水的质子自递反应和水溶液的酸碱性
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04酸碱滴定法(2)
H 2 PO 4 H 2 O H 3 PO 4 OH
Kw 1.0 10 1 2 Kb,3 1.4 10 K a , 1 7.08 103
1 4
§4-3 水溶液中弱酸（碱）质子条件式
一、处理水溶液中酸碱平衡的方法 （一）、分析浓度和平衡浓度 当酸碱在水溶液中达到离解平衡时，往往同 时存在几种形式(型体)，每一种型体的浓度称为 平衡浓度, 以符号[ ]表示。当溶液的pH值发生 变化时，酸碱各种型体的平衡浓度也随之变化， 各种存在型体平衡浓度之和称为分析浓度，也称 为总浓度，以符号C表示。
Ka2
Kb1
C2O42Kb2
O HC2 4 H 2 C2 O4 H
已知H2C2O4的Ka1=5.9×10-2 Ka2=6.4×10-5
所以
14 Kw 1.0 10 K 1.7 10 13 b2 K 2 a 1 5.9 10
2 PO3 H O HPO OH 4 2 4
例如 HAc溶液，溶质HAc以HAc和Ac-两种型体 存在。 HAc+H2O H3O+＋Ac此时HAc和Ac-的平衡浓度用［HAc］、［Ac-］ 表示。 c HAc HAc Ac 在溶液中
（二）物料平衡式（MBE） 在一个化学平衡体系中，某一给定组分的分析 浓度等于各有关型体平衡浓度之和。例如，若草酸 溶液的浓度为c（mol/L），则：
H2PO4 H3PO4 H3O＋
-
+H+
+2H+
+H+
HPO4 H2O
2-
NH4
+
－H+
－H+
－H+
NH3 PO43OH-
Kw 1.0 10 1 2 Kb,3 1.4 10 K a , 1 7.08 103
1 4
§4-3 水溶液中弱酸（碱）质子条件式
一、处理水溶液中酸碱平衡的方法 （一）、分析浓度和平衡浓度 当酸碱在水溶液中达到离解平衡时，往往同 时存在几种形式(型体)，每一种型体的浓度称为 平衡浓度, 以符号[ ]表示。当溶液的pH值发生 变化时，酸碱各种型体的平衡浓度也随之变化， 各种存在型体平衡浓度之和称为分析浓度，也称 为总浓度，以符号C表示。
Ka2
Kb1
C2O42Kb2
O HC2 4 H 2 C2 O4 H
已知H2C2O4的Ka1=5.9×10-2 Ka2=6.4×10-5
所以
14 Kw 1.0 10 K 1.7 10 13 b2 K 2 a 1 5.9 10
2 PO3 H O HPO OH 4 2 4
例如 HAc溶液，溶质HAc以HAc和Ac-两种型体 存在。 HAc+H2O H3O+＋Ac此时HAc和Ac-的平衡浓度用［HAc］、［Ac-］ 表示。 c HAc HAc Ac 在溶液中
（二）物料平衡式（MBE） 在一个化学平衡体系中，某一给定组分的分析 浓度等于各有关型体平衡浓度之和。例如，若草酸 溶液的浓度为c（mol/L），则：
H2PO4 H3PO4 H3O＋
-
+H+
+2H+
+H+
HPO4 H2O
2-
NH4
+
－H+
－H+
－H+
NH3 PO43OH-
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-]
第七章 酸碱反应3
【例7-8】
ΔpH = 3.80 - 2.89 = 0.91
23
【例5-9】计算 0.1mol· L-1 NH4Cl 和 0.1 mol· L-1 NH3· H2 O 如果在此溶液中分别加入 各 1L 混合后溶液的 pH 值。 【例7-9】 （1）0.02 mol 的HCl； （2）0.02 mol 的NaOH； （3）等体积的水。溶液的pH 值将分别是多少？
《普通化学》网络课件
第七章
酸 碱 反 应
Chapter 7 Acid — Base Reaction
授课教师 ： 王 虹 苏 单 位 ： 化学教研室
1
第二节
水溶液中的重要酸碱反应
一、水的质子自递反应
二、弱一元酸碱的离解
三、弱多元酸碱的离解
2
酸碱反应的实质——质子的转移（或得失） 水的质子自递常数
5
2.3 共轭酸碱 K a 与 K b 的关系
共轭酸碱 HB-B- 在水溶液中存在如下质子 转移反应： HB + H2O H3O+ + B－
[H3O ][B ] Ka ① [HB]
B－ + H2O HB + OH－
[HB][OH ] Kb ② － [B ]
6
水溶液中同时存在：H2O H2O H3O+ OH 将以上两式相加得 K W =[H+ ][OH- ] ③
20
缓冲溶液pH值的计算
弱酸－共轭碱（盐）类型的缓冲溶液： 缓冲溶液pH 值的计 HB == H+ + B算 平衡浓度 c(HB)－x x c(B-) + x 同离子效应， c (HB) －x ≈ c(HB) ， c (B-) + x ≈ c(B-) [ c ( H ) / c ][ c ( B ) / c ] 依据 K a [c(HB)/c ] c(HB) 可得 c( H )/c K a c(B )
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
酸碱滴定法概述
（4-1） Kw在25 ℃时等于1.0×10-14。
酸碱滴定法概述
三、 共轭酸碱对的Ka和Kb的关系
质子传递的结果是较强的碱夺取较强酸给出的质子而转变为 它的共轭酸，较强酸放出质子转变为它的共轭碱。在水溶液中， 酸将质子给予水分子的能力越大，其酸性越强，碱从水分子中夺 取质子的能力越大，其碱性越强。一般用酸、碱在水溶液中的解 离平衡常数Ka、Kb（如不特别强调，均为温度在25 ℃时的数值） 的大小来衡量酸碱的强度。例如：
则酸性强弱顺序是HAc＞H2S，其共轭碱的Kb分别为
酸碱滴定法概述
【例4-1】
已知NH3的Kb=1.8×10-5，求NH3的共轭酸NH4+的Ka为多少？ 解：依题意，NH3的共轭酸NH4+与H2O有如下反应：
二元酸有两个共轭酸碱对，如H2C2O4，其Ka1、Ka2分别为
其Kb1、Kb2分别为
显然，对于二元酸： 三元酸（如H3PO4）有三个共轭酸碱对，它们解离常数的关系为
酸碱滴定法概述
【例4-2】
比较相同浓度的NH3和CO3-2的碱性的强弱，已知H2CO3的Ka2=5.6×10-11， NH3的Kb=1.8×10-5。
解：CO3-2在水溶液中发生如下解离平衡：
则CO2-3的Kb1为
因此，同浓度的NH3和CO3-2的碱性：CO3-2>NH3。
分析化学
酸碱滴定法概述
在上述的反应中，溶剂水接受HAc所给出的质子，形成水合质 子H3O+，溶剂水也就起到碱的作用。同样，碱在水溶液中的解离， 也必须有溶剂水参加。以NH3在水溶液中的解离反应为例，NH3分 子中的氮原子上有孤对电子，可接受质子形成NH4+，这时，H2O 便起到酸的作用给出质子。具体反应如下：
酸碱滴定法概述
三、 共轭酸碱对的Ka和Kb的关系
质子传递的结果是较强的碱夺取较强酸给出的质子而转变为 它的共轭酸，较强酸放出质子转变为它的共轭碱。在水溶液中， 酸将质子给予水分子的能力越大，其酸性越强，碱从水分子中夺 取质子的能力越大，其碱性越强。一般用酸、碱在水溶液中的解 离平衡常数Ka、Kb（如不特别强调，均为温度在25 ℃时的数值） 的大小来衡量酸碱的强度。例如：
则酸性强弱顺序是HAc＞H2S，其共轭碱的Kb分别为
酸碱滴定法概述
【例4-1】
已知NH3的Kb=1.8×10-5，求NH3的共轭酸NH4+的Ka为多少？ 解：依题意，NH3的共轭酸NH4+与H2O有如下反应：
二元酸有两个共轭酸碱对，如H2C2O4，其Ka1、Ka2分别为
其Kb1、Kb2分别为
显然，对于二元酸： 三元酸（如H3PO4）有三个共轭酸碱对，它们解离常数的关系为
酸碱滴定法概述
【例4-2】
比较相同浓度的NH3和CO3-2的碱性的强弱，已知H2CO3的Ka2=5.6×10-11， NH3的Kb=1.8×10-5。
解：CO3-2在水溶液中发生如下解离平衡：
则CO2-3的Kb1为
因此，同浓度的NH3和CO3-2的碱性：CO3-2>NH3。
分析化学
酸碱滴定法概述
在上述的反应中，溶剂水接受HAc所给出的质子，形成水合质 子H3O+，溶剂水也就起到碱的作用。同样，碱在水溶液中的解离， 也必须有溶剂水参加。以NH3在水溶液中的解离反应为例，NH3分 子中的氮原子上有孤对电子，可接受质子形成NH4+，这时，H2O 便起到酸的作用给出质子。具体反应如下：
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
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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？
无机化学酸碱 酸碱反应重点精华总结
第5章
酸、碱和 酸碱反应
Chapter 5
Acid, base and acid-base reaction
本章教学要求
1. 了解酸碱概念的变迁； 2. 理解布朗斯特酸碱理论的意义和要点； 3.了解路易斯酸碱定义及相关概念。
5.1 布朗斯特酸碱 The Brfnsted-Lowry acid-base model
H+ PO34H+ NH3
共轭酸碱对：
酸 给出质子后余下的那部分就 是它的共轭碱
碱接受质子后就成为它的共轭酸
注意：质子理论中无盐的概念，电离理论中的盐，在质
子理论中都是离子酸或离子碱，如 NH4Cl 中的 离子酸， Cl－是离子碱.
NH
4
是
酸 质子 碱
例：HAc的共轭碱是Ac－ ， Ac－的共轭酸HAc， HAc和Ac－为共轭酸碱对。
7. HPO42-、H3PO4
5.1.3 布朗斯特平衡
1.水的质子自递反应和溶液的酸碱性
水的质子自递反应
H2O H+ OH-
H2O H+ H3O+
H2O H2O H3O+ OH-
（H3O +常简写为H+）
K
Θ w
c(H ) cΘ
c(OH ) cΘ
水合氢离子
对反应
H2O(l) + H2O(l) (酸) (碱)
5.2 路易斯酸碱 The Lewis acid-base model
发展历程：
酸碱的早期定义： 酸：有酸味，能使蓝色石蕊变红 碱：有涩味，使红色石蕊变蓝
Arrhenius酸碱电离理论（1887） Brфnsted-Lowry酸碱质子理论（1923） Lewis酸碱电子理论（1923） Pearson软硬酸碱理论（1963）
酸、碱和 酸碱反应
Chapter 5
Acid, base and acid-base reaction
本章教学要求
1. 了解酸碱概念的变迁； 2. 理解布朗斯特酸碱理论的意义和要点； 3.了解路易斯酸碱定义及相关概念。
5.1 布朗斯特酸碱 The Brfnsted-Lowry acid-base model
H+ PO34H+ NH3
共轭酸碱对：
酸 给出质子后余下的那部分就 是它的共轭碱
碱接受质子后就成为它的共轭酸
注意：质子理论中无盐的概念，电离理论中的盐，在质
子理论中都是离子酸或离子碱，如 NH4Cl 中的 离子酸， Cl－是离子碱.
NH
4
是
酸 质子 碱
例：HAc的共轭碱是Ac－ ， Ac－的共轭酸HAc， HAc和Ac－为共轭酸碱对。
7. HPO42-、H3PO4
5.1.3 布朗斯特平衡
1.水的质子自递反应和溶液的酸碱性
水的质子自递反应
H2O H+ OH-
H2O H+ H3O+
H2O H2O H3O+ OH-
（H3O +常简写为H+）
K
Θ w
c(H ) cΘ
c(OH ) cΘ
水合氢离子
对反应
H2O(l) + H2O(l) (酸) (碱)
5.2 路易斯酸碱 The Lewis acid-base model
发展历程：
酸碱的早期定义： 酸：有酸味，能使蓝色石蕊变红 碱：有涩味，使红色石蕊变蓝
Arrhenius酸碱电离理论（1887） Brфnsted-Lowry酸碱质子理论（1923） Lewis酸碱电子理论（1923） Pearson软硬酸碱理论（1963）
第四章酸碱滴定法
第四章酸碱滴定法第四章酸碱滴定法酸碱滴定法（acid－base titrations）是以⽔溶液中的质⼦转移反应为基础的滴定分析⽅法。
⼀般酸、碱以及能与酸碱直接或间接发⽣质⼦反应的物质，⼏乎都可以⽤酸碱滴定法测定。
因此，酸碱滴定法是分析化学的基础内容之⼀。
这个⽅法的关键问题是计量点的确定。
因为酸碱反应通常不发⽣外观的变化，在滴定中需选⽤适当的指⽰剂，利⽤它的变⾊作为到达计量点的标志。
因为不同的指⽰剂的变⾊有其不同的pH，⽽不同类型的酸碱反应的计量点时pH⼜不相同，为了正确地确定计量点，就需要选择⼀个刚好能在计量点时变⾊的指⽰剂。
要解决这个问题，必须了解滴定过程中溶液pH的变化情况。
因此，在学习酸碱滴定时，不仅要了解指⽰剂的变⾊原理和变⾊范围，同时也要了解滴定过程中溶液pH的变化规律和指⽰剂的选择原则，以便能正确地选择合适的指⽰剂，获得准确的分析结果。
基于上述原因，我们先讨论酸碱溶液平衡的基本原理，然后再介绍酸碱滴定中的理论及应⽤。
第⼀节⽔溶液中的酸碱平衡⼀、酸碱的质⼦理论根据质⼦理论，凡能给出质⼦（H+）的物质是酸，能接收质⼦的物质是碱。
酸碱关系可⽤下式表⽰：酸HA与碱A-处于⼀种相互依存的关系中，即：HA失去质⼦转化为它的共轭碱A-，A-得到质⼦后，转化为它的共轭酸HA，则HA与A-被称为共轭酸碱对。
如：由上述酸碱的半反应可知：酸碱可以是中性分⼦，也可以是阳离⼦或阴离⼦，酸碱是相对的。
⼜如：离⼦（H2PO4-）在H3PO4－H2PO4-共轭体系中为碱，⽽在H2PO4-－HPO42-共轭体系中为酸。
同⼀物质在某些场合是酸，⽽在另⼀场合是碱，其原因是共存物质彼此间给出质⼦能⼒相对强弱不同。
因此同⼀物质在不同的环境（介质或溶剂）中，常会引起其酸碱性的改变。
既能给出质⼦⼜能接受质⼦的物质称为两性物质。
酸碱质⼦理论认为，酸碱反应的实质是质⼦转移。
例如HAc在⽔中离解，溶剂⽔就起着碱的作⽤，否则HAc⽆法实现其在⽔中的离解，即质⼦转移是在两个共轭酸碱对间进⾏。
水溶液的酸碱性
水溶液的酸碱性水溶液的酸碱性是描述溶液中氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-）的浓度的一个指标。
酸性溶液含有较多的H+离子，而碱性溶液则含有较多的OH-离子。
酸碱性对于许多化学和生物过程都至关重要，因此我们需要了解和掌握水溶液的酸碱性。
在化学中，酸碱性可以使用pH值来表示。
pH值是一个0-14的数值范围，表示了溶液中的酸碱程度。
pH值为7的溶液被称为中性溶液，表示其中H+离子和OH-离子的浓度相等。
低于7的pH值表示酸性溶液，其中H+离子的浓度较高。
高于7的pH值表示碱性溶液，其中OH-离子的浓度较高。
溶液的酸碱性主要由其中的溶质决定。
在酸性溶液中，溶质释放H+离子，而在碱性溶液中，溶质释放OH-离子。
酸和碱是两个常见的溶质。
酸是能够提供H+离子的物质，而碱是能够提供OH-离子的物质。
常见的酸包括盐酸、硫酸和醋酸，常见的碱包括氢氧化钠和氢氧化钾。
在实际生活中，我们经常接触到酸碱性。
例如，柠檬汁和醋是常见的酸性物质，它们味道酸酸的。
而肥皂水和洗衣粉是常见的碱性物质，它们味道苦涩。
另外，我们还可以通过一些常见的指示剂来判断溶液的酸碱性。
指示剂是一种能够根据溶液的酸碱性改变颜色的物质。
例如，酚酞和甲基橙可以用于检测酸性和碱性溶液。
了解和掌握水溶液的酸碱性对于许多方面的实际应用都非常重要。
例如，在农业中，我们需要调节土壤的酸碱性，以便提供适合植物生长的环境。
通过测试土壤的pH值，我们可以知道是否需要添加酸性或碱性的物质来改变土壤的性质。
水溶液的酸碱性还对环境保护和工业制造等领域具有重要影响。
许多废水和工业废料都具有酸性或碱性，如果不经过处理直接排放到环境中，将对生态系统造成很大的危害。
因此，处理和中和这些废液是非常重要的。
此外，酸碱中和反应也在化学合成中扮演着重要的角色。
许多化学反应需要特定的酸碱条件才能进行。
通过调节溶液的酸碱性，我们可以促进或控制这些反应的进行。
例如，在制药工业中，酸碱中和反应是合成许多药物和药品的重要步骤。
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 第七章 酸碱反应与酸碱平衡
强酸：HCl, H2SO4, HNO3 ；强碱：NaOH，KOH
_
弱酸或弱碱是指在水溶液中大部分以分子形式存在， 只部分解离为H+或OH-离子的酸或碱。
弱酸：HAc，H2S；弱碱：NH3·H2O
强酸强碱盐
盐： 强酸弱碱盐
NaCl, KNO3
NH4Cl Na2S, Na2CO3 NH4Ac
弱酸强碱盐 弱酸弱碱盐
离子碱 H+
Ac－+
碱(1)
H2O
酸 (2) H+
＝ OH－ + HAc
碱(2)
酸 (1)
NH4Cl水解
离子酸
NH4+
酸 (1)
+
H2O ＝ H3O+ + NH3
碱(2) 酸 (2) 碱(1)
酸碱质子理论
无论是酸碱中和、酸碱解离、盐类水解反应，从质子 理论观点来看，这些都是酸碱之间的质子传递反应。 质子理论中不存在盐的概念，如NH4Cl中NH4+能够 给出质子，是离子酸，Cl－能够接受质子，是离子碱；
其大小不仅与弱酸（碱）的本性有关，还与溶液浓度有关。
水的质子自递反应及水溶液的pH
设浓度为c的弱酸HA的解离度为α，解离常数为KaӨ HA在水中存在解离平衡 HA + H2O＝ H3O+ + A0 0 初始浓度 c
平衡浓度 c(1-α)
cα
cα
2
Kaθ
(c /cθ )α {cα /cθ }2 = = θ 1-α {c (1-α) /c }
KiӨ ≤10-4：弱酸或弱碱 ；
10-2 ≥ KiӨ≥ 10-4：中强酸或中强碱。
KaӨ(HCOOH) =1.8 ×10-4 KaӨ(CH3COOH) =1.8 ×10-5
_
弱酸或弱碱是指在水溶液中大部分以分子形式存在， 只部分解离为H+或OH-离子的酸或碱。
弱酸：HAc，H2S；弱碱：NH3·H2O
强酸强碱盐
盐： 强酸弱碱盐
NaCl, KNO3
NH4Cl Na2S, Na2CO3 NH4Ac
弱酸强碱盐 弱酸弱碱盐
离子碱 H+
Ac－+
碱(1)
H2O
酸 (2) H+
＝ OH－ + HAc
碱(2)
酸 (1)
NH4Cl水解
离子酸
NH4+
酸 (1)
+
H2O ＝ H3O+ + NH3
碱(2) 酸 (2) 碱(1)
酸碱质子理论
无论是酸碱中和、酸碱解离、盐类水解反应，从质子 理论观点来看，这些都是酸碱之间的质子传递反应。 质子理论中不存在盐的概念，如NH4Cl中NH4+能够 给出质子，是离子酸，Cl－能够接受质子，是离子碱；
其大小不仅与弱酸（碱）的本性有关，还与溶液浓度有关。
水的质子自递反应及水溶液的pH
设浓度为c的弱酸HA的解离度为α，解离常数为KaӨ HA在水中存在解离平衡 HA + H2O＝ H3O+ + A0 0 初始浓度 c
平衡浓度 c(1-α)
cα
cα
2
Kaθ
(c /cθ )α {cα /cθ }2 = = θ 1-α {c (1-α) /c }
KiӨ ≤10-4：弱酸或弱碱 ；
10-2 ≥ KiӨ≥ 10-4：中强酸或中强碱。
KaӨ(HCOOH) =1.8 ×10-4 KaӨ(CH3COOH) =1.8 ×10-5
酸碱滴定法(2024版)
例如：磷酸氢二钾水溶液 [H+] +[K+] = [H2PO4-]+2[HPO42-]+3[PO43-]+[OH-]
分析化学课件
水溶液中... 酸碱指示剂 酸碱滴定... 滴定终点... 应用与示例 非水溶液… 小 结
1.3.2 质量平衡（物料平衡） c分析 = c1+c2+c3+……
分析浓度 = ∑ 各型体的平衡浓度
则 Kb2= Kw/Ka1 =1.00×10-14/5.1×10-8 = 2.0×10-7
分析化学课件
水溶液中... 酸碱指示剂 酸碱滴定... 滴定终点... 应用与示例 非水溶液… 小 结
1.2 溶液中酸碱组分的分布 1.2.1 酸的浓度和酸度 酸度: 溶液中H+的浓度(指H+的活度)，用pH值表示。 酸的浓度: 是指在一定体积溶液中含有某种酸溶质的量，
例：醋酸水溶液 按HAc： c = [HAc]+[Ac-] 按总H： c = [HAc] + [H+] – [OH-] [H+] 包括醋酸离解所得氢和水分子离解所得，水分子离解 的氢应从总氢中除去。 思考题: H3PO4 溶液, Na2HPO4 溶液
分析化学课件
水溶液中... 酸碱指示剂 酸碱滴定... 滴定终点... 应用与示例 非水溶液… 小 结
分布系数和副反应系数
➢ 分布系数
HAc H Ac
δ0
HAc
c
δ [Ac ]
1
c
δ1 δ0 1
α HAc
H
c A
c
,
αY
c
Y
动 画
HAc 分 布 系 数 与 溶液pH关系
分析化学课件
水溶液中... 酸碱指示剂 酸碱滴定... 滴定终点... 应用与示例 非水溶液… 小 结
1.3.2 质量平衡（物料平衡） c分析 = c1+c2+c3+……
分析浓度 = ∑ 各型体的平衡浓度
则 Kb2= Kw/Ka1 =1.00×10-14/5.1×10-8 = 2.0×10-7
分析化学课件
水溶液中... 酸碱指示剂 酸碱滴定... 滴定终点... 应用与示例 非水溶液… 小 结
1.2 溶液中酸碱组分的分布 1.2.1 酸的浓度和酸度 酸度: 溶液中H+的浓度(指H+的活度)，用pH值表示。 酸的浓度: 是指在一定体积溶液中含有某种酸溶质的量，
例：醋酸水溶液 按HAc： c = [HAc]+[Ac-] 按总H： c = [HAc] + [H+] – [OH-] [H+] 包括醋酸离解所得氢和水分子离解所得，水分子离解 的氢应从总氢中除去。 思考题: H3PO4 溶液, Na2HPO4 溶液
分析化学课件
水溶液中... 酸碱指示剂 酸碱滴定... 滴定终点... 应用与示例 非水溶液… 小 结
分布系数和副反应系数
➢ 分布系数
HAc H Ac
δ0
HAc
c
δ [Ac ]
1
c
δ1 δ0 1
α HAc
H
c A
c
,
αY
c
Y
动 画
HAc 分 布 系 数 与 溶液pH关系
(4)酸碱平衡与酸碱滴定法
共轭酸碱对
又如：
H+
HCl + NH3 ⇌ 酸(1) 碱(2)
NH 酸(2)
+ 4
+ Cl 碱(1)
三、水溶液中的酸碱反应及其平衡 1、水的质子自递反应
H2O 及能给出质子，又能接受质子，这种质子的转移作用在水 分子之间也能发生：
H2O + H2O→ H3O+ + OH-
质子自递反应——溶剂分子间发生的质子传递作用。
从计算结果可知，加入少量盐酸后，溶液的pH值基 本不变。
3、缓冲溶液的选择和配制
原则： ⑴ 所选择的缓冲溶液，除了参与和 H+或 OH–
有关的反应以外，不能与反应体系中的其它14 p K ⑵ a 或 b 尽可能接近所需的pH值；
欲配制的缓冲 溶液的 pH 值
应选择的缓冲组分
[H + ]
(1 +
2K a 2 [H ]
+
)
若K a 很小，则2 K a 2 / [H+] <<1，可将其略去，即忽略H2A的 2 第二步解离，上式可简化为
[H+] =
K a1 [ H 2 A ]
（近似式）
如果c/ K ≥105，可进一步简化为 [H+] = c K a （最简式） 多元碱溶液的 pH 可同样仿照多元酸的处理方 法。
c(HAc) 略有增加，c(Ac–)略有减少， c(Ac )
变化不大，
因此溶液的c(H+)或pH值基本不变。
HAc 大量
H+ 极少量
+
Ac 大量
⑵ 加入少量强碱时，溶液中大量的HAc与外加 的少量的OH－生成Ac–和H2O，当达到新平衡时，
4.2.2水的质子自递和溶液的PH值PPT
2.上述三种溶液中，水的电离程度是否一样？
3.常温下上述三种溶液中，[H+][OH-]是否始终等于1×1014？
抑制水电离 促进水电离
增大[H+]（加酸或强酸酸式盐） 增大[OH-]（加碱） 降低温度 升高温度 减小[H+]（加含CO32-、S2-的盐） 减小[OH-]（加含NH4+、Fe3+的盐）
任何水溶液中（不论是在中性溶液还是在酸、碱性溶 液），H+和OH-总是同时存在，并且Kw满足以下条件。
常温下（25℃），任何稀的水溶液中总满足： Kw=[H+][OH-]=1×10-14
二 溶液的pH值
当溶液中[H+]和[OH-]较小时，可用其对数的负值（负对数）即 pH值或pOH值表示其酸碱性，即：
pH=-lg[H+]=-lg10-13=13
Байду номын сангаас
pH值的测定
酚 酞
酸碱指示剂
pH试纸
pH计
pH与人体
• 人体体液pH维持在7.35-7.45之间 • pH＞7.45，碱中毒 • pH＜7.35，酸中毒
目 录
PART
01
水的质子自递
PART
02
溶液的pH值
一 水的质子自递
H+
H2O + H2O ⇌OH− + H3O+ （H2O ⇌OH− + H+ ）
发生在水分子之间的质子转移，称为水的质子自递反应。
H+
H2O + H2O ⇌OH− + H3O+
（H2O ⇌OH− + H+ ）
1×10-7 1×10-7
pH=-lg[H+]或pOH=-lg[OH-]
3.常温下上述三种溶液中，[H+][OH-]是否始终等于1×1014？
抑制水电离 促进水电离
增大[H+]（加酸或强酸酸式盐） 增大[OH-]（加碱） 降低温度 升高温度 减小[H+]（加含CO32-、S2-的盐） 减小[OH-]（加含NH4+、Fe3+的盐）
任何水溶液中（不论是在中性溶液还是在酸、碱性溶 液），H+和OH-总是同时存在，并且Kw满足以下条件。
常温下（25℃），任何稀的水溶液中总满足： Kw=[H+][OH-]=1×10-14
二 溶液的pH值
当溶液中[H+]和[OH-]较小时，可用其对数的负值（负对数）即 pH值或pOH值表示其酸碱性，即：
pH=-lg[H+]=-lg10-13=13
Байду номын сангаас
pH值的测定
酚 酞
酸碱指示剂
pH试纸
pH计
pH与人体
• 人体体液pH维持在7.35-7.45之间 • pH＞7.45，碱中毒 • pH＜7.35，酸中毒
目 录
PART
01
水的质子自递
PART
02
溶液的pH值
一 水的质子自递
H+
H2O + H2O ⇌OH− + H3O+ （H2O ⇌OH− + H+ ）
发生在水分子之间的质子转移，称为水的质子自递反应。
H+
H2O + H2O ⇌OH− + H3O+
（H2O ⇌OH− + H+ ）
1×10-7 1×10-7
pH=-lg[H+]或pOH=-lg[OH-]
【教学目标】1掌握同离子效应和盐效应,酸碱的共轭关系(阅读)
二、缓冲溶液pH的计算
K p H =p a +lg
[共轭碱 ] [共轭酸 ] c V (共轭碱)
K p H =p a +lg
V (共轭 碱) V (共轭酸) c (共轭碱) c (共轭酸)
K p H =p a +lg
K p H =p a +lg
c V (共轭酸)
根据缓冲溶液的计算公式可知：
1、缓冲溶液的pH值主要取决于共轭酸碱对中弱酸 的Ka值，其次，取决于缓冲溶液的缓冲比 2、对于同一缓冲对的缓冲溶液，其pH值只取决于 缓冲比，改变缓冲比，缓冲溶液的pH值也随之改 变,当缓冲比为1时，缓冲溶液的pH=pKa 3、适当稀释缓冲溶液，缓冲比不变，计算的pH值 亦不变，但加入大量水稀释时，使pH值略有升高， 称为稀释效应。
Ka=Kw/Kb =1.0 ×10-14 /1.76×10-5 =5.68 ×10-10
[H3+O]=√ Ka· c = √ 5.68×10-10×0.10 = 7.54×10-6 pH = -lg[H3+O]= -lg7.54×10-6 =5.12
第四节
缓冲溶液
一、缓冲溶液的组成及缓冲作用
（一）缓冲作用与缓冲溶液 能对抗外来少量强酸、强碱或稍加稀释而保持溶液 pH值基本不变的作用叫做缓冲作用;具有缓冲作用的溶液, 叫做缓冲溶液。
平衡向左移动，解离度减小 定义：在弱电解质溶液中，加入与该弱电解质具有相同离子 的易溶强电解质，导致弱电解质的解离度降低。 2．盐效应
H A c
+ H
+
A c
+ a N a C l =N
+
C l-
平衡向右移动，解离度增大 讨论：两种效应的发生原因及其协同作用。
水的自离子化与酸碱性
水的自离子化与酸碱性水是地球上最常见的物质之一，也是生命的基础。
水具有自离子化的性质，这是指水分子自身能够发生解离反应，形成氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-）。
这种自离子化与水的酸碱性息息相关，对于化学和生物领域具有重要的意义。
自离子化是指水分子中氢原子的转移，形成氢离子和氢氧根离子的过程。
水在标准条件下自离子化的反应式为：H2O ⇌ H+ + OH-这个反应式表明，水可以自发地解离成氢离子和氢氧根离子，形成水的离子平衡。
在纯净水中，氢离子和氢氧根离子的浓度相等，即[H+] = [OH-]。
这种情况下，水被认为是中性的。
然而，当水中存在其他溶质时，会影响水的离子平衡，进而影响水的酸碱性。
根据氢离子浓度的不同，溶液可以被分为酸性溶液、中性溶液和碱性溶液。
酸性溶液中氢离子浓度高于氢氧根离子浓度，碱性溶液则相反，中性溶液中两者浓度相等。
pH是衡量溶液酸碱性质的指标，其定义为溶液中氢离子浓度的负对数。
pH的值范围从0到14，中性溶液的pH为7，酸性溶液的pH小于7，碱性溶液的pH大于7。
通过调节水中的溶质浓度，我们可以改变水的pH值，从而实现对溶液酸碱性质的控制。
自离子化反应和酸碱性对于许多化学和生物过程至关重要。
在化学反应中，许多离子的生成和反应速率都与溶液中氢离子和氢氧根离子的浓度有关。
在生物体内，维持恒定的酸碱平衡对于细胞代谢和生命活动至关重要。
此外，水的自离子化在环境科学和工业应用中也发挥着重要的作用。
例如，pH值的变化会影响水中溶解氧的浓度，从而对水生生物的生存和繁衍产生影响。
在工业上，控制溶液的酸碱性可以用于电池、化肥、洗涤剂等生产过程。
总之，水的自离子化与酸碱性是一个重要而基础的化学概念。
它不仅仅涉及到化学反应的平衡和速率，还与生物过程、环境科学和工业应用密切相关。
通过深入理解水的自离子化和酸碱性，我们可以更好地理解和应用这一概念，推动科学和技术的发展。
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11
计算下列溶液的pH值
[OH-]=1×10-1mol/L [OH-]=1×10-2mol/L [OH-]=1×10-3mol/L [OH-]=1×10-4mol/L [OH-]=1×10-5mol/L [OH-]=1×10-6mol/L [OH-]=1×10-7mol/L
[H+]=1×10-13mol/L • 13 [H+]=1×10-12mol/L • 12 [H+]=1×10-11mol/L • 11 [H+]=1×10-10mol/L • 10 [H+]=1×10-9mol/L • 9 [H+]=1×10-8mol/L • 8 [H+]=1×10-7mol/L • 7
中性
碱性增强
碱
性碱性与pH的关系
中性溶液：pH = 7 酸性溶液： pH < 7 碱性溶液： pH > 7 pH ， 酸性越强；pH ， 碱性越 强
14
关于pH的几点说明
• pH介于0-14之间 • [H+] 大于1mol/L，用[H+]表示溶液的酸碱
12
思考：溶液酸碱性与pH有什么关系
[H+] 10-1 10-2 10-4 10-6 10-7 10-8 10-10 10-12 10-14
[OH-] 10-13 10-12 10-10 10-8 10-7 10-6 10-4 10-2 100
pH 1 2 4 6 7 8 10 12 14
酸
酸性增强
➢ 溶液酸碱性的另一种表示方法的pH值
pH = -lg[H+]
（-lg10-a=a）
10
计算下列溶液OH-、pH值
[H+]=1×101mol/L
[H+]=1×102mol/L
[H+]=1×103mol/L
[H+]=1×104mol/L
[H+]=1×105mol/L
[OH-]=1×10-13mol/L • 1 [OH-]=1×10-12mol/L • 2 [OH-]=1×10-11mol/L • 3 [OH-]=1×10-10mol/L • 4 [OH-]=1×10-9mol/L • 5 [OH-]=1×10-8mol/L • 6 [OH-]=1×10-7mol/L • 7
液pH的物质称为酸碱指示
剂
18
酸碱指示剂
19
常用的酸碱指示剂
指示剂
甲基橙 甲基红 石蕊 酚酞
变色范围
3.1-4.4 4.4-6.2 5.0-8.0 8.2-10
颜色 酸色-碱色 红色-黄色 红色-黄色 红色-蓝色 无色-红色
20
pH试纸
21
pH计
22
第五章 电解质溶液
ELECTROLYTE SOLUTION
1
一、水的质子自递反应和水溶液的酸碱性
（一）水的质子自递反应
H+
H2O + H2O ⇌OH− + H3O+
发生在同种溶剂分子之间的质子传递作用， 称为质子自递反应（水的解离反应）。
2
第三节 水溶液中的质子转移平衡
一、水的质子自递反应和水溶液的酸碱性
•在任何水溶液中H3O+和OH−都同时存在！
•Kw在一定温度下是定值！
思考： [OH−] =1×10−7mol/L， [H3O+] =？
4
二、水的解离
水的电离方程式 H2O ⇌ OH− + H+
25℃，1L纯水中只有1×10-7mol的水发生电离 那么OH− 、 H+浓度分别是多少？ [H+]=[OH−]=1×10-7mol/L 那么[H+][OH−]=？
5
计算
• [OH−]=1×10-8mol/L ，求[H+]
• [H+]=1×10-5mol/L ，求[OH−]
• [OH−]=1×10-6mol/L ，求[H+]
• 1×10-6mol/L • 1×10-9mol/L • 1×10-8mol/L
6
根据表格5-2，温度与Kw什么关系？
• 常数：温度不变，其值不变 • 水的电离是吸热反应，离子积随温度升高
pOH 13 12 10 8 7 6 4 2 0
16
pH与人体
• 人体体液pH维持在7.35-7.45之间 • pH＞7.45，碱中毒 • pH＜7.35，酸中毒
17
酸碱指示剂
• 有一类化合物，在不同的
酚 酞
pH溶液中呈现不同的颜色
，可利用其颜色的变化来
判断溶液的酸碱性，这种
借助颜色的改变来指示溶
增大还是减小
H2O ⇌ OH− + H+
7
二、溶液的酸碱性和pH
H2O ⇌ OH− + H+ • 纯水显酸性、碱性还是中性？ • 纯水中[H+] 、 [OH−] 什么关系？
8
二、溶液的酸碱性和pH
溶液的酸碱性与[H+] 、 [OH−] 的关系
常 中性溶液 [H+] =1×10−7mol/L = [OH−] 温 酸性溶液 [H+] ＞ 1×10−7mol/L ＞ [OH−] 下
碱性溶液 [H+] ＜ 1×10−7mol/L ＜ [OH−]
水溶液中: [H+] 越大，酸性越强，碱性越弱。 [OH−]越大，碱性越强，酸性
越弱。 9
二、溶液的酸碱性和pH
溶液酸碱性可以用[H+] 或 [OH−]表示 1mol/L的盐酸溶液与1mol/L的硫酸溶液谁的酸性强？
当[H+] 或 [OH−] 浓度较低，如[H+] =1×10−12mol/L，这 种表示方法不够方便
性 • [OH-]大于1mol/L ，用[OH-]表示溶液的酸
碱性
15
pOH
pOH = －lg[[OH−] 常温时 pH + pOH = 14 [H+] 10-1 10-2 10-4 10-6 10-7 10-8 10-10 10-12 10-14
[OH-] 10-13 10-12 10-10 10-8 10-7 10-6 10-4 10-2 100
（一）水的质子自递平衡
H+
H2O + H2O ⇌OH− + H3O+
K
[H3O ][OH ] [H2O]2
水的离子积常数 Kw= [H3O+][OH−]
Kw适用于
纯水和稀溶液体系
[H3O+]与[OH‾]可互求
3
第三节 水溶液中的质子转移平衡
常温 Kw= [H3O+][OH−]= 1.0×10−14
计算下列溶液的pH值
[OH-]=1×10-1mol/L [OH-]=1×10-2mol/L [OH-]=1×10-3mol/L [OH-]=1×10-4mol/L [OH-]=1×10-5mol/L [OH-]=1×10-6mol/L [OH-]=1×10-7mol/L
[H+]=1×10-13mol/L • 13 [H+]=1×10-12mol/L • 12 [H+]=1×10-11mol/L • 11 [H+]=1×10-10mol/L • 10 [H+]=1×10-9mol/L • 9 [H+]=1×10-8mol/L • 8 [H+]=1×10-7mol/L • 7
中性
碱性增强
碱
性碱性与pH的关系
中性溶液：pH = 7 酸性溶液： pH < 7 碱性溶液： pH > 7 pH ， 酸性越强；pH ， 碱性越 强
14
关于pH的几点说明
• pH介于0-14之间 • [H+] 大于1mol/L，用[H+]表示溶液的酸碱
12
思考：溶液酸碱性与pH有什么关系
[H+] 10-1 10-2 10-4 10-6 10-7 10-8 10-10 10-12 10-14
[OH-] 10-13 10-12 10-10 10-8 10-7 10-6 10-4 10-2 100
pH 1 2 4 6 7 8 10 12 14
酸
酸性增强
➢ 溶液酸碱性的另一种表示方法的pH值
pH = -lg[H+]
（-lg10-a=a）
10
计算下列溶液OH-、pH值
[H+]=1×101mol/L
[H+]=1×102mol/L
[H+]=1×103mol/L
[H+]=1×104mol/L
[H+]=1×105mol/L
[OH-]=1×10-13mol/L • 1 [OH-]=1×10-12mol/L • 2 [OH-]=1×10-11mol/L • 3 [OH-]=1×10-10mol/L • 4 [OH-]=1×10-9mol/L • 5 [OH-]=1×10-8mol/L • 6 [OH-]=1×10-7mol/L • 7
液pH的物质称为酸碱指示
剂
18
酸碱指示剂
19
常用的酸碱指示剂
指示剂
甲基橙 甲基红 石蕊 酚酞
变色范围
3.1-4.4 4.4-6.2 5.0-8.0 8.2-10
颜色 酸色-碱色 红色-黄色 红色-黄色 红色-蓝色 无色-红色
20
pH试纸
21
pH计
22
第五章 电解质溶液
ELECTROLYTE SOLUTION
1
一、水的质子自递反应和水溶液的酸碱性
（一）水的质子自递反应
H+
H2O + H2O ⇌OH− + H3O+
发生在同种溶剂分子之间的质子传递作用， 称为质子自递反应（水的解离反应）。
2
第三节 水溶液中的质子转移平衡
一、水的质子自递反应和水溶液的酸碱性
•在任何水溶液中H3O+和OH−都同时存在！
•Kw在一定温度下是定值！
思考： [OH−] =1×10−7mol/L， [H3O+] =？
4
二、水的解离
水的电离方程式 H2O ⇌ OH− + H+
25℃，1L纯水中只有1×10-7mol的水发生电离 那么OH− 、 H+浓度分别是多少？ [H+]=[OH−]=1×10-7mol/L 那么[H+][OH−]=？
5
计算
• [OH−]=1×10-8mol/L ，求[H+]
• [H+]=1×10-5mol/L ，求[OH−]
• [OH−]=1×10-6mol/L ，求[H+]
• 1×10-6mol/L • 1×10-9mol/L • 1×10-8mol/L
6
根据表格5-2，温度与Kw什么关系？
• 常数：温度不变，其值不变 • 水的电离是吸热反应，离子积随温度升高
pOH 13 12 10 8 7 6 4 2 0
16
pH与人体
• 人体体液pH维持在7.35-7.45之间 • pH＞7.45，碱中毒 • pH＜7.35，酸中毒
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酸碱指示剂
• 有一类化合物，在不同的
酚 酞
pH溶液中呈现不同的颜色
，可利用其颜色的变化来
判断溶液的酸碱性，这种
借助颜色的改变来指示溶
增大还是减小
H2O ⇌ OH− + H+
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二、溶液的酸碱性和pH
H2O ⇌ OH− + H+ • 纯水显酸性、碱性还是中性？ • 纯水中[H+] 、 [OH−] 什么关系？
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二、溶液的酸碱性和pH
溶液的酸碱性与[H+] 、 [OH−] 的关系
常 中性溶液 [H+] =1×10−7mol/L = [OH−] 温 酸性溶液 [H+] ＞ 1×10−7mol/L ＞ [OH−] 下
碱性溶液 [H+] ＜ 1×10−7mol/L ＜ [OH−]
水溶液中: [H+] 越大，酸性越强，碱性越弱。 [OH−]越大，碱性越强，酸性
越弱。 9
二、溶液的酸碱性和pH
溶液酸碱性可以用[H+] 或 [OH−]表示 1mol/L的盐酸溶液与1mol/L的硫酸溶液谁的酸性强？
当[H+] 或 [OH−] 浓度较低，如[H+] =1×10−12mol/L，这 种表示方法不够方便
性 • [OH-]大于1mol/L ，用[OH-]表示溶液的酸
碱性
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pOH
pOH = －lg[[OH−] 常温时 pH + pOH = 14 [H+] 10-1 10-2 10-4 10-6 10-7 10-8 10-10 10-12 10-14
[OH-] 10-13 10-12 10-10 10-8 10-7 10-6 10-4 10-2 100
（一）水的质子自递平衡
H+
H2O + H2O ⇌OH− + H3O+
K
[H3O ][OH ] [H2O]2
水的离子积常数 Kw= [H3O+][OH−]
Kw适用于
纯水和稀溶液体系
[H3O+]与[OH‾]可互求
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第三节 水溶液中的质子转移平衡
常温 Kw= [H3O+][OH−]= 1.0×10−14