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无机及分析化学 第4章 酸碱平衡

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无机化学04 酸碱平衡(1)

无机化学04 酸碱平衡(1)

[ H ] K a c
一元弱酸中[H+]的最简计算公式


[H ] c Ka c c

计算酸性溶液中[H+]浓度、pH值的步骤
判断酸的强弱
强酸
弱酸
H+完全电离
H+部分电离 判断c/Ka与500的大小关系
c/Ka<500
[H ] c酸
c/Ka ≥ 500
[H ] K a c
4.50 2
（二）多元弱酸、弱碱
多元弱酸：凡是能在水溶液中释放两个或两个以上质 子的弱酸（如:H2S）。 特点： 分步进行 。
[H3 O ][HS- ] 例：H 2S H 2 O H 3 O HS- , K a1 1.32 107 [H2S]
[H3 O ][S2- ] HS- H 2 O H 3 O S2- , K a 2 7.10 10-15 [HS- ]
HCO3– NH4+ H3O+ H2O [Al(H2O)6]3+ 分子， 阴、阳离子
H+ CO32– H+ NH3 H+ H2O H+ OH– H+ [Al(H2O)5OH]2+ 分子， 阴、阳离子
如H2O，HCO3–既 是酸又是碱，两性 物质。 盐也有酸碱性，如 Na2CO3，NH4Cl 等。
酸碱反应的实质是质子的传递 醋酸溶液中：
——一元弱碱的碱度常数，basicity constant
注意：K只与物质的本性和温度T有关，与浓度无关。
Ka越大， Kb越大， 酸性越强 碱性越强 共轭酸碱对： 强酸弱碱，弱酸强碱
酸碱释放(接 受)质子的能 力

无机及分析化学04

无机及分析化学04

5
第四章 解离平衡
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第一节 酸碱理论 Theory of acids and bases
三、路易斯酸碱电子论Electronic theory of acids and bases 1、定义：碱：能提供电子对（e-）或离域电子的分子、基 团或离子是碱。 酸：能接受外来电子对（e- ）或离域电子的分子、基 团或离子是酸。 2、酸碱反应的本质是： A + B = A ：B （A←B） 。 电子的授受关系： 酸 + 碱 = 酸碱加合物（配合物） lewis酸碱强度可用配合物的稳定性（稳定常数来衡量） 3、举例： H+ + OH- = H2O BCl3+:NH3=Cl3B ←NH3，Ni+4:CO=Ni(CO)4 Fe3++3Cl-=FeCl3 ， AlCl3 + Cl- = AlCl4故又称广义酸碱理论 6 第四章 解离平衡 主目录 上一页 下一页 返回
b
2 b
[OH ] K b C 近似式
12
第四章 解离平衡
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第二节 弱酸、弱碱的解离平衡 一、弱电解质的电离平衡(续2 )
6、稀释定律：
定义弱酸HB的电离度为α
HB = H+ + B初始浓度 C 0 0 平衡浓度 C-Cα Cα Cα
Ka
Ka
3
CCO 2
3
C H 2CO3 C C H C K C
a1
计算CO2饱和水溶液中离子浓度P79
由(A)式，二元弱酸根离子浓度 约等于Ka2,如[S2-]=1.0×10-14
14
第四章 解离平衡

无机及分析化学 四大平衡

无机及分析化学 四大平衡
Ksp(CaCO3) =2.8×10-9。 ×
解： ① c(Ca2+)=c(C2O42-)=0.01/2=0.005 mol·L-1， QB= c(Ca2+)·c(C2O42-)=2.5×10-5 ×
沉淀产生。 ∵ QB ＞ Ksp ，∴有CaC2O4沉淀产生。 在饱和CO2溶液中，c(CO32-)≈Ka2=5.6 ×10-11 溶液中， ②在饱和 mol·L-1 ， QB= c(Ca2+)·c(CO32-)=5.6×10-11， × 没有CaCO3沉淀产生。 沉淀产生。 ∵ QB ＜Ksp ，∴没有
1.已知 3BO3,ClCH2COOH和CH3COOH的Ka 已知H 已知 和 的 值分别为6.0× 值分别为 ×10-10,1.4×10-3 和 1.8×10-5 。 (1)若要 × × 若要 配制pH=3.0的缓冲溶液 应选取哪种酸 的缓冲溶液,应选取哪种酸 配制 的缓冲溶液 应选取哪种酸;(2)若用上述 若用上述 选取的酸和NaOH配制 缓冲溶液 用去 配制1L缓冲溶液 用去NaOH固体 选取的酸和 配制 缓冲溶液,用去 固体 4.0g,则需该酸多少克？(原子量 则需该酸多少克？ 原子量H:1 O:16 C:12 则需该酸多少克 原子量 B:10.8 Na:23 Cl:35.5) 2.求下列各题 值 求下列各题pH值 求下列各题 ①50ml0.10 mol·L-1H3PO4+25ml 0.10 mol·L-1NaOH ②50ml0.10 mol·L-1H3PO4+50ml 0.10 mol·L-1NaOH ③50ml0.10 mol·L-1H3PO4+75ml 0.10 mol·L-1NaOH
m
m
⋅n
n
几种难溶电解质溶解度和溶度积比较

无机及分析化学-分析化学 第4章

无机及分析化学-分析化学 第4章

例如 HAc 溶液（此溶液中有 HAc 和 Ac- 两种型体） 其物料平衡为 c(HAc) = ce(HAc) + ce(Ac-) NaHCO3溶液的 MBE:
对 Na 组分(即含 Na 的组分)
c(NaHCO3) = ce(Na+) (因为 NaHCO3 是强电解质) 对HCO3-组分
c(NaHCO3) = ce(HCO3-) + ce(CO32-) + ce(H2CO3)
Ο a, 2
时， (HC 2O ) (C 2O )
4 2 4
例如草酸三种型体的δ与 pH 的关系图为:
可见,当 pH ＜p K
p K ＜pH ＜p K
pH ＞p K
Ο a,2
Ο a,1
Ο a,1 Ο a,2
时, 主要存在型体是 H 2C2O4
4
2 4
时, 主要存在型体是 HC 2O
酸式色
+
H
OH-
p K 3.4
a
黄色(偶氮式) 碱式色
又如酚酞(单色指示剂)：
OH OH
O
O-
C
OH COO-
OH-
H
⊖ a
+
C COO-
p K 9.1
无色
酸式色
红色 碱式色
二、酸碱指示剂的变色点和变色范围 以弱酸型指示剂(HIn)为例
HIn
H+ + In-
K
当:
a
cr,e (H )cr,e (In ) cr,e (HIn)
( 选溶液中大量存在的、参与质子转移 的原始投料物质，包括 H2O )
2. 将(零水准)得质子后产物的平衡浓度写在 等号一边相加, 将(零水准)失质子后产物的平衡浓度写在 等号另一边相加, 各平衡浓度乘以得(或失)质子数(即系数)。

无机及分析化学 第四章

无机及分析化学 第四章

4-1 酸碱理论(theory of acids and
近代酸碱理论(配碱电离理论)：在水中能解离出 的正离子全是H+的化合物为酸；解离出的负离子全是 OH-的化合物为碱。 酸碱质子论(proton theory of acids and bases) 酸碱电子论(electronic theory of acids and bases) 硬软酸碱规则(rule of hard and soft acids and bases)
Ka c
Kb c c
Kb c
练习：P96 8
*4、水解常数 Khθ hydrolytic constant
盐的水解：
盐在水溶液中，与水作用使水的解离平衡发生移 动，从而可能改变溶液的酸度,这种作用叫作盐的水解。 按照阿累尼乌斯酸碱理论，NaAc为盐，它在水溶 液中的解离反应称为盐的水解反应，按照酸碱质子论， Ac-是碱，则其解离常数Kbθ 即为水解常数Khθ
见例4 - 6、4 - 7
4-2-4 同离子效应和盐效应
解离平衡也是一种化学平衡，当外界条件改变时，平衡就会发生移 动。离子浓度的变化是影响解离平衡的重要因素。
1、同离子效应(common ion effect) α变小
在弱电解质溶液中加入含有相同离子的强电解质，使弱电解质解离度 降低的效应。P81 例4-8
b
MOH c OH ， 若弱碱起始浓度为 c， 平衡时 M OH ， 代入上式

2 2 b
MOH
K OH K

b


b


b

b
2

b


2024无机化学《酸碱平衡》教案

2024无机化学《酸碱平衡》教案

教案•酸碱平衡基本概念与原理•弱电解质电离平衡•缓冲溶液原理及应用•沉淀溶解平衡与溶解度计算目•酸碱滴定法原理与实践操作•酸碱平衡在日常生活和工业生产中应用录酸碱平衡基本概念与原理酸碱酸碱的强弱030201酸碱定义及性质酸碱反应类型中和反应酸和碱互相交换成分，生成盐和水的反应，也称为酸碱中和。

酸碱与金属的反应酸能与金属活动性顺序中排在氢前面的金属发生置换反应，生成盐和氢气；碱能与某些金属（如铝、锌等）反应生成偏铝酸盐和氢气。

酸碱与金属氧化物的反应酸能与金属氧化物反应生成盐和水；碱能与某些金属氧化物反应生成盐和水。

酸碱平衡原理酸碱平衡酸碱指示剂酸碱平衡的移动溶液pH值计算pH值定义01pH值计算方法02酸碱混合溶液pH值计算03弱电解质电离平衡弱电解质定义及分类弱电解质定义弱电解质分类电离平衡常数表达式电离平衡常数定义电离平衡常数表达式影响电离平衡因素浓度温度浓度改变会影响弱电解质的电离程度，但电离平衡常数只与温度有关。

同离子效应多元弱酸、弱碱电离平衡多元弱酸电离平衡多元弱碱电离平衡缓冲溶液原理及应用缓冲溶液组成及作用机制组成作用机制当向缓冲溶液中加入少量酸或碱时，弱酸或弱碱的解离平衡发生移动，从而减弱了溶液pH值的变化，保持溶液的酸碱度相对稳定。

缓冲容量与缓冲范围缓冲容量指缓冲溶液所能抵抗外来酸或碱对溶液pH值影响的能力，与缓冲组分的浓度及解离度有关。

缓冲范围指缓冲溶液能够有效维持pH值稳定的pH值范围，通常与弱酸或弱碱的解离常数有关。

常见缓冲体系及其应用常见缓冲体系应用维持生理pH 值稳定人体内的血液、细胞液等都具有缓冲作用，能够维持生理pH 值的稳定，保障正常生理功能。

要点一要点二药物制剂与储存在药物制剂过程中，缓冲溶液常用于调节药物的酸碱度，提高药物的稳定性和疗效；在药物储存过程中，缓冲溶液也能够减缓药物因酸碱度变化而引起的降解和失效。

生物实验与研究在生物实验中，缓冲溶液常用于细胞培养基、酶反应体系等的配制，为生物实验提供稳定的酸碱环境；在生物医学研究中，缓冲溶液也发挥着重要作用，如用于蛋白质纯化、DNA 提取等实验操作中。

无机及分析化学(5)(第四章酸碱平衡)

无机及分析化学(5)(第四章酸碱平衡)

所以： c(S2-)= Ka2 = 7.1 *10-19 （！！！） 2 c A K 二元弱酸HnA的A2-浓度： a 2

例： 在0.3 mol dm-3的盐酸溶液中通入H2S水溶液至 饱和，求溶液中的[HS-]和[S2-] 解： H2S = H+ + HS起始浓度 0.1 0.3 0 平衡浓度 0.1 0.3 x [HS-] =K1 0.1/0.3 = 1.9 10-8 mol· dm3 由二级平衡: HS= H+ + S2平衡浓度: 1.9 10-8 0.3 y [S2-] = y = [HS-] = 1.2 10-15 1.9 10-8 =7.6 10-23 mol· dm3
Ka
+
OHc(A-)
若c(H+) 5%c(HA)0，即c(HA)0/Ka 400时，电离程度 很小，即平衡浓度c(HA) c(HA)0，则有：
cH Ka 0 cHA
c H cHA


2

2
c H K c HA a 0

即：在一定温度下，一元弱酸和碱在水溶液中存在着 解离平衡。其平衡常数 K称为解离常数，分别用 Ka或 Kb表示。
3）盐溶液的酸碱平衡（盐的水解）
盐的水解是一类重要的化学反应，在工农业生产方面有着 广泛的应用。 1、盐的分类(盐类的水解角度分类） 酸 + 碱 → 盐 + 水 强酸 强碱 强酸强碱盐 NaCl 强酸 弱碱 强酸弱碱盐 NH4Cl 弱酸 强碱 弱酸强碱盐 NaAc 弱酸 弱碱 弱酸弱碱盐 NH4Ac 2、盐类水解反应的实质、特点 盐类水解反应是中和反应的逆过程，是质子转移反应，没 有电子转移、价态的变化。酸碱中和反应一般较快，较完全而 盐类的水解反应较慢，反应不完全。

无机及分析化学04化学平衡.pptx

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4.1.2 化学平衡
例如将N2O4气体置于一密闭容器 中，开始时，因为容器中无产物NO2 存在，容器中 只有 N2O4 的分解反应。 但随着N2O4的分解，N2O4的浓度不断 降低，其反应速率也不断减小。同时，
反应速率
正反应
随着反应的进行，容器中 NO2的浓度 不断增大，逆反应的反应速率也随之
逆反应
在生产实践和科学研究中，人们对化学反应关心三个 问题。第一，化学反应能不能发生的问题，即化学反应能 不能按我们指定的反应方向自发进行。第二，化学反应的 快慢，即速率的问题。第三，化学反应的限度问题，即化 学反应在宏观上进行到什么程度停止反应。化学反应速率 的研究在化学中属于化学动力学范畴，化学反应方向和限 度的研究在化学中属于化学热力学范畴。
在反应条件下进行得相当完全，在相同条件下 KCl和O2几 乎不能反应生成 KClO3。这类反应叫做不可逆反应。
大多数化学反应都是可逆的，例如四氧化二氮分解为二氧化
氮的反应
N2O4(g) 2NO2(g)
在相同条件下，正反应和逆反应都能进行。若将 N2O4(g)和 NO2(g)分别置于密闭容器中，反应在宏观上不再进行时，取 样分析，两个容器中的气体都是N2O4和NO2的混合物，也就 是说在密闭容器中，N2O4分解为NO2的正、逆反应都不能进 行到底。这类反应叫做可逆反应。
可以证明，在一定温度下复杂反应在达平衡时产物浓度幂的
乘积与反应物浓度幂的乘积之比值亦为常数。以下仍从反应
速率的角度进行说明，例如 H2 (g) + I2 (g) 元反应，它是由两个反应步骤构成，即
2HI (g) 不是基
第①步
I2(g)
2I(g)
第②步
2I(g)＋H2
2HI

第四章酸碱与酸碱平衡

第四章酸碱与酸碱平衡
c0100020050moll1phsppkwpkbpc2140010251302822用中性红指示剂ph70停止滴定显然还不到化学计量点应消耗的滴定剂n不足的滴定剂net?n不足的滴定剂oh不足vepoh不足v22hcooh剩余vn应消耗的滴定剂010v滴定终点的pbe为
第四章 酸碱与酸碱平衡
（建议课外学习时间：25 小时）
63
度占其总浓度的分数。在这里需注意应注意总浓度（即初始浓度或分析浓度）与平衡浓度的 区别；应知道物料等衡关系，即某弱电解质在水中解离达到平衡时，其各种存在形式的平衡 浓度之和等于该弱电解质的总浓度。 计算达到平衡时某种存在形式的浓度可以有两种方法，一是利用分布系数与平衡浓度的 关系；二是直接根据解离平衡进行分析求解。 4.4 溶液酸度的计算 溶液酸度的计算同样有两种方法， 其一是根据溶液的质子条件式， 代入相应的平衡关系， 获得计算公式即可求得；其二同样是直接根据解离平衡求解。 对质子条件式，可以用零水准法或通过物料等衡以及电荷等衡等关系获得。零水准法的 关键在于确定零水准，作为零水准的物质一般是参与质子转移的大量物质。对水溶液体系， H2O 就是其中一个零水准。电荷等衡是指的某弱电解质溶液解离达到平衡时，溶液中正电荷 的总浓度应等于负电荷的总浓度。而质子条件就是酸碱溶液中质子转移的等衡关系，它可以 看出溶液的酸度（或碱度）是由哪几方面提供的。例如 NaOH 与 HAc 等量作用后所形成的 NaAc 水溶液，其质子条件式为： [H+] = [OH-] – [HAc] 说明此物质水溶液的碱度（[OH-]）是由水溶剂自身的解离（[H+]项） ，以及 Ac-的碱式解 离（[HAc]项）所提供的。 在实际工作中，溶液酸度的计算一般可以采用近似计算，近似处理的原则是计算误差≤ 5% 。在多数情况下可以采用最简式。 4.5 溶液酸度的控制与测试 溶液酸度的控制一般可以采用酸碱缓冲溶液。它的存在，能在一定程度上抵抗外加或系 统中由于化学反应产生的少量酸或少量碱，或是由于体积变化对系统酸度的影响，原因就在 于其中具有浓度较大，能抗酸或抗碱的组分存在，并产生同离子效应。当然需要注意的是， 酸碱缓冲溶液的缓冲能力是有限的。一般来说，酸碱缓冲溶液的总浓度越大，构成 HA-A-酸 碱缓冲系统的两组分 HA 与 A-的浓度比值越接近 1，缓冲能力越强。另外，酸碱缓冲溶液的 缓冲范围也是有限的，对 HA-A-酸碱缓冲系统，缓冲范围一般为： θ pH ≈ pK a ± 1 酸碱缓冲溶液根据用途的不同可以分为标准酸碱缓冲溶液与普通酸碱缓冲溶液。标准酸 碱缓冲溶液主要用于校正酸度计，它们的 pH 一般由实验确定，若需计算获得就应考虑离子 强度影响，而普通酸碱缓冲溶液的计算较为简单，一般可以采用最简式。在选用时主要考虑 三点：一是不干扰；二是缓冲能力较强；三是所需控制的 pH 应在缓冲范围内，若由 HA-Aθ 构成缓冲系统，pK a(HA)应尽量与所需控制的 pH 一致。 溶液酸度的测试一般可以通过酸度计，或采用 pH 试纸，或酸碱指示剂。pH 试纸实际上 就是由多种酸碱指示剂按一定的比例混合浸制而成。酸碱指示剂本身一般都是弱的有机酸或 有机碱，在不同的酸度条件下具有不同的结构和对应的颜色，当溶液酸度发生改变时，由于 θ 指示剂解离平衡的移动，使指示剂由一种结构色向另一种结构色转变， [In-]/[HIn] = pK a θ (HIn)/[H+]，对确定的指示剂，pK a(HIn)在一定条件下为常数，两种结构色的浓度比就由溶液 的 H+浓度所决定，所以酸碱指示剂能指示溶液的酸度。 在使用时应注意酸碱指示剂的变色范围，它是靠人的眼睛观察获得，因此，由于人眼对 不同颜色的敏感程度不同，不同人员对同一颜色的敏感程度不同，变色范围就有差异；其次，

无机化学 第4章 酸碱平衡与滴定法

无机化学 第4章 酸碱平衡与滴定法
离解常数是一种平衡常数，它只与温度有 关，与浓度无关。
5.共轭酸碱对Kaө 和Kbө的关系
K
θ a
(HAc)

Kbθ
(Ac
)

c(H

)

c(OH

)

K
w
在一共轭酸碱对中, 酸的酸性越强，其共 轭碱的碱性就越弱；反之，酸越弱，其 共轭碱就越强。
4.2 酸碱平衡的移动
1.浓度对酸碱平衡的影响
2. 将25ml 1.0mol·L-1 NH3 .H2O与25ml 1.0 mol·L-1 NH4Cl混合组成缓冲液，求其pH值。 若在该缓冲溶液中加入1mL 1.0mol·L –1 NaOH， pH为多少?
解：混合后，
cNH3 H 2O

251.0 50

0.5mol L1

cNH4Cl
K ]
） W
K
K
a1 a2
对于NH4Ac类两性物质， Ka:正离子酸的离解常数，Ka :负离子碱的共
轭酸的离解常数。
c(H ) Ka Ka
两性物质的酸碱性决定于相应 酸常数和碱常数的相对大小： 酸常数较大，则显酸性； 碱常数较大，则显碱性。
例
定性说明下列溶液的酸碱性 (1) 0.10mol L-1 NaH2PO4溶液 (2) 0.10mol L-1 HCOONH4溶液

pOH

pK
θ b
lg
cNH3 H 2O cNH4Cl
pKθb
4.75
c(NH3
H2O)

50 0.5 51

11.0 51

26 51
c(NH4

无机及分析化学答案(第二版)第四章

无机及分析化学答案(第二版)第四章

第四章 酸碱平衡与酸碱滴定法4-1．将300mL0.20 mol ⋅L -1HAc 溶液稀释到什么体积才能使解离度增加一倍。

解：设稀释到体积为V ，稀释后 V c mL 300L mol 20.01⨯⋅=-由 αα-=12a c K 得： )21()2(30020.01 20.022αααα-⋅⨯⨯=-V因为K a =1.74⨯10-5 c a = 0.2 mol ⋅L -1 c a K a > 20K w c a /K a >500故由 1-2α =1-α 得 V =[300⨯4/1]mL =1200mL此时仍有 c a K a >20K w c a /K a >500 。

4-2．奶油腐败后的分解产物之一为丁酸(C 3H 7COOH)，有恶臭。

今有0.40L 含0.20 mol ⋅L -1丁酸的溶液， pH 为2.50, 求丁酸的K a 。

解：pH=2.50 c (H +) =10-2.5 mol ⋅L -1α =10-2.5/0.20 = 1.6⨯10-2 K a =52222102.5106.11)106.1(20.01---⨯=⨯-⨯⨯=-ααc4-3． What is the pH of a 0.025mol ⋅L -1 solution of ammonium acetate at 25℃? p K a of acetic acid at 25℃ is 4.76, p K a ofthe ammonium ion at 25℃ is 9.25, p K w is 14.00. 解： c (H +)=00.724.976.421101010---=⨯=a a K KpH= -log c (H +) = 7.004-4．已知下列各种弱酸的K a 值，求它们的共轭碱的K b 值，并比较各种碱的相对强弱。

(1)HCN K a =6.2×10-10； (2)HCOOH K a =1.8×10-4；(3)C 6H 5COOH(苯甲酸) K a =6.2×10-5； (4) C 6H 5OH (苯酚) K a =1.1×10-10；(5)HAsO 2 K a =6.0×10-10； (6) H 2C 2O 4 K a1=5.9⨯10-2；K a2=6.4⨯10-5；解： (1)HCN K a = 6.2⨯10-10 K b =K w /6.2⨯10-10 =1.6⨯10-5(2)HCOOH K a = 1.8⨯10-4 K b =K w /1.8⨯10-4 =5.6⨯10-11(3)C 6H 5COOH K a = 6.2⨯10-5 K b =K w /6.2⨯10-5 =1.61×10-10(4)C 6H 5OH K a =1.1⨯10-10 K b =K w /1.1⨯10-10 =9.1⨯10-5(5)HAsO 2 K a =6.0⨯10-10 K b =K w /6.0⨯10-10 =1.7⨯10-5(6)H 2C 2O 4 K a1=5.9⨯10-2 K b2=K w /5.9⨯10-2 =1.7⨯10-13K a2=6.4⨯10-5 K b1=K w /6.4⨯10-5 =1.5 ×10-10碱性强弱：C 6H 5O - > AsO 2- > CN - > C 6H 5COO ->C 2O 42- > HCOO - > HC 2O 4-4-5．用质子理论判断下列物质哪些是酸？并写出它的共轭碱。

无机及分析化学第4章-酸碱平衡和酸碱滴定法

无机及分析化学第4章-酸碱平衡和酸碱滴定法

衡：
CHK3aC= [OC[OHCH3C3OCOOO][HH]H+ ]＋+ CH3COO－
平衡时：
第二节 弱电解质的电离平衡
二、弱酸弱碱的电离平衡
式中的平衡常数Ka称为弱酸的电离常数。
对于弱碱，其电离常数则用Kb表示，如氨水的离解平衡为：
NH3•H2O
NH4＋+OH－
平衡时：
Ka
=
[CH3COO ][H+ [CH3COOH]
数的数值并不改变。
第二节 弱电解质的电离平衡
二、弱酸弱碱的电离平衡
（二）电离度
电离度(α)=
已电离的弱电解质分子数 溶液中的弱电解质分子总数
100%
电离度的大小能表示弱电解质的相对强弱。电 解质越
弱，电离度越小。
第二节 弱电解质的电离平衡
二、弱酸弱碱的电离平衡
（三）稀释定律及一元弱酸弱碱的pH计
‫ ‏‬如果溶液中[H3O+]或[OH-]>1 mol·L-1时，直接 用[H3O+]或[OH-]表示。
第二节 弱电解质的电离平衡
一、水的电离和溶液的酸碱性
（二）溶液的酸碱性和pH
溶液的酸碱性取决于溶液中H＋和OH－浓度的相对大小。
室温下：
酸性溶液
[H＋] ＞1.0×10-7mol/L [H＋]＞[OH－]
三． 水的质子自递平衡 1. 水的质子自递平衡和水的离子积
H+
H2O(l) + H2O(l)
H3O+(aq) + OH-(aq)
K [H3O ][OH ] [H2O][H2O]
[H2O]看成常数，与K合并，得
Kw= [H3O+][OH-]
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K a 、K b 和K w 关系
HA
H (HA) c(HA)
A + H2O
H2O
-
c (HA) c (OH ) HA + OH K b (A ) c(A )
H + OH
+
-
Kw c(H ) c(OH )
多重平衡规则
Ka (HA) Kb (A ) Kw
pH 6.96 7.00
4.3 酸碱溶液中pH计算
4.3.2 一元弱酸（碱）溶液
酸碱反应的实质是质子转移的反应，这类的反应中
酸给出的质子数目和碱接受的质子数目应当是相等的。
由此得出的质子平衡关系称为质子条件，它的数学表达 式叫质子平衡式（proton balance equation），可用PBE 表示。
3
A
+
路易斯酸 H+
路易斯碱 HO
2
4 NH3 NH3 Cl– 2 F– OH–
:B
A:B
酸碱加合物 H O+
F3BNH3 [AlCl4]– [SiF6]2– HCO3– (CH3)2COI2 配合物)
(CH3)2CO 路易斯碱
(路易斯酸 +
4.2 水溶液中的酸碱平衡
1 水的解离平衡与离子积常数
H2O + H2O
计算方法
根据所给酸碱写出其PBE
计算内容
一 元 弱 酸 （ 碱 ）
多 元 弱 酸 （ 碱 ）
两 性 物 质
缓 冲 溶 液
根据平衡关系将PBE转化为 c(H+)与分析浓度的代数式， 即精确式
根据溶液的性质进行合理近 似，获得近似解
检验近似解的合理性
4.3 酸碱溶液中pH计算
4.3.2 一元弱酸（碱）溶液 H+浓度的计算 溶液中平衡： HA
◆难点内容：质子平衡式；各类溶液体系pH的计算。
主要章节
4.1 9.1酸碱理论 核外电子的运动状态 4.2 水溶液中的酸碱平衡 4.3 酸碱溶液中pH的计算 4.4 酸碱平衡的移动 4.5 缓冲溶液
4.1 酸碱理论
酸碱理论简介
1.氢原子光谱特征 : 年 阿伦尼乌斯) 酸碱电离理论 (1880~1890
度 为0.946%，问当浓度为 0.100 mol· L-1 时NH3· H2O的解离度 是多 少？
解： 因为解离度 < 5% ，所以可用近似公式计算，即
2 c1 12 c2 2 Kb
c1 12 0.200 (0.00946) 2 =0.0134=1.34% c2 0.100
例2 2×10–8 mol· L–1 HCl溶液的pH是多少？ 或：将浓度为2×10–5 mol· L–1的HCl溶液稀释1000倍，则pH是多少？
解： pH lg c(H ) lg(2 108 ) 7.70 7.00
2 8 8 2 14 c c 4 K 2 10 (2 10 ) 4 10 w [H ] 2 2
第四章 酸碱平衡
教学目的和要求 教学重点和难点
●掌握酸碱质子理论的基本概念。
●掌握弱酸、弱碱解离平衡及影响因素。
第四章 酸碱平衡
●掌握质子平衡式的书写，会用近似式和最简式计算溶液的 pH。 ●掌握缓冲溶液的基本原理和缓冲溶液的配制原则。
教学重点和难点 教学重点和难点
第四章 酸碱平衡
◆重点内容：酸碱质子理论；弱酸弱碱溶液的解离平衡； 稀释定律；各类酸碱溶液pH的计算；缓冲溶液的配制。

pKa pKb pKw 14
4.2 水溶液中的酸碱平衡
4.2.2 弱酸、弱碱的解离平衡
K a 、K b 和 K w 关系
+ NH4 + H2O
H3O+ + NH3
NH3 + H2O
+ OH- + NH4
c(H3O )c(NH3 ) 10 Ka 5.6 10 c(NH 4)
解离常数属平衡常数，其值不受电解质浓度的影响；解离 度属平衡转化率，表示弱电解质在一定条件下的解离百分 数，大小与电解质浓度有关。
4.2 水溶液中的酸碱平衡
4.2.3 解离度和稀释定律
起始浓度/mol· L-1 平衡浓度/mol· L-1
HA c0 c0 - c0
H + + A0 0 c0 c 0
4.3 酸碱溶液中pH计算
4.3.2 一元弱酸（碱）溶液
质子平衡式的书写
① 选好质子参考水准（或零水准）。 通常是原始的酸碱组分及水。 ② 将零水准得质子后的形式写在等式的左边,失质子后的 形式写在等式的右边。 ③ 有关浓度项前乘上得失质子数。 ④ 在质子条件中不应出现作为质子参考水准的物质，因为 这些物质不管失去质子或是接受质子都不会生成它本身。
2SO4 2CO 3 2HPO4
盐：在酸碱质子理论中没有“盐”的概念 例：NH4Cl中，NH4+是酸 NaAc中，Ac是碱
4.1 酸碱理论
4.1.1 酸碱质子理论 酸碱反应实质：酸碱之间质子的传递 酸1 + 碱2 H+ 碱1 + 酸2
共轭酸碱对 HCl ---- ClNH4+---- NH3 注意：质子传递发生在酸、碱之间，而不是共轭酸碱对内部
由此可见，浓度减小一倍，解离度从0.946%增加到1.34%。
4.3 酸碱溶液中pH计算
4.3.1 强酸（碱）溶液
强酸（碱）：一般定义解离常数大于10的酸（碱），计算时看成
完全解离。
pH = -lgc(H )
c(H ) cA
+
+
Kw c(H )
+
（1）若cA>10-6 mol· L-1时，c(H+)=cA （2）若10-8 mol· L-1<cA<10-6 mol· L-1时，两项不可忽略，需 解一元二次方程。 （3）若cA<10-8 mol· L-1时，pH≈7
c(NH ) c (OH ) 4 Kb 1.8 105 c(NH3 )
c(H3O ) c(NH3 ) c(NH ) c (OH ) 4 Ka K b c(NH c(NH3 ) 4)
c(H 3O ) c(OH ) 5.6 1010 1.8 105 K w
温度 （摄氏度）
0
0.115 10-14
25
1.008 10-14
40
2.95 10-14
60
9.5 10-14
Kw
室温下常采用此数值
4.2 水溶液中的酸碱平衡
4.2.2 弱酸、弱碱的解离平衡 酸的解离常数
HA(aq)
H+ (aq) + A- (aq)
[c(H ) / c ][c(A ) / c ] Ka c(HA) / c
不考虑单位前提下，可以简化为
不是纯液体，此 项一定要书写
c(H ) c(A ) Ka c(HA)
K a 大小可以衡量酸的强弱，其值越大，代表酸越强； 其
值越小，则酸越弱。
4.2 水溶液中的酸碱平衡
4.2.2 弱酸、弱碱的解离平衡 碱的解离常数
B(aq) + H2O(l)
BH+ (aq) +OH- (aq)
4.2.3 解离度和稀释定律 解离度 ：弱电解质的解离程度 Kw
解离度（α） = 已解离的弱电解质浓度 弱电解质初始浓度
解离度（%） 0.934 1.33 2.96 12.4
×100%
解离常数 1.76 ×10-5 1.76×10-5 1.80×10-5 1.76×10-5
溶液浓度/(mol•L-1) 0.2 0.1 0.02 0.001
K a (HA) =
c(H + ) c(A- ) c(HA)
=
(c0 α )2 c0 - c0 α
=
c0 α 2 1- α
当弱电解质 < 5% 时，1 - α 1 ，于是可推导得出以下近似关系式

稀释定律
K a c0
：溶液的解离度近似与其浓度平方根成反比，浓度 越稀，解离度越大。
例1 氨水是一弱碱，当氨水浓度为 0.200 mol· L-1 时，NH3· H2O的解离
4.1 酸碱理论
4.1.1 酸碱质子理论 酸解离反应
碱解离反应
4.1 酸碱理论
4.1.2 酸碱电子理论 路易斯酸：能接受电子对的物质 路易斯碱：能给予电子对的物质
H+ + : OHFe + 5 : CO
H2O
Fe(CO)5
BF3 + HF :
Cu2+ + 4 : NH3
酸 碱
HBF4
[Cu(NH3 )4 ]2+
4.1 酸碱理论
4.1.1 酸碱质子理论 两性物质：既可以得到质子又可以失去质子的物质 例： H 2SO 4
H 2CO 3 H 3 PO 4
-H + +H + -H + +H + -H + +H +
HSO 4 HCO 3 H 2 PO 4
-H + +H + -H + +H + -H + +H +
H3O+ +OH+
H2O(l)
H (aq) + OH (aq)
+
-
c(H ) c(OH ) Kw c c

Kw c(H ) c(OH )
+

水的离子积常数
4.2 水溶液中的酸碱平衡