第八章弱酸和弱碱的解离平衡
第八章 酸碱平衡与酸碱滴定
二、同离子效应与盐效应
【试验示例】在10ml 1 mol/L HAc溶液中加入2滴甲基 橙，溶液呈红色。向其中加入少量NaAc固体，振摇使之 完全解离，溶液逐渐变为黄色。 甲基橙在pH≤3.1的溶液中呈现红色，在pH≥4.4的溶 液中呈现黄色，上述实验现象表明，少量NaAc固体的加 入，使HAc溶液的酸度降低了。这是由于HAc溶液中存 在下列解离平衡： HAc H+ + Ac— NaAc的加入使溶液中Ac—的浓度增大，上述HAc的解 离平衡向左移动。Ac—浓度的增大，致使H+的浓度减小， HAc的解离度也随之降低。
第一节 酸碱质子理论
一、酸碱概念
酸碱质子理论认为：凡能给出质子( H+ )的物质是酸；凡能接
受质子( H+ )的物质是碱。在一定条件下能给出质子，在另一条件下 又能接受质子的物质是两性物质。当酸HA给出质子后形成A—，A—自 然对质子具有一定的亲和力，故A—是一种碱，亦即酸给出质子生成 相应的碱。同理，碱(A—)接受质子后又生成相应的酸(HA)。这种因 一个质子的得失而相互转化的每一对酸碱（HA和A—）称为共轭酸碱 对。
H+ 0.10-x
x (0.10 x) Ka = 0.10 x
+
Ac—
x
0.10+x
由于HAc本身的解离度较低，又因加入NaAc后同离 子（Ac—）效应的存在，使得HAc的解离度( )更低， 可取[Ac—]═ 0.10+x≈0.10，[HAc]═ 0.10-x≈0.10， 得 即 [H+] ═ 1.75 ×10−5 故
知识窗： 对于多元共轭酸碱对，由共轭酸碱的各级解离平衡，可推导 出各级与间关系： 二元共轭酸碱对H2A—A2−：K a1K b 2 = K a 2K b1 = Kw (8-4) Ka 三元共轭酸碱对H3A—A3−： (8-5) 1 K b3 K a 2 K b 2 K a 3 K b1 K w 对于多元共轭酸碱来说，在计算其解离常数时，应注意各级 K a 、K b 的对应关系。
弱酸和弱碱的解离平衡
(
NH
+ 4
)
=x {c}
=
7.510 -6 0.10
=
0.0075
%
影响盐类水解的因素
①盐的浓度： c盐↓ , 水解度增大。h =
Kh c(盐)
② 温度：水解反应为吸热反应，△rHm ＞0 ，
T↑, Kh ↑，水解度增大。 总之，加热和稀释都有利于盐类的水解。
③溶液的酸碱度：加酸可以引起盐类水解平衡
思考：其相关常数等于多少？
25 0 C , pKa + pK b = 14
NH
+的解离度就是所谓的盐
4
类的水解度。
水解平衡时盐水解部分 的浓度
水解度 =
100%
盐的初始浓度
c 0 - c eq
=
100%
c0
例4-4：计算 0.10mol·L-1 NH4Cl溶液的pH和
NH
+ 4
的解离度。
解： Ka (NH4+ )
=
Kw Kb (NH3 )
的移动，例如加酸能抑制下述水解产物的生成。
SnCl2 + H2O Sn(OH)Cl(s) + HCl Bi(NO 3 )3 + H2O BiONO 3 (s) + 2HNO3 SbCl3 + H2O SbOCl(s)+ 2HCl
2 强碱弱酸盐(离子碱)的水解
NaAc , NaCN……一元弱酸强碱盐的水 溶液呈碱性，因为弱酸阴离子在水中发生水 解反应。如在NaAc水溶液中：
无关。
③ 对于二元弱酸，若 c(弱酸)一定时，
c(酸根离子)与 {c (H3O+)}2 成反比。
弱酸弱碱的解离平衡常数与溶液的酸碱性
弱酸弱碱的解离平衡常数与溶液的酸碱性
答：
1、解离平衡常数和溶液的酸碱性之间的关系：
解离平衡常数是指某一物质在一定温度条件下分解物A和B所维持的平衡状态上，A和B之间的物质量之比。
溶液的酸碱性就是指溶液中存在的H+和OH-的量比例所决定的溶液的酸碱性。
从理论上来看，解离平衡常数和溶液的酸碱性之间有紧密的关联。
2、弱酸弱碱的解离平衡常数：
弱酸弱碱是一类强度较小的酸和碱，它们都可以在可溶性时分解成H+和A-或OH-和B+，其中A-和B+都是它们的共价离子。
弱酸弱碱溶液是普通的电耗子溶液，其解离平衡常数是H+和A-或OH-和共价离子B+的比值，称为它们的解离平衡常数Ka和Kb。
3、弱酸弱碱的解离平衡常数与溶液的酸碱性：
当弱酸弱碱的解离平衡常数Ka和Kb较大时，它们的分离程度较高，溶液中H+和OH-含量较低，因此，溶液的酸碱性较弱。
相反，当解离平衡常数较小时，它们的分解程度较低，溶液中H+和OH-含量较高，溶液的酸碱性较强。
因此，可以说，弱酸弱碱的解离平衡常数与溶液的酸碱性是存在着某种关系的。
第8章 酸碱解离平衡
第8 章酸碱解离平衡8－1－2 水的解离平衡和溶液的pH1. 水的离子积常数(KӨ)wH2O（l）H+（aq）+ OH－(aq)K wӨ= [ H+ ] [ OH－]H2O H++ OH－ H> 0 吸热反应T升高时，K wӨ值变大；降低时，K wӨ值变小。
8－1－3 多元弱酸的解离平衡H 3PO 3H 2CO 3, H 2S, H 2SO 3二元酸H 3PO 4, H3A S O 4三元酸三元弱酸的解离：(3) 负二价的酸根离子的浓度等于第二级解离常数K 2。
(1) 其[H +] 是由第一步解离决定；(2) 负一价酸根离子的浓度等于体系中的[H +]；和二元酸相似，三元酸也是分步解离的，K 1，K 2，K 3相差很大。
从多元酸的讨论中可得类似结论：二元弱酸解离①二元弱酸的[ H+]由第一步解离决定。
②溶液的负一价酸根浓度也由第一步解离决定。
③负二价酸根浓度由总反应平衡常数计算更方便。
④在强酸溶液中，[H+]取决于强酸的浓度。
8－1－4 缓冲溶液例8−6缓冲溶液的组成为c(HAc)= 0.10 mol ·dm－3酸(NaAc) = 0.10 mol·dm－3c盐求(1)其pH;(2) 向1dm3 该缓冲溶液中，分别加入0.01 mol 盐酸和0.01 mol 氢氧化钠，pH 值各变成多少？忽略加入酸碱时的微小体积变化; (3) 将1.0 dm3 该溶液加水稀释至10 dm3，引起的pH 变化。
(HAc)= 0.10 mol ·dm－3 缓冲溶液c酸(NaAc) = 0.10 mol·dm－3c盐①溶液pH = 4.74②加入0.01 mol H+ ，pH = 4.66③加入0.01 mol OH–，pH = 4.82④加水稀释10倍，pH = 4.74Ac－可与H+ 结合生成HAc，抵抗H+，称为抗酸组分。
HAc可与OH－反应生成Ac－，抵抗OH－，称为抗碱组分。
弱酸弱碱的解离平衡常数与溶液的酸碱性
弱酸弱碱的解离平衡常数与溶液的酸碱性化学作为一门广泛的学科，其中最重要的是探究物质的组成，性质与变化。
在化学反应过程中，酸碱性也是非常重要的知识点，尤其是讨论弱酸弱碱的解离平衡常数与溶液的酸碱性尤为重要。
所以本篇文章将着重讨论弱酸弱碱的解离平衡常数与溶液的酸碱性以及这些对化学反应的影响。
首先，什么是弱酸弱碱的解离平衡常数？解离平衡常数是用于计算溶液中某种物质（通常是弱酸弱碱）以及它的解离物的浓度之比的常数。
这一概念的根本问题是：其中的一种物质会在溶液中解离成它的原子或离子，而另一种物质则会在溶液中维持原状，并与溶液中的水分子相互作用。
因此，解离平衡常数反映了某种物质在溶液中解离的能力，从而可以用于计算弱酸弱碱物质在溶液中的浓度。
其次，弱酸弱碱的解离平衡常数如何影响溶液的酸碱性？由于弱酸弱碱物质能够在溶液中解离成离子，这将导致溶液的pH值发生变化。
从化学的角度来讲，pH值的变化会导致溶液的酸碱性发生变化，进而影响到化学反应的进行。
例如，弱酸弱碱解离物的化学反应会受到溶液的酸碱性的影响，如果 pH值变化较大，则反应的速率也会发生变化。
此外，当弱酸弱碱物质在溶液中解离出离子，离子会形成共价化合物，从而影响溶液中其它物质的酸碱性，这又会影响溶液中物质之间的化学反应。
最后，在实际应用中，弱酸弱碱的解离平衡常数通常用来测定水的pH值。
具体来说，通过测量水中弱酸弱碱物质的解离平衡常数，就可以测出其pH值，从而更好地控制水的酸碱性。
此外，弱酸弱碱解离平衡常数还可以用来研究水，植物和动物结构中的弱酸弱碱物质，从而更好地了解物质的化学结构及特性，从而进行有效的化学反应。
综上所述，弱酸弱碱的解离平衡常数与溶液的酸碱性具有密切的联系。
首先，解离平衡常数因其能够反映弱酸弱碱的解离物的浓度而被广泛应用于计算弱酸弱碱物质的浓度，其次，弱酸弱碱的解离平衡常数会影响溶液的酸碱性，进而影响化学反应的进行，最后，解离平衡常数通常用来测定水的pH值，研究水中弱酸弱碱物质，从而更好地控制水的酸碱性并进行有效的化学反应。
第八章弱酸和弱碱的解离平衡
平衡常数表达式： Kw ={c(H3O+)}{c(OH-)}
KW 为水的离子积常数 (Ion-product for Water)
298.15K时 Kw ={c(H3O+)}{c(OH-)}=1.0×10-14
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第8章 酸碱解离平衡
§8.1 弱酸和弱碱的解离平衡
在纯水中，c(H3O+)与c(OH-)相等； 若在纯水中加入某种电解质(HCl、 NaOH)形成稀溶液，c(H3O+)≠c(OH-)， 但{c(H3O+)}{c(OH-)}=Kw 的关系依然成立。
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第8章 酸碱解离平衡
§8.1 弱酸和弱碱的解离平衡
平衡常数Kw 的性质
A、 一定温度下，水中H3O+浓度与OH-浓 度的乘积为一常数； B、水的离子积常数不随浓度变，随温度 的升高而增大。 如100℃纯水：Kw =5.43×10-13
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第8章 酸碱解离平衡
§8.1 弱酸和弱碱的解离平衡
2. 溶液的pH
2
第8章 酸碱解离平衡
§8.1 弱酸和弱碱的解离平衡
简写
{c(H3O )}{c(Ac )} K a (HAc) {c(HAc)}
Ka ：一元弱酸解离常数
(Dissolution Constant of Weak Acid)
对于一元弱碱的解离平衡： NH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq) + OH -(aq)
例：计算298K时0.10mol· -1 HAc 溶液中 L
H3O+,Ac- HAc,OH- pH, α (Ka =1.8×10-5)。
解： HAc(aq)+H2O(l)
大学无机化学第8章 酸碱解离平衡
C C-Cα
Ka
=
—(C—α —)2 C - Cα
=
—Cα—2 1-α
00
Cα
Cα
想一想：浓度越稀 电离度越大，酸度
越大。这种说法对
吗？（F）
当α <5%，即c/Ka>400时, 1-α ≈1
因此 Kaθ ＝Cα 2 KaθC＝[H+]2 [H+] =KaθC
或
α = —KC—a—θ
此式表明，在一定温度下，浓 度越稀，电离度越大。
H3O+ + Ac-
K
a
aH aAc aHAc
在电解质溶液的平衡体系中，实际上是活度 商满足上式所表示的关系，因为活度是溶液中 各物质实际上起作用的浓度。
5
• 弱电解质的稀溶液中，可认为活度系数为1:
K
a
[H ][ Ac ] [ HAc ]
式中[H＋]、[Ac－]和[HAc]都是平衡时的浓度(mol/L)，
2.影响解离度的因素
对于某一电解质，影响解离度的因素有： （1）溶剂的性质 一般来讲，溶剂分子的极性越大，电解质
在极性溶剂中越容易解离，非极性或极性 很弱的溶剂(如苯、氯仿、乙醚等)则不能使 电解质解离。 讲解离度的大小时，还应指明是在何种溶 剂中的解离度。
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（2）溶液的浓度 解离度随溶液的稀释而增大。 （3）温度 解离反应是吸热反应，因此升高温度，解
K
a
C0
求一元弱酸的[H+]公式。
7
一元弱碱的OH－离子的计算公式：
[OH ] Kb C0
当α<5% 或C0/Kbθ> 400, C0- [OH-] C0,可 简化为： 解离常数是化学平衡常数的一种形式，其 表达式基本相同，所不同的是以解离反应方 程式为基准，有些浓度是用离子浓度表示。
弱酸和弱碱的解离平衡
H 2O(l) + H 2O(l) H3O+ (aq)
ceq/(mol L-1)
6.510-5
+ OH - (aq)
z
{c(H3O+ )}{c(OH - )} = 6.5 10 -5 z = 1.0 10 -14
6.510-5 z = 1.010-14
z = 1.510-10
c(OH - ) = 1.5 10 -10 mol L-1
HCO
－ 3
(aq)
+
H
2
O(l)
H
3O
+
(aq)
+
CO
2－ 3
(aq)
{ { }{ } } Ka2(H2CO3 ) =
c(H3O+ )
c(CO
2－ 3
)
c(HCO
－ 3
)
= 4.7 10-11
Ka1 103 Ka2
溶液中的H3O+主要来自于第一步解离反应，
c(H3O+ )的计算可按一元弱酸的解离平衡做近似
4.3.1 一元弱酸、弱碱的解离平衡
1.一元弱酸的解离平衡 HA (aq)+H2O(l) H3O+(aq)+A－(aq)
Ka (HA ) =
[c(H3O+ ) / c ][c(A－) / c [c(HA) / c ]
]
Ka (HA )
=
{c(H
3O+ )}{c(A-
{c(HA)}
)}
Ka 越大，酸性越强。
例 4-1：计算25℃时，0.10 mol·L-1 HAc溶液中
H3O+、Ac－、HAc、OH－的浓度及溶液的pH。
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第8章 酸碱解离平衡
§8.1 弱酸和弱碱的解离平衡
简写
Ka
(HAc{c)(H3O)}c{(A)c} {c(HAc)}
Ka ：一元弱酸解离常数
(Dissolution Constant of Weak Acid)
对于一元弱碱的解离平衡：
NH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq) + OH -(aq)
c(HAc)=0.1-c(H3O+)≈0.1(mol·L-1)
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第8章 酸碱解离平衡
§8.1 弱酸和弱碱的解离平衡
c(OH-)
110-14 1.310-3
7. 710-12(moLl 1)
pH = -lg{c(H3O+)}=2.89
α c(H3O ) 100% c(HAc)
1.310-3
Kb (N3)H {c(N {c4 (H N )}3c)H ({}O-)H }
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第8章 酸碱解离平衡
§8.1 弱酸和弱碱的解离平衡
Kb (NH3)：一元弱碱的解离常数
(Dissolution Constant of Weak Base)
b. 计算公式
以HAc为例：
假定HAc的初始浓度为c mol/L， 达到平衡时c(H+)为xmol/L，依据化学平
100% 1.3%
0.1
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第8章 酸碱解离平衡
对于一元弱碱：
§8.1 弱酸和弱碱的解离平衡
①
c(O-)H c(N4H ) cK b
条件：(c > 400 Kb )
②
αc(O-H )100%Kb
c(N3H )
{c}
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第8章 酸碱解离平衡
§8.1 弱酸和弱碱的解离平衡
例：已知298K下0.200mol·L-1氨水的解离度为 0.934%,计算溶液中OH-的浓度和氨的解 离常数Kb 。
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第8章 酸碱解离平衡
§8.1 弱酸和弱碱的解离平衡
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) H3O+ (aq) +Ac–(aq)
c(H3O) c(Ac-) cKa (HAc) 0.11.810-5 1.310-3 (molL-1)
x2/c
（条件：c >400Ka )
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第8章 酸碱解离平衡
§8.1 弱酸和弱碱的解离平衡
即： c(H 3O)c(A-)c cK a
2、解离度 (Degree of Dissolution)
已解离的电解质分子数 α 溶液中原电解质分子数
c(H 3O ) 100% c(HAc)
100 %
§8.1 弱酸和弱碱的解离平衡
§8.1 弱酸和弱碱的解离平衡
8.1.1 一元弱酸、碱的解离平衡 1、解离平衡常数
a. 解离平衡 (Dissolution Equilibrium)
HAc(aq) + H2O(l)
H3O+(aq)+Ac–(aq)
Ka(HA [cc (H )3O [c()cH /]c[A (cA ] c)c )//]
第8章 酸碱解离平衡
Acid-Base Dissolution Equilibrium
第 8 章 酸碱解离平衡
(Acid-Base Dissolution Equilibrium)
§8.1 弱酸和弱碱的解离平衡
§8.2 盐的水解
§8.3 电解质溶液理论和酸碱理 论的发展
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第8章 酸碱解离平衡
衡的有关知识可以得出：
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第8章 酸碱解离平衡
§8.1 弱酸和弱碱的解离平衡
HAc(aq) + H2O(l)
起始浓度/(mol·L-1) c 平衡浓度/(mol·L-1) c-x
H3O+(aq) + Ac–(aq)
0
0
x
x
Ka
(HAc)
{c(H3O )}{c(Ac- )} {c(HAc)}
x2/(c- x)
K a (HAc) {c}
（Ka =c2)
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第8章 酸碱解离平衡
§8.1 弱酸和弱碱的解离平衡
稀释定律：溶液浓度越稀，解离度 越大。表明溶液的解离度近似与其浓度的平 方根成反比。
说明：K a和α均可表示酸的强弱， 但α随c而变，而Ka只是温度的函数， 在温度一定时，是一个常数，它不随 c而变。
又如在平衡体系中
NH3(aq) + H2O(l) 加入强电解质
NH4+(aq) + OH-(aq)
NH4Cl(s) H2O(l) NH4+(aq) + Cl-(aq)
结果：NH4+浓度增大, 平衡左移, NH3解离 度减小，这也是同离子效应。
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第8章 酸碱解离平衡
§8.1 弱酸和弱碱的解离平衡
第8章 酸碱解离平衡
§8.1 弱酸和弱碱的解离平衡
3、同离子效应 (Common Ion Effect)
（a） 定义
在弱酸或弱碱溶液中,加入与其具有 相同离子的易溶强电解质,而使平衡向左 移动,弱电解质的解离度降低的现象称为 同离子效应。
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第8章 酸碱解离平衡
§8.1 弱酸和弱碱的解离平衡
（b）计算 比较在纯0.10mol·L-1HAc和在
0.10mol·L-1HAc中加入NaAc晶体，使NaAc浓度为
0.10mol·L-1时的c(H3O+)，α，并做出结论。
解： 纯0.10mol·L-1HAc
Hale Waihona Puke c(H3O)c(Ac-) cKa 0.11.810-5 1.310-3 (moL l -1)
例如在平衡体系中
HAc(aq) + H2O(l) H3O+(aq ) +Ac-(aq) 加入强电解质
NaAc(s) H2O(l) Na+(aq) + Ac- (aq)
结果：Ac-浓度增大，平衡左移，HAc解离度减 小，酸性减弱，这就是同离子效应。
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§8.1 弱酸和弱碱的解离平衡
解: =c(OH-)/c(NH3)×100%=0.934%
c(OH-)=c(NH3)
=0.200 ×0.934% =1.87×10-3 mol·L-1
K b { 1 c } -α α 20 .2 1 实( 0 用0 .文.9 9 档 % 3 % 32 4 4 ) 1 .7 7 1 5 011
α c (H 3 O ) 1 0 0 % 1 .3 1 0 -3 1 0 0 % 1 .3 %
c (H A c )
0 .1
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