第5章 酸碱和酸碱反应
近代化学基础第05章 酸碱反应
5.1.2 酸碱反应的实质—质子转移反应
根据质子理论，酸碱反应的实质就是质子的转移。
由于质子半径小，电荷密度高，它不能在水溶液中单独存在。 所以共轭酸碱对的质子得失反应不能单独进行。
即一种酸给出质子时，溶液中必须有一种碱来接受质子。 如HOAc的电离： HOAc → H+ + OAc–
H2O + H+ → H3O+
[HA][OH ] Kb _ [A ]
Kb 越大，表示正反应进行的趋势越大，碱性越强。 比较各种碱的Kb值，就可得出它们的相对强弱。 如NH3的Kb = 1.8×10-5， HCOO的Kb = 5.6×10-11， 说明NH3的碱性比HCOO强。
_
所以，
• 酸常数Ka指的是弱酸HA将它的质子转移给水
NH4+、HS是弱酸，共轭碱NH3是中强碱，S2是强碱。
酸碱的强弱可通过酸碱离解常数Ka，Kb定量描述。
1.一元酸碱的离解常数 ① 弱酸HA 弱酸在水溶液中存在如下平衡 ： HA + H2O = H3O++ A ，该离解反应的平衡常数称 为酸的离解常数，简称酸常数，用Ka表示。
[H3O ][A ] [H ][A ] Ka [HA] [HA]
2–→
Ka1
2
4
[H3PO4 ]
[H ][HPO ] [H 2 PO 4 ]
+ 3_ 4
_
K a2 K a3
+
2_ 4
H++
PO43–
[H ][PO ] [HPO ]
2_ 4
Ka1= 10-2.12 Ka2= 10-7.20
Ka3= 10-12.36
第 5 章 酸碱和酸碱反应 (2)
（1）HB + H2O
B- + H3O+
K
θ a
= [C(B− )/mol ⋅ dm −3 ] ⋅ [C(H`3O + )/mol ⋅ dm −3 ] [C(HB)/mol ⋅ dm −3 ]
若 HB 的起始浓度为 C0（HB）
K
θ a
=
[C(H`3O + )/mol ⋅ dm −3 ]2
[C0 (HB)/mol ⋅ dm −3 ] − [C(H`3O + )/mol ⋅ dm −3 ]
Chemistry
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第5章 酸、碱和酸碱反应
Chapter 5 Acid, Base & Acid-base GENERAL
Reaction
教学要求：
1、 理解布朗斯特酸碱、路易斯酸碱和软硬酸碱理论的意义和要点； 2、 掌握一元弱酸、弱碱的 pH 的计算公式； 3、 掌握缓冲溶液 pH 的计算 4、盐的水解及其溶液 pH 的计算。
即
C(H 3O + )/mol ⋅ dm −3
=
K
θ a
[C
第5章_酸碱平衡及酸碱滴定法-1
[HAc] [HAc]Ka [HAc]+ [H+]
cHAc
Ka [Ac-] = -] [H+] + Ka [HAc]+[Ac
分布分数的一些特征
δHA
[H+] = [H+] + Ka
δA-
Ka = [H+] + Ka
δ 仅是pH和pKa 的函数，与酸的分析浓度c无关 对于给定弱酸， δ 仅与pH有关 δHA＋ δA -＝1
Kbi =
Kw Ka(n-i+1)
例题：从手册中查出下列各酸的酸度常数pKa，计算各
酸的Ka与相应共轭碱的Kb值。(1)H3PO4；(2)H2C2O4；
(3)苯甲酸；(4)NH4+；
（2）溶剂分子的质子自递反应 H2O + H2O H3O+ + OH(25°C)
Kw= aH + aOH - =1.0×10-14
[HA]＝ δHA c HA , [A-]= δA- c HA
一元弱酸溶液
多元弱酸溶液
分布分数－一元弱酸
HAc H++ Ac-
cHAc=[HAc]+[Ac-]
def [HAc] [HAc] δHAc== c = [HAc]+[Ac-] = HAc
[H+] = [H+] + Ka def [Ac-] δAc == =
配位平衡
氧化还原平衡 沉淀平衡
配位滴定法
氧化还原滴定法 沉淀滴定法
1 酸碱平衡
酸 共轭碱 + 质子
HF
H2PO4-
FHPO42-
+
第五章酸碱平衡
c(H3O+) = c(Ac-) = 1.3×10-3 mol· L-1
c(OH-) =7.7×10-12 mol· L-1 = x/0.10 =1.3%
c(HAc)=0.10-x≈0.10mol· L-1
{ c (H3O+)}{c(OH-)}
pH = lg c(H3O ) = 2.89
α与 K a的关系： HA(aq) 初始浓度 c 平衡浓度 c– c
H+(aq) + A-(aq) 0 0 c c
c ca c 2 Ka = = c c 1
1.一元弱酸、弱碱的解离平衡
c 2 Ka = 1 当< 10-2， 即Ka / c <10-4 时，可近似计算， 1 1，
5.1 酸碱质子理论概述
酸：凡是能释放出质子的任何分子或离子 （质子给予体） 碱：任何能与质子结合的分子或离子 （质子接受体）
共轭酸碱的概念
共轭酸碱对 酸
HAc
H 2 PO4 HPO2 4
H+ +碱
H Ac
2 H HPO4 H PO3 4
H2PO4-的共轭碱？ 共轭酸？
0.200
NH OH 4
0
0
0.200(1– 0.934%) 0.200×0.934% 0.200×0.934%
c(OH ) = 0.200 0.934% = 1.87 10 3 pH = 14 pOH = 14 ( lg 1.87 10 3 ) = 11.27
3 2 c ( NH ) c ( OH ) ( 1 . 87 10 ) 4 K b ( NH3 ) = = c( NH3 ) 0.200 1.87 10 3
第五章：酸碱平衡
第五章酸碱平衡酸和碱是两类重要的电解质。
在活的有机体中，它们起着十分重要的作用，而且很多药物本身就是酸或碱，它们的制备和分析测定条件以及药理作用等，都与酸碱性有着密切的关系。
酸碱反应是一类没有电子转移、只涉及离子的互换的反应。
许多化学反应和生化反应都是酸碱反应，有些化学反应只有在适当的酸碱条件下才能顺利进行。
了解溶液中酸碱平衡关系及其规律，对于控制酸碱反应以及与酸碱有关的化学反应的进行都是十分必要的。
第一节酸碱理论人们对酸碱概念的讨论经过了二百多年，经历了一个由表及里、由浅入深、由低级到高级的发展过程。
在这个过程中，提出了许多的酸碱理论，较重要的有：阿仑尼乌斯(S. A. Arthenius )的电离理论；布朗斯特(J. N . Bron sted)和劳莱(T. M . Lowry)的质子理论；路易斯(G. N. Lewis)的酸碱电子理论；软硬酸碱理论等。
为了能更好地说明酸碱平衡的有关规律，本节重点讨论质子理论，并简要地介绍酸碱电子理论。
一、酸碱质子理论(一)酸碱定义及其共轭关系酸碱质子理论认为：酸是能够释放质子(H+)的分子或离子(质子给体)，碱是能与质子(H+)结合的分子或离子(质子受体)。
例如：HCI、HAc、NH 4+、H2PO4—、[Cu(H2O)4]2+等，都能给出质子，它们都是质子酸。
而NH3、OH I Ac —、HCO3-、HPO42-等，它们都能与质子结合，它们都是质子碱。
例如：+ +HAc -一H+ + Ac —NH4 ----- - H + NH 3酸碱酸碱根据酸碱质子理论，质子酸给出质子后，余下的部分必有接受质子的能力，即质子酸给出质子变为碱；反之质子碱接受质子后变为质子酸。
酸和碱并不是彼此孤立的，而是统一在对质子的关系上，这种关系可用化学反应方程式表示为：质子酸H+ + 质子碱可见，对质子酸、碱来说，酸内含碱，碱可变酸，所以质子酸、碱是相互依存的，又是可以互相转化的。
第五章 酸碱平衡与酸碱滴定
二、酸碱反应的实质：质子的转移
H+
酸+ 碱
如： H+
共轭碱 + 共轭酸
HCl(g) + NH3(g)
Cl- + NH4
请你排一排它们的酸碱性大小？
三、酸碱的强弱：本身性质、溶剂
H+（部分）
HAc + H2O H+（全部）
HAc + NH3
Ac- + H3O 醋酸为弱酸 Ac- + NH4 醋酸为强酸
溶液分为酸性、中性和碱性溶液。298.15K时： 当[H+]=[OH-] = 1×10–7 mol/L时，溶液显中性； 当[H+]>[OH-]，[H+]>1×10–7 mol/L，溶液显酸性； 当[H+]<[OH-]，[H+]<1×10–7 mol/L，溶液显碱性。 谁比较多，就显什么性 1×10–3 mol/L 1×10–9 mol/L
注意： 1.在计算多元酸碱解离常数时，应注意各级Ka和 Kb的关系。 2.由上述关系式看出：物质的酸性越强(Ka越大)， 其共轭碱的碱性就越弱(Kb越小)
四、同离子效应和盐效应
酸碱平衡
同离子效应 HAc
HCl
H+ + AcH+ + Cl-
NH3·H2O
NH
4
+ OH-
NH4Cl
NH
4
+ Cl-
第五章 酸碱平衡与酸碱滴定法
第一节 酸碱质子理论 第二节 酸碱平衡 第三节 缓冲溶液 第四节 酸碱滴定法 第五节 非水溶液的酸碱滴定
第五章 酸碱平衡与酸碱滴定法
1、酸碱质子理论 2、水的离子积及其应用
大学,分析化学第05章,酸碱平衡及酸碱滴定法
质子平衡 溶液中酸失去质子数目等于碱得到质子数目。 质子条件式（PBE）
(1) 先选零水准 (大量存在,参与质子转移的物质)， 一般选取投料组分及H2O
(2) 将零水准得质子产物写在等式一边,失质子产物 写在等式另一边 (3) 浓度项前乘上得失质子数
例：Na2HPO4水溶液
零水准：H2O、HPO42[H+] + [H2PO4- ]+2[H3PO4] = [OH-] +[PO43-]
H2O
1 Kt = =10 14.00 Kw
H+ + Ac-
HAc
Kb 1 Kt = = Ka Kw
OH- + HAc
Ka 1 Kt = = Kb Kw H2O + Ac-
3 活度与浓度
活度：在化学反应中表现出来的有效浓度，
通常用a表示
a i = g i ci
溶液无限稀时: g =1 中性分子: g =1
+ -
-
gHB gA
+
K◦
4 质子条件式
物料平衡 (Material (Mass) Balance): 各物种的平衡浓度之和等于其分析浓度。 电荷平衡 (Charge Balance): 溶液中正离子所带正电荷的总数等于负离子所带 负电荷的总数(电中性原则)。 质子平衡 (Proton Balance): 溶液中酸失去质子数目等于碱得到质子数目。
分布分数－多元弱酸
二元弱酸H2A
H2AH++HA- H++A2- c H CO =[H2CO3]+[HCO3-]+[CO32-]
2 3
物料平衡 δH A
2
第五章_有机化合物的酸碱性
第五章 有机化合物的酸碱性酸碱是化学中的重要概念，从广义的角度讲，多数的有机化学反应都可以被看作是酸碱反应。
因此，酸碱的概念在有机化学中有着重要的应用，在学习有机化学的时候，学习与了解有机化合物的酸碱性是十分必要的。
5.1 Brönsted 酸碱理论1923年，为了克服S. A. Arrehenius 依据电离学说，所提出的水溶液中酸碱理论的不足，丹麦的J. N. Brönsted 和英国的J. M. Lowry 分别独立地提出了新的酸碱理论。
该理论给出的酸碱定义为：凡是能给出质子的任何物质（分子或离子），叫做酸；凡是能接受质子的任何物质，叫做碱。
简言之，酸是质子的给予体，碱是质子的接受体。
因此，Brönsted 酸碱理论又称为质子酸碱理论。
依据Brönsted 酸碱理论，酸给出质子后产生的碱，称之为酸的共轭碱；碱接受质子生成的物质就是它的共轭酸。
即：酸碱 ＋质子CH3CO 2H CH 3CO 2- + H +C2H 5OHC 2H 5O - + H +可以看出，CH 3CO 2H 给出质子是酸，生成的CH 3CO 2―则是碱。
这样的一对酸碱，称为共轭酸碱对。
C 2H 5OH 和C 2H 5O ―也是如此。
酸、碱的电离可以看作是两对酸碱的反应过程。
例如：CH3CO 2H + H 2OCH 3CO 2- + H 3O +酸1 ＋ 碱2碱1 ＋ 酸2H2O + CH 3NH 2OH - + CH 3NH 3+醋酸在水中的电离，CH 3CO 2H 给出一个质子是酸，H 2O 接受一个质子为碱。
这里，CH 3CO 2H/CH 3CO 2―与H 2O/H 3O ＋分别是两个共轭酸碱对。
但是，甲胺在水中电离时，H 2O 给出一个质子是酸，CH 3NH 2接受一个质子为碱。
H 2O/OH ―与CH 3NH 2/CH 3NH 3+分别是两个共轭酸碱对。
由此可见， Brönsted 理论中的酸碱概念是相对的。
第5章 酸碱和酸碱反应
第5章酸碱和酸碱反应1．是非题（判断下列各项叙述是否正确，对的在括号中填“√”，错的填“×”）1.1 0.20 mol·dm-3 HAc 溶液中C[H+]是0.10 mol·dm-3 HAc 溶液中c[H+]的2 倍。
( )1.2 H2S 溶液中c[H+]是c[S2-]的2 倍。
( )1.3 在水溶液中可能电离的物质都能达到电离平衡。
( )1.4 同离子效应可以使溶液的pH 值增大，也可以使pH 值减小，但一定会使电解质的电离度降低。
( )1.5 pH = 7 的盐的水溶液，表明该盐不发生水解。
( )1.6 阳离子水解总是显酸性，而阴离子水解必定显碱性( )1.7 浓度很大的酸或浓度很大的碱溶液也有缓冲作用。
( )1.8 H2PO4-和HS-既是酸又是碱。
( )2．选择题(选择正确答案的题号填入（）2．1 将浓度相同的NaCl，NH4Ac, NaAc 和NaCN 溶液，按它们的c [H+]从大到小排列的顺序为：( )a NaCl > NaAc > NH4Ac > NaCNb NaAc> NaCl > NH4Ac > NaCNc NaCl > NH4Ac > NaAc> NaCNd NaCN > NaAc > NaCl>NH4Ac2．2 中性（pH = 7）的水是( )a 海水b 雨水c 蒸馏水d 自来水2．3 已知K HF = 6.7×10-4，K HCN = 7.2×10-10，K Hac = 1.8×10-5。
可配成pH = 9 的缓冲溶液的为( )a HF 和NaFb HCN 和NaCNc HAc 和NaAcd 都可以2．4 列各种物质中，既是路易斯酸又是路易斯酸碱的是( )a B2H6b CCl4c H2Od SO2Cl22．5 在HAc—NaAc 组成的缓冲溶液中，若c[HAc]>c[Ac-]，则缓冲溶液抵抗酸或碱的能力为( )a 抗酸能力>抗碱能力b 抗酸能力﹤抗碱能力c 抗酸碱能力相同d 无法判断2．6 知H3PO4 的pKθa1 = 2.12, pKθa2 =7.20, pKθa3 = 12.36, 0.10 mol·dm-3 Na2HPO4溶液的pH 约为( )a 4.7b 7.3c 10.1d 9.82．7 不是共轭酸碱对的一组物质是( )a NH3, NH 2-b NaOH , Na+c HS- , S2-d H2O , OH-2．8 知相同浓度的盐NaAc, NaB, NaC, NaD 的水溶液pH 依次增大，则相同浓度的下列稀酸中离解度最大的是( )a HDb HCc HBd HA3．填空题3.1 已知：Kθa (HNO2)＝7.2×10-4，当HNO2溶液的解离度为20 ％时，其浓度为mol·dm-3,c[H+]= mol·dm-3。
第五章酸碱平衡和酸碱滴定法
解:
H2S H + HS
K a1
=
[H ][HS [H2S]
]
=9.1
10-8
HS H + S2
K
a2
=
[H ][S2 [HS ]
]
=1.1
10-12
根据多重平衡规则：
K
Ka1
K
a2
[H ]2[S2 ] [H2S]
Ka1 Ka2
9.1108 1.11012
102
可忽略第二级解离而减少的以及增多 的，当作一元酸处理。因此，
则有， lg c H c OH lg kW
即 pH pOH pKW 14.00
• 酸性溶液中：c(H+)＞c(ＯH－)，pH＜7＜ pOH • 中性溶液中：c(H+) = c(ＯH－) ，pH = 7 = pOH • 碱性溶液中：c(H+) ＜ c(ＯH－) ，pH ＞7＞pOH
1.6 107
OH- +
H3PO4
K
b3
c(OH )c(H3PO4 ) c(H2PO4 )
1.3 1012
可知碱的强度为： PO43- > HPO42- > H2PO4-
K
a1
K
b3
K
a2
K
b2
K
a3
K
b1
K
w
3. 解离度和稀释定律
已解离的分子数
电解前原电解质的分子总数
×100 %
和K都能反映弱酸弱碱解离能力的大小。K是化学平衡常
解离度(α)
已解离的分子数
溶液中原有该弱电解质分子总数 100%
例如：0.10mol.L-1HAc的解离度是1.32%， 则溶液中各离子浓度是： c (H+)=c (Ac-)
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( )1.2 H2S 溶液中c[H+]是c[S2-]的2 倍。
( )1.3 在水溶液中可能电离的物质都能达到电离平衡。
( )1.4 同离子效应可以使溶液的pH 值增大，也可以使pH 值减小，但一定会使电解质的电离度降低。
( )1.5 pH = 7 的盐的水溶液，表明该盐不发生水解。
( )1.6 阳离子水解总是显酸性，而阴离子水解必定显碱性( )1.7 浓度很大的酸或浓度很大的碱溶液也有缓冲作用。
( )1.8 H2PO4-和HS-既是酸又是碱。
( )2．选择题(选择正确答案的题号填入（）2．1 将浓度相同的NaCl，NH4Ac, NaAc 和NaCN 溶液，按它们的c [H+]从大到小排列的顺序为：( )a NaCl > NaAc > NH4Ac > NaCNb NaAc> NaCl > NH4Ac > NaCNc NaCl > NH4Ac > NaAc> NaCNd NaCN > NaAc > NaCl>NH4Ac2．2 中性（pH = 7）的水是( )a 海水b 雨水c 蒸馏水d 自来水2．3 已知K HF = 6.7×10-4，K HCN = 7.2×10-10，K Hac = 1.8×10-5。
可配成pH = 9 的缓冲溶液的为( )a HF 和NaFb HCN 和NaCNc HAc 和NaAcd 都可以2．4 列各种物质中，既是路易斯酸又是路易斯酸碱的是( )a B2H6b CCl4c H2Od SO2Cl22．5 在HAc—NaAc 组成的缓冲溶液中，若c[HAc]>c[Ac-]，则缓冲溶液抵抗酸或碱的能力为( )a 抗酸能力>抗碱能力b 抗酸能力﹤抗碱能力c 抗酸碱能力相同d 无法判断2．6 知H3PO4 的pKθa1 = 2.12, pKθa2 =7.20, pKθa3 = 12.36, 0.10 mol·dm-3 Na2HPO4溶液的pH 约为( )a 4.7b 7.3c 10.1d 9.82．7 不是共轭酸碱对的一组物质是( )a NH3, NH 2-b NaOH , Na+c HS- , S2-d H2O , OH-2．8 知相同浓度的盐NaAc, NaB, NaC, NaD 的水溶液pH 依次增大，则相同浓度的下列稀酸中离解度最大的是( )a HDb HCc HBd HA3．填空题3.1 已知：Kθa (HNO2)＝7.2×10-4，当HNO2溶液的解离度为20 ％时，其浓度为mol·dm-3, c[H+]= mol·dm-3。
3.2 浓度为0.010 mol·dm-3的某一元弱碱（K θb ＝1.0×10-8）溶液，其pH = ，此碱的溶液与等体积的水混和后，pH = 。
3.3 在0.10mol·dm-3 HAc 溶液中加入固体HAc 后，HAc 的浓度，电离度，pH 值。
3.4 将下列物质在水溶液中的按酸性由强到弱排列，为：H2SO4, HClO4, C2H5OH, NH3, NH +4 , HSO4-3.5 已知18℃时水的K θw ＝6.4×10-15，此时中性溶液中c[H+]为，pH 为3.6 现有浓度相同的四种溶液HCl, HAc(K θa ＝1.8×10-5), NaOH 和NaAC，欲配制pH =4.44的缓冲溶液，可有三种配法，每种配法所用的两种溶液及其体积比分别为：，，。
3.7 已知，S2- + H2O HS- + OH-的p Kθa1 = 6.3×10-8, p Kθa2=4.4×10-13, 则其平衡常数Kθ＝，共轭酸碱对为。
3.8 依pauling 规则，可以判断出H3PO4, H2PO-4 ,和HPO 2-4的pKa 分别为和。
3.9 H3PO4和Na2HPO4在水溶液中混和时主要反应的平衡方程式为：CO2 和CaCO3的是。
3.10 (CH3)2N—PF2有两个碱性原子P 和N，与BH3形成配合物时，原子与B 结合。
与BF3形成配合物时，原子与B 相结合。
4．计算题4.1 求把0.10 dm-3，0.20 mol·dm-3HAc 与0.050 dm-3，0.20 mol·dm-3NaOH 溶液混后的值[已知：K θa (HAc)＝1.8×10-5].4.2 已知K θa (HCN)＝7.2×10-10，计算0.20 mol·dm-3NACN 溶液的C(OH-)和水解度α h。
4.3 欲配制450 cm-3，pH = 4.70 的缓冲溶液，取实验室中0.10 mol·dm-3 的HAc 和0.10mol·dm-3的NaOH 溶液各多少混合即成。
无机化学习题库参考答案:1. 是非题1.1 （×）1.2 (×) 1.3 (×) 1.4 (√) 1.5 (×) 1.6 (×) 1.7 (√) 1.8 (√)2. 选择题2.1 （c）2.2 （c）2.3 (b) 2.4 (a) 2.5 (b) 2.6 (d) 2.7 (b) 2.8 (d)3. 填空题3. 1 1.4×10-2，2.8×10-33. 2 9.0 ，8.853. 3 不变，减小，增大3. 4 HClO4, HSO4-, NH +4 , H2S O4, C2H5OH, NH33. 5 8×10-8，7.103. 6 HAc—NaAC, 2:1 ; HCl—NaAC, 2:3 ; HAc—NaOH, 3:13. 7 1.4 ，HS-—S2-3. 8 3，8，133.93. 10 P , N4. 计算题4. 1 混合后发生反应: HAc + NaOH = NaAC + H2O反应后剩余HAc 及生成NaAC 的浓度为：c(HAc) ＝则混合溶液应为缓冲液，按公式计算：＝1.7×10-3（mol·dm-3）＝0.8％4. 3 设需HAc 溶液和NaOH 溶液各取V1cm-3 和V2 cm-3则：所以V1 + V2 ＝450联立后解得：V1 ＝305 ( cm-3) V2 ＝(145 cm-3)III 课后题答案5．1 根据阿仑尼乌斯和（或）布朗斯特理论，下列物质中哪些可用作酸？哪些可用作碱？哪些可用作酸又可用作碱？（1）HCl；（2）H2PO −（3）H2CaO2；（4）ClO3(OH)；（5）Sb(OH)3。
解答酸：（1），（2），（4），（5）；碱：（2），（3），（5）；两者：（2），（5）。
5．2 将下列各组酸按酸性增强的顺序排列：（1）硫酸、磷酸、高氯酸；（2）HIO3，HIO2，HIO 和HIO4；（3）亚硒酸、亚硫酸、亚碲酸；（4）氢硫酸、氢硒酸、氢碲酸；（5）H2CrO4，H2CrO2，HCrO3 和（6）H4P2O7，HP2O 3−，H3P2O 7 和H2P2O7－解答（1）磷酸，硫酸，高氯酸（2）HIO，HIO2，HIO3，HIO4（3）亚碲酸，亚硒酸，亚硫酸（4）氢硫酸，氢硒酸，氢碲酸（5）H2CrO2，H3CrO3，HCrO3，H2CrO4（6）H4P2O7，HP2O 3−，H3P2O 7 和H2P2O7－5．3 60℃时的K W 值为9.614×10-4求该温度下水中H+的浓度，并计算pH 值。
60℃的的纯水显酸性吗？解答c(H3O+)/ mol/dm-3=(9.614×10-14)1/2=3.100×10-7c(H3O+)=3.100×10-7 mol/dm-3pH=6.51 仍为中性。
5．4 吕·查德里原理不难由K2CrO4 溶液中交替滴加稀HCl 和稀NaOH 而引起的颜色变化得到证明：2CrO42−+2H3O＋→Cr2O 72−+2H2O（黄色）（橙色）（1）指出该反应中较强的酸和它的共轭碱；（2）加入NaOH 的作用是什么？（3）根据哪种理论可将该反应看作酸碱反应？解答本题的反应式中隐藏着一个中间产物HCrO −4可作为课堂联系引导学生掌握握酸碱质子理论的基本概念。
1）较强的酸是H3O+；它的共轭碱是H2O。
反应中的另一对共轭酸碱是和Cr2O 72−，CrO42−，CrO42−之所以是个碱，因为从H2O（碱）分子接受1 个质子生成它的共轭酸，Cr2O 7 是HCrO 4 消—分CrO42−的共轭酸子水的产物，因而也是，CrO42−+H2O=HCrO 4 +OH2HCrO 4 =Cr2O 7 +H2OCrO42−更强的碱，优先与体系中最强的酸H3O+发生反应使平衡左移。
（2）引入的OH-，是个较，（3）酸碱质子理论。
5．5 指出下列反应中的布朗斯特酸、碱及其共轭（1）HSO −＋OH-===SO42−+ H2O；（2）PO43−+ H2O===HPO 4 + OH（3）H2Fe(CO)4 + CH3OH===[FeH(CO)4]- + CH3OH +（4）HNO3 + H2O===H3O+ + NO −（5）CO32−+ H2O===HCO-3 + OH-（6）NH3 + H2S===NH4++ HS（7）NH4I + KNH2===KI +2NH3（液氨为溶剂）；（8）Zn(H2O) 42+(aq) + H2O(l) === Zn(H2O) 3（OH）+(aq) + H3O+(aq)。
解答这里将反应式左边的物种当作酸和碱，而将反应式右边的物种当作它们的共轭碱和共轭酸（当然您也可以采用相反的做法）。
5.6 何谓拉平效应？用拉平效应概念讨论水溶液中的下列各碱：CO32−O2-（提示共轭酸为OH-），ClO −4 ，NO-3（1）那些碱性太强以致无法用实验研究？（2）那些碱性太弱以致无法用实验研究？（3）那些可直接测定其强度？解答拉平效应：参阅节 5.1.4。
O2-；（2）ClO −4 ,NO- 3 ；（3）CO 2-3（1）5．7 应用鲍林规则：（1）判断 H3PO4(2.12)，H3PO3(1.80) 和 H3PO2(2.0)的结构，括号内的数值为相应物质的p θK ；2）粗略估计H3PO4，H2PO −和HPO 4 的pθKθa 值，其实验值参见表5.3解答5．8 按酸性增大的顺序排列下述四种水合酸：[Na(OH2)n]+，[Sc(OH2)6]3+，[Mn(OH2)6]2+，[Ni(OH2)6]2+。