第1节 酸碱质子理论
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《无机化学》第四章 酸碱平衡和沉淀-溶解平衡
x
C盐+x
K
θ a
[H ][A [HA]
]
则[H
]
Kθa[HA] [A ]
由于同离子效应，HA解离度降低。
c酸– x ≈ c酸
c盐+ x ≈ c盐
[H ] KθaC酸 C盐
pH
pK
θ a
lg
c酸 c盐
结论： a.弱酸~弱酸盐组成（例HAc～NaAc）：
pH
pKa
lg C酸 C盐
b.弱碱~弱碱盐组成（例 NH3·H2O～NH4Cl）：
b
0
②近似公式： C
Kb
500时
C - [OH ] C
[OH ]
K
θ b
(Kθb
)2
4CK
θ b
2
[OH ] CKb
例：已知25℃时， KθHAc 1.75105 计算该温度下
0.10mol·L-1的HAc溶液中[H+]、[Ac-]及溶液pH，并计算该 温度下HAc的解离度。
解：设解离平衡时，[ H+ ]= x mol·L-1
解：
pH
pKa
lg CHAc C NaAc
lg(1.75105 ) lg 0.1 0.1
4.76
(1) 加 HCl 溶液后，HAc和 Ac- 的浓度分别为：
C HAc
0.10 90 0.01010 100
0.091(mol /
L)
C NaAc
0.10 90 0.01010 100
0.089(mol /
第四章 酸碱平衡和沉淀-溶解平衡
4.1 近代酸碱理论简介 4.2 强电解质溶液 4.3 弱酸、弱碱的解离平衡 4.4 缓冲溶液 4.5 盐类的水解 4.6 难溶强电解质的沉淀-溶解平衡
大学《无机化学》知识点总结
无机化学第一章：气体第一节：理想气态方程1、气体具有两个基本特性：扩散性和可压缩性。
主要表现在：⑴气体没有固定的体积和形状。
⑵不同的气体能以任意比例相互均匀的混合。
⑶气体是最容易被压缩的一种聚集状态。
2、理想气体方程：nRT PV = R 为气体摩尔常数，数值为R =8.31411--⋅⋅K molJ3、只有在高温低压条件下气体才能近似看成理想气体。
第二节：气体混合物1、对于理想气体来说，某组分气体的分压力等于相同温度下该组分气体单独占有与混合气体相同体积时所产生的压力。
2、Dlton 分压定律：混合气体的总压等于混合气体中各组分气体的分压之和。
3、(0℃=273.15K STP 下压强为101.325KPa = 760mmHg = 76cmHg)第二章：热化学第一节：热力学术语和基本概念1、 系统与环境之间可能会有物质和能量的传递。
按传递情况不同，将系统分为： ⑴封闭系统：系统与环境之间只有能量传递没有物质传递。
系统质量守恒。
⑵敞开系统：系统与环境之间既有能量传递〔以热或功的形式进行〕又有物质传递。
⑶隔离系统：系统与环境之间既没有能量传递也没有物质传递。
2、 状态是系统中所有宏观性质的综合表现。
描述系统状态的物理量称为状态函数。
状态函数的变化量只与始终态有关，与系统状态的变化途径无关。
3、 系统中物理性质和化学性质完全相同而与其他部分有明确界面分隔开来的任何均匀部分叫做相。
相可以由纯物质或均匀混合物组成，可以是气、液、固等不同的聚集状态。
4、 化学计量数()ν对于反应物为负，对于生成物为正。
5、反应进度νξ0)·(n n sai k et -==化学计量数反应前反应后-，单位：mol第二节：热力学第一定律0、 系统与环境之间由于温度差而引起的能量传递称为热。
热能自动的由高温物体传向低温物体。
系统的热能变化量用Q 表示。
若环境向系统传递能量，系统吸热，则Q>0；若系统向环境放热，则Q<0。
《分析化学》-图文课件-第四章
将 代入PBE式并整理得
如果cKa2≥10Kw，c/Ka1≥10，即［HCO3-］≈cHCO3-，则水解 离的H+忽略，Ka1与［HCO3-］相加时可忽略，则上式可简化为
（4-7）
第二节 溶液的酸碱度和pH值的计算
【例4-5】
计算0.10 mol·L-1 NaHCO3溶液的pH值。 解：已知H2CO3的Ka1=4.12×10-7，Ka2=5.62×10-11，符合cKa2≥10Kw， c/Ka1≥10。 根据式（4-7）得
因此，同浓度的NH3和CO3-2的碱性：CO3-2>NH3。
第二节 溶液的酸碱度和pH值的计算
一、 溶液的酸碱度
溶液的酸碱度是指溶液中氢离子、氢氧根离子的活度，常用 pH、pOH表示。它与溶液的浓度在概念上是不相同的，但当溶 液浓度不太大时，可用浓度近似地代替活度。溶液酸碱度的表达 式为
（4-3） 当温度为25 ℃时，水溶液Kw=［H+］·［OH-］=10-14，所 以 pH+pOH=pKw=14。 由此可见，pH值越小，酸度越大，溶液的酸性越强；pH越 大，酸度越小，溶液的碱性越强。同理，pOH越小，碱度越大， 溶液碱性越强；pOH越大，碱度越小，溶液的酸性越强。
实际上，酸碱半反应在水溶液中并不能单独进行，一种酸给 出质子的同时，溶液中必须有一种碱来接受。这是因为质子的半 径很小，电荷的密度比较高，游离的质子在水溶液中很难单独存 在。根据酸碱质子理论，各种酸碱反应实质上是共轭酸碱对之间 水合质子的转移过程。例如：
第一节 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：
如果cKa2≥10Kw，c/Ka1≥10，即［HCO3-］≈cHCO3-，则水解 离的H+忽略，Ka1与［HCO3-］相加时可忽略，则上式可简化为
（4-7）
第二节 溶液的酸碱度和pH值的计算
【例4-5】
计算0.10 mol·L-1 NaHCO3溶液的pH值。 解：已知H2CO3的Ka1=4.12×10-7，Ka2=5.62×10-11，符合cKa2≥10Kw， c/Ka1≥10。 根据式（4-7）得
因此，同浓度的NH3和CO3-2的碱性：CO3-2>NH3。
第二节 溶液的酸碱度和pH值的计算
一、 溶液的酸碱度
溶液的酸碱度是指溶液中氢离子、氢氧根离子的活度，常用 pH、pOH表示。它与溶液的浓度在概念上是不相同的，但当溶 液浓度不太大时，可用浓度近似地代替活度。溶液酸碱度的表达 式为
（4-3） 当温度为25 ℃时，水溶液Kw=［H+］·［OH-］=10-14，所 以 pH+pOH=pKw=14。 由此可见，pH值越小，酸度越大，溶液的酸性越强；pH越 大，酸度越小，溶液的碱性越强。同理，pOH越小，碱度越大， 溶液碱性越强；pOH越大，碱度越小，溶液的酸性越强。
实际上，酸碱半反应在水溶液中并不能单独进行，一种酸给 出质子的同时，溶液中必须有一种碱来接受。这是因为质子的半 径很小，电荷的密度比较高，游离的质子在水溶液中很难单独存 在。根据酸碱质子理论，各种酸碱反应实质上是共轭酸碱对之间 水合质子的转移过程。例如：
第一节 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：
4.1酸碱质子理论与酸碱平衡
第4章 酸碱与酸碱平衡
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4.1 酸碱质子理论与酸碱平衡
一、酸碱理论：
1、S.Arrhenius 酸碱理论（经典酸碱理论）
28岁的瑞典科学家S.Arrhenius于1887年提出。
2、酸碱质子理论（Proton Theory of Acid and Base）
第三列
[Fe(OH2)6]3+ [Cu(NH3)4]2+ H3O+ F3BNH3 [AlCl4]– [SiF6]2– HCO3– (CH3)2COI2
配合物)
2. 路易斯酸的分类
★ 配位化合物中的金属阳离子，例如[Fe(H2O)6]3+和
[Cu(NH3)4]2+中的Fe3+离子和Cu2+离子。
Cu2+ + 4 [NH3]
2+ NH3
NH3
Cu
NH3
NH3
★ 有些分子和离子的中心原子尽管满足了8电子结构，
仍可扩大其配位层以接纳更多的电子对。如 SiF4 是 个路易斯酸，可结合2个F–的电子对形成 [SiF6]2–。
F
Si
+
F
F F
2 ( F–)
F
F
F
SiБайду номын сангаас
F
F
F
酸碱理论小结：
3种酸碱理论各有所长、所短，侧重的应用范围不同: 1、Arrhenius酸碱理论 无机化学,尤其是 水溶液体
溶液酸性 溶液中性 溶液碱性
pH标度
为了方便指示水溶液的酸碱性，丹麦科 学家S.P.L.Sörensen在1909年提出pH标度。
定义： pH = -lg [H+]
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4.1 酸碱质子理论与酸碱平衡
一、酸碱理论：
1、S.Arrhenius 酸碱理论（经典酸碱理论）
28岁的瑞典科学家S.Arrhenius于1887年提出。
2、酸碱质子理论（Proton Theory of Acid and Base）
第三列
[Fe(OH2)6]3+ [Cu(NH3)4]2+ H3O+ F3BNH3 [AlCl4]– [SiF6]2– HCO3– (CH3)2COI2
配合物)
2. 路易斯酸的分类
★ 配位化合物中的金属阳离子，例如[Fe(H2O)6]3+和
[Cu(NH3)4]2+中的Fe3+离子和Cu2+离子。
Cu2+ + 4 [NH3]
2+ NH3
NH3
Cu
NH3
NH3
★ 有些分子和离子的中心原子尽管满足了8电子结构，
仍可扩大其配位层以接纳更多的电子对。如 SiF4 是 个路易斯酸，可结合2个F–的电子对形成 [SiF6]2–。
F
Si
+
F
F F
2 ( F–)
F
F
F
SiБайду номын сангаас
F
F
F
酸碱理论小结：
3种酸碱理论各有所长、所短，侧重的应用范围不同: 1、Arrhenius酸碱理论 无机化学,尤其是 水溶液体
溶液酸性 溶液中性 溶液碱性
pH标度
为了方便指示水溶液的酸碱性，丹麦科 学家S.P.L.Sörensen在1909年提出pH标度。
定义： pH = -lg [H+]
第六章 酸碱滴定法-1
H+
盐的水解： Ac-+H2O=HAc+OHH+
3. 酸碱反应的平衡常数
• 一元弱酸HA在水中的离解反应 HA+H2O A-+H3O+
[H3O+ ][A − ] Ka = [HA]
• 共轭碱A-在水中的离解反应 A-+H2O HA+OH-
[HA][OH− ] Kb = [A − ]
KW=[H3O+][OH-] =1.00×10-14 25℃
2. 三元酸(H3PO4) 的分布系数
讨 论
pH<pKa1，H3PO4为主 pKa1<pH<pKa2，H2PO4-为主 pH=pKa2，[H2PO4 -]=[HPO42-] [H pKa2<pH<pKa3，HPO42-为主 pH=pKa3，[HPO4 2-] = [PO43-] pH>pKa3 ，PO43-为主
COO24
作用原理
HIn pK
a
H + In
+
−
indicator
碱色
酸色
K
a
[H ][In = [HIn]
+
−
]
Ka [In − ] = [HIn] [H + ]
[In − ] 确定，而 [In − ] 又由 Ka 确定， 确定， 确定， 作用于人眼的颜色由 + [H ] [HIn] [HIn]
pOH = 2.37, pH = 11.63
（四） 缓冲溶液pH值的计算 缓冲溶液：是一种对溶液的酸度起稳定作用的溶液。 组成：具有足够浓度和一定比例的一对共轭酸碱对。
[共轭碱 [共轭碱] pH = pKa + lg [共轭酸] pH计算近似式：
盐的水解： Ac-+H2O=HAc+OHH+
3. 酸碱反应的平衡常数
• 一元弱酸HA在水中的离解反应 HA+H2O A-+H3O+
[H3O+ ][A − ] Ka = [HA]
• 共轭碱A-在水中的离解反应 A-+H2O HA+OH-
[HA][OH− ] Kb = [A − ]
KW=[H3O+][OH-] =1.00×10-14 25℃
2. 三元酸(H3PO4) 的分布系数
讨 论
pH<pKa1，H3PO4为主 pKa1<pH<pKa2，H2PO4-为主 pH=pKa2，[H2PO4 -]=[HPO42-] [H pKa2<pH<pKa3，HPO42-为主 pH=pKa3，[HPO4 2-] = [PO43-] pH>pKa3 ，PO43-为主
COO24
作用原理
HIn pK
a
H + In
+
−
indicator
碱色
酸色
K
a
[H ][In = [HIn]
+
−
]
Ka [In − ] = [HIn] [H + ]
[In − ] 确定，而 [In − ] 又由 Ka 确定， 确定， 确定， 作用于人眼的颜色由 + [H ] [HIn] [HIn]
pOH = 2.37, pH = 11.63
（四） 缓冲溶液pH值的计算 缓冲溶液：是一种对溶液的酸度起稳定作用的溶液。 组成：具有足够浓度和一定比例的一对共轭酸碱对。
[共轭碱 [共轭碱] pH = pKa + lg [共轭酸] pH计算近似式：
酸碱和缓冲溶液资料
平衡常数表达式为：
K = [H3O+ ]•[OH ] [H2O] •[H2O]
∴KW = [H3O+ ]•[OH- ]
水的离子积： Kw称为水的质子自递平衡常数，
也叫水的离子积。与温度有关，温度 升高Kw增大。
25℃时的纯水中为1.00×10-14，且有
[H3O+] = [OH-] = Kw
＝1.00×10-7 （mol·L-1) 水的离子积的关系也适用于所有的 水溶液：
NH3
+ H+
HCO3- + H+
CO32- + H+
H2O
+ H+
OH- + H+
HPO42- + H+ [Al(OH)(H2O)5]2+ ＋H+
共轭碱
由上述关系可知：
(1)、酸越强，共轭碱越弱，酸越弱共轭碱越强。 如：HCl、HAc
(2)、酸和碱可以是分子、阳离子或阴离子。 (3)、酸和碱具有相对性。在某个共轭体系中是酸，而
溶液中的H3O+ 来自于HA 和 H2O 的解离，由H2O解离的H3O+离子浓度等 于[OH－]，由HA的H3O+离子浓度等于 [A－]，即：
[H3O+ ] = [A－] + [OH－]
在一元弱酸HA的水溶液中存在的质 子传递平衡有：
HA
H+ + A－
[Η+ ][A- ] Ka = [HA]
H2O
意义：Ka是溶液中酸强度的量度，在 一定温度下，其值一定。它的大小表 示酸的强弱。Ka值愈大，酸性愈强。 反之亦然。
碱的解离常数： 符号：Kb 意义：Kb是溶液中碱强度的量度，在 一定温度下，其值一定。它的大小表 示碱的强弱。Kb值愈大，碱性愈强。 反之亦然。
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
酸碱质子理论与酸碱平衡PPT课件
NH3 ．H2O
. OH - + NH4+
NH4Cl
Cl- + NH4+
E.同离子效应
定义：
在弱电解质溶液中，当加入一种与弱电 解质具有相同离子的强电解质时，使弱 电解质的电离度降低的现象。
几点说明：
1．使电离平衡向左移动； 2．结果总是α↓； 3．Ki不变；
（一） 弱酸、弱碱的解离平衡
反应的平衡常数Ks →溶剂的质子自递常数； H2O 既能接受质子又能给出质子→两性物质； 发生在水分子间的质子转移→水的质子自递反应
（一）水的质子自递常数
H2O + H2O
H3O+ + OH－
k [H 3O ][OH ] /[ H 2O]2
k[H2O]2 [H3O ][OH ] kW
pH<7：酸性； pH=7：中性; pH>7: 碱性； pOH=-lg[OH-]， pH+pOH=14（25 ℃）
6.2 弱酸弱碱的解离平衡
一、强电解质与弱电解质 强电解质：
在水溶液中能全部电离成阴、阳离子 的电解质称为强电解质。
(如NaCl = Na+ + Cl—)
强电解质包含：
强酸——如硫酸、盐酸、硝酸、高氯酸， 强碱——氢氧化钠、氢氧化钾、氢氧化钡 绝大多数盐。
共轭碱
+
Ac-
+
NH3 CO32-
H5Y+
+
+
H+
+
酸
质子 + 碱
HCl
H+ + C1－
NH4+
H+ + NH3
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第五章
第一节 酸碱质子理论
三、水溶液中的酸碱反应及其平衡
2. 酸、碱在水中的解离及其强弱
＊ 酸碱的强弱：
定性表述：酸碱的强弱取决于物质给出质子或 接受质子的能力。物质给出质子的能力越强，其酸 性就越强，反之就越弱；物质接受质子的能力越强， 其碱性就越强，反之就越弱。 定量表示：酸碱的强弱可由酸碱解离常数Ka、 Kb的大小定量表示，Ka、Kb在温度一定时为常数， Ka、Kb值越大，表示该酸或该碱越强，反之越弱。
反之如果碱的碱性越强（Kb越大），则其对应共轭
酸的酸性就越弱（Ka越小）。
第五章
第一节 酸碱质子理论
三、水溶液中的酸碱反应及其平衡
2. 酸、碱在水中的解离及其强弱
＊ 共轭酸碱对中酸碱的相对强弱：
定量关系：如HAc-Ac−
HAc + H2O H3O+ + Ac－
[H ][Ac ] Ka HAc
现为碱，此类物质称为两性物质。水是最常见的
两性物质。对于两性物质在共轭体系中表现为酸 或碱的判断，应具体分析，灵活运用。
第五章
第一节 酸碱质子理论
④ 酸和碱不是绝然对立的两类物质，而是“酸 中有碱，碱可变酸”有着相互依存共轭关系的 物质，酸和碱的根本区别仅在于对质子亲和力 的差异。
⑤ 质子理论的概念中，没有“盐”和“水解”
共轭酸碱对 以上各共轭酸碱对的质子得失反应称为酸碱半反应
第五章
第一节 酸碱质子理论
＊ 质子酸碱和共轭酸碱对具有以下特点：
① 共轭酸碱对中酸与碱之间只差一个质子。 ② 酸或碱可以是中性分子，也可以是阳离子或 阴离子。
③ 同一物质，如H2PO4―等，在一定条件下可给
出质子表现为酸，在另一条件下又可接受质子表
较为重要的几种酸碱理论： 1、阿仑尼乌斯(S.A.Arrhenius)的电离理论；
2、路易斯(G.N.lewis)的电子理论；
3、布朗斯特德(J.N.Bronsted)和劳莱(T.M.Lowry)
的质子理论；
4、富兰克林(E.C.Flanklin)的溶剂理论； 5、皮尔逊(R.G. Pearson)的软硬酸碱理论等。 其中酸碱质子理论在分析化学中应用较广 (因为 该理论对酸碱强弱的量化程度最高，便于定量计 算，其缺点是不适于无质子存在的酸碱体系)
HAc + H2O NH3 + H2O H3O+ + Ac− NH4+ + OH−
酸碱发生中和反应生成盐和水：
NaOH + HAc NaAc＋H2O
电离理论具有一定的局限性，它只适用于 水溶液，不适用于非水溶液，无法合理解释溶液 中的某些现象和反应，如NH3中不含OH－，但
却具有一定的碱性。
第五章 酸碱平衡与酸碱滴定法
Ac－ + H2O
K a 1.8 10 5
HAc + OH－
[HAc][OH ] Kb [Ac ]
Ka· Kb = [H+][OH－] = Kw = 10-14 （25℃）
第五章
第一节 酸碱质子理论
三、水溶液中的酸碱反应及其平衡
2. 酸、碱在水中的解离及其强弱
＊ 共轭酸碱对中酸碱的相对强弱：
半反应1 半反应2 HCl(酸1) NH3(碱2) + H+ Cl −(碱1) + H+ NH4+(酸2)
总反应 HCl(酸1)+NH3(碱2)
NH4+(酸2)+ Cl-(碱1)
第五章 酸碱半反应不能单独发生
第一节 酸碱质子理论
酸碱反应是两个共轭酸碱对相互作用的结果
即一个酸碱反应包含两个酸碱半反应
下例中HAc-Ac− 、NH4+-NH3等均为共轭酸碱对。
第五章 酸 HAc NH4+ H3PO4 质子 + 碱 H+ + Ac− H+ + NH3
第一节 酸碱质子理论
H+ + H2PO4−
H2PO4−
(CH2)6 N4 H+ [Fe(H2O)6] 3+
H+ + HPO42−
H+ + (CH2)6 N4 H+ + [Fe(H2O)5(OH)] 2+
第五章
第一节 酸碱质子理论
三、水溶液中的酸碱反应及其平衡
2. 酸、碱在水中的解离及其强弱
＊ 共轭酸碱对中酸碱的相对强弱：
【例题5-1】 已知水溶液中，草酸（H2C2O4）的Ka1 = 5.9 ×10−2、Ka2 = 6.4 ×10−5，计算Na2C2O4的Kb1、Kb2值。 解 水溶液中，H2C2O4与 C2O42−为二元共轭酸碱，由式 （5-2）可得:
酸碱反应的实质是质子的转移
电离理论中酸碱在水中的电离反应、盐的水解
反应以及酸碱中和反应，在质子理论中均可归 结为酸碱反应，其反应实质均为质子的转移 水分子之间存在质子传递作用： Kw=[H ][OH ] =10 14
+ − -
第五章
第一节 酸碱质子理论
三、水溶液中的酸碱反应及其平衡
1. 水的质子自递反应 纯水具有“酸、碱”两性，因此水分子之间也 可发生质子的转移反应，这种水分子之间存在着的 质子传递作用，称为水的质子自递作用： H2O + H2O H3O+ + OH－ 其平衡常数称为水的质子自递常数，以Kw表示： Kw = [H3O+][OH－] 或： Kw = [H+][OH－] 在25℃： Kw = 10-14
第五章
第一节 酸碱质子理论
三、水溶液中的酸碱反应及其平衡
2. 酸、碱在水中的解离及其强弱
＊ 共轭酸碱对中酸碱的相对强弱：
定性表述：共轭酸碱对中，如果酸给出质子的
能力越强，说明其共轭碱对质子的亲和力越小，即 其共轭碱接受质子的能力越弱，因此共轭酸碱对中 如果酸的酸性越强（即酸解离常数Ka越大），则其 对应共轭碱的碱性就越弱（即碱解离常数Kb越小）；
Kw 1.0 1014 Kb1= = 5.9 102 = 1.6 ×10−10 Ka 2
Kb2 =
Kw K a1
=
1.0 1014 6.4 105
= 1.7 ×10−13
பைடு நூலகம்
第五章 酸碱平衡与酸碱滴定法
第一节
酸碱质子理论
一、质子酸碱的概念
酸: 凡能给出质子（H+）的物质 ，如 HA、 BH+ 碱: 凡能接受质子（H+）的物质 ，如 A− 、B 共轭酸碱对: 因一个质子的得失而相互转变的每一对 酸碱 ，如 HA-A− 、 BH+ - B 下列等号左侧的各物质，在一定条件下均能给出质 子，它们皆为酸；等号右侧各物质均能接受质子， 它们皆为碱。等号左右的酸碱构成共轭酸碱对，如
的概念如NaAc、Na2CO3、Na3PO4等，按质子 理论，它们都是碱；在(NH4)2SO4中，NH4+是 酸、SO42−是碱。电离理论中这类盐的水解反应， 按质子理论都是酸碱反应。
第五章
第一节 酸碱质子理论
二、酸碱反应
根据质子理论，酸碱反应实际上就是两个共轭酸
碱对相互作用达到平衡的结果，酸碱反应的实质是酸 碱之间的质子转移，质子从一种酸转移给另一种非共 轭碱。其反应结果就是各反应物分别转化为各自的共 轭碱或共轭酸。例如NH3与HCl之间的酸碱反应：
pKw = 14
第五章
第一节 酸碱质子理论
三、水溶液中的酸碱反应及其平衡
2. 酸、碱在水中的解离及其强弱 ＊ 酸、碱在水中的解离及其解离常数： 水溶液中，酸的解离——酸与水之间的质子转 移反应，即酸给出质子转变为其共轭碱，而水接受 质子转变为其共轭酸( H3O+ )； 碱的解离——碱与水之间的质子转移反应，即 碱接受质子转变为其共轭酸，而水给出质子转变为 其共轭碱( OH－ )。 酸、碱解离反应的平衡常数，称为酸碱的解离 常数，分别以Ka、Kb表示。
无机及分析化学
第一节 酸碱质子理论 第二节 影响酸碱平衡的因素
第五章 酸碱平衡 与 酸碱滴定法
第三节 酸碱水溶液pH的计算
第四节 酸碱指示剂
第五节 酸碱滴定曲线和指示剂选择 第六节 酸碱滴定法的应用 第七节 非水溶液中的酸碱滴定 阅读材料：绿色化学
第五章 酸碱平衡与酸碱滴定法
已学
酸 碱
酸碱电离理论：
对于多元共轭酸碱对，依据共轭酸碱的各级解 离平衡，经推导可得其各级Ka和Kb间关系： 二元共轭酸碱对H2A-A2−： Ka1 Kb2 = Ka2 Kb1 = Kw 三元共轭酸碱对H3A-A3−： Ka1 Kb3 = Ka2 Kb2 = Ka3 Kb1 = Kw 对于多元共轭酸碱，在计算其解离常数时，应 注意各级Ka、Kb的对应关系。