水溶液(酸碱平衡)
第五章水溶液中酸碱平衡和配位平衡-1
例2 纯苯的凝固点为5.40℃，0.322g萘溶于80g苯，配 制成的溶液的凝固点为5.24℃。已知苯的K凝值为5.12， 求萘的摩尔质量。
i c R T
Tb K b m i Tf K f m i
强电解质溶液浓度越低，越接近于“全部电离”？
强电解质溶液中的离子氛
溶解机理
离子氛
总结
稀溶液的依数性
• 只与溶液浓度有关，与溶质种类无关； 只与溶液浓度有关 与溶质种类无关； • 根本原因是溶液比纯溶剂蒸气压下降；
•桑拿为什么பைடு நூலகம்(缺氧)? 为什么夏天的雨天叫桑拿天?
• 凝固--温度降低，液体分子平均动能下降，分子间
滑动停止，失去流动性形成固体；发生凝固的温度 为该物质的凝固点；
• 熔化--温度升高，固体变成了液体；对应的温度为 该物质的熔点。 • 物质熔点的高低主要取决于物质内部微粒之间的 相互作用力--范德华力、氢键； • 升华--直接由固态变为气态的过程； • 凝华--气态分子也会撞击固体的表面并在其表面停
第5章 水溶液中的酸碱和配位平衡
上海交通大学化学化工学院 大学化学教研室
学习目标
• 了解水的结构和性质； • 掌握水的相图、稀溶液的依数性： 掌握水的相图 稀溶液的依数性 蒸汽压下降（水的饱和
蒸气压、相对湿度）、沸点升高、凝固点下降、渗透压
• 熟悉各种酸碱理论对于酸 熟悉各种酸碱理论对于酸、碱的定义及弱电解质解离 碱的定义及弱电解质解离 平衡的计算，能够用合适的公式计算各种体系的pH值； • 掌握缓冲溶液的组成、原理和计算； 掌握缓冲溶液的组成 原 和计算 • 熟练掌握各种体系下沉淀的生成、溶解及沉淀平衡的 移动； • 掌握配位化合物结构，简单认识配位平衡；
酸碱平衡及其PH值计算
c(H 3O ) c(NH 3 )
c(
NH
4
)
5.6
1010
HS- + H2O
H3O+ + S2-
K
a
(HS
)
c(H 3O ) c(S c(HS )
2
)
7.1 1015
K
a
越大，酸的强度越大,由
K
a
(HAc)
＞
K
a
(NH
4
)
＞
K
a
(HS
由二级平衡: HS平衡浓度: 1.1 10-4
H+ + S2-
1.1 10-4
y
K1/K2>102 可做一元
弱酸处理
Ka2 = [H+][S2-]/[HS-] = 7.1 10-15 y = Ka2 = [S2-] = 7.1 10-15
酸根离子浓度 近似等于二级
电离常数
结论:
多元弱酸中,若K1K2K3…,通常K1/K2>102,求[H+] 时, 可做一元弱酸处理。
加入1滴(0.05ml) 1mol·L-1 NaOH
50ml纯水pH = 7
pH = 3
pH = 11
50mLHAc—NaAc
[c(HAc)=c(NaAc)=0.10mol·L-1]
pH = 4.74
pH = 4.73
pH = 4.75
缓冲溶液：具有能保持本身pH值相对稳定性能的溶液 (也就是不因加入少量强酸或强碱而显著改变pH值的溶液)。
称为碱的解离常数。K
b
越大，碱的强度越大。一
水溶液平衡知识点总结
水溶液平衡知识点总结一、酸碱平衡1. 酸碱的定义酸碱是化学中常见的概念。
根据布朗斯特德酸碱理论，酸是能够给出质子（H+）的物质，而碱是能够接受质子的物质。
根据路易斯酸碱理论，酸是能够接受电子对的物质，而碱是能够给出电子对的物质。
2. 酸碱中的pH值在水溶液中，pH值是描述酸碱性的指标。
pH值的定义是负对数形式的氢离子浓度，通常在0到14的范围内。
pH值小于7表示溶液是酸性的，而pH值大于7表示溶液是碱性的。
pH值等于7表示溶液是中性的。
3. 酸碱中的离子平衡在水溶液中，酸碱反应会导致离子的生成和消耗。
例如，强酸会把水分子中的质子释放出来，形成氢离子（H+），而碱会接受氢离子并形成氢氧根离子（OH-）。
酸碱中的离子平衡是描述溶液酸碱性质的重要概念。
4. 酸碱中的平衡常数酸碱中的平衡常数（Ka和Kb）是描述酸碱反应强弱的指标。
Ka是酸的解离常数，描述酸在水溶液中的解离程度。
Kb是碱的电离常数，描述碱在水溶液中的电离程度。
平衡常数越大，表示酸碱反应越倾向于向右进行。
二、络合平衡1.络合物的定义络合物是指由中心金属离子和一个或多个配体（通常是有机分子）形成的化合物。
络合物在生物体内发挥着重要的作用，比如血红蛋白中的铁离子和配体之间就形成了络合物。
2.络合物的平衡在络合反应中，络合物通常会形成动态平衡。
络合反应的平衡常数（Kf）描述了络合物的形成程度和平衡状态。
Kf越大，表示络合物的形成程度越高。
3.络合物的溶解度平衡络合物的溶解度平衡是描述络合物在水溶液中的溶解程度和稳定性的概念。
络合物的溶解度和离解程度会受到络合平衡和酸碱平衡的影响。
三、溶解度平衡1.溶解度的定义溶解度是描述固体在溶液中溶解的程度。
通常用溶解度积（Ksp）来表示。
Ksp是固体溶解度的平衡常数，描述了固体溶解在水溶液中的程度和平衡状态。
Ksp越大，表示固体溶解程度越高。
2.共沉淀与共沉淀平衡在溶解度平衡中，当两种离子在溶液中的产生共沉淀时，称为共沉淀反应。
溶液中化学平衡(1)-酸碱电离平衡
K
a1
K
b3
K
a2
K
b2
K
a3
K
b1
K
w
22
Kb3
KW Ka1
1.0 1014 7.6 103
1.31012
K
a2
K
b3
23
3. 解离度和稀释定律
K a，K b是在弱电解质溶液体系中的一种平衡常数，不受浓度影
响，而浓度对解离度有影响，浓度越稀，其解离度越大。
如果弱电解质AB，溶液的浓度为c0，解离度为α。
HAc + OHNaAc的水解反应
H2O + Ac-
H2O + Ac- HAc + OH-
酸碱反应总是由较强的酸与较强的碱
作用，向着生成相对较弱的酸和较弱
的碱的方向进行。
12
4.2.2 酸碱的相对强弱
1.水的离子积常数
作为溶剂的纯水，其分子与分子之间也有质子的传递
H2O +H2O
H3O+ + OH-
例如0.10mol.L-1HAc的解离度是1.32%， 则溶液中各离子浓度是 c (H+)=c (Ac-)
=0.10×1.32%=0.00132mol.L-1。
2
4.1.2 活度与活度系数
强电解质的解离度并没有达到100%。这 主要是由于离子参加化学反应的有效浓度要 比实际浓度低。 离子的有效浓度称为活度。
a3
c(H )c(PO43 ) c(HPO42 )
4.4 1013
三种酸的强度为：H3PO4 ＞H2PO4- ＞HPO42--
20
21
磷酸各级共轭碱的解离常数分别为：
水溶液中的离子平衡知识点总结
水溶液中的离子平衡知识点总结在一定条件下，水分子自身也会发生电离，形成氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-），这个过程称为水的电离平衡。
水的电离常数（Kw）是描述这个平衡的常数，它等于氢离子浓度和氢氧根离子浓度的乘积，即Kw=[H+][OH-]。
2、pH值和酸碱性：pH值是衡量溶液酸碱性的指标，它等于负的以10为底的氢离子浓度的对数，即pH=-log[H+]。
pH值越小，溶液越酸；pH值越大，溶液越碱。
中性溶液的pH值为7.3、酸碱指示剂：酸碱指示剂是一种能够根据溶液酸碱性变化颜色的物质。
常见的酸碱指示剂有酚酞、甲基橙、溴甲酚等。
4、酸碱反应：酸和碱在一定条件下可以发生中和反应，生成盐和水。
酸和碱的强弱可以通过它们的电离程度和pH值来判断。
强酸和强碱的电离程度高，pH值低；弱酸和弱碱的电离程度低，pH值高。
5、酸碱滴定：酸碱滴定是一种通过滴加一种酸或碱来确定另一种酸或碱浓度的方法。
滴定过程中使用的指示剂可以根据溶液的酸碱性变化颜色，从而确定滴定终点。
常见的酸碱滴定有酸度计滴定和碱度计滴定。
6、酸碱平衡的影响因素：影响酸碱平衡的因素包括温度、浓度、溶液中其他离子的影响等。
在一定条件下，这些因素可以改变酸碱平衡的位置和强度。
水的离子积Kw是指在特定温度下水中[H+]和[OH-]浓度的乘积，当温度为25℃时，[H+]和[OH-]的浓度均为10mol/L，因此Kw的值为1×10^-14.Kw只与温度有关，温度一定则Kw值不变。
Kw不仅适用于纯水，也适用于任何溶液，包括酸、碱和盐。
水电离具有可逆、吸热和极弱的特点。
外界因素会影响水电离的平衡，包括酸、碱、温度和易水解的盐。
酸、碱会抑制水的电离，易水解的盐会促进水的电离。
而温度则会促进水的电离，因为水的电离是吸热的。
溶液的酸碱性可以用pH值来表示，pH=-lgc[H+]。
pH值可以通过酸碱指示剂和pH试纸来测定。
酸碱指示剂包括甲基橙、石蕊和酚酞，它们的变色范围分别为3.1~4.4、5.0~8.0和8.2~10.0.pH试纸的使用方法是将玻璃棒蘸取未知液体在试纸上，然后与标准比色卡对比即可。
分析化学4-2(2)
H+ +AH + + OH -
质子条件: [H+] = Ca + [OH-]
[H ]2 C[H ] Kw 0
精确式
[H ] Ca Ca2 4Kw 2
当Ca ＞ 10-6 mol/L，忽略水的解离
[H ] Ca
近似式***
例 计算2×10－7mol/LHCl溶液的pH
解： 由于浓度很稀，由（3－10）式得
解一元二次方程即可。
H Ka Ka2 4Ca Ka 2
一元弱酸(HA)的[H+]的计算
精确表达式 [H ] Ka[HA] Kw
若: Kac≧20Kw
c/Ka≧400（即忽略HA的解离)
则ca-[H+]≈ca
得最简式:
[H ] Kaca
对于极弱极稀的酸溶液
由于CaKa<20Kw ，因此不能忽略水离解出来的H+ ， 即 Kw 项不能忽略。
第三节 水溶液中酸碱平衡的处理方法
1.物料平衡(MBE):各型体的平衡浓度之和等于其 分析浓度.
2.电荷平衡(CBE): 溶液中正离子所带正电荷的总 数等于负离子所带负电荷的总数.(电中性原则)
3.质子条件(PCE): 溶液中酸失去质子的数目等于 碱得到质子的数目.
1.物料平衡方程，简称物料平衡 用MBE表示。在一个化学平衡体系中，某
酸型
碱型
零水准
零水准
得质子产物
失质子产物
质子条件式: [H+] = [A-] + [OH -]
例2：Na2HPO4溶液水溶液的质子条件式
得失质子数示意图：
[H+]＋[H2PO4－]+ 2[H3PO4]=[ OH-]+[PO43-]
水溶液中的酸碱平衡.
注意：多元酸、碱的离解常数的Ka、
Kb对应关系
H3PO4
H2PO4 - + H+
Ka1
Kb3
H2PO4-
HPO42- + H+
Ka2
Kb2
HPO42-
PO43- + H+
Ka3
Kb1
多 元 酸 碱 在 水 中 逐 级 离 解 ， 强 度
概念和关系式：
（ a ）“共轭酸碱对” ：因一个质子的得失 而互相转变的每一对酸碱。
（ b）“酸碱半反应” ：各个共轭酸碱对的 质子得失反应。
例如：弱酸、弱碱的离解以及盐类的水解等等。
醋酸在水中的离解：
半反应1 HAc（酸1）
Ac- （碱1） + H+
半反应2 H+ + H2O（碱2）
H3O+（酸2）
HAc（酸1） + H2O （碱2）
H3O+（酸2） + Ac- （碱1）
共轭酸碱对
氨在水中的离解：
半反应1 半反应2
NH3（碱1）+ H+ H2O（酸2）
NH4+（酸1） OH-（碱2）+ H+
NH3（碱1） + H2O （酸2）
OH- （碱2） + NH4+ （酸1）
共轭酸碱对
（c）水的质子自递反应及其常数 水溶液中
0.064mol / L
2.3 多元酸溶液
H2C2O4
HC2O4-+ H+
HC2O4-
C2O42- + H+
第二节 水溶液中弱酸(碱)各型体的分布
1
1 [ Ac ]
[H
[H
]
a
] K
[ HAc ]
Ac
HAc
1
说 明
(1)
从上式知，已知HAc酸的pH和cHAc，
便可求出HAc, A-, [HAc], [A-]
(2)
计算不同pH值时的HAc和A- ，以为 通过控制溶液的酸度可得到所需的型
纵坐标，pH为横坐标，可得-pH曲线。
型体的实际浓度称为平衡浓度。 单位：mol.L-1 表示：[ ] 例如：[HAc]
3. 分析浓度与平衡浓度的关系
溶质各型体的平衡浓度之和等于其分析
浓度。 例如：当溶质HAc与溶剂间发生质子转 移反应达到平衡时，溶质HAc则以HAc 和Ac－两种型体存在。此时HAc和Ac－的 实际浓度称为HAc和Ac－的平衡浓度。那 么： cHAc =[HAc]+[ Ac－ ]
第二节
水溶液中弱酸(碱)各型体的分布
一、处理水溶液中酸碱平衡的方法
（一）分析浓度和平衡浓度 1. 分析浓度：
指单位体积的溶液中含有某种溶质的 物质的量。 包括：已离解的溶质的浓度和未离解溶质 的浓度。 单位：mol.L-1 表示：c
2. 平衡浓度
指平衡状态时，溶液中溶质存在的各种
PBE：[H2PO4- ]+2[H3PO4 ]+[H+]=[NH3]+[PO43- ]+[OH-]
练习：写出下列物质的质子条件式。 (1)NH4CN (2)Na2CO3 (3)(NH4)2HPO4
解： (1) [H+] + [HCN] = [NH3] + [OH-] (2) [H+] + [HCO3-] +2[H2CO3]= [OH-]
水溶液中酸碱平衡和配位平衡
K K sp, AgCl
sp, AgI
C Ag
C C Cl
I
CCl CI
K
sp
(AgCl)
K
sp
(AgI)
2.1106
沉淀转化旳应用--永久硬度旳消除
CCa2 • CSO42 Q K sp
Q’<Ksp,溶解
+
Na2CO3 CO32 2Na
CCa2 • CCO32 Q K sp
K sp , Fe(OH)3
2.64 1039
K sp , Mg(OH)2
5.611012
Fe(OH)3开始沉淀
[OH ] 3
K sp , Fe(OH)3 [Fe3 ]
3
2.64 1039 0.1
2.981013 mol dm3
Fe(OH)3沉淀完全
[OH ] 3
K sp , Fe(OH)3 [Fe3 ]
1.42x1017 3.76x108, 0.01
pH=14+pOH=14+lg3.76x10-8=6.58,
阐明中性溶液会形成Pb(OH)2沉淀，所以配制Pb(NO3)2 溶液应加入少许酸。
• （2）要求溶液Pb2+浓度不大于10-10 mol dm-3，则处
理1 dm-3含0.01mol 少克NaOH？
乙二胺
氨基乙酸根 草酸根
乙二胺四乙酸根
单齿(基)配体和多基配体 • 单齿(基)配体:一种配体中有 一种原子与中心离子 形成配位键 • 多基配体:一种配体中有两个以上原子与中心离子 形成配位键，如乙二胺：
5.3.3溶度积规则——判断沉淀旳生成和溶解
Q CAm n • CBn m
K sp o [ Am ]n •[B n ]m
酸碱混合ph规律与应用
酸碱混合ph规律与应用水溶液中的酸碱平衡是最基本的物理和化学知识，也是它的应用范围最为广泛的一部分。
它的主要原理是由H+和OH-的相互变化，导致溶液的酸碱度有所变化，从而影响溶液的pH值。
掌握酸碱反应规律，可以更好地理解溶液中物质的组成，以及它们如何相互作用。
首先，溶液中的酸碱反应规律如下：强酸和强碱在混合反应中互相结合，如HCl和NaOH，得到盐和水；弱酸和强碱在混合反应中互相结合，如HCOOH和NaOH，得到盐和水；强酸和弱碱发生电离反应，如HCl和NH3，得到盐和水；弱酸和弱碱发生缔合反应，如HCOOH和NH3，得到氨基酸和水。
其次，溶液中的pH值受酸碱反应的影响，其大小受到相应的H+和OH-的影响。
凡是溶液中的H+度大于OH-度，该溶液的pH值就小于7，此时该溶液呈酸性；而当溶液中的H+度小于OH-度时，该溶液的pH值就大于7，此时该溶液呈碱性。
当溶液中的H+度等于OH-度时，该溶液的pH值就等于7，此时为中性。
此外，在酸碱反应中，H+OH-度还会发生变化，从而影响溶液的pH值变化。
再次，在酸碱反应中，也存在抵消原理，即相同量的H+OH-以完全相互抵消，在溶液中的浓度不发生变化。
比如，当HCl和NaOH混合反应时，得到NaCl和H2O，但H+OH-浓度仍保持不变。
最后，酸碱混合溶液的应用也是无穷无尽的。
例如，在医学检验中，检测血液中酸碱混合溶液的pH值，可以了解人体健康状况；另外，微生物培养是实验室常见的一种实验，而利用酸碱混合溶液调节培养液的pH值，也是必不可少的工作步骤。
此外，用酸碱混合溶液还可以用于家用电器的清洗和防锈处理，如锅碗瓢盆的清洗，金属材料的防锈处理等。
同时，酸碱混合溶液也常用于给水池里添加消毒剂，以及室内水池深度清洗时以净化池底污物。
总之，掌握酸碱混合溶液的反应规律，可以使我们更好地理解溶液的特性，实现调整溶液的pH值，以应用于日常生活中的各种领域。
溶液反应中的四大平衡
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11
② 酸度计 利用原电池的电动势与pH的关系，将两电极
插入待测液构成原电池，通过测定电池的电 动势，决定溶液的pH——可定量。 ③ 酸碱滴定
如对酸性溶液，用已知浓度的标准碱液滴定， 即向酸性溶液滴入碱液，溶液则由酸性逐渐向 碱性转化，指示剂则由酸色转化为碱色，溶液 颜色一变化就停止滴碱，由标准碱液的消 耗量→原溶液中的H+浓度→可定量溶液的pH。
蒸发，因为溶剂量的变化，引起的酸(或碱)和
盐的浓度同比变化，故不会引起溶液酸度的变
化。
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[例] 缓冲液的组成为1.0M的NH3·H2O和1.0M的NH4Cl， 求：（1）缓冲液的pH；
（2）向50ml缓冲液加入浓度为1.0M的NaOH溶
[H ] cH Ka
K
2 a
4Kac0
2
或
Ka
K
2 a
4Kac0
2c0
可见，溶液的酸性与酸的初始浓度c0和酸常数
Ka的大小有关。若Ka很小，则：
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cH Kac0 ,
摩尔浓度 0.1mol·dm-3 0.08mol·dm-3 0.03mol·dm-3 0.01mol·dm-3 0.001mol·dm-3
K
2 b
4Kbc0
2
Kbc0
或
Kb
K
2 b
4Kbc0
Kb
2c0
c0
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19
4.同离子效应与缓冲溶液
☆同离子效应
由于共同离子的影响，使电解质电离度降低
的现象。这是因为共同离子的加入，破坏了原
平衡，造成平衡逆向移动。如向氨水加入y mol
水溶液的酸碱性与pH值
水溶液的酸碱性与pH值水溶液的酸碱性是指溶液中酸碱物质的浓度和性质所致。
酸碱性的浓度和性质可以通过pH值来表示。
本文将探讨水溶液的酸碱性和pH值之间的关系，以及pH值在日常生活中的应用。
一、酸碱性的定义和测定酸碱性是指溶液中氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-）的浓度，溶液中存在较多H+离子则为酸性，存在较多OH-离子则为碱性。
酸碱性可以通过pH值来进行测定。
pH值是指溶液中H+离子浓度的负对数值，公式为：pH = -log[H+]。
pH值的范围从0到14，7为中性。
当pH值小于7时，溶液呈酸性；当pH值大于7时，溶液呈碱性。
pH值的具体数值越小，溶液越酸性；数值越大，溶液越碱性。
二、酸碱指示剂的应用酸碱指示剂是一种可以通过颜色变化来判断溶液酸碱性的化学物质。
常用的酸碱指示剂有酚酞、甲基橙、溴蓝等。
这些指示剂在不同pH值下会显示不同的颜色。
例如，酚酞指示剂在酸性溶液中呈现红色，在碱性溶液中呈现黄色。
我们可以利用这种颜色变化来判断溶液的酸碱性。
三、水溶液的酸碱性对环境和生物的影响水溶液的酸碱性对环境和生物都有一定的影响。
在工业生产中，一些废水或废气会产生酸性物质，如果排放到自然环境中会对土壤、水源和生态系统造成严重的污染。
另外，在生物体内也存在一些对酸碱度敏感的生物酶和催化剂。
一些酶只能在特定的pH条件下发挥作用，偏离其适宜的pH范围会导致酶的活性下降甚至失活。
因此，维持生物体内恒定的酸碱平衡对于生物体的正常功能至关重要。
四、调节水溶液的酸碱性为了维持水溶液的酸碱平衡，我们可以通过一些方法来调节溶液的酸碱性。
一种常用的方法是添加酸碱缓冲剂。
酸碱缓冲剂是一种能够抵抗溶液pH值变化的物质。
它们能够吸收或释放H+离子，阻止pH值的剧烈变化。
常见的酸碱缓冲剂有碳酸氢盐和磷酸盐等。
另外，我们也可以通过稀释、溶液的配制和反应条件的调整来改变溶液的酸碱性。
五、pH值在日常生活中的应用pH值在日常生活中有许多应用。
化学水溶液的三大平衡
化学水溶液的三大平衡哎呀，今天咱们聊聊化学水溶液的三大平衡，真的是个有趣的话题。
听起来有点高深，不过别担心，我会用简单的方式给大家讲明白。
水溶液，顾名思义，就是在水里溶解的东西。
想想你喝的饮料，不就是水加上各种好东西吗？不过呢，水溶液可不是随随便便的，它里面有一些神奇的平衡，像是一场华丽的舞会，每个角色都得找到自己的位置。
咱们先来聊聊酸碱平衡吧。
这可真是个老生常谈的话题，但它真的很重要！酸和碱就像是水溶液中的“好朋友”，一个是咸咸的酸，一个是甜甜的碱。
你知道吗？它们在水里碰撞的时候，能产生一些奇妙的反应。
比如，咱们的胃里就有盐酸，帮助消化，可是如果太酸了，人可就受不了啦，像是火烧心一样。
想想看，如果我们喝了太多酸的东西，比如可乐，胃就会抗议，跟你说：“别再给我酸的了，我要休息！”而碱则是反过来的，它可以中和酸，让一切变得平衡，嘿，这就是酸碱平衡的魅力所在！说到这里，不禁让我想起那句老话：“和气生财”，保持好酸碱平衡，身体才会倍儿棒。
我们得聊聊离子平衡。
听起来是不是有点复杂？其实没那么可怕！离子就像是水溶液里的小精灵，个个忙得不可开交。
水中有钠离子、钾离子、钙离子等等，都是咱们身体的“好帮手”。
这些离子可不是随便来的，它们需要通过食物、饮水等途径进入我们的身体。
比方说，钠离子帮助调节体液，保证你不干渴，像是个勤勤恳恳的水管工；而钾离子则让你的心脏跳动得稳稳的，像个稳重的交响乐指挥。
可要是离子不平衡，那可就麻烦了，像是乐团里有人跑调，整个演出就糟了。
如果你运动过度，出汗太多，钠离子和钾离子都可能变得不足，结果就可能让你感到无力，甚至出现抽筋。
嘿，记得多喝水，补充电解质，保持离子平衡哦！就像那句俗话：“多一分热情，多一分幸福”。
咱们得说说渗透压平衡。
听着好像很高大上，其实就是水分子在水溶液里像是在跳舞一样，四处流动。
水分子总是想着往浓度低的地方移动，想要把整个舞池的气氛搞得平衡一些。
想象一下，盛夏的日子，大家都在海边玩水，水面平静如镜，大家都开心极了。
普通化学第七章酸碱平衡
HI > HBr > HCl > HF
H2Te > H2Se > H2S > H2O 普通化学
22
酸碱平衡
c) 含氧酸根的稳定性
由共轭酸的概念可知，酸根越稳定，它结合 H+重新 生成共轭酸的趋势就越小，酸的强度就越大。酸根的负 电荷分布得越好，酸根的稳定性就越高。如： 酸强度顺序: HOCl < HClO2
21
酸碱平衡
b) 键的强度
提供质子的能力还决定于 HX 键的强度， HX 键 越弱，H+越容易解离出来。HX键的强弱又决定于X的 半径，X的半径越大，HX键就越弱。如：
HF HCl HBr HI HO HS 键能(kJ· mol-1): 酸强度顺序： 565 431 366 299 463 338
N O 3.44 F 3.98 P 2.19 S 2.58 Cl 3.16
电负性：
3.04
同周期酸强度变化顺序：
NH3 < H2O < HF NH3 < PH3 H2O < H2S PH3 < H2S < HCl HF < HCl
但是对同族而言，酸强度变化顺序：
说明除电负性之外，还有其它影响因素。 普通化学
C M OH C [OH ] 2
-
2 M OH
4K w
普通化学
15
酸碱平衡
§4 酸碱在水溶液中的相对强度
酸或碱的强度是指它们给出质子或接受质子的能力 大小，这种能力越大，则酸或碱的强度越强。
酸或碱的强度不仅仅决定于酸碱本身给出质子或接 受质子的能力，同时也决定于溶剂接受或给出质子的能 力。因此，酸碱强度的比较必须选定同一种溶剂，最常 用的溶剂是水。 强酸和强碱在水溶液中完全电离，但只是少数；大 多数是弱酸和弱碱，它们只能在水溶液中部分电离，并 建立电离平衡。换句话说，酸碱平衡研酸碱平衡
四大平衡
最简式
例 3%的甲酸的密度= 1.0049 g/ cm3，其pH = 1.97， 问稀释多少倍后，甲酸溶液的电离度增大为稀释前的 10倍？ 分析：由甲酸的密度和溶质质量分数可求出甲酸的 物质的量的浓度；由pH值可求出[H+]，再由物质的 量浓度和[H+]，就可求出甲酸稀释前的电离度α1。 稀释后的电离度为10α1，但浓度变化不影响电离常 数，则可由稀释前后不同浓度数值所表达的电离常 数，求出稀释前后浓度的比值，即为所要稀释的倍 数。 117.8
1-1-6 酸碱平衡
一元弱酸
起始浓度 平衡浓度 c c-[H3O+]
Ki 与α 都能说明弱电解质的解离程度； 但α 与c有关，Ki 与c无关。
A(aq) + H3O+(aq) 0 [A] = [H3O+] 0 [H3O+] (忽略水的电离)
HA(aq) + H2O(l)
或：
c(1-α）
cα
Ka
2
cα
( c )
2
若(c)/Ki ≧500, 1-α≈1
[H3O+]2 Ka= ————— ≈ [H3O+]2 c-[H3O+]
c (1 )
c
2
1
c
2
[H 3O ]
[ H 3O ]
Ka
K a 4K ac 2
近似式 (c/Ka>500）
K a c c
H2O + NH3 ＝ NH4+ + OHHAc + H2O ＝ H3O+ + AcAl(H2O)63+ + H2O ＝ H3O+ + Al(H2O)5(OH) 2+
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。
水溶液中酸碱平衡
2
NH
4
Ca
Ca
2
2NH 3
H2
酸？
NH 3(g) HCl (g) NH 4Cl(s)
碱？
酸？
例2：水溶液中 HSO4- 酸？碱？ Na2CO3 碱？
②.碱被限制为氢氧化物：
过去认为：NH4+半径143pm， K+半径139pm， NH4OH应为强碱，但实际上氨水是弱碱，而且 从未分离出NH4OH。
K
θ a
数值的大小体现出弱酸的相对强弱
p284
一元弱酸溶液中 H+浓度的近似计算式：
cH
K
θ a
c HA
解离度 :
α
K
θ a
c HA
一元弱碱 BOH
解离常数通常用
K
θ b
表示
BOH ⇌ B OH
cOH
K
θ b
cBOH
α
K
θ b
c BOH
例：0.010mol•dm-3NH3（aq）在298K的解离度 为4.2%，求其 K bθ。
溶液酸性 溶液中性 溶液碱性
pH标度
为了方便指示水溶液的酸碱性，丹麦科学家
S.P.L.Sörensen在1909年提出pH标度。
定义：
pH lg[cH /cθ ]
简写为: 或:
pH lg[c H ] pH lg[H ]
例：某水溶液中[H+]=3.0×10-10 mol·dm-3,求其 pH值。
(Lewis酸碱电子理论 )
① 酸碱定义 凡是可给出电子对的分子、离子或原子团
化学管理--水溶液中的四大平衡
c0
0
0
c0－cHAc
cH+
cAc-
KaccH 0ccA Hc
c2 H
c0cH
cHKa
Ka24Kac0 2
KaΘ是酸式电离平衡常数
根据电离度的定义式，也可将KaΘ表示如下：
HAc === H+ + Ac-
t = 0 时 c0
0
0
平衡时 c0(1－α)
c0α
c0α
Ka
2 1
c0
1
K
a
c0
cH c0
[
cIn c
[
c HIn c
]
]
cIn (紫红色) cHIn(无色)
Ka cH
c
酸碱指示剂的变色范围 肉眼能观察到颜色变化的pH值范围
[HIn]:[In-] = 1中间颜色，此点称为理论变色点 [HIn]:[In-] ≥ 10 无色（酸色） [HIn]:[In-] ≤ 10 紫红色（碱色）
酸碱指示剂的变色范围：
pOHpKb
lgc0,(碱) c(盐)
例题：缓冲溶液的组成是1.00mol·L-3的NH3·H2O和 1.00mol·L-3的NH4Cl，求： 1）缓冲溶液的pH值； 2 ） 将 1.0cm31.00mol·L-3NaOH 溶 液 加 入 到 50.0cm3 该缓冲溶液中引起的pH值变化； 3）将同量的NaOH加入到50.0Cm3纯水中引起的pH 值变化。
(一 ). 电离平衡与酸碱平衡
电 表示弱电解质的电离程度 (α)
离 度
α = 已电离的电解质浓度 ×100%
电解质的原始浓度
弱电解质AmDn的电离反应：
AmDn == mAn+ + nDm-
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③强酸、强碱混合 a．恰好完全中和：pH＝7 [H＋]酸V酸－[OH－]碱V碱 ＋ b．酸过量：[H ]混＝ V酸＋V碱 [OH－]碱V碱－[H＋]酸V酸 － c．碱过量：[OH ]混＝ V酸＋V碱 Kw [H ]混＝ [OH－]混
＋
名师提示
(1)强酸(或强碱)溶液稀释后性质不会改变，
＋ －
解析
本题综合考查了水的电离平衡的影响因素，应从
温度、H＋浓度、OH－浓度对电离平衡的影响进行综合分 析。温度升高电离程度增大，[H＋]增大，但纯水中[H＋]＝ [OH－]；向水中加入KHSO4，H＋浓度增大，抑制水的电离； NaHCO3能水解，促进水的电离。
答案
C
考点2
中和滴定指示剂的选择及误差分析
1.指示剂的选择 (1)常用指示剂的变色范围
(2)常见滴定类型中指示剂的选择 ①强酸与弱碱滴定结果溶液呈酸性，可选用甲基橙为指 示剂(变色点pH＝4.4)；②强碱与弱酸滴定结果溶液呈碱 性，可选用酚酞为指示剂(变色点pH＝8.2)；③强酸与强碱 滴定结果为中性，两种指示剂均可。
2．中和滴定的误差分析 (1)原理 依据原理c(标准)· V(标准)＝c(待测)· V(待测)，所以c(待测) c标准· V标准 ＝ ，因c(标准)与V(待测)已确定，因此只要分 V待测 析出不正确操作引起V(标准)的变化，即分析出结果。
[答案] 不相同。醋酸溶液中水的电离程度大，NaOH 溶液和盐酸溶液水的电离程度相同。
即时训练1
水的电离过程为H2O ＋OH ，在不 H
＋
－
同温度下其平衡常数为Kw(25 ℃)＝1.0×10－14，Kw(35 ℃)＝ 2.1×10－14。下列叙述正确的是( )
A．c(H＋)随着温度的升高而降低 B．35 ℃时，纯水中[H ]>[OH ] C．向水中加入KHSO4溶液会抑制水的电离 D．向水中加入NaHCO3溶液会抑制水的电离
解析
若开始正确，滴定结束后平视时，读出的读数应
为正确读数；仰视时，将液面看低，使读数变大，最终得出 溶液的体积变大；俯视时，将液面看高，使读出的读数变 小，得出溶液的体积变小。
答案
A
规律技巧
方法攻略
溶液pH的计算 1．总体原则 (1)若溶液为酸性，先求[H＋]，再求pH＝－lg[H＋]。 (2)若溶液为碱性，先求[OH－]，再求[H＋]＝Kw/[OH－]， 最后求pH。
－1
，故pH＝6时溶液呈中性，此条件下，如果pH＝7，溶液
显碱性。
三、酸碱中和滴定 1．概念 利用酸碱中和反应，用已知浓度酸(或碱)来测定未知浓 度的碱(或酸)的实验方法。
2．实验用品 (1)仪器：酸式滴定管(如图A)、碱式滴定管(如图B)、滴 定管夹、铁架台、烧杯、锥形瓶。
(2)试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。 (3)滴定管的使用 ①酸性、氧化性的试剂一般用酸式滴定管，因为酸和氧 化性物质易腐蚀橡胶； ②碱性的试剂一般用碱式滴定管，因为碱易腐蚀玻璃， 致使玻璃活塞无法打开。
第三部分 必修2＋选修4
第八章 物质在水溶液中的行为
第1讲
水溶液
酸碱中和滴定
回归教材
考点导析
课堂演练
双基限时练
高考解读
考点预测
回归教材
夯实基础
一、水的电离 1．写出水的电离方程式H2O ＋＋OH－，ΔH>0。 H 2．水的离子积常数Kw＝[H＋][OH－]，室温下Kw＝ 1.0×10
2．类型及方法 (1)酸、碱溶液pH的计算方法。 ①强酸溶液：如HnA，设浓度为cmol· －1，[H＋]＝ L ncmol· －1，pH＝－lg[H＋]＝－lg(nc)。 L ②强碱溶液：如B(OH)n，设浓度为cmol· 1，[H ]＝ L 10－14 mol· －1，pH＝－lg[H＋]＝14＋lg(nc)。 L nc
－14
mol2· 2。 L
－
(1)适用范围：Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的水溶 液。 (2)影响因素：只与温度有关，当温度升高时，Kw会变 大。
1.水的离子积常数Kw＝[H＋][OH－]中H＋和OH－一定是水电 离出来的吗？为什么？
答案
－
不一定。水的离子积常数，实质上是溶液中的H＋
＋ －
和OH 浓度的乘积，不一定是水电离出的H 和OH 浓度的乘 积。任何水溶液都存在Kw＝[H ][OH ]。
＋ －
二、溶液的酸碱性与pH 1．溶液的酸碱性 溶液的酸碱性取决于溶液中[H＋]与[OH－]相对大小 [H＋]＝[OH－]，溶液呈中性； [H ]>[OH ]，溶液呈酸性，[H ]越大酸性越强； [H＋]<[OH－]，溶液呈碱性，[OH－]越大碱性越强。
＋ － ＋
2．溶液的pH (1)定义：pH＝－lg[H＋]。 (2)适用范围：[H＋]或[OH－]≤1.0mol· －1，pH的范围 L 0～14。 (3)意义：表示溶液酸碱性的强弱，pH越小，溶液酸性 越强，pH越大，溶液碱性越强。 25 ℃时，中性溶液pH＝7，酸性溶液pH<7，碱性溶液 pH>7(填“>”“＝”或“<”)。
3．实验操作(以标准盐酸滴定待测NaOH溶液) (1)滴定前的准备 滴定管：查漏→洗涤→润洗→装液→调液面→记录。 (2)滴定 左手控制酸式滴定管的玻璃活塞，右手摇动锥形瓶，眼 睛注视锥形瓶内溶液颜色变化，滴定终点时，记录标准液的 体积。
4．数据处理 将上述操作重复二至三次，求出用去标准盐酸的体积平 cHCl×VHCl 均值，根据c(NaOH)＝ 计算。 VNaOH
－
[答案] B
【互动探究2】 示剂？
若题中盐酸改为醋酸，应选择什么指
[答案] 醋酸滴定氢氧化钠溶液，达到终点时，溶液呈 碱性，应选择酚酞作指示剂。
即时训练2 用滴定管进行滴定时，若开始读数时，方 法正确，在滴定结束，读液体体积时，平视时读出溶液的体 积为nmL，仰视时读出溶液的体积为xmL，俯视时读出溶液 的体积为ymL，则x，n，y三者的关系正确的是( A．x>n>y C．y＝n>x B．y>n>x D．n>x>y )
－ ＋
＋
]，则二者物质的量浓度相同。
[答案] D
[归纳反思]
温度相同时，[H ](或[OH ])相同的酸(或
＋
－
碱)对水的电离抑制程度相同，且[H＋](或[OH－])越大，对水 的电离抑制程度就越大。
【互动探究1】
均为0.1mol· 1的NaOH溶液、盐酸、 L
－
醋酸中水电离出的[H＋]相同吗？为什么？
②H2SO4，③CH3COOH，④HCl，当由水电离出的[H＋]相 同时，以上四种溶液物质的量浓度由大到小的顺序是( A．③>①>④>② C．②>①＝④>③ B．③>④>①＝② D．③>①＝④>② )
[解析]由于水电离出的[H ]相等，则以上溶液中酸自身 电离出的[H＋]与碱自身电离出的[OH－]相等。由于 CH3COOH是弱酸，电离出相同浓度的H＋，CH3COOH溶液 的浓度最大，而H2SO4是二元强酸，其物质的量浓度最小。 盐酸和NaOH分别为一元强酸和一元强碱，若[H ]＝[OH
＋ ＋ －
]H2O通常忽略。
(3)水的离子积常数揭示了在任何水溶液中均存在水的电 离平衡，都有H＋和OH－共存，只是相对含量不同而已。并 且在稀酸或稀碱溶液中，当温度为25 ℃时，Kw＝[H＋]· －] [OH ＝1×10－14mol2· －2仍为同一常数。 L
2．影响水电离平衡的因素 (1)温度：由于水的电离吸热，温度越高，水的电离程度 越大，Kw越大，但仍为中性。 (2)酸、碱：在纯水中加入酸或碱，酸或碱电离出的H＋ 或OH ，会使水的电离平衡左移，从而抑制水的电离，但Kw 不变。
3.实验中滴定管和量筒的读数有何区别？
答案
二者的区别主要有两点：(1)滴定管0刻度在上
方，因此仰视读数，结果偏大，俯视读数，结果偏小；量筒 的最小刻度在下方，因此仰视读数，结果偏小，俯视读数， 结果偏大。(2)记录数据时，滴定管的读数应记录到小数点后 两位有效数字，如15.00mL；量筒的读数记录到小数点后一 位有效数字，如15.0mL。
3．pH的测定 (1)用pH试纸测定 把小块pH试纸放在表面皿(或玻璃片)上，用玻璃棒蘸取 待测液点在试纸的中部，试纸变色后，与标准比色卡比较来 确定溶液的pH。
名师提示
pH试纸使用时不能用蒸馏水润湿。
(2)用pH计测定 使用pH计能直接测定溶液的pH。
2.pH＝7的溶液一定呈中性吗？为什么？
－ ＋
(2)酸、碱混合溶液pH的计算 ①两强酸混合：直接求[H ]混，代入公式pH＝－lg[H ]混 计算。 [H ]1V1＋[H ]2V2 ＋ [H ]混＝ V1＋V2 ②两强碱混合：先求[OH－]混，再根据Kw＝[H＋]· －] [OH 计算，求[H ]混，由[H ]混求pH。 [OH－]1V1＋[OH－]2V2 － [OH ]混＝ V1＋V2
(2)常见误差 以标准酸溶液滴定未知浓度的碱(酚酞作指示剂)为例， 常见的因操作不正确而引起的误差有：
名师提示 ≠溶液呈中性。
(1)恰好中和＝滴定终点＝酸碱恰好完全反应
(2)在酸碱中和滴定误差分析中，要看清标准液与待测液 的位置。标准液在滴定管中与标准液在锥形瓶中产生的误差 情况相反。酸碱反应时，达到滴定终点溶液不一定呈中性。
酸稀释后pH增大，但不会超过7，碱稀释后pH减小，但pH 不会小于7。 (2)pH相同的强酸与弱酸(或强碱与弱碱)，稀释相同的倍 数，强酸(或强碱)pH变化大，弱酸(或弱碱)pH变化小。
【典例1】
答案
不一定。中性溶液是指[H ]＝[OH ]的溶液，常
＋
－
温时，Kw＝1×10－14mol2· －2，[H＋]＝[OH－]＝1×10－7mol· L L