无机化学 酸碱平衡
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无机化学 酸碱平衡
比较酸碱强度，必须在同一溶剂体系中。
例：HAc在水中是弱酸，而在液氨中则是一个较强的酸，
因为液氨接受质子的能力比水强，促进了HAc的电离：
HAc + NH3(l)
NH 4 + + Ac–
● 酸碱强弱的表示方法
HCl(强酸)
HCl (aq) + H2O (l)
HF + H2O
HF(弱酸)
H3O+ (aq) + Cl (aq)
可以计算溶液的酸度或碱度。
例如，计算0.1molmol HAc水溶液的酸度：
解：
HAc (aq) + H2O (l)
设[H3O+] = x
0.10 – x 0.10
[H3O+][Ac−]
Ka ＝ [HAc] ≈
H3O+ (aq) + Ac−(aq)
x
x
x2 ＝ 1.76 × 10 5
0.10
H3O+ + F
酸常数和碱常数
水溶液中，酸碱的强弱用其质子转移反应中
平衡常数的大小来进行比较。
酸的平衡常数，酸的离解常数–––酸常数KaӨ
碱的平衡常数，碱的离解常数–––碱常数KbӨ
HAc + H2O
Ac– + H3O+
KaӨ: 酸常数
+
θ
θ
c
(H
O
)
/
c
c
(Ac
)
/
c
3
Kaθ
c(HAc) / cθ
NH3 (aq)
碱 (1)
+
H2O (l)
酸 (2)
例：HAc在水中是弱酸，而在液氨中则是一个较强的酸，
因为液氨接受质子的能力比水强，促进了HAc的电离：
HAc + NH3(l)
NH 4 + + Ac–
● 酸碱强弱的表示方法
HCl(强酸)
HCl (aq) + H2O (l)
HF + H2O
HF(弱酸)
H3O+ (aq) + Cl (aq)
可以计算溶液的酸度或碱度。
例如，计算0.1molmol HAc水溶液的酸度：
解：
HAc (aq) + H2O (l)
设[H3O+] = x
0.10 – x 0.10
[H3O+][Ac−]
Ka ＝ [HAc] ≈
H3O+ (aq) + Ac−(aq)
x
x
x2 ＝ 1.76 × 10 5
0.10
H3O+ + F
酸常数和碱常数
水溶液中，酸碱的强弱用其质子转移反应中
平衡常数的大小来进行比较。
酸的平衡常数，酸的离解常数–––酸常数KaӨ
碱的平衡常数，碱的离解常数–––碱常数KbӨ
HAc + H2O
Ac– + H3O+
KaӨ: 酸常数
+
θ
θ
c
(H
O
)
/
c
c
(Ac
)
/
c
3
Kaθ
c(HAc) / cθ
NH3 (aq)
碱 (1)
+
H2O (l)
酸 (2)
无机化学~第七章酸碱平衡
共轭酸碱对
NaAc的水解（相当于Ac－弱碱的离解） Ac- + H2O OH- + HAc
共轭酸碱对
醋酸与氨在水溶液中的中和反应 HAc + NH3 NH4+ + Ac-
共轭酸碱对
续
说明：
酸碱半反应不可能单独发生 酸碱反应的实质是两个共轭酸碱对之间的质子转移 酸碱反应方向：较强的酸＋较强的碱 = 较弱的酸＋较弱的 碱
导出α与Kαθ的关系： HA = H+ + A起始浓度： c 0 0 平衡浓度：(c－cα) cα cα
[c( H ) / c ] [c( A ) / c ] = K [c( HA) / c ]
2 (c / c ) 2 22 c c c 1 2 K ( c / c ) K K c (c / c )
第一节
酸碱理论包括：
酸碱质子理论
电离产生的阳离子全部 电离理论 酸 —— +
为H 的物质
电子理论
碱 —— 电离产生的阴离子全部 为OH-的物质 酸——凡能接受电子的物质 碱——凡能给出电子的物质
Hale Waihona Puke 酸——凡能给出质子的物质
质子理论
碱——凡能接受质子的物质
一、质子酸碱的概念
酸——凡能给出质子的物质都是酸。
醋酸钠： Ac-+H2O=HAc+OH [ c ( HAc ) / c ] [ c ( OH ) / c ] 10 Kb 5 . 6 10 [c( Ac ) / c ]
（250C）（碱常数）
Ka0•kb0 = c（H+）/c0· c（OH-）/c0 = 1.0 × 10－14 （共轭酸碱对）
NaAc的水解（相当于Ac－弱碱的离解） Ac- + H2O OH- + HAc
共轭酸碱对
醋酸与氨在水溶液中的中和反应 HAc + NH3 NH4+ + Ac-
共轭酸碱对
续
说明：
酸碱半反应不可能单独发生 酸碱反应的实质是两个共轭酸碱对之间的质子转移 酸碱反应方向：较强的酸＋较强的碱 = 较弱的酸＋较弱的 碱
导出α与Kαθ的关系： HA = H+ + A起始浓度： c 0 0 平衡浓度：(c－cα) cα cα
[c( H ) / c ] [c( A ) / c ] = K [c( HA) / c ]
2 (c / c ) 2 22 c c c 1 2 K ( c / c ) K K c (c / c )
第一节
酸碱理论包括：
酸碱质子理论
电离产生的阳离子全部 电离理论 酸 —— +
为H 的物质
电子理论
碱 —— 电离产生的阴离子全部 为OH-的物质 酸——凡能接受电子的物质 碱——凡能给出电子的物质
Hale Waihona Puke 酸——凡能给出质子的物质
质子理论
碱——凡能接受质子的物质
一、质子酸碱的概念
酸——凡能给出质子的物质都是酸。
醋酸钠： Ac-+H2O=HAc+OH [ c ( HAc ) / c ] [ c ( OH ) / c ] 10 Kb 5 . 6 10 [c( Ac ) / c ]
（250C）（碱常数）
Ka0•kb0 = c（H+）/c0· c（OH-）/c0 = 1.0 × 10－14 （共轭酸碱对）
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。
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是化学的一个重要分支，研究的是无机物质的结构、性质、反应和应用。
在无机化学中，平衡是一个重要的概念，平衡的相互影响是无机化学研究的一个重要课题。
在无机化学中，存在着四大平衡相互影响的问题，即配位平衡、溶解平衡、氧化还原平衡和酸碱平衡。
这些平衡相互影响的问题对于理解无机化学的基本原理和应用具有重要意义。
一、配位平衡在无机化学中，配位平衡指的是金属离子与配体之间的配位反应。
金属离子通过配位反应与配体形成配合物，配位平衡是指配合物的形成和解离之间的平衡过程。
在配位平衡中，金属离子与配体的结合和解离是相互影响的。
当金属离子与配体形成配合物时，会释放出相应的热量或吸收热量，而解离时也会释放出或吸收热量。
这种热量的释放和吸收会影响配位平衡的位置和方向。
在配位平衡中，配体的种类和性质也会对配位平衡产生影响。
不同种类和性质的配体对于金属离子的配位能力不同，会导致不同的配合物形成和解离速度。
配体的种类和性质也是影响配位平衡的重要因素。
二、溶解平衡溶解平衡是指固体物质在溶液中溶解和析出之间的平衡过程。
在无机化学中，溶解平衡是一种重要的平衡反应，影响着溶解度和溶解度积的数值。
在溶解平衡中，溶质和溶剂之间的相互作用导致了溶质在溶剂中的溶解和析出。
溶质的溶解度和溶解度积与溶质在溶解和析出过程中的活度有关，而活度又与溶质的摩尔浓度、离子活度和溶液的离子强度有关。
在溶解平衡中，溶质和溶剂之间的相互作用和溶质的活度会影响溶解平衡的位置和方向。
在溶解平衡中，溶质的晶体形态和晶格结构也会对溶解平衡产生影响。
不同的晶体形态和晶格结构会导致晶体在溶剂中的溶解度不同，从而影响溶解平衡的位置和方向。
三、氧化还原平衡氧化还原平衡是指氧化剂和还原剂在氧化还原反应中的平衡过程。
在无机化学中，氧化还原反应是一种重要的反应类型，涉及到电子的失去和获得。
在氧化还原平衡中，氧化还原剂和还原剂之间的电子转移和氧化态的改变决定了氧化还原反应的方向和速率。
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 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-
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
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 第4章 酸碱平衡与滴定法
离解常数是一种平衡常数，它只与温度有 关，与浓度无关。
5.共轭酸碱对Kaө 和Kbө的关系
K
θ a
(HAc)
Kbθ
(Ac
)
c(H
)
c(OH
)
K
w
在一共轭酸碱对中, 酸的酸性越强，其共 轭碱的碱性就越弱；反之，酸越弱，其 共轭碱就越强。
4.2 酸碱平衡的移动
1.浓度对酸碱平衡的影响
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?
解：混合后，
cNH3 H 2O
251.0 50
0.5mol L1
cNH4Cl
K ]
） W
K
K
a1 a2
对于NH4Ac类两性物质， Ka:正离子酸的离解常数，Ka :负离子碱的共
轭酸的离解常数。
c(H ) Ka Ka
两性物质的酸碱性决定于相应 酸常数和碱常数的相对大小： 酸常数较大，则显酸性； 碱常数较大，则显碱性。
例
定性说明下列溶液的酸碱性 (1) 0.10mol L-1 NaH2PO4溶液 (2) 0.10mol L-1 HCOONH4溶液
pOH
pK
θ b
lg
cNH3 H 2O cNH4Cl
pKθb
4.75
c(NH3
H2O)
50 0.5 51
11.0 51
26 51
c(NH4
5.共轭酸碱对Kaө 和Kbө的关系
K
θ a
(HAc)
Kbθ
(Ac
)
c(H
)
c(OH
)
K
w
在一共轭酸碱对中, 酸的酸性越强，其共 轭碱的碱性就越弱；反之，酸越弱，其 共轭碱就越强。
4.2 酸碱平衡的移动
1.浓度对酸碱平衡的影响
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?
解：混合后，
cNH3 H 2O
251.0 50
0.5mol L1
cNH4Cl
K ]
） W
K
K
a1 a2
对于NH4Ac类两性物质， Ka:正离子酸的离解常数，Ka :负离子碱的共
轭酸的离解常数。
c(H ) Ka Ka
两性物质的酸碱性决定于相应 酸常数和碱常数的相对大小： 酸常数较大，则显酸性； 碱常数较大，则显碱性。
例
定性说明下列溶液的酸碱性 (1) 0.10mol L-1 NaH2PO4溶液 (2) 0.10mol L-1 HCOONH4溶液
pOH
pK
θ b
lg
cNH3 H 2O cNH4Cl
pKθb
4.75
c(NH3
H2O)
50 0.5 51
11.0 51
26 51
c(NH4
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==== C -COO红色（醌式）
C-OH -COO羧酸盐式
§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 一元弱酸 HA == H++A- Ka = [H+][A-]/[HA] 一元弱碱 H2O + B ==BH+ + OH- Kb = [BH+][OH-]/[B]
2.强酸弱碱盐 如NH4Cl 水解酸性。Kh= Kw/Kb 3.弱酸弱碱盐 如NH4Ac其pH决于酸碱相对强弱，其水解相互促进， 水解程度高。 其 Kh = Kw/(Ka·Kb) 例：0.10M NH4Ac水溶液的PH值及水解度 7.0，0.56% 4.多元弱酸弱碱盐的水解 也是分级进行，其第一步远强于后面各步 例：计算0.001M Na2S溶液的pH及水解度。 (K1=1.0×10-7, K2=7.1×10-15) 11.0, 99.9%
§5.3盐类的水解
盐类水解即盐类电离出的离子与水电离的离子作 用生成弱电解质的过程。其结果是溶液的PH改变。 5.3.1盐的水解平衡 1.强碱弱酸盐：水解碱性 H2O == H+ + OH+) NaAc == Na+ + AcH2O + Ac- == HAc + OH水解常数 Kh = Kw/Ka (水解度h = c水解/c起始 ×100%) 例：0.10MNaAc溶液的pH及水解度（Ka=1.8E-5) 8.9, 0.0075%
电离平衡当然是有水分子参加的，但稀溶液中水的浓度几乎 不变，一般合并在常数中。P654附录三列出了常见酸碱的电离常 数。
电离度a：电解质电离达到平衡时，其离解的百分 数。即 [发生电离的浓度]/[物质的起始浓度]×100%
2.电离常数与电离度的关系： 对一元弱酸、弱碱而言，设其原始浓度为c HA == H+ + A平衡时 c(1-a) ca ca Ka = ca2/(1-a) 对于弱电解质，1-a≈1(c/Ka>500) 得 Ka = ca2 或 a = Ka / c 称稀释定律 它表明了弱电解质电离度与浓度的关系。对此关 系式要注意： 1.只适用于一元弱酸弱碱，且无同离子存在 2.T一定时，Ka不变，c↓,a↑,但[H+]是下降的。
5.4.3缓冲容量 使每升缓冲溶液pH改变1个单位所需加入的酸碱的 量（摩尔数）称其缓冲容量 对弱酸及其盐，ß = 2.30cs·ca/c总 可见：缓冲溶液组分浓度越大，组分浓度越接近，缓 冲能力越强。 例如当两组分浓度相等时， ß = 0.575c，而相 差10倍时， ß = 0.19c，故配制缓冲溶液时，组分浓 度不能相差10倍以上
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+ + HSKa1=1.0×10-7 HS- == H+ + S 2Ka2=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 A 溶液中，H+>> S2B 无同离子效应时，［ S2- ］= K2
关于缓冲溶液 1.其pH主要取决pKa, pKb，配制溶液时，应选用两者尽 可能相近者。通过改变组分浓度，pH在pK的基础上最多 只能上下改变1个单位。 2.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<0.001M即丧失缓冲能力。
§5.5酸碱理论
5.5.1Arrhenius 酸碱： 局限在水中，不能解释非水溶液及气相酸碱。 5.5.2质子酸碱理论： 1923，J.N.Bronsted&T.M.Lowry提出。 凡是能给出质子的分子或离子都是酸，酸给出质 子后的部分称该酸的共轭碱。例如 HCl == H+ + ClH2O == H+ + OHNH4+ == NH3 + H+ NH3 == NH2- + H+ 共轭酸Al(H2O)63+ == Al(OH)(H2O)52+ + H+ 共轭碱
5.3.2影响水解的因素 1.温度上升，Kw增大，而KaKb基本不变，Kh升 2.盐溶液浓度减小，水解程度（h）↑（Kh不变） 3.与盐类自身性质有关（K） 4.盐的水解伴随pH的改变，故通过控制它可控制水解 程度如配制某些溶液时，常加少量酸碱。
§5.4缓冲溶液
5.4.1缓冲溶液的概念 能够抵抗少量外加酸碱或（适当）稀释而pH基本 保持不变的溶液。常用的缓冲溶液有以下几种 1.弱酸及其盐 如HAc和NaAc 溶液中[H+] = 2.弱碱及其盐 如NH3H2O及NH4Cl 3.多元酸及其次级盐 如磷酸盐体系 当然，浓度较大的强酸、强碱可作为缓冲溶液。
多元酸碱的酸式盐,既存在水解又存在电离,近似 计算时,可比较其水解及电离常数大小,取大者计算.较 精确计算时,仍根MBE及CBE 例:H2A-:[H+] = ((K2[H2A-]+Kw)K1/(K1+H2A-]))1/2 一般水解,电离程度均小 [H+] = ((K2c+Kw)K1/(K1+c))1/2 当K1<<c,且K2c>>Kw时, = (K1K2)1/2 同理,对HA2-, [H+] = (K2K3)1/2. 例计算0.10MNaH2PO4pH(K1K2K3:6.7E-36.2E-8.4.5E-13) ([H+] = (K2cK1/(K1+c))1/2 =1.97E-5,4.70)
（关于经验平衡常数和标准平衡常数：后者是在 平衡常数表达式中各浓度或压力项各除以标准浓度或 标准压力而得到的，故前者有单位而后者没有。对浓 度常数而言，其数值是相同的。为简单起见，后面以 经验常数代替标准常数进行计算） 5.1.2溶液的pH值 即氢离子浓度的负对数 pH = -lg[H+] pH = -lg(cH+ /c0) pOH= -lg[OH-] 可见溶液中, pH + pOH = 14 *pH< 7, 溶液酸性、=7，中性、>7，碱性 pH越小酸度越大（高），越大，酸度越低 pH变化一个单位，氢或氢氧根离子变化10倍 采用pH时，其范围多在0~14间，其余用摩尔浓度。
第五章 酸碱平衡
无机化学反应大多在水溶液中进行， 参加反应的物质基本都是酸、碱、盐等电解 质。本章主要讨论电解质及配合物在水溶液 中的平衡以及相关的计算。并简要介绍酸碱 理论的发展。
பைடு நூலகம்
§5.1水的离解平衡和溶液的pH值 5.1.1水的离解平衡 水是一种弱电解质，存在离解平衡 H2O + H2O = H3O+ + OH或简为 H2O = H++ OH其平衡常数称为水的离子积 0 K w =cH+/c0 cOH-/c0 Kw =[H+][OH-] 295K时，[H+] = [OH-] = 1.004×10-7 Kw= 1.0×10-14 （ 295K时，Kw= 1.27×10-14 ） 任何水溶液中都存在此关系并可进行计算，但勿 将Kw与1.0×10-14混淆为一。 水的离解过程是吸热的（56KJ/mol)，故温度升高， Kw也随之增大。
由上可见，酸碱相互依存，一方的存在以另一方 的存在为条件，此称为酸碱的共轭关系。 既可给出质子又可接受质子的称两性物质。如H2O、 H2PO4- 、NH3等。 1.质子酸碱的强弱 容易给出质子的酸是强酸，共轭酸酸性越强，其 共轭碱碱性越弱. 容易接受质子的碱是强碱，共轭碱碱性越强，其 共轭酸酸性越弱。如 HCl在水中电离：HCl + H2O = H3O+ + ClNH3 + H2O = NH4+ + OHHAc + H2O = H3O+ + Ac-
4.拉平效应和区分效应
酸碱的强弱除与其本性外，还与溶剂有关。酸性不同的酸遇 到强碱都会发生完全质子转移而表现相同酸性
把不同强度的酸拉平到溶剂化质子水平的作用称 溶剂的拉平作用。该溶剂也称为拉平性溶剂。相反， 能区分酸碱相对强弱的作用称溶剂的区分效应（及区 分性溶剂） 例如：水是 HBr, HCl, HI的拉平性溶剂，但却是 HAc, HCN的区分性溶剂。而HAc却是前三者的区分性溶 剂，强碱性溶剂氨是后两者的拉平性溶剂。
5.4.2缓冲溶液pH值的计算 弱酸及其盐：pH = pKa + lg( cs/ca ) 弱碱及其盐：pOH = pKb + lg(cs/cb) 多元酸及其次级盐：现可以采用近似计算。 例：某缓冲溶液组成是1.0M的NH4Cl和NH3H2O，（1）该 溶液的pH （2）在50ml该液中加入1.0ml浓度1.0M的 NaOH溶液，计算其pH改变。 9.26 7.27 改变0.01 而在50ml纯水中，改变5.7
2.酸碱反应的实质 任何一个酸碱反应都是质子转移反应，是一个酸 和一个碱生成另一个酸和另一个碱的反应。方向是由 较强的酸碱生成较弱的酸碱。例前 3.从质子理论看水解 盐类水解实质是质子酸碱在水中的电离。其水解 常实质也就是质子酸碱的电离常数。 例：已知氨的Kb = 1.8E-5，求0.05M氯化铵之pH 首先应该明确，共轭酸碱对的 Ka×Kb = Kw CH= 5.3E-6, 5.28
5.1.3 酸碱指示剂 借助颜色改变指示溶液pH值的物质。多是复杂有机 分子的弱酸、弱碱，其分子与其电离后的离子呈现不同 的颜色。如甲基橙
(CH3)2N+= =N-NH-SO3 - == (CH3)2N-N=NSO3 – 红色（醌式） 黄色（偶氮）pKa=3.4 一般写为 HIn == H+ + In – Ka/[H+] = [In-]/[HIn] 通常两物种浓度相差十倍才能观察到明显的颜色变化，故指示剂 的变色是一个范围。当Ka = [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 OOO==== C-OH -COO无色（pKa=9.1)