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酸碱平衡和沉淀平衡

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酸碱解离平衡和沉淀-溶解平衡

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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酸碱平衡和沉淀平衡

酸碱平衡和沉淀平衡

酸碱平衡和沉淀平衡操作现象反应1、同离子效应0.1mol·dm-3HAc2cm3中加入甲基橙指示剂1~2滴摇匀，分盛在两只试管中一支加少量NH4Ac(固) 一支不加NH4Ac 溶液由红色变橙色溶液保持红色HAc=Ac-＋H+0.1mol·dm-3 NH3·H2O 2cm3中加入酚酞指示剂1~2滴摇匀，分盛在两只试管中一支加少量NH4Ac(固) 一支不加NH4Ac 溶液呈红色溶液呈黄色NH3 H2O＝NH4++ OH-2、缓冲溶液及其性质（用pH试纸测定pH值）在试管中加入0.1mol·dm-3HAc和0.1mol·dm-3NaAc各5cm3，配制成HAc~NaAc缓冲溶液，加入百里酚蓝指示剂数滴，把溶液平均分装在三支试管中①一支加入0.1mol·dm-3HCl5滴②一支加入0.1mol·dm-3NaOH5滴③一支加入H2O5滴溶液变为黄色①溶液颜色稍变浅或不变色②溶液颜色稍变浅或不变色③溶液颜色稍变浅HAc=Ac-＋H+（可用小烧杯）再向上面的试管中，①试管中0.1 mol·dm-3HCl大量过量②试管中0.1 mol·dm-3NaOH大量过量①溶液由黄变红②溶液由黄变蓝3、弱电解质及其共轭酸（碱）根的电离平衡及其移动用pH试纸分别检验0.1mol·dm-3Na2CO3、Al2(SO4)3、NaCl溶液的pH值，并以水作空白实验pH= Al3++3H2O=Al(OH)3+3H+CO32-+2H2O=H2CO3+2H+在试管中加入少量Fe(NO3)3晶体，用水溶解，将其分别装在三Fe3++3H2O=Fe(OH)3+3H+1支试管中第一支留作比较第二支中滴加数滴2mol·dm-3HNO3并摇匀第三支用小火加热溶液呈现黄色黄色褪去黄色加深（可水浴加热）在试管中加入0.1mol·dm-3BiCl31滴，用滴管加水稀释，再逐滴加入2mol·dm-3HCl至沉淀刚刚消失为止，再加水稀释出现白色沉淀BiCl3+3H2O=BiOCl(s)+3HCl在试管中加入10％Na2SiO35滴，再加入0.5mol·dm-3NH4Cl1cm3，摇匀白色沉淀NH4++H2O= NH3H2O+H+SiO32-+2H2O=2OH-+H2SiO3（s）透明在试管中加入0.1mol·dm-3A12(SO4)35滴，再加入0.5mol·dm-3 NaHCO32滴气泡白色沉淀HCO3-+ H2O=H2CO3+OH- H2CO3= H2O+CO2Al3++3H2O=Al(OH)3+3H+4、沉淀的生成、溶解和转化（1）在两支试管中各加入0.1mol·dm-3Pb(NO3)22滴一支加入1mol·dm-3KCl5滴一支加入0.01 mol·dm-3KCl5滴将生成沉淀的那一支试管小火加热白色沉淀（针状）澄清，无沉淀沉淀消失Pb2++2Cl-=PbCl2PbCl2在热水中溶解度大（2）在上面实验未产生沉淀的试管中加入0.01mol·dm-3KI 生成黄色沉淀Pb2++2I-=PbI2（黄色）（3）2mL1mol·dm-3MgCl2中加入2ml1 mol·dm-3NaOH（用氨水也可以）将沉淀过滤分盛在两个试管中，一支中加入1mol·dm-3HCl1ml一支中加入1mol·dm-3NH4Cl1ml 白色沉淀沉淀消失沉淀消失Mg2++2OH-⇌Mg(OH)2（如果是用氨水：Mg2++2NH3.H2O⇌Mg(OH)2+2NH4+）Mg(OH)2+2H+=Mg2++H2OMg(OH)2+2NH4Cl=MgCl2+2NH3+2H2O（4）沉淀转化2dK2CrO4溶液，滴加AgNO3溶液试管中滴加NaCl溶液砖红色沉淀转化为白色沉淀CrO42-+2Ag+=Ag2CrO4（砖红）Ag2CrO4+2Cl-=2AgCl（白）+CrO42-2试管中再滴加Na2S溶液转化为黑色沉淀2AgCl（白）+S2-=Ag2S（黑）+2Cl- 5、选做实验（1）分步沉淀：1dK2CrO4溶液（0.1mol/l）+2dNaCl溶液（0.1mol/l），滴加AgNO3溶液，（白色，红色沉淀）（2）缓冲溶液配制：pKa~pH，选Na2HPO4——NaH2PO4溶液混合，测定溶液的pH，用0.1mol/lHCl和0.1mol/l的NaOH试验其pH的变化3。

第五章酸碱平衡与沉淀溶解平衡

第五章酸碱平衡与沉淀溶解平衡

Ac- NH3
CO32-
酸碱反应 指质子由给予体向接受体的转移过程
HA H +A

+

共轭酸（conjugate acid ） HA 是 A- 的共轭酸 共轭碱(conjugate base ) A-是 HA的共轭碱 共轭酸碱对（conjugate acid-base pair ） 由得失一个质子而发生共轭关系的一对酸碱，两 者相互依存、相互转化。
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Identify the acid, base, conjugate acid, conjugate base, and conjugate acid-base pairs:
HC2H3O2(aq) + H2O(l) C2H3O2–(aq) + H3O+(aq) acid base conjugate base conjugate acid
― 阿仑尼乌斯―电离说‖
Arrhenius acid-base concept
Arrhenius Model

1884

Acid – a substance that produces H+ ions
(protons) when dissolved in water – Sour taste – Low pH – Turns litmus paper red
conjugate acid-base pairs
OH –(aq) + HCO3–(aq) CO32–(aq) + H2O(l) base acid conjugate base conjugate acid conjugate acid-base pairs

第5章酸碱平衡与沉淀溶解平衡讲义

第5章酸碱平衡与沉淀溶解平衡讲义

H+
+
－
Ac
在一定温度下：
Ka
[H ][ Ac ]
[HAc ]
K

Θ a
称为弱酸的解离平衡常数，简称解离常数(dissociation
constant)。
同理对于弱碱如氨水的解离：NH3 + H2O
NH4+
+
－
OH
平衡时有：
K
b

[NH4 ][OH ] [ NH 3 ]
Kbθ：弱碱的解离常数，也叫弱碱的解离常数
]
分子分母同乘[H+]，则：
Kb
( Ac
)

[HAc][OH [Ac ]

]
[H [H

] ]

[HAc] [ Ac ][H

[H ]

][OH

]
Kw
Ka (HAc)
☆☆
16
同理离子酸NH4+的解离常数 NH4+ + H2O
NH3 +H3O+
K
Θ a
(NH4
)

[NH3 ][H3O [NH4 ]
Ka θ 或Kb θ 意义：解离平衡时弱电解质解离为离子的趋势大小。
•可用解离常数的大小，比较同类型弱酸或碱的相对强弱。
☆☆
15
5.2.1.2共轭酸碱对解离常数间的关系
离子碱Ac－与水之间的解离平衡为：
－
－
H2O + Ac OH + HAc

K

b
(
Ac
)

[HAc ][OH [ Ac ]

酸碱平衡与沉淀平衡

酸碱平衡与沉淀平衡

浓度的影响
沉淀溶解度随着溶液浓度的增大而减 小，沉淀平衡向溶解方向移动。
VS
在一定浓度范围内，沉淀溶解度与溶 液浓度的平方根成正比。
电解质的影响
电解质的存在可以改变溶液的离子强度和离子活度系 数，从而影响沉淀平衡。
电解质对沉淀平衡的影响程度取决于离子的性质和浓 度。
05
酸碱平衡与沉淀平衡的关 系

沉淀平衡对酸碱平衡的影响
沉淀的溶解和生成对酸碱平衡的影响
沉淀的溶解和生成可以改变溶液中的离子浓度，进而影响酸碱平衡。例如，沉淀的溶解 可以释放出氢离子或氢氧根离子，从而改变溶液的酸碱度。
沉淀的转化对酸碱平衡的影响
在某些情况下，沉淀可以发生转化，例如从氢氧化物转化为氯酸盐或硫酸盐，这种转化 可以改变溶液中的离子浓度，进而影响酸碱平衡。
而调节血液的pH值。
肾脏调节
肾脏通过排泄和重吸收作用， 排除多余的酸或碱，维持酸碱
平衡。
酸碱平衡的调节方法
饮食调节
药物治疗
生活方式调节
通过摄入适量的酸性和碱性食品，可以调节 体内的酸碱平衡。例如，摄入适量的水果和 蔬菜可以增加碱性物质的摄入，而减少肉类 和糖类的摄入可以减少酸性物质的摄入。
在某些情况下，医生可能会给患者开 一些药物来调节酸碱平衡，例如碳酸 氢钠或盐酸等。
06
酸碱平衡与沉淀平衡的应 用
在化学工程中的应用
酸碱反应
酸碱反应在化学工程中广泛应用，如酸洗、中和、脱硫等 过程，通过酸碱反应可以去除杂质或生产特定产品。
沉淀反应
沉淀反应在化学工程中用于分离和纯化物质，通过控制沉 淀条件，如浓度、温度、pH等，实现目标产物的分离和 提纯。
工业废水处理
酸碱平衡和沉淀平衡在工业废水处理中发挥重要作用，通 过调节pH值和加入沉淀剂，使有害物质转化为沉淀物， 从而实现废水的净化。

酸碱平衡和沉淀溶解平衡

酸碱平衡和沉淀溶解平衡
[H ] KaCa ( 5.7 1010 0.10)mol / l 7.5 106 mol / l
PH=5.12
对于很弱且很稀旳一元酸溶液，因为溶液中H+浓度很小，不能 忽视水旳解离。因为酸旳[H解 ]离 度K小ac，a [HKwA]=ca , 可得：
39
例：试计算1.0×10-4mol ·L-1 HCN溶液旳pH 值。
H+ (aq) + OH－ (aq) K w
当Kaca≥20Kw时, (Ka KwBiblioteka )忽视水旳电离。 可用近似式。
37
例 计算0.10 mol·L-1HAc 溶液旳PH值。 解 ： 已 知 Ka(HAc)=1.75×10-5,ca=c(HAc)=0.10
mol·L-1,所以Kaca>>KW,且表白由水解离旳[H+] 相对于ca可忽视不计，故采用最简式计算。
比较后发觉：Kh1 >> Kh2 , 所以一级水解是主要旳，二级水解能够
近似忽视。
30
（4）、影响水解平衡旳原因
水解平衡是化学平衡之一，所以它旳影响原因为：
* 温度：已知水解反应为吸热反应（中和反应旳逆 反应），升高温度，会使水解度增大。
* 浓度：根据水解度与浓度旳关系，水解度与盐旳 浓度旳平反根成反比。所以，盐旳浓度越低，水解 度也就越大。
第六章：溶 液 中 旳 化 学 平 衡
6.1 酸碱平衡 6.2 配位平衡 6.3 沉淀溶解平衡
以上三种平衡和电化学平衡（氧化还原平
衡）——溶液中旳“四大化学平衡”
1
6.1.1 化学平衡中旳某些基本概念和理论
电解质旳概念
在水溶液中或熔融状态下能导 电旳物质称为电解质。
强电解质

酸碱平衡和沉淀溶解平衡


通常把Ka>1的酸称为强酸; Ka在 1~10-3的酸称为中强酸; Ka在10-4~10-7的酸称为弱酸; Ka<10-7的酸称为极弱酸， 弱碱亦可按Kb大小进行分类。
共轭酸碱对的解离常数之间的关系：
HB B-+H+
Ka=[B-][H+]/[HB]
其共轭碱的电离为：
B-+H2O HB+OH-
部分电离)。
HAc + H2O H3O++Ac- 酸1 碱2 酸2 碱1
氨和水的反应，H2O给出质子，由于H2O是弱 酸所以反应程度也很小，是可逆反应(相当于NH3在 水中的电离过程)。
H2O + NH3 NH4+ +OH- 酸1 碱2 酸2 碱1
二、溶液的酸度 水溶液中氢离子的浓度称为溶液的酸度。 水溶液中H+离子的浓度变化幅度往往很大， 浓的可大于10mol·L-1，在[H+]<1的情况下， 用pH(负对数法)表示溶液的酸度更为方便， pH的定义是： 溶液中氢离子浓度的负对数叫做pH值。
pH=-lg[H+]
弱酸弱碱的电离平衡
一、一元弱酸弱碱的电离 1、电离常数
HAc+H2O H3O++Ac- or HAc H++Ac 在一定温度下，其平衡关系为：
Ka=[H+][Ac-]/[HAc] Ka称为弱酸的电离平衡常数，简称为酸常数。
H2O+NH3 NH4++OHKb=[NH4+][OH-]/[NH3] Ka和Kb是化学平衡常数的一种形式，利 用电离常数数值的大小，可以估计弱电解质 电离的趋势。K值越大，电离常数越大。

第3章电解质溶液(酸碱平衡与沉淀溶解平衡)

➢ 酸碱半反应两边是共轭酸碱对。
写出盐酸、硫酸、磷酸的共轭碱； 写出NH4+、H2PO4-1的共轭酸
2. 共轭酸碱的特点
① 酸比它的共轭碱多一个质子； ② 酸愈强，其共轭碱越弱；碱愈强，其共轭酸愈弱； ③ 既可作为共轭酸、又可作为共轭碱的物质称为两性物质。
理解酸碱质子理论：➢酸碱共轭关系 ➢酸碱反应的实质
➢ 无法解释NH3、Na2CO3均不含OH-，却具有碱性。
一、酸碱的概念
1923年，布朗斯特和劳 莱提出了酸碱质子理论
1.酸：能给出质子(H+) 的物质。酸可以是分子、 阳离子或阴离子。
碱：能接受质子的物 质。碱可以是分子、阳 离子或阴离子
酸： 质子 碱
HCl
H+ + Cl-
HAc
H+ + Ac-
在HAc溶液中，加入少量NaAc，平衡向左方向移 动，从而降低了HAc的解离度。即
H+
H2O (l) + H2O(l) H3O+ (aq) + OH－(aq) K [H3O ][OH- ] [H2O][H2O]
[H2O]看成常数，与K合并，得
K w = [H3O+][OH-]
K
称质子自递平衡常数，又称水的离子积
w
在常温下，K w = 1.0 10-14
水溶液的pH 稀溶液中， pH = -lg[H 3O ] 类似的， pOH = -lg[OH - ] 298K, pH pOH = 14.00
共轭酸碱解离常数的关系
HA (aq)+ H2O(l)
A-(aq) + H3O+ (aq)
Ka
[A- ][H3O
HA

酸碱平衡与沉淀溶解平衡

01
02
pH＜7.35 酸中毒 用乳酸钠调节 pH＞7.45 碱中毒 用NH4Cl调节 例如血液的pH值总是维持在7.35～7.45之间， 如果低于或高于这个数值，都会导致疾病发生。 血浆： H－蛋白质～Na－蛋白质； H2CO3～ NaHCO3； NaH2PO4～Na2HPO4
[例] 计算298K时CuS的溶度积
对于同一类型的难溶电解质，由于溶解度与溶度积之间的关系相同，因此可以由溶度积的大小直接比较溶解度的大小，如Ksp,AgCl>Ksp,AgBr>Ksp,AgI，所以SAgCl>SAgBr>SAgI；
（二）溶度积与溶解度
不同类型的难溶电解质不能直接用溶度积来比较溶解度的大小，而必须通过计算说明。
例： 在醋酸中加入NH4Cl 。 在氨水溶液中加入NaAc。
03
（三）pH对溶质（药物等）存在状态的影响
大多数药物都是有机弱酸或弱碱，它们在生产制备，分析过程及体内吸收时，环境的pH对它们的存在状态都有很大的影响。
在溶液中进行的许多化学反应，特别是在生物体内的化学反应，往往需要在一定的pH值条件下才能正常进行。
03
BaSO4(s) Ba2+(aq) + SO42-(aq)
02
[Ba2+]和[SO42-]为平衡的平衡浓度，即饱和 BaSO4溶液中的浓度， Ksp称为溶度积常数(solubility product constant)简称溶度积。
AaBb(s) aAn+(aq) + bBm-(aq)
第五章 酸碱平衡与沉淀溶解平衡
第一节 酸和碱
一、酸碱质子理论
（一）酸碱质子理论定义
酸是能给出质子的分子或离子，称为质子给体，碱是能与质子结合的分子或离子，称质子受体。

溶液反应中的四大平衡

[H ][OH ] Ka [H2O]
水是弱电解质，则H+和OH-的浓度都很低，故 [H2O]可视为定值，有[H+][OH-]=Ka[H2O] = Kw
Kw——水的离子积常数，室温取Kw=1×10-14 严格地说：水的离子积常数是T 的函数，
见P320表6-1。但水溶液中，H+和OH-的离子浓 度之积在一定温度下为一确定值。 ★ 水溶液的酸碱性 Arrhenuis酸碱理论：
质和中强电解质。严格地说，强电解质的电离 度一般也达不到100%，因为，只要不是极稀 溶液，离子间的静电引力就不可忽略，使带不 同电性的离子形成“离子对”，这些“离子对” 未形成“离子对”的单个离子间建立动平衡：
AmDn ==== mAn+ + nDm- ——电离平衡
平衡常数：
Ka

a a m n An Am aAmDn
Kb

x'( x' y) c0 x'

x' y c0 x'

x'
K b c0 Kb y

Kb y
c0
离子效应的应用很多，如利用同离子效应控制
反应条件，配制缓冲溶液，等等。
☆ 缓冲溶液
能抵抗少量强酸或强碱，而保持溶液pH基本不 变的溶液，一般由弱酸-弱酸盐或弱碱-弱碱盐组
成，如HAc-NaAc，NH3-NH4Cl， H2CO3-NaHCO3 ， NaH2PO4-Na2HPO4 ， H3PO4-NaH2PO4等等。 对弱酸-弱酸盐缓冲液，如HAc-NaAc，加入少量 酸(浓度为z)，则Ac-将与酸中的H+结合成HAc， 使Ac-的浓度降低 z，而HAc的浓度增加z。
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酸 HIO3 HSO4H3PO4 HNO2 HF HAc HClO NH4+ HCN HS-
Ka pKa 碱 IO31.69×10-1 0.77 SO421.20×10-2 1.92 7.52×10-3 2.12 H2PO4NO24.6×10-4 3.37 F3.53×10-4 3.45 Ac1.76×10-5 4.76 ClO2.95×10-8 7.53 NH3 5.64×10-10 9.25 CN4.93×10-10 9.31 S21.2×10-15 14.92
例题：求饱和H2S溶液中[H+]、[HS-]、[H2S] 和[OH-] 、[S2-] 解：①求[H+]、[HS-] 因K1/K2=5.7×10-8/1.2×10-15≥102 ∴可忽略二级电离，当一元酸处理来求[H+] H2S H++HS0.1-x x x c/Ka=0.1/5.7×10-8≥400,则0.1-x≈0.1 ∴[H+]２=cKa=0.10×5.7×10-8 ∴[H+]=7.5×10-5(mol· L-1) [H+]≈[HS-]=7.5×10-5mol· L-1
水的离子积常数与温度的关系
T/K 273 291 295 Kw 1.5×10-15 7.4×10-15 1.00×10-14
298
323 373
1.27×10-14
5.6×10-14 7.4×10-13
二、溶液的酸度 水溶液中氢离子的浓度称为溶液的酸度。 水溶液中H+离子的浓度变化幅度往往很大，浓 的可大于10mol· L-1，在[H+]<1的情况下，用pH(负对 数法)表示溶液的酸度更为方便，pH的定义是： 溶液中氢离子浓度的负对数叫做pH值。 pH=-lg[H+] 三、拉平效应和区分效应 自学要求： 1、什么是拉平效应和区分效应 2、什么是拉平溶剂和区分溶剂
由于在化合物中配位键普遍存在，因此路易斯酸、 碱的范围极其广泛，酸碱配合物无所不包。凡金属离 子都是酸，与金属离子结合的不管是阴离子或中性分 子都是碱。 所以一切盐类(如MgCl2)、金属氧化物(CaO)及其 它大多数无机化合物都是酸碱配合物。 有机化合物如乙醇CH3CH2OH可看作是(酸)和 OH-碱以配位键结合而成的酸碱配合物C2H5←OH 酸碱电子理论对酸碱的定义，摆脱了体系必须具 有某种离子或元素也不受溶剂的限制，以电子的给出 和接受来说明酸碱的反应，故它更能体现物质的本质 属性，较前面几个酸碱理论更为全面和广泛。但是由 其对酸碱的认识过于笼统，因而不易掌握酸碱的特征。
电离时产生的阳离子全部是H+离子的化合物叫
酸； 电离时生成的阴离子全部是OH-离子的化合物 叫碱。 H+离子是酸的特征，OH-离子是碱的特征。中 和反应的实质是：H++OH-===H2O。
电离理论只适用于水溶液，但在非水溶剂和无 水的情况下，电离理论又无法适应。如HCl的苯溶 液是酸还是碱。
二、酸碱质子理论 1、酸碱的定义 酸：凡能给出质子的物质都是酸。 碱：凡能接受质子的物质都是碱。 酸和碱可以是分子或离子。如HCl、NH4+、 HSO4-是酸；Cl-、NH3、HSO4-是碱。 如：HCl H+ + Cl酸 质子 + 碱 这样的一对酸碱，它们依赖获得或给出质子互相 依存这样的酸碱对叫做共轭酸碱对，这里Cl-离子是 HCl的共轭碱，而HCl是Cl-离子的共轭酸。即 HA H+ + A共轭酸 共轭碱
一般来说：共轭酸越强，它的共轭碱就越弱； 共轭碱越强，它的共轭酸就越弱。
如：H2OH++OH水为最弱的酸，它的共轭碱是最强的碱。 酸的强度：用给出质子的能力来量度。 强酸具有高度给出质子的能力。如HClO4、 HCl、HNO3、H2SO4等。
碱的强度：用接受质子的能力来量度。
强碱具有高度接受质子的能力。如OH-、PO43离子等。
但是，酸碱质子理论只限于质子的放出和接受， 所以必须含有氢，这就不能解释不含氢的一类的反应。
三、酸碱电子理论 凡是可以接受电子对的物质为酸，凡是可以给出 电子对的物质称为碱。 因此，酸又是电子对接受体，碱是电子对给予体。 酸碱反应的实质是配位键(两原子间的共用电子 对是由一个原子单独提供的化学键称为配位键，通常 用→表示。的形成并生成酸碱配合物。 酸 碱 酸碱配合物。 (电子对接受体) (电子对给予体) H+ + :OHH：OH HCl + :NH3 [H←NH3] BF3 + :F[F←BＦ3] Cu2+ + 4 :NH3 [Cu(←NH3)4]
①酸和碱可以是分子也可以是离子； ②有的离子在某个共轭酸碱对中是碱，但在另 一个共轭酸碱对中却是酸，如HSO4-等；
③质子论中没有盐的概念。
2、酸碱反应 根据酸碱质子理论，酸碱反应的实质，就是两个 共轭酸碱对之间质子传递的反应。例如： HCl + NH3 === NH4+ +Cl酸1 碱2 酸2 碱1 NH3和HCl的反应，无论在水溶液中或气相中， 其实质都是一样的。 即HCl是酸，放出质子给NH3，然后转变为它的 共轭碱Cl-； NH3是碱，接受质子后转变为它的共轭酸NH4+。 强酸放出的质子，转化为较弱的共轭碱。
2、解离度──电离程度的大小 =(已电离的浓度/弱电解质的初始浓度)×100％ 如：测得0.10mol· L-1HAc的α=1.33％则表明每 10000个HAc分子中有133个分子发生了电离。 既然0.10mol· L-1HAc的α=1.33％则求HAc的平衡 常数与的关系。 HAc H+ + Ac初始浓度 c 0 0 平衡浓度 c - c c c Ka=c2/(1-) 当 <5％或c酸/Ka 400时 1- ≈1
弱酸给出质子的能力很弱，其共轭碱则较强， 因此反应程度很小，为可逆反应(相当于电离理论的 部分电离)。
HAc + H2O H3O++Ac酸1 碱2 酸2 碱1
氨和水的反应，H2O给出质子，由于H2O是弱 酸所以反应程度也很小，是可逆反应(相当于NH3在 水中的电离过程)。 H2O + NH3 NH4+ +OH酸1 碱2 酸2 碱1 可见在酸的电离过程中，H2O接受质子，是一 个碱，而在NH3的电离过程中，H2O放出质子，又 是一个酸，所以水是两性物质。 H2O + H2O H3O++OH由于H3O+与OH-均为强酸和强碱，所以平衡强 烈向左移动。
化学与生命科学学院
专业基础课
无 机 化 学
------酸碱平衡和沉淀溶解平衡
酸碱平衡与沉淀平衡
酸 碱 理 论 溶 液 的 酸 碱 性 弱 电 解 质 的 电 离 缓 冲 溶 液 盐 类 水 解 沉 淀 溶 解 平 衡 本 章 要 求 作 业
酸碱理论
一、酸碱的电离理论（阿累尼乌斯电离理论） １、酸碱的定义
酸碱质子理论不仅扩大了酸和碱的范围，还可
以把电离理论中的电离作用、中和作用及水解作用，
统统包括在酸碱反应的范围之内，都是可以看作是
质子传递的酸碱中和反应。 (1)电离作用： 根据酸碱质子理论的观点，电离作用就是水与 分子酸碱的质子传递反应。 在水溶液中，酸电离时放出质子给水，并产生 共轭碱。
强酸给出质子的能力很强，其共轭碱则较弱， 几乎不能结合质子，因此反应几乎完全进行(相当于 电离理论的全部电离)。 HCl + H2O 酸1 碱2 H3O++Cl酸2 碱1
溶液的酸碱性
一、水的离子积 纯水有微弱的导电能力 H2O + H2O H3O++OHor H2O H++OH实验测得295K时1升纯水仅有10-7mol水分子电离， 所以[H+]=[OH-]=10-7mol/L 由平衡原理 Kw=[H+][OH-]=10-14 Kw为水的离子积常数。简称水的离子积。 Kw的意义为：一定温度时，水溶液中[H+]和[OH-] 之积为一常数。 水的电离是吸热反应，当温度升高时Kw增大。
(2)水解反应
质子论中没有盐的概念，因此，也没有盐的水 解反应。
电离理论中水解反应相当于质子论中水与离子 酸、碱的质子传递反应。
H3O+ + Ac- 酸1 碱2 HAc + H2O 酸2 碱1
NH4+ + OH- H2O + NH3 酸1 碱2 酸2 碱1
通过上面的分析看出，酸碱质子理论扩大了酸碱 的含义和酸碱反应的范围，摆脱了酸碱必须在水中发 生的局限性，解决了一些非水溶剂或气体间的酸碱反 应，并把水溶液中进行的离子反应系统地归纳为质子 传递的酸碱反应。 这样，加深了人们对于酸碱和酸碱反应的认识。 关于酸碱的定量标度问题，酸碱质子理论亦能象电离 理论一样，应用平衡常数来定量地衡量在某溶剂中酸 或碱的强度，这就使酸碱质子理论得到广泛应用。
从上题中[H+]浓度为1.33×10-3mol· L-1，可知水的 电离可以忽略。 当忽略水的电离时： 对于一元弱酸：若<5％时或c酸/Ka≥400 则[H+]２=Ka· c酸
[H ] Ka c酸
对于一元弱碱：若<5％时或c碱/Kb≥400 则[OH-]２=Kb· c碱

H O[

] Kb c碱
弱酸弱碱的电离平衡
一、一元弱酸弱碱的电离 1、电离常数 HAc+H2OH3O++Ac- or HAcH++Ac在一定温度下，其平衡关系为： Ka=[H+][Ac-]/[HAc] Ka称为弱酸的电离平衡常数，简称为酸常数。 H2O+NH3NH4++OHKb=[NH4+][OH-]/[NH3] Ka和Kb是化学平衡常数的一种形式，利用电离常 数数值的大小，可以估计弱电解质电离的趋势。K值越 大，电离常数越大。