第七章酸碱平衡和酸碱滴定法
第七章酸碱平衡和酸碱滴定法
在H2S溶液中：
K a1 K a 2
c 2 (H ) c (S2 ) c (H2S)
例: 欲分离混合溶液中的Mn2+ 、Zn2+，在溶液中 通入H2S气体达饱和 ( 0.1mol .L-1 ) ，要使溶液中 c(S2-)大 约为1.0 ×10 -13 mol . L-1 ，须控制溶液 pH为多少？
4.缓冲溶液的选择与配制
选择依据：
①
②
③
缓冲组分不能与反应物或产物 发生化学反应 缓冲系的pKaө尽量接近pH 缓冲组分浓度控制一定范围： 0.05mol· –1 ～0.5mol· -1 L L
1）用相同浓度的弱酸及其共轭碱溶液， 按不同体积比例混合配制
例1 如何配制1L pH=5.0具有中等缓冲能力的缓冲 溶液？
第七章
酸碱平衡和酸碱滴定法
Chapter 6
Acid-base Equilibrium and Acid-base Titration
本章学习要求
1.掌握弱酸、弱碱的电离平衡，影响电离平衡 常数和电离度的因素，稀释定律；运用最简 式计算弱酸、弱碱水溶液的pH值及有关离子 平衡浓度; 2.了解同离子效应，盐效应; 3.掌握酸碱质子理论：质子酸碱的定义，共轭 酸碱对，酸碱反应的实质，共轭酸碱Kaθ 和与 Kbθ的关系;
5.共轭酸碱对Kaө 和Kbө的关系
K (HAc) K (Ac ) c(H ) c(OH ) K
θ a θ b
w
在一共轭酸碱对中, 酸的酸性越强，其共轭 碱的碱性就越弱；反之，酸越弱，其共轭 碱就越强。
6.2
酸碱平衡的移动
1.浓度对酸碱平衡的影响
HAc
平衡浓度
Ac + H
无机化学~第七章酸碱平衡
Ka0 越大，酸给质子能力越强，酸性越强； 越大，酸给质子能力越强，酸性越强；
讨论： 讨论：
越大，碱得质子能力越强，碱性越强。 kb0 越大，碱得质子能力越强，碱性越强。
共轭酸碱对HA 共轭酸碱对HA和A- 有如下关系 HA和
Kaθ·Kbθ= Kωθ
另外，多元酸、碱在水中逐级离解，强度递减。 另外，多元酸、碱在水中逐级离解，强度递减。
[C O ] = =
2− 2 4
[H ] = C [ H ] + K ⋅[ H ] + K ⋅ K K ⋅[ H ] [ HC O ] = = C [ H ] + K ⋅[ H ] + K ⋅ K
+ 2 + + 2 a1 a1 a2
+ 4 a1 + 2 + a1 a1
] [
] [
]
a2
C
[H ]
+ 2
三、酸度对弱酸（碱）型体分布的影响 酸度对弱酸（ 1.分析浓度和平衡浓度： 分析浓度和平衡浓度： 分析浓度： 分析浓度：指溶液中所含的某酸（碱）总的 物质的量浓度。 平衡浓度： 平衡浓度：指平衡状态时，溶液中某一型体 的浓度。 体系达平衡后，某酸（碱）各型体的平衡 浓度之和等于该某酸（碱）的分析浓度。
半反应1 半反应1 半反应2 半反应2 NH3（碱1）+ H2O（ 酸 2 ） H+ NH4+（酸1） OH-（碱2）+ H+ OH- （碱2） + NH4+ （酸1）
NH3（碱1） + H2O （酸2）
共轭酸碱对
续
NH4Cl的水解 (相当于NH4+弱酸的离解) Cl的水解 相当于NH 弱酸的离解) NH4+ + H2O H3O+ + NH3
酸碱平衡与酸碱滴定法Microsoft Word 文档
第七、八章酸碱平衡与酸碱滴定法一、选择题1.将0.1 mol·L－1的HA（K a = 1×10－5）和0.1 mol·L－1的NaA溶液等体积混合，再稀释一倍，则溶液的pH值是( )。
A. 5B. 10C. 6D. 42.配制澄清的氯化亚锡溶液的方法是( )。
A. 用水溶解B. 用水溶解并加热C. 用盐酸溶解后加水D. 用水溶解后加酸3.同温度下，0.02 mol·L－1HAc溶液比0.2 mol·L－1HAc溶液( )。
A. K a大B. 解离度α大C. H+离子浓度大D. pH值小4.下列各组缓冲溶液中，缓冲容量最大的是( )。
A. 0.5mol·L－1NH3和0.1mol·L－1NH4Cl B. 0.1mol·L－1NH3和0.5mol·L－1 NH4ClC. 0.1mol·L－1NH3和0.1mol·L－1NH4Cl D. 0.3mol·L－1NH3和0.3mol·L－1NH4Cl5.下列弱酸或弱碱中的哪一种最适合于配制pH = 9.0的缓冲溶液( B )。
A. 羟氨(NH2OH) K b = 1×10－9 B. 氨水K b = 1×10－5C. 甲酸K a = 1×10－4D. 醋酸K a = 1×10－56.温度一定时，在纯水中加入酸后溶液的( )。
A.+H c ·-OH c 变大 B.+H c ·-OH c 变小 C.+H c ·-OH c 不变 D.+H c =-OH c7.如果0.1 mol·L －1 HCN 溶液中0.01%的HCN 是解离的，那么HCN 的解离常数是( )。
A. 10－2B. 10－3C. 10－7D. 10－98.在HAc 稀溶液中，加入少量NaAc 晶体，结果是溶液( )。
第七章酸碱平衡和酸碱滴定法PPT课件
K a Kb
H A
C
HAc
HAC OH A
C
H OH K W 1014 25C
pKa+pKb=pKw
例:计算HS-的pKb。已知H2SpKa1=7.24pKa2=14.92
HS-+ H2O
pkb2
H2S+OH-
pKa1+pKb2=pKw pKb2 = pKw- pKa1=14-7.24=6.76
当酸不太弱，CKa10KW
[H+] [A-]=C A-
C
Ka H Ka
H
2
K a (c
H)
C H C
C K a 105
H K a C
C H C
C K a 105
H K a
K k 2 4 a
c
a
2
对于多元酸，如果第一级的离解常数比第二级大得 多，看成一元酸。
7.2 水溶液中酸碱组分不同型体的分布—分布曲线
1、分析浓度C 单位体积溶液所含酸或碱的物质量 HAc H++Ac2、平衡浓度 某型体平衡时的浓度 CHAc＝ Ac- + HAc
3、分布系数HAC＝ HAC C
A Ac
C
C
HAC+ AC-=1
4、分布曲线：分布系数与溶液pH值间的关系曲线
H2Ka2
2 Ka 2 C Ka1
HAc(酸1)+ H2O(碱2) H3O+(酸2) +Ac-(碱1)
实质:质子转移HAc
H2O
HAc H++Ac-
又如: NH3在水中的平衡 NH3(碱1)+H+ NH4+(酸1) H2O(酸2) H++OH-(碱2)
酸碱滴定法
• 计量点时，为H2CO3饱和溶液，pH为3.9，以甲基 橙作指示剂应滴至溶液呈橙色为终点，为使H2CO3 的饱和部分不断分解逸出，临近终点时应将溶液 剧烈摇动或加热。 • （2）硼砂（Na2B4O7· 2O），它易于制得纯品， 10H 吸湿性小，摩尔质量大，但由于含有结晶水，当 空气中相对湿度小于39%时，有明显的风化而失水 的现象，常保存在相对湿度为60%的恒温器（下置 饱和的蔗糖溶液）中。其标定反应为： • Na2B4O7+2HCl+5 H2O =2NaCl+4H3PO4 • 产物为H3PO4，其水溶液pH约为5.1，可用甲基 红作指示剂
NaOH（0.1000mol/L）→HCl（0.1000mol/L, 20.00mL） 1．滴定过程中pH值的变化 2．滴定曲线的形状 3．滴定突跃 4．影响滴定突跃的因素和指示剂的选择
1．滴定过程中pH值的变化
（1）Vb = 0 （滴定前）
[ H ] C a 0.1000mol / L
K HIn In HIn H
K HIn
H In K
HIn
a
讨论：KHIn一定，[H+]决定比值大小，影响溶液颜色
1）[In-] / [HIn] 10 或pH p KHIn +1 → 碱式色 2）[In-] / [HIn] 1/10 或 pH p KHIn－1 → 酸式色 3）1/10 [In-] / [HIn] 10 → 酸碱式体混合色 或 p KHIn－1 pH p KHIn +1
(H3C)2
+
－
N
NH
N H
SO3
红色（醌式）
OH H+
酸碱平衡及酸碱滴定法.pptx
(2) 将参考水平得质子后的形式写在等式的左边，失质子 后的
形式写在等式的右边. (3) 有关浓度项前乘上得失质子数，总的得失质子的物质
的量
第23页/共119页
例: 一元弱酸(HA)水溶液的质子条件式： 确定参考水平(Zero Level): H2O,
酸 HAc
质子 + 碱 H+ + Ac－
共轭酸碱对
第3页/共119页
关于共轭酸碱对的例子(p46)
酸
共轭碱 + 质子
HF
H
2P
O
4
H6Y2+
NH4+
F-
+
H+
H
P
O
24
+
H+
酸 碱
H5Y+
+
H+
半 反
NH3
+
H+
应
结论：酸碱可以是阳离子、阴离子、中性分子。
第4页/共119页
例: HAc在水中的离解反应（p47）
半反应1:
HAc
Ac- + H+
半反应2: H+ + H2O
总反应: HAc + H2O
简写为:
HAc
H3O+ Ac- + H3O+ Ac- + H+
在这里，溶剂水起到碱的作用！ 结论：酸碱反应的实质是质子转移
第5页/共119页
碱(NH3)在水溶液中的离解反应:
NH3 + H+ H2O
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。
第7章 酸碱平衡与酸碱滴定法
第7章酸碱平衡与酸碱滴定法7.1 溶液中酸碱平衡的处理方法 71酸碱滴定法是以酸碱反应为基础的滴定分析方法，是滴定分析中广泛应用的方法之一。
由于酸碱滴定法的基础是酸碱平衡，因此本章首先介绍溶液中酸碱平衡的基本理论，然后学习酸碱滴定法的基本原理及应用。
7.1 溶液中酸碱平衡的处理方法酸碱溶液中平衡型体之间存在三大平衡关系：①物料（质量）平衡，②电荷平衡，③质子平衡。
本章酸度的计算中，用质子平衡对酸碱平衡进行处理，最简单最常用。
因此分别介绍这些方法。
7.1.1 物料平衡平衡状态时，化学体系中某一组分的分析浓度等于该组分各种型体平衡浓度之和。
例题7-1：0.10 mol・L-1 HAc溶液，其物料平衡式为： cHAc＝c(HAc) + c(Ac-)＝0.10(mol・L-1)例题7-2：0.20 mol・L-1 NaHCO3溶液，其物料平衡式为：?2?c(Na+)＝cNaHCO3＝c(H2CO3) + c (HCO3) + c(CO3)＝0.20 (mol・L-1)例题7-3：0.50 mol・L-1 NaOH溶液，其物料平衡式为： CNaOH＝c(Na+ )＝c(OH )＝0.50 (mol・L-1)-例题7-4：0.50 mol・L-1 HCl溶液，其物料平衡式为： CHCl＝c(Cl )＝c(H+ )＝0.50(mol・L-1 )-例题7-5：0.20 mol・L-1 NH4Cl溶液，其物料平衡式为： CNH4Cl＝c(Cl )＝c(NH4) + c(NH3)＝0.20 (mol・L-1)-?7.1.2 电荷平衡处于平衡状态的水溶液是电中性的，即溶液中荷正电质点所带正电荷的总数与荷负电质点所带负电荷的总数相等。
例题7-6：0.10 mol・L-1 HAc溶液，其电荷平衡式为： c(H+ )＝c(Ac- ) + c(OH )-对多价阳（阴）离子，平衡浓度各项中还有相应的系数，其值为相应离子的价数。
酸碱平衡和酸碱滴定法
(一) 滴定曲线
（pH Vb）
3. SP: 化学计量点，即加入滴定剂体积为 20.00mL
反应完全， Vb = Va
[H+] = 10-7 mol/L ,
溶液 pH=7 sp时: a=1 [H+]=[OH-]=Kt-0.5 pH=7.00
Байду номын сангаас
(一) 滴定曲线
（pH Vb）
4. SP后 （Vb Va）：为一元强碱 SP后0.1% 时 ，加入NaOH 20.02mL ① pH=? pOH 4.30 pH=9.70 Vb Va 20.02 20.00 OH Cb 0.10 5.0 10 5 mol / L Va Vb 20.02 20.00
cAc-KAc-10Kw, cAc-/KAc- 100
[OH-] = (cb Kb )1/2 = (5.0010-2 10-9.26 )1/2 = 5.2410-6 mol/L 溶液 pOH = 5.28 pH = 14-5.28 = 8.72
注：若ca0=cb0，且为1：1型反应，则SP时产物浓度为 起始浓度的一半。
HA + H2O
Kt
HA 1 H A K
a
Kb KW
二、强酸强碱的滴定
H3O+ + OHH2O+ H2O
Kt
H OH
1
1 14 10 10 . Kw
反应完全程度高
• 强碱滴定强酸 • 强酸滴定强碱
讨论：
水溶液中酸碱滴定反应完全程度取决 于Kt大小,强酸强碱的反应程度最高,弱 酸弱碱反应程度较差
常用单一酸碱指示剂 (要记住)
酸碱平衡与酸碱滴定法最新课件
常用等浓度的弱酸及其共轭碱配制。 HAc – NaAc : pKa= 4.74 (pH 3.8～5.7)
NH4Cl– NH3: pKb= 4.74 ( pH 8.5～10 )
2. 不干扰测定
如用EDTA滴定Pb2+时,不用 HAc- NaAc控制pH。
酚酞
9.1
甲基橙 3.4
甲基红 5.0
百里酚酞 10.0
变色范围 8.0－9.6（无－红） 3.1－4.4（红－黄） 4.4－6.2（红－黄） 9.4－10.6（无－蓝）
思考:为什么甲基橙的变色范围不是2.4 － 4.4 ? 人眼对红色比对黄色更敏感
酸碱平衡与酸碱滴定法最新课件
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5.6.2 影响指示剂变色范围的因素
NaOH（忽略体积变化），欲使其pH值改变不大于
0.15个pH单位，则原缓冲溶液中NH3和NH4Cl的最低
浓度各为多少？（pKb=4.74）
解：（1）pH
pK
a
l
g [ NH 3 ] [ NH 4 Cl ]
( 14 4. 74) l g [ NH 3 ] 9. 49
[ NH 3 ] 1. 7
酸碱指示剂也能与滴定剂或被测物质作用，用 量过大会引起较大的误差。
2、离子强度
KHI n
a a H I n aHI n
a γ H I n γ HI n
[ I n ] .
aH γ I n [ I n ]
[ HI n] [ HI n]
理论变色点：[ I n ] 1 [ HI n]
pH l ga H pK HI n l gγ I n
[ NH 4 Cl ]
无机及分析化学_第七章_酸碱平衡与酸碱滴定
第七章酸碱平衡与酸碱滴定学习要求：1．熟悉弱电解质的特点，弱电解质的离解平衡，离解度及其影响因素，离解平衡常数，离解度和离解平衡常数之间的关系—稀释定律。
掌握酸碱平衡理论及溶液pH值的计算；2．掌握缓冲溶液的含义;掌握缓冲溶液酸碱度的计算，了解缓冲溶液的选择和配制。
3．了解酸碱指示剂的作用原理，掌握其理论变色点和变色范围，掌握指示剂的选择。
4．掌握各类酸碱滴定曲线的特点、化学计量点pH的计算及指示剂的选择；掌握影响pH 突跃范围大小的因素；5．掌握各类酸碱准确滴定、分步滴定及指示剂的选择依据，了解酸碱滴定法的应用，掌握酸碱滴定结果的计算。
前面已介绍了化学平衡的一般规律，本章主要讨论水溶液中的酸碱平衡。
酸碱平衡在生物体中也同样存在，生物体液需要维持一定的pH范围，pH的改变将会影响生物体内细胞的活性。
因此酸碱平衡及其有关反应与生物化学反应有密切关系。
与气相中的反应相比，溶液的反应活化能较低，热效应较小，因此反应速率快，而且其平衡常数受温度、压力的影响较小，一般可以只考虑浓度1对平衡的影响。
酸碱滴定法是酸碱反应为基础的滴定分析方法。
它不仅能用于水溶液体系，也可用于非水溶液体系，因此酸碱滴定法是滴定分析中最重要的和应用最广泛的方法之一。
在酸碱滴定中，溶液的pH如何随滴定剂的加入而发生变化，如何选择合适指示剂使其变色点与化学计量点接近，如何将酸碱滴定法用于实际测定中等，都是必须掌握的内容。
本章将学习酸碱平衡和酸碱滴定法的基本原理和应用实例。
第一节电解质溶液一、电解质的分类电解质是一类重要的化合物。
凡是在水溶液或熔融状态下能解离出离子而导电的化合物叫做电解质，如NaCl。
1923年，德拜（P. J. W.Debye）和休格尔（E. Hückel）提出强电解质理论，电解质可分为强电解质和弱电解质两大类。
强电解质在水溶液中是能完全解离成离子的化合物，如离子型化合物：NaCl、=1，因此处理问题通常可进近似地1在本章讨论中的所涉及的溶液都是较稀的溶液，活度系数i用浓度代替活动度。
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5.共轭酸碱对Kaө 和Kbө的关系
K a θ (H K b θ ( A A ) c c (c ) H )c (O ) K H w
在一共轭酸碱对中, 酸的酸性越强,其共轭碱 的碱性就越弱;反之，酸越弱，其共轭碱就 越强。
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6.2 酸碱平衡的移动
1.浓度对酸碱平衡的影响
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6.3 酸碱平衡中有关浓度的计算
1. 水溶液的pH值
水的电离:
H2O ⇌ H++OH-
水的离子 积
Kө=c(H+)c(OH-)/c(H2O) KWө =c(H+)c(OH-)=Kө ·[H2O]
22℃时,KWө =10-14
即一定温度下 ，水溶液中H+和OH-浓度乘
积是一个常数。
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影响因素:酸碱本身授受质子的能力 溶剂受授质子的能力
水溶液中,酸碱的强弱用其离解常数Kaθ 或Kbθ 衡量。
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简写
H A c + H 2 OA c - + H 3 O +H A c A c -+ H +
Kθ a[c(H 3Oc()cH /θ]A c[(cθA c))cc//θ]
21
溶液酸碱和pH值
稀溶液中,用pH值表示酸碱性: pH=-log c(H+)
c(H+)c(OH-) =KWө =10-14 pH+pOH=14
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pH值的测定
酸碱指示剂:借助颜色变化来指示溶液的pH值。 HIn ⇌ H++In-
pH试纸：由多种指示剂混合溶液浸透试纸后晾 干而成。
4.了解酸度对弱酸（碱）存在形态分布状况影 响;
5.掌握酸碱指示剂的变色原理、指示剂的变色 点、变色范围;
6.掌握强酸（碱）滴定一元弱碱（酸）的原理, 滴定曲线的概念，影响滴定突跃的因素，化 学计量点pH值及突跃范围的计算，指示剂的 选择，掌握直接准确滴定一元酸（碱）的判 据其应用；
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H A c A c -+ H +
平衡浓度 c(1-α)
cα cα
Kaθ
c(H)c(Ac)
c(HAc)
c 2 1
当< 5%时 Kaө=c2 Ka /c
稀释定律
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2.同离子效应和盐效应
甲基橙
滴加0.1mol·L-1NaAc
0.1mol·L-1 HAc
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在弱电解质溶液中加入一种含有相同离
2
本章学习要求
7.掌握多元酸（碱）分布滴定的判据及滴定终 点的pH值计算,指示剂的选择，了解混合酸 准确滴定的判据及强酸弱酸混合情况下滴定 终点pH值计算，指示剂的选择;
8.了解酸碱滴定法的应用及相关计算，了解CO2 对酸碱滴定的影响，掌握酸碱标准溶液的配 制及标定，掌握混合碱的分析方法及铵盐中 含氮量的测定方法。
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6.1 酸碱质子理论
酸碱理论发展的概况
1100-1600年 发现盐酸、硫酸、硝酸等强酸 1774年 法国科学家拉瓦锡提出:
酸的组成中都含有氧元素 十九世纪初 认为酸的组成中都含有氢元素 1884年 瑞典科学家Arrhenius提出电离理论 1923年 Bronsted和Lowry提出酸碱质子理论
子的强电解质,使弱电解质电离平衡向左 移动，从而降低弱电解质电离度的现象 叫做同离子效应
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盐效应（异离子效应）
由于强电解质的加入增加了溶液中的离子浓度, 使溶液中离子间的相互牵制作用增强, 离子结合 为分子的机会减小，即分子化速度降低，因而重 新达到平衡时电离度有所增加。
同离子效应存在的同时,也存在盐效应，但盐效 应很弱，一般计算中可忽略。
Kaθ
c(H)c(Ac) c(HAc)
A c - + H 2 O H A c + O H -
Kb c(HcA(A )c(cO) H)
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电离常数的大小,表示了弱酸弱碱的电离 程度的大小， Kaө、Kbө越大，表示弱酸 弱碱的电离程度越大，溶液的酸、碱性越 强。
电离常数是一种平衡常数，它只与温度有 关，与浓度无关。
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例题
在氨水溶液中分别加入HCl、NH4Cl、NaCl、 NaOH、H2O对氨水电离平衡有何影响? α, pH有何变化？
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解: NH3·H2O ⇌ NH4++OH-
HCl NH4Cl NaCl NaOH H2O
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α pH
变大 变小 变小 变小 变大 变大 变小 变大 变大 变小
本章学习要求
1.掌握弱酸、弱碱的电离平衡,影响电离平衡常 数和电离度的因素，稀释定律;运用最简式计 算弱酸、弱碱水溶液的pH值及有关离子平衡 浓度;
2.了解同离子效应，盐效应;
3.掌握酸碱质子理论:质子酸碱的定义，共轭酸 碱对，酸碱反应的实质，共轭酸碱Kaθ和与Kbθ 的关系;
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1
本章学习要求
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电离理论(ionization)
电解质在水溶液中能电离
电离产生的阳离子全部是H+的物质是酸 电离产生的阴离子全部是OH-的物质是碱
完全电离———强电解质; 不完全电离——弱电解凡能给出质子的分子或离子称为酸( proton donor ) 凡能接受质子的分子或离子称为碱( proton acceptor)
酸 碱 + 质 子 共轭关系
共轭酸碱对
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NH4+
NH3 + H+
HCl
Cl+ H+
H2CO3
HCO3+ H+
HCO3-
CO 23 + H+
酸共
轭 酸 碱
碱对 + 质子
共轭关系
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说明: 两性物质:HCO3 酸碱质子理论中没有盐的概念
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2.酸碱反应
pH计
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2.质子条件式
酸失去的质子数与碱得到的质子数相等,其数 学表达式称为质子条件式
例: 浓度为c的弱酸HA水溶液中
HA + H2O ⇌ H3O+ + AH2O+H2O ⇌ H3O++OH-
根据质子理论,酸碱反应的实质是两个共 轭酸碱对之间的质子转移反应。
任何一个酸碱反应都是由较强酸和较强 碱反应生成较弱的酸和碱。
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3.水的质子自递反应
H2O+H2O ⇌ H3O++OH简写为: H2O ⇌ H++OH-
K
w
=[c (H+ )/c]·[c (OH-)/c]
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