第四章 解离平衡1
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04第四章 解离平衡
浓度影响离子间的牵制作用 电荷也影响离子间的牵制作用 电荷高，牵制作用强
离子强度
1 2 I bi Z i 2 i
综合了浓度与电荷对 例4活度系数的影响 3 b:离子的质量摩尔浓度 Z:离子的电荷
§4-3 溶液的酸碱性
一、水的解离和pH标度
纯水能导电
例：NaCl溶液 0.10 molkg-1, a = 0.078, = 0.78 0.010 molkg-1, a = 0.009, = 0.9 0.0010 molkg-1,a = 0.00097, = 0.97
----浓度越稀，离子间相互作用越弱，活度与实际 浓度之间的差距越小 实验中：取阴阳离子活度系数的平均值
实际的电离过程
HAc H2O H3O Ac 酸 1 碱2 酸2 碱1
H+ H+ 正反应 逆反应 （解离反应） （水解反应）
酸性：酸1<酸2 碱性：碱2 <碱1 ∴正反应很小 以逆反应为主
1.化学反应的方向：强酸 弱酸，强碱 弱碱 HCl NH3 NH4 Cl 反应 2.酸的酸性越强，其共轭碱的碱性就越弱 HCl酸性强，Cl-碱性弱
2. 一元弱碱
MOH M OH
{[ M ]/ c }{[ OH ]/ c } Kb {[ MOH ]/ c } 某T， 为常数 K , K a b [ M ][OH ] Ka , Kb 大, α大,电解质强 [ MOH ]
3. 一元弱酸解离平衡时[H+]的计算
一、酸碱质子论
酸
----能给出质子H+的分子或离子 ----能接受质子H+的分子或离子
第4章 解离平衡
在路易斯酸碱理论的基础上，把路易斯酸碱分 成“硬”和“软”两类。 •硬酸: 体积小, 正电荷高, 极化率低，外层电子 “抓得紧”。Na+, Ca2+, Fe3+等。
•软酸: 和硬酸相反, 如Ag+, Hg2+等。
•硬碱: 极化率低,电负性高,外层电子难以失去 (外层电子吸引得牢)。 F-, O2-等。
H+
H+ + Ac碱1 H2O H3O+ 碱2 酸2
总反应
HAc 酸1
+
H2O 碱2
H3O+ + Ac酸2 碱1
酸碱平衡反应的方向 ——较强酸、碱反应生成较弱酸、碱
例如 HCl + NH3 反应强烈地向右方进行。 Ac- + H2O 反应明显地偏向左方。 HAc + OHNH4+ + Cl
质子理论不仅扩大了酸碱的范围，而且把中和、 解离、水解等反应都统一为质子传递反应。
3. 水溶液中酸碱强度的表示方法 ------- 标准解离平衡常数K
酸的解离平衡：
HAc + H2O
a( H 3O ) a( Ac ) Ka a( HAc) a( H 2O)
H3O+ + Ac-
c =1mol/L {[ H 3O ] / c } {[ Ac ] / c } Ka 在水溶液解离平衡 {[ HAc] / c } 计算中忽略c
HAc
[ Ac ] 0.10mol L
1
Ac-
+ H+
[ HAc] 0.10mol L1
[ H ][ Ac ] Ka [ HAc] [ H ] 0.10 1.76105 0.10
•软酸: 和硬酸相反, 如Ag+, Hg2+等。
•硬碱: 极化率低,电负性高,外层电子难以失去 (外层电子吸引得牢)。 F-, O2-等。
H+
H+ + Ac碱1 H2O H3O+ 碱2 酸2
总反应
HAc 酸1
+
H2O 碱2
H3O+ + Ac酸2 碱1
酸碱平衡反应的方向 ——较强酸、碱反应生成较弱酸、碱
例如 HCl + NH3 反应强烈地向右方进行。 Ac- + H2O 反应明显地偏向左方。 HAc + OHNH4+ + Cl
质子理论不仅扩大了酸碱的范围，而且把中和、 解离、水解等反应都统一为质子传递反应。
3. 水溶液中酸碱强度的表示方法 ------- 标准解离平衡常数K
酸的解离平衡：
HAc + H2O
a( H 3O ) a( Ac ) Ka a( HAc) a( H 2O)
H3O+ + Ac-
c =1mol/L {[ H 3O ] / c } {[ Ac ] / c } Ka 在水溶液解离平衡 {[ HAc] / c } 计算中忽略c
HAc
[ Ac ] 0.10mol L
1
Ac-
+ H+
[ HAc] 0.10mol L1
[ H ][ Ac ] Ka [ HAc] [ H ] 0.10 1.76105 0.10
第四章 解离平衡
4.4 缓冲溶液
1、水的离子积常数Kw
2、缓冲溶液 ①现象： 向纯水(pH=7.0)中加入少量酸或碱，pH值会发生显 著变化。而向HAc-NaAc混合液中加入少量酸或碱， 溶液的pH值几乎不变。 人体血液pH值控制在7.35-7.45范围内， 如果pH<7.3，发生酸中毒 如果pH>7.5，发生碱中毒。 正常生理条件下，虽然组织细胞在代谢过程中不断 产生酸性物质或硷性物质，进入体内的某些食物 （如醋）或药物也有酸性或碱性作用，但血液pH仍 保持在上述狭窄范围内。显然，血液中一定含有完 备的调节pH的机构——缓冲体系，血液是一种缓冲 溶液。
3、缓冲溶液[H+]的计算 公式推导见书P84-85
书P85-86：例4-10。
4、选择缓冲溶液的步骤 首先找出与溶液所需控制的pH值相近的pK 值的弱酸或弱碱。 一般(C弱酸 /C共轭碱)在0.1-10范围内具有缓 冲能力，故pH = pKa ±1。 选择的缓冲液不与反应物或生成物发生反应， 配制药用缓冲溶液时还应考虑溶液的毒性。
浓度为c的弱酸HB解离度α的近似值为 可见，弱酸或弱碱的浓度越稀，解离度越大。
二、多元弱酸、弱碱的解离平衡 含有一个以上可置换的氢原子的酸叫做 多元酸。多元酸的解离是分步进行的。
三、两性物质的解离平衡 1、两性物质：既可以给出质子又可以接受质 子的物质称两性物质，酸式盐、弱酸弱碱盐 和氨基酸等都是两性物质。 2、近似计算方法：
②缓冲溶液: 是一种能抵抗少量强酸、强碱和 水的稀释而保持体系的pH值基本不变的溶液。 缓冲溶液的抗酸、抗碱作用叫缓冲作用，组 成缓冲溶液的物质叫缓冲体系。 从酸碱质子论来看，缓冲溶液都是由弱酸及 其共轭碱组成的混合溶液。
③缓冲原理：
第四章-解离平衡
K （HB） c
Θ a
稀释定律：在一定温度下，某弱电解质的解 离度随着其溶液的稀释而增大。
2. 一元弱碱的解离平衡：
NH3 ⋅ H2O
+
+ NH4 + OH−
− [ NH ][ OH ] Θ 4 Kb = [ NH 3 ⋅ H 2 O]
K 称为弱碱的解离常数
当 c K > 380 时，
[OH ] ≈ K ⋅ c
2. 溶液的pH值
当溶液中的[H+]、 [OH−]很小时，为 了方便的表示溶液的酸度，通常用pH表 示溶液的酸碱性。
[H ] pH = − lg θ c
+
[OH ] pOH = − lg θ c
同一溶液： pH + pOH = p KW = 14.00
水溶液的酸碱性： 由于水呈中性，且水中： [H+] = [OH−] = 1.0×10−7 mol· L−1 所以： [H+] = [OH−] = 1.0×10−7 mol· L−1 溶液呈中性， pH=7 [H+] >[OH−] , [H+] > 1.0×10−7 mol· L−1 溶液呈酸性， pH<7 [H+]<[OH−] , [H+] < 1.0×10−7 mol· L−1 溶液呈碱性， pH>7
x=1.3×10－3 [ H + ] = 1.3 × 10 −3 ( mol ⋅ L−1 )
HB
H+ + B-
+ − + 2 H B H [ ] [ ] [ ] ⋅ Θ Ka (HB) = ≈ cHB − [ H + ] [ HB]
优选第四章解离平衡
12
4.2.1 一元弱酸、弱碱的解离平衡
1、解离平衡常数
HAc
H+ + Ac-
K
a
=
[H3O+ ][Ac –] ————————
[HAc]
NH3·H2O NH4+ + OH -
Kb
[NH4 ][OH ] [NH3 H2O]
K
a
,
K
b
称为弱酸.
弱碱的解离平衡常数
13
2、解离平衡常数的意义： （1）解离平衡常数反映了弱电解质解离趋势
如 在 H3PO4 － H2PO4- 共轭体系中，H2PO4- 是碱， 在H2PO4- －HPO42-共轭体系中，H2PO4- 是酸。
5
酸碱强度:
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(它们的定量关系,下一节再讲)。酸碱反应总 是由较强的酸与较强的碱作用，向着生成较弱的酸 和较弱的碱的方向进行。
4
酸碱可以是中性分子、正离子或负离子。
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。
如HCl和Cl-，NH4+ 和NH3 ，以及H2PO4- 和HPO42- 均 互为共轭酸碱对。
H2O、HCO3-、HSO3- 、H2PO4-等既能给出质子，又 能接受质子的物质就是两性物质。由此看出：在质 子理论中没有盐的概念。
的大小。 （2）反映了弱酸、弱碱的酸碱性相对强弱。 （3）同一温度下，解离平衡常数不变。温度
对K虽有影响但较小。室温下，一般不考虑 T 对 K 的影响。
14
对于一元弱酸:
HA
4.2.1 一元弱酸、弱碱的解离平衡
1、解离平衡常数
HAc
H+ + Ac-
K
a
=
[H3O+ ][Ac –] ————————
[HAc]
NH3·H2O NH4+ + OH -
Kb
[NH4 ][OH ] [NH3 H2O]
K
a
,
K
b
称为弱酸.
弱碱的解离平衡常数
13
2、解离平衡常数的意义： （1）解离平衡常数反映了弱电解质解离趋势
如 在 H3PO4 － H2PO4- 共轭体系中，H2PO4- 是碱， 在H2PO4- －HPO42-共轭体系中，H2PO4- 是酸。
5
酸碱强度:
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(它们的定量关系,下一节再讲)。酸碱反应总 是由较强的酸与较强的碱作用，向着生成较弱的酸 和较弱的碱的方向进行。
4
酸碱可以是中性分子、正离子或负离子。
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。
如HCl和Cl-，NH4+ 和NH3 ，以及H2PO4- 和HPO42- 均 互为共轭酸碱对。
H2O、HCO3-、HSO3- 、H2PO4-等既能给出质子，又 能接受质子的物质就是两性物质。由此看出：在质 子理论中没有盐的概念。
的大小。 （2）反映了弱酸、弱碱的酸碱性相对强弱。 （3）同一温度下，解离平衡常数不变。温度
对K虽有影响但较小。室温下，一般不考虑 T 对 K 的影响。
14
对于一元弱酸:
HA
解离平衡
H3O+ + S2–
x+y
y
Ka1 = [H3O+] [HS–] / [H2S] = 9.1 × 10–8
Ka2 = [H3O+] [S2–] / [HS–] = 1.1 × 10–12
∵ Ka1 >> Ka2 ，且 c / Ka1 = 0.1/ 9.1 × 10–8 >> 400 ∴ [H3O+] ＝ x+y ≈ x = Ka1 ⋅ c
[NH3]
[HAc]
=
Kw K b(NH3 ) ⋅ Ka(HAc)
=
1.0× 10−14 1.8×10−5 ×1.8 ×10−5
= 3.1×10−5 = K
∵ K 很小，→ x 很小，0.10 – x ≈ 0.10
x2 / 0.102 = 3.1×10－5 ∴ x = [NH3] = [HAc] = (3.1 ×10－7)0.5 = 5.6 ×10－4
⋅Ka
=
5.6 × 10−4 0.10 − 5.6×10−4
加入0.10 mol/dm3 强酸时，
[OH–] = Kw / [H3O+] = 1.0 × 10–14 / 1.0 × 10–1
= 1.0 × 10–13（mol/dm3)
加入0.10 mol/dm3 强碱时，
[H3O+] = Kw / [OH–] = 1.0 × 10–14 / 1.0 × 10–1
HS– + H2O x-y
H3O+ + S2–
x+y
y
[S2–] = Ka2 × ([HS–] / [H3O+] ) = Ka2 × (x-y / x+y )
[理学]4第四章 解离平衡
![[理学]4第四章 解离平衡](https://img.taocdn.com/s3/m/1cbc7e093169a4517623a300.png)
二、缓冲容量和缓冲范围（略） 三、缓冲溶液的选择与配制
选择合适的缓冲对，使配制的缓冲溶液
pH 在所选缓冲对的有效缓冲范围（ pKaθ ±1） 内。弱酸的pKaθ尽可能和所需的pH值相近。 缓冲溶液的总浓度要适当，一般在 0.01~ 1.0 mol· L-1 之间。 缓冲对不能与反应物或生成物发生作用，药 用缓冲溶液还必须考虑是否有毒性等。 计算出所需共轭酸、碱的量。 根据计算结果把共轭酸、碱溶液混合，配成 一定体积所需 pH 的缓冲溶液。
2、一元弱碱[OH-]和的计算： 某一元弱碱MOH，起始浓度为c：
MOH
M + OH
+
-
起始浓度 c 0 0 平衡浓度 c – [OH-] [OH-] [OH-] （ 1 ） [OH-] 的计算：将平衡时的浓度代入 2 平衡常数表达式得：
[OH ] Kb c [OH ]
OH
（1）无论是Kaθ还是Kbθ，与溶液的浓度无关。 （2）只与温度有关，但随温度变化不大。 （ 3 ）相同温度下，根据同类型弱电解质解离 常数的相对大小，可以判断弱电解质的相对强 弱。解离常数↑，表示弱电解质的解离能力↑； 反之亦然。
18℃时：
KHClO = 2.95 ×10-8 KHAc = 1.76 × 10-5
K b ( K b ) 4 K b c 近似式，忽略了水解 2 离出的OH-。
2
当c
Kb
380或 OH 5%c时
Kb c
OH
最简式
pOH：pOH =-lg OH-≈-lg [OH-]（在稀溶液中） 1 当 c 380或 OH 5%c时 pOH 2 pKb pc Kb pH 14.00 pOH （2）解离度α：
第四章 解离平衡
+ 2
{[ H ] c }{[ Ac ] o Ka = [ HAc ] c o
o
+
−
c
o
}
Ko a
[H ] = co − [ H + ]
其始（mol/L） co 平衡（mol/L） co-[OH-]
NH3·H2O ===
NH4+ + OH0 [OH-] 0 [OH-]
解离度α= 同理得: 解离度 [OH-]/co
2、盐的浓度： 、盐的浓度：
C盐越小，水解度h越大小
h =
K
o h
c盐
3、酸碱度（同离子效应）： 、酸碱度
以配制KCN、SnCl2、FeCl2溶液说明。 CN-+H2O=HCN+OH加碱抑制 抑制水解 抑制 Fe2++H2O=Fe(OH)2↓+H+ 加酸抑制 抑制水解 抑制
§4-3 缓冲溶液(buffer solution)
其始（mol/L） 平衡（mol/L） 平衡 HAc === co co-[H+] H+ + 0 [H+] Ac0 [H+]
最大（平衡）解离度 已电离的量/电离前的量 解离度α= 解离度 = {co -[HAc]}/ co= [H+]/co 平衡时：(V正= V逆) 标准解离平衡常数 正 解离平衡常数： 逆 标准解离平衡常数
一、缓冲原理和计算公式 1、定义： 、定义： 能抵抗外加少量 少量强酸、强碱和水（稀释），而 少量 保持体系的PH值基本不变 值基本不变的溶液。 值基本不变 2、组成： 、组成： （弱酸+其弱酸盐） （弱碱+其弱碱盐） (HAc+NaAc) (NH3H2O+NH4Cl)
{[ H ] c }{[ Ac ] o Ka = [ HAc ] c o
o
+
−
c
o
}
Ko a
[H ] = co − [ H + ]
其始（mol/L） co 平衡（mol/L） co-[OH-]
NH3·H2O ===
NH4+ + OH0 [OH-] 0 [OH-]
解离度α= 同理得: 解离度 [OH-]/co
2、盐的浓度： 、盐的浓度：
C盐越小，水解度h越大小
h =
K
o h
c盐
3、酸碱度（同离子效应）： 、酸碱度
以配制KCN、SnCl2、FeCl2溶液说明。 CN-+H2O=HCN+OH加碱抑制 抑制水解 抑制 Fe2++H2O=Fe(OH)2↓+H+ 加酸抑制 抑制水解 抑制
§4-3 缓冲溶液(buffer solution)
其始（mol/L） 平衡（mol/L） 平衡 HAc === co co-[H+] H+ + 0 [H+] Ac0 [H+]
最大（平衡）解离度 已电离的量/电离前的量 解离度α= 解离度 = {co -[HAc]}/ co= [H+]/co 平衡时：(V正= V逆) 标准解离平衡常数 正 解离平衡常数： 逆 标准解离平衡常数
一、缓冲原理和计算公式 1、定义： 、定义： 能抵抗外加少量 少量强酸、强碱和水（稀释），而 少量 保持体系的PH值基本不变 值基本不变的溶液。 值基本不变 2、组成： 、组成： （弱酸+其弱酸盐） （弱碱+其弱碱盐） (HAc+NaAc) (NH3H2O+NH4Cl)
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25℃纯水： [H+]= [OH－]=1.0×10-7mol·L-1 Kөw = 1.0×10-14
100℃纯水：Kөw = 5.43×10-13
T↑，Kөw ↑
【例】25 ℃ 时，HAc 的标准解离常数为 1.8×10-5，计算其共轭碱 Ac的标准解离常数。
【解】Ac- 的标准解离常数为：
Kbө(Ac-) =
S2-, R2S, I-, SCN-, C6H5NH2,N3-,Br -, S2O32-, CN-, CO, NO2-,SO32-,N2 C2H4, C6H6, H-, R-
第二节 弱酸、弱碱的解离平衡
一、一元弱酸、弱碱的解离平衡
1.一元弱酸的解离平衡及pH计算
在一元弱酸 HA 溶液中，存在 HA 与 H2O 之间的质子转移反 应：HA + H2O ⇌ A- + H3O+
达到平衡时：
Kaө=
[H+]·[A-] [HA]
Kaө(HA)=
[ceq(A-)/cө] · [ceq (H3O+)/cө] ceq (HA)/cө
一元弱酸的标准解离常数越大，它的酸性就越强。
浓度为c 的一元弱酸HA溶液pH的计算 HA ⇌ H+ + A−
起始浓度： c
0
0
平衡浓度：c −[H+] [H+] [AH−+]]
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。 H+
NaAc水解
Ac- + 碱(1)
H2O ⇌ OH- + HAc
酸(2) 碱(2)
酸(1)
第四章 解离平衡
学习要点：
1，了解近代酸碱理论（重点是酸碱质子论）的基本要点。 2，掌握一元弱酸、弱碱的解离平衡和多元弱酸碱分级解离
平衡的计算。 3，了解活度、活度系数、离子强度等概念。理解同离子效
应和盐效应对解离平衡的影响。 4，了解缓冲作用原理及缓冲溶液的组成和性质，掌握缓冲
溶液pH的计算，并能配制一点pH的缓冲溶液。 5，理解难溶解电解质溶解平衡的特点，会运用溶度积规则
解离度
当 c/ Kaө ≥500 或 [H+] ≤ 5% c 即α ≤0.05 时：
1 - α ≈1
α≈
Kaө /c
同理，一元弱碱：
α≈
Kbө /c
稀释定律 —— 溶液的解离度 α 与其浓度 c 的平方根成反比，与平 衡常数 Kө 的平方根成正比。
【例】298K时，HAc的解离平衡常数为1.76×10-5。计算0.10 mol·L-1 HAc 溶液的H+离子浓度和解离度。
3、举例：BCl3+:NH3=Cl3B ←NH3， AlCl3 + Cl- = AlCl4注意：HNO3、HCl、H2CO3等不是Lewis酸
Lewis酸：金属阳离子：Ni2+、Cu2+、Fe3+、Zn2+ 缺电子化合物：BF3、AlCl3等
Lewis碱：阴离子：F-、Cl-、Br-、OH-、CN-、H-等 具有孤对电子的中性分子：CH3OH、NH3等 含有C=C双键的分子：K[Pt(C2H4)Cl]等
第一节 酸碱理论
一、酸碱质子论 1.定义
酸: 凡是能释放质子H+的任何含氢原子的分子或离子的物种， 即质子的给予体。 碱：任何能与质子结合的分子或离子的物种。即质子的接受 体。
可见，酸与碱都可以是中性分子，也可以是阴离子或阳离子。
酸 ⇌ H+ + 碱
HAc ⇌ H+ + AcH2PO4- ⇌ H+ + HPO42HPO42- ⇌ H+ + PO43-
对于一元弱碱 MOH ⇌ M+ + OH−
(1) 近似计算法
[OH-]= - Kbө + (2) 最简计算法
(Kbө )2+4c· Kbө 2
当 c/ Kbө ≥500 或 [OH-] ≤ 5% c 时：
c - [OH-] ≈c
[OH-]2/c ≈ Kbө
[OH-] =
Kbө · c
也可利用Kaө和 Kbө计算溶液的
别为：
Kaө=
[c(H3O+)/cө]·[c(A-)/cө] c(HA)/cө
[H3O+]·[A-] =
[HA]
[c(HA)/cө]·[c(OH-)/cө]
Kbө=
c(A-)/cө
[HA]·[OH-]
= [A-]
HA－A-为共轭酸碱对，它们的Kaө与 Kbө的关系为： Kaө×Kbө = [H3O+/cө]·[c(OH−)/cө] = [H3O+]·[OH−] = Kөw
酸碱在溶液中表现出来的强度不但与酸碱本性有关，而且与溶剂的本 性有关。醋酸在水中时弱酸，而在液氨中却变成较强的酸，因为液氨 的接受H+的能力较强
共轭酸碱对的Kaө与Kbө的关系 ¾酸碱反应进行的程度可用相应平衡常数的大小来衡量。
¾反应(1)HA+H2O⇌H3O++A-和(2)A- +H2O ⇌ HA + OH- 的平衡常数分
+) HB− ⇌ H+ + B2−
Ka2ө=
[H+]·[B2-] [HB-]
H2B ⇌ 2H+ + B2−
Kaө＝Ka1ө · Ka2ө
¾大多数多元酸均有Ka1ө 》Ka2ө 》Ka3ө ······，且第一级解离出来H+ 会抑制第 二级的解离，所以大多数时候只需考虑第一级解离出来的H+ ，第二级及以 后解离出来的忽略不计。因此，多元弱酸溶液的pH值可以按一元弱酸pH值 的计算公式来进行计算。
[H+]2/c ≈ Kaө
[H+] =
Kaө · c
3. 解离度和解离常数的定量关系
解离度α = 已解离的浓度 初始浓度
×100%
=
c0 - ceq c0
×100%
一元弱酸
HA ⇌ H+ + A−
起始浓度： c 平衡浓度： c −cα
0
0
cα
cα
Kaө=
(cα)2 c - cα
cα2 = 1-α
2. 一元弱碱的解离平衡及pH计算
Kaө与Kbө又称解离常数，可以用来酸碱的相对强度
水的解离平衡
H2O (l) + H2O(l) ⇌ H3O+ (aq) + OH-(aq) 或 H2O (l) ⇌ H+ (aq) + OH-(aq) Kөw = [c(H3O+)/cө]·[c(OH-)/cө] = [H3O+]·[OH-] Kөw —— 水的离子积常数，简称水的离子积
硬碱：硬碱中给出电子的原子或阴离子的电负性大、半径小，不易 失去电子。
软碱：软碱中给出电子的原子或阴离子的电负性小、半径大，易失 去电子。
交界碱：介于硬碱和软碱之间的碱称为交界碱。
2.软硬酸碱规则
软硬酸碱规则：硬酸与硬碱或软酸与软碱都可以形成稳定的配合 物；硬酸与软碱或软酸与硬碱形成的配合物不够稳定；交界酸与软 碱或硬碱及交界碱与软酸或硬酸都能发生反应，所生成的配合物的 稳定性介于上述两类配合物之间。
交界酸
Fe2+,Co2+,Ni2+, Cu2+,Zn2+,Pb2+, Sn2+,Sb3+,Bi3+, B(CH3)3,SO2, NO+,C6H5+, GaH3 ···
软碱
交界碱
H2O,OH-,F-,Ac-,PO43-,
碱
SO42-,Cl-,CO32-, ClO4-,NO3-,ROH,R2O,
NH3,RNH2,N2H4
【解】
HAc ⇌ H+ + Ac−
起始浓度/mol·L- 1 0.10
0
平衡浓度/mol·L- 1 0.10-[H+] [H+]
0 [[AHc+−]]
因为 c/Kaө = 0.10/1.76×10-5 > 500
[H+] =
1.76×10-5×0.10
= 1.33×10-3 mol·L-1
α = [H+] / c = 1.33×10-3 / 0.10 = 1.33×10-2
NH4Cl水解
H+
NH4+ + H2O ⇌ H3O+ + NH3
酸(1)
碱(2)
酸(2)
碱(1)
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。 NH4Cl的生成
H+
HCl + 酸(1)
NH3 ⇌ NH4+ + Cl-
碱(2)
酸(2)
碱(1)
⑤ 水溶液中的酸碱反应，也是离子酸碱的质子转移反应。
∴ pH + pOH = pKөw = 14 酸度：氢离子的浓度 [H+] ，常用pH表示。 pH = - lg [H+]
2
二、路易斯电子理论
1、定义：碱：能给出电子对（e-）或离域电子的物质是碱。 酸：能接受电子对（e- ）或离域电子的物质是酸。
2、酸碱反应的本质是：A + :B = A ：B （A←B） 。 电子的授受关系:酸 + 碱 = 酸碱加合物（配合物） lewis酸碱强度:可用配合物稳定性(稳定常数来衡量)