第三章 酸 碱 理 论和水的解离平衡和溶液的pH
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第三章 酸碱解离平衡和缓冲溶液
2 [ H O ][ Ac ] 0 . 1 0 . 1 0 . 1 Ka 3 0.1 2 [HAc] 0.1 0.1 1
Ka 1.8 10 5 1.3 10 2 cr 0.10
（2） 加入NaAc后
HAc + H2O H3O+ + Ac-
第一节 强电解质溶液理论
• 一、强电解质溶液理论要点 1、强电解质和弱电解质： 易溶强电解质 电 解 质
强电解质 完全解离
难溶强电解质
弱电解质
部分解离
α＝
已解离分子数 原有分子总数
• 2、强电解质的解离度α（degree of
dissociation)
• 理论上应为100%， • 实际上小于100% • 25℃0.1mol/kg的HCl α92%，KClα86%
第三步解离 H2PO4-+H2O
H3PO4+OH-
[ H PO ][ OH ] 12 3 4 Kb 1.3 10 3 [H 2 PO-4 ]
二、弱电解质解离平衡的移动
（一）浓度对平衡移动的影响 设HAc的相对浓度为cr，解离度为α，达到平衡后，
HAc
• 则 cr - crα
H+ ＋ Accrα crα
共轭酸碱对的Kaθ 和Kbθ 之间的关系
HB + H2O
Ka
H3O+ + BKwθ = [ H+ ][OH-]
[H 3 O][B－ ] H B
B- + H2O
Kb
θ
OH- + HB
[HB][OH ] [HB][OH ] [H3O＋ ] K w ＝ θ ＋ [B ] [B ] [H3O ] K a
Ka 1.8 10 5 1.3 10 2 cr 0.10
（2） 加入NaAc后
HAc + H2O H3O+ + Ac-
第一节 强电解质溶液理论
• 一、强电解质溶液理论要点 1、强电解质和弱电解质： 易溶强电解质 电 解 质
强电解质 完全解离
难溶强电解质
弱电解质
部分解离
α＝
已解离分子数 原有分子总数
• 2、强电解质的解离度α（degree of
dissociation)
• 理论上应为100%， • 实际上小于100% • 25℃0.1mol/kg的HCl α92%，KClα86%
第三步解离 H2PO4-+H2O
H3PO4+OH-
[ H PO ][ OH ] 12 3 4 Kb 1.3 10 3 [H 2 PO-4 ]
二、弱电解质解离平衡的移动
（一）浓度对平衡移动的影响 设HAc的相对浓度为cr，解离度为α，达到平衡后，
HAc
• 则 cr - crα
H+ ＋ Accrα crα
共轭酸碱对的Kaθ 和Kbθ 之间的关系
HB + H2O
Ka
H3O+ + BKwθ = [ H+ ][OH-]
[H 3 O][B－ ] H B
B- + H2O
Kb
θ
OH- + HB
[HB][OH ] [HB][OH ] [H3O＋ ] K w ＝ θ ＋ [B ] [B ] [H3O ] K a
第3章 酸碱平衡
无机化学
3
二、酸碱质子理论
1923年，丹麦的布朗斯特与英国的劳莱提出的酸 碱质子理论。
1、酸和碱的定义：
酸：凡能给出质子的物质（质子的给予体）； 碱：凡能接受质子的物质（质子的接受体）。 酸碱反应：实质是质子的转移。酸给出的质子必须 转移到另外一种能够接受质子的碱上。
酸 无机化学
H
碱
4
酸
无机化学
6
2、酸碱反应的实质：
酸碱反应的实质是两对共轭酸碱对之间的质子传递：
H
+
A1 B2
B1 A 2
酸碱反应是较强的酸与较强的碱作用，生成较弱
的碱和较弱的酸的过程： 较强酸 + 较强碱 = 较弱碱 + 较弱酸
无机化学
7
3、酸碱质子理论优缺点：
优点： 1)、扩大了酸、碱的范围；
2)、适用于水溶液、非水溶液和无溶剂体系；
3)、解释了盐类水溶液呈酸碱性的现象。 缺点： 1)、将酸碱反应局限于质子传递反应，酸必须 是含有氢原子的物质； 2)、不能解释无质子参与的酸碱反应。
无机化学
8
三、酸碱电子理论
1923年，美国物理化学家的路易斯G.N.Lewis提 出的酸碱质子理论。
酸：凡接受电子对的物质 碱：凡给出电子对的物质
酸碱反应：实质是碱提供电子对，与酸形成配 位键而生成酸碱配合物。
a A(aq) b B(aq) c C(s)
K
c X / c
c A / c a c B / c b
A－ + H2O
K
HA
K
H＋ ＋ A－
HA + OH－
第三章 酸碱解离平衡
概念
举例说明：
50 mL 纯水 pH = 7 50 mLHAc—NaAc (c(HAc)=c(NaAc)=0.10mol· -1) L pH = 4.74 加入1滴(0.05ml) 1mol· -1 HCl L pH = 3 加入1滴(0.05ml) 1mol· -1 NaOH L pH = 11
H2O H++OH-
实验测得295K时，1L纯水中仅有10-7 mol水分子电离， 所以[H+]=[OH-]=10-7 mol· -1。根据化学平衡原理， L
Kw=[H+] [OH-]=1.0×10-14
Kw称为水的离子积常数。简称水的离子积。
Kw意义：一定温度下，水溶液中[H+] 和[OH-]之积为 一常数，温度升高， Kw增大，但常温下一般可认为 Kw=1.0×10-14。
Ac–和H2O，当达到新平衡时， c(Ac–)略有增加， c(HAc)略有
19 减少， c ( Ac ) 变化不大，因此溶液的c(H+)或pH值基本不变。
c ( HAc )
缓冲溶液pH值的计算
弱酸弱碱盐组成的缓冲溶液:HAc—NaAc，H2CO3—NaHCO3
初始浓度 平衡浓度 HA ca ca – x H+ 0 x + A－ cs cs + x
x y x
( x y z )( x y ) 0 . 100 x x
2
x
2
0 . 100 x
K 1 1 . 32 10
θ 4
7
又 K 1 很小，
4 1
θ
则
0 . 100 x 0 . 100
4
举例说明：
50 mL 纯水 pH = 7 50 mLHAc—NaAc (c(HAc)=c(NaAc)=0.10mol· -1) L pH = 4.74 加入1滴(0.05ml) 1mol· -1 HCl L pH = 3 加入1滴(0.05ml) 1mol· -1 NaOH L pH = 11
H2O H++OH-
实验测得295K时，1L纯水中仅有10-7 mol水分子电离， 所以[H+]=[OH-]=10-7 mol· -1。根据化学平衡原理， L
Kw=[H+] [OH-]=1.0×10-14
Kw称为水的离子积常数。简称水的离子积。
Kw意义：一定温度下，水溶液中[H+] 和[OH-]之积为 一常数，温度升高， Kw增大，但常温下一般可认为 Kw=1.0×10-14。
Ac–和H2O，当达到新平衡时， c(Ac–)略有增加， c(HAc)略有
19 减少， c ( Ac ) 变化不大，因此溶液的c(H+)或pH值基本不变。
c ( HAc )
缓冲溶液pH值的计算
弱酸弱碱盐组成的缓冲溶液:HAc—NaAc，H2CO3—NaHCO3
初始浓度 平衡浓度 HA ca ca – x H+ 0 x + A－ cs cs + x
x y x
( x y z )( x y ) 0 . 100 x x
2
x
2
0 . 100 x
K 1 1 . 32 10
θ 4
7
又 K 1 很小，
4 1
θ
则
0 . 100 x 0 . 100
4
酸碱理论弱酸弱碱的解离平衡酸碱PPT课件
例题
第30页/共67页
四、多元弱碱溶液 浓度的计算
离
当 ；
Kb1cb
/
c
20Kw
时，可以忽略水的解
Kb1cb / c 40Kb2
当
时，可以忽略多元弱碱的
第
二级解c离eq (。OH ) 相K对b1浓 度(的Kb1近)2似 4计cb算Kb1公/ c式为：
c
2
若 cb /[Kb1c ] 400，上式可进一步简化为：
H2PO4 H3O+
Ka1
(H3PO4
)
[ceq
(H2PO4 ) / c ][ceq (H3O+ ceq (H3PO4 ) / c
)
/
c
]
第14页/共67页
第二步解离：
H2PO4 H2O HPO42 H3O+
Ka2
(H3PO4
)
[ceq
(HPO42 ) / c ][ceq (H3O+ ceq (H2PO4 ) / c
利用软硬酸碱规则可以判断配合物的稳定 性和预测有关化学反应的方向。一切化学反应 都有朝着硬酸与硬碱结合或软酸与软碱结合的 方向进行的趋势。 第9页/共67页
第二节 弱酸、弱碱的解离平衡
一、一元弱酸、弱碱的解离平衡 二、多元弱酸、弱碱的解离平衡 三、共轭酸碱对 Ka 与 Kb 的关系
第10页/共67页
OH H3O+
ceq (H3O+) ceq (HA) 2ceq (A2) ceq (OH)
根据得失质子相等的原则：
第28页/共67页
水的解离c(：H当2A)Ka1 (H2A) / c 20Kw
时，可以忽略
ceq (H3O+ ) ceq (HA) 2ceq (A2)
酸碱解离和沉淀平衡
酸：凡能给出质子（H+）的物质；质子的给予体 。(proton donor) 碱：凡能接受质子（H+）的物质；质子的接受体 。(proton acceptor)
酸
如： HCl
质子 + 碱
H+ + Cl-
HAc
H+ + Ac-
酸碱半反应
NH4+ H2CO3 HCO3H3O + H2O
H+ + H+ + H+ + H+ + H+ +
在一元弱酸 HB 溶液中，存在 HB 与 H2O
之间的质子转移反应：
HB + H2O B H3O+
达到平衡时：
Ka
(HB) [ceq (B ) / c ][ceq (H3O ) / c ceq (HB) / c
]
一元弱酸的标准解离常数越大，它的酸性
就越强。
二、弱酸、弱碱的解离平衡
（二）一元弱碱的解离平衡
一元弱酸 HB 和其共轭碱 B- 在水溶液中存在 如下质子转移反应：
HB + H2O B + H3O+
B + H2O
HB + OH
达到平衡时：
Ka
(HB) [ceq (B ) / c ][ceq (H3O ) / c ceq (HB) / c
]
Kb
(B
)
[ceq
(HB)
/c ceq
][ceq (OH (B ) / c
)
/
c
]
以上两式相乘得：
Ka (HB) Kb (B ) Kw
第三节 弱酸弱碱溶液H3O+和OH-浓度的计算
大学无机化学第四版第三章课件
{c(H 2CO3 )}
= 4.2 10-7
第二步：HCO－3 (aq) + H 2O(l)
H
3O
+
(aq)
+
CO
2－ 3
(aq)
{ { }{ } } Ka2 (H2CO3 ) =
c(H3O+ )
c(CO
2－ 3
)
c(HCO－3 )
= 4.7 10-11
K a1
Байду номын сангаас
103
K a2
溶液中的H 3 O + 主要来自于第一步解离反应，
平衡浓度
•由于同离子效应的存在，通常用初始浓度 c0(HA) ,c0(A－)代替c(HA) ,c(A－) 。
例1：H2CO3 - NaHCO 3 Ka1 = 4.2 10-7
pH
=
pK a1
-
lg
c(H 2CO3 )
c(HCO
3
)
例 2：H3PO4 - NaH2PO4
H3PO4 (aq) + H 2O(l)
H3O+
(aq)
+
H
2
PO
4
(aq)
ceq /mol L-1 cHA - x
x
cA- + x
x (cA- + cHA - x
x)
=
K a1
=
6.7 10-3
因为 Ka1 较大，x不能忽略，必须解一元 二次方程，
此时，缓冲溶液 pH值公式中的 c(HA)，c(A- )应是平衡
浓度，不能用初始浓度 代之。
c(H3O+ )的计算可按一元弱酸的解离平衡
= 4.2 10-7
第二步：HCO－3 (aq) + H 2O(l)
H
3O
+
(aq)
+
CO
2－ 3
(aq)
{ { }{ } } Ka2 (H2CO3 ) =
c(H3O+ )
c(CO
2－ 3
)
c(HCO－3 )
= 4.7 10-11
K a1
Байду номын сангаас
103
K a2
溶液中的H 3 O + 主要来自于第一步解离反应，
平衡浓度
•由于同离子效应的存在，通常用初始浓度 c0(HA) ,c0(A－)代替c(HA) ,c(A－) 。
例1：H2CO3 - NaHCO 3 Ka1 = 4.2 10-7
pH
=
pK a1
-
lg
c(H 2CO3 )
c(HCO
3
)
例 2：H3PO4 - NaH2PO4
H3PO4 (aq) + H 2O(l)
H3O+
(aq)
+
H
2
PO
4
(aq)
ceq /mol L-1 cHA - x
x
cA- + x
x (cA- + cHA - x
x)
=
K a1
=
6.7 10-3
因为 Ka1 较大，x不能忽略，必须解一元 二次方程，
此时，缓冲溶液 pH值公式中的 c(HA)，c(A- )应是平衡
浓度，不能用初始浓度 代之。
c(H3O+ )的计算可按一元弱酸的解离平衡
酸碱反应和沉淀反应
2015-1-3
在0.100mol· L-1NH3· H2O溶液中，加 入固体NH4Cl, 使其浓度为0.100mol· L-1， 计算溶液中c(H+)、NH3· H2O的解离度。 解： NH3· H2O NH4+ + OH平衡浓度/(mol· 利用同离子效应 L-1) 0.100-x 0.100+ : x x -)=1.8×10-5 mol· -1 c(OH L 可调节溶液的酸碱性; -5 1.8 × 10 控制弱酸溶液中酸根离子浓度， α = ×100%=0.018% 0.100 达到离子分离、提纯的目的。 -14 1.0 × 10 + -10 mol· -1 c(H ) = =5.6 × 10 L 1.8×10-5 未加NH4Cl的0.100mol· L-1NH3· H2O溶液 α＝1.34%,
2015-1-3
3-2-5 解离平衡的移动
同离子效应
在弱电解质溶液中，加入含有相同离子 的易溶强电解质，使弱电解质解离度降 3-2-5 解离平衡的移动 同离子效应 低的现象。 平衡向左移动
如 HOAc H+ + OAcNaOAc → Na+ + OAc2015-1-3
例 在0.100mol· L-1NH3· H2O溶液中，加入 固体NH4Cl,使其浓度为0.100mol· L-1，计算 溶液中c(H+)、NH3· H2O的解离度。 解： NH3· H2O NH4+ + OH平衡浓度/(mol· L-1) 0.100-x 0.100+x x x(0.100+x) Kb= 0.100-x =1.8×10-5 因为 (c/c )/Kb=0.100/(1.8×10-5)>500 所以 0.100-x≈0.100, 0.100+x≈0.100 -5 0.100x x =1.8 × 10 -5 =1.8 × 10 0.100 c(OH-)=1.8×10-5 mol· L-1
在0.100mol· L-1NH3· H2O溶液中，加 入固体NH4Cl, 使其浓度为0.100mol· L-1， 计算溶液中c(H+)、NH3· H2O的解离度。 解： NH3· H2O NH4+ + OH平衡浓度/(mol· 利用同离子效应 L-1) 0.100-x 0.100+ : x x -)=1.8×10-5 mol· -1 c(OH L 可调节溶液的酸碱性; -5 1.8 × 10 控制弱酸溶液中酸根离子浓度， α = ×100%=0.018% 0.100 达到离子分离、提纯的目的。 -14 1.0 × 10 + -10 mol· -1 c(H ) = =5.6 × 10 L 1.8×10-5 未加NH4Cl的0.100mol· L-1NH3· H2O溶液 α＝1.34%,
2015-1-3
3-2-5 解离平衡的移动
同离子效应
在弱电解质溶液中，加入含有相同离子 的易溶强电解质，使弱电解质解离度降 3-2-5 解离平衡的移动 同离子效应 低的现象。 平衡向左移动
如 HOAc H+ + OAcNaOAc → Na+ + OAc2015-1-3
例 在0.100mol· L-1NH3· H2O溶液中，加入 固体NH4Cl,使其浓度为0.100mol· L-1，计算 溶液中c(H+)、NH3· H2O的解离度。 解： NH3· H2O NH4+ + OH平衡浓度/(mol· L-1) 0.100-x 0.100+x x x(0.100+x) Kb= 0.100-x =1.8×10-5 因为 (c/c )/Kb=0.100/(1.8×10-5)>500 所以 0.100-x≈0.100, 0.100+x≈0.100 -5 0.100x x =1.8 × 10 -5 =1.8 × 10 0.100 c(OH-)=1.8×10-5 mol· L-1
第3章酸碱解离平衡和沉淀溶解平衡分解
HB + H2O B- + H3O+ ceq(B-) ·ceq(H3O+) Ka (HB) = ceq(HB)
Ka (HB) —弱酸HB的标准解离常数， Ka ↑，酸性↑ ceq(B-) , ceq(H3O+) , ceq(HB) — B-, H3O＋, HB的平衡浓度
HSO4- + H2O
HAc + H2O NH4+ + H2O
解： HS－ + H2O H2S+OH－
查表得：H2S 的 Ka1= 5.1×10-8
KW 1.001014 7 K b2 2 . 0 10 K a1 5.1108
三、弱酸、弱碱溶液 pH 的计算
氢离子浓度和 pH
纯水：ceq(H3O+) = ceq(OH-) = K c = 1.0×10-7 mol· L-1
Kb (Ac-) = 5.6×10-10 Kb (NH3) = 1.8×10-5
碱性：NH3 > Ac- > SO42-
多元弱酸解离平衡 多元弱酸：能给出2个或2个以上质子的弱酸
第一步解离：H3PO4 + H2O H3PO4的一级标准解离常数
Ka1 (H3PO4) = H2PO4- + H3O+
ceq(H2PO4-) ·ceq(H3O+) ceq(H3PO4)
Kb1 (CO32-) >> Kb2 (CO32- ) 2.1×10-4 2.4×10-8 溶液中的OH-主要来自CO32- 的第一步质子转移反应
多元弱碱的相对强弱取决于一级标准解离常数Kb1 Kb1越大,溶液中OH- 浓度越大,多元弱碱的碱性越强
3. Ka(HB) 与 Kb(B-) 的关系
Ka (HB) —弱酸HB的标准解离常数， Ka ↑，酸性↑ ceq(B-) , ceq(H3O+) , ceq(HB) — B-, H3O＋, HB的平衡浓度
HSO4- + H2O
HAc + H2O NH4+ + H2O
解： HS－ + H2O H2S+OH－
查表得：H2S 的 Ka1= 5.1×10-8
KW 1.001014 7 K b2 2 . 0 10 K a1 5.1108
三、弱酸、弱碱溶液 pH 的计算
氢离子浓度和 pH
纯水：ceq(H3O+) = ceq(OH-) = K c = 1.0×10-7 mol· L-1
Kb (Ac-) = 5.6×10-10 Kb (NH3) = 1.8×10-5
碱性：NH3 > Ac- > SO42-
多元弱酸解离平衡 多元弱酸：能给出2个或2个以上质子的弱酸
第一步解离：H3PO4 + H2O H3PO4的一级标准解离常数
Ka1 (H3PO4) = H2PO4- + H3O+
ceq(H2PO4-) ·ceq(H3O+) ceq(H3PO4)
Kb1 (CO32-) >> Kb2 (CO32- ) 2.1×10-4 2.4×10-8 溶液中的OH-主要来自CO32- 的第一步质子转移反应
多元弱碱的相对强弱取决于一级标准解离常数Kb1 Kb1越大,溶液中OH- 浓度越大,多元弱碱的碱性越强
3. Ka(HB) 与 Kb(B-) 的关系
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二、溶液的pH
在水溶液中同时存在H+和OH-，它们 的含量不同，溶液的酸碱性也不同。 pH：定义为氢离子活度的负对数值。
pH lgaH
在稀溶液中，浓度和活度的数值十分接 近，可用浓度的数值代替活度。 pH = -lg[H+]
21
由于 [H+]· [OH-]＝ Kw 对 [H+]· [OH-]＝ Kw 两边取负对数得： （－lg[H+]）＋（－lg[OH-] ）=－lg Kw
中性物质，如金属离子Na+，Ca+等。
(3) 在酸碱质子理论中，排除了盐的概念。
(4) 酸碱质子理论体现了酸和碱这对矛盾相互转化
和相互依存的关系，并且扩大了酸碱物质的范围。
5
（二）酸碱反应的本质
酸碱半反应式 : 酸 H+ + 碱
例如HAc在水溶液中的存在两个酸碱半反应：
酸碱半反应1
酸碱半反应2
+
－ 4 － 4
12
将各种不同强度的酸拉平到溶剂化质子
（在这里是水化质子H3O+）水平的效应 称为拉平效应(leveling effect)。
具有拉平效应的溶剂称为拉平性溶剂。
13
区分效应：酸碱强度被溶剂区分开来的 作用。
在冰醋酸中，酸的强度顺序：
14
HClO4＞HBr＞HCl＞H2SO4＞HNO3 区分溶剂 ：可把酸碱强度区分开来的溶剂。
§3.4 水的解离平衡和溶液的pH
Dissociation equilibrium of Water
and pH of Solution
17
§3.4 水的解离平衡和溶液的PH
一、水的解离平衡 H2O＋H2O 质子自递反应
H3O+ ＋OHH+ ＋OH水的离子积
H+ 简写式: H2O
[H ][O H ] θ K [H2O ]
28
[H+]=[Ac-]+[OH-]
浓度为c的NaH2PO4溶液，
物质均衡式为：
[Na+]=c [H3PO4] + [H2PO4-] + [HPO42-] +[PO43-]=c 电荷均衡式为: [Na+] + [H+]=[H2PO4-] + 2[HPO42-] + 3[PO43-] + [OH-]
35
(3) 若c/Ka1 500, 则
[H ]
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
K a 1 [H2 A] K a 1c(H2 A)
36
例：计算0.100 mol· L-1Na2CO3溶液的pH值。
解 ：Na2CO3溶液即多元弱碱CO32-溶液
K w 1.0 10 4 Kb1 1.78 10 11 Ka2 5.6110
15
例
酸
碱
酸碱配合物
H+ + ∶OH → H ∶OH HCl + ∶NH 3 → NH 4 Cl Ag+ + 2∶NH 3 → [Ag( NH 3)]+ Ag+ + ∶ Cl - → Ag Cl
优点 立论于电子，更具有普遍性，更能体现物质的本性。
局限性 •对酸碱的认识过于笼统，因而不易掌握酸碱的特性； •不能对酸碱的强弱定量。 16
38
(二) 多元弱酸弱碱溶液
（1）当多元弱酸的 Ka1 >>Ka2 >>Ka3时, 且 c Ka1 ≥ 20 KW ，Ka1 / Ka2 ≥102求[H+]可近似 地把该多元弱酸作为一元弱酸来处理。
HAc溶液的pH值（Ka =
θ
θ
解： Kac = 1.76×10-6≥20Kw c／Kaθ= 0.10／(1.74×10-5) ＞ 500，故：
[H ]
θ Ka c 1.76 10 5 0.10 1.33 10 3 mol L1
pH=2.88
32
例 计 算 0.100mol· L-1NaAc 溶 液 的 pH 值 。 已 知 Ka(HAc)=1.74×10-5 解：K b(Ac-)=Kw/Ka(HAc)=1.00×10-14/(1.74×10-5) =5.75×10-10. 由于Kbcb≥20Kw ,cb/Kb=0.100/(5.75×10-10)＞500
19
任何水溶液中，均存在着水的解离平衡。
θ
θ 在纯水和一切稀水溶液中, KW 只是温度的函数。
常温下(严格的说25℃时) Kw = 10-14 纯水中：[H+]=[OH-]=10-7mol•L-1
酸性溶液 中性溶液
[H+] >10-7mol•L-1 >[OH-] [H+]=10-7mol•L-1 = [OH-]
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(二)酸碱反应的本质
酸碱反应的实质是两对共轭酸碱对之间的
质子转移反应(proton transfer reaction)。
酸碱反应可在水溶液中进行，也可在非
水溶剂中或气相中进行。
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酸碱反应是由较强的酸和较强的碱作 用，向着生成较弱的酸和较弱的碱的 方向进行。
酸1 强
碱2 强
酸2 弱
碱1 弱
9
(三) 酸碱的强弱关系
14
Kw 1.0 1014 8 Kb2 2.32 10 7 Ka1 4.30 10
37
因 Kb1／Kb2﹥102，c／Kb1﹥500，可按最简
式计算
[OH ]
K b1c 1.78 104 0.100
3
4.22 10
pOH=2.37 pH=14.00-2.37=11.63
NaCN → Na+ + CN-
电荷均衡式为： [Na+]+[H+]=[OH-]+[CN- ] ∵ [Na+]=c ∴ c + [H3O+]=[OH-]+[CN- ]
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质子均衡(PBE): 质子均衡是指酸碱反应 达到平衡时，酸失去的质子数等于碱得 到的质子数。
质子均衡式为：
[H+]总＝ [H+]HAc+ [H+]H2O
第三节
酸 碱 理 论
(THEORY OF ACID-BASE)
1
§3.3 酸碱理论
概述
1663年 波义耳(R.Boyle)提出酸碱概念。 1889年 阿累尼乌斯提出酸碱电离理论。 1905年 富兰克林酸碱溶剂理论。 1923年 布朗斯特和费莱(T.M.Lowry)几乎同 时各自独立地提出了酸碱的质子理论。同年， 路易斯提出了酸碱的电子理论。
pH + pOH = pKw= 14 (25 oC) pH和pOH值的适用范围一般为0~14之间 人体各种体液的pH值 pH值 体液 血 浆 成人胃液 唾 液 7.35~7.45 0.9~1.5 6.35~6.85
23
酸中毒(acidosis)： pH值< 7.35 碱中毒(alkalosis): pH值>7.45
[OH ] K b cb 5.75 1010 0.100
=7.58×10-6（mol· L-1）
[H+]=Kw/[OH-]=10-14/(7.58×10-6) pH = 8.88
33
(三) 多元弱酸弱碱溶液
+ + HA H H2A [H+][HA-] Ka1= [H2A] -
在具有共轭关系的酸碱对中，它们的强
度是相互制约的。酸强，其共轭碱就弱； 酸弱，其共轭碱就强。
HA H + + A10
(三) 酸碱的强弱关系
另外，一种物质显示酸碱性的强弱，除 了与其本性有关外，还与反应对象(或溶 剂)的性质有关。
HNO3＋H2O
HNO3＋HAc HNO3＋H2SO4
H3O+＋NO3H2Ac+＋NO3H2NO3+＋HSO411
1963年 皮尔逊提出硬软酸碱原则。
2
一、酸碱质子理论
(一) 基本概念
酸：凡能给出质子(H+)的物质都是，
碱：凡能接受质子的物质都是。
即酸是质子给予体，碱是质子的接受体。
3
酸与碱的关系可用下式表示为
酸 HCl HAc H2CO3
HCO3－ H3 O＋
H+ + 碱 H+ + Cl H+ + Ac H+ + HCO3 H+ + CO3 H+ + H2 O
HAc
酸1 H+ + H2O 碱2
H+ + Ac碱1
H3O+
酸2
6
两式相加得：
H+ ↓
HAc + H2O H3O+ + Ac酸1 碱2 酸2 碱1 共轭 共轭
可见，两个共轭酸碱对半反应的结果是HAc 把质子H+传递给了H2O。如果没有酸碱半反应2 的存在，没有H2O接受H+，则HAc就不能发生 在水中的电离。
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（二）一元弱酸弱碱溶液的pH
物质均衡（MBE)： 它是指在一个平衡体系 中，某一给定组分的总浓度，等于各有关组 分平衡浓度之和。 例如：浓度为c(mol.L-1)的HAc溶液的物质均 衡 c(HAc)=[HAc]+[Ac-] 电荷均衡（CBE) ： 根据电中性原则，溶液中
正离子的总电荷数与负离子的总电荷数恰好相等。 26
pH + pOH = pKw= 14 (25 oC)
pH的使用范围:H+或OH-的浓度小于1mol· L-1 , 相应的pH和pOH范围一般在0.0 ~14.0。 在这个范围以外，用浓度c（mol· L-1）表示 酸碱性更方便些。