5-3水的质子自递反应和水溶液的酸碱性
04酸碱滴定法(2)
Kw 1.0 10 1 2 Kb,3 1.4 10 K a , 1 7.08 103
1 4
§4-3 水溶液中弱酸（碱）质子条件式
一、处理水溶液中酸碱平衡的方法 （一）、分析浓度和平衡浓度 当酸碱在水溶液中达到离解平衡时，往往同 时存在几种形式(型体)，每一种型体的浓度称为 平衡浓度, 以符号[ ]表示。当溶液的pH值发生 变化时，酸碱各种型体的平衡浓度也随之变化， 各种存在型体平衡浓度之和称为分析浓度，也称 为总浓度，以符号C表示。
Ka2
Kb1
C2O42Kb2
O HC2 4 H 2 C2 O4 H
已知H2C2O4的Ka1=5.9×10-2 Ka2=6.4×10-5
所以
14 Kw 1.0 10 K 1.7 10 13 b2 K 2 a 1 5.9 10
2 PO3 H O HPO OH 4 2 4
例如 HAc溶液，溶质HAc以HAc和Ac-两种型体 存在。 HAc+H2O H3O+＋Ac此时HAc和Ac-的平衡浓度用［HAc］、［Ac-］ 表示。 c HAc HAc Ac 在溶液中
（二）物料平衡式（MBE） 在一个化学平衡体系中，某一给定组分的分析 浓度等于各有关型体平衡浓度之和。例如，若草酸 溶液的浓度为c（mol/L），则：
H2PO4 H3PO4 H3O＋
-
+H+
+2H+
+H+
HPO4 H2O
2-
NH4
+
－H+
－H+
－H+
NH3 PO43OH-
溶液的酸碱性
溶液的酸碱性溶液的酸碱性是指溶液中的氢离子（H+）和羟离子（OH-）的相对浓度。
酸性溶液中，氢离子的浓度高于羟离子的浓度；碱性溶液中，羟离子的浓度高于氢离子的浓度；中性溶液中，氢离子和羟离子的浓度相等。
溶液的酸碱性对生物体的生理功能、工业生产和环境保护等领域都有着重要影响。
酸碱性的度量常利用pH值来表示。
pH的定义是pH=-log[H+]，其中[H+]为溶液中氢离子的浓度。
pH值在0~14之间，数值越小表示酸性越强，0为最酸；数值越大表示碱性越强，14为最碱性。
中性溶液的pH值为7。
pH值的改变可能会造成化学反应、腐蚀、酶活性的改变等。
溶液酸碱性的调节与酸碱反应有关。
酸碱反应是发生在酸和碱之间的反应，其中酸和碱相互中和生成盐和水。
常见的酸碱反应有酸与碱反应、酸与金属反应、碱与金属反应等。
这些反应会导致令人感觉到的酸味、碱味和气味。
许多生物体利用酸碱反应进行生命活动。
比如，我们的胃酸能够帮助消化食物，维持胃内的酸性环境，抑制有害细菌的生长。
酸碱解离平衡是溶液酸碱性的重要因素。
酸和碱在水溶液中会发生解离，生成氢离子和羟离子。
酸的解离产生氢离子，而碱的解离产生羟离子。
强酸和弱酸的解离程度不同，会影响到溶液的酸碱性。
溶液中出现氢离子浓度的变化，会进一步影响pH值。
溶液酸碱性对生物体的影响很大。
细胞内的酸碱平衡对维持细胞的正常功能至关重要。
细胞内外的pH差异能够影响酶的活性，进而影响细胞的代谢功能。
酸碱平衡失调会导致酸中毒或碱中毒，严重时会危及生命。
在工业生产中，酸碱性也起到重要的作用。
许多化学反应需要在特定的酸碱条件下进行。
工业废水的酸碱性对环境保护也非常重要。
酸性废水对水体的生态环境会产生严重破坏，而碱性废水可能会引起水体的浑浊和大规模无菌。
为了调节溶液的酸碱性，人们常常采取一些方法。
最常用的方法是加入酸或碱物质来调节pH值。
例如，当溶液变得过酸性时，可以加入一些碱物质如氢氧化钠来中和溶液，提高pH值。
无机化学酸碱 酸碱反应重点精华总结
酸、碱和 酸碱反应
Chapter 5
Acid, base and acid-base reaction
本章教学要求
1. 了解酸碱概念的变迁； 2. 理解布朗斯特酸碱理论的意义和要点； 3.了解路易斯酸碱定义及相关概念。
5.1 布朗斯特酸碱 The Brfnsted-Lowry acid-base model
H+ PO34H+ NH3
共轭酸碱对：
酸 给出质子后余下的那部分就 是它的共轭碱
碱接受质子后就成为它的共轭酸
注意：质子理论中无盐的概念，电离理论中的盐，在质
子理论中都是离子酸或离子碱，如 NH4Cl 中的 离子酸， Cl－是离子碱.
NH
4
是
酸 质子 碱
例：HAc的共轭碱是Ac－ ， Ac－的共轭酸HAc， HAc和Ac－为共轭酸碱对。
7. HPO42-、H3PO4
5.1.3 布朗斯特平衡
1.水的质子自递反应和溶液的酸碱性
水的质子自递反应
H2O H+ OH-
H2O H+ H3O+
H2O H2O H3O+ OH-
（H3O +常简写为H+）
K
Θ w
c(H ) cΘ
c(OH ) cΘ
水合氢离子
对反应
H2O(l) + H2O(l) (酸) (碱)
5.2 路易斯酸碱 The Lewis acid-base model
发展历程：
酸碱的早期定义： 酸：有酸味，能使蓝色石蕊变红 碱：有涩味，使红色石蕊变蓝
Arrhenius酸碱电离理论（1887） Brфnsted-Lowry酸碱质子理论（1923） Lewis酸碱电子理论（1923） Pearson软硬酸碱理论（1963）
大学无机化学课件溶液的酸碱性
【例5-8】 在0.10mol·L-1HAc溶液中加入固体NaAc， 使其浓度为0.10mol·L-1 (设溶液体积不变)，计算溶液 的[H+]和电离度。
解: C0=0.10mol·L-1,C Ac-= 0.10mol·L-1, Ka = 1.74×10-5 :
HAc
H+ + Ac–
起始浓度：0.10 解离浓度：[H+]
答： NH4+的Ka为5.59 ×10-10.
三、酸碱的强度
通式：BA = B++A–
K [B ][A ] [BA]
酸acid----Ka,实验平衡常数 碱base----Kb ,实验平衡常数
注意：K只与物质的本性和温度T有关，与浓度无关。
pKa lgKa Ka越大，pKa就越小，酸性越强； pKblgKb Kb越大，pKb就越小，碱性越强；
多元弱酸、弱碱中共轭酸碱Ka和Kb的关系
H2S
H+ + HS-
Ka1 = 1.32 ×10-7
HS-
H+ + S2-
Ka2 = 7.10 ×10-15
S2- + H2O HS- + H2O
HS- + OH- Kb1= 1.41 H2S + OH- Kb2= 7.58 ×10-8
5.2.3 两性物质的质子传递平衡
K[H[H ]2[ S S]2]0.01.1020x= Ka1 .Ka2=9.23 × 10-22
x = 9.23 × 10-21 mol·L-1
5.3.2 盐效应
若在HAc溶液中加入不含相同离子的强电解质 如NaCl,，则因离子强度增大，溶液中离子之间的 相互牵制作用增大，使HAc的解离度略有增大，+] ≈0.10
酸碱质子理论
活度因子：离子的活度
aB B bB / bθ
γB称为溶质B的活度因子， bθ为标准态的浓 度(即1 mol·kg-1)。
注意：
1、当溶液中的离子浓度很小，且离子所带的电 荷数也少时，活度接近浓度，即 γB≈1。
2、溶液中的中性分子也有活度和浓度的区别， 不过不象离子的区别那么大，所以，通常把 中性分子的活度因子视为1。
酸碱解离理论(1887年阿累尼乌斯酸碱理论）
凡是在水中能解离出H+的物质是酸(acid)， 能解离出 OH-的物质是碱(base)。
中和反应的实质是：H++OH-===H2O
局限性：
无法解释NH3·H2O的弱碱性 无NH4OH
不适用于非水体系或无溶剂体系 NH 3 (g) HCl(g) NH 4Cl(s)
[H+]
pH
HAc
加HCl
加H2O 加NaAc(s)
加NaCl(s)
课后练习答案
0.1mol/L HAc 加HCl
α 变小
加H2O 加NaAc
变大 变小
加NaCl 变大
K 不变 不变 不变 不变
[H+] 变大 变小 变小 变大
pH 变小 变大 变大 变小
第三节 酸碱的质子理论
酸碱理论的发展
酸碱离子理论（阿累尼乌斯 ） 酸碱质子理论（布朗斯特） 酸碱电子理论（路易斯）
酸碱半反应1 酸碱半反应2
HAc 酸1
H+ + H2O 碱2
H+ + Ac碱1
H3O+ 酸2
40
两式相加得：
H+
↓
HAc + H2O 酸1 碱2
第四章酸碱滴定法
第四章酸碱滴定法第四章酸碱滴定法酸碱滴定法（acid－base titrations）是以⽔溶液中的质⼦转移反应为基础的滴定分析⽅法。
⼀般酸、碱以及能与酸碱直接或间接发⽣质⼦反应的物质，⼏乎都可以⽤酸碱滴定法测定。
因此，酸碱滴定法是分析化学的基础内容之⼀。
这个⽅法的关键问题是计量点的确定。
因为酸碱反应通常不发⽣外观的变化，在滴定中需选⽤适当的指⽰剂，利⽤它的变⾊作为到达计量点的标志。
因为不同的指⽰剂的变⾊有其不同的pH，⽽不同类型的酸碱反应的计量点时pH⼜不相同，为了正确地确定计量点，就需要选择⼀个刚好能在计量点时变⾊的指⽰剂。
要解决这个问题，必须了解滴定过程中溶液pH的变化情况。
因此，在学习酸碱滴定时，不仅要了解指⽰剂的变⾊原理和变⾊范围，同时也要了解滴定过程中溶液pH的变化规律和指⽰剂的选择原则，以便能正确地选择合适的指⽰剂，获得准确的分析结果。
基于上述原因，我们先讨论酸碱溶液平衡的基本原理，然后再介绍酸碱滴定中的理论及应⽤。
第⼀节⽔溶液中的酸碱平衡⼀、酸碱的质⼦理论根据质⼦理论，凡能给出质⼦（H+）的物质是酸，能接收质⼦的物质是碱。
酸碱关系可⽤下式表⽰：酸HA与碱A-处于⼀种相互依存的关系中，即：HA失去质⼦转化为它的共轭碱A-，A-得到质⼦后，转化为它的共轭酸HA，则HA与A-被称为共轭酸碱对。
如：由上述酸碱的半反应可知：酸碱可以是中性分⼦，也可以是阳离⼦或阴离⼦，酸碱是相对的。
⼜如：离⼦（H2PO4-）在H3PO4－H2PO4-共轭体系中为碱，⽽在H2PO4-－HPO42-共轭体系中为酸。
同⼀物质在某些场合是酸，⽽在另⼀场合是碱，其原因是共存物质彼此间给出质⼦能⼒相对强弱不同。
因此同⼀物质在不同的环境（介质或溶剂）中，常会引起其酸碱性的改变。
既能给出质⼦⼜能接受质⼦的物质称为两性物质。
酸碱质⼦理论认为，酸碱反应的实质是质⼦转移。
例如HAc在⽔中离解，溶剂⽔就起着碱的作⽤，否则HAc⽆法实现其在⽔中的离解，即质⼦转移是在两个共轭酸碱对间进⾏。
5酸碱滴定法
例： NaHCO3 解：
2 MBE： [Na ] c, [H2CO3 ] [HCO3 ] [CO3 ]c
2、电荷平衡式 charge balance equation, CBE
在平衡状态，溶液中正离子所带电荷总数与负离子 所带电荷总数相等的数学表达式。 例： BaSO4 解：
5.2 酸碱组分的平衡浓度与分布分数
对一元弱酸：
HA H A
[H ][ A ] Ka [HA]
分析浓度analytical concentration: 物质总浓度或标签浓度，c：mol/L 酸的浓度acidic concentration: 酸的总浓度 c，包括离解和未离解部分。 平衡浓度equilibrium concentration: 平衡状态时，溶液中各型体的浓度。[HA]、[A-] mol/L 酸度acidity: 溶液中氢离子的活度，以pH值表示，其大小与酸的种 类、浓度有关。pH值范围通常为1～14，pH值为负值或 大于14极不常见。
*一般计算：
K K
0
c
*一般计算：
K K
0
c
K0: 活度常数 Kc: 浓度常数
Ka、Kb: 酸式、碱式离解常数
5.1.3 溶液中的其他相关平衡 ——物料平衡、电荷平衡和质子平衡 1、物料平衡式 mass balance equation, MBE
在平衡状态，某组分的分析浓度等于其各型体的平衡浓 度之和的数学表达式。
实例：
0.1mol/L HCl溶液 理论上H+浓度为0.1 mol/L 实际上H+浓度为0.083 mol/L
0.05mol/L AlCl3溶液
理论上Al3+浓度为0.05 mol/L Cl-浓度为0.15 mol/L 实际上Al3+浓度为0.005 mol/L Cl-浓度为0.099 mol/L
第三章 酸碱滴定法
2、水溶液中H+浓度的计算公式及使用条件
(1)强酸（Ca ）
HA H A
[H ] Ca (2)强碱（Cb ）
A-+ H2O = OH- + HA
（3）一元弱酸（Ca ）
HA
H+ + A-
Ka
H
A
HA
H
缓冲容量：使1L缓冲溶液的pH增加或减少dpH单位 所需加入强碱或强酸的量。 缓冲容量的影响因素： 缓冲溶液的总浓度 缓冲溶液的组分比
总浓度愈大，缓冲容量愈大；总浓度一定时， 缓冲组分的浓度比愈接于1:1，缓冲容量愈大。一 般将组分的浓度比控制在0.1～10之间。
缓冲范围：缓冲溶液所能控制的pH范围叫做缓冲范
酸式色时：[HIn]/[In-]≥10，pH≤ pKHIn-1 碱式色时：[HIn]/[In-]≤1/10，pH ≥pKHIn+1 混合色时： 10≥ [HIn]/[In-] ≥1/10
指示剂的变色范围：人的视觉能明显看出指 示剂由一种颜色转变成另一种颜色的pH范围。
指示剂的理论变色范围：pKHIn1 指示剂的实际变色范围：实验测得的变色范
缓冲范围 1.5～3.0
2～3.5 3～4.5 4～5.5 4.5～6.0 6.5～8 7.5～9 8.5～10 8.5～10
四、酸碱指示剂
1、酸碱指示剂的变色原理
酸碱指示剂：一类有颜色的有机物（弱酸或弱 碱），随溶液pH的不同结构发生变化，而呈现 不同颜色，颜色与结构相互关联。
HIn 酸式色
滴定过程中，溶液总体积不断增加，计算时应 注意；
滴定前19.98mL，pH变化慢：4.3-1=3.3； 化学计量点前后0.04 mL(约1滴)，pH发生突跃
【教学目标】1掌握同离子效应和盐效应,酸碱的共轭关系(阅读)
二、缓冲溶液pH的计算
K p H =p a +lg
[共轭碱 ] [共轭酸 ] c V (共轭碱)
K p H =p a +lg
V (共轭 碱) V (共轭酸) c (共轭碱) c (共轭酸)
K p H =p a +lg
K p H =p a +lg
c V (共轭酸)
根据缓冲溶液的计算公式可知：
1、缓冲溶液的pH值主要取决于共轭酸碱对中弱酸 的Ka值，其次，取决于缓冲溶液的缓冲比 2、对于同一缓冲对的缓冲溶液，其pH值只取决于 缓冲比，改变缓冲比，缓冲溶液的pH值也随之改 变,当缓冲比为1时，缓冲溶液的pH=pKa 3、适当稀释缓冲溶液，缓冲比不变，计算的pH值 亦不变，但加入大量水稀释时，使pH值略有升高， 称为稀释效应。
Ka=Kw/Kb =1.0 ×10-14 /1.76×10-5 =5.68 ×10-10
[H3+O]=√ Ka· c = √ 5.68×10-10×0.10 = 7.54×10-6 pH = -lg[H3+O]= -lg7.54×10-6 =5.12
第四节
缓冲溶液
一、缓冲溶液的组成及缓冲作用
（一）缓冲作用与缓冲溶液 能对抗外来少量强酸、强碱或稍加稀释而保持溶液 pH值基本不变的作用叫做缓冲作用;具有缓冲作用的溶液, 叫做缓冲溶液。
平衡向左移动，解离度减小 定义：在弱电解质溶液中，加入与该弱电解质具有相同离子 的易溶强电解质，导致弱电解质的解离度降低。 2．盐效应
H A c
+ H
+
A c
+ a N a C l =N
+
C l-
平衡向右移动，解离度增大 讨论：两种效应的发生原因及其协同作用。
水的离子积常数
Kw ：水的离子积常数。
在一定温度下，纯水中H3O+ 离子的平衡
浓度与OH-离子的平衡浓度的乘积为一定值
（室温下一般为
Kw
10 10 14
）
此关系也适用于任何水溶液。
二、共轭酸碱对的Ka与kb的关系
现以共轭酸碱对HB-B-为例进行推导。 共轭酸碱对HB-B- 在溶液中存在如下 质子转移反应：
一元弱碱溶液 OH 的最简公式:
OH Kb c
（2.7）
OH 的负对数为pOH
在常温，水溶液中 H3O OH 10 ， 14
pH pOH 14 ，pH 14 pOH 。
例2-2计算298K时，0.10mol.L-1HAc
溶液的pH值。
解：已知，c 0.10moI ， L1 Ka 1.76105
Ka c 1.76105 0.10 20Kw ,
c ka
0.10 1.76105
500
故用式（2.6）计算：
H3O Ka c 1.76105 0.10
HB H2O ⇌ H3O B B H2O ⇌HB OH
达到平衡时
Ka
H3O B
HB
HB OH
Kb
B
以上两式相乘得：
Ka Kb Kw
共轭酸碱对中的弱酸的Ka， 与其共轭碱的Kb的乘积等于Kw
例2-1已知HAc的Ka为1.8×10-5, 计算Ac-离子的kb。 解：Ac-离子是HAc的共轭碱，
5.681010
kb c 5.681016 0.10 20kw
c kb
无机化学知识小结
无机化学知识小结第一章溶液一、常用溶液浓度的表示方法1、质量浓度ρb=m b/v (kg.m-3）2、质量分数ωb=m b/m总(%）3、物质的量浓度C b=n b/v (mol/L)4、摩尔分数x b=n b/n总（%)5、质量摩尔浓度（b B定义为溶质B的物质量n B除以溶剂A的质量）B b=n B/m A（mol/kg) b B=m B/(m A ∙m b)二、在稀溶液中浓度之间的换算关系（以单位为标准）1、稀溶液的依数性（非电解质稀溶液)定义：如蒸汽压下降，沸点升高，凝固点降低，渗透压等性质与溶质的本质无关，仅取决于溶液的性质，即与溶质粒子的数目有关。
（1）蒸汽压下降（∆p）kpa ∆p=p A0X B=n B/(n A+n B)∙P0AP0A：为纯溶剂在一定温度下的蒸汽压（kpa）X B:为B的摩尔质数P:为溶液在一定温度下的蒸汽压拉乌尔定律:在一定溶液的温度下，难挥发非电解质稀溶液的蒸汽压近似地与溶质B的摩尔浓度成正比。
∆P=Kb B(K为(P A0*M A)/1000)(3)渗透压(范特霍夫定律）π在一定温度下，非电解质稀溶液的渗透压和溶质的物质的量浓度成正比，与溶质额本性无关。
π=c B RTΠ是渗透压，c B 是溶质的物质的量浓度，R 是摩尔气体常数【8.314J/(mol*l ）】，(4)电解质稀溶液的依数性 (生理等渗溶液380--320mol/L)第二章 化学平衡第一节 化学反应的可逆性 1、化学平衡的几个特点 （1）正逆反应速率相等（2）化学平衡是可逆反应进行的最大限度，此时反应系统中的各物质浓度不再随时间而变化。
这是化学平衡建立的标志。
（3）化学平衡是相对的、有条件的动态平衡。
当外界条件改变时，原来的化学平衡被破坏，直至新条件下建立起新的化学平衡。
2、标准平衡常数（1）标准平衡常数表达式1、稀溶液中反应的标准平衡常数 对于在理想溶液中进行的任一可逆反应在一定温度下达到平衡时，其标准平衡常数表达式为【A 】、【D 】、【E 】、【F 】分别表示物质A 、D 、E 、F 在平衡时的量浓度；)()aq ((aq)(aq)f dD aA aq F eE +⇔+括号内的表示物质的相对浓度；右侧为缩写，因为标准浓度、2、气体混合物反应的标准平衡常数 对于任一理想气体的可逆反应等表示物质在平衡时的分压，等表示物质的相对平衡分压。
第五章：酸碱平衡
酸和碱是两类重要的电解质。
在活的有机体中，它们起着十分重要的作用，而且很多药物本身就是酸或碱，它们的制备和分析测定条件以及药理作用等，都与酸碱性有着密切的关系。
酸碱反应是一类没有电子转移、只涉及离子的互换的反应。
许多化学反应和生化反应都是酸碱反应，有些化学反应只有在适当的酸碱条件下才能顺利进行。
了解溶液中酸碱平衡关系及其规律，对于控制酸碱反应以及与酸碱有关的化学反应的进行都是十分必要的。
第一节酸碱理论人们对酸碱概念的讨论经过了二百多年，经历了一个由表及里、由浅入深、由低级到高级的发展过程。
在这个过程中，提出了许多的酸碱理论，较重要的有：阿仑尼乌斯(S．A. Arthenius)的电离理论；布朗斯特(J．N．Bronsted)和劳莱(T．M．Lowry)的质子理论；路易斯(G．N．Lewis)的酸碱电子理论；软硬酸碱理论等。
为了能更好地说明酸碱平衡的有关规律，本节重点讨论质子理论，并简要地介绍酸碱电子理论。
一、酸碱质子理论（一）酸碱定义及其共轭关系酸碱质子理论认为：酸是能够释放质子(H+)的分子或离子（质子给体），碱是能与质子(H+)结合的分子或离子（质子受体）。
例如：HCl、HAc、NH4+、H2PO4－、[Cu(H2O)4]2+等，都能给出质子，它们都是质子酸。
而NH3、OH－、Ac－、HCO3－、HPO42－等，它们都能与质子结合，它们都是质子碱。
例如：根据酸碱质子理论，质子酸给出质子后，余下的部分必有接受质子的能力，即质子酸给出质子变为碱；反之质子碱接受质子后变为质子酸。
酸和碱并不是彼此孤立的，而是统一在对质子的关系上，这种关系可用化学反应方程式表示为：质子酸H+ + 质子碱可见，对质子酸、碱来说，酸内含碱，碱可变酸，所以质子酸、碱是相互依存的，又是可以互相转化的。
它们之间这种“酸中有碱，碱可变酸”的关系被称之为质子酸、碱的共轭关系。
另外，酸碱质子理论中的两性物质（amphoteric compound）是指在反应中，既能给出质子又能接受质子的分子或离子，如H2O、HCO3－、HPO42－等。
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。
(最新整理)第四章酸碱滴定.
可见，分布分数是溶液pH的函数。
例：已知c HOAc=1.0 ×10-2mol/L，pH=4.00时，HOAc和OAc-
的分布H分O数A c [?H 哪[ H 种] 是]K 主a 要 存1 在型0 4体 1 ？1.其0 84 浓1度是0 5多少0？.85 OAc1 HOA c0.15
主要存在型体为HOAc ，其平衡浓度： [HOAc]=c HOAc δ HOAc =1.0 ×10-2 ×0.85=8.5×10-3mol/L
例2 以Na2CO3为例，写出其质子条件式。 选取CO32-和H2O作为零水准物质,质子条件式为：
[HCO3-] +2[H2CO3] + [H+] = [OH-]
例3 写出NaH2PO4液的质子条件式。 选H2PO4-和H2O作为零水准物质。
[H+] + [H3PO4] =[HPO42-] + 2[PO43-] + [OH-]
pKb2 = pKw －pKa1 = 14.00－6.89 = 7.11
教材例1：比较几种弱碱及其共轭酸的强弱
三、水溶液中酸碱组分不同型体的分布
在弱酸弱碱的平衡体系中，一种物质可能以多种型体存在。 如醋酸，在水溶液中有两种型体：HOAc、OAc-
酸的浓度(分析浓度)：是指在一定体积溶液中含有某种酸 溶质的量，即酸的分析浓度，包括已离解的酸的浓度和未
例如：
酸
HOAC
H2CO3 HCO3NH4+ H6Y2+ NH3OH+ (CH2)6N4H+
碱 OAcHCO3CO32-
NH3 H5Y+
NH2OH
(CH2)6N4
质子 + H+ + H+ + H+ + H+ + H+ + H+ + H+
普通化学 第七章 酸碱反应与酸碱平衡
_
弱酸或弱碱是指在水溶液中大部分以分子形式存在， 只部分解离为H+或OH-离子的酸或碱。
弱酸：HAc，H2S；弱碱：NH3·H2O
强酸强碱盐
盐： 强酸弱碱盐
NaCl, KNO3
NH4Cl Na2S, Na2CO3 NH4Ac
弱酸强碱盐 弱酸弱碱盐
离子碱 H+
Ac－+
碱(1)
H2O
酸 (2) H+
＝ OH－ + HAc
碱(2)
酸 (1)
NH4Cl水解
离子酸
NH4+
酸 (1)
+
H2O ＝ H3O+ + NH3
碱(2) 酸 (2) 碱(1)
酸碱质子理论
无论是酸碱中和、酸碱解离、盐类水解反应，从质子 理论观点来看，这些都是酸碱之间的质子传递反应。 质子理论中不存在盐的概念，如NH4Cl中NH4+能够 给出质子，是离子酸，Cl－能够接受质子，是离子碱；
其大小不仅与弱酸（碱）的本性有关，还与溶液浓度有关。
水的质子自递反应及水溶液的pH
设浓度为c的弱酸HA的解离度为α，解离常数为KaӨ HA在水中存在解离平衡 HA + H2O＝ H3O+ + A0 0 初始浓度 c
平衡浓度 c(1-α)
cα
cα
2
Kaθ
(c /cθ )α {cα /cθ }2 = = θ 1-α {c (1-α) /c }
KiӨ ≤10-4：弱酸或弱碱 ；
10-2 ≥ KiӨ≥ 10-4：中强酸或中强碱。
KaӨ(HCOOH) =1.8 ×10-4 KaӨ(CH3COOH) =1.8 ×10-5
酸碱滴定法(2024版)
分析化学课件
水溶液中... 酸碱指示剂 酸碱滴定... 滴定终点... 应用与示例 非水溶液… 小 结
1.3.2 质量平衡（物料平衡） c分析 = c1+c2+c3+……
分析浓度 = ∑ 各型体的平衡浓度
则 Kb2= Kw/Ka1 =1.00×10-14/5.1×10-8 = 2.0×10-7
分析化学课件
水溶液中... 酸碱指示剂 酸碱滴定... 滴定终点... 应用与示例 非水溶液… 小 结
1.2 溶液中酸碱组分的分布 1.2.1 酸的浓度和酸度 酸度: 溶液中H+的浓度(指H+的活度)，用pH值表示。 酸的浓度: 是指在一定体积溶液中含有某种酸溶质的量，
例：醋酸水溶液 按HAc： c = [HAc]+[Ac-] 按总H： c = [HAc] + [H+] – [OH-] [H+] 包括醋酸离解所得氢和水分子离解所得，水分子离解 的氢应从总氢中除去。 思考题: H3PO4 溶液, Na2HPO4 溶液
分析化学课件
水溶液中... 酸碱指示剂 酸碱滴定... 滴定终点... 应用与示例 非水溶液… 小 结
分布系数和副反应系数
➢ 分布系数
HAc H Ac
δ0
HAc
c
δ [Ac ]
1
c
δ1 δ0 1
α HAc
H
c A
c
,
αY
c
Y
动 画
HAc 分 布 系 数 与 溶液pH关系
(4)酸碱平衡与酸碱滴定法
共轭酸碱对
又如：
H+
HCl + NH3 ⇌ 酸(1) 碱(2)
NH 酸(2)
+ 4
+ Cl 碱(1)
三、水溶液中的酸碱反应及其平衡 1、水的质子自递反应
H2O 及能给出质子，又能接受质子，这种质子的转移作用在水 分子之间也能发生：
H2O + H2O→ H3O+ + OH-
质子自递反应——溶剂分子间发生的质子传递作用。
从计算结果可知，加入少量盐酸后，溶液的pH值基 本不变。
3、缓冲溶液的选择和配制
原则： ⑴ 所选择的缓冲溶液，除了参与和 H+或 OH–
有关的反应以外，不能与反应体系中的其它14 p K ⑵ a 或 b 尽可能接近所需的pH值；
欲配制的缓冲 溶液的 pH 值
应选择的缓冲组分
[H + ]
(1 +
2K a 2 [H ]
+
)
若K a 很小，则2 K a 2 / [H+] <<1，可将其略去，即忽略H2A的 2 第二步解离，上式可简化为
[H+] =
K a1 [ H 2 A ]
（近似式）
如果c/ K ≥105，可进一步简化为 [H+] = c K a （最简式） 多元碱溶液的 pH 可同样仿照多元酸的处理方 法。
c(HAc) 略有增加，c(Ac–)略有减少， c(Ac )
变化不大，
因此溶液的c(H+)或pH值基本不变。
HAc 大量
H+ 极少量
+
Ac 大量
⑵ 加入少量强碱时，溶液中大量的HAc与外加 的少量的OH－生成Ac–和H2O，当达到新平衡时，
第六章电解质
二、酸碱在水溶液中的质子转移平衡 （一）弱酸、弱碱的质子转移平衡
1．一元弱酸、弱碱在水中的质子转移平衡
H+ HB + H2O
H3O+ + B-
Ka
[H3O ][B- ] [HB]
K aΘ— 弱酸的质子转移平衡常数
17
弱碱的质子转移平衡常数KbΘ
H+
NH3 + H2O
NH4+ + OH-
9
(3) I与 的关系 — Debye-Hückel公式(了解)
c < 0.01mol·L-1 lg A | z z | I
298K时， A = 0.509
lg 0.509 | z z | I
10
第二节 酸碱质子理论
二、Brønsted质子理论
1.定义 凡是能给出质子的物质都是酸，
HCO3- + H2O
H3O+ + CO32-
K
a2
[H3O ][CO32 ] [HCO3 ]
5.611011
[CO32 ] 5.611011
[OH
]
Kw [H3O
]
1.00 1014 1.3110 4
7.631011(mol L1)
31
四.两性物质溶液（不要求） 1.分类 (1)两性阴离子溶液:
一、水的质子自递平衡和水溶液的pH值 1．水的质子自递平衡
H+
H2O + H2O
H3O+ + OH-
K [H3O+ ][OH-] [H2O][H2O]
K
w
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计算
• [OH−]=1×10-8mol/L ，求[H+] • [H+]=1×10-5mol/L ，求[OH−] • [OH−]=1×10-6mol/L ，求[H+]
• 1×10-6mol/L • 1×10-9mol/L • 1×10-8mol/L
根据表格5-2，温度与Kw什么关系？
• 常数：温度不变，其值不变
• 水的电离是吸热反应，离子积随温度升高
增大还是减小
H2O ⇌ OH− + H+
二、溶液的酸碱性和pH
H2O ⇌ OH− + H+
• 纯水显酸性、碱性还是中性？ • 纯水中[H+] 、 [OH−] 什么关系？
二、溶液的酸碱性和pH
溶液的酸碱性与[H+] 、 [OH−] 的关系
常 温 下 中性溶液 [H+] =1×10−7mol/L = [OH−]
液pH的物质称为酸碱指示 剂
酸碱指示剂
常用的酸碱指示剂
指示剂 甲基橙 甲基红 石蕊 酚酞 变色范围 3.1-4.4 4.4-6.2 5.0-8.0 8.2-10 颜色 酸色-碱色 红色-黄色 红色-黄色 红色-蓝色 无色-红色
pH试纸
pH计
•在任何水溶液中H3O+和OH−都同时存在！
•Kw在一定温度下是定值！
思考： [OH−] =1×10−7mol/L， [H3O+] =？
二、水的解离
水的电离方程式
H2O ⇌ OH− + H+
25℃，1L纯水中只有1×10-7mol的水发生电离
那么OH− 、 H+浓度分别是多少？
[H+]=[OH−]=1×10-7mol/L 那么[H+][OH−]=？
（一）水的质子自递平衡
H+
H2O + H2O ⇌OH− + H3O+
[H3O ][OH ] K [H2O]2
水的离子积常数
Kw= [H3O+][OH−]
Kw适用于 纯水和稀溶液体系 [H3O+]与[OH‾]可互求
第三节 水溶液中的质子转移平衡
常温 Kw= [H3O+][OH−]= 1.0×10−14
计算下列溶液的pH值
[OH-]=1×10-1mol/L [OH-]=1×10-2mol/L [OH-]=1×10-3mol/L [OH-]=1×10-4mol/L [OH-]=1×10-5mol/L [OH-]=1×10-6mol/L [OH-]=1×10-7mol/L
[H+]=1×10-13mol/L [H+]=1×10-12mol/L [H+]=1×10-11mol/L [H+]=1×10-10mol/L [H+]=1×10-9mol/L [H+]=1×10-8mol/L [H+]=1×10-7mol/L
• • • • • • •
13 12 11 10 9 8 7
思考：溶液酸碱性与pH有什么关系
[H+] 10-1 10-2 10-4 10-6 10-7 10-8 10-10 10-12 10-14
[OH-] 10-13 10-12 10-10 10-8 10-7 10-6
10-4 10-2 100
第五章 电解质溶液
ELECTROLYTE SOLUTION
一、水的质子自递反应和水溶液的酸碱性
（一）水的质子自递反应
H+
H2O + H2O ⇌OH− + H3O+
发生在同种溶剂分子之间的质子传递作用， 称为质子自递反应（水的解离反应）。
第三节 水溶液中的质子转移平衡
一、水的质子自递反应和水溶液的酸碱性
10-4 10-2 100
pOH 13
ห้องสมุดไป่ตู้12
10
8
7
6
4
2
0
pH与人体
• 人体体液pH维持在7.35-7.45之间
• pH＞7.45，碱中毒 • pH＜7.35，酸中毒
酸碱指示剂
• 有一类化合物，在不同的
酚 酞
pH溶液中呈现不同的颜色
，可利用其颜色的变化来
判断溶液的酸碱性，这种
借助颜色的改变来指示溶
• [OH-]大于1mol/L ，用[OH-]表示溶液的酸碱
性
pOH
pOH = －lg[[OH−] 常温时 pH + pOH = 14
[H+] 10-1 10-2 10-4 10-6 10-7 10-8 10-10 10-12 10-14
[OH-] 10-13 10-12 10-10 10-8 10-7 10-6
当[H+] 或 [OH−] 浓度较低，如[H+] =1×10−12mol/L，这种表 示方法不够方便
溶液酸碱性的另一种表示方法的pH值
pH = -lg[H+]
（-lg10-a=a）
计算下列溶液OH-、pH值
[H+]=1×10-1mol/L [H+]=1×10-2mol/L [H+]=1×10-3mol/L [H+]=1×10-4mol/L [H+]=1×10-5mol/L [H+]=1×10-6mol/L [H+]=1×10-7mol/L
[OH-]=1×10-13mol/L [OH-]=1×10-12mol/L [OH-]=1×10-11mol/L [OH-]=1×10-10mol/L [OH-]=1×10-9mol/L [OH-]=1×10-8mol/L [OH-]=1×10-7mol/L
• • • • • • •
1 2 3 4 5 6 7
pH 酸 碱 性
1
2
4
6
7 中性
8
10
12
14
酸性增强
碱性增强
二、溶液的酸碱性和pH（-lg10-a=a）
溶液酸碱性与pH的关系
中性溶液：pH = 7 酸性溶液： pH < 7 碱性溶液： pH > 7 pH ， 酸性越强；pH ， 碱性越强
关于pH的几点说明
• pH介于0-14之间
• [H+] 大于1mol/L，用[H+]表示溶液的酸碱性
酸性溶液 [H+] ＞ 1×10−7mol/L ＞ [OH−]
碱性溶液 [H+] ＜ 1×10−7mol/L ＜ [OH−]
水溶液中: [H+] 越大，酸性越强，碱性越弱。 [OH−]越大，碱性越强，酸性越弱。
二、溶液的酸碱性和pH
溶液酸碱性可以用[H+] 或 [OH−]表示
1mol/L的盐酸溶液与1mol/L的硫酸溶液谁的酸性强？