大学无机化学酸碱平衡
+
[Fe(H 2 O) 6]
3+ 2+
H + [Fe(OH)(H 2 O) 5 ]
+
+
2+
[Fe(OH)(H 2 O) 5 ]
H + [Fe(OH) 2 (H 2 O) 4 ]
+
酸
H+
+
碱
例：HAc的共轭碱是Ac－ ，Ac－的共轭酸是HAc， HAc和Ac－为一对共轭酸碱。 又： NH3的共轭酸是NH4+ ,NH4+ 的共轭碱是NH3, NH3 和 NH4+为一对共轭酸碱。 4、两性物质： 既能给出质子，又能接受质子的分子或离子。
注意：体积摩尔浓度 C 和 pH 的相互换算。
§ 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
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”。
但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
100℃纯水： KW = 5.43×10-13
T ， KW
5.2.2 溶液的pH
酸度：溶液中H+ 的浓度的大小。 常用体积摩尔浓度C或pH表示。
+ = pH lg [ H ]
令 根据 即
pOH = -lg [OH - ]
KW = [H ] [OH ] = 1.0 × 10
+ + -14
- lg [H ] - lg [OH ] = - lg KW = 14 pH + pOH = p KW = 14
碱(1) NH4Cl水解：
H+
OH－ + HAc
碱(2) 酸(1)
酸(2)
+ H2O NH + 4
酸(1) 碱(2)
H3O+ + NH3
酸(2) 碱(1)
④ 非水溶液中的酸碱反应，也是离子 酸碱的质子转移反应。例如NH4Cl的生成：
H+
HCl + NH3
酸(1) 碱(2)
NH
+ 4
+ Cl
-
酸(2)
5.2.1 水的解离平衡 5.2.2 溶液的pH
5.2.1 水的解离平衡
H2O (l) + H2O(l) H3O+ (aq) + OH－(aq)
或简写
H2O (l)
H+ (aq) + OH－(aq)
+
KW =
[H ]
[OH ]
-
c
+
c
或 KW = [H ] [OH - ]
KW — 水的离子积常数，简称水的离子积。 25℃纯水：[H+] = [OH－] = 1.0×10-7mol· L-1 KW = 1.0×10-14
H3O+(aq) + F－(aq)
酸(1) 碱(2) 酸(2) 碱(1) 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
H+ &。但其在
非水体系中的适用性，却受到了挑战。
如下反应：
2H2O = OH- + H3O+(水的自偶电离) NaOH + HCl = NaCl + H2O 2NH3 = NH2- + NH4+ (液氨的自偶电离) NaNH2 + NH4Cl = NaCl + 2NH3
§ 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 酸和碱的相对强弱
*5.1.1 历史回顾（电离理论、质子理论、电子理论）
最早从性质上认识酸碱,使石蕊变红,有酸味的是
酸；使石蕊变蓝,有涩味的是碱。当酸碱相混合时,性质 消失。 当氧元素发现后,人们开始从组成上认识酸碱, 以为酸中一定含有氧元素；盐酸等无氧酸的发现,又使 人们认识到酸中一定含有氢元素(含有特定元素)。 最早酸碱理论是阿仑尼乌斯酸碱电离理论,它认为： 在水溶液中电离出的阳离子全部是 H+的化合物是 酸 ,电离出的阴离子全部是 OH-的化合物是碱。 酸碱反应的本质是：酸电离出的H+和碱电离出OH的结合生成难电离的水。
碱(1)
液氨中的酸碱中和反应：
H+
NH4 Cl + NaNH2
2NH3 + NaCl
5.1.3 酸和碱的相对强弱
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。
HCl > HAc >HCN
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。
②有的物质既可是酸也可是碱，为两性物质。
③无盐的概念，它们是离子酸或离子碱。
3、酸碱共轭对
酸 HAc H 2 PO 4
HPO
NH [CH 3 NH 3 ]
24 + 4 +
H+ + 碱 + H + Ac + 2+ H HPO 4 + 3H + PO 4
H + NH 3 + H + CH 3 NH 2
NH3(g) + HCl(g) = NH4Cl(s)
它们都是酸碱反应，但都不符合酸和碱定义。 因此阿仑尼乌斯酸碱理论有其局限性。
5.1.2 酸碱质子理论的基本概念
1、定义 酸：凡是能释放出质子(H+)的分子或离子。 （质子的给予体） 如:HNO3、HCl、 H2O、 NH4+、H2PO4- 等 碱：凡是能与质子（H+）结合的分子或离子。 （质子的接受体） 如:NH3、H2O、H2PO4- 、[Al (H2O)5(OH)]2+等 2、特点 ①酸碱可以是分子,也可是阴阳离子。
酸越强，其共轭碱越弱； 碱越强，其共轭酸越弱。
酸性：HClO4 H 2SO 4 H 3 PO4 HAc H 2 CO 3 NH H 2 O
碱性：ClO HSO H 2 PO Ac HCO NH3 OH
3 4 4 4
+ 4
§ 5.2 水的解离平衡和溶液的pH
如：HSO , [Fe(OH)(H 2 O) 5 ] ,
4 2+ HCO 3 , H 2 O, HS -等。
5、酸碱反应：本质是两个酸碱共轭对之间质子 的转移反应。 ① 酸碱解离反应是质子转移反应。
HCl + H2O → H3O+ + Cl酸(1) 碱(2) 酸(2) 碱(1)
HF(aq) + H2O(l)
[Fe(H 2 O) 6]
3+ 2+
H + [Fe(OH)(H 2 O) 5 ]
+
+
2+
[Fe(OH)(H 2 O) 5 ]
H + [Fe(OH) 2 (H 2 O) 4 ]
+
酸
H+
+
碱
例：HAc的共轭碱是Ac－ ，Ac－的共轭酸是HAc， HAc和Ac－为一对共轭酸碱。 又： NH3的共轭酸是NH4+ ,NH4+ 的共轭碱是NH3, NH3 和 NH4+为一对共轭酸碱。 4、两性物质： 既能给出质子，又能接受质子的分子或离子。
注意：体积摩尔浓度 C 和 pH 的相互换算。
§ 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
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”。
但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
100℃纯水： KW = 5.43×10-13
T ， KW
5.2.2 溶液的pH
酸度：溶液中H+ 的浓度的大小。 常用体积摩尔浓度C或pH表示。
+ = pH lg [ H ]
令 根据 即
pOH = -lg [OH - ]
KW = [H ] [OH ] = 1.0 × 10
+ + -14
- lg [H ] - lg [OH ] = - lg KW = 14 pH + pOH = p KW = 14
碱(1) NH4Cl水解：
H+
OH－ + HAc
碱(2) 酸(1)
酸(2)
+ H2O NH + 4
酸(1) 碱(2)
H3O+ + NH3
酸(2) 碱(1)
④ 非水溶液中的酸碱反应，也是离子 酸碱的质子转移反应。例如NH4Cl的生成：
H+
HCl + NH3
酸(1) 碱(2)
NH
+ 4
+ Cl
-
酸(2)
5.2.1 水的解离平衡 5.2.2 溶液的pH
5.2.1 水的解离平衡
H2O (l) + H2O(l) H3O+ (aq) + OH－(aq)
或简写
H2O (l)
H+ (aq) + OH－(aq)
+
KW =
[H ]
[OH ]
-
c
+
c
或 KW = [H ] [OH - ]
KW — 水的离子积常数，简称水的离子积。 25℃纯水：[H+] = [OH－] = 1.0×10-7mol· L-1 KW = 1.0×10-14
H3O+(aq) + F－(aq)
酸(1) 碱(2) 酸(2) 碱(1) 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
H+ &。但其在
非水体系中的适用性，却受到了挑战。
如下反应：
2H2O = OH- + H3O+(水的自偶电离) NaOH + HCl = NaCl + H2O 2NH3 = NH2- + NH4+ (液氨的自偶电离) NaNH2 + NH4Cl = NaCl + 2NH3
§ 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 酸和碱的相对强弱
*5.1.1 历史回顾（电离理论、质子理论、电子理论）
最早从性质上认识酸碱,使石蕊变红,有酸味的是
酸；使石蕊变蓝,有涩味的是碱。当酸碱相混合时,性质 消失。 当氧元素发现后,人们开始从组成上认识酸碱, 以为酸中一定含有氧元素；盐酸等无氧酸的发现,又使 人们认识到酸中一定含有氢元素(含有特定元素)。 最早酸碱理论是阿仑尼乌斯酸碱电离理论,它认为： 在水溶液中电离出的阳离子全部是 H+的化合物是 酸 ,电离出的阴离子全部是 OH-的化合物是碱。 酸碱反应的本质是：酸电离出的H+和碱电离出OH的结合生成难电离的水。
碱(1)
液氨中的酸碱中和反应：
H+
NH4 Cl + NaNH2
2NH3 + NaCl
5.1.3 酸和碱的相对强弱
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。
HCl > HAc >HCN
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。
②有的物质既可是酸也可是碱，为两性物质。
③无盐的概念，它们是离子酸或离子碱。
3、酸碱共轭对
酸 HAc H 2 PO 4
HPO
NH [CH 3 NH 3 ]
24 + 4 +
H+ + 碱 + H + Ac + 2+ H HPO 4 + 3H + PO 4
H + NH 3 + H + CH 3 NH 2
NH3(g) + HCl(g) = NH4Cl(s)
它们都是酸碱反应，但都不符合酸和碱定义。 因此阿仑尼乌斯酸碱理论有其局限性。
5.1.2 酸碱质子理论的基本概念
1、定义 酸：凡是能释放出质子(H+)的分子或离子。 （质子的给予体） 如:HNO3、HCl、 H2O、 NH4+、H2PO4- 等 碱：凡是能与质子（H+）结合的分子或离子。 （质子的接受体） 如:NH3、H2O、H2PO4- 、[Al (H2O)5(OH)]2+等 2、特点 ①酸碱可以是分子,也可是阴阳离子。
酸越强，其共轭碱越弱； 碱越强，其共轭酸越弱。
酸性：HClO4 H 2SO 4 H 3 PO4 HAc H 2 CO 3 NH H 2 O
碱性：ClO HSO H 2 PO Ac HCO NH3 OH
3 4 4 4
+ 4
§ 5.2 水的解离平衡和溶液的pH
如：HSO , [Fe(OH)(H 2 O) 5 ] ,
4 2+ HCO 3 , H 2 O, HS -等。
5、酸碱反应：本质是两个酸碱共轭对之间质子 的转移反应。 ① 酸碱解离反应是质子转移反应。
HCl + H2O → H3O+ + Cl酸(1) 碱(2) 酸(2) 碱(1)
HF(aq) + H2O(l)
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《无机化学》第四章 酸碱平衡和沉淀-溶解平衡
x
C盐+x
K
θ a
[H ][A [HA]
]
则[H
]
Kθa[HA] [A ]
由于同离子效应，HA解离度降低。
c酸– x ≈ c酸
c盐+ x ≈ c盐
[H ] KθaC酸 C盐
pH
pK
θ a
lg
c酸 c盐
结论： a.弱酸~弱酸盐组成（例HAc～NaAc）：
pH
pKa
lg C酸 C盐
b.弱碱~弱碱盐组成（例 NH3·H2O～NH4Cl）：
b
0
②近似公式： C
Kb
500时
C - [OH ] C
[OH ]
K
θ b
(Kθb
)2
4CK
θ b
2
[OH ] CKb
例：已知25℃时， KθHAc 1.75105 计算该温度下
0.10mol·L-1的HAc溶液中[H+]、[Ac-]及溶液pH，并计算该 温度下HAc的解离度。
解：设解离平衡时，[ H+ ]= x mol·L-1
解：
pH
pKa
lg CHAc C NaAc
lg(1.75105 ) lg 0.1 0.1
4.76
(1) 加 HCl 溶液后，HAc和 Ac- 的浓度分别为：
C HAc
0.10 90 0.01010 100
0.091(mol /
L)
C NaAc
0.10 90 0.01010 100
0.089(mol /
第四章 酸碱平衡和沉淀-溶解平衡
4.1 近代酸碱理论简介 4.2 强电解质溶液 4.3 弱酸、弱碱的解离平衡 4.4 缓冲溶液 4.5 盐类的水解 4.6 难溶强电解质的沉淀-溶解平衡
无机化学~第七章酸碱平衡
Ka0 越大，酸给质子能力越强，酸性越强； 越大，酸给质子能力越强，酸性越强；
讨论： 讨论：
越大，碱得质子能力越强，碱性越强。 kb0 越大，碱得质子能力越强，碱性越强。
共轭酸碱对HA 共轭酸碱对HA和A- 有如下关系 HA和
Kaθ·Kbθ= Kωθ
另外，多元酸、碱在水中逐级离解，强度递减。 另外，多元酸、碱在水中逐级离解，强度递减。
[C O ] = =
2− 2 4
[H ] = C [ H ] + K ⋅[ H ] + K ⋅ K K ⋅[ H ] [ HC O ] = = C [ H ] + K ⋅[ H ] + K ⋅ K
+ 2 + + 2 a1 a1 a2
+ 4 a1 + 2 + a1 a1
] [
] [
]
a2
C
[H ]
+ 2
三、酸度对弱酸（碱）型体分布的影响 酸度对弱酸（ 1.分析浓度和平衡浓度： 分析浓度和平衡浓度： 分析浓度： 分析浓度：指溶液中所含的某酸（碱）总的 物质的量浓度。 平衡浓度： 平衡浓度：指平衡状态时，溶液中某一型体 的浓度。 体系达平衡后，某酸（碱）各型体的平衡 浓度之和等于该某酸（碱）的分析浓度。
半反应1 半反应1 半反应2 半反应2 NH3（碱1）+ H2O（ 酸 2 ） H+ NH4+（酸1） OH-（碱2）+ H+ OH- （碱2） + NH4+ （酸1）
NH3（碱1） + H2O （酸2）
共轭酸碱对
续
NH4Cl的水解 (相当于NH4+弱酸的离解) Cl的水解 相当于NH 弱酸的离解) NH4+ + H2O H3O+ + NH3
无机化学 酸碱平衡
004×10-7 Kw= 1.
一般写为 [ Cu(NH3)4]2+ =[Cu(NH3)3]2++ NH3 K1,不稳
T一定时，Ka不变，c↓,a↑,但[H+]是下降的。
KH4,稳In == H+ + In –
稀释过度时，弱电解质及水的电离不可忽略，此时溶液的pH也会改变，一般认为当c<0.
Ka/[H+] 只适用于一元弱酸弱碱，且无同离子存在 = [In-]/[HIn]
=
[H+]时，呈混合
色〔橙〕。可见指示剂的变色区间与其Ka, Kb是直接相
关的。常见的见P136
又如酚酞 OH OH
O O-
O-
O-
§5.2弱酸弱碱的离解平衡 5.2.1一元弱酸弱碱的电离平衡 1.电离常数和电离度
弱电解质水溶液中存在其分子与其电离出 的离子间的平衡，对弱酸弱碱而言，此平衡常 数即其电离〔解离〕常数，例如
5.2.2多元弱酸〔碱〕的电离平衡 多元酸的分步电离：以H2S为例
H2S == H+ + HS- Ka1=1.0×10-7 HS- == H+ + S 2- Ka2=1.3×10-13 对多元弱酸碱，由于其K1>>K2>>K3…故溶液中氢离 子主要来自第一级电离。可忽略后面电离的氢离子
. c/K>=500时,进一步近似为[H+] = (cKa )1/2.
而有时,c/K>500,但cK~Kw,此时[H+] = (cKa + Kw)1/2
.例:计算1)0.001M盐酸稀释100000倍后PH(1.05E-7,6.98)
2)1.0E-5M的HCN溶液pH(Ka=5.8E-10)(1.26E-7,6.90)
一般写为 [ Cu(NH3)4]2+ =[Cu(NH3)3]2++ NH3 K1,不稳
T一定时，Ka不变，c↓,a↑,但[H+]是下降的。
KH4,稳In == H+ + In –
稀释过度时，弱电解质及水的电离不可忽略，此时溶液的pH也会改变，一般认为当c<0.
Ka/[H+] 只适用于一元弱酸弱碱，且无同离子存在 = [In-]/[HIn]
=
[H+]时，呈混合
色〔橙〕。可见指示剂的变色区间与其Ka, Kb是直接相
关的。常见的见P136
又如酚酞 OH OH
O O-
O-
O-
§5.2弱酸弱碱的离解平衡 5.2.1一元弱酸弱碱的电离平衡 1.电离常数和电离度
弱电解质水溶液中存在其分子与其电离出 的离子间的平衡，对弱酸弱碱而言，此平衡常 数即其电离〔解离〕常数，例如
5.2.2多元弱酸〔碱〕的电离平衡 多元酸的分步电离：以H2S为例
H2S == H+ + HS- Ka1=1.0×10-7 HS- == H+ + S 2- Ka2=1.3×10-13 对多元弱酸碱，由于其K1>>K2>>K3…故溶液中氢离 子主要来自第一级电离。可忽略后面电离的氢离子
. c/K>=500时,进一步近似为[H+] = (cKa )1/2.
而有时,c/K>500,但cK~Kw,此时[H+] = (cKa + Kw)1/2
.例:计算1)0.001M盐酸稀释100000倍后PH(1.05E-7,6.98)
2)1.0E-5M的HCN溶液pH(Ka=5.8E-10)(1.26E-7,6.90)
上大 无机化学A 第五章酸碱平衡
答:溶液的 pH值为2.87,电离度为1.34 。
例2：计算298K时，0.1mol· -1， 0.01mol· -1， L L
1.0×10-5mol· -1，的醋酸溶液的pH值和电离度 。 L
C / mol· -1 L /%
0. 1 1.3
0.01 4.2
1.0×10-5 71
[H+]
1.3×10-3
pH值 ≈5 ≈5
上述混合液+ 1ml0. 1 mol·L-1NaOH
≈5
这说明HAc和NaAc 的混合溶液具有缓冲作用。
二、缓冲溶液
1.基本概念 ： 通常在水中，或者是NaOH水溶液中加入少量 HCl，NaOH之类的强酸强碱，或者大量稀释就 会使水溶液的pH值变化好几个数量级。但是在 HAc-NaAc的混合液中加入少量强酸强碱或者稀 释后，其pH值却可基本上不变。象这样由弱酸 及其弱酸盐组成的混合溶液，它的pH值能在一 定范围内不因稀释或者外加少量酸碱而发生显 著变化，这种溶液叫缓冲溶液。
2. 共轭酸碱对 在质子理论中，任何一个酸给出一个质子 后就变成碱，任何一个碱结合一个质子后就 变成一个酸 。例如: HAc 是酸，若是有反应：
HAc(酸） Ac（碱）
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。
H 2O H OH
并有： K w [ H ][OH ] 1014 （25℃下）
Kw常称水的离子积常数，当水温变化很
小时Kw几乎不变，而且Kw不随水溶液中其
它离子的浓度变化而变化。但是，当水温显 著改变时Kw也有改变。这一点务必注意。
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。
大学无机化学 酸碱平衡
Ka1 103 Ka2
溶液中H的 3O+主要来自于第一反步应解
c(H3O+)的计算可按一元解弱离酸平的衡
做近似处理。
例题：计算 0.010 mol·L-1 H2CO3溶液中的 H3O+, H2CO3, HCO3-，CO32- 和OH－的浓度以及溶液的pH值。 解：设H2CO3, HCO3- 和 H2O电离出的H+浓度分别为x y z
关于水溶液中水的电离问题：
例：HAc水溶液[H+]和[OH-]的计算 HAc(aq)+H2O(l) H3O+(aq)+Ac－(aq) H2O (l) H+ (aq) + OH－(aq)
溶液中[H+]和[OH-]应包含HAc和H2O两步电离之和 即： [H+]=[Ac-]+[OH-] 且 [Ac-] = c-[HAc] [OH-] =Kw/ [H+]
酸碱平衡
§ 5.1 酸碱质子理论概述 § 5.2 水的解离平衡和溶液的pH § 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 § 5.7 配位化合物 § 5.8 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 酸和碱的相对强弱
最早酸碱理论是阿仑尼乌斯酸碱电离理论,它认为： 在水溶液中电离出的阳离子全部是 H+的化合物是 酸 ,电离出的阴离子全部是 OH-的化合物是碱。 酸碱反应的本质是：酸电离出的H+和碱电离出OH的结合生成难电离的水。
H+ + OH- → H2O
阿仑尼乌斯理论在水溶液中是成功的。但其在 非水体系中的适用性，却受到了挑战。 如下反应：
无机化学第二章 酸碱平衡
酸中有碱 碱可变酸
HAc Ac相互依存 辨证关系 相互转化
知酸便知碱 H3PO4 知碱便知酸 NH3 Cu2+、Zn2+
非酸非碱
2） 酸、碱的强度
酸的强度：酸给出质子能力的量度 全部给出质子 —— 强酸 部分给出质子 —— 弱酸 水溶液中最强的酸是H3O+ 碱的强度：碱接受质子能力的量度 全部接受质子 —— 强碱 部分接受质子 —— 弱碱 水溶液中最强的碱是OH-
注意：
① 水溶液： pH = 0 ~ 14 ② pH适用于 [H+]、[OH-]＜1.0mol·L-1的溶液
Q[H + ]＞1.0mol ⋅ L-1
[OH− ]＞1.0mol·L-1
③ 纯水：pH = 7
pH＜0
pH＞14
2. 酸碱指示剂和pH试纸
有机弱酸（HIn） （ ） 酸碱指示剂 有机弱碱（InOH） （ ） 特点： 两性物质 酸式、碱式颜色不同
1 α∝ c
c相同的不同电解质， α ∝
Ki
不同浓度HAc溶液的α、[H+]和
浓度 0.001 0.01 0.1
Ka （25℃）
α (%)
12.4 4.2 1.32
[H ]
+
Ka
1.24×10-4 1.75×10-5 4.2×10-4 1.75×10-5
1.32×10-3 1.75×10-5
结果： 结果：c →大，α (%) →小， [ H + ] →大， K a→不变。
机会减小
α(HAc）
在弱电解质溶液中加入与弱电解质无关的 强电解质盐类，而使弱电解质的电离度增大的 效应—盐效应。 0.1molNaCl → 1L 0.1mol·L-1 HAc [H+]: 1.32×10-3 → 1.82×10-3 α: 1.32% → 1.82%
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+
教材《无机化学》第8章酸碱解离平衡
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
• 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
无机化学 第4章 酸碱平衡与滴定法
一定范围内改变c(酸)/c(碱)，调节缓冲溶液的pH值。
例：
1.溶0.液1 等mo体l.L积-1混N合aH,溶2P液O4p与H0为.1多m少ol？.L-1Na2HPO4 ( H3PO4 : pKa1ө =2.12, pKa2ө =7.21, pKa3ө =12.67 )
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?
c(H+)c(OH-) =KWө =10-14 pH+pOH=14
pH值的测定
pH试纸：由多种指示剂混合溶液浸透 试纸后晾干而成。
pH计直接测定
2.酸碱溶液pH值的计算
强酸（碱） 完全电离
例: 计算110-7mol .L-1 HCl溶液中的H+浓度。
若强酸（碱）浓度小于10-6mol .L-1 ，则必 须考虑水的质子自递所提供的H+ （OH-） 浓度。
101
101 101
c(H
)
K
θ a
9.9 10.1
pH 4.76
2.缓冲溶液的pH值
对于弱酸及其共轭碱组成的缓冲溶液，
c(碱) pH pKa lg c(酸)
同理，对于弱碱及其共轭酸组成的缓冲溶液，
pOH
pKb
lg
c(酸) c(碱)
缓冲溶液的pH值主要决定于酸(碱)的pKaө （pKbө ）， 其次与c(酸)/c(碱)有关。对一确定缓冲体系，可通过在
3.水的质子自递反应
H2O+H2O ⇌ H3O++OH简写为： H2O ⇌ H++OH-
例：
1.溶0.液1 等mo体l.L积-1混N合aH,溶2P液O4p与H0为.1多m少ol？.L-1Na2HPO4 ( H3PO4 : pKa1ө =2.12, pKa2ө =7.21, pKa3ө =12.67 )
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?
c(H+)c(OH-) =KWө =10-14 pH+pOH=14
pH值的测定
pH试纸：由多种指示剂混合溶液浸透 试纸后晾干而成。
pH计直接测定
2.酸碱溶液pH值的计算
强酸（碱） 完全电离
例: 计算110-7mol .L-1 HCl溶液中的H+浓度。
若强酸（碱）浓度小于10-6mol .L-1 ，则必 须考虑水的质子自递所提供的H+ （OH-） 浓度。
101
101 101
c(H
)
K
θ a
9.9 10.1
pH 4.76
2.缓冲溶液的pH值
对于弱酸及其共轭碱组成的缓冲溶液，
c(碱) pH pKa lg c(酸)
同理，对于弱碱及其共轭酸组成的缓冲溶液，
pOH
pKb
lg
c(酸) c(碱)
缓冲溶液的pH值主要决定于酸(碱)的pKaө （pKbө ）， 其次与c(酸)/c(碱)有关。对一确定缓冲体系，可通过在
3.水的质子自递反应
H2O+H2O ⇌ H3O++OH简写为： H2O ⇌ H++OH-