3酸碱理论与解离平衡
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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
第三章 酸 碱 理 论和水的解离平衡和溶液的pH
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
完整版第6章酸碱理论与解离平衡习题及全解答
第 6 章酸碱理论与解离平衡习题及全解答1. 根据酸碱质子理论，判断下列物质那些是酸，那些是碱，哪些是两性物质，哪些是共轭酸碱对？——3+ 2- + ———HCN,H3AsO4,NH3,HS—,HCOO—,[Fe(H 2O)6] 3+，CO32-，NH4+，CN—，H2O，H2PO4—，ClO4—，HCO—, NH-NH2 (联氨)，[Zn(H2O)6]2+,PH3,H2S,C2Q2—,HF,HSQ— H2SQ答：酸：HCN, H3AsO4, [Fe(H 2O)6] 3+, NH 4+, H 2O, [Zn(H 2O)6]2+, H 2S, HF, H 2SO3, HS —, H 2PO4 —, HCO3—, HSO3—，H2O2 ———2——————碱：NH, CO3 ,CN ,ClO4 ,NHb-NH2, PH 3, C 2O4 , HCQQ , HS , H 2PQ , HCQ3 , HSQ3 ,H2O两性：HS , H 2PO4 , HCO3 , HSO3 ，H2O 共轭酸碱对：NH3-NH4+, HCO3 CO32 , HSO3H2SO3, HS H2S,HCN-CN2. 在酸碱质子理论中为什么说没有盐的概念？下列各物质是质子酸还是质子碱？指出它们的共轭物质。
3+ + 2Ac ,CCl 4,[Al(H 2O)6]3+,[Al(H 2O)4(OH)2]+,HC2O4 ,HPO42答：在酸碱质子理论中，盐也可以看作是离子酸或离子碱，故没有盐的概念。
2 3+ 23 2+酸：HC2O4 ,HPO42，[Al(H 2O)6]3+, ( 共轭碱：C2O42,PO43，[Al(H2O)5(OH)] 2+)+ 2+碱：Ac ,CCl 4,SO2,[Al(H 2O)4(OH)2] +, (共轭酸：HAc,[Al(H 20) 5(OH)] 2+)3. 根据酸碱质子理论：酸越强，其共轭碱就越 ________ ；碱越强，其共轭酸就越________ 。
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
酸碱解离平衡1问三种酸碱理论的要点及优缺点答酸碱
第8章酸碱解离平衡1、问三种酸碱理论的要点及优缺点。
答：（1）酸碱电离理论：酸：在水溶液中电离出的阳离子全部为H+的化合物称为酸。
碱：在水溶液中电离出的阴离子全部为OH-的化合物。
优点：对酸碱的认识上升到理论阶段；可以计算酸碱的pH值。
局限性：①只适用于水溶液体系，无法说明非水溶液中的酸碱问题；②酸碱仅限于中性化合物。
③碱仅指氢氧化物, 不能解释Na2CO3、Na3PO4等物质的碱性。
（2）酸碱质子理论：酸: 凡能给出质子（H+）的物质都是酸。
碱: 凡能接受质子（H+）的物质都是碱。
优点：扩大了酸碱范围，提出离子酸和离子碱；可以使酸碱pH值的计算更简单。
局限性：酸只限于质子酸，而把非质子酸如BF3等排斥在外.（3）酸碱电子理论路易斯酸: 凡是能接受电子对的物质都是酸, 因此又称为“电子对接受体”。
路易斯碱: 凡能给出电子对的物质都是碱，因此又称为“电子对给予体”优点：以电子对的给出和接受来定义酸和碱，使酸碱范围进一步扩大.，比电离理论和质子理论更全面、更广泛，是化学反应理论上的一个重大突破。
局限性：适用们面太广，酸碱的特征不明显；酸碱电子理论不能进行定量计算。
2、问同离子效应和盐效应的区别与联系。
答：1)同离子效应的产生是在弱电解质溶液中加入具有相同离子的强电解质；盐效应的产生是在弱电解质溶液中加入不含相同组成的强电解质。
2)同离子效应解离度大大降低, 影响很大; 而盐效应解离度稍稍增大, 影响较小;3)同离子效应和盐效应同时存在时, 不考虑盐效应。
4)要能计算同离子效应对解离度的影响；而盐效应不要求计算，只要求会讨论。
3、问怎样选择和配制缓冲溶液？答：1）选择合适的缓冲对。
尽可能选PKaΘ与所需pH值接近的缓冲对。
2）. 再调节缓冲比(C碱/C酸), 使缓冲溶液的pH达到所需pH值。
3）注意实用性。
所选缓冲系物质应稳定、无毒，不能与溶液中的物质发生反应。
第四章 解离平衡
4.4 缓冲溶液
1、水的离子积常数Kw
2、缓冲溶液 ①现象： 向纯水(pH=7.0)中加入少量酸或碱，pH值会发生显 著变化。而向HAc-NaAc混合液中加入少量酸或碱， 溶液的pH值几乎不变。 人体血液pH值控制在7.35-7.45范围内， 如果pH<7.3，发生酸中毒 如果pH>7.5，发生碱中毒。 正常生理条件下，虽然组织细胞在代谢过程中不断 产生酸性物质或硷性物质，进入体内的某些食物 （如醋）或药物也有酸性或碱性作用，但血液pH仍 保持在上述狭窄范围内。显然，血液中一定含有完 备的调节pH的机构——缓冲体系，血液是一种缓冲 溶液。
3、缓冲溶液[H+]的计算 公式推导见书P84-85
书P85-86：例4-10。
4、选择缓冲溶液的步骤 首先找出与溶液所需控制的pH值相近的pK 值的弱酸或弱碱。 一般(C弱酸 /C共轭碱)在0.1-10范围内具有缓 冲能力，故pH = pKa ±1。 选择的缓冲液不与反应物或生成物发生反应， 配制药用缓冲溶液时还应考虑溶液的毒性。
浓度为c的弱酸HB解离度α的近似值为 可见，弱酸或弱碱的浓度越稀，解离度越大。
二、多元弱酸、弱碱的解离平衡 含有一个以上可置换的氢原子的酸叫做 多元酸。多元酸的解离是分步进行的。
三、两性物质的解离平衡 1、两性物质：既可以给出质子又可以接受质 子的物质称两性物质，酸式盐、弱酸弱碱盐 和氨基酸等都是两性物质。 2、近似计算方法：
②缓冲溶液: 是一种能抵抗少量强酸、强碱和 水的稀释而保持体系的pH值基本不变的溶液。 缓冲溶液的抗酸、抗碱作用叫缓冲作用，组 成缓冲溶液的物质叫缓冲体系。 从酸碱质子论来看，缓冲溶液都是由弱酸及 其共轭碱组成的混合溶液。
③缓冲原理：
第03章酸碱解离平衡和缓冲溶液
HNO3＋H2O HNO3＋HOAc HNO3＋H2SO4
H3O+＋NO3H2OAc+＋NO3H2NO3+＋HSO4-
3、共轭酸碱对的Kaθ与Kbθ的关系
HA
H＋＋A－
K
θ a
[H ][A－]
HA
A－＋H2O
HA＋OH－
水的离 子积常
K
θ b
[HA][OH ] [A ]
[HA][OH [A ]
离子氛
+++
+
+
+ ++
+
离子对
离子氛与“离子对”示意图
结论 强电解质的离解是完全的，只是由于离子氛 和“离子对”的存在，才造成了强电解质不完 全解离的假象（实测离解度小于100%）。
实测解离度不是真正的解离度，称为表观 解离度
一些强电解质的表观解离度（298K，0.10mol·L-1）
强电解质 KCl ZnSO4 HCl HNO3 H2SO4 NaOH 表观解离度/% 86 40 92 92 61 91
碱1
HCl＋NH3
酸1 碱2
NH4+＋Cl－
酸
碱1
反应方向：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方向进行。
HCl＋NH3
酸1 碱2 强强
NH4+ ＋ Cl－
酸2 碱1 弱弱
5、拉平效应和区分效应 拉平效应：不同强度的酸(碱)被溶剂调整到 同一酸(碱)强度水平的作用。
HCl＋H2O===H3O+＋Cl－ HBr＋H2O===H3O+＋Br－ H2SO4＋H2O===H3O+＋HSO4－ HNO3＋H2O===H3O+＋NO3－ HClO4＋H2O===H3O+＋ClO4－
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Ka 与 pH 值接近、浓度较大、浓度差相差不大的一对共轭酸碱对。
2．0.40mol/L 丙酸溶液的 pH 是（Ka＝1.3×10－5）（ ）。 A．0.40
B．2.64
C．5.28
D．4.88
【答案】B
【解析】丙酸为弱酸，0.4mol/L 的丙酸溶液中的氢离子浓度为
[H ]
K
θ a
c0
1.3105 0.40 mol/L 5.2 106 mol/L
，用 NH3·H2O 和 NH4C1 配制
pH＝9.00 的缓冲溶液时，
＝（ ）。
A．5.6
B．0.56
C．1.8
D．3.6
【答案】B
【解析】
pOH
pKb
(B)
lg
[
[B] BH
]
，
pOH
pH
14
，通过计算得
[B] [BH
]
＝0.56。
6．在 50mL 0.10mol·L－1 HAc 溶液中加入 1.36g NaAc·3H2O 晶体，假设溶液体积
【答案】C
【解析】pH＝5.00 的强酸中[H＋]＝10－5mol/L，pH＝13.00 的强碱溶液中[OH－]
＝10－1＝0.1mol/L，则等体积混合后，发生酸碱中和后，[OH－]
0.1 105
＝
0.049995 ，混合后溶液的 pH＝14－lg[OH－]
2
＝14－lg0.049995＝12.70。
12．在氨水中，溶入氯化铵后，则（ ）。
A．氨水的解离（电离）常数减小
B．氨水的解离常数增大
C．溶液的温度
D．HAc 的解离度
【答案】B
【解析】缓冲溶液的 pH 可由 Henderson-Hasselbalch 方程计算：
2．0.40mol/L 丙酸溶液的 pH 是（Ka＝1.3×10－5）（ ）。 A．0.40
B．2.64
C．5.28
D．4.88
【答案】B
【解析】丙酸为弱酸，0.4mol/L 的丙酸溶液中的氢离子浓度为
[H ]
K
θ a
c0
1.3105 0.40 mol/L 5.2 106 mol/L
，用 NH3·H2O 和 NH4C1 配制
pH＝9.00 的缓冲溶液时，
＝（ ）。
A．5.6
B．0.56
C．1.8
D．3.6
【答案】B
【解析】
pOH
pKb
(B)
lg
[
[B] BH
]
，
pOH
pH
14
，通过计算得
[B] [BH
]
＝0.56。
6．在 50mL 0.10mol·L－1 HAc 溶液中加入 1.36g NaAc·3H2O 晶体，假设溶液体积
【答案】C
【解析】pH＝5.00 的强酸中[H＋]＝10－5mol/L，pH＝13.00 的强碱溶液中[OH－]
＝10－1＝0.1mol/L，则等体积混合后，发生酸碱中和后，[OH－]
0.1 105
＝
0.049995 ，混合后溶液的 pH＝14－lg[OH－]
2
＝14－lg0.049995＝12.70。
12．在氨水中，溶入氯化铵后，则（ ）。
A．氨水的解离（电离）常数减小
B．氨水的解离常数增大
C．溶液的温度
D．HAc 的解离度
【答案】B
【解析】缓冲溶液的 pH 可由 Henderson-Hasselbalch 方程计算：
无机化学第6章酸碱理论与解离平衡
无机化学
6.2 弱酸弱碱的解离平衡
（2） 溶液的 ） 溶液的pH pH = -lgc(H3O+) pOH = -lgc(OH-) 298K的纯水中： 的纯水中： 的纯水中 KӨw = c(H+) c(OH-) = 1.0×10-14 × 等式两边同取负对数： 等式两边同取负对数： pKӨw = pH +pOH = 14.00
无机化学
6.1 酸碱理论
6.1.2 酸碱质子理论 (1) 定义 定义:
的分子或离子。 酸：凡是能释放出质子(H+)的分子或离子。 凡是能释放出质子 的分子或离子 碱：凡是能与质子(H+)结合的分子或离子。 结合的分子或离子。 凡是能与质子 结合的分子或离子 质子酸) 质子的给予体； 即：酸(质子酸 —— 质子的给予体； 质子酸 质子碱) 质子的接受体。 碱(质子碱 —— 质子的接受体。 质子碱 两性物质：既能给出质子又能接受质子的物质。 两性物质：既能给出质子又能接受质子的物质。
无机化学
6.1 酸碱理论
酸碱反应的实质是酸碱之间以共价配键相结合， 酸碱反应的实质是酸碱之间以共价配键相结合，生 是酸碱之间以共价配键相结合 成酸碱配合物的过程，并不发生电子转移。 成酸碱配合物的过程，并不发生电子转移。 H ∣ HCl + :NH3 → [H—N→H]+ + Cl∣ H F ∣ BF3 + :F- → [F—B←F]∣ F NH3 ↓ Cu2+ + 4:NH3 → [H3N→Cu←NH3]2+ ↑ NH3 无机化学
H+ (aq) + OH－(aq)
∅ KW = c(H3O+ ) ⋅ c(OH− )
1、水的质子自递反应是吸热反应，故水的离子积随 、水的质子自递反应是吸热反应， 温度的升高而增大。 的纯水中： 温度的升高而增大。298K的纯水中：c(H+) = c(OH-) 的纯水中 =1.0×10-7mol·L-1 × KӨw = c(H+) c(OH-) = 1.0×10-14 × 2、任何稀水溶液中同时存在H+和OH–，且 、任何稀水溶液中同时存在 KӨw = c(H+) c(OH-)
6.2 弱酸弱碱的解离平衡
（2） 溶液的 ） 溶液的pH pH = -lgc(H3O+) pOH = -lgc(OH-) 298K的纯水中： 的纯水中： 的纯水中 KӨw = c(H+) c(OH-) = 1.0×10-14 × 等式两边同取负对数： 等式两边同取负对数： pKӨw = pH +pOH = 14.00
无机化学
6.1 酸碱理论
6.1.2 酸碱质子理论 (1) 定义 定义:
的分子或离子。 酸：凡是能释放出质子(H+)的分子或离子。 凡是能释放出质子 的分子或离子 碱：凡是能与质子(H+)结合的分子或离子。 结合的分子或离子。 凡是能与质子 结合的分子或离子 质子酸) 质子的给予体； 即：酸(质子酸 —— 质子的给予体； 质子酸 质子碱) 质子的接受体。 碱(质子碱 —— 质子的接受体。 质子碱 两性物质：既能给出质子又能接受质子的物质。 两性物质：既能给出质子又能接受质子的物质。
无机化学
6.1 酸碱理论
酸碱反应的实质是酸碱之间以共价配键相结合， 酸碱反应的实质是酸碱之间以共价配键相结合，生 是酸碱之间以共价配键相结合 成酸碱配合物的过程，并不发生电子转移。 成酸碱配合物的过程，并不发生电子转移。 H ∣ HCl + :NH3 → [H—N→H]+ + Cl∣ H F ∣ BF3 + :F- → [F—B←F]∣ F NH3 ↓ Cu2+ + 4:NH3 → [H3N→Cu←NH3]2+ ↑ NH3 无机化学
H+ (aq) + OH－(aq)
∅ KW = c(H3O+ ) ⋅ c(OH− )
1、水的质子自递反应是吸热反应，故水的离子积随 、水的质子自递反应是吸热反应， 温度的升高而增大。 的纯水中： 温度的升高而增大。298K的纯水中：c(H+) = c(OH-) 的纯水中 =1.0×10-7mol·L-1 × KӨw = c(H+) c(OH-) = 1.0×10-14 × 2、任何稀水溶液中同时存在H+和OH–，且 、任何稀水溶液中同时存在 KӨw = c(H+) c(OH-)
6第六章 酸碱理论与解离平衡-2013
酸 共轭碱 质子
参考共轭酸碱对：H2O
酸+H2O H3O+ 共轭碱
Ka
c共轭碱
cH3O+
c酸
Ka>10，强酸
酸的质子传递常数 酸的解离常数 酸常数
HAc+H2O H3O+ +Ac- Ka 1.76 10-5
NH
+ 4
+H2O
H3O+ NH3 Ka 5.64 10-10
凡是能给出电子对的任何分子、离子或原子团称为碱， 如OH-、X-, :NH3, :CO, H2O: 等。
酸碱反应实质为酸碱间以配位键相结合，碱性物质提 供电子对，酸性物质接受电子对，以配位键的形 式形成酸碱加合物，如HCl、BF4-、Ag(NH3)2+等
三、Lewis电子酸碱理论
A + :B
A:B
cH+
Ka cHA cH+
Kw cH+
cH+ cHA c0
Ka cHA Kw
cA-
c0
c H
+
Kw cH+
c3 H+
Ka
c2 H+
(Ka
c0 +Kw )cH+
Ka
Kw
0
—精确式
c3 H+
Ka
c2 H+
(Ka
c0 +Kw )cH+
Ka
所以四者从强到弱依次是 HClO4>H2SO4>HCl>HNO3 。HAc 对四者有分辨效 应(区分效应)， HAc 是四者的分辨试剂； 而 H2O 对 四者有拉平效应， H2O 是四者的拉平试剂。
参考共轭酸碱对：H2O
酸+H2O H3O+ 共轭碱
Ka
c共轭碱
cH3O+
c酸
Ka>10，强酸
酸的质子传递常数 酸的解离常数 酸常数
HAc+H2O H3O+ +Ac- Ka 1.76 10-5
NH
+ 4
+H2O
H3O+ NH3 Ka 5.64 10-10
凡是能给出电子对的任何分子、离子或原子团称为碱， 如OH-、X-, :NH3, :CO, H2O: 等。
酸碱反应实质为酸碱间以配位键相结合，碱性物质提 供电子对，酸性物质接受电子对，以配位键的形 式形成酸碱加合物，如HCl、BF4-、Ag(NH3)2+等
三、Lewis电子酸碱理论
A + :B
A:B
cH+
Ka cHA cH+
Kw cH+
cH+ cHA c0
Ka cHA Kw
cA-
c0
c H
+
Kw cH+
c3 H+
Ka
c2 H+
(Ka
c0 +Kw )cH+
Ka
Kw
0
—精确式
c3 H+
Ka
c2 H+
(Ka
c0 +Kw )cH+
Ka
所以四者从强到弱依次是 HClO4>H2SO4>HCl>HNO3 。HAc 对四者有分辨效 应(区分效应)， HAc 是四者的分辨试剂； 而 H2O 对 四者有拉平效应， H2O 是四者的拉平试剂。
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+
第一节酸碱理论第二节弱酸弱碱的解离平衡第三节酸碱
例题
第三节 酸、碱溶液 H3O+ 或 OH- 浓度 的计算
一、一元弱酸溶液 H3O+ 浓度的计算 二、一元弱碱溶液 OH- 浓度的计算 三、多元酸溶液 H3O+ 浓度的计算 四、多元弱碱溶液 OH- 浓度的计算 五、两性物质溶液 H3O+ 浓度的计算 六、同离子效应和盐效应
基础化学中计算 H3O+ 浓度或
ceq (H3O+ ) ceq (HA ) 2ceq (A2) ceq (OH)
当 c(H2A)Ka1 (H2A) / c 20Kw 时，可以忽略 水的解离：
ceq (H3O+ ) ceq (HA ) 2ceq (A2)
如果又能同时满足
ceq (HA ) 2ceq (A2 )
c/c
（二）一元弱碱的解离平衡
在一元弱碱 A 溶液中，存在 A 与 H2O 之间 的质子转移反应：
A H2O
达到平衡时：
HA+ OH
Kb
(A)
[ceq (HA ) / c ][ceq (OH ) / c ceq (A) / c
]
一元弱碱的标准解离常数越大，它的碱性就 越强。
二、多元弱酸、弱碱的解离平衡
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 A2
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
酸碱质子理论扩大了酸和碱的范围，解决了
非水溶液和气体间的酸碱反应。但是酸碱质子理
论把酸碱只限于质子的给予或接受，不能解释没
20ceq (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]
6第六章 酸碱理论与解离平衡-2007
13
7
1
100℃纯水 Kw = 5.495×10 ℃
T↑
Kw ↑
pH的定义 的定义
c + /c pH = lg H c /c pK w = lg K w pOH = lg OH 令 14 根据 cH+ cOH = K w = 1.0 ×10 lg cH+ lg cOH = lg K w = 14 即 ∴ pH + pOH = pK w = 14 25℃纯水 pH = lg cH+ /c ＝ 7.00
K a2 K b1 = K w
共轭酸碱对K 共轭酸碱对 a 和Kb 的关系
H 3 PO 4 H 2 PO-4 HPO 24 H + +H 2 PO-4 K a1 H + +HPO 2- K a2 4 H + +PO34 K a3 PO3- +H 2 O 4 HPO 2- +H 2 O 4 H 2 PO-4 +H 2 O
HAc+NH 3 酸1 碱 2
NH + Ac 酸 2 碱1
+ 4 -
与Arrhenius电离理论相比 电离理论相比
Arrhenius水－离子理论把物质分为酸、碱、盐； 水 离子理论把物质分为酸、 质子酸碱理论把物质分为酸、 质子酸碱理论把物质分为酸、碱、非酸非碱物 并且酸、碱既可以是分子型的， 质，并且酸、碱既可以是分子型的，也可以是 离子型的。 离子型的。 离子论中的Na 为盐， 如：水－离子论中的 2CO3为盐，在质子论中 CO32-是碱，Na+是非酸非碱物质 是碱， 若某种物质在某一共轭酸碱对中为酸， 若某种物质在某一共轭酸碱对中为酸，在另一 共轭酸碱对中为碱，则称为两性电解质， 共轭酸碱对中为碱，则称为两性电解质，简称 两性物
7
1
100℃纯水 Kw = 5.495×10 ℃
T↑
Kw ↑
pH的定义 的定义
c + /c pH = lg H c /c pK w = lg K w pOH = lg OH 令 14 根据 cH+ cOH = K w = 1.0 ×10 lg cH+ lg cOH = lg K w = 14 即 ∴ pH + pOH = pK w = 14 25℃纯水 pH = lg cH+ /c ＝ 7.00
K a2 K b1 = K w
共轭酸碱对K 共轭酸碱对 a 和Kb 的关系
H 3 PO 4 H 2 PO-4 HPO 24 H + +H 2 PO-4 K a1 H + +HPO 2- K a2 4 H + +PO34 K a3 PO3- +H 2 O 4 HPO 2- +H 2 O 4 H 2 PO-4 +H 2 O
HAc+NH 3 酸1 碱 2
NH + Ac 酸 2 碱1
+ 4 -
与Arrhenius电离理论相比 电离理论相比
Arrhenius水－离子理论把物质分为酸、碱、盐； 水 离子理论把物质分为酸、 质子酸碱理论把物质分为酸、 质子酸碱理论把物质分为酸、碱、非酸非碱物 并且酸、碱既可以是分子型的， 质，并且酸、碱既可以是分子型的，也可以是 离子型的。 离子型的。 离子论中的Na 为盐， 如：水－离子论中的 2CO3为盐，在质子论中 CO32-是碱，Na+是非酸非碱物质 是碱， 若某种物质在某一共轭酸碱对中为酸， 若某种物质在某一共轭酸碱对中为酸，在另一 共轭酸碱对中为碱，则称为两性电解质， 共轭酸碱对中为碱，则称为两性电解质，简称 两性物
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A．AgCl 和 Ag(S2O3)23－ B．AgCl 和 S2O32－ C．Ag＋和 Cl－ D．Ag＋和 S2O32－ 【答案】D
8．下列各组酸的酸性排序错误的是（ A．HI＞HBr＞HCl＞HF B．HClO4＞H2SO4＞H3PO4＞H4SiO4 C．HNO3＞HNO2 D．H5IO6＞HIO4 【答案】D
6．HAc 在液氨和液态氢氟酸中分别是（ A．强酸和强碱 B．强酸和弱碱 C．弱酸和弱碱 D．弱酸和强碱 【答案】B
）。[中南大学 2013 研]
7．考虑下面反应：AgCl(s)＋2S2O32－(aq)→Ag(S2O3)23－(aq)＋Cl－(aq)。在反应中 起 Lewis 酸和 Lewis 碱作用的是（ ）。[厦门大学 2012 研]
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2BrF3 ƒ BrF4－＋BrF2＋
（2）根据溶剂酸碱理论可知，在 BrF3 溶剂中，能电离出 BrF4－的物质为碱，能电离
出 BrF2＋的物质为酸。BrF2AsF6 在该溶剂中
BrF2AsF6 ƒ BrF2＋＋AsF6－
）。[华南理工大学 2016 研]
3．将浓度均为 0.1mol·L－1 的下列溶液稀释一倍，其 pH 基本不变的是（ 南理工大学 2016 研]
A．NH4Cl B．NaF C．NH4Ac D．(NH4)2SO4 【答案】C
）。[华
4．下列物质的水解产物中既有酸又有碱的是（ A．Mg3N2 B．SbCl5 C．POCl3 D．NCl3
所以在 BrF3 溶液中 BrF2AsF6 的行为是酸。
2．试解释为何 H2S 水溶液的酸性比水强，液体 H2S 却比水难电离？[武汉大学 2013 研]
8．下列各组酸的酸性排序错误的是（ A．HI＞HBr＞HCl＞HF B．HClO4＞H2SO4＞H3PO4＞H4SiO4 C．HNO3＞HNO2 D．H5IO6＞HIO4 【答案】D
6．HAc 在液氨和液态氢氟酸中分别是（ A．强酸和强碱 B．强酸和弱碱 C．弱酸和弱碱 D．弱酸和强碱 【答案】B
）。[中南大学 2013 研]
7．考虑下面反应：AgCl(s)＋2S2O32－(aq)→Ag(S2O3)23－(aq)＋Cl－(aq)。在反应中 起 Lewis 酸和 Lewis 碱作用的是（ ）。[厦门大学 2012 研]
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2BrF3 ƒ BrF4－＋BrF2＋
（2）根据溶剂酸碱理论可知，在 BrF3 溶剂中，能电离出 BrF4－的物质为碱，能电离
出 BrF2＋的物质为酸。BrF2AsF6 在该溶剂中
BrF2AsF6 ƒ BrF2＋＋AsF6－
）。[华南理工大学 2016 研]
3．将浓度均为 0.1mol·L－1 的下列溶液稀释一倍，其 pH 基本不变的是（ 南理工大学 2016 研]
A．NH4Cl B．NaF C．NH4Ac D．(NH4)2SO4 【答案】C
）。[华
4．下列物质的水解产物中既有酸又有碱的是（ A．Mg3N2 B．SbCl5 C．POCl3 D．NCl3
所以在 BrF3 溶液中 BrF2AsF6 的行为是酸。
2．试解释为何 H2S 水溶液的酸性比水强，液体 H2S 却比水难电离？[武汉大学 2013 研]
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。
大学基础化学第三节 酸 碱 理 论
Ka(aq) pKa(aq) 共轭碱A－
5.9×10-2 1.4×10-2 6.9×10-3 6.3×10-4 1.8×10-4 1.7×10-5 4.5×10-7 6.2×10-8 4.7×10-11 2.4×10-12 1.0×10-14
1.23 1.85 2.16 3.20 3.75 4.76 6.35 7.05 10.33 12.32 14
(三) 酸碱的强弱关系
❖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。
❖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。
12
(三)、酸碱的强度
根据质子酸碱理论，酸或碱的强度是指它 们给出或接受质子的能力。在水溶液中，酸的 强度取决于将质子传递给水的能力，碱的强度 取决于碱从水中取得质子的能力。
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。
22
§3.4 水的解离平衡和溶液的pH
Dissociation equilibrium of Water and pH of Solution
23
一、水的解离平衡
水是一种既能接受质子，又能释放出质子的两 性物质。纯水的离解，实际上是质子的转移过 程。即：
33
[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-]
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pH范围
3.76~5.76 5.35~7.35 1.16~3.16 8.25~10.25 6.2~8.2 11.3~13.3
无机化学
湖南理工学院化学化工系
缓冲原理（缓冲对） 第六章：酸碱理论与离解平衡
HA(aq) H2O(l) 噲垐 垎垐 H3O (aq) A(aq)
较大量
少量
较大量
c(H3O )
无机化学
湖南理工学院化学化工系
6.3.2 缓冲溶液
第六章：酸碱理论与离解平衡
1900年，生物学家费恩巴赫（Fernbach)和
胡伯特（Hubert)
实验 （加入1滴）
0.05ml HCl 1mol·L-1
50ml 纯水 pH = 7 pH = 3
50mLHAc—NaAc
[c(HAc)=c(NaAc)=0.10mol·L-1]
0
0.10
x 0.10 + x
问题：C/K判据是否适用，为什么？
无机化学
湖南理工学院化学化工系
第六章：酸碱理论与离解平衡
x (0.10 x) 1.8105 0.10 x
0.10 ± x ≈ 0.10
x = 1.8×10-5 c(H+) = 1.8×10-5 mol·L-1
pH = 4.74，α = 0.018% 0.10 mol·L-1 HAc溶液：pH = 2.89，α = 1.3%
溶液中大量的A–与外加的少量的H3O+结合成HA，当达到新
平衡时，c(HA)略有增加，c(A–)略有减少，其浓度比 变 化不大，因此溶液的c(H3O+)或pH值基本不变。
无机化学
湖南理工学院化学化工系
6.3.3 缓冲溶液pH值的计第算六章：酸碱理论与离解平衡
⒈ 弱酸—弱酸盐：
例:HAc－NaAc，H2CO3—NaHCO3 HA(aq) H2O(l) 噲 垐 垎垐 H3O (aq) A (aq)
共同点：一对共轭酸碱
无机化学
湖南理工学院化学化工系
6.3 缓冲溶液
第六章：酸碱理论与离解平衡
常见的某些缓冲系
缓冲系
pKaΘ(25℃)
HAc-NaAc
4.76
H2CO3-NaHCO3 H3PO4-NaH2PO4 NH4Cl-NH3 NaH2PO4- Na2HPO4 Na2HPO4-Na3PO4
6.35 2.16 9.25 7.21 12.32
6.3 缓冲溶液
第六章：酸碱理论与离解平衡
6.3 缓冲溶液
6.3.1 同离子效应与盐效应 6.3.2 缓冲溶液及缓冲原理 6.3.3 缓冲溶液pH值的近似计算 6.3.4 缓冲容量和缓冲范围 6.3.5 缓冲溶液的配制
无机化学
湖南理工学院化学化工系
6.3.1 同离子效应 第六章：酸碱理论与离解平衡
例：
第六章：酸碱理论与离解平衡
在 0.10 mol·L-1 的HAc 溶液中，加入 NH4Ac (s)，使 NH4Ac的浓度为 0.10 mol·L-1，计算该溶 液的 pH值和 HAc的解离度。
解: HAc(aq)+H2O(l) 噲 垐 ?? H3O+ (aq)+Ac (aq)
c0/ (mol·L-1) 0.10 ceq / (mol·L-1) 0.10 – x
ceq/mol L1 cHA x
x
cA x
x (cA cHA x
x)
Ka1
6.7 103
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。
无机化学
湖南理工学院化学化工系
2. 弱碱 — 弱碱盐
第六章：酸碱理论与离解平衡
溶液中较大量的HA与外加的少量的OH－生成A–
和H2O，当达到新平衡时,c(A–)略有增加, c(HA)略 有减少，其浓度比变化不大，因此溶液的c(H3O+)或
pH值基本不变。
无机化学
湖南理工学院化学化工系
加入少量强酸：
第六章：酸碱理论与离解平衡
H3O (aq) A (aq) 噲 垐 垎垐 HA(aq) H2O(l)
HAc(aq) + H2O (l) H3O+ (aq) +Ac–(aq)
平衡移动方向
NH4Ac(aq)
NH
4
(aq)
+
Ac–(aq)
同离子效应：在弱电解质溶液中，加入与其 含有相同离子的易溶强电解质而使弱电解质的解离 度降低的现象。
• 思考题：产生同离子应的必要条件是什化工系
c(H3O )
K
a
(HA)[c(HA)] [c(A )]
pH
pK
a
(HA
)
lg
c(HA ) c(A )
平衡浓度
判据：C/K >500
无机化学
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第六章：酸碱理论与离解平衡
例 2：H3PO 4 NaH 2PO 4
H3PO4 (aq) H2O(l) 噲垐 垎垐 H3O (aq) H2PO4 (aq)
Ka
(HA) •c(HA)
c(A )
分
pH
pKa
lg
c(酸) c(盐)
析
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－) 。
无机化学
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第六章：酸碱理论与离解平衡
加入少量强碱：
OH (aq) HA(aq) 噲 垐 垎垐 A (aq) H2O(l)
pH = 4.74
pH = 4.73
0.05ml NaOH 1mol·L-1
pH = 11
pH = 4.75
无机化学
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缓冲溶液：
第六章：酸碱理论与离解平衡
定义：
具有能保持本身pH值相对稳定性能的溶液叫缓冲溶液。
特性：
能抵抗外来少量酸或碱，而保持溶液的pH值几乎不变。
组成：
1,弱酸及其盐; 2.弱碱及其盐; 3.酸式盐之间;
lg
c(BH c(B)
6.3 缓冲溶液
第六章：酸碱理论与离解平衡
在HAc中加入NaAc后，除了Ac - 离子对 HAc的解离平衡产生同离子效应外，Na+离子对 平衡也有一定的影响。
在弱电解质的溶液中加入其他强电解质时， 该弱电解质的电离度将会增大，这种影响称为 盐效应(salt effect)。
无机化学
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NH3 ·H2O — NH4Cl B(aq) H2O(l) 噲垐 垎垐 BH (aq) OH (aq)
K
b
(B)
c(BH ) • c(OH )
c(B)
c(OH )
K
b
(B)c(B)
c(BH )
pOH
pKb
(B)
lg
c(B) c(BH
)
pH
14
pK
b
(B)
lg
c(B) c(BH
)
pKa
(BH
)