溶 液 中 的 c(CO32-)、c(HCO3-)、c(H2CO3) 。 一. 根据近似式计算H2CO3溶液的pH 二. 根据分布分数计算各存在形式的浓度
• 二元酸H2CO3的离解常数的定义 [ HCO ][ H ] + 3 • H2CO3 = HCO3 + H K K ( H CO ) a 1 a 2 3
第三章酸碱解离平衡
酸：凡是能给出质子(H+)的物质。
碱：凡是能接受质子(H+)的物质。
17
酸
HAc NH
4
H+ +碱
H Ac
H NH 3 H [Fe(OH)(H 2 O) 5 ]
2
[Fe(H 2 O) 6]
3
[Fe(OH)(H 2 O) 5 ]
2
H [Fe(OH) 2 (H 2 O) 4 ]
4
第二节 弱电解质溶液的解离平衡
一、弱酸、弱碱的解离平衡及其平衡常数 弱酸弱碱在溶液中建立起动态的解离平衡 HA(aq) + H2O(l) A-(aq) + H3O+(aq)
[H3O ][A ] Kc [HA][H2O]
稀水溶液中，[H2O]可看成是常数，上式改写为
[H3O ][A ] Ka Ka称为酸解离常数。 [HA]
pH ＜ 7 酸性溶液
pH＞ 7 碱性溶液 pkw =pH + pOH = 14.0
25
人体各种体液的pH
体 液 血清 成人胃液 婴儿胃液 唾液 胰液 pH 7.35～7.45 0.9～1.5 5.0 6.35～6.85 7.5～8.0 体 液 大肠液 乳汁 泪水 尿液 脑脊液 pH 8.3～8.4 6.0～6.9 ～7.4 4.8～7.5 7.35～7.45
碱：凡是能接受质子(H+)的物质。
17
酸
HAc NH
4
H+ +碱
H Ac
H NH 3 H [Fe(OH)(H 2 O) 5 ]
2
[Fe(H 2 O) 6]
3
[Fe(OH)(H 2 O) 5 ]
2
H [Fe(OH) 2 (H 2 O) 4 ]
4
第二节 弱电解质溶液的解离平衡
一、弱酸、弱碱的解离平衡及其平衡常数 弱酸弱碱在溶液中建立起动态的解离平衡 HA(aq) + H2O(l) A-(aq) + H3O+(aq)
[H3O ][A ] Kc [HA][H2O]
稀水溶液中，[H2O]可看成是常数，上式改写为
[H3O ][A ] Ka Ka称为酸解离常数。 [HA]
pH ＜ 7 酸性溶液
pH＞ 7 碱性溶液 pkw =pH + pOH = 14.0
25
人体各种体液的pH
体 液 血清 成人胃液 婴儿胃液 唾液 胰液 pH 7.35～7.45 0.9～1.5 5.0 6.35～6.85 7.5～8.0 体 液 大肠液 乳汁 泪水 尿液 脑脊液 pH 8.3～8.4 6.0～6.9 ～7.4 4.8～7.5 7.35～7.45
医用基础化学
化学、物理、数学的学习关键是课本上的例子,例题全弄明白基本上挂不了科,要想考高分呢~就要将课本上的知识点记牢，而且会将其运用，本书特整理课本资料，总结习题,助大一新生更上一层楼。
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本书以详细的课本重点基础知识为基本出发点，另附课外答案，拟制的模拟习题,帮助同学们提高,一切以书为本。
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基础化学
考试章节：
第二章溶液
第三章酸碱解离平衡和缓冲溶液（第四节比较重要）
第四章难容强电解质的沉淀溶解平衡
第五章胶体分散系
第八章氧化还原反应和电极电势
第九章原子结构和元素周期律
第十章共价键和分子间力
第十一章配位化合物
第十二章滴定分析
第十三章紫外—可见分光光度法
第一章绪论
知识点：
SI制基本单位：米、千克、秒、开尔文(k）、坎德拉(cd）、摩尔、安第二章溶液
第一节:
1、物质的量—表示物质数量的基本物理量，基本单位摩尔,符号：mol.
2、0。012kg12C的原子数目是阿伏伽德罗常数，L=6。02×1023mol —1
3、摩尔质量：B的质量除以B的物质的量即:
M B＝m B/n B
3、物质的量浓度:物质B的物质的量n B除以混合物的体积V，即：
c B=n B/V
4、摩尔分数又称为物质的量分数：定义为B的物质的量与混合物的物质的量之比,即：
x B=n B/（n A+n B)——B的摩尔分数(若溶液只有A与B）
第三章 酸碱平衡
Arrhenius (阿仑尼乌斯)
2
第一节 酸和碱
酸碱电离理论的缺陷： (1) 把酸碱范围限制在水溶液中，限制在仅能 解离出H+或OH-的物质。 (2) 无法解释NH3、Na2CO3均不含OH-, 也具有 碱性；有些物质如NH4Cl水溶液则呈酸性。
3
一、 酸碱的质子理论
1923年，丹麦化学家Bronsred J N和英国化 学家Lowry TM提出了酸碱质子理论。
Ka
Kb
[H3O ][ B ] [ HB ]
[
HB ][OH [B ]
]
Kw
39
二、 共轭酸碱解离常数的关系 由式 Ka Kb Kw 可以看出
Ka和Kb成反比关系，所以，在共轭酸碱对中， 酸的强度愈大，其共轭碱的强度愈小； 碱的强度愈大，其共轭酸的强度愈小。
40
二、 共轭酸碱解离常数的关系
在298K时，pKw＝14，所以
pKa pKb 14
43
二、 共轭酸碱解离常数的关系
对于多元弱酸(或多元弱碱)在水中的质子传 递反应是分步进行的，情况复杂一些。
例如H3PO4，其质子传递分三步，每一步都 有相应的质子传递平衡。
(1) 有些物质在某个共轭酸碱对中是酸，但在另一 个共轭酸碱对中却是碱，这种物质称为两性物质。
两性物质既能给出质子做为酸，又能接受质 子作为碱。
2
第一节 酸和碱
酸碱电离理论的缺陷： (1) 把酸碱范围限制在水溶液中，限制在仅能 解离出H+或OH-的物质。 (2) 无法解释NH3、Na2CO3均不含OH-, 也具有 碱性；有些物质如NH4Cl水溶液则呈酸性。
3
一、 酸碱的质子理论
1923年，丹麦化学家Bronsred J N和英国化 学家Lowry TM提出了酸碱质子理论。
Ka
Kb
[H3O ][ B ] [ HB ]
[
HB ][OH [B ]
]
Kw
39
二、 共轭酸碱解离常数的关系 由式 Ka Kb Kw 可以看出
Ka和Kb成反比关系，所以，在共轭酸碱对中， 酸的强度愈大，其共轭碱的强度愈小； 碱的强度愈大，其共轭酸的强度愈小。
40
二、 共轭酸碱解离常数的关系
在298K时，pKw＝14，所以
pKa pKb 14
43
二、 共轭酸碱解离常数的关系
对于多元弱酸(或多元弱碱)在水中的质子传 递反应是分步进行的，情况复杂一些。
例如H3PO4，其质子传递分三步，每一步都 有相应的质子传递平衡。
(1) 有些物质在某个共轭酸碱对中是酸，但在另一 个共轭酸碱对中却是碱，这种物质称为两性物质。
两性物质既能给出质子做为酸，又能接受质 子作为碱。
第3章-酸碱滴定法
29
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基本思路
•全面考虑、分清主次、合理取舍、近似计算：
质子条件 化学平衡关系
[H+]的精确表达式 近似处理
近似式 进一步近似处理
最简式
30
返回
一. 质子条件
（Proton balance equation，PBE）
– 酸碱反应达到平衡时，酸失去的质子数与碱得到 的质子数一定相等。
– 写出PBE的途径
pKb2 pKw -pKa1 14.00 6.89 7.11
14
. 酸碱的强度
酸碱强度取决于酸给质子的能力和碱夺取质子的能力。 在水溶液中可根据酸碱的离解常数Ka 、Kb来判断其强 弱。 Ka ( Kb )值越大，酸（碱）越强。
HAc+H2O NH4+ +H2O
H3O++Ac- Ka=1.75×10-5 H3O+ +NH3 Ka=5.5×10-10
0.86
[C2O42 ] 0c 0.86 0.10 0.086 mol L1
25
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3. n元酸溶液 n
[H ]n
[H ]n Ka1 [H ]n1 Ka1 Ka2 Kan
n1
[H
]n
Ka1 [H ]n1 Ka1 [H ]n1
南方医科大学药学院基础化学各章节计算公式
第二章 稀溶液的依数性 ΔTb=Kb·bB ΔTf= Kf·bB
ΠV=nRT 或 Π=cRT
ΠV m RT M
第三章 酸碱解离平衡
K
θ a
c
K
θ a
K
θ b
K
θ w
（注意
K
θ a
、K
θ b
的对应关系）
K
θ w
[H ][OH ]
[H ] Kaθc
[OH ] Kbθc
[H ]
K
θ a1
K
3、温度对平衡常数的影响
ln
K
θ 2
K1θ
ΔH θ R
1 ( T1
1 )
T2
第七章 化学动力学基础
一、简单级数反应的动力学方程与特点
反应级数 一级反应 二级反应 零级反应
基本方程式
ln c0 kt c
1 1 kt c c0
c0-c =kt
半衰期(t1/2) 0.693/k
1/kc０
c０/2k
θ a2
第四章 缓冲溶液
pH
pK
θ a
[B ] lg
[HB]
pH
pK
θ a
lg
nB nHB
第五章 难溶强电解质溶液的 沉淀溶解平衡
溶解度计算
纯水中：
S
mn
K
ΠV=nRT 或 Π=cRT
ΠV m RT M
第三章 酸碱解离平衡
K
θ a
c
K
θ a
K
θ b
K
θ w
（注意
K
θ a
、K
θ b
的对应关系）
K
θ w
[H ][OH ]
[H ] Kaθc
[OH ] Kbθc
[H ]
K
θ a1
K
3、温度对平衡常数的影响
ln
K
θ 2
K1θ
ΔH θ R
1 ( T1
1 )
T2
第七章 化学动力学基础
一、简单级数反应的动力学方程与特点
反应级数 一级反应 二级反应 零级反应
基本方程式
ln c0 kt c
1 1 kt c c0
c0-c =kt
半衰期(t1/2) 0.693/k
1/kc０
c０/2k
θ a2
第四章 缓冲溶液
pH
pK
θ a
[B ] lg
[HB]
pH
pK
θ a
lg
nB nHB
第五章 难溶强电解质溶液的 沉淀溶解平衡
溶解度计算
纯水中：
S
mn
K
第三章之一 酸碱平衡
缓冲溶液的组成 弱酸及其共轭碱：HAc - NaAc 弱碱及其共轭酸：NH3 - NH4Cl
35
在实际应用中还可采用酸碱反应的生成物与 剩余的反应物组成缓冲体系： 例如： HAc(过量) + NaOH HCl + NaAc(过量) NaAc-HAc HAc-NaAc
组成缓冲溶液的共轭酸碱对的两种物质称 为缓冲系或缓冲对。
②溶液中加入少量强碱时，溶液发生如下反应： OH- + H+ H2O
部分H+被消耗，HAc的解离反应向右移动，补充 消耗掉的H+离子。因而溶液中H+离子浓度没有明 显降低，溶液的pH值基本保持不变。
9
（3）水的自(偶)解离
H2O + H2O 弱酸1 弱碱2 （4）盐类的水解 Ac + H2O 弱碱1 弱酸2
H3O+ + OH－ 强酸2 强碱1
HAc + OH 强酸1 强碱2
（3）和（4）均是弱酸弱碱作用生成强酸强碱 10 的反应，是可逆过程。
三、解离平衡常数 例： HAc + H2O
25
多元弱酸、弱碱在水溶液中是分级离解的。若 一级离解常数与二级离解常数之比大于或等于 102，说明二级离解困难，在实际计算中，通常 忽略二级离解。
26
例：计算0.1 mol dm-3的H2S水溶液(饱和水溶液)的[H+] 、 [HS-]、[S2-]及pOH。 H2S H+ + HS起始浓度 0.1 0 0 平衡浓度 0.1-x x x c/Ka1 >500, 近似地： 0.1-x = 0.1 x2/0.1 = Ka1 x = [H+] = [HS-] =7.5 10-5 mol· 3 dm 由二级平衡: HSH+ + S2平衡浓度: 7.5 10-5 7.5 10-5 y Ka2 = [H+][S2-]/[HS-] = 1.2 10-15 y = Ka2 [H+][OH-] = Kw [OH-] = 1.3 10-10 mol· 3 dm pOH = 10.11
酸碱解离平衡和缓冲溶液
对于一元弱碱，也存在类似的情况
一元弱酸: [H 3O ]＝ K a c 一元弱碱 : [OH - ]＝ Kb c
例题：42页，3-6，3-7。
二、多元弱酸弱碱
H2CO3+H2O=HCO3-+H3O+ HCO3-+ H2O =CO32-+ H3O+ H2O+ H2O= H3O++OHKa1=4.30×10-7 Ka2=5.61×10-11 Kw=1×10-14
整理得: [ H 3O ]3 K a [ H 3O ]2 ( K a c K w )[ H 3O ] K a K w 0 讨论: ∵K a [ H 3O ]＞＞K a K w K a K w可以忽略 ｃ 当Ｋa c 20 K w时 3O ]2 K a [ H 3O ] K a c 0 [H 3O ] [H
当Ka1/Ka2>102时，可做一元弱酸处理，即：
+ [H3 O] K a1c
同理：当Kb1/Kb2>102时，可做一元弱碱处理，即：
[OH - ]
例题：43页，3-8，3-9。
Kb1c
三、两性物质溶液（以HCO3-为例说明）
HCO3-+H2O = H3O++CO32HCO3-+ H2O = OH-+H2CO3
南医化学第三章酸碱解离平衡
7
由于离子氛的存在，离子间相互作用而互相牵制， 由于离子氛的存在，离子间相互作用而互相牵制， 离子氛的存在 不能百分之百地发挥离子应有的效能。 使溶液中的离子不能百分之百地发挥离子应有的效能 使溶液中的离子不能百分之百地发挥离子应有的效能。
离子氛模型
离子对模型
使溶液中自由离子的浓度降低。 使溶液中自由离子的浓度降低。
22
弱电解质在水溶液中只有一部分电离， 弱电解质在水溶液中只有一部分电离 ， 始终 存在着分子与离子之间的电离平衡。 存在着分子与离子之间的电离平衡。 为例， 以HAc为例，其离解方程式为： 为例 其离解方程式为：
一般简写为： 一般简写为：
23
弱电解质的离解平衡 （Dissocation equilibrium of weak electrolyte） ）
很小时,α也很小 当K很小时 也很小，可认为 ≈1， 很小时 也很小，可认为1-α≈ ，
K = cα 2
或
α =
K c
注意：只有当 注意 只有当a<5％，或c/K≥500时才能使用上式 只有当 ％ 时才能使用上式 （此时误差小于2％） 此时误差小于 ％
26
已知( 例 在25℃时，已知(1)0.100mol·L-1 HAc溶液的解离度为 ℃ 溶液的解离度为 1.32%；(2)0.0100mol·L-1HAc溶液的解离度为 ； 溶液的解离度为4.1%，求HAc 溶液的解离度为 ， 的解离常数． 的解离常数．
酸碱解离平衡
对于溶液中的阴、阳离子： a+ = +cr,+ a- = -cr,a+， a－分别代表溶液中阳离子与阴离子的活度
r＋，r－分别代表阳离子与阴离子的活度系数
11
平均活度因子: 溶液中阳离子和阴离子的活 度系数的几何平均值 。对1-1型电解质：
a cr,
a cr,12
x=1.76×10-5
mol· L-1
x 100% 0.0176% c 26
盐效应：在弱电解质溶液中，若加入与弱电 解质不具有相同的离子的强电解质时，该弱 电解质的解离度略有增大的现象。
盐效应一般影响较小，非精确计算不考虑
同离子效应发生的同时也有盐效应。
27
§3.3 酸碱理论
概述 1663年 波义耳(R.Boyle)提出酸碱概念。 1889年 阿累尼乌斯提出酸碱电离理论。 1905年 富兰克林酸碱溶剂理论。 1923年 布朗斯特和费莱(T.M.Lowry)几乎同 时各自独立地提出了酸碱的质子理论。同年， 路易斯提出了酸碱的电子理论。 1963年 皮尔逊提出硬软酸碱原则。
29
例：
共轭酸
HCl
共轭碱
H+＋Cl-
HAc H2CO3 HCO3-
H+＋AcH+＋HCO3H+＋CO32 -
NH4+
第三章酸碱平衡
特例一：HCO3作为酸：HCO +H O
3 2
CO32- +H3O+
H2CO3 +OH-
K0a K0b
作为碱：HCO3- +H2O
特例二：NH4Ac 作为酸：NH4+ +H2O
作为碱： Ac + H2O
NH3+H3O+ K0a(KNH4+ )
HAc + OH- K0b(KAc- )
酸碱溶液pH的计算
Ka2
HPO42-
[H3
O+]
=√K0a3· K0a2
酸碱溶液pH的计算 例：已知室温下H2CO3的K0a1=4.46×10-7, K0a2=4.68×10-11 求0.10 mol· L-1 NaHCO3溶液的pH值。 解： NaHCO3为两性物质
(共轭酸碱对)2 (共轭酸碱对)1 酸碱反应的实质： 两对共轭酸碱对之间的质子传递反应
酸碱的质子理论
(三)、酸碱质子传递平衡和平衡常数
H+ HA + B－ K= A－+ HB
[A－]· [HB]
[HA]· [B－]
K是酸碱质子传递平衡常数
K值愈大, 质子从HA转移给B－的能力愈强
第二节
水溶液中的酸碱平衡
∴ K0b= K0W/ K0a= 1.00×10-14 /1.76×10-5 =5.68 ×10-10
吉林大学《无机化学(含实验)》第三章(2) 期末考试学习资料
吉大《无机化学（含实验）》第三章（2） 酸碱解离平衡
1、酸碱滴定原理
（一）变色范围 HIn H+ + In-
酸式 碱式
故指示剂的理论变色范围是: pH=pKHIn ±1
由于人眼对深色比浅色灵敏，实际变色范围与理论推算的的变色范围并不完全相同。 pKa 理论范围 实际范围 酸色 碱色
甲基橙 ~ ~ 红 黄
甲基红 ~ ~ 红 黄
酚酞 ~ ~ 无 红
百里酚酞 ~ ~ 无 蓝
注：一般而言，人们观察指示剂颜色的变化约有～单位的误差，称之为观测终点的不确定性，用△pH 来表示，一般按△pH=±来考虑，作为使用指示剂目测终点的分辨极限值。
（二）影响指示剂变色范围的因素
1. 指示剂的用量
对于双色指示剂用量多少对色调变化有影响，用量太多或太少都使色调变化不鲜明。 对于单色指示剂用量多少对色调变化影响不大，但影响变色范围和终点。
指示剂本身都是弱酸或弱碱，也会参与酸碱反应。
2. 温度：温度变时指示剂常数和水的离子积都会变，则指示剂的变色范围也随之发生改变。
3. 中性电解：溶液中中性电解质的存在增加了溶液的离子强度，使指示剂的表观离解常数改变，将影响指示剂的变色范围。某些盐类具有吸收不同波长光波的性质，也会改变指示剂颜色的深度和色调。
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HIn In pK pH HIn -+=lg []
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思
考
溶液的pH值表示的意义？
如何计算一元弱酸、弱碱溶液的pH值呢？
第三节 水溶液的酸碱平衡
一. 水的质子自递反应
此关系不仅适用于纯水，也可用于任何稀溶液。 Kw称为水的离子积常数，简称水的离子积。
25℃时
Kw= [H+][OH-]=1.0×10-14
回顾: 水溶液的pH值
定义： pH= -lg［H+］
凡是能与质子H+结合的物质都是碱(如：NH3， PO43-，H2PO4-，Cl- ， H2O等 )。 既可以给出质子，也能够结合质子的物质称 为两性物质(如：H2O，HCO3-，HPO42- ， H2PO4-等 )。
两性物质：
反应中，HCO3-为碱。
反应中，HCO3-为酸。
即HCO3-既可以失去质子，也可以接受质子。
导 言
1. 体液中电解质离子存在的作用？ 举例说明？
维持水盐平衡 调节体液pH值 （ HCO3-，H2PO4-）
2. 它们又是如何调节体液的pH值 ？ 与酸碱平衡的移动有关
肾衰竭 肾小管酸中毒（由肾功能不全引起） 糖尿病酮症酸中毒 乳酸中毒
第三章 酸碱解离平衡和沉淀-溶解平衡
主要内容
酸碱的质子理论 水溶液中的酸碱平衡 酸碱溶液pH值的计算 缓冲溶液
一、电解质溶液的定义及分类:
强酸 强电解质 强碱 (strong electrolyte) 盐 在水溶液中几乎完 电解质 (electrolyte) 熔融或溶液状态下 全解离成离子 能导电的化合物 弱电解质 弱酸 (weak electrolyte) 弱碱 在水溶液中只能 部分解离成离子
一元 二元 三元
HAc H+ + Ac-
H+
解离式： HAc +
酸1
H2O 碱2
H3O+ + 酸2
Ac碱1
酸碱反应的实质： H+ A1 + B2
酸1 碱2
A2 + B1
酸2 碱1
酸碱反应的实质：两对共轭酸碱对之间的 质子传递过程。 反应方向：较强的酸和较强的碱作用，生 成较弱的酸和较弱的碱。
思考题
写出下列各酸的共轭碱的化学式： NH4+；HCl； H2O； H2PO4-； HCO3-； H2SO4
关系：pH+pOH=14
酸性pH<7 碱性pH >7
二、酸碱的解离平衡 1、酸和碱的解离平衡及解离平衡常数 酸: HB + H2O B- + H3O+
[H3 O ][B ] Ka [HB]
碱: B- + H2O
HB- + OH-
[HB][OH ] Kb [B ]
Ka — 酸的解离平衡常数， Kb— 碱的解离平衡常数 Ka和Kb与HB的本性及T有关，与c无关 Ka表示酸在水中释放质子能力的大小: Ka越大，表明其酸性越强； Kb表示碱在水中接受质子能力的大小: Kb越大，表明其碱性越强。
强电解质
在水溶液中完全解离为离子的化合物。如 NaCl、HCl等。它主要以正、负离子的形式
存在于溶液中。
HCl → H+ + Cl-
NaCl → Na+ + Cl-
弱电解质
在水溶液中仅能部分解离的化合物。 如HAc、 NH3等。它主要以分子状态存在于 溶液中，只有少部分解离成正、负离子。由 于离子浓度小，导电性差，其解离过程是可 逆的。
目的要求
1. 了解强电解质溶液的理论和概念。 2. 掌握酸碱质子理论的概念、溶液的pH和 酸碱强度的概念。 3. 掌握一元质子弱酸和弱减水溶液pH及有 关物种浓度的计算。 4. 掌握缓冲溶液的特点和pH计算。
基本概念
电解质： 是在水溶液中或熔融状态能够导电的
化合物。如：酸、碱、盐都是电解质。
电解质的分类
HAc
H
+
+ Ac
-
弱电解质在水溶液中的电离 可以用解离度（ α ）定量表示弱电解质 解离程度的大小： α ＝（已解离的分子数∕分子总数）×100％
解离度是指在一定的温度下当解离达到 平衡时，已解离的弱电解质分子数与解离前 分子总数的比率。
例: 25 ℃时, 0.1mol/L HAc的α=1.34%的表示 意义: 当25 ℃ , 0.1mol/L HAc溶液中的HAc分 子的解离达到平衡时, 每10000个HAc分子中 有约134个分子解离成H+，Ac-。
2.共轭酸碱解离平衡常数的关系 酸: HB + H2O B- + H3O+
[H3 O ][B ] Ka [HB] 碱: B- + H2O HB- + OH[HB][OH ] Kb [B ]
酸碱的共轭关系
当HA给出一个H+后形成相应的碱A-，称A是该酸HA的共轭碱；同样，碱接受H+后形 成了酸HA，称HA为该碱A-的共轭酸。
例：
HAc是Ac-的共轭酸， Ac-是HAc的共轭碱。
NH4+是NH3的共轭酸， NH3是NH4+的共轭碱。
酸和碱可以是中性分子、阳离子、阴离子， 共轭酸比共轭碱多一个单位正电荷。
讨论:
① 对于不同的弱电解质，解离度α不同。
② α可表示电解质的相 对强弱：α>30% 强电解质,α<5% 弱电解质 ③ 弱电解质才有解离度的概念
第二节 酸碱质子理论 1.酸碱理论的发展
酸碱解离理论（阿累尼乌其斯 ）
酸碱质子理论（布朗斯特） 酸碱电子理论（路易斯）
2. Arrhenius 的电离理论： 定义:水溶液中，能解离出H+的物质 —— 酸 水溶液中，能解离出OH-的物质 —— 碱 反应实质： H+ + OH- → H2O 优势 ①在物质的化学组成上揭示了酸碱的本质。 ②通过化学平衡的原理量度酸碱的强弱。
思 考
质子是以什么形式存在的？
质子不能单独存在。 作为酸，它放出质子必须为另一碱所 接受； 作为碱，也只能从其它酸获得质子。
二、 酸碱反应
酸碱中和反应：
H+ H3O+ + 酸1
NH3 碱2 NH4+ + H2O 酸2 碱1
水解反应
H+ Ac碱1 + H2O 酸2 OH碱2 +
HAc
酸1
解离反应 电离式：
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局限性： 把酸碱限制在溶液中，无法解释： 如 非水溶剂中的酸碱反应 NH3 + HCl = NH4Cl
如 NH4C1水溶液呈酸性； NaHCO3、Na3PO4等水溶液呈碱性
3. 酸碱质子理论认为：
一、 酸碱的定义
凡是能给出质子H+的物质都是酸(如：HAc， NH4+，H3PO4，H2PO4-，HCl， H2O等);