酸碱平衡

酸碱是无机化学重要的组成部分，在有机化学中仍然是学习的一个重点。酸和碱在初中，高中，大学，甚至到了研究生都会逐步的学习，因此，可以说任何时候学习到的化学理论，几乎都是不完善的，在此，我介绍大家学习一下这个由一位外国教师编写的一课酸碱理论。其知识的深度以及广度我认为都是非常好的。虽然难度很大，不过仍然有很多是高中学生可

以看的懂的。

在这里，我要提醒各位，不一定要全看懂，但是希望你阅览以后有收获，谢谢。

1.自然水中存在的酸和碱的例子最重要的碱：HCO3-

其他碱：硼酸根，磷酸根，氨，砷酸根，硫酸根，碳酸根，等等

最终要的酸: CO2(aq)或者H2CO3

其他酸：硅酸，铵根，硼酸，硫酸，乙酸（醋酸），乙二酸（草酸）。

大多数的酸碱反应在水溶液中是非常快速的(几乎是瞬时的);达到热力学平衡并且根据热力

学原理可以计算出正确的收率.

酸－碱反应牵涉到质子，可是一个裸露的质子（氢原子）是不会在水溶剂中存在的,它是被水合，比如：成为水合氢离子或者更有可能生成H9O4+

2.Bronsted 定义

酸：一种物质可以释放出一个质子给任何其他的物质。

碱：一种物质可以从任何其他的物质那里接受一个质子。

3.酸和碱总是成对的进行反应

H2CO3 + H2O ＝ H3O+ + HCO3-

NH4+ + H2O ＝ H3O+ + NH3

CH3COOH + H2O ＝ H3O+ + CH3COO-

H2O + H2O ＝ H3O+ + OH-

4.一些定义

两性物——一种物质既可以作为酸也可以作为碱，比如：水，碳酸氢根离子。

多元酸或碱－一种酸或者碱可以分别释放或者接受多余一个质子，比如：H3PO4, H2CO3,

H4EDTA (EDTA酸)

5.简单的金属离子也是酸

所有的金属离子在水溶液中都被水合。被水合吸附的水分子可以丢失一个质子，因此金属离子是一种酸。而金属离子的电荷决定了酸的强弱。

Zn(H2O)62+ + H2O ＝ H3O+ + Zn(H2O)5(OH)+

Cu(H2O)42+ + 3H2O ＝ 3H3O+ + Cu(H2O)(OH)3-

6.★共扼酸碱对

HCl, Cl-

H2CO3, HCO3-

HSO4-, SO42-

CH3COOH, CH3COO-

Zn(H2O)62+, Zn(H2O)5(OH)+

7.路易斯定义

酸：任何可以接受电子对的物质。

碱：任何可以给出电子对的物质。

9.酸或碱的强弱

强弱：给出或者接受质子的趋势，也就是：一种物质给出或者接受质子的难易。

弱酸有比较弱的质子给予趋势；强酸有很强的质子给予趋势。碱则同理。

10.★绝对定义酸碱强弱是不可以的。

酸碱强弱取决于酸和碱之间的反应。

酸碱强弱的标准是相对于溶剂不同来说的，在这里，我们选用参照溶剂水。

11.酸碱强弱通过电离常数来定量比较

HA + H2O = H3O+ + A-

或者

HA = H+ + A- 两种电离或者可以理解为水解的方程式

Ka= ([H+]*[A-]) / [HA]

Ka值越大，酸性越强;Ka越小，酸性越弱。

12.★PKa以及pH的定义

pKa = - log Ka

pKa越大，酸性越弱；pKa越小，酸性越强。

同样可以得到以下3个方程：

pH = - log [H+]

pOH = - log [OH-]

pX = - log X （这里的X可以表示任何一种离子或者物质）

13.碱的强弱

A- + H2O = HA + OH-

Ka= ([HA]*[OH-]) / ([A-]*[H2O])

pKb = - log Kb

pKb越大，碱性越弱；pKb越小，碱性越强。

14.pH 水的自身电离以及中性pH

H2O = H+ + OH-

中性被定义为以下的条件：[H+] = [OH-]

Ka = ([H+]*[OH-]) / [H2O] = 10^-14

Ka的值的大小是有条件的：25摄氏度和1个标准大气压

Kw = [H+]2 Kw即是水的离子积

log Kw = 2 log [H+]

-log Kw = -2 log [H+]

14 = 2 pH

pH neutral = 7 中性pH值便是7

15.★共扼酸－碱对

H+ + A- - HA0 (1)方程：1/Ka

H2O - H+ + OH- (2)方程：Kw

A- + H2O - HA0 + OH- 两式的差得到新的方程(3)：Kb = Kw/Ka 得到新的方程的平衡常数

Kb

因此可以得到结论：酸性越强，共扼碱越弱。相反亦然。

16.★★活度的度量以及无限稀释的度量方法

γA = aA / cA 活度系数＝活度 / 浓度

根据理想溶液的总离子浓度应该是趋近于0这个事实来看，我们可以列出一个方程："γA - 1" as "(cA + ∑ci) - 0" 当活度系数趋近于1的时候，A的浓度加上以所有其他

离子的浓度之和趋近于0

17.★★活度度量以及电中性的度量方法

使得惰性电解质在溶液中占主要地位，可以维持一个不变的离子媒介

γ’A 趋近于1当cA 趋近于 0, 但是∑ci 是一个常数

如果活度系数是趋近于1的，那么A的浓度是趋近于0，但是由于溶液中的其他离子总浓度

是一个常数，而且不能忽略。

如果∑ci == 10 cA, 那么γ’A == 1 如果其他离子总浓度约等于10个 cA，则平均活度系数是趋近于1。海水就是一个很好的离子，因为NaCl在海水中具有大致恒定的组成。

18.pH协定

无限稀释的范围

paH = - log {H+} = - log [H+] - log γH+

电中性

pH = - log [H+]

NBS (NIST) scale:

定义PH为相对于一系列的标准缓冲

19.★★★运算活度常数

1) 无限稀释Ka=({H+}*{A-})/{HA} (大括号表示活度中括号表示浓度）

Ka=(H+活度×A－活度) / HA活度

2) 电中性](浓度商或者称为条件平衡常数)

Ka=([H+]*[A-])/[HA]

[COLOR=darkredKa＝（H+浓度× A－浓度）/ HA浓度[/COLOR]

3) 混合平衡常数Ka=({H+}*[A-])/[HA]

Ka＝（H+活度×A-浓度）/HA浓度