酸碱解离和沉淀平衡
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在一元弱碱 B 溶液中，存在 B 与 H2O 之间的
质子转移反应：
B + H2O
达到平衡时：
HB+ + OH
Kb
(B)
[ceq (HB ) / c ][ceq (OH ) / c ceq (B) / c
]
一元弱碱的标准解离常数越大，它的碱性就
越强。
三、弱酸的标准解离常数与其共轭碱的标 准解离常数的关系
H+
HCl(g)+ NH3(g) 苯
NH4Cl(s)
酸碱质子理论（小结）
优点：
• 扩大了酸碱的含义和酸碱反应的范围。 • 将酸碱强度和酸或碱的性质和溶剂的性质联系起来。
局限：
酸碱质子理论把酸限制在含氢H，这就不能解释 不含氢物质的酸性。
如SO3、AlCl3显酸性
酸碱电子理论
习题
1.根据酸碱质子理论，下列物质既是酸又是碱的是 A、HCO3— B、H2S C、NH4+ D、Ac—
(conjugate acid-base pair)
例1：下列各组属于共轭酸碱对的是
A. H3PO4 — H2PO4-
B. H2CO3 — CO32-
C. H3O+ — OH-
D. H2PO4- — HPO42-
E. H2PO4- — PO43-
F. HAc — Ac-
练习：
指出下列物质何者为酸，何者为碱？并写出其 共轭酸（碱）。 H2O、H3O+、 NH3、 H2CO3、H2PO4-、NH4+、 H2S、HS-、 CO32-、OH-
ceq (H3O+ ) ceq (OH ) Kw c 1.0107 mol L1
溶液酸碱性取决于 ceq(H3O+) 与 ceq(OH-)的相对大小:
ceq (H3O+) ceq (OH ) 1.0107 mol L1, 溶液呈中性；
ceq (H3O+ ) ceq (OH ), ceq (H3O ) 1.0107 mol L1, 溶液呈酸性；
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+
ห้องสมุดไป่ตู้
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
ceq (H3O+ ) ceq (OH ), ceq (H3O ) 1.0107 mol L1, 溶液呈碱性。
一、氢离子浓度和 pH
对 H3O+浓度很低的溶液，常用 pH 来表示溶液的
酸碱性。
pH lg ceq (H3O+ ) c
与 pH 相对应的还有 pOH 和pKw ，它们的定
义分别为： pOH lg ceq (OH) c
c
c
水的质子自递反应是吸热反应，温
度升高，随之增大。
水的离子积(ion product of water) =1.0×10-14 （298K）
不同温度下水的离子积常数
T/K
Kw
T/K
Kw
当温度在室温附近变化时，Kw 变化不大，一 般可认为 Kw 1.0 1014。
二、弱酸、弱碱的解离平衡
（一）一元弱酸的解离平衡
只能为酸：H3O+、 H2CO3、NH4+、H2S、 只能为碱： NH3、 CO32- 、OH两性物质： H2O 、 H2PO4- 、 HS-
酸碱反应的实质
H+
+H +
HAc + NH3
NH4 + + Ac—
-H +
实质：两个共轭酸碱对之间的质子传递反应。
适用范围：水溶液、非水溶剂或气相中的反应。
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
第三章 酸碱解离平衡和沉淀-溶解平衡
第一节 酸碱理论 第二节 水溶液中的酸碱平衡 第三节 弱酸弱碱溶液H3O+或OH-浓度的计算 第四节 缓冲溶液 第五节 难溶强电解质的沉淀-溶解平衡
第一节 酸碱理论
一、酸碱电离理论(阿仑尼乌斯酸碱理论） (Arrhenius ionization theory)
pKw lg Kw
pH 与 pOH 之间的关系为：
pH + pOH = pKw
2. 下列各组溶液中,不属于酸碱共轭关系的是
A、 H2O—OH-
B、 NH3—NH4+
C 、H3PO4—HPO42-
D、 HCl—Cl-
第二节 水溶液中的酸碱平衡
一、水的质子自递反应
H+
H2O + H2O
H3O+ + OH-
或 H2O
H+ + OH-
Kw
ceq (H3O+ ) ceq (OH )
NH3 HCO3CO32-
H2O OH-
二、酸碱质子理论
特点： 1.酸和碱可以是分子，也可以是阳、阴离子。 2. 既是酸又是碱（两性物质）如 HCO3-, H2O。 3. 没有“盐”的概念。
如NaCl中Cl –为碱；NH4Ac中为两性物质
酸碱共轭关系
酸
质子 + 碱
HB 共轭酸碱对
H+ + BHB —B-
)
/
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
一、氢离子浓度和 pH 二、一元弱酸溶液H3O+ (pH) 的计算 三、一元弱碱溶液OH- (pH) 的计算 四、同离子效应和盐效应
一、氢离子浓度和 pH
室温下纯水中的 H3O+ 浓度为：
酸(acid) ：在水中解离出的阳离子全是H+的物质。
碱(base) ：在水中解离出的阴离子全是OH-的物质。
中和反应的实质是：H++ OH—
H2O
局限性：
无法解释NH3的弱碱性 无NH4OH
不适用于非水体系或无溶剂体系
二、酸碱质子理论
(proton theory of acid and base)
质子转移反应：
B + H2O
达到平衡时：
HB+ + OH
Kb
(B)
[ceq (HB ) / c ][ceq (OH ) / c ceq (B) / c
]
一元弱碱的标准解离常数越大，它的碱性就
越强。
三、弱酸的标准解离常数与其共轭碱的标 准解离常数的关系
H+
HCl(g)+ NH3(g) 苯
NH4Cl(s)
酸碱质子理论（小结）
优点：
• 扩大了酸碱的含义和酸碱反应的范围。 • 将酸碱强度和酸或碱的性质和溶剂的性质联系起来。
局限：
酸碱质子理论把酸限制在含氢H，这就不能解释 不含氢物质的酸性。
如SO3、AlCl3显酸性
酸碱电子理论
习题
1.根据酸碱质子理论，下列物质既是酸又是碱的是 A、HCO3— B、H2S C、NH4+ D、Ac—
(conjugate acid-base pair)
例1：下列各组属于共轭酸碱对的是
A. H3PO4 — H2PO4-
B. H2CO3 — CO32-
C. H3O+ — OH-
D. H2PO4- — HPO42-
E. H2PO4- — PO43-
F. HAc — Ac-
练习：
指出下列物质何者为酸，何者为碱？并写出其 共轭酸（碱）。 H2O、H3O+、 NH3、 H2CO3、H2PO4-、NH4+、 H2S、HS-、 CO32-、OH-
ceq (H3O+ ) ceq (OH ) Kw c 1.0107 mol L1
溶液酸碱性取决于 ceq(H3O+) 与 ceq(OH-)的相对大小:
ceq (H3O+) ceq (OH ) 1.0107 mol L1, 溶液呈中性；
ceq (H3O+ ) ceq (OH ), ceq (H3O ) 1.0107 mol L1, 溶液呈酸性；
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+
ห้องสมุดไป่ตู้
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
ceq (H3O+ ) ceq (OH ), ceq (H3O ) 1.0107 mol L1, 溶液呈碱性。
一、氢离子浓度和 pH
对 H3O+浓度很低的溶液，常用 pH 来表示溶液的
酸碱性。
pH lg ceq (H3O+ ) c
与 pH 相对应的还有 pOH 和pKw ，它们的定
义分别为： pOH lg ceq (OH) c
c
c
水的质子自递反应是吸热反应，温
度升高，随之增大。
水的离子积(ion product of water) =1.0×10-14 （298K）
不同温度下水的离子积常数
T/K
Kw
T/K
Kw
当温度在室温附近变化时，Kw 变化不大，一 般可认为 Kw 1.0 1014。
二、弱酸、弱碱的解离平衡
（一）一元弱酸的解离平衡
只能为酸：H3O+、 H2CO3、NH4+、H2S、 只能为碱： NH3、 CO32- 、OH两性物质： H2O 、 H2PO4- 、 HS-
酸碱反应的实质
H+
+H +
HAc + NH3
NH4 + + Ac—
-H +
实质：两个共轭酸碱对之间的质子传递反应。
适用范围：水溶液、非水溶剂或气相中的反应。
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
第三章 酸碱解离平衡和沉淀-溶解平衡
第一节 酸碱理论 第二节 水溶液中的酸碱平衡 第三节 弱酸弱碱溶液H3O+或OH-浓度的计算 第四节 缓冲溶液 第五节 难溶强电解质的沉淀-溶解平衡
第一节 酸碱理论
一、酸碱电离理论(阿仑尼乌斯酸碱理论） (Arrhenius ionization theory)
pKw lg Kw
pH 与 pOH 之间的关系为：
pH + pOH = pKw
2. 下列各组溶液中,不属于酸碱共轭关系的是
A、 H2O—OH-
B、 NH3—NH4+
C 、H3PO4—HPO42-
D、 HCl—Cl-
第二节 水溶液中的酸碱平衡
一、水的质子自递反应
H+
H2O + H2O
H3O+ + OH-
或 H2O
H+ + OH-
Kw
ceq (H3O+ ) ceq (OH )
NH3 HCO3CO32-
H2O OH-
二、酸碱质子理论
特点： 1.酸和碱可以是分子，也可以是阳、阴离子。 2. 既是酸又是碱（两性物质）如 HCO3-, H2O。 3. 没有“盐”的概念。
如NaCl中Cl –为碱；NH4Ac中为两性物质
酸碱共轭关系
酸
质子 + 碱
HB 共轭酸碱对
H+ + BHB —B-
)
/
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
一、氢离子浓度和 pH 二、一元弱酸溶液H3O+ (pH) 的计算 三、一元弱碱溶液OH- (pH) 的计算 四、同离子效应和盐效应
一、氢离子浓度和 pH
室温下纯水中的 H3O+ 浓度为：
酸(acid) ：在水中解离出的阳离子全是H+的物质。
碱(base) ：在水中解离出的阴离子全是OH-的物质。
中和反应的实质是：H++ OH—
H2O
局限性：
无法解释NH3的弱碱性 无NH4OH
不适用于非水体系或无溶剂体系
二、酸碱质子理论
(proton theory of acid and base)