第8章 酸碱解离平衡
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酸碱解离平衡和沉淀-溶解平衡
01
沉淀的生成或溶解会改变溶液 中离子的浓度，进而影响酸碱 解离平衡。
02
在沉淀-溶解平衡过程中，沉淀 的生成或溶解会消耗或释放氢 离子或氢氧根离子，从而影响 酸碱解离平衡。
离平衡的移动，例如某些 难溶性盐的溶解度与溶液的pH 值有关。
酸碱解离平衡与沉淀-溶解平衡的相互影响
01
02
03
酸碱解离平衡和沉淀-溶解平衡 是相互依存的，它们之间存在动 态的相互作用。
在一定条件下，酸碱解离平衡和 沉淀-溶解平衡可以相互转化， 例如某些弱酸或弱碱在水溶液中 可以形成离子对或共轭酸碱对。
在实际应用中，了解酸碱解离平 衡与沉淀-溶解平衡的相互影响 对于化学反应的调控和分离提纯 等方面具有重要意义。
4. 用分光光度计测定上清液中待测离 子的吸光度，分析酸碱解离平衡和沉 淀-溶解平衡之间的相互影响。
05 酸碱解离平衡和沉淀-溶 解平衡的实际应用
在化学工业中的应用
01 02
酸碱反应控制
酸碱解离平衡在化学工业中用于控制反应条件，例如中和反应、酸洗、 碱洗等过程。通过调节酸碱度，可以实现对反应速度、产物纯度和产率 的优化。
02
沉淀-溶解平衡是化学平衡的一种 ，也是热力学平衡的一种表现。
影响沉淀-溶解平衡的因素
01
02
03
温度
温度对沉淀-溶解平衡有显 著影响，一般来说，温度 升高，溶解度增大，反之 亦然。
浓度
溶液中溶质的浓度对沉淀溶解平衡也有影响，一般 来说，浓度越高，沉淀的 量越多。
溶液的离子强度
溶液的离子强度对沉淀-溶 解平衡也有影响，一般来 说，离子强度越高，溶解 度越低。
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8 酸碱解离平衡
[ S2－ ] = K2 = 1.3 10－13 mol∙dm－3 H2S 2H+ ＋ S2－
[ H+ ]2 [ S2－ ] KӨ = [ H2S ] = K1 K2 = 1.4×10-20
例: 在0.10 mol·L－1 HCl 溶液中通入 H2S 至饱和，其 浓度近似为0.10 mol·L－1，计算溶液中的 [H＋]，[S2-] 。 解：对强酸和弱酸的混合溶液，[H+]一般只取决于强 酸，可忽略弱酸的解离。
20 0.1 50 0.1 0.02 0.05 100 100
ROH 过量，则 ROH 起始浓度 0.05-0.02
R+ + OH0.02 0.02+x 0 x
平衡浓度 0.03 － x
ROH 过量，则 ROH 起始浓度 0.05-0.02
R+ + OH0.02 0.02+x 0 x
1. 解离平衡常数
醋酸的解离平衡可表示成 HAc 或 HAc + H2O H+ + Ac－ H3O+ + Ac－
HAc
H+ + Ac－
Ө 酸式解离的解离平衡常数用 K a 表示。 + ] [ Ac－ ] [ H K aӨ = [ HAc ]
[H+], [Ac－] 和 [HAc] 分别表示 H+, Ac－ 和 HAc 的平衡浓度。
当 [H+] = KiӨ, 即 pH = pKiӨ 时，显橙色； 理论变色点 [HIn] 当 [In－] [In―] 当 [HIn] ≧10 显红色； ≧10 显黄色； 指示剂的变色范围： pH = pKiӨ 1
常见的几种酸碱指示剂
第八章 酸碱平衡与酸碱滴定
二、同离子效应与盐效应
【试验示例】在10ml 1 mol/L HAc溶液中加入2滴甲基 橙，溶液呈红色。向其中加入少量NaAc固体，振摇使之 完全解离，溶液逐渐变为黄色。 甲基橙在pH≤3.1的溶液中呈现红色，在pH≥4.4的溶 液中呈现黄色，上述实验现象表明，少量NaAc固体的加 入，使HAc溶液的酸度降低了。这是由于HAc溶液中存 在下列解离平衡： HAc H+ + Ac— NaAc的加入使溶液中Ac—的浓度增大，上述HAc的解 离平衡向左移动。Ac—浓度的增大，致使H+的浓度减小， HAc的解离度也随之降低。
第一节 酸碱质子理论
一、酸碱概念
酸碱质子理论认为：凡能给出质子( H+ )的物质是酸；凡能接
受质子( H+ )的物质是碱。在一定条件下能给出质子，在另一条件下 又能接受质子的物质是两性物质。当酸HA给出质子后形成A—，A—自 然对质子具有一定的亲和力，故A—是一种碱，亦即酸给出质子生成 相应的碱。同理，碱(A—)接受质子后又生成相应的酸(HA)。这种因 一个质子的得失而相互转化的每一对酸碱（HA和A—）称为共轭酸碱 对。
H+ 0.10-x
x (0.10 x) Ka = 0.10 x
+
Ac—
x
0.10+x
由于HAc本身的解离度较低，又因加入NaAc后同离 子（Ac—）效应的存在，使得HAc的解离度( )更低， 可取[Ac—]═ 0.10+x≈0.10，[HAc]═ 0.10-x≈0.10， 得 即 [H+] ═ 1.75 ×10−5 故
知识窗： 对于多元共轭酸碱对，由共轭酸碱的各级解离平衡，可推导 出各级与间关系： 二元共轭酸碱对H2A—A2−：K a1K b 2 = K a 2K b1 = Kw (8-4) Ka 三元共轭酸碱对H3A—A3−： (8-5) 1 K b3 K a 2 K b 2 K a 3 K b1 K w 对于多元共轭酸碱来说，在计算其解离常数时，应注意各级 K a 、K b 的对应关系。
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8章 酸碱解离平衡
三: 电离度
为了定量描述电解质在溶液中电离的程度 大小，引入电离度(a)的概念.电离度(又称解 离度)(a)是电离平衡时弱电解质的解离百分率.
c 0 ceq 已电离的浓度 a% 100 100 弱电解质的初始浓度 c0
电离度的大小除与电解质的本性有关外, 还与溶剂(极性),溶液浓度,温度等有关.
6.2.2 弱电解质的解离平衡
6.2.2.1 水的解离与水溶液的pH值 一：水的离子积
在任何水溶液中有下列平衡存在: H2O 其平衡常数
水的离子积
θ w
H+ + OH
K [H ][OH ]
离子平衡浓度
295K下，纯水:c(H+)=c(OH-)=1.0×10-7mol· -1 L
K 1.0 10
二. 软硬酸碱原则
硬酸配硬碱,软酸配软碱;但软硬不相配 (即形成的酸碱配合物稳定性差) 因为硬-硬,软-软结合能形成稳定配合物 ,且反应速度较快.而硬-软结合的倾向较小 ,所形成的配合物不够稳定,且反应速度较 慢.交界酸碱不论对象是硬还是软,均能与 之反应,所形成的配合物的稳定性及反应速 度适中.
H H N H Cl NH 3 H F F－ F B F F
2
Cu2+
NH 3 NH Cu NH + 4 NH3 3 3 NH 3
∵ x很小∴0.05+x≈0.05, 0.05-x≈0.05
∴ x=Kaθ=1.76×10-5(mol· -1) L
五: 一元弱碱强酸盐[H+]的计算
在酸碱质子理论中,象NH4Cl这样在中学教材中 称为强酸弱碱盐的物质,其实是一元质子酸,其水 解反应实质就是酸的电离平衡反应.
第8章酸碱解电离平衡
弱碱强酸盐 水解产生弱碱， 显酸性
52
NH4Ac+ H2O = NH3 H2O +HAc
弱酸弱碱盐---------双水解 产生弱酸弱碱
53
8-2-1 水解平衡常数 1 弱酸强碱盐的水解(NaAc)
H2O H+ + OHH+ + Ac- HAc
KΘw 1 /KΘa
Ac- + H2O HAc + OH- KΘh KΘh=KΘw/KΘa=1.0×10-14/1.8×10-5
13
p209例8-1 （a）
计算0.10mol/LHAc溶液中H+离子浓度和解 离度，HAc的KΘa=1.76×10-5。
解：HAc水溶液中同时存在两个电离平衡：
H2O
H++OH-
HAc
H++Ac-
在计算H+离子浓度时，可忽略水的电离，
溶液中[H+]≈[Ac-]
C0/KΘa=5682 > 400，C0≈[HAc] 14
解离度：
电离平衡时弱电解质的解离
百分率：
已电离的浓度
＝
×100%
弱电解质初始浓度
9
解离度随浓 度的变化？ HAc
t=o
C0
t=平 C0 –[H+]
H+ + Ac00 [H+] [Ac-]
＝ [H+]
C0
＝KΘaC0 C0
＝ KΘa/C0
KΘa cα2
[H+] = KΘaC0
10
37
[H+]=KΘa·C酸
[H+] = x =KΘ1·CH2S
52
NH4Ac+ H2O = NH3 H2O +HAc
弱酸弱碱盐---------双水解 产生弱酸弱碱
53
8-2-1 水解平衡常数 1 弱酸强碱盐的水解(NaAc)
H2O H+ + OHH+ + Ac- HAc
KΘw 1 /KΘa
Ac- + H2O HAc + OH- KΘh KΘh=KΘw/KΘa=1.0×10-14/1.8×10-5
13
p209例8-1 （a）
计算0.10mol/LHAc溶液中H+离子浓度和解 离度，HAc的KΘa=1.76×10-5。
解：HAc水溶液中同时存在两个电离平衡：
H2O
H++OH-
HAc
H++Ac-
在计算H+离子浓度时，可忽略水的电离，
溶液中[H+]≈[Ac-]
C0/KΘa=5682 > 400，C0≈[HAc] 14
解离度：
电离平衡时弱电解质的解离
百分率：
已电离的浓度
＝
×100%
弱电解质初始浓度
9
解离度随浓 度的变化？ HAc
t=o
C0
t=平 C0 –[H+]
H+ + Ac00 [H+] [Ac-]
＝ [H+]
C0
＝KΘaC0 C0
＝ KΘa/C0
KΘa cα2
[H+] = KΘaC0
10
37
[H+]=KΘa·C酸
[H+] = x =KΘ1·CH2S
第八章 酸碱解离平衡
α
已 离 溶 粒 数 电 的 质 子 = ×100% 原 溶 的 子 有 质 粒 数
特点： 特点：
①从物质的化学组成上揭示了酸碱的本质； ②导出了衡量酸碱强度的定量标度活度(a)、电离常数和电离 度等概念，对研究电解质溶液中的平衡关系起了重要作用。
局限： 局限：
①只适用于水溶液体系，无法说明物质在非水溶液（液氨、 乙醇、苯、丙酮）等中的酸碱问题； ②不能解释像NaAc和氯化氨NH4Cl这样的物质的酸碱性，盐 包含了酸性和碱性物质，因此人们又建立了酸碱质子理论。
8.1.3 酸碱电子理论 lewis 酸：凡是可以接受电子对的分子、离 凡是可以接受电子对的分子、
子或原子，如Fe3+ , Fe, Ag+, BF3等。 子或原子 （电子对接受体）
lewis 碱：凡是给出电子对的离子或分子 凡是给出电子对的离子或分子，
如 :X－, :NH3, :CO, H2O: 等。 （电子对给予体） 酸碱反应实质：
酸和碱的强度是指酸给出质子的能力和碱接受质子的能力的强弱
H + H2O 对应的共轭碱弱， A H3O + A 给出质子能力强——对应的共轭碱弱， 给出质子能力强 对应的共轭碱弱 接受质子能力强——对应的共轭酸弱。 对应的共轭酸弱。 接受质子能力强 对应的共轭酸弱 HAc HCN
θ Ka
+
−
1.8×10−5
(Brfnsted J N, 1879-1947) 丹麦物理化学家. 丹麦物理化学家. 因 其酸、 其酸、碱质子理论而 著名于世. 著名于世.
HCl HAc H2CO3 HCO3－ NH4+
+ H3O
H+ + Cl－ H+ + Ac－ H+ + HCO3－ H+ + CO32－ H+ + NH3 H+ + H2O H+ + OH－
第8章 酸碱解离平衡
x(0.20 x) Ka 0.10 x
由于c0／KbӨ ≫ 400，加上同离子效应的影响， 可认为 0.20＋x ≈ 0.20 ，0.10－x ≈0.10。所以：
0.20 x Ka 0.10
解得 [H+] = x = 9.0×10–6 mol· dm–3
[H ] 9.0 10 解离度 a co 0.1
(KaӨ为共轭酸的酸常数)
例8-5：缓冲溶液中有 1.00 mol· dm–3 的HAc和
1.00 mol· dm–3 的NaAc，试计算
1) 缓冲溶液的 pH ；
2) 将 10.0cm3 1.00 mol· dm–3 HCl 溶液加入到
1.0 dm3 该缓冲溶液中引起的 pH 变化；
3) 将 10.0cm3 1.00 mol· dm–3 NaOH 溶液加入到
HCN 平衡浓度： 1.0－0.01 CN－ ＋ H+ y
1.01
1.0 0.01 1.01
解：(1) 因为c0 > 400 KaӨ，
H
K a c0 1.34 10 mol / dm
3
3
Ka [H ] 1.33% c0 c0
(2) 因为c0 < 400 KaӨ，
H
K a K a 4 K a c0 7.2 106 mol / dm3 2
第 8 章 酸碱解离平衡
本章教学目标：
1. 理解解离平衡常数，解离度，水的离子积，pH值，水解 平衡常数，酸碱指示剂的意义。
2. 掌握一元弱酸、弱碱（强碱弱酸盐、强酸弱碱盐）在水 溶液中的解离平衡（水解平衡）的计算；掌握同离子效 应的影响及计算。
第8章 酸碱解离平衡
b) 加盐酸后，体系中[H+]＝0.010mol· –3，此酸度，已解离 dm
的[H2S]及H2S解离出的 [H+] 均可忽略。设 [S2－] 为 y ，则
H2S 平衡浓度： 0.01 2H+ ＋ S2– 0.010 y
[H ]2 [S2 ] 0.012 y Ө KӨ K1ӨK 2 1.4 1020 [H 2S] 0.01
8 － 1 弱酸和弱碱的离解平衡
8 － 1 － 1 一元弱酸、弱碱的离解平衡
1 电离平衡常数（离解平衡常数） 醋酸 CH3COOH (简写HAc) 溶液中存在着平衡： HAc ＋ H2O H3O+ ＋ Ac－ H+ ＋ Ac－
或： HAc
其平衡常数表达式可写成：
[H ][Ac－ ] K aӨ [HAc]
Ka θ：酸式电离平衡常数， [H+], [Ac－], [HAc] 表示平衡浓度。 若用 c0 表示醋酸溶液的起始浓度，则有：
[H ]2 K aӨ c0 -[H ]
当K很小，酸的起始浓度c0较大时，则 c0≫[H+] ，上式简化成 ：
[H ]2 Ө Ka c0
所以：
[H ] K a c0
[H ] a c0
K aӨc0 c0
K aӨ c0
NH3 · 2O 的电离度为： H
K bӨ a c0
KaӨ、KbӨ不随浓度变化。但电离度a随起始浓度的变化而变化。
起始浓度 c0 越小，电离度 a 值越大。
例： a) 计算 0.10 mol · –3 HAc 溶液的 [H+] 和电离度； dm b) 计算 1.0×10–3 mol · –3 NH3 · 2O 的 [OH－] 和电离度。 dm H 已知 HAc 的 KaӨ ＝1.8×10–5，NH3· 2O的 KbӨ ＝1.8×10–5 H
第8章 酸碱解离平衡2012完整
波义耳的酸碱概念
1663 年，波义耳首次对酸的通性作了 描述： 具有酸味、能溶解许多物质、使石蕊 试液变红、与碱作用生成中性盐。
拉瓦锡的酸素理论
1787 年，拉瓦锡提出酸素理论：氧是 酸的组成成分。
戴维的认识
1811 年，戴维发现盐酸中不含氧，并 指出：氢是酸不可缺少的元素。
李比希定义
1838 年，李比希定义酸：氢元素可以 被金属置换的含氢化合物。
HSO4－ + H+ H2SO4 其中 HSO4－ 是碱
故 HSO4－ 是两性物质
2 酸碱的强弱及反应的方向
在酸碱质子理论中仍可用解离平衡常数来 表示酸和碱的强度，例如：
强酸 > H3O+ > HF > HAc > NH4+ > H2O
碱的强弱可以用如下的思路来考虑：
Ac－ 是 HAc 的共轭碱，它与 H2O 发生反 应时起碱的作用，结合了质子生成了酸
HAc + OH－ H3O+ + Ac－ Kw Kh ＝ Ka
所以，对于一 对共轭酸碱，有
Kw Kb ＝ Ka
或 Ka•Kb ＝ Kw
即 Ka 和 Kb 之积为常数。
一对共轭酸碱中，酸的 Ka 越大，则 其共轭碱的 Kb 越小，所以从酸性的次序 就可以推出其共轭碱的碱性次序。 强酸 > H3O+ > HF > HAc > NH4+ > H2O
酸碱溶剂体系理论
酸碱溶剂体系理论的优越性在解释非水
体系的酸碱反应方面是成功的。
若溶剂是水，该理论则还原成阿仑尼乌
斯的酸碱理论，体系的特征正离子是 H+ ， 而特征负离子是 OH－。 其自偶解离反应如下 H2O + H2O H3O+ + OH－
教材《无机化学》第8章酸碱解离平衡
无机化学 第8章 酸碱解离 平衡
• 酸碱解离平衡概述 • 酸碱解离平衡的表示方法 • 影响酸碱解离平衡的因素 • 酸碱解离平衡的应用 • 酸碱解离平衡的实验研究 • 总结与展望
01
酸碱解离平衡概述
酸碱解离平衡的定义
01
酸碱解离平衡是指酸或碱在水溶 液中，由于溶剂的作用，使酸或 碱的解离平衡的基本原理，了解影响酸 碱解离平衡的因素，加深对酸碱反应本质的理解。
实验原理
酸碱解离平衡是溶液中酸和碱的离子化过程，受到离子强度 、同离子效应等因素的影响。通过实验测定不同条件下的酸 碱解离常数，可以进一步探究酸碱反应的规律。
实验步骤与操作
01
02
03
04
步骤一
其他因素的影响
总结词
络合、沉淀、氧化还原等反应影响酸碱解离平衡。
详细描述
除了温度、浓度和同离子效应外，其他一些因素也会对酸碱解离平衡产生影响。例如，络合反应可以与酸碱分子 结合形成络合物，沉淀反应可以形成不溶于水的物质，这些都会影响酸碱的解离平衡。此外，氧化还原反应也会 改变酸碱的解离平衡。
04
酸度常数的计算方法
实验测定
通过实验测定不同浓度下的pH值， 再根据pH值计算出Ka值。
理论计算
根据酸或碱的分子结构，利用量子 化学计算方法计算出Ka值。
应用软件
利用一些专门用于化学计算的软件， 如ChemOffice等，也可以方便地计 算出Ka值。
酸度常数的应用
判断酸或碱的强弱
Ka值越大，表示酸或碱的解离程度越大，酸性或 碱性越强。
THANKS
感谢观看
在药物研发中的应用
药物代谢
药物在体内的代谢过程中，常常 涉及到酸碱解离平衡，影响药物
• 酸碱解离平衡概述 • 酸碱解离平衡的表示方法 • 影响酸碱解离平衡的因素 • 酸碱解离平衡的应用 • 酸碱解离平衡的实验研究 • 总结与展望
01
酸碱解离平衡概述
酸碱解离平衡的定义
01
酸碱解离平衡是指酸或碱在水溶 液中，由于溶剂的作用，使酸或 碱的解离平衡的基本原理，了解影响酸 碱解离平衡的因素，加深对酸碱反应本质的理解。
实验原理
酸碱解离平衡是溶液中酸和碱的离子化过程，受到离子强度 、同离子效应等因素的影响。通过实验测定不同条件下的酸 碱解离常数，可以进一步探究酸碱反应的规律。
实验步骤与操作
01
02
03
04
步骤一
其他因素的影响
总结词
络合、沉淀、氧化还原等反应影响酸碱解离平衡。
详细描述
除了温度、浓度和同离子效应外，其他一些因素也会对酸碱解离平衡产生影响。例如，络合反应可以与酸碱分子 结合形成络合物，沉淀反应可以形成不溶于水的物质，这些都会影响酸碱的解离平衡。此外，氧化还原反应也会 改变酸碱的解离平衡。
04
酸度常数的计算方法
实验测定
通过实验测定不同浓度下的pH值， 再根据pH值计算出Ka值。
理论计算
根据酸或碱的分子结构，利用量子 化学计算方法计算出Ka值。
应用软件
利用一些专门用于化学计算的软件， 如ChemOffice等，也可以方便地计 算出Ka值。
酸度常数的应用
判断酸或碱的强弱
Ka值越大，表示酸或碱的解离程度越大，酸性或 碱性越强。
THANKS
感谢观看
在药物研发中的应用
药物代谢
药物在体内的代谢过程中，常常 涉及到酸碱解离平衡，影响药物
无机化学第8章 酸碱解离平衡
聊城大学东昌学院化生系
2、一元弱碱的解离平衡
对一元弱碱
NH3 H2O
NH
+ 4
+OH-
Kθb
[NH4+ ][OH- ] [NH3 ]
Kb
[OH ]2 c0 [OH ]
碱式解离平衡常数越大，它的 碱性就越强。温度的函数。
[OH ] c0Kb
(c0 / Kb 400)
一元弱碱近似 计算的条件 。
c 0
17
聊城大学东昌学院化生系
c0 1.0105 mol dm3时
由于c0/Kaθ=1.0×10-5/1.8×10-5=0.55<400, 所以不能近似计算。 若采用最简式计算
[H ] c0Ka 1.0105 1.75105 1.33105 mol dm3
显然那计算结果是不合理的。
Ka
11
聊城大学东昌学院化生系
⑷应用解离平衡常数可以推导出计算一元弱酸、一元弱碱的 氢离子浓度、氢氧根浓度的最简公式：
[H ] Kθac0
[OH ] Kθbc0
注意：使用公式必须符合近似计算的条件，若不符合条 件，必须用一元二次方程求根公式求氢离子浓度或氢氧 根浓度。
12
聊城大学东昌学院化生系
二、解离度
10
聊城大学东昌学院化生系
3、解离平衡常数的意义
• ⑴ Kaθ 、 Kbθ 是化学平衡常数的一种形式，利用其数值的大小， 可以估计酸碱的强弱。
• 通常： Kaθ、 Kbθ = 10-2 —10-7 之间为弱酸、弱碱； Kaθ、 Kbθ< 10-7 为极弱酸、极弱碱，如HCN ，Kaθ=6.20×10-10 ；
第8章 酸碱解离平衡
Chapter 8 Acid-base Equilibrium
第八章弱酸和弱碱的解离平衡
（2） 性质
表示水溶液中酸碱性强弱的标度，pH 越小，酸性越强。
（3） 范围
仅表示氢离子或氢氧根离子浓度 1mol·L-1以下的溶液的酸碱性。
（4） 应
用
实用文档
21
第8章 酸碱解离平衡
§8.1 弱酸和弱碱的解离平衡
常见液体的pH
名称 胃液 柠檬酸
醋 葡萄汁 橙汁 尿液 暴露在空 气中的水
pH 1.02.0
x2/c
（条件：c >400Ka )
实用文档
5
第8章 酸碱解离平衡
§8.1 弱酸和弱碱的解离平衡
即： c(H 3O)c(A-)c cK a
2、解离度 (Degree of Dissolution)
已解离的电解质分子数 α 溶液中原电解质分子数
c(H 3O ) 100% c(HAc)
100 %
H3O+(aq) +Ac-(aq)
平衡浓度/(mol·L-1) 0.1-x
K a(H A {c(cH { 3O c)()H } c({ A A -)c } cx )(0} 0. 1 .x x 1 )00
0.1±x≈0.1
x0= Ka =1.8×10-5 c(H3O+)=1.8×10-
αc(H 3O )100 51 m% ol. ·8 1L 0 -51100 0% .018%
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2
第8章 酸碱解离平衡
§8.1 弱酸和弱碱的解离平衡
简写
Ka
(HAc{c)(H3O)}c{(A)c} {c(HAc)}
Ka ：一元弱酸解离常数
(Dissolution Constant of Weak Acid)
对于一元弱碱的解离平衡：
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第8章 酸碱解离平衡
8-1 弱酸第和弱8碱章的解酸离平碱衡解离平衡
8-2 盐的水解 8-3 电解质溶液理论和酸碱理论的发展
－
KNO3(aq)
蓝色
强电解质与弱电解质
＋
KNO3(aq)
紫色
Cu (MnO4)2(aq)
一般认为：表 观电离度大于 30%的电解质， 称为强电解质， 而弱电解质的 电离度小于3%。 （均指 0.1mol·dm3的 溶液）
KӨb
[OH ]2 1.0 103 [OH ]
1.8 105
解一元二次方程得 [OH－]＝1.25×10–4 mol ·dm–3
解离度
a
[OH ] c0
1.25 104 1.0 103
12.5%
若用近似计算：
y 1.0103 KaӨ
1.0103 1.8105 1.34104
3 同离子效应
例：如果在 0.10 mol ·dm–3 的 HAc 溶液中加入固体 NaAc，使 NaAc 的浓度达 0.20 mol ·dm–3，求该 HAc 溶 液的 [H+] 和解离度 a。
Ka（ HA）
c0
对于弱碱，则有 Kb（ BOH）
c0 稀释定律：在一定温度下（KaØ为定值），某弱电解质的
解离度随着其溶液的稀释而增大。
例：已知25℃时， 0.200mol·L-1氨水的解离度为 0.95%，求[OH－]和氨的解离常数。
解：NH3(aq) + H2O(l) c0 0.200 ceq 0.200(1– 0.95%)
2.
解离度(a) α
已解离的浓度 初始浓度
100%
c0
ceq c0
100%
HA(aq)
H+(aq) + A－(aq)
初始浓度 平衡浓度
c0 c0– c0a
0
0
c0a
c0a
K
a
c0 2 1
当c0 / Ka（ HA） 400 时， 0.05, 1 1
Ka（ HA） c0 2
a
[OH ] c0
1.34 104 1.0 103
13.4%
与前面计算结果比较，计算误差较大。
练习：
1：已知
K a, CH2ClCOOH
1.40103
，
试求0.1 mol·dm3一氯乙酸(CH2ClCOOH)溶液的[H+]。
2：已知KΘa,HCN = 4.931010，试计算浓度为1.0105 mol·dm3 HCN溶液的pH。
x
由于a) 中
c0
K
Ө a
0.10 1.8105
5.6 103
400
即 c0 > 400 KaӨ ，有 0.10－x≈0.10，可以近似计算：
x 0.10 KaӨ 0.101.8105 1.34103
故 [H+]＝1.34×10–3 mol ·dm–3
解离度
相对误差 （％）
5.2
2.9
2.5
2.2 1.5
K
b
[OH ]2 c0 [OH ]
• 一元弱酸(弱碱)溶液[H+]计算公式：
c0 / Ka 400
H Kac0
c0
/
K
a
400
OH Kbc0
KaӨ ，KbӨ 值越大，表示弱酸、弱碱解离出离子的趋 势越大。
The positive ions migrate toward the negative plate and negative ions toward the positive plate
8-1 弱酸和弱碱的解离平衡
8-1-1 一元弱酸、弱碱的解离平衡
1.解离平衡常数
一元弱酸的解离平衡
HAc H++Ac-
NH4+(aq) + OH- (aq)
0
0
0.200×0.95% 0.200×0.95%
[OH ] 0.200 0.95% 1.9103
Kb
(
NH3
)
[
NH4 ][OH [ NH3 ]
]
(1.9 103 )2 0.200 1.9103
1.8105
例：
a) 计算 0.10 mol ·dm–3 HAc 溶液的 [H+] 和解离度； b) 计算 1.0×10–3 mol ·dm–3 NH3 ·H2O 的 [OH－] 和 解离度。
Ka
H Ac
HAc
[H ] Ka Ka 22
1
4c0
K
a
c0 / Ka 400
[H ]
K
a
c0
对于不同的 c0 / Ka 值，利用上面两种方法计算 的[H＋]有不同的相对误差：
c0 / Ka
100 300
400
500 1000
c0
0.10
b) 反应方程式
NH3·H2O
NH4+＋ OH－
各物质的起始相对浓度 1.0×10–3
0
0
各物质的平衡相对浓度 1.0×10–3－y y
y
其中 y 表示平衡时已解离的 NH3 ·H2O 的浓度
c0 Ө
Kb
1.0 ห้องสมุดไป่ตู้.8
103 105
55.6 400
不能近似计算，将 c0＝1.0×10–3mol ·dm–3 和 KbӨ ＝1.8×10 –5 代入平衡常数表示式中：
已知 HAc 的 KaӨ ＝1.8×10–5， NH3·H2O的 KbӨ ＝1.8×10–5
解： a) 反应方程式 各物质的起始相对浓度 各物质的平衡相对浓度
HAc 0.10 0.10－x
H+ ＋ Ac－
0
0
x
x
其中 x 表示平衡时已解离的 HAc 的浓度
平衡常数的表达式为
K
Ө a
x2 0.10
[H ] 1.34 103
a
1.34%
c0
0.10
若不采用近似计算，而将平衡常数的值代入其表达式中，则有：
KaӨ
x2 0.10
x
x2 1.8105 0.10 x
解一元二次方程得 x = 1.33×10–3
即 [H+]＝1.33×10–3 mol ·dm–3
解离度 a [H ] 1.33103 1.33%
一般把 KaӨ 小于10－２的酸称为弱酸。
一元弱酸
KaӨ
一元弱碱
KbӨ
HClO HF
HNO2
2.9×10–8 6.3×10–4 7.2×10–4
(CH3)2NH C6H5NH2
C5H5N
5.9×10–4 4.0×10–10 1.5×10–9
KaӨ ，KbӨ 与温度有关。但由于弱电解质解离过程的 热效应不大，所以温度变化对二者影响较小。
8-1 弱酸第和弱8碱章的解酸离平碱衡解离平衡
8-2 盐的水解 8-3 电解质溶液理论和酸碱理论的发展
－
KNO3(aq)
蓝色
强电解质与弱电解质
＋
KNO3(aq)
紫色
Cu (MnO4)2(aq)
一般认为：表 观电离度大于 30%的电解质， 称为强电解质， 而弱电解质的 电离度小于3%。 （均指 0.1mol·dm3的 溶液）
KӨb
[OH ]2 1.0 103 [OH ]
1.8 105
解一元二次方程得 [OH－]＝1.25×10–4 mol ·dm–3
解离度
a
[OH ] c0
1.25 104 1.0 103
12.5%
若用近似计算：
y 1.0103 KaӨ
1.0103 1.8105 1.34104
3 同离子效应
例：如果在 0.10 mol ·dm–3 的 HAc 溶液中加入固体 NaAc，使 NaAc 的浓度达 0.20 mol ·dm–3，求该 HAc 溶 液的 [H+] 和解离度 a。
Ka（ HA）
c0
对于弱碱，则有 Kb（ BOH）
c0 稀释定律：在一定温度下（KaØ为定值），某弱电解质的
解离度随着其溶液的稀释而增大。
例：已知25℃时， 0.200mol·L-1氨水的解离度为 0.95%，求[OH－]和氨的解离常数。
解：NH3(aq) + H2O(l) c0 0.200 ceq 0.200(1– 0.95%)
2.
解离度(a) α
已解离的浓度 初始浓度
100%
c0
ceq c0
100%
HA(aq)
H+(aq) + A－(aq)
初始浓度 平衡浓度
c0 c0– c0a
0
0
c0a
c0a
K
a
c0 2 1
当c0 / Ka（ HA） 400 时， 0.05, 1 1
Ka（ HA） c0 2
a
[OH ] c0
1.34 104 1.0 103
13.4%
与前面计算结果比较，计算误差较大。
练习：
1：已知
K a, CH2ClCOOH
1.40103
，
试求0.1 mol·dm3一氯乙酸(CH2ClCOOH)溶液的[H+]。
2：已知KΘa,HCN = 4.931010，试计算浓度为1.0105 mol·dm3 HCN溶液的pH。
x
由于a) 中
c0
K
Ө a
0.10 1.8105
5.6 103
400
即 c0 > 400 KaӨ ，有 0.10－x≈0.10，可以近似计算：
x 0.10 KaӨ 0.101.8105 1.34103
故 [H+]＝1.34×10–3 mol ·dm–3
解离度
相对误差 （％）
5.2
2.9
2.5
2.2 1.5
K
b
[OH ]2 c0 [OH ]
• 一元弱酸(弱碱)溶液[H+]计算公式：
c0 / Ka 400
H Kac0
c0
/
K
a
400
OH Kbc0
KaӨ ，KbӨ 值越大，表示弱酸、弱碱解离出离子的趋 势越大。
The positive ions migrate toward the negative plate and negative ions toward the positive plate
8-1 弱酸和弱碱的解离平衡
8-1-1 一元弱酸、弱碱的解离平衡
1.解离平衡常数
一元弱酸的解离平衡
HAc H++Ac-
NH4+(aq) + OH- (aq)
0
0
0.200×0.95% 0.200×0.95%
[OH ] 0.200 0.95% 1.9103
Kb
(
NH3
)
[
NH4 ][OH [ NH3 ]
]
(1.9 103 )2 0.200 1.9103
1.8105
例：
a) 计算 0.10 mol ·dm–3 HAc 溶液的 [H+] 和解离度； b) 计算 1.0×10–3 mol ·dm–3 NH3 ·H2O 的 [OH－] 和 解离度。
Ka
H Ac
HAc
[H ] Ka Ka 22
1
4c0
K
a
c0 / Ka 400
[H ]
K
a
c0
对于不同的 c0 / Ka 值，利用上面两种方法计算 的[H＋]有不同的相对误差：
c0 / Ka
100 300
400
500 1000
c0
0.10
b) 反应方程式
NH3·H2O
NH4+＋ OH－
各物质的起始相对浓度 1.0×10–3
0
0
各物质的平衡相对浓度 1.0×10–3－y y
y
其中 y 表示平衡时已解离的 NH3 ·H2O 的浓度
c0 Ө
Kb
1.0 ห้องสมุดไป่ตู้.8
103 105
55.6 400
不能近似计算，将 c0＝1.0×10–3mol ·dm–3 和 KbӨ ＝1.8×10 –5 代入平衡常数表示式中：
已知 HAc 的 KaӨ ＝1.8×10–5， NH3·H2O的 KbӨ ＝1.8×10–5
解： a) 反应方程式 各物质的起始相对浓度 各物质的平衡相对浓度
HAc 0.10 0.10－x
H+ ＋ Ac－
0
0
x
x
其中 x 表示平衡时已解离的 HAc 的浓度
平衡常数的表达式为
K
Ө a
x2 0.10
[H ] 1.34 103
a
1.34%
c0
0.10
若不采用近似计算，而将平衡常数的值代入其表达式中，则有：
KaӨ
x2 0.10
x
x2 1.8105 0.10 x
解一元二次方程得 x = 1.33×10–3
即 [H+]＝1.33×10–3 mol ·dm–3
解离度 a [H ] 1.33103 1.33%
一般把 KaӨ 小于10－２的酸称为弱酸。
一元弱酸
KaӨ
一元弱碱
KbӨ
HClO HF
HNO2
2.9×10–8 6.3×10–4 7.2×10–4
(CH3)2NH C6H5NH2
C5H5N
5.9×10–4 4.0×10–10 1.5×10–9
KaӨ ，KbӨ 与温度有关。但由于弱电解质解离过程的 热效应不大，所以温度变化对二者影响较小。