4电解质溶液和离子平衡精品PPT课件
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【PPT课件】电解质溶液与离子平衡有色彩
2018/12/19 17
体液紊乱包括:
①容量紊乱：即容量过多(水肿)、容量不足
(脱水)；
②渗透压紊乱：即体液张力减低(低渗血
症)、体液张力增高(高渗血症)；
③酸碱平衡失调：即酸中毒及碱中毒； ④体液各种溶质浓度紊乱：如钾、钠、钙、
镁、葡萄糖、尿素及氨基酸等浓度过高或过低等。
均为病态
2018/12/19 18
12
平均活度系数
lg A z z I
对于较高离子强度的溶液
Azi I lg i 1 I
2
或
lg
A z z I 1 I
2018/12/19
13
例3-1 分别用离子浓度和离子活度计算0.020mol· L1 NaCl溶液在298K时的渗透压力,并加以比较。 解：⑴ 用离子浓度计算
2018/12/19 27
Kw 的意义：
一定温度时，水溶液中[H+]和[OH-]之积为一常数。
水的解离是吸热反应，当温度升高时Kw增大。
水的离子积常数与温度的关系
T/K 273 291 295 298 323 373
2018/12/19
Kw 1.5×10-15 7.4×10-15 1.00×10-14 1.27×10-14 5.6×10-14 7.4×10-13
29
3.3.2 酸碱在水溶液中的质子转移平衡
（一）一元弱酸溶液
H
+
HAc + H2O
或 HAc
H3O + Ac
H + Ac
+ ﹣
+
﹣
[H ][Ac ] Ka [HAc]
+
体液紊乱包括:
①容量紊乱：即容量过多(水肿)、容量不足
(脱水)；
②渗透压紊乱：即体液张力减低(低渗血
症)、体液张力增高(高渗血症)；
③酸碱平衡失调：即酸中毒及碱中毒； ④体液各种溶质浓度紊乱：如钾、钠、钙、
镁、葡萄糖、尿素及氨基酸等浓度过高或过低等。
均为病态
2018/12/19 18
12
平均活度系数
lg A z z I
对于较高离子强度的溶液
Azi I lg i 1 I
2
或
lg
A z z I 1 I
2018/12/19
13
例3-1 分别用离子浓度和离子活度计算0.020mol· L1 NaCl溶液在298K时的渗透压力,并加以比较。 解：⑴ 用离子浓度计算
2018/12/19 27
Kw 的意义：
一定温度时，水溶液中[H+]和[OH-]之积为一常数。
水的解离是吸热反应，当温度升高时Kw增大。
水的离子积常数与温度的关系
T/K 273 291 295 298 323 373
2018/12/19
Kw 1.5×10-15 7.4×10-15 1.00×10-14 1.27×10-14 5.6×10-14 7.4×10-13
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3.3.2 酸碱在水溶液中的质子转移平衡
（一）一元弱酸溶液
H
+
HAc + H2O
或 HAc
H3O + Ac
H + Ac
+ ﹣
+
﹣
[H ][Ac ] Ka [HAc]
+
《高中化学选修四《水溶液中的离子平衡》PPT课件讲义
错题再现
3.在含有酚酞的0.1 mol·L－1氨水中加入少量
的NH4Cl晶体，则溶液颜色 C
A.变蓝色 B.变深 C.变浅 D.不变
错题再现
4．一定温度下，将一定质量的冰醋酸加水稀释 过程中，溶液的导电能力变化如左图所示，
⑴O点导电能力为0的理由是
⑵a、b、c三点溶液的c(H+)由小到大的顺序是
1)定义：在一定条件（如温度、浓度）下 ，当 电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合 成分子的速率 相等时，电离过程就达到了平衡 状态，这叫做电离平衡。
逆 电离平衡是对弱电解质而言，电离是可 逆的，强电解质不存在电离平衡 动 电离平衡是一种动态平衡 特点 等 V电离=V分子化≠0 定 条件不变，溶液中各分子、离子 的浓度不变，溶液里既有离子又有分子 变 条件改变时，电离平衡发生移动。
⑤弱酸的酸式盐的电离是分步电离，先完全电离成金 属离子和酸式酸根，酸式酸根再部分电离。
⑥强酸的酸式盐在水溶液中完全电离，在稀溶液中不 存在酸式酸根；而在熔融状态，则电离成金属离子和 酸式酸根离子
强等号、弱可逆、多元弱酸 分步写，多元弱碱一步完
小结：强、弱电解质的比较
强电解质
弱电解质
相同点
都是电解质，在水溶液中均能电离
方法五、相同 pH值，相同体积 的HCl 和 CH3COOH， 和足量的锌粒反应， CH3COOH产生的氢气多。
方法六、取相同浓度的HCl 和 CH3COOH ，稀释 100倍，pH值变化小的是 CH3COOH 。
课堂练习
一定温度下，有ａ盐酸、ｂ硫酸、ｃ醋酸三种酸：
①是当其b 物a质c的量。浓度相同时，C（H+）由大到小的顺序 c a ②当C（H+）相同时，物质的量浓度由大到小的是___ b
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3.溶液的pH计算方法：
（3）溶液混合后的pH计算:
①两强酸混合：
直接求出c(H＋)混，再据此求pH。c(H ②两强碱混合：
)
c(H
)1V1 V1
c(H V2
) 2V2
方法一：先求出c(OH－)混，再据Kw求出c(H＋)混，最后利用 pH＝－lgc(H＋)计算出pH。
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判断某酸属于弱酸的三个角度
角度一：弱电解质的定义，即弱电解质不能完全电离，如 测0.1mol·L－1的CH3COOH溶液的pH>1。
角度二：弱电解质溶液中存在电离平衡，条件改变， 平衡移动，如pH＝1的CH3COOH加水稀释10倍1<pH<2。
②25℃时，pH＝10的溶液是碱性溶液，不一 定为碱溶液，pH＝5时溶液也不一定为酸溶液， 还可能为能水解的盐溶液。
③溶液稀释时，不是所有离子的浓度都减小， 有些离子的浓度可能增大。若为酸溶液，则稀释 时H+浓度减小，OH－浓度增大；若为碱溶液，则 稀释时OH－浓度减小，H+浓度增大。
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Kb
3.电离平衡常数：
(1)碳酸电离方程式：H2CO3⇌H＋＋HCO－ 3 HCO－ 3 ⇌H＋＋CO23－ (2)电离平衡常数表达式：
cH＋·cHCO－ 3
cH＋·cCO23－
Ka1＝ cH2CO3 ，Ka2＝ cHCO－ 3
。
(3)比较大小： Ka1 > Ka2
影响因素：温度不变，电离平衡常数不变；温度升高，电 离平衡常数一般增大。
第2章电解质溶液和离子平衡精品PPT课件
强电解质：在水溶液中导电能力强的 电解质 物质，强电解质在水溶液中完全解离。
如，强酸、强碱和大多数盐；
弱电解质：在水溶液中导电能力弱的 物质，弱电解质在水溶液中部分解离。 如，弱酸、弱碱等。
弱电解质在水溶液中是部分解离的，其 解离程度可用解离度α来表示。
解离度α：已解离的分子数与分子总数之比。
在定容反应中，已解离的弱电解质的浓 度c与起始浓度c0之比等于其解离度。即：
[例1]（见p72）
2.2.2 多元弱酸的解离平衡
现以H2S为例，其反应如下：
第一步解离
H2S
第二步解离
HS-
H+ + HSH+ + S2-
Ka1
[H+ ][HS[H2S]
]
1.07
107
K
a2
[H+ ][S2[HS- ]
]
1.26 1013
由于Ka1
Ka2 （一般Ka1 / Ka2 >103），
活度：把电解质溶液中离子实际发挥作用的浓 度称为有效浓度或称为活度。
浓度和活度之间的关系： a =γ·c
式中：a 活度；c 浓度；γ活度系数。
由于离子之间的牵制作用， c > a，所以γ<1。
显然， γ 越小，离子与其离子氛之间的相 互作用越强。 a 越小。
➢γ反映了溶液中离子之间相互作用的程度。 ➢γ 与什么因素有关呢？
+
OH -
平衡时：
Kb
[NH4+ [NH3
][OH- ] H2O]
Kb 称为一元弱碱的解离常数。在相同温 度下，Kb 越大，弱碱的碱性越强，反之则越 弱。
2）解离常数与解离度的关系、稀释定律
如，强酸、强碱和大多数盐；
弱电解质：在水溶液中导电能力弱的 物质，弱电解质在水溶液中部分解离。 如，弱酸、弱碱等。
弱电解质在水溶液中是部分解离的，其 解离程度可用解离度α来表示。
解离度α：已解离的分子数与分子总数之比。
在定容反应中，已解离的弱电解质的浓 度c与起始浓度c0之比等于其解离度。即：
[例1]（见p72）
2.2.2 多元弱酸的解离平衡
现以H2S为例，其反应如下：
第一步解离
H2S
第二步解离
HS-
H+ + HSH+ + S2-
Ka1
[H+ ][HS[H2S]
]
1.07
107
K
a2
[H+ ][S2[HS- ]
]
1.26 1013
由于Ka1
Ka2 （一般Ka1 / Ka2 >103），
活度：把电解质溶液中离子实际发挥作用的浓 度称为有效浓度或称为活度。
浓度和活度之间的关系： a =γ·c
式中：a 活度；c 浓度；γ活度系数。
由于离子之间的牵制作用， c > a，所以γ<1。
显然， γ 越小，离子与其离子氛之间的相 互作用越强。 a 越小。
➢γ反映了溶液中离子之间相互作用的程度。 ➢γ 与什么因素有关呢？
+
OH -
平衡时：
Kb
[NH4+ [NH3
][OH- ] H2O]
Kb 称为一元弱碱的解离常数。在相同温 度下，Kb 越大，弱碱的碱性越强，反之则越 弱。
2）解离常数与解离度的关系、稀释定律
电解质溶液和离子平衡 (2)优秀课件
2020/11/22
c (H+) c (OH-) =
K
w
= 1.0 10-14
两边取负对数：
pH + pOH = pK
w
= 14.00
2020/11/22
例4-1： 求0.050 mol·L-1 HCl溶液的pH和pOH。（室温）
解： 公式：pH = -lg [c (׳H+)] = -lg（0.05）=1.3 pOH = 14 - pH = 14-1.3 =12.7
4.1 水的解离和溶液的pH:
4.1.1 水的解离平衡:
纯水有微弱的导电性，表明它有微 弱的解离。
水的解离平衡可表示为：
H2O
H+ + OH-
2020/11/22
水的解离平衡 : H2O
标准平衡常数为：
H+ + OH-
2020/11/22
水的离子积： K
w
（1）概念：
在一定温度下，水中c'（H+）、c ' （OH-） 的乘积为一个常数，称为水的离子积。
食醋
பைடு நூலகம்
3.0
啤酒 4.0~5.0
咖啡
5.0
2020/11/22
乳酪 海水
4.8~6.4 8.3
饮用水 6.5~8.5
人尿液
小肠液 胃液
4.8 ~ 8.4
7.6 1.3
人血液 pH 超出±0.4将有生命危险。 pH 标度适用范围: 0 ≤ pH ≤ 14.0
1 ≥ c(H+) ≥ 1 10-14 如pH<0、 pH >14 ，应使用c(H+) 或 c(OH-)
c (H+) , c (OH-) ; c (H+) ， c (OH-)
c (H+) c (OH-) =
K
w
= 1.0 10-14
两边取负对数：
pH + pOH = pK
w
= 14.00
2020/11/22
例4-1： 求0.050 mol·L-1 HCl溶液的pH和pOH。（室温）
解： 公式：pH = -lg [c (׳H+)] = -lg（0.05）=1.3 pOH = 14 - pH = 14-1.3 =12.7
4.1 水的解离和溶液的pH:
4.1.1 水的解离平衡:
纯水有微弱的导电性，表明它有微 弱的解离。
水的解离平衡可表示为：
H2O
H+ + OH-
2020/11/22
水的解离平衡 : H2O
标准平衡常数为：
H+ + OH-
2020/11/22
水的离子积： K
w
（1）概念：
在一定温度下，水中c'（H+）、c ' （OH-） 的乘积为一个常数，称为水的离子积。
食醋
பைடு நூலகம்
3.0
啤酒 4.0~5.0
咖啡
5.0
2020/11/22
乳酪 海水
4.8~6.4 8.3
饮用水 6.5~8.5
人尿液
小肠液 胃液
4.8 ~ 8.4
7.6 1.3
人血液 pH 超出±0.4将有生命危险。 pH 标度适用范围: 0 ≤ pH ≤ 14.0
1 ≥ c(H+) ≥ 1 10-14 如pH<0、 pH >14 ，应使用c(H+) 或 c(OH-)
c (H+) , c (OH-) ; c (H+) ， c (OH-)
电解质溶液及电离平衡课件
电解质溶液及电离平衡课件集团标准化工作小组 [Q8QX9QT-X8QQB8Q8-NQ8QJ8-M8QMN]电解质溶液及电离平衡一、强电解质和弱电解质1．强、弱电解质强电解质：溶液和熔融状态下，完全电离的物质：如NaCl、Al(OH)3。
弱电解质：溶液和熔融状态下，不完全电离的物质：如H2S、H2CO3。
一般而言，强酸强碱和所有的盐都是强电解质，弱酸弱碱都弱电解质。
2．弱电解质的电离平衡⑴电离平衡：类似化学平衡反应，弱电解质的电离反应是可逆的。
当达到反应物和生成物的浓度不变时，达到平衡。
这个平衡是动态平衡的。
⑵电离平衡的特征：1、是一个可逆反应，在一定条件下，达到一个平衡点，有一个K值。
2、平衡受反应物和生成物的量的影响，当改变生成物和反应物的浓度时，平衡值也会改变。
3、电离反应是吸热反应，因此改变温度对平衡也有影响。
二、水的离子积和溶液的PH写出水的电离方程式。
在纯水及任何稀溶液中， 2H2O——H3O++OH- 可简写为：H2O—— H+ + OH-1、水的离子积常数25℃Kw = c(H+)·c(OH-)=10-14（常数）其中，25℃时，c(H+)=c(OH-)=10-7mol·L-1讨论：1、在纯水中加入酸(或碱)时，对水的电离有怎样的影响2、给纯水加热，其中c(H+)、c(OH-)如何变化3、在c(H+)=10-2的盐酸中，OH-浓度是多少其中水电离出来的H+浓度是多少2．溶液的酸碱性和PHPH = - lgc(H+)当C（H+）10—7mol/L PH 7 溶液呈酸性当C（H+）10—7mol/L PH 7 溶液呈中性当C（H+）10—7mol/L PH 7 溶液呈碱性讨论：1、常温下，稀溶液中，pH+pOH=2、你认c(H+)在什么范围内，用pH来表示溶液的酸碱性比较方便3、pH的测定方法：(1)广范pH试纸、精密pH试纸（2)酸碱指示剂 3)pH计石蕊5 ~ 8、酚酞8 ~10、甲基橙~红.紫.蓝无.粉红.红红.橙.黄4、PH相关计算例1：pH=12的NaOH溶液1mL加水稀释至100mL，pH ；pH=5的HCl 溶液1mL加水稀释至1000mL，pH 。
《溶液和离子平衡》课件
温度
离子浓度
温度升高，沉淀溶解平衡向溶解方向移动 ；温度降低，沉淀溶解平衡向结晶方向移 动。
离子浓度越高，沉淀溶解平衡越偏向结晶 方向；离子浓度越低，沉淀溶解平衡越偏 向溶解方向。
沉淀物性质
压力
不同沉淀物的溶解度不同，因此其沉淀溶 解平衡常数也不同。
压力对沉淀溶解平衡的影响较小，但在高 压下，某些气体在水中的溶解度会发生变 化，从而影响沉淀溶解平衡。
《溶液和离子平衡》ppt课件
contents
目录
• 溶液的组成和性质 • 离子平衡 • 酸碱平衡 • 沉淀溶解平衡 • 溶液和离子平衡的应用
01
溶液的组成和性质
溶液的定义和分类
定义
溶液是由溶质和溶剂组成的均一、稳 定的混合物。
分类
根据溶质和溶剂的关系，溶液可分为 均相溶液和非均相溶液；根据溶液中 溶质的存在形式，可分为分子溶液、 离子溶液和胶体溶液。
05
溶液和离子平衡的应用
在化学工业中的应用
化学反应
溶液中的离子平衡对化学反应的 进行有着重要影响，如酸碱反应
、沉淀反应等。
物质分离与提纯
通过离子交换、萃取等方法，利用 离子平衡原理进行物质的分离与提 纯。
工业废水处理
利用离子平衡原理，通过调节废水 中的离子浓度，实现废水的处理和 资源化利用。
在环境科学中的应用
中和反应的平衡常数是一个重要的化学参数，它决定了反应的平衡点，即在一定温 度下，溶液中酸碱反应达到平衡时的氢离子和氢氧根离子的浓度。
酸碱平衡的影响因素
酸碱物质的浓度
压力
酸碱物质的浓度是影响酸碱平衡的重 要因素。当加入新的酸或碱时，会打 破原有的平衡状态，导致平衡移动。
第4章电解质溶液和离子平衡[可修改版ppt]
![第4章电解质溶液和离子平衡[可修改版ppt]](https://img.taocdn.com/s3/m/ed7a28c8964bcf84b8d57b0d.png)
(2)酸碱指示剂变色 pH 范围:
肉眼能观察到的指示剂发生颜色变化的pH范围 称为指示剂的变色范围。
常见酸碱指示剂的变色范围（见表4-3）
指示剂 变色pH范 围
甲基橙 3.1 – 4.4
甲基红 4.4 – 6.2
石 蕊 5.0 – 8.0
酚 酞 8.0 – 10.0
酸色
红色 红色 红色 无色
过渡色 碱色
c (H+H+) = c (OH-)： 中性溶液
c (H+) < c (OH-)： 碱性溶液
4.1.2 溶液的酸碱性和 pH ：
1. 溶液的酸碱性：
由于水溶液中存在H2O的自偶解离平衡：
H2O
H+ + OH-
K
w
= c (׳H+) ·c (׳OH-) = c (H+) ·c (OH-)
c (H+) , c (OH-) ; c (H+) ， c (OH-)
室温下：K
w
= c (H+) ·c (OH-) = 1.00×10-14
酸性溶液：c (H+) 10-7
中性溶液：c (H+) = c (OH-) = 10-7
碱性溶液：c (H+) 10-7
练习： 1、填空： c(H+) 越大，则c(OH-)越_小__，酸性越_强__，碱性越_弱__。
算和难溶电解质溶液中有关离子浓度的计算；
• 5. 了解缓冲溶液的作用原理、选择及配制方法。了解 强电解质理论。
4.1 水的解离和溶液的pH:
4.1.1 水的解离平衡:
纯水有微弱的导电性，表明它有微 弱的解离。
水的解离平衡可表示为：
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例如： H A c + H 2 OH 3 O + + A c 达平衡时，其标准解离常数的表达式为：
1.75 10 Kaθ
[c
(H3O [c
)/cθ ][c(Ac (HAc)/cθ ]
)/c
θ
]
5
同理，对于 HAc 的共轭碱 Ac¯的解离平衡式为： H 2 O + A c - O H - + H A c
酸
碱 质子
HPO42－ ⇌ PO43－ + H+
酸
碱 质子
酸 ⇌ 质子 ＋ 碱
共轭酸碱（对）
酸 ⇄碱+ H+
例：HAc的共轭碱是Ac－ ， Ac－的共轭酸HAc， HAc和Ac－为一对共轭酸碱。
两性物质：既能给出质子，又能接受质子的。
如：HSO
4
, Fe(OH)(H 2 O ) 5
2
,
HCO
凡是能够提供质子的分子或离子都是酸 酸是质子的给予体
凡是能够接受质子的分子或离子都是碱 碱是质子的接受体
HAc ⇌ Ac－ + H+ 酸 碱 质子
NH3 ⇌ NH2－ + H+ 酸 碱 质子
[Al(H2O)6]3+ ⇌ [Al(H2O)5(OH)]2+ + H+
酸
碱
质子
H2PO4－ ⇌ HPO42－ + H+
2007-5-27
溶液的酸碱性和pH
溶液的酸碱性
溶液酸碱性 酸性 中性 碱性
c(H+)/mol·L-1 >1.0×10-7 1.0×10-7 <1.0×10-7
c(OH-)/pmHol·越L-1小<1，.0×溶10液-7 1酸.0×性10越-7 >强1.0×10-7 pH=[c-(lpHgH+[)c/c越(H][+大c)/(cO，H] -)溶/c 液]= 1碱.0×性10越-14强= Kw
θ [c(HAc)/cθ ][c(OH )/cθ ]
Kb
[c(Ac )/cθ ]
水的解离反应
纯水或稀溶液中
3-1-2H水2O的(l) 解离H反+(a应q) 和+ O溶H液-(aq的) 酸 {c(H+)/c }{c碱(O性H-)/c }=Kw
Kw——水的离子积
Kw与温度有关 Kw(298.15K)=1.0×10-14
2007-5-27
4.1电解质溶液 4.4.1酸碱理论
1.水－电离理论 1887年，阿累尼乌斯(S. A. Arrhenius 瑞典) 解离出的阳离子全部都是氢离子的物质称为酸
解离出的阴离子全部都是氢氧根离子的物质称为碱 中和反应的实质是 H+ 和 OH－ 中和生成 H2O 的反应
2.溶剂理论
富兰克林(E.C.Franklin)将水溶液中的酸碱 定义扩充到非水溶液体系，提出酸碱溶剂理论。
一种物质是酸或碱，应在具体反应中确定。几乎所有的正离子都 为酸，负离子都为碱，绝大多数物质均可归为酸、碱或酸碱配合物。 该理论过于笼统，不易区分各种酸碱的差别。
4.2弱酸、弱碱的解离平衡
除少数强酸、强碱外，大多数酸和碱在水溶液中 只能部分解离，属于弱电解质。当某弱电解质解离和 重新结合的速率相等时，就达到了动态平衡，这种平 衡称酸碱解离平衡，它的标准平衡常数称为酸或碱的 标准解离常数，分别用 Kaθ ，Kbθ 表示。
3
, H 2 O , HS 等。
这种酸和碱的相互依存、相互转化关系被称为酸 碱共轭关系，酸(或碱)与它共轭的碱(或酸)一起被称为 共轭酸碱对。
酸越强 其共轭碱越弱 碱越强 其共轭酸越弱
酸性：HClO4 H 2SO4 H 3PO4
HAc
H 2CO3
NH
4
H2O
碱性：ClO
4
HSO
4
H
第四章电解质溶液和离子平衡
4.1电解质溶液 4.2弱酸、弱碱的解离平衡 4.3缓冲溶液s)电离理论
富兰克3-林1-(1F酸ra碱nk的lin电)溶离剂理理论论
布朗斯泰德(Bronsted)质子理论 路易斯(Lewis)电子理论 皮尔逊(Pearson)软硬酸碱理论
该理论扩大了酸碱范围。路易斯理论在有机化学 中应用得更为普遍，它常用亲电子试剂和亲核试剂来 代替酸和碱的概念。
Lewis酸碱反应
酸碱反应：Cu2+ + 4NH3 [Cu(NH3)4]2+； BF3 + F- BF4H+ + OH- H2O， Ag+ + Cl- AgCl
取代反应：[Cu(NH3)4]2+ + H+ Cu2+ + 4NH4+，酸取代 [Cu(NH3)4]2+ + 2OH- Cu(OH)2↓ + 4NH3 碱取代 BaCl2 + Na2SO4 BaSO4 + 2NaCl 双取代
2
PO
4
Ac
HCO
3
NH 3
OH
酸碱反应的实质： 两个共轭酸碱对之间的质子传递。
–H+
酸1 + 碱2
酸2 + 碱1
+H+ H+
HCl NH3 酸(1) 碱(2)
NH
4
Cl
酸(2) 碱(1)
⑴ 酸、碱的解离
H+
HAc(aq) H2O(l)
H+
H 2O(l) NH3 (aq)
H+
H2O(l) H2O(l)
⑶ 盐的水解
H+
H2O(l) Ac (aq)
H+
NH
4
(aq)
H 2 O(l)
HAc(aq) OH (aq) H3O (aq) NH3 (aq)
H+
Cu(H2O)4 2 H2O(l)
H3O (aq) Cu(OH)(H2O)3 (aq)
在 H A c + H 2 OH 3 O + + A c -
酸：电离出溶剂正离子者。
碱: 电离出溶剂负离子者。
酸碱反应：溶剂正、负离子结合为溶剂分子。
如：液氨溶剂中
NH4Cl(酸)＋NaNH2 (碱)
2NH3+NaCl
NH4＋＋NH2－
2NH3
3.酸碱质子理论
1923年，化学家布朗斯特 (J. N. Brφnsted 丹麦) 和化学家劳莱 (T. M. Lowry 英国)
和 H 2 O + A c - O H - + H A c
HAc–Ac–，H3O+–H2O，H2O–OH– 均互称为共轭酸 碱对。 由于质子理论的基础是质子转移，对于非质子溶剂 中的酸碱反应就难以说明，因此质子理论也有其局 限性。
4.酸碱电子理论 同年，路易斯 (G. N. Lewis 美国)
凡是具有可供利用的孤对电子的物质都称为碱 能与这孤对电子结合的物质都称为酸
H3O (aq) Ac (aq)
NH
4
(aq)
OH (aq)
H3O (aq) OH( aq )
⑵ 酸、碱的中和
H+
H3O (aq) OH (aq)
H+
H3O (aq) NH3 (aq)
H 2O(l) H 2O(l)
NH
4
(aq)
H 2 O(l)
H+
HAc(aq) OH (aq)
H2O(l) Ac (aq)