无机及分析化学第四章酸碱平衡
无机及分析化学04
5
第四章 解离平衡
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第一节 酸碱理论 Theory of acids and bases
三、路易斯酸碱电子论Electronic theory of acids and bases 1、定义：碱：能提供电子对（e-）或离域电子的分子、基 团或离子是碱。 酸：能接受外来电子对（e- ）或离域电子的分子、基 团或离子是酸。 2、酸碱反应的本质是： A + B = A ：B （A←B） 。 电子的授受关系： 酸 + 碱 = 酸碱加合物（配合物） lewis酸碱强度可用配合物的稳定性（稳定常数来衡量） 3、举例： H+ + OH- = H2O BCl3+:NH3=Cl3B ←NH3，Ni+4:CO=Ni(CO)4 Fe3++3Cl-=FeCl3 ， AlCl3 + Cl- = AlCl4故又称广义酸碱理论 6 第四章 解离平衡 主目录 上一页 下一页 返回
b
2 b
[OH ] K b C 近似式
12
第四章 解离平衡
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第二节 弱酸、弱碱的解离平衡 一、弱电解质的电离平衡(续2 )
6、稀释定律：
定义弱酸HB的电离度为α
HB = H+ + B初始浓度 C 0 0 平衡浓度 C-Cα Cα Cα
Ka
Ka
3
CCO 2
3
C H 2CO3 C C H C K C
a1
计算CO2饱和水溶液中离子浓度P79
由(A)式，二元弱酸根离子浓度 约等于Ka2,如[S2-]=1.0×10-14
14
第四章 解离平衡
无机及分析化学 四大平衡
解： ① c(Ca2+)=c(C2O42-)=0.01/2=0.005 mol·L-1， QB= c(Ca2+)·c(C2O42-)=2.5×10-5 ×
沉淀产生。 ∵ QB ＞ Ksp ，∴有CaC2O4沉淀产生。 在饱和CO2溶液中，c(CO32-)≈Ka2=5.6 ×10-11 溶液中， ②在饱和 mol·L-1 ， QB= c(Ca2+)·c(CO32-)=5.6×10-11， × 没有CaCO3沉淀产生。 沉淀产生。 ∵ QB ＜Ksp ，∴没有
1.已知 3BO3,ClCH2COOH和CH3COOH的Ka 已知H 已知 和 的 值分别为6.0× 值分别为 ×10-10,1.4×10-3 和 1.8×10-5 。 (1)若要 × × 若要 配制pH=3.0的缓冲溶液 应选取哪种酸 的缓冲溶液,应选取哪种酸 配制 的缓冲溶液 应选取哪种酸;(2)若用上述 若用上述 选取的酸和NaOH配制 缓冲溶液 用去 配制1L缓冲溶液 用去NaOH固体 选取的酸和 配制 缓冲溶液,用去 固体 4.0g,则需该酸多少克？(原子量 则需该酸多少克？ 原子量H:1 O:16 C:12 则需该酸多少克 原子量 B:10.8 Na:23 Cl:35.5) 2.求下列各题 值 求下列各题pH值 求下列各题 ①50ml0.10 mol·L-1H3PO4+25ml 0.10 mol·L-1NaOH ②50ml0.10 mol·L-1H3PO4+50ml 0.10 mol·L-1NaOH ③50ml0.10 mol·L-1H3PO4+75ml 0.10 mol·L-1NaOH
m
m
⋅n
n
几种难溶电解质溶解度和溶度积比较
无机及分析化学 第四章
4-1 酸碱理论(theory of acids and
近代酸碱理论(配碱电离理论)：在水中能解离出 的正离子全是H+的化合物为酸；解离出的负离子全是 OH-的化合物为碱。 酸碱质子论(proton theory of acids and bases) 酸碱电子论(electronic theory of acids and bases) 硬软酸碱规则(rule of hard and soft acids and bases)
Ka c
Kb c c
Kb c
练习：P96 8
*4、水解常数 Khθ hydrolytic constant
盐的水解：
盐在水溶液中，与水作用使水的解离平衡发生移 动，从而可能改变溶液的酸度,这种作用叫作盐的水解。 按照阿累尼乌斯酸碱理论，NaAc为盐，它在水溶 液中的解离反应称为盐的水解反应，按照酸碱质子论， Ac-是碱，则其解离常数Kbθ 即为水解常数Khθ
见例4 - 6、4 - 7
4-2-4 同离子效应和盐效应
解离平衡也是一种化学平衡，当外界条件改变时，平衡就会发生移 动。离子浓度的变化是影响解离平衡的重要因素。
1、同离子效应(common ion effect) α变小
在弱电解质溶液中加入含有相同离子的强电解质，使弱电解质解离度 降低的效应。P81 例4-8
b
MOH c OH ， 若弱碱起始浓度为 c， 平衡时 M OH ， 代入上式
2 2 b
MOH
K OH K
b
b
b
b
2
b
2024无机化学《酸碱平衡》教案
教案•酸碱平衡基本概念与原理•弱电解质电离平衡•缓冲溶液原理及应用•沉淀溶解平衡与溶解度计算目•酸碱滴定法原理与实践操作•酸碱平衡在日常生活和工业生产中应用录酸碱平衡基本概念与原理酸碱酸碱的强弱030201酸碱定义及性质酸碱反应类型中和反应酸和碱互相交换成分，生成盐和水的反应，也称为酸碱中和。
酸碱与金属的反应酸能与金属活动性顺序中排在氢前面的金属发生置换反应，生成盐和氢气；碱能与某些金属（如铝、锌等）反应生成偏铝酸盐和氢气。
酸碱与金属氧化物的反应酸能与金属氧化物反应生成盐和水；碱能与某些金属氧化物反应生成盐和水。
酸碱平衡原理酸碱平衡酸碱指示剂酸碱平衡的移动溶液pH值计算pH值定义01pH值计算方法02酸碱混合溶液pH值计算03弱电解质电离平衡弱电解质定义及分类弱电解质定义弱电解质分类电离平衡常数表达式电离平衡常数定义电离平衡常数表达式影响电离平衡因素浓度温度浓度改变会影响弱电解质的电离程度，但电离平衡常数只与温度有关。
同离子效应多元弱酸、弱碱电离平衡多元弱酸电离平衡多元弱碱电离平衡缓冲溶液原理及应用缓冲溶液组成及作用机制组成作用机制当向缓冲溶液中加入少量酸或碱时，弱酸或弱碱的解离平衡发生移动，从而减弱了溶液pH值的变化，保持溶液的酸碱度相对稳定。
缓冲容量与缓冲范围缓冲容量指缓冲溶液所能抵抗外来酸或碱对溶液pH值影响的能力，与缓冲组分的浓度及解离度有关。
缓冲范围指缓冲溶液能够有效维持pH值稳定的pH值范围，通常与弱酸或弱碱的解离常数有关。
常见缓冲体系及其应用常见缓冲体系应用维持生理pH 值稳定人体内的血液、细胞液等都具有缓冲作用，能够维持生理pH 值的稳定，保障正常生理功能。
要点一要点二药物制剂与储存在药物制剂过程中，缓冲溶液常用于调节药物的酸碱度，提高药物的稳定性和疗效；在药物储存过程中，缓冲溶液也能够减缓药物因酸碱度变化而引起的降解和失效。
生物实验与研究在生物实验中，缓冲溶液常用于细胞培养基、酶反应体系等的配制，为生物实验提供稳定的酸碱环境；在生物医学研究中，缓冲溶液也发挥着重要作用，如用于蛋白质纯化、DNA 提取等实验操作中。
酸碱质子理论
三、酸碱的相对强弱
1. 水的解离平衡（质子自递）
H2O (l) + H2O(l) H3O+ (aq) + OH－(aq)
或 H2O (l) H+ (aq) + OH－(aq)
KW
c(H3O+ ) c
c(OH ) c
或
KW c(H3O+ ) c(OH )
KW — 水的离子积常数，简称水的离子积
《无机及分析化学》电子教案
无机及分析化学
中国矿业大学化工学院
周长春
第四章 酸碱平衡与酸碱滴定法
学习要点： 1、掌握酸碱质子理论； 2、酸碱平衡中的有关计算，一元酸碱、缓冲
溶液pH计算 3、不同酸度中酸碱的型体分布； 4、酸碱指示剂变色范围、理论变色点； 5、一元酸碱的滴定、了解多元酸碱的滴定 6、酸碱标准溶液配制与标定，
零水准：水溶液中大量存在并参与了质子转移 反应的物质，通常被作为参照物来考虑质子的 得失，这个水准称为零水准。
HAc的水溶液，通常选定HAc和H2O作为零水准
1、质子条件式
HAc的水溶液
HAc+H2O
H3O++Ac－
H2O+H2O H3O++OH－
HAc水溶液的质子表达式为： c(H3O+)=c(Ac-)+c(OH-)
α
已解离的浓度 初始浓度
100%
c0
ceq c0
100%
按照电离理论，NH3 、Na２CO３都不是碱， 但两者的水溶液都呈碱性，而且 Na２CO３俗 称纯碱。 NH4Cl也不是酸，但水溶液呈酸性 。
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二、酸碱质子理论
1. 酸碱的概念
无机及分析化学06酸碱平衡与酸碱滴定法
无机及分析化学06酸碱平衡与酸碱滴定法酸碱平衡是无机及分析化学中的一个重要概念，它涉及到溶液中酸和碱之间的相互作用和平衡状态。
酸碱滴定法是一种常用于测定溶液中酸碱性质和浓度的分析方法。
本文将对酸碱平衡和酸碱滴定法进行详细介绍。
首先，我们来介绍酸碱平衡的基本概念。
酸碱平衡是指溶液中酸和碱之间的反应和平衡状态。
在溶液中，酸能够释放出H+离子，而碱能够接受H+离子。
这个过程被称为质子（H+）转移反应。
在酸碱平衡中，有两个重要的概念：酸性度（pH）和酸度常数（Ka）。
pH是用来表示溶液酸碱性强弱的指标，它的定义是pH=-log[H+]，其中[H+]代表溶液中的氢离子浓度。
pH值越小，表示溶液越酸；pH值越大，表示溶液越碱。
在中性水溶液中，pH值为7酸度常数Ka用来衡量酸的强弱，它的定义是Ka=[H+][A-]/[HA]，其中[H+]代表酸溶液中的氢离子浓度，[A-]代表酸的共轭碱的浓度，[HA]代表未解离酸的浓度。
Ka值越大，表示酸越强。
酸碱滴定法是一种常用于测定溶液中酸碱性质和浓度的分析方法。
在酸碱滴定中，通常会使用滴定管、酸度计、酸碱指示剂等实验装置和试剂。
滴定过程中需要滴定剂、指示剂和滴定的原料溶液。
滴定过程中，首先准备好要分析的溶液和滴定剂。
然后，用滴定管滴入适量的滴定剂到容器中，然后再加入适当的指示剂。
当滴定剂反应完全与原料溶液中的酸或碱反应完成时，指示剂的颜色将发生明显的变化。
通过测量滴定剂用量，可以计算出原料溶液中酸或碱的浓度。
酸碱滴定法有许多不同的类型，其中最常见的有酸碱滴定、氧化还原滴定和络合滴定。
酸碱滴定是根据滴定剂对溶液中的酸或碱进行中和反应来测定其浓度。
氧化还原滴定是通过滴定剂与溶液中的氧化还原反应来测定其浓度。
络合滴定是通过滴定剂与溶液中的金属离子形成络合物来测定其浓度。
酸碱滴定法在实际应用中有广泛的用途。
例如，它可以用于测定食品和药品中的酸碱度，以确保其安全和合规性。
此外，酸碱滴定还可以用于水质分析、环境监测和药物分析等领域。
无机化学 第4章 酸碱平衡与滴定法
例：
1.溶0.液1 等mo体l.L积-1混N合aH,溶2P液O4p与H0为.1多m少ol？.L-1Na2HPO4 ( H3PO4 : pKa1ө =2.12, pKa2ө =7.21, pKa3ө =12.67 )
2. 将25ml 1.0mol·L-1 NH3 .H2O与25ml 1.0 mol·L-1 NH4Cl混合组成缓冲液，求其pH值。 若在该缓冲溶液中加入1mL 1.0mol·L –1 NaOH， pH为多少?
c(H+)c(OH-) =KWө =10-14 pH+pOH=14
pH值的测定
pH试纸：由多种指示剂混合溶液浸透 试纸后晾干而成。
pH计直接测定
2.酸碱溶液pH值的计算
强酸（碱） 完全电离
例: 计算110-7mol .L-1 HCl溶液中的H+浓度。
若强酸（碱）浓度小于10-6mol .L-1 ，则必 须考虑水的质子自递所提供的H+ （OH-） 浓度。
101
101 101
c(H
)
K
θ a
9.9 10.1
pH 4.76
2.缓冲溶液的pH值
对于弱酸及其共轭碱组成的缓冲溶液，
c(碱) pH pKa lg c(酸)
同理，对于弱碱及其共轭酸组成的缓冲溶液，
pOH
pKb
lg
c(酸) c(碱)
缓冲溶液的pH值主要决定于酸(碱)的pKaө （pKbө ）， 其次与c(酸)/c(碱)有关。对一确定缓冲体系，可通过在
3.水的质子自递反应
H2O+H2O ⇌ H3O++OH简写为： H2O ⇌ H++OH-
无机及分析化学答案(第二版)第四章
第四章 酸碱平衡与酸碱滴定法4-1．将300mL0.20 mol ⋅L -1HAc 溶液稀释到什么体积才能使解离度增加一倍。
解：设稀释到体积为V ，稀释后 V c mL 300L mol 20.01⨯⋅=-由 αα-=12a c K 得： )21()2(30020.01 20.022αααα-⋅⨯⨯=-V因为K a =1.74⨯10-5 c a = 0.2 mol ⋅L -1 c a K a > 20K w c a /K a >500故由 1-2α =1-α 得 V =[300⨯4/1]mL =1200mL此时仍有 c a K a >20K w c a /K a >500 。
4-2．奶油腐败后的分解产物之一为丁酸(C 3H 7COOH)，有恶臭。
今有0.40L 含0.20 mol ⋅L -1丁酸的溶液， pH 为2.50, 求丁酸的K a 。
解：pH=2.50 c (H +) =10-2.5 mol ⋅L -1α =10-2.5/0.20 = 1.6⨯10-2 K a =52222102.5106.11)106.1(20.01---⨯=⨯-⨯⨯=-ααc4-3． What is the pH of a 0.025mol ⋅L -1 solution of ammonium acetate at 25℃? p K a of acetic acid at 25℃ is 4.76, p K a ofthe ammonium ion at 25℃ is 9.25, p K w is 14.00. 解： c (H +)=00.724.976.421101010---=⨯=a a K KpH= -log c (H +) = 7.004-4．已知下列各种弱酸的K a 值，求它们的共轭碱的K b 值，并比较各种碱的相对强弱。
(1)HCN K a =6.2×10-10； (2)HCOOH K a =1.8×10-4；(3)C 6H 5COOH(苯甲酸) K a =6.2×10-5； (4) C 6H 5OH (苯酚) K a =1.1×10-10；(5)HAsO 2 K a =6.0×10-10； (6) H 2C 2O 4 K a1=5.9⨯10-2；K a2=6.4⨯10-5；解： (1)HCN K a = 6.2⨯10-10 K b =K w /6.2⨯10-10 =1.6⨯10-5(2)HCOOH K a = 1.8⨯10-4 K b =K w /1.8⨯10-4 =5.6⨯10-11(3)C 6H 5COOH K a = 6.2⨯10-5 K b =K w /6.2⨯10-5 =1.61×10-10(4)C 6H 5OH K a =1.1⨯10-10 K b =K w /1.1⨯10-10 =9.1⨯10-5(5)HAsO 2 K a =6.0⨯10-10 K b =K w /6.0⨯10-10 =1.7⨯10-5(6)H 2C 2O 4 K a1=5.9⨯10-2 K b2=K w /5.9⨯10-2 =1.7⨯10-13K a2=6.4⨯10-5 K b1=K w /6.4⨯10-5 =1.5 ×10-10碱性强弱：C 6H 5O - > AsO 2- > CN - > C 6H 5COO ->C 2O 42- > HCOO - > HC 2O 4-4-5．用质子理论判断下列物质哪些是酸？并写出它的共轭碱。
无机及分析化学b教学chapter4-1.ppt
(半反应) (半反应)
(酸碱反应)
H+ + A-(碱1) = HA(酸1) H2O(酸2) = HO-(碱2) + H+
A- + H2O = HO- + HA
(半反应) (半反应)
(酸碱反应)
酸碱反应的实质： 两个共轭酸碱对之间的质子传递。
H+
HCl
NH3
NH
4
Cl
酸(1) 碱(2) 酸(2) 碱(1)
近代酸碱理论：
1.电离理论：1884年，阿仑尼乌斯提出“在水中电离出H+ 的是酸，电离出OH–的是碱”。
√从化学组成上揭示了酸碱本质，简明扼要，使用方便。
将酸碱限制在水体系，无法解释非水或无溶剂体系中物质 的酸碱性。如：HCl和NH3在苯中反应生成NH4Cl，表现出 了酸碱中和反应的性质，但它们并不解离出H+和OH–。
酸碱电子论的补充 — 硬软酸碱规则（HSAB）
HA ↔ H+ + A-
为了表示上式中一对酸碱之间的相互依存关系，将HA 和A- 称为共轭酸碱对（conjugated acid base pair）。
其中： HA是A-的共轭酸, A-是HA的共轭碱。
这种得失质子的反应称为酸碱半反应。
HCl = H+ + ClNH4+ = H+ + NH3 H3PO4 = H+ + H2PO4H2PO4- = H+ + HPO42HPO42- = H+ + PO43-
或碱，如 NH4Cl 中的NH4+是离子酸， Cl－是离子碱。
水合质子：由于质子的体积特别小，电荷密度非常高， 游离的质子在溶液中是不存在的，酸碱反应实际上是两个 共轭酸碱对共同作用的结果。
无机及分析化学第4章-酸碱平衡和酸碱滴定法
衡：
CHK3aC= [OC[OHCH3C3OCOOO][HH]H+ ]＋+ CH3COO－
平衡时：
第二节 弱电解质的电离平衡
二、弱酸弱碱的电离平衡
式中的平衡常数Ka称为弱酸的电离常数。
对于弱碱，其电离常数则用Kb表示，如氨水的离解平衡为：
NH3•H2O
NH4＋+OH－
平衡时：
Ka
=
[CH3COO ][H+ [CH3COOH]
数的数值并不改变。
第二节 弱电解质的电离平衡
二、弱酸弱碱的电离平衡
（二）电离度
电离度(α)=
已电离的弱电解质分子数 溶液中的弱电解质分子总数
100%
电离度的大小能表示弱电解质的相对强弱。电 解质越
弱，电离度越小。
第二节 弱电解质的电离平衡
二、弱酸弱碱的电离平衡
（三）稀释定律及一元弱酸弱碱的pH计
如果溶液中[H3O+]或[OH-]>1 mol·L-1时，直接 用[H3O+]或[OH-]表示。
第二节 弱电解质的电离平衡
一、水的电离和溶液的酸碱性
（二）溶液的酸碱性和pH
溶液的酸碱性取决于溶液中H＋和OH－浓度的相对大小。
室温下：
酸性溶液
[H＋] ＞1.0×10-7mol/L [H＋]＞[OH－]
三． 水的质子自递平衡 1. 水的质子自递平衡和水的离子积
H+
H2O(l) + H2O(l)
H3O+(aq) + OH-(aq)
K [H3O ][OH ] [H2O][H2O]
[H2O]看成常数，与K合并，得
Kw= [H3O+][OH-]
无机及分析化学计算公式1-4章节
无机及分析化学计算公式第一章：溶液和胶体理想气体方程：PV=nRT，其中T为开尔文温度表示物质的量浓度：C a=n aV质量摩尔浓度：b a=n am b,其中n a为溶质的量，m b为溶剂的质量质量分数：w a=m am，m a为溶质的质量，m为溶液的质量摩尔分数：x b=n bn，n b为b溶质的物质的量，n为总体物质的量拉乌尔定律：p=p0x b，p为稀溶液的蒸汽压，p0为同种情况下溶剂的饱和蒸汽压，x b为溶剂的摩尔分数沸点和凝固点的计算：k b和k f为沸点和凝固点常数，b B为溶剂的质量摩尔分数沸点：∆T b=k b b B凝固点：∆T f=k f b B渗透压公式：π=cRT第二章：化学反应基本原理反应进度：ξ=∆n b v b∆n b：反应中任意物质的变化量v b：化学计量系数，反应物为负值，生成物为正值热力学第一定律：△U ＝Q + W焓：H =U +pV吉布斯函数：G =H −TS ，T 为开尔文温度，S 为熵∆G ＜0，过程可正向自发进行； ∆G = 0，系统处于平衡态； ∆G ＞0，过程正向不能自发进行 标准平衡常数：① 气相反应，物质的分压用相对分压(p /p)表示2SO 2(g ) + O 2(g ) = 2SO 3(g )K θ=② 液相反应，物质的浓度用相对浓度(c /c) 表示 K θ=第三章：化学分析概论 采样公式：m =Kd a m :采取试样的最低质量/kg d : 试样中最大颗粒的直径/mmK, a : 经验常数, K值在0.02～ 0.15，a 值在1.8 ～ 2.5{p (SO 2)/p Ө}2 {p (O 2)/p Ө}2HAc= H + + Ac -{c (H +)/c Ө}⋅ {c (Ac -)/c Ө}其中X 为测量值，T 为真实值 绝对误差：E a =X −T 相对误差：E r =E a T×100%di 为偏差，X i 为测量值，X 为平均值 平均值：X =X 1+X 2+⋅⋅⋅+X nn绝对偏差：d =X i −X 相对偏差：d r =X ×100%平均偏差：d =|d 1|+|d 2|+⋅⋅⋅+|d n |n=∑|d i |n i=1n相对平均偏差：r =dX×100%μ为总体平均值 总体标准偏差：σ=√∑(X i −μ)2n i=1n相对标准偏差：s r =X×100%第四章：酸碱平衡 解离度：α=√K a θ/c 0 一元酸的型体分布：δ(A －)=K aθc(H +)+K aθ二元酸的型体分布：δ(A 2−)=K a 1θK a 2θ2+a 1θ+a 1θa 2θ三元酸的型体分布：δ(A3−)K a 1θK a 2θK a 3θc 3(H +)+K a 1θc 2(H +)+K a 1θK a 2θc(H +)+K a 1θK a 2θK a 3θ一元弱酸的酸度计算[弱碱同理]：若c 0K a θ≥20K w θ，c 0/K a θ≥500，则c(H +)=√c 0K a θ 若c 0K a θ≥20K w θ，c 0/K a θ<500则，c(H +)=−K a θ+√K aθ2+4c 0K a θ2若c 0K a θ<20K w θ，c 0/K a θ≥500则，c(H +)=√c 0K a θ+K wθ两性物质酸度计算：c 0K a2θ≥20K w θ，c 0<20K a 1θ则c(H +)=√c 0K a1θK a 2θK a 1θ+c 0c 0K a 2θ≥20K w θ，c 0≥20K a 1θ则c(H +)=√K a 1θ×K b 1θ c 0K a 2θ<20K w θ，c 0≥20K a 1θ，则c(H +)=√K a 1θ(c 0K a 2θ+K w θ)c 0缓冲溶液pH 的计算： pH =pK aθ− lg c ac b,其中c a 为共轭酸浓度，c b 为共轭碱浓度缓冲溶液的缓冲范围：pH =pK a θ±1。
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t=0
t=t
c0
ca
0
cH
0
cOH
达到平衡时，ca ，cH ，cOH三者有何关系？
这是我们要讨论的。
在T时,水的自偶电离： H2O(l)+ H2O(l) → H3O+(aq) + OH- (aq) 酸（1） 碱（2） 酸（2） 碱（1） t=0 c0 0 0 t=t ca cH cOH
2 4
＋H
（2）共轭酸碱概念
由质子理论，酸和碱并不是孤立的，而 是统一在对质子的关系上。
酸
碱
＋质子
即酸给出质子变成碱，碱结合质子变成酸。 酸碱这种相互依存、相互转化的关系称为共 轭关系，这种酸碱则叫做共轭酸碱。
① 酸和碱可以是分子，也可以是阳离子或阴离子
② 有的酸和碱在某对共轭酸碱中是碱，但在另一对共 轭酸碱对中是酸；
3.1 酸碱理论概述
酸碱理论是化学基础理论的重要组成部分. 人们对酸碱理论的认识经历了由浅入深， 由低级到高级的过程。 现已提出多种酸碱理论，其中比较重要的 理论有： Arrhenius 酸碱电离理论 1889年 Franklin 酸碱溶剂理论 1913年 Bronsted-Lowry 酸碱质子理论 1923年 Lewis Pearson 酸碱电子理论 软硬酸碱概念 1923年 1963年
达到平衡时，物种间的关系有：
KW0 = cH * cOH
KW0:水的离子积，298.15K是KW0 = 1.0*10-14 KW0的意义及应用： 1）是平衡常数，在稀溶液中，与溶质的浓度无关，是温度 的函数。 2）可用来计算稀溶液中H+和OH-的浓度。
（2） 溶液的pH
对于一个稀溶液体系，表达体系中H+、OH-浓度的一种简要 的方式
pH = -lg(CH+) pOH = -lg(COH-) 任何稀溶液体系中,标准状态下温度一定时， CH+*COH-的乘积为 一常数，即：
CH+*COH- = Kw0
各边取负对数，有： 既有：
-lg(CH+) -lg(COH-) = -lgKw0(或写成pKw0) pH + pOH = pKw0
298K时： CH+*COH- = 10-14 pH + pOH = pKw0 = 14 pH的意义及应用： 1）表示稀溶液中，H+离子浓度的大小，在一定浓度范围内 与溶质的浓度无关。 2）可用来计算稀溶液中H+和OH-的浓度。
▲ 酸碱电离理论：
理论要点：电解质在水溶液中电离出的阳离子全 部是H+，阴离子为OH-。 优 点：化学上指出了酸碱的本质，能解释酸碱 反应的实质。 不 足：有局限性，仅限于水溶液中，不能解释 一些实验事实。例如：无法解释Na2CO3，Na3PO4 呈碱性； NH4Cl现酸性的事实； 无法解释非水溶液中的酸碱行为 液氨中： NH4+ + NH2- = 2 NH3
内因：物种的组成、电子结构特征等
外因：物种所处的环境
溶剂对酸碱性的影响 HCl + H2O 强酸1 在水中， HAc + H2O 弱酸1 弱碱2 H3O+ + Ac 强酸2 强碱1 强碱2 H3O+ + Cl 弱酸2 弱碱1
H2O是区分溶剂
在液氨中， HCl + NH3 强酸1 强碱2 HAc + NH3 强酸1 强碱2
▲ 酸碱电子理论： 理论要点：反应中能接受外来电子对的分子、原子团、离子 是酸，提供电子对的分子、原子团、离子均为碱 酸碱反应： 酸 碱 → 酸碱加合物 H+ + ：OH→ H2 ：O 优 缺 点：大大地扩宽了酸碱的范围（通称广义酸碱理论）， 不受溶剂的限制，指出了酸碱反 容易给出质子的物质为强酸，其共轭碱就越难结合 质子。即酸越强，则其共轭碱越弱。 酸越弱，其共轭碱越强。
有些物质，例如 HCO3 － 、 H2O 等既能给出质子，又能 结合质子，所以是具有酸碱两性的离子或分子。当 遇到比它们更强的酸时，它们结合质子，表现出碱 的特性；当遇到比它们更强的碱时，它们给出质子， 表现出酸的特性。称其为两性电解质，简称两性物。 影响酸碱强度的因素
NH4+ + Cl 弱酸2 弱碱1
NH4+ + Ac 弱酸2 弱碱1
液氨是拉平溶剂
拉平效应：
在水溶剂下酸性或碱性强弱可以被区分，在 另外的溶剂中其强弱变得不能区分出来的效应------拉平效应 例如： HAc + HF H2 Ac + + F 弱碱1 弱酸2 强酸1 强碱2
3.3 酸碱平衡
▲ 酸碱溶剂理论：
理论要点：凡能离解而产生溶剂正离子的为酸， 产生溶剂负离子的为碱。 优 点：把酸碱理论的概念扩宽了，尤其是对非水 溶液体系。 不 足： 有局限性，仅限于一些能电离正负离子 的体系
▲ 酸碱质子理论 理论要点：凡是能释放出质子的任何含氢原子或离子的都是 酸，任何能与质子结合的分子或离子的都是碱，简言之： 酸 → 质子的给予体 碱 → 质子的接受体 酸 → H+ + 碱 共轭酸碱关系 酸碱反应：酸（1）+ 碱（2）→ 酸（2）+ 碱（1） 强酸 + 强碱 → 弱酸 + 弱碱 优 缺 点：扩大了酸碱的范围，不仅适用于水、非水溶液， 也不限于仅仅能电离的物质。有局限性，对于无质子参与的 酸碱反应就不能应用，例如：SO3。
③ 质子论中不存在盐的概念，它们分别是离子酸或离
子碱
（3）酸碱反应的实质
根据酸碱质子理论，在酸碱反应中，一定
有质子的给予和接受，故酸碱反应的实质是两
个共轭酸碱对之间的质子传递。
H+
酸1＋碱2 酸2＋碱1
酸碱反应总是由较强的酸与较强的碱作用，并 向着生成较弱的酸和较弱的碱的方向进行。
(4) 酸、碱的相对强度
历史回顾 1. 酸碱质子理论基本概念 （1）定义：凡能给出质子的物质（分子或离子） 都是酸，凡能与质子结合的物质（分子或离子）都 是碱。
酸
碱
＋质子
＋H
HCl
NH4
Cl
3
NH3
6
＋H
2
Al H O
2
Al H 2O5 OH ＋H
H 2 PO
4
H PO