.酸碱解离平衡概述

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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[ 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

概念
举例说明：
50 mL 纯水 pH = 7 50 mLHAc—NaAc (c(HAc)=c(NaAc)=0.10mol· -1) L pH = 4.74 加入1滴(0.05ml) 1mol· -1 HCl L pH = 3 加入1滴(0.05ml) 1mol· -1 NaOH L pH = 11
H2O H++OH-
实验测得295K时，1L纯水中仅有10-7 mol水分子电离， 所以[H+]=[OH-]=10-7 mol· -1。根据化学平衡原理， L
Kw=[H+] [OH-]=1.0×10-14
Kw称为水的离子积常数。简称水的离子积。
Kw意义：一定温度下，水溶液中[H+] 和[OH-]之积为 一常数，温度升高， Kw增大，但常温下一般可认为 Kw=1.0×10-14。
Ac–和H2O，当达到新平衡时， c(Ac–)略有增加， c(HAc)略有
19 减少， c ( Ac ) 变化不大，因此溶液的c(H+)或pH值基本不变。

c ( HAc )
缓冲溶液pH值的计算
弱酸弱碱盐组成的缓冲溶液:HAc—NaAc，H2CO3—NaHCO3
初始浓度 平衡浓度 HA ca ca – x H+ 0 x + A－ cs cs + x
x y x
( x y z )( x y ) 0 . 100 x x
2

x
2
0 . 100 x
K 1 1 . 32 10
θ 4
7
又 K 1 很小，
4 1
θ
则
0 . 100 x 0 . 100
4

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.

第五章 酸碱平衡
王惠
第一节 酸碱理论 第二节 弱酸和弱碱的解离平衡
第三节 酸、碱溶液H3O+,OH-浓度的计算
第四节 缓冲溶液
第一节
酸碱理论
一、酸碱电离理论 二、酸碱质子理论 三、酸碱电子理论 四、软硬酸碱规则
一、酸碱电离理论(1887 阿伦尼乌斯)
酸碱电离理论认为：凡在水溶液中电离出的阳离子 全部是 H+ 的化合物是酸；电离出的阴离子全是 OH- 的化 合物是碱。酸碱反应的实质就是H+与OH-作用生成H2O。
优点：能简便地说明酸碱在水溶液中的反应。定量比较酸、
碱在水溶液中的相对强弱，定量计算酸、碱水溶液中
H3O+,OH-浓度。 缺点：但由于该理论把酸碱仅限于水溶液中，无法说明非水 溶剂中的酸碱性。另外，电离理论把碱限制为氢氧化 物，也无法解释氨水呈碱性这一事实。
二、酸碱质子理论（1932布朗斯特和劳莱）
酸碱质子理论认为：凡能给出质子的物质都是酸，凡 能接受质子的物质都是碱，酸是质子的给予体，碱是质子 的接受体。
酸与碱之间的转化关系用简式表示如下：
酸
质子+ 碱
[Al(H2O)6]3+ H + + [Al(OH)(H2O)5]2+ H3O + H + +H2O H2O H + +OH NH4+ H + +NH3 HCl H + +ClH3PO4 H + +H2PO4 H2PO4 - H + +HPO4 2-
(1) 酸与碱这种相互依存、相互 转化的关系称为酸碱的共轭关系。 酸失去质子后即成为其共轭碱， 酸 质子+ 碱 碱得到质子后即成为其共轭酸。 [Al(H2O)6] H + + [Al(OH)(H2O)5]

ceq (H2CO3 ) ceq (OH ) ceq (HCO3 )
三、共轭酸碱对的 K a 与 K b 的关系
共轭酸碱对HA—A–在水溶液中存在如下质子转移反应
HKAa (HHA)2O Kb (AA )HK3wO+
ceq (A ) ceq (H3O )

ceq (OH ) c
ln K2 K1

r Hm R
1

T11 T2源自 温K度W/ K
水2的73离子积 295
373
ＫceqΘ(wH3O )0.1离3×子1的0–平14 衡1浓.0度×10–14 7.4×10–14
水的ceq电(O离H过) 程离吸子热的平衡浓r度Hm 55.84kJ mol1
Ka (HA)
ceq (HA)
A H2O HA OH
Kb (A )
ceq (HA) ceq (OH ) ceq (A )
HA H2O A H3O+
A H2O HA OH Ka (HA) Kb (A ) Kw
Ka (HA)
ceq (HA)
ceq (H3O+ ) ceq (A )
ceq (A ) ceq (H3O )
Ka (HA)
ceq (HA)
ceq (H3O+ )
[ c(HA)

ceq (H3O+ ) ] Ka (HA) ceq (H3O+ )
BCl3+:NH3=Cl3B ←NH3 AlCl3 + Cl– = AlCl4–
Cl
NH3
B
Cl

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

这种酸碱的定义涉及到了物质的微观结构，使酸碱理
而下面各种物质均可以给出电子对，是碱 ‥ ‥ ‥ OH－ [∶O∶H ]－ ， NH3 (H∶N∶H)， F－ [∶F∶]－ ‥ ‥ ‥ H 酸和碱之间可以反应，如
NH3 Cu 2 4NH3 H3 N Cu NH3 NH 3
子成分(NH4Cl 、 Na2CO3、K2O 、NH3，有机胺)的
物质也表现出酸碱的事实。
二、酸碱质子理论
丹麦化学家布朗期特(J.N.Bronsted)，英国化学家劳 莱(T.M.Lowry) 1923年各自独立的提出酸碱质子理论： 1、酸碱定义 酸：能给出质子H+的分子或离子，即质子的给予体。
碱：能接受质子H+的分子或离子，即质子的接受体。
b) 计算 1.0×10–3 mol ·L–1 NH3 ·H2O 的 [OH－] 和解离 度。 已知 HAc 的 Ka ＝1.8×10–5，NH3· H2O的 Kb ＝
1.8×10–5
解： a) 反应方程式 各物质起始浓度/mol.L-1
HAc 0.10
H+ ＋ Ac－ 0 0
各物质平衡浓度/mol.L-1
酸 碱 酸碱配合物
2
第一列 Fe3+ Cu2+ H+ BF3 AlCl3 SiF4 CO2 I2 + + + + + + + +
第二列 6H2O 4 NH3 H2O NH3 Cl– 2 F– OH– (CH3)2CO 路易斯碱
第三列 [Fe(OH2)6]3+ [Cu(NH3)4]2+ H3O+ F3BNH3 [AlCl4]– [SiF6]2– HCO3– (CH3)2COI2 配合物)

8
二、离子的活度和活度因子
（activity and activity coefficient) 一般来说，aB<cB， B <1。溶液愈稀，离子
间的距离愈大，阴、阳离子间的牵制作用愈
弱，离子氛和离子对出现的概率愈小，活度
与浓度间的差别就愈小。
当溶液中的离子浓度很小，且离子所带电荷
数也少时，活度接近浓度，即B 趋近于1
相同浓度的不同电解质，它们的离解度 分别与其离解平衡常数的平方根成正比。
22
2、多元弱酸碱的离解平衡
H3PO4
＋ H+ H2 PO4
θ Κ a1 [Η ][Η 2 PO4 ] 7.52 10 3 [Η 3 PO4 ]
H2 PO
4
2 HPO4 ＋ H+

Κ
2 HPO4
25
例 ：25℃时，向lL浓度为0.1mol· L-1HAc溶液 中加入0.1molNaAc，求HAc的解离度。(设溶 液总体积不变，KθHAc=1.76×10-5) 解、 HAc 0.100－x H+ ＋Acx 0.100+x
x(0.100 x ) 1.76 10 5 0.100 x
1 （3） I [b z 2 (K ) b z 2 (Br ) (Br ) 2 (K )
1 [(0.020mol kg1)( 1)2 (0.020mol kg1)( 1)2 2 (0.030mol kg1)( 2)2 (0.030mol kg1)( 2)2]
§3.2 弱电解质溶液
一、弱电解质的离解平衡 HA H + + A-
[H ][A ] θ Ki [HA]

酸碱质子理论认为，能给出质子的物质是酸，能结合质子的物质是碱。在此理论基础上，我们深入探讨了弱酸和弱碱的解离常数，这是描述酸碱解离程度的重要参数。弱酸或弱碱在水溶液中部分解离，其解离程度可用解离常数来衡量。对于一元弱酸或弱碱，其解离常数与溶液的酸碱度（pH值）有着密切的关系。通过设定弱酸的浓度为c，解离度为α，我们可以推导出溶液达到解离平衡时各组分的浓度，并进一步计算出溶液的pH值。值得注意的是，溶液的浓度越小，其解离度越大，这意味着在稀溶液中，弱酸或弱碱的解离程度会更高。此外，我们还引入了pOH的概念，它是描述溶液中氢氧根离子浓度的负对数值，与pH值有着互补的关系。最后，我们以H3PO4为例，探讨了多元弱碱体系的解离行为。

+
HB
共轭酸碱对 HB —B-
H+ + B-
只相差一个质 子的一对酸碱
例：下列各组属于共轭酸碱对的是
A. H3PO4 — H2PO4- B. H2CO3 — CO32C. H3O+ — OHE. H2PO4- — PO43D. H2PO4- — HPO42F. HAc — Ac-
练习：指出下列物质只能为酸，只能为碱；两性化合物？并写出其共轭酸（碱）。 H2O、H3O+、 NH3、 H2CO3、H2PO4-、NH4+、H2S、HS-、 CO32-、OH解：

[H 3 O ][B ] [HB ][OH ] Ka Kb [HB] [B ]
]
Ka .Kb=[H ][OH ]=Kw= 1.0× 10
+
-
-14
pKa + pKb = pKw
已知其中一个，可求另一个
例：已知HAc的Ka=1.74×10-5，求Ac-的Kb
K b, Ac Kw K a , HAc 1 . 0 10
第三章 酸碱解离平衡
第一节
酸碱理论
第二节
水溶液中酸碱平衡 第三节
弱酸、弱碱溶液H3O+或OH浓度的计算
目的要求：
二、主要教学内容 1.掌握酸碱质子理论；酸、 碱、两性物质及其共轭酸 碱。 2.掌握弱电解质的解离平衡、 解离平衡常数，溶液pH的简 化计算。
1.酸碱概念的发展，酸碱 质子理论；共轭酸碱概念，酸 碱反应的本质，共轭酸碱的强 弱关系。 2.弱电解质的离解平衡、 离解平衡常数。
一、水的质子自递反应 H2 O + H 2 O H3O+ + OH-

一元弱碱
当cb • Kb≥ 20KW 时
当ca / Ka≥ 500 ，且ca • Ka≥20KW时，可简化为
资料仅供参考,不当之处，请联系改正。
例题
• 计算 0.010 mol •L-1 HAc溶液的[H+]和 pH • 计算浓度为1.0 × 10-3 mol •L-1的乳酸溶液
的 pH • 计算 0.100 mol •L-1 NH4Cl溶液的 pH • 计算 0.100 mol •L-1 NaAc溶液的 pH
资料仅供参考,不当之处，请联系改正。
第四节 缓冲溶液
Buffer Solution
能抵抗少量外来强酸、强碱而保持其 pH基本不变的溶液
资料仅供参考,不当之处，请联系改正。
一、缓冲溶液及缓冲机制
㈠ 缓冲溶液及其组成
• 缓冲溶液（buffer solution） • 缓冲作用（buffer action）
constant） ——水的离子积（ion product water）
• KW = [H+][OH -]
资料仅供参考,不当之处，请联系改正。
水溶液的pH
• 中性溶液 [H+] = [OH -] = 1×10-7 mol•L-1 • 酸性溶液 [H+] ＞ 1×10-7 mol•L-1 ＞[OH -] • 碱性溶液 [H+] ＜ 1×10-7 mol•L-1 ＜[OH -] • pH = -lg [H+] • pOH = -lg [OH -]
• 当c≤10-6 mol •L-1时，必须同时考虑水解 离产生的[H+]
资料仅供参考,不当之处，请联系改正。
一元强酸溶液中，水的解离产生的[H+]为
一元强碱溶液中，水的解离产生的[OH -]为

8 － 1 － 2 水的解离平衡和溶液的 pH
1 水的离子积常数
H2O＋H2O
H3O+ ＋ OH－
或
H2O
H+ ＋ OH－
平衡常数表达式 KӨ ＝[H+][OH－]，称其为水的离子 积常数，经常用 KwӨ 表示。常温下 KwӨ ＝1.0×10–14。
KwӨ 与反应的 ΔrGmӨ 有关系，由 KwӨ 可求得上述反应 的ΔrGmӨ值。
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。
解：
HAc度 平衡浓度
0.10 0.10－x
0
0
x
0.20 + x
将各平衡浓度代入平衡常数表达式:
例：a) 求 0.010 mol·dm–3 的 H2S 溶液中 H+ 、HS－、S2– 及 H2S 的浓度。
b) 若向上述溶液中加几滴浓盐酸，使其浓度达到 0.010 mol·dm–3，求溶液中 S2– 的浓度。
H2S 的解离平衡常数 K1Ө =1.1×10–7 K2Ө =1.3×10–13
解： a) H2S 的起始浓度 c0 = 0.010 mol·dm–3，其 [H+] 由第一步电离决定。
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
醋酸 CH3COOH (经常简写做 HAc) 溶液中存在着平 衡：
HAc ＋ H2O
H3O+ ＋ Ac－
或：
HAc
H+ ＋ Ac－
其平衡常数表达式可写成：

酸碱的定义
01
阿累尼乌斯酸碱理论
认为凡是在水溶液中电离出的阳离子全部是氢离子的物质就是酸，电离
出的阴离子全部是氢氧根离子的物质就是碱。
02 03
酸碱质子理论
认为凡是可以释放质子（氢离子）的任何物质（分子或离子）都是酸； 凡是能接受质子的任何物质都是碱。简单地说，酸是质子的给予体，而 碱是质子的接受体。
在生物化学中的应用
1 2
生物酶活性
酸碱解离平衡在生物化学中具有重要应用，如酶 的活性受pH值影响，可以通过调节pH值来控制 酶促反应的速度。
生物分子结构
生物分子如蛋白质、核酸等在酸碱环境中会发生 解离和结合，从而影响其结构和功能。
3
生物代谢过程
酸碱平衡对于生物体的正常代谢过程至关重要， 如酸碱平衡失调可能导致代谢紊乱和疾病。
详细描述
酸解离常数通常用$K_a$表示，其计算公式为$K_a = frac{[H^+][A^{}]}{[HA]}$，其中$[H^+]$、$[A^{-}]$和$[HA]$分别表示氢离子、酸根离子和 未解离的酸的浓度。
碱解离常数的计算
总结词
碱解离常数是描述碱解离能力的参数， 其值越大表示该碱的解离能力越强。
VS
详细描述
碱解离常数通常用$K_b$表示，其计算公 式为$K_b = frac{[B^{-}] [OH^{}]}{[HB]}$，其中$[B^{-}]$、$[OH^{-}]$ 和$[HB]$分别表示碱根离子、氢氧根离子 和未解离的碱的浓度。
酸碱解离平衡的计算实例
总结词
通过具体的计算实例，可以深入理解酸碱解离平衡的计算方法。
酸碱电子理论
认为酸是任何可以接受电子的分子或离子，而碱则是任何可以给出电子 的分子或离子。

=4.5 ×10-13
2. 多元弱碱 以PO43-为例 PO43-+H2O HPO42-+ OH2 {ceq ( HPO4 )}{ceq (OH )} K b1 = 3
{ceq ( PO4 )}

K >> K a >> K 2 a3
a1
HPO42-+ H2O
K =
b2
{ceq ( H 2 PO4 )}{ceq (OH )} {ceq ( HPO4 )}
简写为：w
K = {ceq(H+)}{ceq(OH-)}
《基础化学》--- 第五章
简写为：w = {ceq(H+)}{ceq(OH-)} w ---水的质子自递平衡常数，又称水的离子积。
K
K K
讨论：
1. w 的大小只与T有关，T 温)， w =1×10-14 。
K
K
w ，25℃(室
氨水中，加入少量NH4Cl NH3 + H2O NH4+ + OH平衡
NH4Cl →NH4++ Cl这种在弱电解质溶液中加入与弱电解质含 有相同离子的 易溶强电解质时，使该弱电解 质的解离度下降的现象称为同离子效应。
《基础化学》--- 第五章
例: 0.100 molL-1HAc溶液的解离度为1.33%，如果 在该溶液中加入固体NaAc，使其浓度为0.100 molL-1 （设溶液体积不变），计算此时溶液的ceq(H+)和解离 度。[Ka（HAc）=1.7410-5] 0.100- ceq(H+) 0.100 ceq(H+) ceq(H+) +0.1000.100 { c ( H )}{ c ( Ac )} { c ( H )} 0.100 eq eq eq -5 Ka = 1.7410 = {ceq ( HAc)} 0.100 ceq(H+)= 1.7410-5（molL-1） 0.100mol•L-1HAc 1=1.33% 1.74 105 -4 = =1.7410 =0.0174% c (H+)= 1.32 × -3 10 eq 0.10