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无机化学第五章 酸碱平衡

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无机化学 051酸碱平衡ppt课件

无机化学 051酸碱平衡ppt课件

非酸非碱物质
11
南京医科大学药学院
许贯虹
Lewis 酸碱理论 凡能给出电子对的都是碱。
凡能接受电子对的都是酸。
Logo
路易斯酸碱理论中酸的范围扩大了，相应酸 碱反应不再仅局限在只存在质子转移的反应
12
南京医科大学药学院
许贯虹
Logo
酸碱反应的实质：
形成配位键的反应；碱提供电子对，酸以空轨 道接受电子对形成配位键。
碱： 越容易接受质子，则碱越强，其对应的酸越弱
共轭酸碱对中酸碱的强度是相互制约的
7
南京医科大学药学院
许贯虹
酸碱的强弱
Logo
与酸碱本性有关
HCl 和 H2CO3
与溶剂有关
HAc 在水中表现为弱酸 在液氨中表现为强酸
HNO3 H2O中 HAc中
强酸 弱酸
纯H2SO4中 碱
8
南京医科大学药学院
许贯虹
水的质子自递平衡
在水分子间发生质子传递反应
H+
Logo
H2O + H2O 酸1 碱2
H3O+ +OH酸2 碱1
水的质子自递 平衡常数，也 称水的离子积
Kw = [H3O+]·[OH－] = [H+]·[OH－] 是温度函数
常温下为1×10-14
适用于所有稀水溶液
15
南京医科大学药学院
水解平衡
酸碱反应实质是两对共轭酸碱对之间的质子传递反应
5
南京医科大学药学院
许贯虹
酸碱反应进行的方向
H + H A c +H 2O
Logo H 3O + + A c-
相对较强的酸和相对较强的碱反应生 成相对较弱的碱和相对较弱的酸

酸碱平衡——精选推荐

酸碱平衡——精选推荐

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+ + NH3CH3COOH + 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。

上大 无机化学A 第五章酸碱平衡PPT课件

上大 无机化学A 第五章酸碱平衡PPT课件
10
（2）pH值 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-1，一般溶液中[H+] 很小，其数值 读写都不方便。故用其负对数pH值表示，即：
pHlg[H]
同样： 因为： 所以
pOHlgO [ H ]
[OH ][H]1 014
pH+pOH=14
生成的 Ac- 就是碱。HAc 与 Ac－ 是一对 共轭酸碱对。我们说 HAc 是 Ac－ 的共轭酸 ，而 Ac－ 是 HAc 的共轭碱。有酸必有碱。
7
• 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。 • 同一个共轭酸碱对中，共轭酸的Ka与共轭碱 的Kb的乘积等于水的离子积常数。 即：
所以：
Ka C2
或者：
Ka C
此即所谓稀释定律，也就是电离度和电离常 数的关系式。
16
有关电离度的讨论： 1、同类型弱酸（碱），如浓度相同，可将作为电离程 度的量度。 2、同一弱酸（碱）， 和浓度的平方根成反比。 即：浓度越稀，电离度越大，而H+？ 以上又称稀释定律，但注意，仅适用于弱电解质。 3、 随温度的变化而变化，但变化不大。
酸：Acid
Ka
碱：base
Kb
盐：salt
13
有关电离常数的讨论： 1、Ki的大小代表弱电解质的电离趋势： Ki值越小，电离程度越小，该弱电解质的酸（碱）性越弱； Ki值越大，电离程度越大，该弱电解质的酸（碱）性越强。 2、 Ki与电离体系中各组分的浓度无关。 3、T变化， Ki也发生变化，但影响不大。

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。

第5章 酸碱平衡

第5章 酸碱平衡

（2）解离度 (Degree of Dissolution)
已解离的电解质分子数 α 100% 溶液中原电解质分子数 c(H3O ) 100% c(HAc) K a (HAc) {c}
（Ka =c2)
西南科技大学
无机化学(Inorganic Chemistry)
第五章
酸碱平衡
例：计算298K时0.10mol· L-1 HAc 溶液中 H3O+,Ac- HAc,OH- pH, α (Ka =1.8×10-5)。 解： HAc(aq)+H2O(l)
无机化学(Inorganic Chemistry)
如: HCl HAC NH4+ Fe(H2O)63+
如: Cl- AC- CO32NH3 [Fe(H2O)5(OH)]2+ 如: HCO3-, H2O
西南科技大学
第五章
酸碱平衡
2. 酸碱反应的术语

根据酸碱定义，酸失去质子变成碱，
碱得到质子变成酸——共轭关系。
5.3.1 一元弱酸的解离平衡及计算
1. 解离平衡 (Dissolution Equilibrium)
HAc(aq) + H2O(l)
无机化学(Inorganic Chemistry)
H3O+(aq)+Ac–(aq)
西南科技大学
第五章
酸碱平衡
[c(H3O )/c ][c(Ac )/c ] K a (HAc) [c(HAc)/ c ]
共轭酸碱对
HAc(aq) + H2O(l)
简写 HAc(aq)
H3O+(aq) + Ac-(aq)
H+(aq) + Ac-(aq)

无机化学-第五章酸碱平衡课件

无机化学-第五章酸碱平衡课件

H
2
PO
4
(aq)
+
H
2
O(l)
HPO
24
(aq)
+
H
3O
+
(aq)
Ka,2 (H3PO4 ) = 6.2 10-8
H
2
PO
4
(aq)
+
H
2
O
(l)
H3PO 4 (aq) + OH - (aq)
Kb,3 (PO34- ) =
Kw Ka,1(H3PO4 )
1.0 10-14 = 6.7 10-3
= 1.5 10-12
既能给出质子，又能接受质子的物质。
如：HSO
4
,
[Fe(OH)(H
2O)5
]2+
,
HCO
3
,
H
2
O,
HS
-等。
① 酸碱解离反应是质子转移反应。
HF(aq) H+ + F－(aq)
H+ + H2O(l) H3O+(aq)
HF(aq) + H2O(l) 酸(1) 碱(2)
H3O+(aq) + F－(aq) 酸(2) 碱(1)
= 1.0 10 -14 = 2.2 10 -2 4.5 10 -13
x2 + 0.022x - 2.2 10-3 = 0
x = 0.037 即 c(OH - ) = 0.037 mol L-1
pH = 14 - pOH = 14 - (-lg 0.037) = 12.57
3.酸式盐（判断溶液酸碱性，计算不作要求）
NH4Cl水解：

无机化学 第五章 酸碱平衡


(ceq (B ) / c )(ceq (OH ) / c )
Kbθ =
(ceq (BOH) / c )
Kbθ
=
c
eq
(B ceq
)ceq (OH (BOH )
)
(简化式)
Kaθ、Kbθ：一元弱酸、弱碱的解离常数。
5.3 弱酸、弱碱的解离 平衡
5.3.1 一元弱酸、弱碱的电离 平衡 电离平衡常数的意义
5.1 酸碱质子理论概 述
5.1.2 酸、碱质子理论
酸、碱的中和：
H+
→ H3O (aq) OH (aq) H2O(l) H2O(l)
H+
→ H3O (aq) NH 3 (aq)
NH
4
(aq)
H 2 O(l)
H+
→ HAc(aq) OH (aq) H2O(l) Ac (aq)
5.1 酸碱质子理论概 述
溶液中CO32－是第二步电离产生的
HCO3－(aq)
H+ (aq) + CO32－(aq)
平衡浓度6.5 ×10-5 -y 6.5 ×10-5 +yy
Ka2
= [c(H+)[]c(CO32－=)]4.7×10-11
ө(HCO3－)
[c(HCO3－)]
6.5 ×10-5 –y = 6.5 ×106-.55 ×10-5 +y = 6.5 ×10-5
H+
HCl
NH 3
→
NH
4
Cl
酸(1) 碱(2)
酸(2) 碱(1)
5.1 酸碱质子理论概 述
5.1.2 酸、碱质子理论
酸、碱的解离： H+

无机化学-酸碱平衡

原因 HAcH是A这c的些碱酸性的较区水分弱试(不剂易接受质子）
酸碱质子理论
4. 酸碱的强弱
• 为定量表示酸碱的相对强弱，我们以水 （最常见的溶剂，是一种两性物）作为基准 酸碱，以弱酸弱碱电离平衡的标准平衡常数 表示其强度。
酸碱质子理论
优点
●扩大了酸、碱范围，不局限于水溶液体系 ●把阿仑尼乌斯理论中的电离、中和、盐的水解统 一为“质子传递反应”。 ●与电离理论一样，可应用平衡常数定量衡量在某 溶剂中酸或碱的强度，得到广泛应用。
Cl- + NH4+
酸碱质子理论
3. 酸碱反应的实质：两个共轭酸碱对之间的质子传递
H+
水的解离
H2O + H2O OH－ + H3O+
酸碱解离
H+
HF + H2O
F- + H3O+
H+
H2O + NH3
NH4+ + OH-
酸碱质子理论
3. 酸碱反应的实质：两个共轭酸碱对之间的质子传递
H+
酸碱中和
4. 酸碱的强弱
取决于酸给出质子或碱接受质子能力的强弱, 必须在酸碱反应中才能够得以体现。
H+ 对于酸碱反应：
A1 + B2
强碱 强酸
H+
B1 + A2 弱酸 弱碱
若反应正向进行，则酸性A1＞A2；碱性B2＞B1
酸碱质子理论
4. 酸碱的强弱
取决于酸给出质子或碱接受质子能力的强弱, 必须在酸碱反应中才能够得以体现。
H+ HNO3 + H2O
H+ HNO3 + HAc

无机化学中四大平衡相互影响的问题探讨

无机化学中四大平衡相互影响的问题探讨无机化学中四大平衡包括酸碱平衡、溶解度平衡、氧化还原平衡和配位平衡。

这些平衡之间存在着相互影响和相互制约的关系，进一步影响了无机化学反应的进行和结果。

酸碱平衡和溶解度平衡相互影响。

酸性和碱性溶液中的离子可以影响化合物的溶解度。

例如，当碳酸钙在酸性溶液中溶解时，碳酸根离子会被质子取代，减少了碳酸根离子的浓度，而随着CO2的溶解，Ca2+离子的溶解度也会发生变化。

此外，酸碱反应也可能导致溶液中某些化合物的反应性的改变，从而影响到它们的溶解度。

溶解度平衡和配位平衡相互影响。

在一些离子盐的溶液中，配位离子可以与离子盐的阳离子或阴离子形成络合物。

这些络合物的形成可以影响化合物的溶解度。

例如，NaCl的溶解度受到Na+和Cl-离子的浓度的影响，而Cu(OH)2的溶解度可以受到NH3等配位基的影响而改变。

此外，在金属离子和配体之间的配位平衡中，化合物的溶解度也可能发生改变。

配位平衡和氧化还原平衡相互影响。

在某些情况下，金属离子可以在与某些配体配位时发生氧化还原反应。

例如，Fe2+在配位过程中可以被氧气氧化为Fe3+，而Cu2+可以被盐酸还原为Cu+。

另外，金属离子的氧化状态也可能影响到它们的配位倾向性。

例如，Fe2+通常更易形成六配位的络合物，而Fe3+通常更易形成四配位的络合物。

氧化还原平衡和酸碱平衡相互影响。

在氧化还原反应中，一些反应会导致水溶液中产生酸或碱。

例如，Fe2+被氧化为Fe3+时，反应会产生H+离子，形成酸性溶液。

另外，氧化还原平衡也可能影响到酸碱反应的进行。

例如，当铁与盐酸反应时，氧化态为+2的铁更易发生反应，而氧化态为+3的铁较难反应。

总之，无机化学中的四大平衡相互影响，产生了许多复杂的现象。

在进行无机化学反应时，需要理解这些影响，以准确地预测和控制反应的进行和结果。

无机化学 酸碱平衡


HCO3H2O H3O+ NH4+
= = = =
H+ H+ H+ H+
+ + + +
CO32OH – H2O NH3
酸、碱并非孤立，酸是碱和质子的结合 体，这种关系称为酸碱的共轭关系。 右边的碱是左边酸的共轭碱； 左边的酸是右边碱的共轭酸。
酸、碱两者互为存在的条件，彼此通过H+（质 子）联系在一起，我们把它们称为共轭酸碱对。 给出H+能力强的叫强酸； 接受H+能力强的叫强碱。 酸越强，其共轭碱越弱；反之，酸越弱，其共 轭碱越强。在不同介质中酸碱的强度也不同。
pH = - lg [H+]r= -lg(1.33×10-3) = 2.88
例：计算0.1 mol· L-1 NH3.H2O溶液的pH。
解： 平：
θ b
NH3.H2O = NH4+ + OH – 0.1-y y y
+ 4 r 2
θ 和 b1
θ b2
K 1 . 01 0 4 K 1 . 81 0 1 1 K 5 . 61 0
θ b 1 θ w θ a 2
1 4
1 4 K 1 . 01 0 θ 8 K 2 . 31 0 b 2 7 K 4 . 31 0 θ w θ a 1
解： HAc = H+ + Ac初： 0.1 0 0 平： 0.1-x x x 2 x θ K a = ——— = 1.76×10 -5 0.1-x 当cr/ K
θ a
≥ 500, 即a 很小时，0.1-x ≈ 0.1
+ r 5 3
x [ H ] 0 . 1 1 . 7 6 1 0 1 . 3 3 1 0
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=
{c ( H 3 O )}{ c ( CO {c ( HCO )}
-5
+
2－ 3
)}
－ 3
=
( 6 .5 10
-5 -5
+ y) y -y
-11
6.5 10
6.5 10 c (CO
y 6.5 10
-5
, y = K a2 = 4.7 10
L = 4.7 10
mol L
2 根据第二步解离计算 c (CO 3－ )：
HCO － (aq) + H 2 O(l) 3 c eq /( mol L-1 ) 6 .5 10 －5 － y
2 H 3 O + (aq) + CO 3－ (aq)
6 .5 10 －5 + y
-11
y
K a2 ( H 2 CO 3 ) = 4.7 10
-1
mol L
-1
OH 来自 H 2 O的解离平衡：
H 2 O(l) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + OH - (aq)
-
c eq /(mol L )
-1
6.5 10
-5
+ y+z
z
{c (H 3 O + )}{ c (OH - )} = (6.5 10 -5 + y + z ) z = 1.0 10 -14
6.5 10
-5
+ y + z 6.5 10
-5
6.5 10
-
-5
z = 1.0 10
-10
-10
-14
z = 1.5 10
c (OH ) = 1.5 10
pH = - lg c ( H 3 O ) = 4.19
{
+
}
mol L
-1
结论： ① 多元弱酸的解离是分步进行的，一般 K 1 K 2 K 3 。溶液中的 H+主要 来自于弱酸的第一步解离，计算 c(H+)或 pH 时可只考虑第一步解离。
{c(HAc)}
例5-2 计算25℃时，0.10mol· -1HAc（醋酸）溶液中 L 的H3O+, Ac-,HAc, OH-浓度及溶液的pH。
HAc(aq)+H2O(l)
初始浓度/mol· -1 L 平衡浓度/mol· -1 L
H3O+(aq)+Ac－(aq) 0 x 0 x
0.10 0.10－x
α与 K a 的关系： HA(aq) H+(aq) + A－(aq) 初始浓度 c 0 0 平衡浓度 c– cα cα cα
Ka =
10
c
-2
2
1-
K a（ HA ） -4 当 10 时， c
1- 1
K a（ HA ） c =
{ }
2
=
K a（ HA ）
§ 5.3 弱酸、弱碱的解离平衡
5.3.1 一元弱酸、弱碱的解离平衡
5.3.2 多元弱酸的解离平衡 5.3.3 盐溶液的酸碱平衡
5.3.1 一元弱酸、弱碱的解离平衡
1.一元弱酸的解离平衡 HAc(aq)+H2O(l)
K a (HAc)
H3O+(aq)+Ac－(aq)
+ 3
{c(H O )}{c(Ac )} =
+
K a (HAc)
{c(H O )}{c(Ac )} =
3
{c(HAc)}
2
x K a ( HAc) = 0.10 - x
x=1.3×10－3
c(H3O+) = c(Ac－) = 1.3×10－3 mol· -1 L
c(HAc)=(0.10-1.3×10－3)mol· -1≈0.10mol·L-1 L
2NH 3 + NaCl 酸(2) 碱(1)
5.1.3 酸的相对强度和碱的相对强度
酸和碱的强度是指酸给出质子的能力和 碱接受质子的能力的强弱。 HAc HCN
Ka
1.8×10-5
5.8×10-10
区分效应：用一个溶剂能把酸或碱的相 对强弱区分开来，称为溶剂的“区分效应”。 例如：H2O可以区分HAc，HCN酸性的强弱。 拉平效应：溶剂将酸或碱的强度拉平的 作用，称为溶剂的“拉平效应”。
c0 0.200 ceq 0.200(1– α )
NH 4 (aq) + OH (aq )
+ -
0 0.200α
0 0.200α
pH=11.27, pOH=2.73, c(OH-)=1.9×10-3mol· -1 L
α = (1.9×10-3) ×100%/0.20=0.95%
Kb°={cα 2}/(1- α )={0.20× (0.95%)2}/(10.95)=1.8×10-5
水对强酸起不到区分作用，水能够同 等程度地将HClO4，HCl，HNO3等强酸的 质子全部夺取过来。
选取比水的碱性弱的碱，如冰醋酸为 溶剂对水中的强酸可体现出区分效应。例 如上述强酸在冰醋酸中不完全解离，酸性 强度依次为： HI＞HClO4＞HCl＞H2SO4＞HNO3
酸越强，其共轭碱越弱； 碱越强，其共轭酸越弱。
例5-1 胃酸的主要成分是HCl(aq),，某成年人的胃 酸pH=1.50(25℃)。试计算其中的c(H3O+) ,c(OH-) 和pOH。该胃酸中盐酸浓度是多少？
解： pH= -lgc(H3O+)=1.50 c(H3O+)=0.032mol· -1, L pOH=14-pH=14-1.50 = 12.5 c(OH-)=Kw°/ c(H3O+)=10-14/0.032=3.1×10-13
② 水是两性物质，它的自身解离反应 也是质子转移反应。
H+
H2O(l)+H2O(l) 酸(1) 碱(2)
H3O+(aq) +OH－(aq) 酸(2) 碱(1)
③ 盐类水解反应也是离子酸碱的质子 转移反应。例如NaAc水解：
H+
Ac－+H2O
碱(1) 酸(2)
OH－ + HAc
碱(2) 酸(1)
NH4Cl水解：
+ + + + + -
[CH 3 NH 3 ]+ [Fe(H 2 O) 6]
3+
+
2+ +
[Fe(OH)(H 2 O) 5 ]
2+
H + [Fe(OH) 2 (H 2 O) 4 ]
酸
H+
+
碱
例：HAc的共轭碱是Ac－ ，
Ac－的共轭酸HAc，
HAc和Ac－为一对共轭酸碱。 两性物质： 既能给出质子，又能接受质子的物质。
K W =c{(H3O+)}{c(OH－)}
c(OH－) =7.7×10－12 mol· -1 L
pH = - lg{c (H 3 O )} = 2.89
+
解离度(a)
c0 - ceq 已解离的浓度 α= 100 % = 100 % 初始浓度 c0 1.3 10 -3 醋酸的解离度 α = 100 % = 1.3% 0.10
做近似处理。
例5-4：计算 0.010 mol· -1 H2CO3溶液中的 H3O+, L
H 2 CO 3 (aq) + H 2 O(l)
-1
CO 2 和OH－的浓度以及溶液的pH值。 H2CO3, HCO －， 3－ 3
解：
平衡浓度 /( mol L )
H 3 O + (aq) + HCO －(aq) 3
如： HSO 4 , [Fe(OH)(H 2 O ) 5 ] ,
2+
HCO 3 , H 2 O , HS 等。
-
-
① 酸碱解离反应是质子转移反应，如 HF在水溶液中的解离反应是由给出质子的 半反应和接受质子的半反应组成的。 HF(aq) H+ + H2O(l) HF(aq) + H2O(l) H+ + F－(aq) H3O+(aq) H3O+(aq) + F－(aq)
第五章
酸碱平衡
§ 5.1 酸碱质子理论概述 § 5.2 水的解离平衡和pH值
§ 5.3 弱酸、弱碱的解离平衡
§ 5.4 缓冲溶液
§ 5.5 酸碱指示剂 § 5.6 酸碱电子理论与配合物概述
§ 5.7 配位反应与配位平衡
§ 5.1 酸碱质子理论概述
*5.1.1 历史回顾 5.1.2 酸碱质子理论的基本概念
5.1.3 酸的相对强度和碱的相对 强度
5.1.2 酸碱质子理论的基本概念
酸：凡是能释放出质子（H+）的任何 含氢原子的分子或离子的物种。 （质子的给予体） 碱：凡是能与质子（H+）结合的分子 或离子的物种。 （质子的接受体）
酸
HAc H 2 PO HPO NH
4 24 + 4
H+ +碱
H + Ac + + HPO 2 H 4 + PO 3H 4 H + NH 3 H + CH 3 NH 2 H + [Fe(OH)(H 2 O) 5 ]
5.3.2 多元弱酸的解离平衡
第一步： H 2 CO 3 (aq) + H 2 O(l)
+
H 3O + (aq) + HCO － (aq) 3