第三章 酸 碱 理 论和水的解离平衡和溶液的pH
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第三章 酸碱解离平衡和缓冲溶液
2 [ H O ][ Ac ] 0 . 1 0 . 1 0 . 1 Ka 3 0.1 2 [HAc] 0.1 0.1 1
Ka 1.8 10 5 1.3 10 2 cr 0.10
（2） 加入NaAc后
HAc + H2O H3O+ + Ac-
第一节 强电解质溶液理论
• 一、强电解质溶液理论要点 1、强电解质和弱电解质： 易溶强电解质 电 解 质
强电解质 完全解离
难溶强电解质
弱电解质
部分解离
α＝
已解离分子数 原有分子总数
• 2、强电解质的解离度α（degree of
dissociation)
• 理论上应为100%， • 实际上小于100% • 25℃0.1mol/kg的HCl α92%，KClα86%
第三步解离 H2PO4-+H2O
H3PO4+OH-
[ H PO ][ OH ] 12 3 4 Kb 1.3 10 3 [H 2 PO-4 ]
二、弱电解质解离平衡的移动
（一）浓度对平衡移动的影响 设HAc的相对浓度为cr，解离度为α，达到平衡后，
HAc
• 则 cr - crα
H+ ＋ Accrα crα
共轭酸碱对的Kaθ 和Kbθ 之间的关系
HB + H2O
Ka
H3O+ + BKwθ = [ H+ ][OH-]
[H 3 O][B－ ] H B
B- + H2O
Kb
θ
OH- + HB
[HB][OH ] [HB][OH ] [H3O＋ ] K w ＝ θ ＋ [B ] [B ] [H3O ] K a
Ka 1.8 10 5 1.3 10 2 cr 0.10
（2） 加入NaAc后
HAc + H2O H3O+ + Ac-
第一节 强电解质溶液理论
• 一、强电解质溶液理论要点 1、强电解质和弱电解质： 易溶强电解质 电 解 质
强电解质 完全解离
难溶强电解质
弱电解质
部分解离
α＝
已解离分子数 原有分子总数
• 2、强电解质的解离度α（degree of
dissociation)
• 理论上应为100%， • 实际上小于100% • 25℃0.1mol/kg的HCl α92%，KClα86%
第三步解离 H2PO4-+H2O
H3PO4+OH-
[ H PO ][ OH ] 12 3 4 Kb 1.3 10 3 [H 2 PO-4 ]
二、弱电解质解离平衡的移动
（一）浓度对平衡移动的影响 设HAc的相对浓度为cr，解离度为α，达到平衡后，
HAc
• 则 cr - crα
H+ ＋ Accrα crα
共轭酸碱对的Kaθ 和Kbθ 之间的关系
HB + H2O
Ka
H3O+ + BKwθ = [ H+ ][OH-]
[H 3 O][B－ ] H B
B- + H2O
Kb
θ
OH- + HB
[HB][OH ] [HB][OH ] [H3O＋ ] K w ＝ θ ＋ [B ] [B ] [H3O ] K a
第3章 酸碱平衡
无机化学
3
二、酸碱质子理论
1923年，丹麦的布朗斯特与英国的劳莱提出的酸 碱质子理论。
1、酸和碱的定义：
酸：凡能给出质子的物质（质子的给予体）； 碱：凡能接受质子的物质（质子的接受体）。 酸碱反应：实质是质子的转移。酸给出的质子必须 转移到另外一种能够接受质子的碱上。
酸 无机化学
H
碱
4
酸
无机化学
6
2、酸碱反应的实质：
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 A 2
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
无机化学
7
3、酸碱质子理论优缺点：
优点： 1)、扩大了酸、碱的范围；
2)、适用于水溶液、非水溶液和无溶剂体系；
3)、解释了盐类水溶液呈酸碱性的现象。 缺点： 1)、将酸碱反应局限于质子传递反应，酸必须 是含有氢原子的物质； 2)、不能解释无质子参与的酸碱反应。
无机化学
8
三、酸碱电子理论
1923年，美国物理化学家的路易斯G.N.Lewis提 出的酸碱质子理论。
酸：凡接受电子对的物质 碱：凡给出电子对的物质
酸碱反应：实质是碱提供电子对，与酸形成配 位键而生成酸碱配合物。
a A(aq) b B(aq) c C(s)
K
c X / c
c A / c a c B / c b
A－ + H2O
K
HA
K
H＋ ＋ A－
HA + OH－
第三章 酸碱解离平衡
概念
举例说明：
50 mL 纯水 pH = 7 50 mLHAc—NaAc (c(HAc)=c(NaAc)=0.10mol· -1) L pH = 4.74 加入1滴(0.05ml) 1mol· -1 HCl L pH = 3 加入1滴(0.05ml) 1mol· -1 NaOH L pH = 11
H2O H++OH-
实验测得295K时，1L纯水中仅有10-7 mol水分子电离， 所以[H+]=[OH-]=10-7 mol· -1。根据化学平衡原理， L
Kw=[H+] [OH-]=1.0×10-14
Kw称为水的离子积常数。简称水的离子积。
Kw意义：一定温度下，水溶液中[H+] 和[OH-]之积为 一常数，温度升高， Kw增大，但常温下一般可认为 Kw=1.0×10-14。
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
x y x
( x y z )( x y ) 0 . 100 x x
2
x
2
0 . 100 x
K 1 1 . 32 10
θ 4
7
又 K 1 很小，
4 1
θ
则
0 . 100 x 0 . 100
4
举例说明：
50 mL 纯水 pH = 7 50 mLHAc—NaAc (c(HAc)=c(NaAc)=0.10mol· -1) L pH = 4.74 加入1滴(0.05ml) 1mol· -1 HCl L pH = 3 加入1滴(0.05ml) 1mol· -1 NaOH L pH = 11
H2O H++OH-
实验测得295K时，1L纯水中仅有10-7 mol水分子电离， 所以[H+]=[OH-]=10-7 mol· -1。根据化学平衡原理， L
Kw=[H+] [OH-]=1.0×10-14
Kw称为水的离子积常数。简称水的离子积。
Kw意义：一定温度下，水溶液中[H+] 和[OH-]之积为 一常数，温度升高， Kw增大，但常温下一般可认为 Kw=1.0×10-14。
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
x y x
( x y z )( x y ) 0 . 100 x x
2
x
2
0 . 100 x
K 1 1 . 32 10
θ 4
7
又 K 1 很小，
4 1
θ
则
0 . 100 x 0 . 100
4
酸碱理论弱酸弱碱的解离平衡酸碱PPT课件
例题
第30页/共67页
四、多元弱碱溶液 浓度的计算
离
当 ；
Kb1cb
/
c
20Kw
时，可以忽略水的解
Kb1cb / c 40Kb2
当
时，可以忽略多元弱碱的
第
二级解c离eq (。OH ) 相K对b1浓 度(的Kb1近)2似 4计cb算Kb1公/ c式为：
c
2
若 cb /[Kb1c ] 400，上式可进一步简化为：
H2PO4 H3O+
Ka1
(H3PO4
)
[ceq
(H2PO4 ) / c ][ceq (H3O+ ceq (H3PO4 ) / c
)
/
c
]
第14页/共67页
第二步解离：
H2PO4 H2O HPO42 H3O+
Ka2
(H3PO4
)
[ceq
(HPO42 ) / c ][ceq (H3O+ ceq (H2PO4 ) / c
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9页/共67页
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
第10页/共67页
OH H3O+
ceq (H3O+) ceq (HA) 2ceq (A2) ceq (OH)
根据得失质子相等的原则：
第28页/共67页
水的解离c(：H当2A)Ka1 (H2A) / c 20Kw
时，可以忽略
ceq (H3O+ ) ceq (HA) 2ceq (A2)
酸碱解离和沉淀平衡
酸：凡能给出质子（H+）的物质；质子的给予体 。(proton donor) 碱：凡能接受质子（H+）的物质；质子的接受体 。(proton acceptor)
酸
如： HCl
质子 + 碱
H+ + Cl-
HAc
H+ + Ac-
酸碱半反应
NH4+ H2CO3 HCO3H3O + H2O
H+ + H+ + H+ + H+ + H+ +
在一元弱酸 HB 溶液中，存在 HB 与 H2O
之间的质子转移反应：
HB + H2O B H3O+
达到平衡时：
Ka
(HB) [ceq (B ) / c ][ceq (H3O ) / c ceq (HB) / c
]
一元弱酸的标准解离常数越大，它的酸性
就越强。
二、弱酸、弱碱的解离平衡
（二）一元弱碱的解离平衡
一元弱酸 HB 和其共轭碱 B- 在水溶液中存在 如下质子转移反应：
HB + H2O B + H3O+
B + H2O
HB + OH
达到平衡时：
Ka
(HB) [ceq (B ) / c ][ceq (H3O ) / c ceq (HB) / c
]
Kb
(B
)
[ceq
(HB)
/c ceq
][ceq (OH (B ) / c
)
/
c
]
以上两式相乘得：
Ka (HB) Kb (B ) Kw
第三节 弱酸弱碱溶液H3O+和OH-浓度的计算
大学无机化学第四版第三章课件
{c(H 2CO3 )}
= 4.2 10-7
第二步：HCO－3 (aq) + H 2O(l)
H
3O
+
(aq)
+
CO
2－ 3
(aq)
{ { }{ } } Ka2 (H2CO3 ) =
c(H3O+ )
c(CO
2－ 3
)
c(HCO－3 )
= 4.7 10-11
K a1
Байду номын сангаас
103
K a2
溶液中的H 3 O + 主要来自于第一步解离反应，
平衡浓度
•由于同离子效应的存在，通常用初始浓度 c0(HA) ,c0(A－)代替c(HA) ,c(A－) 。
例1：H2CO3 - NaHCO 3 Ka1 = 4.2 10-7
pH
=
pK a1
-
lg
c(H 2CO3 )
c(HCO
3
)
例 2：H3PO4 - NaH2PO4
H3PO4 (aq) + H 2O(l)
H3O+
(aq)
+
H
2
PO
4
(aq)
ceq /mol L-1 cHA - x
x
cA- + x
x (cA- + cHA - x
x)
=
K a1
=
6.7 10-3
因为 Ka1 较大，x不能忽略，必须解一元 二次方程，
此时，缓冲溶液 pH值公式中的 c(HA)，c(A- )应是平衡
浓度，不能用初始浓度 代之。
c(H3O+ )的计算可按一元弱酸的解离平衡
= 4.2 10-7
第二步：HCO－3 (aq) + H 2O(l)
H
3O
+
(aq)
+
CO
2－ 3
(aq)
{ { }{ } } Ka2 (H2CO3 ) =
c(H3O+ )
c(CO
2－ 3
)
c(HCO－3 )
= 4.7 10-11
K a1
Байду номын сангаас
103
K a2
溶液中的H 3 O + 主要来自于第一步解离反应，
平衡浓度
•由于同离子效应的存在，通常用初始浓度 c0(HA) ,c0(A－)代替c(HA) ,c(A－) 。
例1：H2CO3 - NaHCO 3 Ka1 = 4.2 10-7
pH
=
pK a1
-
lg
c(H 2CO3 )
c(HCO
3
)
例 2：H3PO4 - NaH2PO4
H3PO4 (aq) + H 2O(l)
H3O+
(aq)
+
H
2
PO
4
(aq)
ceq /mol L-1 cHA - x
x
cA- + x
x (cA- + cHA - x
x)
=
K a1
=
6.7 10-3
因为 Ka1 较大，x不能忽略，必须解一元 二次方程，
此时，缓冲溶液 pH值公式中的 c(HA)，c(A- )应是平衡
浓度，不能用初始浓度 代之。
c(H3O+ )的计算可按一元弱酸的解离平衡
酸碱反应和沉淀反应
2015-1-3
在0.100mol· L-1NH3· H2O溶液中，加 入固体NH4Cl, 使其浓度为0.100mol· L-1， 计算溶液中c(H+)、NH3· H2O的解离度。 解： NH3· H2O NH4+ + OH平衡浓度/(mol· 利用同离子效应 L-1) 0.100-x 0.100+ : x x -)=1.8×10-5 mol· -1 c(OH L 可调节溶液的酸碱性; -5 1.8 × 10 控制弱酸溶液中酸根离子浓度， α = ×100%=0.018% 0.100 达到离子分离、提纯的目的。 -14 1.0 × 10 + -10 mol· -1 c(H ) = =5.6 × 10 L 1.8×10-5 未加NH4Cl的0.100mol· L-1NH3· H2O溶液 α＝1.34%,
2015-1-3
3-2-5 解离平衡的移动
同离子效应
在弱电解质溶液中，加入含有相同离子 的易溶强电解质，使弱电解质解离度降 3-2-5 解离平衡的移动 同离子效应 低的现象。 平衡向左移动
如 HOAc H+ + OAcNaOAc → Na+ + OAc2015-1-3
例 在0.100mol· L-1NH3· H2O溶液中，加入 固体NH4Cl,使其浓度为0.100mol· L-1，计算 溶液中c(H+)、NH3· H2O的解离度。 解： NH3· H2O NH4+ + OH平衡浓度/(mol· L-1) 0.100-x 0.100+x x x(0.100+x) Kb= 0.100-x =1.8×10-5 因为 (c/c )/Kb=0.100/(1.8×10-5)>500 所以 0.100-x≈0.100, 0.100+x≈0.100 -5 0.100x x =1.8 × 10 -5 =1.8 × 10 0.100 c(OH-)=1.8×10-5 mol· L-1
在0.100mol· L-1NH3· H2O溶液中，加 入固体NH4Cl, 使其浓度为0.100mol· L-1， 计算溶液中c(H+)、NH3· H2O的解离度。 解： NH3· H2O NH4+ + OH平衡浓度/(mol· 利用同离子效应 L-1) 0.100-x 0.100+ : x x -)=1.8×10-5 mol· -1 c(OH L 可调节溶液的酸碱性; -5 1.8 × 10 控制弱酸溶液中酸根离子浓度， α = ×100%=0.018% 0.100 达到离子分离、提纯的目的。 -14 1.0 × 10 + -10 mol· -1 c(H ) = =5.6 × 10 L 1.8×10-5 未加NH4Cl的0.100mol· L-1NH3· H2O溶液 α＝1.34%,
2015-1-3
3-2-5 解离平衡的移动
同离子效应
在弱电解质溶液中，加入含有相同离子 的易溶强电解质，使弱电解质解离度降 3-2-5 解离平衡的移动 同离子效应 低的现象。 平衡向左移动
如 HOAc H+ + OAcNaOAc → Na+ + OAc2015-1-3
例 在0.100mol· L-1NH3· H2O溶液中，加入 固体NH4Cl,使其浓度为0.100mol· L-1，计算 溶液中c(H+)、NH3· H2O的解离度。 解： NH3· H2O NH4+ + OH平衡浓度/(mol· L-1) 0.100-x 0.100+x x x(0.100+x) Kb= 0.100-x =1.8×10-5 因为 (c/c )/Kb=0.100/(1.8×10-5)>500 所以 0.100-x≈0.100, 0.100+x≈0.100 -5 0.100x x =1.8 × 10 -5 =1.8 × 10 0.100 c(OH-)=1.8×10-5 mol· L-1
第3章酸碱解离平衡和沉淀溶解平衡分解
HB + H2O B- + H3O+ ceq(B-) ·ceq(H3O+) Ka (HB) = ceq(HB)
Ka (HB) —弱酸HB的标准解离常数， Ka ↑，酸性↑ ceq(B-) , ceq(H3O+) , ceq(HB) — B-, H3O＋, HB的平衡浓度
HSO4- + H2O
HAc + H2O NH4+ + H2O
解： HS－ + H2O H2S+OH－
查表得：H2S 的 Ka1= 5.1×10-8
KW 1.001014 7 K b2 2 . 0 10 K a1 5.1108
三、弱酸、弱碱溶液 pH 的计算
氢离子浓度和 pH
纯水：ceq(H3O+) = ceq(OH-) = K c = 1.0×10-7 mol· L-1
Kb (Ac-) = 5.6×10-10 Kb (NH3) = 1.8×10-5
碱性：NH3 > Ac- > SO42-
多元弱酸解离平衡 多元弱酸：能给出2个或2个以上质子的弱酸
第一步解离：H3PO4 + H2O H3PO4的一级标准解离常数
Ka1 (H3PO4) = H2PO4- + H3O+
ceq(H2PO4-) ·ceq(H3O+) ceq(H3PO4)
Kb1 (CO32-) >> Kb2 (CO32- ) 2.1×10-4 2.4×10-8 溶液中的OH-主要来自CO32- 的第一步质子转移反应
多元弱碱的相对强弱取决于一级标准解离常数Kb1 Kb1越大,溶液中OH- 浓度越大,多元弱碱的碱性越强
3. Ka(HB) 与 Kb(B-) 的关系
Ka (HB) —弱酸HB的标准解离常数， Ka ↑，酸性↑ ceq(B-) , ceq(H3O+) , ceq(HB) — B-, H3O＋, HB的平衡浓度
HSO4- + H2O
HAc + H2O NH4+ + H2O
解： HS－ + H2O H2S+OH－
查表得：H2S 的 Ka1= 5.1×10-8
KW 1.001014 7 K b2 2 . 0 10 K a1 5.1108
三、弱酸、弱碱溶液 pH 的计算
氢离子浓度和 pH
纯水：ceq(H3O+) = ceq(OH-) = K c = 1.0×10-7 mol· L-1
Kb (Ac-) = 5.6×10-10 Kb (NH3) = 1.8×10-5
碱性：NH3 > Ac- > SO42-
多元弱酸解离平衡 多元弱酸：能给出2个或2个以上质子的弱酸
第一步解离：H3PO4 + H2O H3PO4的一级标准解离常数
Ka1 (H3PO4) = H2PO4- + H3O+
ceq(H2PO4-) ·ceq(H3O+) ceq(H3PO4)
Kb1 (CO32-) >> Kb2 (CO32- ) 2.1×10-4 2.4×10-8 溶液中的OH-主要来自CO32- 的第一步质子转移反应
多元弱碱的相对强弱取决于一级标准解离常数Kb1 Kb1越大,溶液中OH- 浓度越大,多元弱碱的碱性越强
3. Ka(HB) 与 Kb(B-) 的关系
无机及分析化学第三章酸碱平衡
c(H )1. 310－ 3
pH2.89
c(H )1.313 01.312 01.3%
c0
0.1
28
Question
(2) 0.10 mol·L–1的HAc溶液中加入少量固体NaAc，使NaAc的浓度为0.10 mol·L–1
解:在HAc水溶液中加入NaAc固体，由于同离子效应， HAc的解离度更小
25
3.2.5 同离子效应和盐效应
向HAc溶液中加入少量固 体NaAc固体可以使甲基橙指示 剂由红色变成黄色，为什么？
向体系中加入NaAc固体后， Ac¯浓度增大， 平衡向逆反应方向移动，HAc解离度降低。
HAc H+ + AcNaAc →Na+ + Ac-
在弱酸或者弱碱中加入其共轭碱或者共轭 酸，从而使平衡向着降低弱酸或者弱碱解离度方 向移动的作用称为同离子效应。
27
Question
解：
例3-1 计算下列两溶液的pH值和HAc的解离度： (1) 0.10 mol·L–1的 HAc溶液；
（1） 在HAc水溶液中存在如下解离平衡
HA + H2O
H3O+ + A¯
Ka (HA c(cH c)() H c(A A － )c c 1).810 5 K a (H A c c((c H H )2 ) A c(H 0 c .1 ))21.815 0
c0
0 .1
29
3.3 弱酸（碱）溶液中的型体分布
3.3.1酸（碱）的分析浓度
酸（碱）的浓度（分析浓度）是指某溶液中所含某酸 （碱）的总的物质的量浓度，它等于溶液中酸（碱） 各种型体的浓度之和，通常以c0来表示。
溶液的酸（碱）度是指溶液中H+（OH－）的浓度，通常 以pH（pOH）来表示。
在水溶液中,酸,碱的解离也是质子的转移反应.
第三章酸碱反应与配位反应一、教学基本要求1. 酸碱理论概述熟悉酸碱质子理论。
2. 电解质溶液的解离平衡。
了解强电解质溶液、表观解离度、活度、活度系数、离子强度等基本概念；熟悉水的解离平衡；掌握弱酸弱碱的解离平衡；了解酸碱的相对强弱。
3. 电解质水溶液pH值的计算理解分布系数；掌握质子平衡式与[H+]的计算（掌握各种溶液[H+]计算的最简式）。
4. 缓冲溶液掌握缓冲溶液的原理及计算。
5. 配位平衡及其移动掌握配合物的基本概念、定义、组成和命名，配合物的类型；掌握配合物在水溶液中的离解平衡；掌握配体过量时的计算；掌握配离子与配离子之间的转化及相关计算。
二、学时分配:三、教学内容§3.1质子酸碱理论酸碱物质和酸碱反应是化学研究的重要内容。
在科学实验和生产实际中有着广泛的应用。
人们对酸碱物质的认识是不断深化的。
1887年阿仑尼乌斯(S．A．Arrhenius)在解离理论学说的基础上把酸碱定义为：酸是在水溶液中解离生成的正离子全部是H+离子的物质；碱是在水溶液中解离生成的负离子全部是OH－离子的物质。
酸碱反应的实质是H+离子和OH－离子结合生成H20的反应。
这一酸碱解离理论对化学，尤其是酸碱理论的发展起了积极作用，至今仍广泛地应用着。
随着生产和科学技术的发展和进步，酸碱的解离理论显现了局限性，于是先后又提出多种酸碱理论，其中比较重要的有质子酸碱理论和酸碱的电子理论。
3.1.1质子酸碱理论一、酸碱定义根据酸碱的解离理论，在水溶液中许多酸碱反应都有质子参与，也就是说酸碱反应是涉及质子的传递反应。
1923年丹麦化学家布朗斯特(J ．N ．Bronsted)和英国化学家劳莱(T ．M ．Lowry)各自独立提出质子酸碱理论。
该理论认为：酸是能给出质子的物质；碱是能接受质子的物质。
简单地说，酸是质子的给予体，而碱是质子的接受体。
这个定义不像解离理论那样只限于水溶液中。
如-+-+-+++→+→+→Cl H HCl HPO H PO H NH H NH 244234二、按照酸碱质子理论，可从以下几方面加深理解酸碱概念1． 酸碱可以是阳离子、阴离子、中性分子及两性物质，有些物质既可作为酸，也可作为碱。
第三章 酸碱解离平衡和缓冲溶液
aB=γB cB/cθ
– cθ为标准态的浓度（1mol/L)
– 相对浓度: cr =cB /cθ，单位为1。aB=γB cr
– γB为活度因子（activity coefficient)； – 一般 aB＜cB 故γB ＜1 – 溶液越稀，活度与浓度差别越小。对中性
分子、弱电解质， γB 可视为1。
为1的状态
A- + H2O
HA + OH-
[HA][OH-]
K bө=
[A-]
Kb ө ---- 碱解离平衡常数 （碱常数）
在一定温度下，Ka ө 、Kb ө值一定。 Ka ө 越大，酸性越强。 Kb ө越大，碱性越强。 有时也用pKa ө或pKb ө表示。 pKaθ＝-lgKaθ，pKbθ＝-lgKbθ（表3.3） pKaθ越大，Kaθ越小， 酸越弱 pKb ө越大，Kb ө越小，碱越弱
第二节 弱电解质溶液
相对平衡浓
• 一、弱电解质的解离平衡度，单位为
HA + H2O
A- + H3O+
1
KKaөө==
[A[-A][-H][+H] +] [HA][HA]
质热在力某学温标度准（态2K指98物ak）ө ---- 酸解离平衡常数 ( 酸常数) 和100kPa下，活度表示酸在水中释放质子能力的大小
[HPΟ
2 4
]
2.21013
4－]＞ [HPO42－]＞[PO43－]。
• 2、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+的总的相对浓度。
H2PO4- + H3O+
– cθ为标准态的浓度（1mol/L)
– 相对浓度: cr =cB /cθ，单位为1。aB=γB cr
– γB为活度因子（activity coefficient)； – 一般 aB＜cB 故γB ＜1 – 溶液越稀，活度与浓度差别越小。对中性
分子、弱电解质， γB 可视为1。
为1的状态
A- + H2O
HA + OH-
[HA][OH-]
K bө=
[A-]
Kb ө ---- 碱解离平衡常数 （碱常数）
在一定温度下，Ka ө 、Kb ө值一定。 Ka ө 越大，酸性越强。 Kb ө越大，碱性越强。 有时也用pKa ө或pKb ө表示。 pKaθ＝-lgKaθ，pKbθ＝-lgKbθ（表3.3） pKaθ越大，Kaθ越小， 酸越弱 pKb ө越大，Kb ө越小，碱越弱
第二节 弱电解质溶液
相对平衡浓
• 一、弱电解质的解离平衡度，单位为
HA + H2O
A- + H3O+
1
KKaөө==
[A[-A][-H][+H] +] [HA][HA]
质热在力某学温标度准（态2K指98物ak）ө ---- 酸解离平衡常数 ( 酸常数) 和100kPa下，活度表示酸在水中释放质子能力的大小
[HPΟ
2 4
]
2.21013
4－]＞ [HPO42－]＞[PO43－]。
• 2、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+的总的相对浓度。
H2PO4- + H3O+
南医化学第三章酸碱解离平衡
表达式： 表达式：
离 度 α) = 解 (
已 解 弱 解 分 数 离 的 电 质 子 ×100 ％ 溶 中 有 弱 解 分 总 液 原 的 电 质 子 数
电解质愈弱，解离度就愈小 电解质愈弱，解离度就愈小!
20
解离度的大小可通过测定电解质溶液 解离度的大小可通过测定电解质溶液 的依数性如△ 等求得。 的依数性如△Tf、△Tb或Π 等求得。
∆Tb = K b ⋅ bB ∆T f = K f ⋅ bB
∏渗透 = RT ⋅ cB = K ⋅ cB
21
弱电解质的离解平衡 （Dissocation equilibrium of weak electrolyte） ）
一元弱酸、 (一）一元弱酸、弱碱的解离平衡 (二） 多元弱酸或弱碱的离解 二
HAc
H + + Ac19
在平衡状态下，弱电解质在水溶液中的解离程度的 在平衡状态下， 大小可以定量地用解离度来表示： 大小可以定量地用解离度来表示： 解离度来表示 解离度(degree of ionization)：符号为 解离度 ：符号为α 是指在一定温度下当解离达到平衡时， 是指在一定温度下当解离达到平衡时 ， 已解离的分 子数与解离前分子总数之比。 子数与解离前分子总数之比。
强电解质(strong electrolyte)： 在水溶液中 强电解质 ： 能完全解离成离子的化合物。 能完全解离成离子的化合物。
特点： 、不可逆性； 特点：1、不可逆性； 2、导电性强； 、导电性强； 例如： 例如：NaCl HCl
离子型化合物） Na+ + Cl- （离子型化合物）
H+ + Cl-
弱电解质分子与其离子之间的平衡。 弱电解质分子与其离子之间的平衡
酸碱解离平衡
8
二、离子的活度和活度因子
（activity and activity coefficient) 一般来说，aB<cB， B <1。溶液愈稀，离子
间的距离愈大，阴、阳离子间的牵制作用愈
弱，离子氛和离子对出现的概率愈小，活度
与浓度间的差别就愈小。
当溶液中的离子浓度很小，且离子所带电荷
数也少时，活度接近浓度，即B 趋近于1
相同浓度的不同电解质，它们的离解度 分别与其离解平衡常数的平方根成正比。
22
2、多元弱酸碱的离解平衡
H3PO4
＋ H+ H2 PO4
θ Κ a1 [Η ][Η 2 PO4 ] 7.52 10 3 [Η 3 PO4 ]
H2 PO
4
2 HPO4 ＋ H+
Κ
2 HPO4
25
例 ：25℃时，向lL浓度为0.1mol· L-1HAc溶液 中加入0.1molNaAc，求HAc的解离度。(设溶 液总体积不变，KθHAc=1.76×10-5) 解、 HAc 0.100－x H+ ＋Acx 0.100+x
x(0.100 x ) 1.76 10 5 0.100 x
1 （3） I [b z 2 (K ) b z 2 (Br ) (Br ) 2 (K )
1 [(0.020mol kg1)( 1)2 (0.020mol kg1)( 1)2 2 (0.030mol kg1)( 2)2 (0.030mol kg1)( 2)2]
§3.2 弱电解质溶液
一、弱电解质的离解平衡 HA H + + A-
[H ][A ] θ Ki [HA]
二、离子的活度和活度因子
（activity and activity coefficient) 一般来说，aB<cB， B <1。溶液愈稀，离子
间的距离愈大，阴、阳离子间的牵制作用愈
弱，离子氛和离子对出现的概率愈小，活度
与浓度间的差别就愈小。
当溶液中的离子浓度很小，且离子所带电荷
数也少时，活度接近浓度，即B 趋近于1
相同浓度的不同电解质，它们的离解度 分别与其离解平衡常数的平方根成正比。
22
2、多元弱酸碱的离解平衡
H3PO4
＋ H+ H2 PO4
θ Κ a1 [Η ][Η 2 PO4 ] 7.52 10 3 [Η 3 PO4 ]
H2 PO
4
2 HPO4 ＋ H+
Κ
2 HPO4
25
例 ：25℃时，向lL浓度为0.1mol· L-1HAc溶液 中加入0.1molNaAc，求HAc的解离度。(设溶 液总体积不变，KθHAc=1.76×10-5) 解、 HAc 0.100－x H+ ＋Acx 0.100+x
x(0.100 x ) 1.76 10 5 0.100 x
1 （3） I [b z 2 (K ) b z 2 (Br ) (Br ) 2 (K )
1 [(0.020mol kg1)( 1)2 (0.020mol kg1)( 1)2 2 (0.030mol kg1)( 2)2 (0.030mol kg1)( 2)2]
§3.2 弱电解质溶液
一、弱电解质的离解平衡 HA H + + A-
[H ][A ] θ Ki [HA]
水的解离反应和溶液的酸碱性
理论
阿仑尼乌斯(Arrhenius)电离理论 富兰克林(Franklin)溶剂理论 布朗斯泰德(Bro..nsted)质子理论 路易斯(Lewis)电子理论 皮尔逊(Pearson)软硬酸碱理论
拓宽视野：近代酸碱理论
1. 阿仑尼乌斯(Arrhenius)电离理论 1887年,28岁的瑞典科学家阿仑尼乌斯提出。
拓宽视野：近代酸碱理论
4. 路易斯(Lewis)电子理论 (1923年)
凡是能给出电子对的物质(分子、离 子或原子团)为碱，凡能接受电子对的物 质(分子、离子或原子团)为酸。
酸碱反应是电子的转移，是碱性物质 提供电子对与酸性物质生成配位共价键的 反应。
Lewis酸碱着眼于物质的结构 ，具有高度 概括性。
3.1.2 水的解离反应和溶液的酸碱性
2. 溶液的酸碱性和pH
酸性增强 中性 碱性增强
c(H )/(mol·L ) +
-1 1 10-1 10-2 10-3 10-4 10-510-6 10-7 10-810-910-1010-1110-1210-1310-14
pH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
软亲软，硬亲硬，软硬结合不稳定
软酸、软碱对外层电子抓得松，硬酸、硬碱对外层电子 抓得紧。例如，Cu+、Ag+、Au+、Pt2+、Pt4+、Hg2+等
为软酸，各CO种、酸CN碱-、理I- 、论S均2-等有为其软优碱。缺H点+、，Li+应、该Na+、 KNPO+H、了以34、3B-等解便He2为2+各用O、硬、理其M碱Og论更,H2B+-、、中好r-，FC酸地-Sa、O2碱说+3、C2-的明l，T- 、i4N概问+、OS念题2OF-为e4及。23-交+、、其界N碱A适Ol，33+用-、C等u范为A2+c围硬，- 、酸，，
阿仑尼乌斯(Arrhenius)电离理论 富兰克林(Franklin)溶剂理论 布朗斯泰德(Bro..nsted)质子理论 路易斯(Lewis)电子理论 皮尔逊(Pearson)软硬酸碱理论
拓宽视野：近代酸碱理论
1. 阿仑尼乌斯(Arrhenius)电离理论 1887年,28岁的瑞典科学家阿仑尼乌斯提出。
拓宽视野：近代酸碱理论
4. 路易斯(Lewis)电子理论 (1923年)
凡是能给出电子对的物质(分子、离 子或原子团)为碱，凡能接受电子对的物 质(分子、离子或原子团)为酸。
酸碱反应是电子的转移，是碱性物质 提供电子对与酸性物质生成配位共价键的 反应。
Lewis酸碱着眼于物质的结构 ，具有高度 概括性。
3.1.2 水的解离反应和溶液的酸碱性
2. 溶液的酸碱性和pH
酸性增强 中性 碱性增强
c(H )/(mol·L ) +
-1 1 10-1 10-2 10-3 10-4 10-510-6 10-7 10-810-910-1010-1110-1210-1310-14
pH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
软亲软，硬亲硬，软硬结合不稳定
软酸、软碱对外层电子抓得松，硬酸、硬碱对外层电子 抓得紧。例如，Cu+、Ag+、Au+、Pt2+、Pt4+、Hg2+等
为软酸，各CO种、酸CN碱-、理I- 、论S均2-等有为其软优碱。缺H点+、，Li+应、该Na+、 KNPO+H、了以34、3B-等解便He2为2+各用O、硬、理其M碱Og论更,H2B+-、、中好r-，FC酸地-Sa、O2碱说+3、C2-的明l，T- 、i4N概问+、OS念题2OF-为e4及。23-交+、、其界N碱A适Ol，33+用-、C等u范为A2+c围硬，- 、酸，，
酸碱理论
6
2、定量 、
衡量酸(碱 强弱的尺度 强弱的尺度—— 衡量酸 碱)强弱的尺度 酸(碱)的解离常数 碱 的解离常数 酸在水中给出质子的能力用质子转移平衡常数的大小 来表示. 来表示. 越大， Ka 越大，酸越强 碱的接受质子能力则由其加合质子反应平衡常数 的大小来衡量. 的大小来衡量.
Kb 越大，碱越强 越大，
第三章 酸碱反应
酸碱理论概述 酸碱平衡中有关浓度的计算 缓冲溶液
1
三、酸碱质子理论
1923年丹麦化学家布朗斯特(J.N.Brönsted)与英 年丹麦化学家布朗斯特( 国化学家劳莱( 国化学家劳莱(T.M.Lorry) 提出了酸碱质子理论 ）、酸碱质子理论 （一）、酸碱质子理论 凡是能够给出质子（ 的物质（ 1、酸：凡是能够给出质子（H+）的物质（包括 分子和离子）都是酸； 分子和离子）都是酸； 例： HAc → H+ + Ac酸 碱 NH4+ → H+ + NH3 酸 碱 2、碱：凡是能够接受质子的物质都为碱。 凡是能够接受质子的物质都为碱。 、 例： NH3 + H+ → NH4+ Ac- + H+ → HAc 碱 酸
a = γ .c
= a c
γ
15
意义：活度系数衡量活度与浓度的差异。 意义：活度系数衡量活度与浓度的差异。表示了 离子间力对化学作用能力影响的大小， 离子间力对化学作用能力影响的大小，也 是衡量溶液偏离理想溶液的尺度. 是衡量溶液偏离理想溶液的尺度.
通常γ ≤1。 。
(1)在较稀的弱电解质或极稀的强电解质溶液中 离子的总浓度很 在较稀的弱电解质或极稀的强电解质溶液中,离子的总浓度很 在较稀的弱电解质或极稀的强电解质溶液中 离子间力很小， 接近于1，可认为a 低，离子间力很小，γ接近于 ，可认为 = c。 。 (2)在一般的强电解质溶液中，离子的总浓度很高，离子间 在一般的强电解质溶液中，离子的总浓度很高， 在一般的强电解质溶液中 力较大， 就小于1，因此活度就小于浓度。在这种情况下， 力较大，γ 就小于 ，因此活度就小于浓度。在这种情况下， 严格地讲，各种平衡常数的计算就不能用离子的浓度， 严格地讲，各种平衡常数的计算就不能用离子的浓度，而应 用活度 。 (3)中性分子活度系数γ近似等于 。 中性分子活度系数 近似等于1。
酸碱理论与解离平衡
酸碱的定义
01
阿累尼乌斯酸碱理论
认为凡是在水溶液中电离出的阳离子全部是氢离子的物质就是酸，电离
出的阴离子全部是氢氧根离子的物质就是碱。
02 03
酸碱质子理论
认为凡是可以释放质子（氢离子）的任何物质（分子或离子）都是酸； 凡是能接受质子的任何物质都是碱。简单地说，酸是质子的给予体，而 碱是质子的接受体。
在生物化学中的应用
1 2
生物酶活性
酸碱解离平衡在生物化学中具有重要应用，如酶 的活性受pH值影响，可以通过调节pH值来控制 酶促反应的速度。
生物分子结构
生物分子如蛋白质、核酸等在酸碱环境中会发生 解离和结合，从而影响其结构和功能。
3
生物代谢过程
酸碱平衡对于生物体的正常代谢过程至关重要， 如酸碱平衡失调可能导致代谢紊乱和疾病。
详细描述
酸解离常数通常用$K_a$表示，其计算公式为$K_a = frac{[H^+][A^{}]}{[HA]}$，其中$[H^+]$、$[A^{-}]$和$[HA]$分别表示氢离子、酸根离子和 未解离的酸的浓度。
碱解离常数的计算
总结词
碱解离常数是描述碱解离能力的参数， 其值越大表示该碱的解离能力越强。
VS
详细描述
碱解离常数通常用$K_b$表示，其计算公 式为$K_b = frac{[B^{-}] [OH^{}]}{[HB]}$，其中$[B^{-}]$、$[OH^{-}]$ 和$[HB]$分别表示碱根离子、氢氧根离子 和未解离的碱的浓度。
酸碱解离平衡的计算实例
总结词
通过具体的计算实例，可以深入理解酸碱解离平衡的计算方法。
酸碱电子理论
认为酸是任何可以接受电子的分子或离子，而碱则是任何可以给出电子 的分子或离子。
酸碱解离平衡
第三章 酸碱解离平衡
第一节
酸碱理论
第二节
水溶液中酸碱平衡 第三节
弱酸、弱碱溶液H3O+或OH浓度的计算
目的要求：
二、主要教学内容 1.掌握酸碱质子理论；酸、 碱、两性物质及其共轭酸 碱。 2.掌握弱电解质的解离平衡、 解离平衡常数，溶液pH的简 化计算。
1.酸碱概念的发展，酸碱 质子理论；共轭酸碱概念，酸 碱反应的本质，共轭酸碱的强 弱关系。 2.弱电解质的离解平衡、 离解平衡常数。
2.一元弱碱溶液 cb Kb > 20Kw
Ka Ka 4Ka ca [H ]= 2
+
2
K b Kb 4Kbcb [OH ]= 2
c/Kb > 400
2
c/Ka>400
[H ]= Ka c
+
[OH ]
Kbcb
【例 1 】计算 0.10mol· L-1HAc 溶液中 [H+] 和 pH 值。已知 Ka=1.74×10-5 。 解： ∵ c/Ka= c· Ka>20Kw
第三节 酸碱溶液pH的计算
酸度：溶液中H+的浓度 （pH值）。 pH=-lg[H+] pOH=-lg[OH-]
∵
∴
[H+] [OH-] = KW
pH + pOH = pKW 即 pH + pOH = 14
一、一元弱酸溶液[H3O+]的简化计算
一元弱酸HB在水溶液中，存在着两种质子传递平衡：
HB + H2O
＋
Kw
若此时也可以忽略水提供的H3O+，即 Ka· ca>20Kw， 上式中(Ka• ca + Kw)≈ Ka• ca
第一节
酸碱理论
第二节
水溶液中酸碱平衡 第三节
弱酸、弱碱溶液H3O+或OH浓度的计算
目的要求：
二、主要教学内容 1.掌握酸碱质子理论；酸、 碱、两性物质及其共轭酸 碱。 2.掌握弱电解质的解离平衡、 解离平衡常数，溶液pH的简 化计算。
1.酸碱概念的发展，酸碱 质子理论；共轭酸碱概念，酸 碱反应的本质，共轭酸碱的强 弱关系。 2.弱电解质的离解平衡、 离解平衡常数。
2.一元弱碱溶液 cb Kb > 20Kw
Ka Ka 4Ka ca [H ]= 2
+
2
K b Kb 4Kbcb [OH ]= 2
c/Kb > 400
2
c/Ka>400
[H ]= Ka c
+
[OH ]
Kbcb
【例 1 】计算 0.10mol· L-1HAc 溶液中 [H+] 和 pH 值。已知 Ka=1.74×10-5 。 解： ∵ c/Ka= c· Ka>20Kw
第三节 酸碱溶液pH的计算
酸度：溶液中H+的浓度 （pH值）。 pH=-lg[H+] pOH=-lg[OH-]
∵
∴
[H+] [OH-] = KW
pH + pOH = pKW 即 pH + pOH = 14
一、一元弱酸溶液[H3O+]的简化计算
一元弱酸HB在水溶液中，存在着两种质子传递平衡：
HB + H2O
＋
Kw
若此时也可以忽略水提供的H3O+，即 Ka· ca>20Kw， 上式中(Ka• ca + Kw)≈ Ka• ca
无机及分析化学 第三章 酸碱平衡
HC2O－4 H2O
H3O
C O2－ 24
K
a2
(H2
C
2
O
4
)
c(
H
)
c(
C2
O
2 4
)
c(HC
2
O
4
)
S2－ H2O
OH－ HS－
K
b１
(S
2
)
c(OH － ) c(HS－ ) c(S2 )
HS－ H2O
OH－ H2S
K
b２
(S
2
)
3
)
2
K
b2
(A
3
)
K
2–
a3
(H
3
A)
3–
b2
b2
K
b1
(A
3
)
解：经查表可知
K
a1
(H
3
A)
K
b3
(A
3
)
K w
K a2
(H 3A)
K
b2
(A
3
)
K w
K a3
(H 3A)
K
b1
(A
3
)
K w
Ka2 = 6.3×10-8， 即 pKa2 = 7.20 由于 Ka2·Kb2 = 10-14 所以 pKb2 = 14 - pKa2
H3O+ + A¯
K
a
(HAc
)
c(H ) c(Ac－) c(HAc)
1.8105
172.3水的解离平衡和溶液的pH
$
由于 [H+]·[OH-]＝ Kwθ 对 [H+]·[OH-]＝ Kwθ 两边取负对数得： （－lg[H+]）＋（－lg[OH-] ）=－lg Kwθ
pH + pOH = p Kwθ = 14 (25 oC)
pH的使用范围:H+或OH-的浓度小于1mol·L-1 ,相应的pH和
pOH范围一般在0.0 ~14.0。在这个范围以外，用浓度c（mol·L-
1）表示酸度和碱度更方便些。
$
共轭酸碱对的Kaθ、Kbθ和Kwθ的关系：
HB + H2O
H3O+ + B-
Ka
[H
3
O][B－
H B
]
Kwθ = [ H+ ][OH-]
B- + H2O
OH- + HB
KaθKbθ＝ [ H+ ][OH-]
Kbθ
[HB][OH ] [B ]
[HB[]B[O ]HK ]aθ[[HHK33bOOθ＋ ＋＝]]＝KKKwwaθθθ
H3O++OH-
[H ][OH ] K θ [H 2O]
[H+][OH-] = Kwθ
Kwθ水---的- 自水递的标质准子平自衡递常平数衡，常水数的，离简子称积水不的离子
仅积适。用其数于值纯与水温，度也有适关用（于2一5切0C稀为水1溶.0液0×。10-14）
$
在任何稀水溶液中都同时存在着H+和OH-，只是它 们的相对浓度有所不同。 中性：[H3O+ ]=[OH- ]=1.0×10-7 酸性：[H3O+] > 1.0×10-7 >[OH- ] 碱性: [H3O+] < 1.0×10-7 < [OH-]
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二、溶液的pH
在水溶液中同时存在H+和OH-，它们 的含量不同，溶液的酸碱性也不同。 pH：定义为氢离子活度的负对数值。
pH lgaH
在稀溶液中，浓度和活度的数值十分接 近，可用浓度的数值代替活度。 pH = -lg[H+]
21
由于 [H+]· [OH-]＝ Kw 对 [H+]· [OH-]＝ Kw 两边取负对数得： （－lg[H+]）＋（－lg[OH-] ）=－lg Kw
中性物质，如金属离子Na+，Ca+等。
(3) 在酸碱质子理论中，排除了盐的概念。
(4) 酸碱质子理论体现了酸和碱这对矛盾相互转化
和相互依存的关系，并且扩大了酸碱物质的范围。
5
（二）酸碱反应的本质
酸碱半反应式 : 酸 H+ + 碱
例如HAc在水溶液中的存在两个酸碱半反应：
酸碱半反应1
酸碱半反应2
+
－ 4 － 4
12
将各种不同强度的酸拉平到溶剂化质子
（在这里是水化质子H3O+）水平的效应 称为拉平效应(leveling effect)。
具有拉平效应的溶剂称为拉平性溶剂。
13
区分效应：酸碱强度被溶剂区分开来的 作用。
在冰醋酸中，酸的强度顺序：
14
HClO4＞HBr＞HCl＞H2SO4＞HNO3 区分溶剂 ：可把酸碱强度区分开来的溶剂。
§3.4 水的解离平衡和溶液的pH
Dissociation equilibrium of Water
and pH of Solution
17
§3.4 水的解离平衡和溶液的PH
一、水的解离平衡 H2O＋H2O 质子自递反应
H3O+ ＋OHH+ ＋OH水的离子积
H+ 简写式: H2O
[H ][O H ] θ K [H2O ]
28
[H+]=[Ac-]+[OH-]
浓度为c的NaH2PO4溶液，
物质均衡式为：
[Na+]=c [H3PO4] + [H2PO4-] + [HPO42-] +[PO43-]=c 电荷均衡式为: [Na+] + [H+]=[H2PO4-] + 2[HPO42-] + 3[PO43-] + [OH-]
35
(3) 若c/Ka1 500, 则
[H ]
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
K a 1 [H2 A] K a 1c(H2 A)
36
例：计算0.100 mol· L-1Na2CO3溶液的pH值。
解 ：Na2CO3溶液即多元弱碱CO32-溶液
K w 1.0 10 4 Kb1 1.78 10 11 Ka2 5.6110
15
例
酸
碱
酸碱配合物
H+ + ∶OH → H ∶OH HCl + ∶NH 3 → NH 4 Cl Ag+ + 2∶NH 3 → [Ag( NH 3)]+ Ag+ + ∶ Cl - → Ag Cl
优点 立论于电子，更具有普遍性，更能体现物质的本性。
局限性 •对酸碱的认识过于笼统，因而不易掌握酸碱的特性； •不能对酸碱的强弱定量。 16
38
(二) 多元弱酸弱碱溶液
（1）当多元弱酸的 Ka1 >>Ka2 >>Ka3时, 且 c Ka1 ≥ 20 KW ，Ka1 / Ka2 ≥102求[H+]可近似 地把该多元弱酸作为一元弱酸来处理。
HAc溶液的pH值（Ka =
θ
θ
解： Kac = 1.76×10-6≥20Kw c／Kaθ= 0.10／(1.74×10-5) ＞ 500，故：
[H ]
θ Ka c 1.76 10 5 0.10 1.33 10 3 mol L1
pH=2.88
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例 计 算 0.100mol· L-1NaAc 溶 液 的 pH 值 。 已 知 Ka(HAc)=1.74×10-5 解：K b(Ac-)=Kw/Ka(HAc)=1.00×10-14/(1.74×10-5) =5.75×10-10. 由于Kbcb≥20Kw ,cb/Kb=0.100/(5.75×10-10)＞500
19
任何水溶液中，均存在着水的解离平衡。
θ
θ 在纯水和一切稀水溶液中, KW 只是温度的函数。
常温下(严格的说25℃时) Kw = 10-14 纯水中：[H+]=[OH-]=10-7mol•L-1
酸性溶液 中性溶液
[H+] >10-7mol•L-1 >[OH-] [H+]=10-7mol•L-1 = [OH-]
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(二)酸碱反应的本质
酸碱反应的实质是两对共轭酸碱对之间的
质子转移反应(proton transfer reaction)。
酸碱反应可在水溶液中进行，也可在非
水溶剂中或气相中进行。
8
酸碱反应是由较强的酸和较强的碱作 用，向着生成较弱的酸和较弱的碱的 方向进行。
酸1 强
碱2 强
酸2 弱
碱1 弱
9
(三) 酸碱的强弱关系
14
Kw 1.0 1014 8 Kb2 2.32 10 7 Ka1 4.30 10
37
因 Kb1／Kb2﹥102，c／Kb1﹥500，可按最简
式计算
[OH ]
K b1c 1.78 104 0.100
3
4.22 10
pOH=2.37 pH=14.00-2.37=11.63
NaCN → Na+ + CN-
电荷均衡式为： [Na+]+[H+]=[OH-]+[CN- ] ∵ [Na+]=c ∴ c + [H3O+]=[OH-]+[CN- ]
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质子均衡(PBE): 质子均衡是指酸碱反应 达到平衡时，酸失去的质子数等于碱得 到的质子数。
质子均衡式为：
[H+]总＝ [H+]HAc+ [H+]H2O
第三节
酸 碱 理 论
(THEORY OF ACID-BASE)
1
§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。
pH + pOH = pKw= 14 (25 oC) pH和pOH值的适用范围一般为0~14之间 人体各种体液的pH值 pH值 体液 血 浆 成人胃液 唾 液 7.35~7.45 0.9~1.5 6.35~6.85
23
酸中毒(acidosis)： pH值< 7.35 碱中毒(alkalosis): pH值>7.45
[OH ] K b cb 5.75 1010 0.100
=7.58×10-6（mol· L-1）
[H+]=Kw/[OH-]=10-14/(7.58×10-6) pH = 8.88
33
(三) 多元弱酸弱碱溶液
+ + HA H H2A [H+][HA-] Ka1= [H2A] -
在具有共轭关系的酸碱对中，它们的强
度是相互制约的。酸强，其共轭碱就弱； 酸弱，其共轭碱就强。
HA H + + A10
(三) 酸碱的强弱关系
另外，一种物质显示酸碱性的强弱，除 了与其本性有关外，还与反应对象(或溶 剂)的性质有关。
HNO3＋H2O
HNO3＋HAc HNO3＋H2SO4
H3O+＋NO3H2Ac+＋NO3H2NO3+＋HSO411
1963年 皮尔逊提出硬软酸碱原则。
2
一、酸碱质子理论
(一) 基本概念
酸：凡能给出质子(H+)的物质都是，
碱：凡能接受质子的物质都是。
即酸是质子给予体，碱是质子的接受体。
3
酸与碱的关系可用下式表示为
酸 HCl HAc H2CO3
HCO3－ H3 O＋
H+ + 碱 H+ + Cl H+ + Ac H+ + HCO3 H+ + CO3 H+ + H2 O
HAc
酸1 H+ + H2O 碱2
H+ + Ac碱1
H3O+
酸2
6
两式相加得：
H+ ↓
HAc + H2O H3O+ + Ac酸1 碱2 酸2 碱1 共轭 共轭
可见，两个共轭酸碱对半反应的结果是HAc 把质子H+传递给了H2O。如果没有酸碱半反应2 的存在，没有H2O接受H+，则HAc就不能发生 在水中的电离。
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（二）一元弱酸弱碱溶液的pH
物质均衡（MBE)： 它是指在一个平衡体系 中，某一给定组分的总浓度，等于各有关组 分平衡浓度之和。 例如：浓度为c(mol.L-1)的HAc溶液的物质均 衡 c(HAc)=[HAc]+[Ac-] 电荷均衡（CBE) ： 根据电中性原则，溶液中
正离子的总电荷数与负离子的总电荷数恰好相等。 26
pH + pOH = pKw= 14 (25 oC)
pH的使用范围:H+或OH-的浓度小于1mol· L-1 , 相应的pH和pOH范围一般在0.0 ~14.0。 在这个范围以外，用浓度c（mol· L-1）表示 酸碱性更方便些。