第2章 溶液和离子平衡
高三 水溶液中的离子反应与平衡
高三化学中涉及水溶液中的离子反应与平衡是一个重要的知识点，主要包括离子间的化学反应以及反应达到动态平衡的情况。
以下是一些相关内容：
1. 离子反应：在水溶液中，许多化合物会解离成离子。
例如，普通盐类在水中会解离成阳离子和阴离子。
这些离子之间会发生各种化学反应，如生成沉淀、产生气体、发生酸碱中和等。
2. 离子平衡：当离子间的反应达到一定程度后，反应会进入平衡状态。
在水溶液中，离子的生成和消耗达到动态平衡，反应物和生成物之间的转化速率相等。
例如，在铁离子与硫化氢根离子反应生成硫化铁沉淀时，反应会在一定条件下达到平衡状态。
3. 离子反应的平衡常数：对于水溶液中的离子反应，可以用平衡常数（K）来描述平衡状态。
平衡常数是反应物和生成物浓度的比例，反映了反应物质的活动度之间的关系。
平衡常数越大，说明生成物浓度较高；反之，平衡常数较小则表示生成物浓度较低。
4. Le Chatelier定律：当影响离子平衡的条件发生改变时，系统会偏离原来的平衡状态以抵消这种变化。
Le Chatelier定律指导我们预测系统对温度、压力、浓度等因素的响应，以及如何通过调整条件来影响离子平衡的位置。
5. 离子反应的应用：水溶液中的离子反应与平衡不仅在化学实验室中有重要应用，还在工业生产、环境保护等领域有着广泛的应用，如废水处理、金属提取等。
总的来说，水溶液中的离子反应与平衡是高三化学中的重要内容，理解这些知识点有助于深入学习化学反应的机理和规律，同时也具有一定的应用价值。
希望这些信息能对你有所帮助。
《化学》(农林牧渔)教案 第二章溶液 第一节 解离平衡 第二节 水的离子积和溶液的pH
课 题
第二章溶液
第一节解离平衡第二节水的离子积和溶液的pH
教学目标
1.了解电解质的解离过程，明确强电解质、弱电解质的概念和区别。
2.了解弱电解质的解离平衡。
3.掌握水的离子积概念和表达。
4.会用pH表示溶液酸碱度的方法。
教学重点
弱电解质的解离平衡和水的离子积，pH表示溶液酸碱度的方法
板书：
1．概念：一定条件下，当弱电解质分子在水溶液里解离成离子的速率与离子重新结合成弱电解质分子的速率相等时，这时溶液里离子浓度和分子浓度都保持不变，形成动态平衡，称为解离平衡。
举例说明：在CH3COOH溶液里，只有一部分CH3COOH分子发生解离，这时在溶液里既有解离出的CH3COO-和H+，又有CH3COOH分子存在，在离子和分子之间存在着解离平衡。NH3·H2O溶液与此类似。
2．弱电解质的解离平衡的概念和影响因素。
3．水的离子积的概念。
4．pH的概念和测定溶液pH的方法。
作业：
综合练习：二、3；三
【板书设计】
第二章 溶液
第一节 解离平衡
一、强电解质和弱电解质
1．电解质：在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物。
2．强电解质：水溶液中能够全部解离成离子的电解质。
HCl == H+＋Cl-
现象：连接插入在盐酸溶液和氯化钠溶液里电极上的灯泡比较亮，连在醋酸和氨水溶液的灯泡亮度大大降低，连接纯水的灯泡不亮。
说明：盐酸和氯化钠的水溶液导电性比醋酸溶液和氨水强。溶液导电性的强弱和溶液中能自由移动离子浓度的大小有关，溶液中的离子浓度大，溶液的导电性就强；反之，溶液的导电性就弱。因此，对于相同体积、相同浓度的电解质溶液，导电性强的，溶液中能自由移动的离子浓度就大；导电性弱的，溶液中能自由移动的离子浓度就小。由此可知，不同的电解质在溶液里解离程度是不同的。
化学平衡的离子浓度与溶液浓度的关系
化学平衡的离子浓度与溶液浓度的关系在化学反应中，离子浓度和溶液浓度是非常重要的物理参数。
平衡态下，离子浓度与溶液浓度之间存在着一定的关系。
本文将探讨离子浓度与溶液浓度的关系，以及如何通过调节溶液浓度来影响化学平衡。
一、离子浓度与溶液浓度的定义在讨论离子浓度与溶液浓度之间的关系之前，我们首先需要了解离子浓度和溶液浓度的定义。
离子浓度指的是溶液中特定离子的摩尔浓度，通常使用单位体积溶液中的离子数目来表示。
例如，对于溶液中的Na+离子来说，它的离子浓度可以用单位体积溶液中Na+离子的摩尔数目来表示。
溶液浓度是指溶液中溶质溶解在溶剂中的浓度，常用的表示方式有质量浓度、摩尔浓度和体积分数等。
例如，质量浓度指的是溶质质量与溶液总体积之比。
二、离子浓度与溶液浓度的关系离子浓度与溶液浓度之间存在着一定的关系。
根据溶剂的不同，离子浓度与溶液浓度的计算方式也会有所不同。
1. 对于水溶液而言，由于水是溶剂，可以将溶质的浓度转化为摩尔浓度。
在水溶液中，离子浓度通常用摩尔浓度来表示。
离子浓度与溶液浓度之间的关系可以通过溶解度等数据来确定。
2. 对于非水溶液而言，离子浓度与溶液浓度之间的关系还与离子的活度有关。
在非水溶液中，离子活度可以通过离子活度系数来计算。
离子活度系数是指溶液中离子的实际活度与理想溶液中离子理论活度之比。
根据溶液的离子强度以及离子间的相互作用力，离子活度系数可以大于1、等于1或小于1。
当离子活度系数等于1时，离子浓度与溶液浓度之间的关系就是一一对应的。
三、溶液浓度对化学平衡的影响溶液浓度的变化可以对化学平衡产生影响。
通过调节溶液浓度，我们可以改变平衡反应的位置，进而影响反应速率以及离子浓度。
1. 影响平衡位置根据Le Chatelier原理，当我们改变了溶液浓度时，平衡体系会倾向于减少或增加反应物或生成物的浓度，以维持平衡。
这意味着通过增加或减少溶液浓度，我们可以改变平衡反应的位置。
例如，在酸碱中和反应中，通过增加酸或碱的浓度，我们可以驱使反应向右移动，进而增加产物浓度。
溶液中离子浓度的计算与离子平衡常数
溶液中离子浓度的计算与离子平衡常数溶液中离子浓度的计算与离子平衡常数是化学中重要的概念和计算方法。
离子浓度指的是溶解在溶液中的阳离子和阴离子的浓度，在溶液中，离子通过电离产生，并且它们的浓度是互相关联的。
离子平衡常数是指一个化学反应的离子浓度的比例关系，它可以帮助我们理解溶液中反应的方向和平衡状态。
1. 离子浓度的计算在溶液中，离子的浓度可以通过一个简单的公式来计算，即C =n/V，其中C代表浓度，n代表溶质的物质的量，V代表溶液的体积。
当你知道了溶质的物质的量和溶液的体积，就可以轻松地计算出离子的浓度。
2. 离子平衡常数离子平衡常数是指一个离子反应中离子浓度的比例关系。
在溶液中，离子反应可以达到平衡状态，即离子的生成和消耗达到了动态平衡。
离子平衡常数通过一个公式Kc = [C]^c[D]^d/[A]^a[B]^b来表示，其中Kc代表离子平衡常数，[C]、[D]、[A]和[B]分别代表反应中各离子的浓度，c、d、a和b分别代表反应中各离子的化学计量数。
3. 离子浓度和离子平衡常数之间的关系离子浓度和离子平衡常数之间有着密切的关系。
根据离子平衡常数公式，当离子浓度发生变化时，离子平衡常数也会相应地发生变化。
如果反应前后离子浓度不变，则离子平衡常数也不会发生变化；而如果反应前后离子浓度有所变化，则离子平衡常数会发生偏离。
这个关系可以帮助我们理解反应的方向和平衡状态。
4. 如何计算离子平衡常数计算离子平衡常数需要首先确定反应的化学方程式，并根据反应方程式确定各离子的浓度。
然后将各离子的浓度带入离子平衡常数公式中进行计算，从而得到离子平衡常数的值。
这个计算过程需要准确地测量溶液中的离子浓度，并进行适当的化学计算。
总结：溶液中离子浓度的计算和离子平衡常数的概念及其计算方法是化学中重要的内容。
理解和掌握这些概念和计算方法可以帮助我们更好地理解溶液中离子的行为和化学反应的方向。
在实际应用中，我们可以通过测量离子浓度和计算离子平衡常数来评估反应的平衡状态，并进一步探索化学反应的条件和变化。
无机化学第二章溶液
第二章 习题
1.稀溶液的依数性有（ ）、（
）
（ ）、（
）
2.稀溶液四个依数性中本质的是（ ）
三、溶液的凝固点降低
3. 溶液的凝固点降低原理图
P
纯溶剂
固相
Tf
Tf0
溶液
T
三、溶液的凝固点降低
4. 定量关系：ΔTf = Tf0–Tf = Kf bB
Kf：溶剂的摩尔凝固点降低常数，只与溶剂的本 性有关。
由上式可知，难挥发性的非电解质稀溶液的凝固点降
低只与溶质的bB有关，而与溶质的本性无关。
三、溶液的凝固点降低
100.0g
xA
18.02g m ol1
5.549m ol
100.0g 18.02g m ol1
0.02m ol (5.549
＝0.9964
0.02)m ol
p = p0 xA ＝ 2.338 kPa × 0.9964 = 2.330 kPa
答：蔗糖溶液的质量摩尔浓度是0.2000 mol.kg-1， 蒸气 压是2.330 kPa 。
【例】取0.149g谷氨酸溶于50.0g水，测得凝固点为0.188℃,试求谷氨酸的摩尔质量。
解：由 所以
Tf K f bB
0.188 1.86 0.149 1000 M 50.0
M＝148 （gּmol-1）
按谷氨酸的分子式【COOHCH·(CH2)2·COOH】 计算，其摩尔质量应为147 gּmol-1。
第一节 溶液的浓度
3. 质量摩尔浓度：溶质B的物质的量除以溶剂的
质量
符号为bB
公式：bB= nB/mA (mol·kg-1)
4. 质量浓度(密度) ： 溶质B的质量mB除以溶液的 体积V 符号为ρB
水溶液中离子的平衡知识点
水溶液中离子的平衡知识点Revised on November 25, 2020水溶液中的离子平衡【命题规律】：从考查内容上看，主要集中在：判断电解质、非电解质；外界条件对电离平衡的影响及电离平衡移动、离子浓度大小比较；同浓度（或同PH）强、弱电解质溶液的比较，如c（H+）大小、起始反应速率、中和酸（或碱）的能力、稀释后PH的变化；强弱电解质的判断；物质导电性的强弱；电离平衡常数的简单计算或半定量分析。
水的电离平衡及其影响因素；溶液酸碱性（或PH大小）的判断；已知PH或浓度的强酸、强碱混合分析溶液酸碱性；有关溶液PH 计算。
其中溶液的酸碱性、离子浓度大小比较是高考的必考题，这类题目能有效地测试考生的判断、推理运算等思维能力。
【考点一电离和电离平衡】强电解质弱电解质定义溶于水后几乎完全电离的电解质溶于水后只有部分电离的电解质化合物类型离子化合物及具有强极性键的共价化合物某些具有弱极性键的共价化合物。
电离程度几乎100％完全电离只有部分电离电离过程不可逆过程，无电离平衡可逆过程，存在电离平衡溶液中存在的微粒（水分子不计）只有电离出的阴阳离子，不存在电解质分子既有电离出的阴阳离子，又有电解质分子实例绝大多数的盐（包括难溶性盐）强酸：H2SO4、HCl、HClO4等强碱：Ba（HO）2 Ca（HO）2等弱酸：H2CO3、CH3COOH等。
弱碱：NH3·H2O、Cu（OH）2Fe（OH）3等。
少数盐：(CH3COO)2Pb、HgCl2电离方程式KNO3=K++NO3—H 2SO4=2H++SO42—NH3·H2O NH4++OH_H2S H++HS_ HS_H++S2-②SO2、NH3、CO2等属于非电解质③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。
【注意】：(2)强酸酸式盐在水溶液中完全电离，在稀溶液中不存在酸式酸根，如NaHSO4=Na++H++SO42-.在熔融状态下则电离成金属离子和酸根离子，如NaHSO4=Na++HSO4-酸式盐在熔融状态下与溶于水时的电离不同：熔融Na2HSO4=Na++HSO4—NaHCO3=Na++HCO3—溶于水Na2HSO4=Na++H++SO42—NaHCO3=Na++HCO3—HCO3—H++CO32—（3）弱酸的酸式盐的电离是分步电离，先完全电离成金属离子和酸式酸离子，酸式酸根再部分电离。
大学化学课后习题答案第123章
第1章化学反应基本规律习题及详解一．判断题1. 状态函数都具有加和性。
（×）2. 系统的状态发生改变时，至少有一个状态函数发生了改变。
（√）3. 由于CaCO3固体的分解反应是吸热的，故CaCO3的标准摩尔生成焓是负值。
（×）4. 利用盖斯定律计算反应热效应时,其热效应与过程无关,这表明任何情况下,化学反应的热效应只与反应的起,始状态有关,而与反应途径无关。
(×)5. 因为物质的绝对熵随温度的升高而增大，故温度升高可使各种化学反应的ΔS大大增加。
（×）6. ΔH, ΔS受温度影响很小，所以ΔG受温度的影响不大。
（×）7. 凡ΔG大于零的过程都不能自发进行。
（×）8. 273K，下，水凝结为冰，其过程的ΔS<0, ΔG=0。
(√)9.反应Fe3O4(s)+4H2(g) → 3Fe(s)+4 H2O(g)的平衡常数表达式为。
（√）10．反应2NO+O2→2NO2的速率方程式是:，该反应一定是基元反应。
（×）二．选择题1. 某气体系统经途径1和2膨胀到相同的终态，两个变化过程所作的体积功相等且无非体积功，则两过程（ B ）A.因变化过程的温度未知，依吉布斯公式无法判断ΔG是否相等B.ΔH相等C.系统与环境间的热交换不相等D.以上选项均正确2. 已知CuCl2(s)+Cu(s)→2CuCl(s) Δr H mΘ(1) =170KJ?mol-1Cu(s)+Cl2(g) → CuCl2(s) Δr H mΘ(2) =-206KJ?mol-1则Δf H mΘ（CuCl,s）应为（ D ）B. -363. 下列方程式中,能正确表示AgBr(s)的Δf H mΘ的是( B )A.Ag(s)+1/2Br2(g)→ AgBr(s)B.Ag(s)+1/2Br2(l)→AgBr(s)C.2Ag(s)+Br2(l)→ 2AgBr(s)D.Ag+(aq)+Br-(aq)→ AgBr(s)4. 298K下，对参考态元素的下列叙述中，正确的是（ C ）A.Δf H mΘ≠0，Δf G mΘ＝0，S mΘ＝0B.Δf H mΘ≠0，Δf G mΘ≠0，S mΘ≠0C.Δf H mΘ＝0，Δf G mΘ＝0，S mΘ≠0D.Δf H mΘ＝0，Δf G mΘ＝0，S mΘ＝05. 某反应在高温时能自发进行，低温时不能自发进行，则其（ B ）A.ΔH>0, ΔS<0 ；B. ΔH>0,ΔS>0C.ΔH<0, ΔS<0 ；D.ΔH<0, ΔS>06. 1mol气态化合物AB和1mol气态化合物CD按下式反应:AB(g)+CD(g)→AD(g)+BC(g),平衡时,每一种反应物AB 和CD都有3/4mol转化为AD和BC,但是体积没有变化,则反应平衡常数为( B )9 97. 400℃时，反应3H2(g)＋N2(g)→2NH3(g)的K673Θ＝×10-4。
化学专题复习课件水溶液中的离子平衡
H3O++OH—
H20
H++OH—
•
（正反应为吸热反应）
⑵水的离子积常数：Kw=[H+][OH-]
• 250C 时Kw =1.0×10-14 mol2·L-2
• 1000C 时Kw =1.0×10-12 mol2·L-2 .
• ⑶无论是纯水还是酸、碱、盐等电解质的 稀溶液，水的离子积为该温度下的Kw。
离子浓度大小比较： 三个守恒关系
(1)微粒数守恒关系(即物料守恒)。
(2) 电荷守恒。
(3)水电离的离子数平衡关系(即质子守恒)。
3.质子守恒： 电解质溶液中分子或离子得到或失去质子（H+）的 物质的量应相等。
如:在Na2CO3溶液中 H+、HCO3-、H2CO3 为得 到质子后的产物； OH- 为失去质子后的产物 c(OH-)＝c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)
化学平衡理论
溶剂
水
水电离平衡
水
溶
液
中
的
离
子
弱电解质的电离平衡
平 衡
加入一种 电解质
水溶 液
盐类的水解平衡
难溶电解质的溶解平衡
水溶液中的离子平衡
• 一、强、弱电解质的判断方法 • 1．电离方面：能否完全电离，如： • (1)0.1 mol·L－1CH3COOH溶液pH约为3； • (2)0.1 mol CH3COOH溶液的导电能力比
第二章 电解质
H2NO3+ + HSO4- HNO3为弱碱
2. 水的质子自递作用和溶液的 pH
(1)水的自递作用和离子积
H
+
H2O + H2O
OH + H3O
-
+
[H3O ][OH ] K [H 2O][H 2O]
•
[H2O]看成常数，与K合并 Kw= [H3O+][OH-] 简作 Kw= [H+][OH-] 质子自递平衡常数Kw又称水的离子积 0 ℃时 Kw= 1.10×10-15 25℃时 Kw= 1.00×10-14 100℃时 Kw= 5.50×10-13。
注意：共轭酸碱对是不能单独存在的半反应
2.2.2 酸碱反应的实质
如： HCl + H2O
HAc + H2O
H3O+ + ClH3 O+ + Ac解离
H2O + NH3
H3O+ + OH-
NH4+ + OHH2O + H2O 中和 水解
H2O + AcNH4+ + H2O H+ A1 B2 或
HAc + OHH3O+ + NH3 H+ A2 B1
两性物质: 既能给出质子，又能接受质子
H2O , HCO3- , H2PO4 -, HPO42-
HB
酸 共轭
B- + H+
碱
BH—B-为共轭酸碱对（cojugate pair of acid-base)
例：下列各组属于共轭酸碱对的是 2A．H3PO4—H2PO4 B. H3PO4—HPO4 32C. H3PO4—PO4 D. H2PO4 —HPO4 323E. H2PO4 —PO4 F. HPO4 —PO4
第二章 水溶液中的离子平衡
第二章水溶液中的离子平衡课时训练1 弱电解质的电离1. 下列物质容易导电的是（）A. 氯化钠晶体B. 无水乙醇C. 硝酸钾溶液D. 固态石墨2. 下列物质的水溶液能导电，但属于非电解质的是（）A．CH3COOH B．Cl2C．（NH4)2CO3D．SO23. 下列说法正确的是（）A. 强电解质溶液的导电能力一定比弱电解质溶液的强B. 氨气是弱电解质，铜是强电解质C. 氧化钠是强电解质，醋酸是弱电解质D. 硫酸钠是强电解质，硫酸钡是弱电解质4. 下列物质，是强电解质的是（）A. 硫酸钡B. 石墨C. 浓H2SO4D. HI5. 下列说法中，正确的是（）A. 强电解质溶液的导电能力不一定比弱电解质强。
B. 冰醋酸是弱电解质，液态时能导电。
C. 盐酸中加入固体NaCl，因Cl-浓度增大，所以溶液酸性减弱。
D. 相同温度下，0.1 mol•L-1NH4Cl溶液中NH4+的浓度比0.1 mol•L-1氨水中NH4+的浓度大6. 用食用白醋（醋酸浓度约1 mol•L-1）进行下列实验，能证明醋酸为弱电解质的是（）A. 白醋中滴入石蕊试液呈红色B. 白醋加入豆浆中有沉淀产生C. 蛋壳浸泡在白醋中有气体放出D. pH试纸显示白醋的pH为2~37. 下列说法中不正确的是（）A. 强酸、强碱、大多数盐、部分金属氧化物是强电解质，弱酸、弱碱都是弱电解质B. 电解质溶液导电性的强弱跟单位体积溶液里自由移动的离子多少有关C. 具有强极性共价键的化合物一定是强电解质D. 只有酸、碱和盐才是电解质8. 下列有关“电离平衡”的叙述正确的是（）A. 电解质在溶液里达到电离平衡时，分子的浓度和离子的浓度相等B. 电离平衡时，由于分子和离子的浓度不断发生变化，所以说电离平衡是静态平衡C. 电离平衡是相对有、暂时的、外界条件改变时，平衡就会发生移动D. 电解质达到电离平衡后，各种离子的浓度相等9. 已知0.1 mol•L-1的醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOH CH3COO-+H+要使溶液中c(H+)/c(CH3COOH)值增大，可以采取的措施是（）A. 加少量烧碱溶液B. 升高温度C. 加少量冰醋酸D. 加水10. 下列离子方程式错误的是（）A. NaHS溶于水: NaHS==Na++HS-HS-+H2O H3O++S2-B. Al(OH)3电离: H2O+AlO2-+H+==Al(OH)3==Al3++3OH-C. （NH4）2SO4溶于水：（NH4）2SO42NH4++SO42-D. HF溶于水：HF+H2O H3O++F-11. 把0.05 mol NaOH固体分别加入下列100mL溶液中，溶液的导电能力变化不大的是（）A. 自来水B. 0.5 mol•L -1盐酸C. 0.5mol•L -1醋酸D. 0.5 mol•L -1氯化铵溶液12. 已知下面三个数据：①7.2×10-4、②2.6×10-4、③4.9×10-10分别是三种酸的电离平衡常数，若已知这三种酸可发生如下反应：NaCN+HNO 2==HCN+NaNO 2NaNO 2+HF==HCN+NaF NaNO 2+HF==HNO 2+NaF由此可判断下列叙述中正确的是（ ）A. HF 的电离常数是①B. HNO 2的电离常数是①C. HCN 的电离常数是②D. HNO 2的电离常数是③13. 下列电解质中，①NaCl ；②NaOH ；③NH 3·H 2O ；④CH 3COOH ；⑤BaSO 4；⑥AgCl ；⑦Na 2O ；⑧K 2O ；⑨H 2O ，________________是强电解质；______________是弱电解质。
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共轭酸碱对的解离平衡常数 Ka 、Kb 之间的关系
对于一元弱酸HA:HA(aq) H + (aq)+A - (aq) 对于一元弱碱A - :A - (aq)+H 2O(l) HA(aq)+OH - (aq)
c eq (H ) c eq (A ) c c Ka c eq (HA) c
酸碱反应实质：质子的传递
Johannes Nicolaus Brønsted
Johannes Nicolaus Brønsted born in Varde (February 22, 1879 – December 17, 1947) was a Danish physical chemist.
c eq (H ) c eq (OH ) Kw 1.0 1014 c c
精确的实验测得在298.15K纯水中：ceq(H+) = ceq(OH-)=1.0×10-7 mol· -3 dm 根据平衡原理，298.15K时:
K w 是一个重要常数，通常称为水的离子积常数，简称水的离子积。
O–SbF5
S的有效正电荷增大，酸给出质子的能力（即酸性）增大 SbF5 · 3F是个超强酸, 它能使几乎所有的有机化合物加合 HSO 质子，得到五配位碳原子物种CH5+。人们将氟磺酸与SbF5构成的
系统称之为“魔酸”(magic acid)。
路易斯酸碱电子理论 (Lewis acid-base electron theory)
H+
[Cu(H2O)4 ]2+
+ H 2O(l) == H 3O + (aq) + [Cu(OH)(H2O)3 ]+ (aq)
魔酸 (magic acid)
氟磺酸是比硫酸更强的酸。若给氟磺酸中加入SbF5， 则其进 一步吸引氟磺酸中硫原子的负电荷，得到比氟磺酸更强的酸。
HO S HO O F O HO S O F O HO S O
一元弱酸如乙酸（HAc）和一元弱碱如氨水（NH3· 2O），它们在水 H
溶液中只是部分解离，绝大部分以未解离的分子存在。溶液中始终存在着
未解离的弱电解质分子与解离产生的正、负离子之间的平衡。这种平衡称 解离平衡。
弱酸：
HAc (aq) + H2O (aq) ↔ H3O+ (aq) + Ac- (aq) 简写为： HAc (aq) ↔ H+ (aq) + Ac- (aq) 其平衡常数，即弱酸的解离常数：
NH3
路易斯酸 + 路易斯碱 → 酸碱加（配）合物
弱电解质的解离平衡
水的离子积常数 (ion-product constant for water)
水是一种很弱的电解质，只发生极少的部分解离，称为水的自解离 (self-dissociation)。 H2O + H2O ↔ H3O+ + OH-, 简写为： H2O ↔ H+ + OH根据平衡原理，298.15K时
酸碱理论
阿仑尼乌斯酸碱解离理论 (Arrhenius acid-base ionization theory)
1887年瑞典化学家阿仑尼乌斯Svante Arrhenius根据他的解离 学说，提出了酸和碱的概念，指出了酸碱反应的本质，从而建立 了酸碱解离理论 。
★ 酸指在水中解离出的阳离子全部为H acid★ 碱指在水中解离出的阴离子全部为OHNaOH = Na+ + OH★ 中和反应的实质 H+ + OH- = H2O H2SO4 = HSO4- + H+
酸 (acid): 任何能给出质子的物质，即质子给予体 (proton donor); 碱 (base): 任何能接受质子的物质，即质子接受体 (proton acceptor)。
通式：A (酸) ↔ B (碱) + H+ 式中，A是B的共轭酸(conjugate acid)，B是A的共轭碱 (conjugate base)，A-B称为共轭酸碱对(conjugate acid-base pair)。
通常，水的离子积值与温度有一定的关系，随温度升高而增大。 表2-3 不同温度时水离子积常数
T/K
Kw
273 1.1×10-15
283 2.9×10-15
293 6.8×10-15
297 1.0×10-14
298 1.0×10-14
323 5.5×10-14
373 5.5×10-13
溶液的pH
NH 4 (aq)
H 2O(l)
H+
HAc(aq) OH (aq) H 2O(l) Ac (aq )
H+
H 2O(l) Ac (aq) HAc(aq) H+
OH (aq)
NH 3 (aq)
盐的水解
NH 4 (aq) H 2O(l) H 3O (aq)
布朗斯特酸碱概念的核心系于分子或离子间的质子转移，
显然无法对不涉及质子转移、但却具有酸碱特征的反应做解释
。这一不足在布朗斯特概念提出的同年由美国化学家路易斯提 出的另一个更广的酸碱概念所弥补，但后者直到20世纪30年代
才开始在化学界产生影响。
Gilbert Newton Lewis (October 23, 1875 - March 23, 1946) was a famous American physical chemist known for his Lewis dot structures, his 1916 paper "The Atom and the Molecule", which is the foundation of modern valence bond theory, developed in coordination with Irving Langmuir, and his 1923 textbook Thermodynamics and the Free Energy of Chemical Substances, written in coordination with Merle Randall, one of the founding books in chemical thermodynamics. In 1926, Lewis coined the term "photon" for the smallest unit of radiant energy. He was a brother of Alpha Chi Sigma, the professional chemistry fraternity.
此时c（H+）≈10-130 mol · -3，若 dm
要在 l mol · -1 H+ 的水溶液中找到一 dm
个未水合的H+ ，则体积要大到可容纳 1070个地球。
一元弱酸、弱碱的解离平衡
(The Ionization Equilibria of Weak Monoacids and Monobases)
由于许多化学反应和几乎全部的生物生理现象都是在H+浓度极小的溶液
中进行，因此用物质的量浓度来表示溶液的酸碱度很不方便，常用pH值表示 溶液的酸度。
c eq (H ) pH lg c
如果pH值改变1个单位，相应于改变了10倍。与pH相似， ceq (OH ) 和 K w 亦可分别用pOH和
pKw 来表示，则:
c eq (OH ) pOH lg c
pKw lg Kw
pH + pOH = pKw 在T=298.15K时， pH + pOH = 14
水溶液中H+以何种形式存在？ H++ H 2O→H3O+, DH = -761.5 kJ.mol-1
c eq (H ) c eq (Ac ) c c Ka c eq (HAc) c
弱碱：
NH3 (aq) + H2O (l) ↔ NH4+ (aq) + OH- (aq) 其平衡常数，即弱碱的解离常数:
一元弱酸的解离度 、解离平衡常数
设有一元弱酸的解离平衡： H A (aq) ↔
Ka
及初始浓度c0 的关系
+ A- (aq)
H+ (aq)
初始浓度：
解离达到平衡时的浓度：
c0
c0 - x
0
x
0
x
K a ( K a ) 2 4c0 K a x2 则：K a ，解得：x c0 x 2
Gilbert Newton Lewis
路易斯酸(Lewis acid)：指接受电子对的物质，即电子对的 接受体 (Electron pair acceptor); 路易斯碱(Lewis base)：指提供电子的物质，即电子对给予体 (Electron pair donor)。 酸碱反应是电子对接受体与电子对给予体之间形成配位共 价键的反应。 2+ NH3 Cu2+ + 4NH3 → NH3 Cu NH3
若解离平衡常数很小，且初始浓度较大时，或c / K a 500时，
可以近似认为：c0 x c0。
c(H ) c0 K a c x c0
Ka c0
在一定温度下， a 不随浓度而改变，为一个常数。 K 但是，电解质溶液的解离度与初始浓度的平方根成 反比，即浓度越稀解离度越大，以离子形式存在于