水的质子自递反应和水溶液的酸碱性
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04酸碱滴定法(2)
H 2 PO 4 H 2 O H 3 PO 4 OH
Kw 1.0 10 1 2 Kb,3 1.4 10 K a , 1 7.08 103
1 4
§4-3 水溶液中弱酸（碱）质子条件式
一、处理水溶液中酸碱平衡的方法 （一）、分析浓度和平衡浓度 当酸碱在水溶液中达到离解平衡时，往往同 时存在几种形式(型体)，每一种型体的浓度称为 平衡浓度, 以符号[ ]表示。当溶液的pH值发生 变化时，酸碱各种型体的平衡浓度也随之变化， 各种存在型体平衡浓度之和称为分析浓度，也称 为总浓度，以符号C表示。
Ka2
Kb1
C2O42Kb2
O HC2 4 H 2 C2 O4 H
已知H2C2O4的Ka1=5.9×10-2 Ka2=6.4×10-5
所以
14 Kw 1.0 10 K 1.7 10 13 b2 K 2 a 1 5.9 10
2 PO3 H O HPO OH 4 2 4
例如 HAc溶液，溶质HAc以HAc和Ac-两种型体 存在。 HAc+H2O H3O+＋Ac此时HAc和Ac-的平衡浓度用［HAc］、［Ac-］ 表示。 c HAc HAc Ac 在溶液中
（二）物料平衡式（MBE） 在一个化学平衡体系中，某一给定组分的分析 浓度等于各有关型体平衡浓度之和。例如，若草酸 溶液的浓度为c（mol/L），则：
H2PO4 H3PO4 H3O＋
-
+H+
+2H+
+H+
HPO4 H2O
2-
NH4
+
－H+
－H+
－H+
NH3 PO43OH-
Kw 1.0 10 1 2 Kb,3 1.4 10 K a , 1 7.08 103
1 4
§4-3 水溶液中弱酸（碱）质子条件式
一、处理水溶液中酸碱平衡的方法 （一）、分析浓度和平衡浓度 当酸碱在水溶液中达到离解平衡时，往往同 时存在几种形式(型体)，每一种型体的浓度称为 平衡浓度, 以符号[ ]表示。当溶液的pH值发生 变化时，酸碱各种型体的平衡浓度也随之变化， 各种存在型体平衡浓度之和称为分析浓度，也称 为总浓度，以符号C表示。
Ka2
Kb1
C2O42Kb2
O HC2 4 H 2 C2 O4 H
已知H2C2O4的Ka1=5.9×10-2 Ka2=6.4×10-5
所以
14 Kw 1.0 10 K 1.7 10 13 b2 K 2 a 1 5.9 10
2 PO3 H O HPO OH 4 2 4
例如 HAc溶液，溶质HAc以HAc和Ac-两种型体 存在。 HAc+H2O H3O+＋Ac此时HAc和Ac-的平衡浓度用［HAc］、［Ac-］ 表示。 c HAc HAc Ac 在溶液中
（二）物料平衡式（MBE） 在一个化学平衡体系中，某一给定组分的分析 浓度等于各有关型体平衡浓度之和。例如，若草酸 溶液的浓度为c（mol/L），则：
H2PO4 H3PO4 H3O＋
-
+H+
+2H+
+H+
HPO4 H2O
2-
NH4
+
－H+
－H+
－H+
NH3 PO43OH-
172.3水的解离平衡和溶液的pH
$
由于 [H+]·[OH-]＝ Kwθ 对 [H+]·[OH-]＝ Kwθ 两边取负对数得： （－lg[H+]）＋（－lg[OH-] ）=－lg Kwθ
pH + pOH = p Kwθ = 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）表示酸度和碱度更方便些。
$
共轭酸碱对的Kaθ、Kbθ和Kwθ的关系：
HB + H2O
H3O+ + B-
Ka
[H
3
O][B－
H B
]
Kwθ = [ H+ ][OH-]
B- + H2O
OH- + HB
KaθKbθ＝ [ H+ ][OH-]
Kbθ
[HB][OH ] [B ]
[HB[]B[O ]HK ]aθ[[HHK33bOOθ＋ ＋＝]]＝KKKwwaθθθ
H3O++OH-
[H ][OH ] K θ [H 2O]
[H+][OH-] = Kwθ
Kwθ水---的- 自水递的标质准子平自衡递常平数衡，常水数的，离简子称积水不的离子
仅积适。用其数于值纯与水温，度也有适关用（于2一5切0C稀为水1溶.0液0×。10-14）
$
在任何稀水溶液中都同时存在着H+和OH-，只是它 们的相对浓度有所不同。 中性：[H3O+ ]=[OH- ]=1.0×10-7 酸性：[H3O+] > 1.0×10-7 >[OH- ] 碱性: [H3O+] < 1.0×10-7 < [OH-]
第七章 酸碱反应3
【例7-8】
ΔpH = 3.80 - 2.89 = 0.91
23
【例5-9】计算 0.1mol· L-1 NH4Cl 和 0.1 mol· L-1 NH3· H2 O 如果在此溶液中分别加入 各 1L 混合后溶液的 pH 值。 【例7-9】 （1）0.02 mol 的HCl； （2）0.02 mol 的NaOH； （3）等体积的水。溶液的pH 值将分别是多少？
《普通化学》网络课件
第七章
酸 碱 反 应
Chapter 7 Acid — Base Reaction
授课教师 ： 王 虹 苏 单 位 ： 化学教研室
1
第二节
水溶液中的重要酸碱反应
一、水的质子自递反应
二、弱一元酸碱的离解
三、弱多元酸碱的离解
2
酸碱反应的实质——质子的转移（或得失） 水的质子自递常数
5
2.3 共轭酸碱 K a 与 K b 的关系
共轭酸碱 HB-B- 在水溶液中存在如下质子 转移反应： HB + H2O H3O+ + B－
[H3O ][B ] Ka ① [HB]
B－ + H2O HB + OH－
[HB][OH ] Kb ② － [B ]
6
水溶液中同时存在：H2O H2O H3O+ OH 将以上两式相加得 K W =[H+ ][OH- ] ③
20
缓冲溶液pH值的计算
弱酸－共轭碱（盐）类型的缓冲溶液： 缓冲溶液pH 值的计 HB == H+ + B算 平衡浓度 c(HB)－x x c(B-) + x 同离子效应， c (HB) －x ≈ c(HB) ， c (B-) + x ≈ c(B-) [ c ( H ) / c ][ c ( B ) / c ] 依据 K a [c(HB)/c ] c(HB) 可得 c( H )/c K a c(B )
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
酸碱滴定法概述
（4-1） Kw在25 ℃时等于1.0×10-14。
酸碱滴定法概述
三、 共轭酸碱对的Ka和Kb的关系
质子传递的结果是较强的碱夺取较强酸给出的质子而转变为 它的共轭酸，较强酸放出质子转变为它的共轭碱。在水溶液中， 酸将质子给予水分子的能力越大，其酸性越强，碱从水分子中夺 取质子的能力越大，其碱性越强。一般用酸、碱在水溶液中的解 离平衡常数Ka、Kb（如不特别强调，均为温度在25 ℃时的数值） 的大小来衡量酸碱的强度。例如：
则酸性强弱顺序是HAc＞H2S，其共轭碱的Kb分别为
酸碱滴定法概述
【例4-1】
已知NH3的Kb=1.8×10-5，求NH3的共轭酸NH4+的Ka为多少？ 解：依题意，NH3的共轭酸NH4+与H2O有如下反应：
二元酸有两个共轭酸碱对，如H2C2O4，其Ka1、Ka2分别为
其Kb1、Kb2分别为
显然，对于二元酸： 三元酸（如H3PO4）有三个共轭酸碱对，它们解离常数的关系为
酸碱滴定法概述
【例4-2】
比较相同浓度的NH3和CO3-2的碱性的强弱，已知H2CO3的Ka2=5.6×10-11， NH3的Kb=1.8×10-5。
解：CO3-2在水溶液中发生如下解离平衡：
则CO2-3的Kb1为
因此，同浓度的NH3和CO3-2的碱性：CO3-2>NH3。
分析化学
酸碱滴定法概述
在上述的反应中，溶剂水接受HAc所给出的质子，形成水合质 子H3O+，溶剂水也就起到碱的作用。同样，碱在水溶液中的解离， 也必须有溶剂水参加。以NH3在水溶液中的解离反应为例，NH3分 子中的氮原子上有孤对电子，可接受质子形成NH4+，这时，H2O 便起到酸的作用给出质子。具体反应如下：
酸碱滴定法概述
三、 共轭酸碱对的Ka和Kb的关系
质子传递的结果是较强的碱夺取较强酸给出的质子而转变为 它的共轭酸，较强酸放出质子转变为它的共轭碱。在水溶液中， 酸将质子给予水分子的能力越大，其酸性越强，碱从水分子中夺 取质子的能力越大，其碱性越强。一般用酸、碱在水溶液中的解 离平衡常数Ka、Kb（如不特别强调，均为温度在25 ℃时的数值） 的大小来衡量酸碱的强度。例如：
则酸性强弱顺序是HAc＞H2S，其共轭碱的Kb分别为
酸碱滴定法概述
【例4-1】
已知NH3的Kb=1.8×10-5，求NH3的共轭酸NH4+的Ka为多少？ 解：依题意，NH3的共轭酸NH4+与H2O有如下反应：
二元酸有两个共轭酸碱对，如H2C2O4，其Ka1、Ka2分别为
其Kb1、Kb2分别为
显然，对于二元酸： 三元酸（如H3PO4）有三个共轭酸碱对，它们解离常数的关系为
酸碱滴定法概述
【例4-2】
比较相同浓度的NH3和CO3-2的碱性的强弱，已知H2CO3的Ka2=5.6×10-11， NH3的Kb=1.8×10-5。
解：CO3-2在水溶液中发生如下解离平衡：
则CO2-3的Kb1为
因此，同浓度的NH3和CO3-2的碱性：CO3-2>NH3。
分析化学
酸碱滴定法概述
在上述的反应中，溶剂水接受HAc所给出的质子，形成水合质 子H3O+，溶剂水也就起到碱的作用。同样，碱在水溶液中的解离， 也必须有溶剂水参加。以NH3在水溶液中的解离反应为例，NH3分 子中的氮原子上有孤对电子，可接受质子形成NH4+，这时，H2O 便起到酸的作用给出质子。具体反应如下：
第六章酸碱平衡
H O + HAc 2
+ NH H O 3 2
+ H O Ac 3 +
在氨水溶液中加入NH4Cl；
+ NH + 4 OH
这种在弱酸或弱碱水溶液中加入含有相同离子的易 溶性强电解质，使弱酸或弱碱的解离度降低的现象 称为同离子效应。 例题
若在醋酸溶液中加入不含相同离子的强电解 质： + H O A H O + 3 + HAc 2 由于离子强度I增大，导致溶液中离子间 的相互作用增大，使HAc的解离度略有增大。 这种效应称为盐效应。 解释：
不同温度下，纯水的pH值： 25℃时，Kw＝1.0×10－14，pH=7.00 T＞25 ℃， Kw ＞ 1.0×10－14， [H+] ＞1.0×10-7， pOH=-lg[OH-] 判断题：pH＜7的溶液一 水溶液： 定是酸性溶液。 K [ H][ OH ] W pH＜7.00
两边取负对数， pK pH pOH W
25℃时，pH+pOH=14
返回
第三节
弱酸弱碱电离平衡
（一）一元弱酸在水中的质子转移平衡 （二）一元弱碱在水中的质子转移平衡 （三）共轭酸碱对的Ka与Kb之间的关系 （四）多元弱酸(碱)在水溶液中的质子转移 平衡 （五）质子转移平衡的移动
（六）酸碱水溶液中相关离子浓度的计算
返 回
（一）一元弱酸在水中的质子转移平衡 一元弱酸HB在水中的质子转移平衡反应式： HB＋H2O＝H3O＋＋B－ 在一定温度下，Ki与 [H O ] [ B ] 3 Ki [H2O ]为常数。 [HB] [H 2O] [H ][B ] Ka [HB] Ka称为酸的质子转移平衡常数，酸的解离平衡 常数，简称酸常数。其大小与酸本身的性质、温度 有关。T增大，酸常数如何变化？ Ka越大，酸越容易失去质子，酸的酸性越强。 问题：是否溶液的酸度也越强？
+ NH H O 3 2
+ H O Ac 3 +
在氨水溶液中加入NH4Cl；
+ NH + 4 OH
这种在弱酸或弱碱水溶液中加入含有相同离子的易 溶性强电解质，使弱酸或弱碱的解离度降低的现象 称为同离子效应。 例题
若在醋酸溶液中加入不含相同离子的强电解 质： + H O A H O + 3 + HAc 2 由于离子强度I增大，导致溶液中离子间 的相互作用增大，使HAc的解离度略有增大。 这种效应称为盐效应。 解释：
不同温度下，纯水的pH值： 25℃时，Kw＝1.0×10－14，pH=7.00 T＞25 ℃， Kw ＞ 1.0×10－14， [H+] ＞1.0×10-7， pOH=-lg[OH-] 判断题：pH＜7的溶液一 水溶液： 定是酸性溶液。 K [ H][ OH ] W pH＜7.00
两边取负对数， pK pH pOH W
25℃时，pH+pOH=14
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第三节
弱酸弱碱电离平衡
（一）一元弱酸在水中的质子转移平衡 （二）一元弱碱在水中的质子转移平衡 （三）共轭酸碱对的Ka与Kb之间的关系 （四）多元弱酸(碱)在水溶液中的质子转移 平衡 （五）质子转移平衡的移动
（六）酸碱水溶液中相关离子浓度的计算
返 回
（一）一元弱酸在水中的质子转移平衡 一元弱酸HB在水中的质子转移平衡反应式： HB＋H2O＝H3O＋＋B－ 在一定温度下，Ki与 [H O ] [ B ] 3 Ki [H2O ]为常数。 [HB] [H 2O] [H ][B ] Ka [HB] Ka称为酸的质子转移平衡常数，酸的解离平衡 常数，简称酸常数。其大小与酸本身的性质、温度 有关。T增大，酸常数如何变化？ Ka越大，酸越容易失去质子，酸的酸性越强。 问题：是否溶液的酸度也越强？
无机化学酸碱 酸碱反应重点精华总结
第5章
酸、碱和 酸碱反应
Chapter 5
Acid, base and acid-base reaction
本章教学要求
1. 了解酸碱概念的变迁； 2. 理解布朗斯特酸碱理论的意义和要点； 3.了解路易斯酸碱定义及相关概念。
5.1 布朗斯特酸碱 The Brfnsted-Lowry acid-base model
H+ PO34H+ NH3
共轭酸碱对：
酸 给出质子后余下的那部分就 是它的共轭碱
碱接受质子后就成为它的共轭酸
注意：质子理论中无盐的概念，电离理论中的盐，在质
子理论中都是离子酸或离子碱，如 NH4Cl 中的 离子酸， Cl－是离子碱.
NH
4
是
酸 质子 碱
例：HAc的共轭碱是Ac－ ， Ac－的共轭酸HAc， HAc和Ac－为共轭酸碱对。
7. HPO42-、H3PO4
5.1.3 布朗斯特平衡
1.水的质子自递反应和溶液的酸碱性
水的质子自递反应
H2O H+ OH-
H2O H+ H3O+
H2O H2O H3O+ OH-
（H3O +常简写为H+）
K
Θ w
c(H ) cΘ
c(OH ) cΘ
水合氢离子
对反应
H2O(l) + H2O(l) (酸) (碱)
5.2 路易斯酸碱 The Lewis acid-base model
发展历程：
酸碱的早期定义： 酸：有酸味，能使蓝色石蕊变红 碱：有涩味，使红色石蕊变蓝
Arrhenius酸碱电离理论（1887） Brфnsted-Lowry酸碱质子理论（1923） Lewis酸碱电子理论（1923） Pearson软硬酸碱理论（1963）
酸、碱和 酸碱反应
Chapter 5
Acid, base and acid-base reaction
本章教学要求
1. 了解酸碱概念的变迁； 2. 理解布朗斯特酸碱理论的意义和要点； 3.了解路易斯酸碱定义及相关概念。
5.1 布朗斯特酸碱 The Brfnsted-Lowry acid-base model
H+ PO34H+ NH3
共轭酸碱对：
酸 给出质子后余下的那部分就 是它的共轭碱
碱接受质子后就成为它的共轭酸
注意：质子理论中无盐的概念，电离理论中的盐，在质
子理论中都是离子酸或离子碱，如 NH4Cl 中的 离子酸， Cl－是离子碱.
NH
4
是
酸 质子 碱
例：HAc的共轭碱是Ac－ ， Ac－的共轭酸HAc， HAc和Ac－为共轭酸碱对。
7. HPO42-、H3PO4
5.1.3 布朗斯特平衡
1.水的质子自递反应和溶液的酸碱性
水的质子自递反应
H2O H+ OH-
H2O H+ H3O+
H2O H2O H3O+ OH-
（H3O +常简写为H+）
K
Θ w
c(H ) cΘ
c(OH ) cΘ
水合氢离子
对反应
H2O(l) + H2O(l) (酸) (碱)
5.2 路易斯酸碱 The Lewis acid-base model
发展历程：
酸碱的早期定义： 酸：有酸味，能使蓝色石蕊变红 碱：有涩味，使红色石蕊变蓝
Arrhenius酸碱电离理论（1887） Brфnsted-Lowry酸碱质子理论（1923） Lewis酸碱电子理论（1923） Pearson软硬酸碱理论（1963）
第四章酸碱滴定法
第四章酸碱滴定法第四章酸碱滴定法酸碱滴定法（acid－base titrations）是以⽔溶液中的质⼦转移反应为基础的滴定分析⽅法。
⼀般酸、碱以及能与酸碱直接或间接发⽣质⼦反应的物质，⼏乎都可以⽤酸碱滴定法测定。
因此，酸碱滴定法是分析化学的基础内容之⼀。
这个⽅法的关键问题是计量点的确定。
因为酸碱反应通常不发⽣外观的变化，在滴定中需选⽤适当的指⽰剂，利⽤它的变⾊作为到达计量点的标志。
因为不同的指⽰剂的变⾊有其不同的pH，⽽不同类型的酸碱反应的计量点时pH⼜不相同，为了正确地确定计量点，就需要选择⼀个刚好能在计量点时变⾊的指⽰剂。
要解决这个问题，必须了解滴定过程中溶液pH的变化情况。
因此，在学习酸碱滴定时，不仅要了解指⽰剂的变⾊原理和变⾊范围，同时也要了解滴定过程中溶液pH的变化规律和指⽰剂的选择原则，以便能正确地选择合适的指⽰剂，获得准确的分析结果。
基于上述原因，我们先讨论酸碱溶液平衡的基本原理，然后再介绍酸碱滴定中的理论及应⽤。
第⼀节⽔溶液中的酸碱平衡⼀、酸碱的质⼦理论根据质⼦理论，凡能给出质⼦（H+）的物质是酸，能接收质⼦的物质是碱。
酸碱关系可⽤下式表⽰：酸HA与碱A-处于⼀种相互依存的关系中，即：HA失去质⼦转化为它的共轭碱A-，A-得到质⼦后，转化为它的共轭酸HA，则HA与A-被称为共轭酸碱对。
如：由上述酸碱的半反应可知：酸碱可以是中性分⼦，也可以是阳离⼦或阴离⼦，酸碱是相对的。
⼜如：离⼦（H2PO4-）在H3PO4－H2PO4-共轭体系中为碱，⽽在H2PO4-－HPO42-共轭体系中为酸。
同⼀物质在某些场合是酸，⽽在另⼀场合是碱，其原因是共存物质彼此间给出质⼦能⼒相对强弱不同。
因此同⼀物质在不同的环境（介质或溶剂）中，常会引起其酸碱性的改变。
既能给出质⼦⼜能接受质⼦的物质称为两性物质。
酸碱质⼦理论认为，酸碱反应的实质是质⼦转移。
例如HAc在⽔中离解，溶剂⽔就起着碱的作⽤，否则HAc⽆法实现其在⽔中的离解，即质⼦转移是在两个共轭酸碱对间进⾏。
水溶液的酸碱性
水溶液的酸碱性水溶液的酸碱性是描述溶液中氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-）的浓度的一个指标。
酸性溶液含有较多的H+离子，而碱性溶液则含有较多的OH-离子。
酸碱性对于许多化学和生物过程都至关重要，因此我们需要了解和掌握水溶液的酸碱性。
在化学中，酸碱性可以使用pH值来表示。
pH值是一个0-14的数值范围，表示了溶液中的酸碱程度。
pH值为7的溶液被称为中性溶液，表示其中H+离子和OH-离子的浓度相等。
低于7的pH值表示酸性溶液，其中H+离子的浓度较高。
高于7的pH值表示碱性溶液，其中OH-离子的浓度较高。
溶液的酸碱性主要由其中的溶质决定。
在酸性溶液中，溶质释放H+离子，而在碱性溶液中，溶质释放OH-离子。
酸和碱是两个常见的溶质。
酸是能够提供H+离子的物质，而碱是能够提供OH-离子的物质。
常见的酸包括盐酸、硫酸和醋酸，常见的碱包括氢氧化钠和氢氧化钾。
在实际生活中，我们经常接触到酸碱性。
例如，柠檬汁和醋是常见的酸性物质，它们味道酸酸的。
而肥皂水和洗衣粉是常见的碱性物质，它们味道苦涩。
另外，我们还可以通过一些常见的指示剂来判断溶液的酸碱性。
指示剂是一种能够根据溶液的酸碱性改变颜色的物质。
例如，酚酞和甲基橙可以用于检测酸性和碱性溶液。
了解和掌握水溶液的酸碱性对于许多方面的实际应用都非常重要。
例如，在农业中，我们需要调节土壤的酸碱性，以便提供适合植物生长的环境。
通过测试土壤的pH值，我们可以知道是否需要添加酸性或碱性的物质来改变土壤的性质。
水溶液的酸碱性还对环境保护和工业制造等领域具有重要影响。
许多废水和工业废料都具有酸性或碱性，如果不经过处理直接排放到环境中，将对生态系统造成很大的危害。
因此，处理和中和这些废液是非常重要的。
此外，酸碱中和反应也在化学合成中扮演着重要的角色。
许多化学反应需要特定的酸碱条件才能进行。
通过调节溶液的酸碱性，我们可以促进或控制这些反应的进行。
例如，在制药工业中，酸碱中和反应是合成许多药物和药品的重要步骤。
第六章 酸碱平衡
第三节
弱酸弱碱电离平衡
（一）一元弱酸在水中的质子转移平衡 （二）一元弱碱在水中的质子转移平衡 （三）共轭酸碱对的Ka与Kb之间的关系 （四）多元弱酸(碱)在水溶液中的质子转移 平衡 （五）质子转移平衡的移动
（六）酸碱水溶液中相关离子浓度的计算
返 回
（一）一元弱酸在水中的质子转移平衡 一元弱酸HB在水中的质子转移平衡反应式： HB＋H2O＝H3O＋＋B－ 在一定温度下，Ki与 [H3O ] [B ] Ki [H2O ]为常数。 [HB] [H2O] [H ] [B ] Ka [HB] Ka称为酸的质子转移平衡常数，酸的解离平衡 常数，简称酸常数。其大小与酸本身的性质、温度 有关。T增大，酸常数如何变化？ Ka越大，酸越容易失去质子，酸的酸性越强。 问题：是否溶液的酸度也越强？
返回
（四）多元弱酸(碱)在水溶液中的质子转移平衡 特点：在水溶液中的解离是分步进行的。
H3P O4 + H2O H2P O4- + H2O HP O42- + H2O
H3O H3O
+
+
H2P O4HP O423P O4
H3O+ +
+
+
[H2 PO4 ][H3O ] Ka1 6.92103 [H3PO4 ]
K W [H ] ([H ] [B ]) KW [B ] [H ] (4) [H ]
KW [H ] ([H ] ) [H ] 将(4)代入(1)中，K a KW c ([H ] ) [H ] K a K W 化简：K a c K a [H ] [ H ]2 K W [H ]
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11
计算下列溶液的pH值
[OH-]=1×10-1mol/L [OH-]=1×10-2mol/L [OH-]=1×10-3mol/L [OH-]=1×10-4mol/L [OH-]=1×10-5mol/L [OH-]=1×10-6mol/L [OH-]=1×10-7mol/L
[H+]=1×10-13mol/L • 13 [H+]=1×10-12mol/L • 12 [H+]=1×10-11mol/L • 11 [H+]=1×10-10mol/L • 10 [H+]=1×10-9mol/L • 9 [H+]=1×10-8mol/L • 8 [H+]=1×10-7mol/L • 7
中性
碱性增强
碱
性碱性与pH的关系
中性溶液：pH = 7 酸性溶液： pH < 7 碱性溶液： pH > 7 pH ， 酸性越强；pH ， 碱性越 强
14
关于pH的几点说明
• pH介于0-14之间 • [H+] 大于1mol/L，用[H+]表示溶液的酸碱
12
思考：溶液酸碱性与pH有什么关系
[H+] 10-1 10-2 10-4 10-6 10-7 10-8 10-10 10-12 10-14
[OH-] 10-13 10-12 10-10 10-8 10-7 10-6 10-4 10-2 100
pH 1 2 4 6 7 8 10 12 14
酸
酸性增强
➢ 溶液酸碱性的另一种表示方法的pH值
pH = -lg[H+]
（-lg10-a=a）
10
计算下列溶液OH-、pH值
[H+]=1×101mol/L
[H+]=1×102mol/L
[H+]=1×103mol/L
[H+]=1×104mol/L
[H+]=1×105mol/L
[OH-]=1×10-13mol/L • 1 [OH-]=1×10-12mol/L • 2 [OH-]=1×10-11mol/L • 3 [OH-]=1×10-10mol/L • 4 [OH-]=1×10-9mol/L • 5 [OH-]=1×10-8mol/L • 6 [OH-]=1×10-7mol/L • 7
液pH的物质称为酸碱指示
剂
18
酸碱指示剂
19
常用的酸碱指示剂
指示剂
甲基橙 甲基红 石蕊 酚酞
变色范围
3.1-4.4 4.4-6.2 5.0-8.0 8.2-10
颜色 酸色-碱色 红色-黄色 红色-黄色 红色-蓝色 无色-红色
20
pH试纸
21
pH计
22
第五章 电解质溶液
ELECTROLYTE SOLUTION
1
一、水的质子自递反应和水溶液的酸碱性
（一）水的质子自递反应
H+
H2O + H2O ⇌OH− + H3O+
发生在同种溶剂分子之间的质子传递作用， 称为质子自递反应（水的解离反应）。
2
第三节 水溶液中的质子转移平衡
一、水的质子自递反应和水溶液的酸碱性
•在任何水溶液中H3O+和OH−都同时存在！
•Kw在一定温度下是定值！
思考： [OH−] =1×10−7mol/L， [H3O+] =？
4
二、水的解离
水的电离方程式 H2O ⇌ OH− + H+
25℃，1L纯水中只有1×10-7mol的水发生电离 那么OH− 、 H+浓度分别是多少？ [H+]=[OH−]=1×10-7mol/L 那么[H+][OH−]=？
5
计算
• [OH−]=1×10-8mol/L ，求[H+]
• [H+]=1×10-5mol/L ，求[OH−]
• [OH−]=1×10-6mol/L ，求[H+]
• 1×10-6mol/L • 1×10-9mol/L • 1×10-8mol/L
6
根据表格5-2，温度与Kw什么关系？
• 常数：温度不变，其值不变 • 水的电离是吸热反应，离子积随温度升高
pOH 13 12 10 8 7 6 4 2 0
16
pH与人体
• 人体体液pH维持在7.35-7.45之间 • pH＞7.45，碱中毒 • pH＜7.35，酸中毒
17
酸碱指示剂
• 有一类化合物，在不同的
酚 酞
pH溶液中呈现不同的颜色
，可利用其颜色的变化来
判断溶液的酸碱性，这种
借助颜色的改变来指示溶
增大还是减小
H2O ⇌ OH− + H+
7
二、溶液的酸碱性和pH
H2O ⇌ OH− + H+ • 纯水显酸性、碱性还是中性？ • 纯水中[H+] 、 [OH−] 什么关系？
8
二、溶液的酸碱性和pH
溶液的酸碱性与[H+] 、 [OH−] 的关系
常 中性溶液 [H+] =1×10−7mol/L = [OH−] 温 酸性溶液 [H+] ＞ 1×10−7mol/L ＞ [OH−] 下
碱性溶液 [H+] ＜ 1×10−7mol/L ＜ [OH−]
水溶液中: [H+] 越大，酸性越强，碱性越弱。 [OH−]越大，碱性越强，酸性
越弱。 9
二、溶液的酸碱性和pH
溶液酸碱性可以用[H+] 或 [OH−]表示 1mol/L的盐酸溶液与1mol/L的硫酸溶液谁的酸性强？
当[H+] 或 [OH−] 浓度较低，如[H+] =1×10−12mol/L，这 种表示方法不够方便
性 • [OH-]大于1mol/L ，用[OH-]表示溶液的酸
碱性
15
pOH
pOH = －lg[[OH−] 常温时 pH + pOH = 14 [H+] 10-1 10-2 10-4 10-6 10-7 10-8 10-10 10-12 10-14
[OH-] 10-13 10-12 10-10 10-8 10-7 10-6 10-4 10-2 100
（一）水的质子自递平衡
H+
H2O + H2O ⇌OH− + H3O+
K
[H3O ][OH ] [H2O]2
水的离子积常数 Kw= [H3O+][OH−]
Kw适用于
纯水和稀溶液体系
[H3O+]与[OH‾]可互求
3
第三节 水溶液中的质子转移平衡
常温 Kw= [H3O+][OH−]= 1.0×10−14
计算下列溶液的pH值
[OH-]=1×10-1mol/L [OH-]=1×10-2mol/L [OH-]=1×10-3mol/L [OH-]=1×10-4mol/L [OH-]=1×10-5mol/L [OH-]=1×10-6mol/L [OH-]=1×10-7mol/L
[H+]=1×10-13mol/L • 13 [H+]=1×10-12mol/L • 12 [H+]=1×10-11mol/L • 11 [H+]=1×10-10mol/L • 10 [H+]=1×10-9mol/L • 9 [H+]=1×10-8mol/L • 8 [H+]=1×10-7mol/L • 7
中性
碱性增强
碱
性碱性与pH的关系
中性溶液：pH = 7 酸性溶液： pH < 7 碱性溶液： pH > 7 pH ， 酸性越强；pH ， 碱性越 强
14
关于pH的几点说明
• pH介于0-14之间 • [H+] 大于1mol/L，用[H+]表示溶液的酸碱
12
思考：溶液酸碱性与pH有什么关系
[H+] 10-1 10-2 10-4 10-6 10-7 10-8 10-10 10-12 10-14
[OH-] 10-13 10-12 10-10 10-8 10-7 10-6 10-4 10-2 100
pH 1 2 4 6 7 8 10 12 14
酸
酸性增强
➢ 溶液酸碱性的另一种表示方法的pH值
pH = -lg[H+]
（-lg10-a=a）
10
计算下列溶液OH-、pH值
[H+]=1×101mol/L
[H+]=1×102mol/L
[H+]=1×103mol/L
[H+]=1×104mol/L
[H+]=1×105mol/L
[OH-]=1×10-13mol/L • 1 [OH-]=1×10-12mol/L • 2 [OH-]=1×10-11mol/L • 3 [OH-]=1×10-10mol/L • 4 [OH-]=1×10-9mol/L • 5 [OH-]=1×10-8mol/L • 6 [OH-]=1×10-7mol/L • 7
液pH的物质称为酸碱指示
剂
18
酸碱指示剂
19
常用的酸碱指示剂
指示剂
甲基橙 甲基红 石蕊 酚酞
变色范围
3.1-4.4 4.4-6.2 5.0-8.0 8.2-10
颜色 酸色-碱色 红色-黄色 红色-黄色 红色-蓝色 无色-红色
20
pH试纸
21
pH计
22
第五章 电解质溶液
ELECTROLYTE SOLUTION
1
一、水的质子自递反应和水溶液的酸碱性
（一）水的质子自递反应
H+
H2O + H2O ⇌OH− + H3O+
发生在同种溶剂分子之间的质子传递作用， 称为质子自递反应（水的解离反应）。
2
第三节 水溶液中的质子转移平衡
一、水的质子自递反应和水溶液的酸碱性
•在任何水溶液中H3O+和OH−都同时存在！
•Kw在一定温度下是定值！
思考： [OH−] =1×10−7mol/L， [H3O+] =？
4
二、水的解离
水的电离方程式 H2O ⇌ OH− + H+
25℃，1L纯水中只有1×10-7mol的水发生电离 那么OH− 、 H+浓度分别是多少？ [H+]=[OH−]=1×10-7mol/L 那么[H+][OH−]=？
5
计算
• [OH−]=1×10-8mol/L ，求[H+]
• [H+]=1×10-5mol/L ，求[OH−]
• [OH−]=1×10-6mol/L ，求[H+]
• 1×10-6mol/L • 1×10-9mol/L • 1×10-8mol/L
6
根据表格5-2，温度与Kw什么关系？
• 常数：温度不变，其值不变 • 水的电离是吸热反应，离子积随温度升高
pOH 13 12 10 8 7 6 4 2 0
16
pH与人体
• 人体体液pH维持在7.35-7.45之间 • pH＞7.45，碱中毒 • pH＜7.35，酸中毒
17
酸碱指示剂
• 有一类化合物，在不同的
酚 酞
pH溶液中呈现不同的颜色
，可利用其颜色的变化来
判断溶液的酸碱性，这种
借助颜色的改变来指示溶
增大还是减小
H2O ⇌ OH− + H+
7
二、溶液的酸碱性和pH
H2O ⇌ OH− + H+ • 纯水显酸性、碱性还是中性？ • 纯水中[H+] 、 [OH−] 什么关系？
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二、溶液的酸碱性和pH
溶液的酸碱性与[H+] 、 [OH−] 的关系
常 中性溶液 [H+] =1×10−7mol/L = [OH−] 温 酸性溶液 [H+] ＞ 1×10−7mol/L ＞ [OH−] 下
碱性溶液 [H+] ＜ 1×10−7mol/L ＜ [OH−]
水溶液中: [H+] 越大，酸性越强，碱性越弱。 [OH−]越大，碱性越强，酸性
越弱。 9
二、溶液的酸碱性和pH
溶液酸碱性可以用[H+] 或 [OH−]表示 1mol/L的盐酸溶液与1mol/L的硫酸溶液谁的酸性强？
当[H+] 或 [OH−] 浓度较低，如[H+] =1×10−12mol/L，这 种表示方法不够方便
性 • [OH-]大于1mol/L ，用[OH-]表示溶液的酸
碱性
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pOH
pOH = －lg[[OH−] 常温时 pH + pOH = 14 [H+] 10-1 10-2 10-4 10-6 10-7 10-8 10-10 10-12 10-14
[OH-] 10-13 10-12 10-10 10-8 10-7 10-6 10-4 10-2 100
（一）水的质子自递平衡
H+
H2O + H2O ⇌OH− + H3O+
K
[H3O ][OH ] [H2O]2
水的离子积常数 Kw= [H3O+][OH−]
Kw适用于
纯水和稀溶液体系
[H3O+]与[OH‾]可互求
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第三节 水溶液中的质子转移平衡
常温 Kw= [H3O+][OH−]= 1.0×10−14