优选第四章解离平衡
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04第四章 解离平衡
浓度影响离子间的牵制作用 电荷也影响离子间的牵制作用 电荷高，牵制作用强
离子强度
1 2 I bi Z i 2 i
综合了浓度与电荷对 例4活度系数的影响 3 b:离子的质量摩尔浓度 Z:离子的电荷
§4-3 溶液的酸碱性
一、水的解离和pH标度
纯水能导电
例：NaCl溶液 0.10 molkg-1, a = 0.078, = 0.78 0.010 molkg-1, a = 0.009, = 0.9 0.0010 molkg-1,a = 0.00097, = 0.97
----浓度越稀，离子间相互作用越弱，活度与实际 浓度之间的差距越小 实验中：取阴阳离子活度系数的平均值
实际的电离过程
HAc H2O H3O Ac 酸 1 碱2 酸2 碱1
H+ H+ 正反应 逆反应 （解离反应） （水解反应）
酸性：酸1<酸2 碱性：碱2 <碱1 ∴正反应很小 以逆反应为主
1.化学反应的方向：强酸 弱酸，强碱 弱碱 HCl NH3 NH4 Cl 反应 2.酸的酸性越强，其共轭碱的碱性就越弱 HCl酸性强，Cl-碱性弱
2. 一元弱碱
MOH M OH
{[ M ]/ c }{[ OH ]/ c } Kb {[ MOH ]/ c } 某T， 为常数 K , K a b [ M ][OH ] Ka , Kb 大, α大,电解质强 [ MOH ]
3. 一元弱酸解离平衡时[H+]的计算
一、酸碱质子论
酸
----能给出质子H+的分子或离子 ----能接受质子H+的分子或离子
第四章 解离平衡
教材附录三给出了多种弱电解质的电离常K 教材附录三给出了多种弱电解质的电离常Ka,Kb可以 通过公式用相应的K 求算。 通过公式用相应的Ka求算。
θ θ K b = KW / K a
4.1.3 多元弱酸的分步电离
1. 二元弱酸的电离平衡 如:H2S 1 H2S = H+ + HSKa1 = [H+][HS-]/[H2S] = 5.7 × 10-8 2 HS- = H+ + S2Ka2 = [H+][S2-]/[HS-] = 1.2 × 10-15
4.2 溶液的酸碱性
4.2.1 水的自偶电离
1．水的离子积常数KwØ ．水的离子积常数 H2O + H2O H2O ⇔ ⇔ H3O+ + OH− H+ + OH−
298K，纯水中的[H3O+] = [OH−] = 1.0 × 10−7 mol· /L ，纯水中的 Kw Ø水的离子积常数
ϑ
KW
[H3 O ] [OH ] − =( )( ) =1.0 ×10 14 ϑ ϑ C C
1923 年荷兰人 年荷兰人Debye 和德国人 和德国人Hückel 提出了强电解 质溶液理论，成功地解释了前面提出的矛盾现象。 质溶液理论，成功地解释了前面提出的矛盾现象。 离子氛 德拜- 休克尔理论指出： 德拜 休克尔理论指出： 在强电解质溶液中不存在分子，电离是完全的。 在强电解质溶液中不存在分子，电离是完全的。由于 离子间的相互作用，正离子的周围围绕着负离子， 离子间的相互作用，正离子的周围围绕着负离子，负离子 的周围围绕着正离子我们称这种现象为存在离子氛。 的周围围绕着正离子我们称这种现象为存在离子氛。由于 离子氛的存在，离子的活动受到限制， 离子氛的存在，离子的活动受到限制，正负离子间相互制 因此1 摩尔的离子不能发挥1 摩尔粒子的作用。显然， 约。因此 摩尔的离子不能发挥 摩尔粒子的作用。显然， 溶液的浓度越大离子氛的作用就越大， 溶液的浓度越大离子氛的作用就越大，离子的真实浓度就 越得不到正常发挥。从表中看浓度越大，倍数偏离2 越得不到正常发挥。从表中看浓度越大，倍数偏离 越远
θ θ K b = KW / K a
4.1.3 多元弱酸的分步电离
1. 二元弱酸的电离平衡 如:H2S 1 H2S = H+ + HSKa1 = [H+][HS-]/[H2S] = 5.7 × 10-8 2 HS- = H+ + S2Ka2 = [H+][S2-]/[HS-] = 1.2 × 10-15
4.2 溶液的酸碱性
4.2.1 水的自偶电离
1．水的离子积常数KwØ ．水的离子积常数 H2O + H2O H2O ⇔ ⇔ H3O+ + OH− H+ + OH−
298K，纯水中的[H3O+] = [OH−] = 1.0 × 10−7 mol· /L ，纯水中的 Kw Ø水的离子积常数
ϑ
KW
[H3 O ] [OH ] − =( )( ) =1.0 ×10 14 ϑ ϑ C C
1923 年荷兰人 年荷兰人Debye 和德国人 和德国人Hückel 提出了强电解 质溶液理论，成功地解释了前面提出的矛盾现象。 质溶液理论，成功地解释了前面提出的矛盾现象。 离子氛 德拜- 休克尔理论指出： 德拜 休克尔理论指出： 在强电解质溶液中不存在分子，电离是完全的。 在强电解质溶液中不存在分子，电离是完全的。由于 离子间的相互作用，正离子的周围围绕着负离子， 离子间的相互作用，正离子的周围围绕着负离子，负离子 的周围围绕着正离子我们称这种现象为存在离子氛。 的周围围绕着正离子我们称这种现象为存在离子氛。由于 离子氛的存在，离子的活动受到限制， 离子氛的存在，离子的活动受到限制，正负离子间相互制 因此1 摩尔的离子不能发挥1 摩尔粒子的作用。显然， 约。因此 摩尔的离子不能发挥 摩尔粒子的作用。显然， 溶液的浓度越大离子氛的作用就越大， 溶液的浓度越大离子氛的作用就越大，离子的真实浓度就 越得不到正常发挥。从表中看浓度越大，倍数偏离2 越得不到正常发挥。从表中看浓度越大，倍数偏离 越远
第4章---解离平衡PPT课件
Kb2 4
Kbc
注意近似公式的适
[OH] Kb. •c
应范围
21
弱酸或弱碱在水中的解离程度可用解离度α 表示，α的定义如下：
已 溶解 液离 中的 原电 电解 解 电 已 质 质 解 电 分 分 质 离 子 子 的 的 数 数 初 1浓 0始 % 0度 浓
从理论上说，强电解质在水中完全解离，即 α=1，弱电解质则部分解离，α≤1。
c(S2-)= 1.1×10-19 (mol/L) 在酸性H2S水溶液，[S2-]≠ Ka2
.
31
四、同离子效应和盐效应
影响电离平衡的主要因素有温度、同离子效 应和盐效应，其中温度的影响较小，现主要讨论 同离子效应和盐效应。 1、同离子效应：
在弱电解质溶液中，加入与弱电解质具有共 同离子的强电解质，使得弱电解质的电离度减小 的现象称为同离子效应。例如：
.
19
2、一元弱酸或弱碱溶液中[H+]或[OH-]的计算：
设HB为一元弱酸，起始浓度为c，电离达到平 衡时[H+]为x，[H+]求算公式推导如下：
初始浓度/mol·L-1
HA H+ + Ac－ c00
平衡浓度/mol·L-1
Kθa
x2
c-x
c－x x x
x2 + Kθax - Kθa·c = 0
K a,N4 H K K b ,N w3H 1 1 ..7 0 1 8 1 1 0 5 0 4 5 .6 1 1 00
对于共轭酸碱对，酸强则碱弱，酸弱则碱强。
.
17
第二节 弱酸、弱碱的解离平衡 一、一元弱酸、弱碱的解离平衡
1、电离常数
一元弱酸弱碱是常见的弱电解质，在水溶中仅有很少一
第4章 解离平衡
在路易斯酸碱理论的基础上，把路易斯酸碱分 成“硬”和“软”两类。 •硬酸: 体积小, 正电荷高, 极化率低，外层电子 “抓得紧”。Na+, Ca2+, Fe3+等。
•软酸: 和硬酸相反, 如Ag+, Hg2+等。
•硬碱: 极化率低,电负性高,外层电子难以失去 (外层电子吸引得牢)。 F-, O2-等。
H+
H+ + Ac碱1 H2O H3O+ 碱2 酸2
总反应
HAc 酸1
+
H2O 碱2
H3O+ + Ac酸2 碱1
酸碱平衡反应的方向 ——较强酸、碱反应生成较弱酸、碱
例如 HCl + NH3 反应强烈地向右方进行。 Ac- + H2O 反应明显地偏向左方。 HAc + OHNH4+ + Cl
质子理论不仅扩大了酸碱的范围，而且把中和、 解离、水解等反应都统一为质子传递反应。
3. 水溶液中酸碱强度的表示方法 ------- 标准解离平衡常数K
酸的解离平衡：
HAc + H2O
a( H 3O ) a( Ac ) Ka a( HAc) a( H 2O)
H3O+ + Ac-
c =1mol/L {[ H 3O ] / c } {[ Ac ] / c } Ka 在水溶液解离平衡 {[ HAc] / c } 计算中忽略c
HAc
[ Ac ] 0.10mol L
1
Ac-
+ H+
[ HAc] 0.10mol L1
[ H ][ Ac ] Ka [ HAc] [ H ] 0.10 1.76105 0.10
•软酸: 和硬酸相反, 如Ag+, Hg2+等。
•硬碱: 极化率低,电负性高,外层电子难以失去 (外层电子吸引得牢)。 F-, O2-等。
H+
H+ + Ac碱1 H2O H3O+ 碱2 酸2
总反应
HAc 酸1
+
H2O 碱2
H3O+ + Ac酸2 碱1
酸碱平衡反应的方向 ——较强酸、碱反应生成较弱酸、碱
例如 HCl + NH3 反应强烈地向右方进行。 Ac- + H2O 反应明显地偏向左方。 HAc + OHNH4+ + Cl
质子理论不仅扩大了酸碱的范围，而且把中和、 解离、水解等反应都统一为质子传递反应。
3. 水溶液中酸碱强度的表示方法 ------- 标准解离平衡常数K
酸的解离平衡：
HAc + H2O
a( H 3O ) a( Ac ) Ka a( HAc) a( H 2O)
H3O+ + Ac-
c =1mol/L {[ H 3O ] / c } {[ Ac ] / c } Ka 在水溶液解离平衡 {[ HAc] / c } 计算中忽略c
HAc
[ Ac ] 0.10mol L
1
Ac-
+ H+
[ HAc] 0.10mol L1
[ H ][ Ac ] Ka [ HAc] [ H ] 0.10 1.76105 0.10
4解离平衡
碱性就越弱（Kb越小）。
三、电离度（解离度）
已电离的电解质分子数 100% 溶液中原有电解质分子数
【显然】 和电解质的本性有关。
【那么】 和浓度有无关系呢？
HB H+ + B-
起始浓度
变化浓度 平衡浓度
c
-c c- c
0
c
0
c
+c +c
[c ][c ] c 2 Ka [c c ] 1
将如何变化？
在弱电解质溶液中加入一种不含相同离子的强电解质 后，由于离子间相互牵制作用增强，离子结合成分子的机 会减小，故电离度略有增加，这种效应称为盐效应。
【注意】发生同离子效应时，必然伴随着盐效应的
发生。但是同离子效应显著得多，一般情况下，可以 不考虑盐效应。
五、多元弱酸（弱碱）的电离平衡
多元弱酸的电离是分步进行的，每步都有电离常数 H2CO3 H+ +HCO3[ H ][ HCO3 ] Ka1 4.3 107 [ H 2CO3 ]
[ H ][ Ac ] Ka [ HAc] [ HAc][OH ] Kb [ Ac ]
[ H ][ Ac ] [ HAc][OH ] K a Kb [ H ][ OH ] Kw [ HAc] [ Ac ]
【因此】某酸的酸性越强（Ka越大），其共轭碱的
一级电离常数
HCO3
H+ +CO32-
[ H ][CO32 ] 11 二级电离常数 Ka 2 5.6 10 [ HCO3 ]
# 上面公式中的[H+]和[HCO3-]表示溶液中总的H+ 浓 度和HCO3-浓度。
[ H ][ HCO3 ] Ka1 4.3 107 [ H 2CO3 ]
三、电离度（解离度）
已电离的电解质分子数 100% 溶液中原有电解质分子数
【显然】 和电解质的本性有关。
【那么】 和浓度有无关系呢？
HB H+ + B-
起始浓度
变化浓度 平衡浓度
c
-c c- c
0
c
0
c
+c +c
[c ][c ] c 2 Ka [c c ] 1
将如何变化？
在弱电解质溶液中加入一种不含相同离子的强电解质 后，由于离子间相互牵制作用增强，离子结合成分子的机 会减小，故电离度略有增加，这种效应称为盐效应。
【注意】发生同离子效应时，必然伴随着盐效应的
发生。但是同离子效应显著得多，一般情况下，可以 不考虑盐效应。
五、多元弱酸（弱碱）的电离平衡
多元弱酸的电离是分步进行的，每步都有电离常数 H2CO3 H+ +HCO3[ H ][ HCO3 ] Ka1 4.3 107 [ H 2CO3 ]
[ H ][ Ac ] Ka [ HAc] [ HAc][OH ] Kb [ Ac ]
[ H ][ Ac ] [ HAc][OH ] K a Kb [ H ][ OH ] Kw [ HAc] [ Ac ]
【因此】某酸的酸性越强（Ka越大），其共轭碱的
一级电离常数
HCO3
H+ +CO32-
[ H ][CO32 ] 11 二级电离常数 Ka 2 5.6 10 [ HCO3 ]
# 上面公式中的[H+]和[HCO3-]表示溶液中总的H+ 浓 度和HCO3-浓度。
[ H ][ HCO3 ] Ka1 4.3 107 [ H 2CO3 ]
第四章 解离平衡1
HCl ⇌ H+ + Cl+) Ac-+ H+ ⇌ HAc
HCl + Ac- ⇌ HAc + Cl酸碱反应的实质就是两个酸碱对之间质子传递的反应。 反应方向总是从较强碱、较强酸向较弱碱、较弱酸的方向进行。
3.酸的相对强度和碱的相对强度
酸和碱的强度是指酸给出质子的能力和碱接受质子的能力的强 弱。 酸越强，给出质子的能力越强，而它的共扼碱结合质子的能力 越弱； 酸越弱，给出质子的能力越弱，而它的共扼碱结合质子的能力 越强。
Kwө Kaө(HAc)
= 5.6×10-10
1.0×10-14 =
1.8×10-5
酸越强，其共轭碱越弱； 碱越强，其共轭酸越弱。
酸的浓度：又称为酸的分析浓度，它包括未解离的酸的浓度和已解离 的酸的浓度，用c 表示。
如浓度为c mol·L-1的一元弱酸HB，在水中存在解离达到平衡： HB ⇌ H+ + B-
Kaө与Kbө又称解离常数，可以用来酸碱的相对强度
水的解离平衡
H2O (l) + H2O(l) ⇌ H3O+ (aq) + OH-(aq) 或 H2O (l) ⇌ H+ (aq) + OH-(aq) Kөw = [c(H3O+)/cө]·[c(OH-)/cө] = [H3O+]·[OH-] Kөw —— 水的离子积常数，简称水的离子积
本章前面是有关酸碱平衡的部分，属于单相解离平衡体 系，后面是沉淀溶解平衡部分，属于多相平衡体系。
第一节 酸碱理论
一、酸碱质子论 1.定义
酸: 凡是能释放质子H+的任何含氢原子的分子或离子的物种， 即质子的给予体。 碱：任何能与质子结合的分子或离子的物种。即质子的接受 体。
HCl + Ac- ⇌ HAc + Cl酸碱反应的实质就是两个酸碱对之间质子传递的反应。 反应方向总是从较强碱、较强酸向较弱碱、较弱酸的方向进行。
3.酸的相对强度和碱的相对强度
酸和碱的强度是指酸给出质子的能力和碱接受质子的能力的强 弱。 酸越强，给出质子的能力越强，而它的共扼碱结合质子的能力 越弱； 酸越弱，给出质子的能力越弱，而它的共扼碱结合质子的能力 越强。
Kwө Kaө(HAc)
= 5.6×10-10
1.0×10-14 =
1.8×10-5
酸越强，其共轭碱越弱； 碱越强，其共轭酸越弱。
酸的浓度：又称为酸的分析浓度，它包括未解离的酸的浓度和已解离 的酸的浓度，用c 表示。
如浓度为c mol·L-1的一元弱酸HB，在水中存在解离达到平衡： HB ⇌ H+ + B-
Kaө与Kbө又称解离常数，可以用来酸碱的相对强度
水的解离平衡
H2O (l) + H2O(l) ⇌ H3O+ (aq) + OH-(aq) 或 H2O (l) ⇌ H+ (aq) + OH-(aq) Kөw = [c(H3O+)/cө]·[c(OH-)/cө] = [H3O+]·[OH-] Kөw —— 水的离子积常数，简称水的离子积
本章前面是有关酸碱平衡的部分，属于单相解离平衡体 系，后面是沉淀溶解平衡部分，属于多相平衡体系。
第一节 酸碱理论
一、酸碱质子论 1.定义
酸: 凡是能释放质子H+的任何含氢原子的分子或离子的物种， 即质子的给予体。 碱：任何能与质子结合的分子或离子的物种。即质子的接受 体。
第四章-解离平衡
K （HB） c
Θ a
稀释定律：在一定温度下，某弱电解质的解 离度随着其溶液的稀释而增大。
2. 一元弱碱的解离平衡：
NH3 ⋅ H2O
+
+ NH4 + OH−
− [ NH ][ OH ] Θ 4 Kb = [ NH 3 ⋅ H 2 O]
K 称为弱碱的解离常数
当 c K > 380 时，
[OH ] ≈ K ⋅ c
2. 溶液的pH值
当溶液中的[H+]、 [OH−]很小时，为 了方便的表示溶液的酸度，通常用pH表 示溶液的酸碱性。
[H ] pH = − lg θ c
+
[OH ] pOH = − lg θ c
同一溶液： pH + pOH = p KW = 14.00
水溶液的酸碱性： 由于水呈中性，且水中： [H+] = [OH−] = 1.0×10−7 mol· L−1 所以： [H+] = [OH−] = 1.0×10−7 mol· L−1 溶液呈中性， pH=7 [H+] >[OH−] , [H+] > 1.0×10−7 mol· L−1 溶液呈酸性， pH<7 [H+]<[OH−] , [H+] < 1.0×10−7 mol· L−1 溶液呈碱性， pH>7
x=1.3×10－3 [ H + ] = 1.3 × 10 −3 ( mol ⋅ L−1 )
HB
H+ + B-
+ − + 2 H B H [ ] [ ] [ ] ⋅ Θ Ka (HB) = ≈ cHB − [ H + ] [ HB]
第四章解离平衡
四、溶液中氢离子浓度的计算PBE
1、质子条件式：PBE
当酸碱反应达到平衡时， 酸给出质子的量(mol)应等于碱接受质子的量(mol) 零水准物质的选择 a．溶液中大量存在的 b．参与质子转移反应 质子条件式书写方法 等式左边——得质子后产物 等式右边——失质子后产物 根据质子得失相等原则列出质子条件式
pOH lg c(OH )
T = 22º C时： pH pOH 14
二、盐类水溶液的酸碱性
强酸和强碱结合生成的盐一般为中性 强酸与弱碱
弱酸与强碱 弱酸与弱碱
生成的盐一般 pH 7 有一定的酸性或碱性
原因：盐在水中会发生水解的作用生成H+或OH1. 一元强碱弱酸盐(以NaAc为例）
2 2
H3O+
+H+
H2O
-H+
4
2
4
OH-
质子条件式：c(H +) = c(HC2O4－ )＋2c(C2O4 2 －)＋c (OH -)
例 写出 Na2 HPO4 溶液的质子条件式。 解：选择 H 2O 和 HPO42为参考水准：
H H H 3O H 2O OH H 2 PO4 H H 2 3 HPO4 PO4
H+ + Ac0 x 0 x
c( H )c( Ac ) Ka c( HAc )
2 x 5 1.8 10 0.10 x
x 1.33 103
c( H ) c( Ac ) 1.33 103 mol . L1
c( HAc ) (0.10 1.33 103 ) 0.10mol . L1
b. 计算 c(HCO3-):
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12
4.2.1 一元弱酸、弱碱的解离平衡
1、解离平衡常数
HAc
H+ + Ac-
K
a
=
[H3O+ ][Ac –] ————————
[HAc]
NH3·H2O NH4+ + OH -
Kb
[NH4 ][OH ] [NH3 H2O]
K
a
,
K
b
称为弱酸.
弱碱的解离平衡常数
13
2、解离平衡常数的意义： （1）解离平衡常数反映了弱电解质解离趋势
如 在 H3PO4 － H2PO4- 共轭体系中，H2PO4- 是碱， 在H2PO4- －HPO42-共轭体系中，H2PO4- 是酸。
5
酸碱强度:
给出H+能力强的叫强酸；接受H+能力强的叫强碱 。酸越强，其共轭碱越弱；反之，酸越弱，其共轭 碱越强(它们的定量关系,下一节再讲)。酸碱反应总 是由较强的酸与较强的碱作用，向着生成较弱的酸 和较弱的碱的方向进行。
4
酸碱可以是中性分子、正离子或负离子。
酸、碱两者互为存在的条件，彼此通过H+（质 子）联系在一起，我们把它们称为共轭酸碱对。
如HCl和Cl-，NH4+ 和NH3 ，以及H2PO4- 和HPO42- 均 互为共轭酸碱对。
H2O、HCO3-、HSO3- 、H2PO4-等既能给出质子，又 能接受质子的物质就是两性物质。由此看出：在质 子理论中没有盐的概念。
的大小。 （2）反映了弱酸、弱碱的酸碱性相对强弱。 （3）同一温度下，解离平衡常数不变。温度
对K虽有影响但较小。室温下，一般不考虑 T 对 K 的影响。
14
对于一元弱酸:
HA
H+ + A-
初： c
0
0
平： c-x
x
x
K
a
=
x2 ——— c-x
当c/
K
a
≥
380,
即弱酸的解离程度很小时，c-x ≈ c
酸碱的相对性:在不同介质中酸碱的强度不同。
如在水中乙酸 盐酸 硝酸酸性强弱; 在乙酸中氨﹑
氢氧化钠的碱性强弱; 在高氯酸中,硫酸显碱性.
6
2. 酸碱反应:
酸碱反应实质：任何酸碱反应都是两个 共轭酸碱对之间的质子传递反应。
总反应为
HAc 酸1
H++ Ac碱1
H2O + H+ 碱2
H3O+ 酸2
HAc + H2O 酸1 碱2
x [H ] Ka c
同理:当c/
K
b
≥
380,
即弱碱的解离程度很小时，
[OH ] Kb c
15
当c/K ≥380时，一元弱酸、弱碱最简计算公式：
一元弱酸： 一元弱碱：
[H ]
K
a
c
[OH ] Kb c
当c/K ≤380时， c- x ≠ c，则必须求算一元二次
方程组来求解 x ，否则会引起较大的误差。
H3O+ + Ac酸2 碱1
NH3 + H2O 碱1 酸2
OH- + NH4+ 碱2 酸1
7
酸1 + 碱2 = 酸2 + 碱1 解离反应： HCl + H2O = H3O+ + Cl -
HAc + H2O = H3O+ + Ac – 水解反应：NH4+ + 2H2O = H3O+ + NH3·H2O
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4.1 酸碱理论
复习酸碱电离理论：酸、碱的定义？
2
Hale Waihona Puke 4.1.1 酸碱质子论：1923年由布朗斯特和劳莱各自独立提出
定义：凡是给出质子（H+）的物质是 酸，凡是接受质子的物质是碱。
酸
H+ + 碱
酸、碱并非孤立，酸是碱和质子的结合体
,这种关系称为酸碱的共轭关系。右边的碱是
18
酸碱质子理论: 3. 酸碱的强弱
HAc + H2O
H3O+ + Ac –
[H3O+ ][Ac –]
K
a
=
————————
[HAc]
K
a
称为弱酸的解离平衡常数。K
a
17
c
1、解离度的大小与电解质的本性有关。同浓度的不 同电解质，其离解度不同；电解质越弱，解离 度越小。
2、弱电解质的解离度受其浓度的影响，浓度愈小， 解离度愈大。并非解离度越大，酸（碱）性就 越强。
3、与溶剂有关。
上式同样适用于弱碱的解离，只需将
K
a
变为
K
b
注意:解离度与解离平衡常数的联系和区别
AlCl3 ＋ Cl – AlCl4 – Cu2+ + 4:NH3 Cu2+4(NH3) 4．Lewis的电子理论有关酸、碱的划分
凡金属阳离子及缺电子的分子都是酸； 凡与金属离子结合的阴离子或中性分子都是 碱。
10
5．Lewis的酸碱电子理论的优缺点： 优点：一切化学反应都可概括为酸碱反应 缺点：太笼统，不易掌握酸碱的特性 无法判断酸碱性的强弱
H2O + Ac- = HAc + OH – 复分解反应： HF + Ac - = HAc + F –
上述反应都可以看作为酸碱反应。
有关酸碱的强度等放在4.1.2后讲
8
4.1.2 酸碱电子理论
1．Lewis的酸碱电子理论的提出 质子理论无法解释:如SnCl4、AlCl3等
的酸碱性行为 2．理论要点：
16
解离度: 平衡时，弱电解质的解离程度, 用α表示：
已解离的分子数
α = ————————— × 100% 解离前的总分子数
HA
H+ + A-
初： c
0
0
平 :c – cα
cα
cα
Ka
[H ][ A ] [HA]
(c )2 c c
c 2 1
当α很小时，1－α≈ 1
K= acα2
K
a
此式为稀释定律的数学表达式。
左边酸的共轭碱, 左边的酸是右边碱的共轭酸
。
3
共轭酸碱对
酸
H+ + 碱
HCl
H+ + Cl –
HAc
H+ + Ac –
H2CO3
H+ + HCO3-
HCO3-
H2O H3O+ NH4+
[Al(H2O)6] 3+
H+ + CO32H+ + OH –
H+ + H2O H+ + NH3
H+ + [Al(H2O)5(OH)]2+
凡可以接受电子对的分子、原子团、 离子为酸（electron pair acceptor）；
凡可以给出电子对的物质为碱 （electron pair donor）。
9
3．酸碱反应的实质：
酸碱反应的实质是形成配位键的反应； 碱提供电子对，酸以空轨道接受电子对形成 配位键。
H＋ ＋ :OH– HOH
硬软酸碱规则: 硬亲硬,软亲软. 用于元素性质分析
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4.2 弱酸 弱碱的解离平衡
强电解质在水中全部解离，如：
NaCl → Na+ + Cl –
HCl → H+ + Cl-
H3O+ → H+
弱电解质在水中部分解离，解离过程是可
逆的，如HAc
H+ + Ac-
当 V解离 = V分子化 达动态平衡，这种平衡称为解离平衡。
4.2.1 一元弱酸、弱碱的解离平衡
1、解离平衡常数
HAc
H+ + Ac-
K
a
=
[H3O+ ][Ac –] ————————
[HAc]
NH3·H2O NH4+ + OH -
Kb
[NH4 ][OH ] [NH3 H2O]
K
a
,
K
b
称为弱酸.
弱碱的解离平衡常数
13
2、解离平衡常数的意义： （1）解离平衡常数反映了弱电解质解离趋势
如 在 H3PO4 － H2PO4- 共轭体系中，H2PO4- 是碱， 在H2PO4- －HPO42-共轭体系中，H2PO4- 是酸。
5
酸碱强度:
给出H+能力强的叫强酸；接受H+能力强的叫强碱 。酸越强，其共轭碱越弱；反之，酸越弱，其共轭 碱越强(它们的定量关系,下一节再讲)。酸碱反应总 是由较强的酸与较强的碱作用，向着生成较弱的酸 和较弱的碱的方向进行。
4
酸碱可以是中性分子、正离子或负离子。
酸、碱两者互为存在的条件，彼此通过H+（质 子）联系在一起，我们把它们称为共轭酸碱对。
如HCl和Cl-，NH4+ 和NH3 ，以及H2PO4- 和HPO42- 均 互为共轭酸碱对。
H2O、HCO3-、HSO3- 、H2PO4-等既能给出质子，又 能接受质子的物质就是两性物质。由此看出：在质 子理论中没有盐的概念。
的大小。 （2）反映了弱酸、弱碱的酸碱性相对强弱。 （3）同一温度下，解离平衡常数不变。温度
对K虽有影响但较小。室温下，一般不考虑 T 对 K 的影响。
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对于一元弱酸:
HA
H+ + A-
初： c
0
0
平： c-x
x
x
K
a
=
x2 ——— c-x
当c/
K
a
≥
380,
即弱酸的解离程度很小时，c-x ≈ c
酸碱的相对性:在不同介质中酸碱的强度不同。
如在水中乙酸 盐酸 硝酸酸性强弱; 在乙酸中氨﹑
氢氧化钠的碱性强弱; 在高氯酸中,硫酸显碱性.
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2. 酸碱反应:
酸碱反应实质：任何酸碱反应都是两个 共轭酸碱对之间的质子传递反应。
总反应为
HAc 酸1
H++ Ac碱1
H2O + H+ 碱2
H3O+ 酸2
HAc + H2O 酸1 碱2
x [H ] Ka c
同理:当c/
K
b
≥
380,
即弱碱的解离程度很小时，
[OH ] Kb c
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当c/K ≥380时，一元弱酸、弱碱最简计算公式：
一元弱酸： 一元弱碱：
[H ]
K
a
c
[OH ] Kb c
当c/K ≤380时， c- x ≠ c，则必须求算一元二次
方程组来求解 x ，否则会引起较大的误差。
H3O+ + Ac酸2 碱1
NH3 + H2O 碱1 酸2
OH- + NH4+ 碱2 酸1
7
酸1 + 碱2 = 酸2 + 碱1 解离反应： HCl + H2O = H3O+ + Cl -
HAc + H2O = H3O+ + Ac – 水解反应：NH4+ + 2H2O = H3O+ + NH3·H2O
优选第四章解离平衡
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本章目录
4.1 酸碱理论
复习酸碱电离理论：酸、碱的定义？
2
Hale Waihona Puke 4.1.1 酸碱质子论：1923年由布朗斯特和劳莱各自独立提出
定义：凡是给出质子（H+）的物质是 酸，凡是接受质子的物质是碱。
酸
H+ + 碱
酸、碱并非孤立，酸是碱和质子的结合体
,这种关系称为酸碱的共轭关系。右边的碱是
18
酸碱质子理论: 3. 酸碱的强弱
HAc + H2O
H3O+ + Ac –
[H3O+ ][Ac –]
K
a
=
————————
[HAc]
K
a
称为弱酸的解离平衡常数。K
a
17
c
1、解离度的大小与电解质的本性有关。同浓度的不 同电解质，其离解度不同；电解质越弱，解离 度越小。
2、弱电解质的解离度受其浓度的影响，浓度愈小， 解离度愈大。并非解离度越大，酸（碱）性就 越强。
3、与溶剂有关。
上式同样适用于弱碱的解离，只需将
K
a
变为
K
b
注意:解离度与解离平衡常数的联系和区别
AlCl3 ＋ Cl – AlCl4 – Cu2+ + 4:NH3 Cu2+4(NH3) 4．Lewis的电子理论有关酸、碱的划分
凡金属阳离子及缺电子的分子都是酸； 凡与金属离子结合的阴离子或中性分子都是 碱。
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5．Lewis的酸碱电子理论的优缺点： 优点：一切化学反应都可概括为酸碱反应 缺点：太笼统，不易掌握酸碱的特性 无法判断酸碱性的强弱
H2O + Ac- = HAc + OH – 复分解反应： HF + Ac - = HAc + F –
上述反应都可以看作为酸碱反应。
有关酸碱的强度等放在4.1.2后讲
8
4.1.2 酸碱电子理论
1．Lewis的酸碱电子理论的提出 质子理论无法解释:如SnCl4、AlCl3等
的酸碱性行为 2．理论要点：
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解离度: 平衡时，弱电解质的解离程度, 用α表示：
已解离的分子数
α = ————————— × 100% 解离前的总分子数
HA
H+ + A-
初： c
0
0
平 :c – cα
cα
cα
Ka
[H ][ A ] [HA]
(c )2 c c
c 2 1
当α很小时，1－α≈ 1
K= acα2
K
a
此式为稀释定律的数学表达式。
左边酸的共轭碱, 左边的酸是右边碱的共轭酸
。
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共轭酸碱对
酸
H+ + 碱
HCl
H+ + Cl –
HAc
H+ + Ac –
H2CO3
H+ + HCO3-
HCO3-
H2O H3O+ NH4+
[Al(H2O)6] 3+
H+ + CO32H+ + OH –
H+ + H2O H+ + NH3
H+ + [Al(H2O)5(OH)]2+
凡可以接受电子对的分子、原子团、 离子为酸（electron pair acceptor）；
凡可以给出电子对的物质为碱 （electron pair donor）。
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3．酸碱反应的实质：
酸碱反应的实质是形成配位键的反应； 碱提供电子对，酸以空轨道接受电子对形成 配位键。
H＋ ＋ :OH– HOH
硬软酸碱规则: 硬亲硬,软亲软. 用于元素性质分析
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4.2 弱酸 弱碱的解离平衡
强电解质在水中全部解离，如：
NaCl → Na+ + Cl –
HCl → H+ + Cl-
H3O+ → H+
弱电解质在水中部分解离，解离过程是可
逆的，如HAc
H+ + Ac-
当 V解离 = V分子化 达动态平衡，这种平衡称为解离平衡。