普通化学第五章 酸碱平衡
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酸碱质子理论
论 点
一、 酸碱理论发展史简述
凡是在水溶液中电离出的阳离子仅仅是 H+(aq)的物质称为酸；电离出的阴离子仅 仅是OH－(aq)的物质称为碱
溶剂理论 质子理论 电子理论 软硬酸碱
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凡能离解产生溶剂正离子的物质称为酸； 能离解产生溶剂负离子的物质称为碱
凡能给出质子(H+)的物质称为酸；
第五章
第一节 第二节 第三节 第四节 *第五节
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酸碱平衡
酸碱质子理论 水溶液的酸碱平衡 酸碱平衡的移动 缓冲溶液 酸碱电子理论
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1
第五章
酸碱平衡
本章基本要求
•掌握质子酸碱、酸碱共轭关系、酸碱离解常数等概念。
•熟练运用近似方法计算酸碱水溶液的酸度及有关离子 浓度。
•掌握同离子效应、介质对酸碱平衡的影响，熟练掌握 和理解缓冲溶液的计算和原理；掌握简单缓冲溶液的 配制方法。
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或
pKwø = pKaø+ pKbø
17
第二节 水溶液中的酸碱平衡
例题 已知 NH3 的 Kbø为1.810–5，求弱酸 NH4+ 的 Kaø 为多少？ 解：已知 NH3 和 NH4+ 是一对共轭酸碱对，故
Kaø• Kbø= Kwø Kaø= Kwø/Kbø
= 1.010–14 / 1.810–5 = 5.610–9 问题：质子理论中 CO32– 是质子碱，但其 Kbø 无法查出， 请问你会设法求出吗？ 提示： CO32– 的共轭酸是HCO3– ，故
这种溶剂能区别不同酸碱之间相对强度差别的作用叫做
溶剂的区分效应。
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12
第一节
酸碱质子理论
水作溶剂溶于强酸时，水是作为碱接受质子的，由于水的碱 性比一般的弱酸要强，因此，水溶剂不能区别出 HCl、H2SO4、 HNO3、HClO4的酸性强弱。但若将它们溶于纯醋酸中，由于 醋酸的碱性比水弱，接受质子能力差，HClO4就比 HCl更易给
ceq(H+) ceq(OH–) 或 ceq(H+) 1.00 10–7
pH = – lg (ceq(H3O+) /c ø) pH = pOH pH pOH 或 或 or pKwø = pH + pOH = 14.00 pH = 7.00 pH 7.00
pH = – lg ceq(H+) 为中性 为酸性
pH pOH
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或
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pH 7.00
为碱性
16
第二节 水溶液中的酸碱平衡
三、 水溶液中共轭酸碱对的 Kaø与 Kbø的关系
共轭酸的反应 HB(aq) + H2O(l) B– (aq) + H3O+(aq)
(1)
– c ( B ) • ceq(H3O+) eq ø Ka = ceq(HB)
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2
教师参考
基本要求
（ 本章学时 6 ）
1. 了解酸碱理论历史发展概况，掌握酸碱质子理论 2. 掌握弱酸（碱）的离解平衡，离子酸（碱）的离解平衡 ，pH及有关离子浓度的计算。 3. 理解同离子效应、盐效应，掌握缓冲作用原理和有关计 算及缓冲溶液的选择和配制。
教学重点、*难点
酸碱质子理论 酸碱平衡及其计算 *酸碱平衡及其计算 缓冲溶液pH值及其配制
酸（2） 碱（3） 碱（2） 酸（3）
由于上述反应均正向进行，故以上所有酸碱的强弱序为： HB HA HC 酸的强弱序 酸（2） 酸（1） 酸（3） 碱的强弱序 C－
碱（3）
B－
碱（2）
A－
碱（1）
规律：在任意一对共轭酸碱对中，若共轭酸的酸性很强，
则其对应的共轭碱的碱性就很弱，反之亦然。
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温度 / K 273 295 373
Kw
0.13 ×10 -14
1.0 ×10 -14
7.4 ×10 -14
于纯水中？当水溶液中引入其它离子（如 H3O+ 或 OH ）时，此常 数还是不变吗？
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问题：水的离子积常数只随温度变化，此常数是不是只适用 –
√
×
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15
第二节 水溶液中的酸碱平衡
共轭碱的反应
ø
B– (aq) + H2O(l) HB(aq) + OH–(aq)
ceq(HB) • ceq(OH–) Kb = (2) – ceq(B ) (1)式与(2)式相乘： Kaø• Kbø= Kwø = ceq(H3O+) • ceq(OH–) 结论：对于共轭酸碱对来说它们有关系：
Kwø = Kaø• Kbø
H+
2. 影响因素
酸碱强度 由两方面决定
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酸碱本身给出或接受质子的能力 溶剂接受或给出质子的能力
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7
⑴ 酸碱可以是分子、阴离子、阳离子，
如Ac－是离子碱，
⑵ 两性物质，
4
NH 是离子酸；
2 3
4
Fe(OH)(H 2 O) 5 、HCO 、H 2 O 等。 如 HSO 、
反应为： HCl (aq) + H2O (l) ＝ H3O+ (aq) + Cl－ (aq) 2、 H2O (l) ＝ H+ (aq) + OH－ (aq)
NH3 (aq) + H+ (aq) ＝ NH4+ (aq)
反应为： H2O (l) + NH3 (aq) ＝ NH4+ (aq) + OH－ (aq)
9
酸越强，其共轭碱越弱； 碱越强，其共轭酸越弱。
酸性：HClO4 H 2SO 4 H 3 PO4 HAc H 2 CO 3 NH H 2 O
碱性：ClO HSO H 2 PO Ac HCO NH3 OH
3 4 4 4
4
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6
第一节
酸碱质子传递反应的通式：
H+
酸碱质子理论
酸（1） + 碱（2） （二）、酸碱的强弱 1. 酸碱反应的方向
H+
酸（2） + 碱（1）
H+
强酸（1) + 强碱（2） 弱酸（2） + 弱碱（1） 强酸与强碱相遇，前者极易给出质子, 后者非常容易结合质子， 这样强酸和强碱进行的反应程度就很大。
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10
第一节
酸碱质子理论
（2）同一物质在不同溶剂中的酸碱性有很大的差别，甚 至于酸碱的性质会发生变化。 水溶液中，HClO4 、HCl、 HBr、 HNO3、 H2SO4等强 酸均能与水（作碱）发生质子传递作用，反应通式为：
H+
HB (aq) + H2O (l) ＝ H3O+ (aq) + B－ (aq)
纯水的离解反应在酸碱质子理论中也可以看成是水分 子之间的质子自递反应，即：
H2O + H2O H3O+ + OH–
上述自递反应在一定温度下达到平衡，其平衡常数为：
(ceq(H3O+) /c ø) • (ceq(OH–) /c ø) K ø＝ (ceq(H2O) /c ø)2
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二、
298.15K时：
水溶液的酸碱性及pH
Kwø = ceq(H+) • ceq(OH–) = 1.0010–14 ceq(H+) ceq(OH–) 或 ceq(H+) = 1.00 10–7 呈中性 ceq(H+) ceq(OH–) 或 ceq(H+) 1.00 10–7
呈酸性 呈碱性
教学建议
本章内容多，计算繁杂，讲解宜精勿繁，突出计算实例， 建议多讲解例题。边学边练，加大练习力度，加强辅导。
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3
第一节
理论名称 电离理论 提出者 S.A.Arrhenius W.ostwald E.C.Franklin et. J.N.Bronsted T.M.Lowry G.N.Lewis R.G.Pearson
出质子从而表现出更强的酸性。
HClO4～ Kaø = 2.0×107、H2SO4～ Kaø = 1.3×106 HCl ～ Kaø = 1.0×103、HNO3 ～ Kaø = 22
问题：水作溶剂时，溶液中最强的酸是什么？最强的碱是
什么？
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第二节 水溶液中的酸碱平衡
一、 水的离解平衡
⑶ 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 NH 是离子酸， Cl－是离子碱。 4
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8
第一节
酸碱质子理论
（1）溶剂相同时，酸碱的强弱决定于酸碱给出或接受质 子能力的强弱。给出质子能力强的酸是强酸，结合质子能力 强的碱是强碱。 HA + B－ ＝ A－ + HB 酸（1） 碱（2） 碱（1） 酸（2） 例如： HB + C－ ＝ B－ + HC
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5
第一节
酸碱反应的实质：
酸碱质子理论
酸 H+ + 碱
质子酸与质子碱间的相互依存关系称为酸碱共轭关系。一对相 应的酸和碱称为共轭酸碱对。酸碱半反应不能独立存在，有酸给出 质子；一定就有碱接受质子。酸碱反应的实质是两个共轭酸碱对之 间进行的质子传递。例如:
1、 HCl (aq) ＝ H+ (aq) + Cl－ (aq) H2O (l) + H+ (aq) ＝ H3O+ (aq)
凡能接受(H+)的物质称为碱
凡是可以接受电子对的物质称为酸；凡 是可以给出电子对的物质称为碱 详见书中
4
第一节
（一）、酸碱的定义
酸碱质子理论
二、 酸碱质子理论
能给出质子的物质： HCl、 HAc、 NH4+、 H2O等；叫质子酸。
能接受质子的物质：OH－、 Ac－、 NH3 、 HPO42－、 H2O等； 叫质子碱。 有些物质如 HPO42－、HCO3－、H2O等，既有给出质子的能力， 又有接受质子的能力，因此它们在某些反应中可能是酸，而在另外 一些反应中可能是碱。这类物质称为两性物质。 酸 + － HAc H + Ac 碱 半 酸碱给出和接受质 NH4+ H+ + NH3 反 子反应可表示为： 应 HPO42－ H+ + PO43－
第一节
酸碱质子理论
问题：水溶液中同浓度的 HClO4 的酸性比 HCl强吗？
水溶液中有一些物质的酸性位于 H3O+ (aq) 以下，它们都 是比 H3O+ (aq)酸性更弱的酸，当它们溶于水后也与水发生质
子传递反应，反应进行的程度很小，并会随它们与水作用的
强弱而体现出水溶液的酸性大小，从而可以区别出它们的酸 性强弱。
由于上述酸给质子的能力特强，这些强酸一旦溶于水后， 立即与水反应，生成酸性次于它们的弱酸 H3O+ (aq) 。这样， 不论物质的酸性有多强（当然要比H3O+ (aq) 强）在水溶液 中，它们统统被水拉平到同一强度的酸（H3O+ (aq)）水平。 上述效应称为溶剂的拉平效应。
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11
14
第二节 水溶液中的酸碱平衡
Kwø = (ceq(H3O+) /c ø) • (ceq(OH–) /c ø)
因为 c ø = 1 mol•dm-3, 在不考虑常数单位时，可将上式简化：
Kwø = ceq(H3O+) • ceq(OH–)
Kwø称为水的离子积常数，简称水的离子积。
温度一定时纯水中 H3O+ 和 OH– 的浓度乘积为一常数，此常数 不因体系中 H3O+ 和 OH– 的浓度改变而改变。 Kwø只随温度变化 而变化。
（一）、一元弱酸的离解平衡
HB(aq) + H2O(l) B– (aq) + H3O+(aq)
Kaø=
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ceq(B– ) • ceq(H3O+) ceq(HB)
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(5-5)
19
第二节 水溶液中的酸碱平衡
Kaø为酸的离解常数，它与酸的本性及温度有关，而与 物质的浓度无关。 Kaø愈大则表明酸的离解程度愈大，其酸性
Kbø(CO32– ) = Kwø/Kaø(HCO3– )
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第二节 水溶液中的酸碱平衡
一、 弱酸的离解平衡
强酸：在水溶液中全部离解的酸称为强酸，强酸水溶液的 酸度计算很容易。如0.10mol•dm-3 HCl, c (H3O+)=0.10 mol•dm-3。
弱酸：在水溶液中部分离解给出质子的分子、离子物质称 为弱酸，弱酸离解只给出一个质子的称为一元弱酸，能给出两 个或两个以上的质子称为多元弱酸。
也就愈强。 化学上还经常用离解度（）来表示酸的离解程度。其值 为酸已离解的浓度与酸原始浓度之比。即 ： = (c0 – ceq)/c0×100% 一元弱酸溶液的酸度计算就是求算溶液中H3O+(aq)的浓 度，当弱酸的酸性不是十分弱且弱酸的浓度又不是很小时， 水溶剂自身的质子传递反应所产生的H3O+(aq)可以忽略不计， 溶液中的H3O+(aq)主要来源于弱酸的离解，这样利用式（5-5） 就可求算出溶液中的H3O+(aq)浓度。
酸碱质子理论
论 点
一、 酸碱理论发展史简述
凡是在水溶液中电离出的阳离子仅仅是 H+(aq)的物质称为酸；电离出的阴离子仅 仅是OH－(aq)的物质称为碱
溶剂理论 质子理论 电子理论 软硬酸碱
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凡能离解产生溶剂正离子的物质称为酸； 能离解产生溶剂负离子的物质称为碱
凡能给出质子(H+)的物质称为酸；
第五章
第一节 第二节 第三节 第四节 *第五节
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酸碱平衡
酸碱质子理论 水溶液的酸碱平衡 酸碱平衡的移动 缓冲溶液 酸碱电子理论
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第五章
酸碱平衡
本章基本要求
•掌握质子酸碱、酸碱共轭关系、酸碱离解常数等概念。
•熟练运用近似方法计算酸碱水溶液的酸度及有关离子 浓度。
•掌握同离子效应、介质对酸碱平衡的影响，熟练掌握 和理解缓冲溶液的计算和原理；掌握简单缓冲溶液的 配制方法。
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或
pKwø = pKaø+ pKbø
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第二节 水溶液中的酸碱平衡
例题 已知 NH3 的 Kbø为1.810–5，求弱酸 NH4+ 的 Kaø 为多少？ 解：已知 NH3 和 NH4+ 是一对共轭酸碱对，故
Kaø• Kbø= Kwø Kaø= Kwø/Kbø
= 1.010–14 / 1.810–5 = 5.610–9 问题：质子理论中 CO32– 是质子碱，但其 Kbø 无法查出， 请问你会设法求出吗？ 提示： CO32– 的共轭酸是HCO3– ，故
这种溶剂能区别不同酸碱之间相对强度差别的作用叫做
溶剂的区分效应。
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第一节
酸碱质子理论
水作溶剂溶于强酸时，水是作为碱接受质子的，由于水的碱 性比一般的弱酸要强，因此，水溶剂不能区别出 HCl、H2SO4、 HNO3、HClO4的酸性强弱。但若将它们溶于纯醋酸中，由于 醋酸的碱性比水弱，接受质子能力差，HClO4就比 HCl更易给
ceq(H+) ceq(OH–) 或 ceq(H+) 1.00 10–7
pH = – lg (ceq(H3O+) /c ø) pH = pOH pH pOH 或 或 or pKwø = pH + pOH = 14.00 pH = 7.00 pH 7.00
pH = – lg ceq(H+) 为中性 为酸性
pH pOH
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pH 7.00
为碱性
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第二节 水溶液中的酸碱平衡
三、 水溶液中共轭酸碱对的 Kaø与 Kbø的关系
共轭酸的反应 HB(aq) + H2O(l) B– (aq) + H3O+(aq)
(1)
– c ( B ) • ceq(H3O+) eq ø Ka = ceq(HB)
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教师参考
基本要求
（ 本章学时 6 ）
1. 了解酸碱理论历史发展概况，掌握酸碱质子理论 2. 掌握弱酸（碱）的离解平衡，离子酸（碱）的离解平衡 ，pH及有关离子浓度的计算。 3. 理解同离子效应、盐效应，掌握缓冲作用原理和有关计 算及缓冲溶液的选择和配制。
教学重点、*难点
酸碱质子理论 酸碱平衡及其计算 *酸碱平衡及其计算 缓冲溶液pH值及其配制
酸（2） 碱（3） 碱（2） 酸（3）
由于上述反应均正向进行，故以上所有酸碱的强弱序为： HB HA HC 酸的强弱序 酸（2） 酸（1） 酸（3） 碱的强弱序 C－
碱（3）
B－
碱（2）
A－
碱（1）
规律：在任意一对共轭酸碱对中，若共轭酸的酸性很强，
则其对应的共轭碱的碱性就很弱，反之亦然。
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温度 / K 273 295 373
Kw
0.13 ×10 -14
1.0 ×10 -14
7.4 ×10 -14
于纯水中？当水溶液中引入其它离子（如 H3O+ 或 OH ）时，此常 数还是不变吗？
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第二节 水溶液中的酸碱平衡
共轭碱的反应
ø
B– (aq) + H2O(l) HB(aq) + OH–(aq)
ceq(HB) • ceq(OH–) Kb = (2) – ceq(B ) (1)式与(2)式相乘： Kaø• Kbø= Kwø = ceq(H3O+) • ceq(OH–) 结论：对于共轭酸碱对来说它们有关系：
Kwø = Kaø• Kbø
H+
2. 影响因素
酸碱强度 由两方面决定
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酸碱本身给出或接受质子的能力 溶剂接受或给出质子的能力
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⑴ 酸碱可以是分子、阴离子、阳离子，
如Ac－是离子碱，
⑵ 两性物质，
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NH 是离子酸；
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Fe(OH)(H 2 O) 5 、HCO 、H 2 O 等。 如 HSO 、
反应为： HCl (aq) + H2O (l) ＝ H3O+ (aq) + Cl－ (aq) 2、 H2O (l) ＝ H+ (aq) + OH－ (aq)
NH3 (aq) + H+ (aq) ＝ NH4+ (aq)
反应为： H2O (l) + NH3 (aq) ＝ NH4+ (aq) + OH－ (aq)
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酸越强，其共轭碱越弱； 碱越强，其共轭酸越弱。
酸性：HClO4 H 2SO 4 H 3 PO4 HAc H 2 CO 3 NH H 2 O
碱性：ClO HSO H 2 PO Ac HCO NH3 OH
3 4 4 4
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第一节
酸碱质子传递反应的通式：
H+
酸碱质子理论
酸（1） + 碱（2） （二）、酸碱的强弱 1. 酸碱反应的方向
H+
酸（2） + 碱（1）
H+
强酸（1) + 强碱（2） 弱酸（2） + 弱碱（1） 强酸与强碱相遇，前者极易给出质子, 后者非常容易结合质子， 这样强酸和强碱进行的反应程度就很大。
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第一节
酸碱质子理论
（2）同一物质在不同溶剂中的酸碱性有很大的差别，甚 至于酸碱的性质会发生变化。 水溶液中，HClO4 、HCl、 HBr、 HNO3、 H2SO4等强 酸均能与水（作碱）发生质子传递作用，反应通式为：
H+
HB (aq) + H2O (l) ＝ H3O+ (aq) + B－ (aq)
纯水的离解反应在酸碱质子理论中也可以看成是水分 子之间的质子自递反应，即：
H2O + H2O H3O+ + OH–
上述自递反应在一定温度下达到平衡，其平衡常数为：
(ceq(H3O+) /c ø) • (ceq(OH–) /c ø) K ø＝ (ceq(H2O) /c ø)2
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二、
298.15K时：
水溶液的酸碱性及pH
Kwø = ceq(H+) • ceq(OH–) = 1.0010–14 ceq(H+) ceq(OH–) 或 ceq(H+) = 1.00 10–7 呈中性 ceq(H+) ceq(OH–) 或 ceq(H+) 1.00 10–7
呈酸性 呈碱性
教学建议
本章内容多，计算繁杂，讲解宜精勿繁，突出计算实例， 建议多讲解例题。边学边练，加大练习力度，加强辅导。
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第一节
理论名称 电离理论 提出者 S.A.Arrhenius W.ostwald E.C.Franklin et. J.N.Bronsted T.M.Lowry G.N.Lewis R.G.Pearson
出质子从而表现出更强的酸性。
HClO4～ Kaø = 2.0×107、H2SO4～ Kaø = 1.3×106 HCl ～ Kaø = 1.0×103、HNO3 ～ Kaø = 22
问题：水作溶剂时，溶液中最强的酸是什么？最强的碱是
什么？
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第二节 水溶液中的酸碱平衡
一、 水的离解平衡
⑶ 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 NH 是离子酸， Cl－是离子碱。 4
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第一节
酸碱质子理论
（1）溶剂相同时，酸碱的强弱决定于酸碱给出或接受质 子能力的强弱。给出质子能力强的酸是强酸，结合质子能力 强的碱是强碱。 HA + B－ ＝ A－ + HB 酸（1） 碱（2） 碱（1） 酸（2） 例如： HB + C－ ＝ B－ + HC
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第一节
酸碱反应的实质：
酸碱质子理论
酸 H+ + 碱
质子酸与质子碱间的相互依存关系称为酸碱共轭关系。一对相 应的酸和碱称为共轭酸碱对。酸碱半反应不能独立存在，有酸给出 质子；一定就有碱接受质子。酸碱反应的实质是两个共轭酸碱对之 间进行的质子传递。例如:
1、 HCl (aq) ＝ H+ (aq) + Cl－ (aq) H2O (l) + H+ (aq) ＝ H3O+ (aq)
凡能接受(H+)的物质称为碱
凡是可以接受电子对的物质称为酸；凡 是可以给出电子对的物质称为碱 详见书中
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第一节
（一）、酸碱的定义
酸碱质子理论
二、 酸碱质子理论
能给出质子的物质： HCl、 HAc、 NH4+、 H2O等；叫质子酸。
能接受质子的物质：OH－、 Ac－、 NH3 、 HPO42－、 H2O等； 叫质子碱。 有些物质如 HPO42－、HCO3－、H2O等，既有给出质子的能力， 又有接受质子的能力，因此它们在某些反应中可能是酸，而在另外 一些反应中可能是碱。这类物质称为两性物质。 酸 + － HAc H + Ac 碱 半 酸碱给出和接受质 NH4+ H+ + NH3 反 子反应可表示为： 应 HPO42－ H+ + PO43－
第一节
酸碱质子理论
问题：水溶液中同浓度的 HClO4 的酸性比 HCl强吗？
水溶液中有一些物质的酸性位于 H3O+ (aq) 以下，它们都 是比 H3O+ (aq)酸性更弱的酸，当它们溶于水后也与水发生质
子传递反应，反应进行的程度很小，并会随它们与水作用的
强弱而体现出水溶液的酸性大小，从而可以区别出它们的酸 性强弱。
由于上述酸给质子的能力特强，这些强酸一旦溶于水后， 立即与水反应，生成酸性次于它们的弱酸 H3O+ (aq) 。这样， 不论物质的酸性有多强（当然要比H3O+ (aq) 强）在水溶液 中，它们统统被水拉平到同一强度的酸（H3O+ (aq)）水平。 上述效应称为溶剂的拉平效应。
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第二节 水溶液中的酸碱平衡
Kwø = (ceq(H3O+) /c ø) • (ceq(OH–) /c ø)
因为 c ø = 1 mol•dm-3, 在不考虑常数单位时，可将上式简化：
Kwø = ceq(H3O+) • ceq(OH–)
Kwø称为水的离子积常数，简称水的离子积。
温度一定时纯水中 H3O+ 和 OH– 的浓度乘积为一常数，此常数 不因体系中 H3O+ 和 OH– 的浓度改变而改变。 Kwø只随温度变化 而变化。
（一）、一元弱酸的离解平衡
HB(aq) + H2O(l) B– (aq) + H3O+(aq)
Kaø=
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ceq(B– ) • ceq(H3O+) ceq(HB)
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第二节 水溶液中的酸碱平衡
Kaø为酸的离解常数，它与酸的本性及温度有关，而与 物质的浓度无关。 Kaø愈大则表明酸的离解程度愈大，其酸性
Kbø(CO32– ) = Kwø/Kaø(HCO3– )
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第二节 水溶液中的酸碱平衡
一、 弱酸的离解平衡
强酸：在水溶液中全部离解的酸称为强酸，强酸水溶液的 酸度计算很容易。如0.10mol•dm-3 HCl, c (H3O+)=0.10 mol•dm-3。
弱酸：在水溶液中部分离解给出质子的分子、离子物质称 为弱酸，弱酸离解只给出一个质子的称为一元弱酸，能给出两 个或两个以上的质子称为多元弱酸。
也就愈强。 化学上还经常用离解度（）来表示酸的离解程度。其值 为酸已离解的浓度与酸原始浓度之比。即 ： = (c0 – ceq)/c0×100% 一元弱酸溶液的酸度计算就是求算溶液中H3O+(aq)的浓 度，当弱酸的酸性不是十分弱且弱酸的浓度又不是很小时， 水溶剂自身的质子传递反应所产生的H3O+(aq)可以忽略不计， 溶液中的H3O+(aq)主要来源于弱酸的离解，这样利用式（5-5） 就可求算出溶液中的H3O+(aq)浓度。