酸碱解离平衡
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酸碱解离平衡和沉淀-溶解平衡
01
沉淀的生成或溶解会改变溶液 中离子的浓度，进而影响酸碱 解离平衡。
02
在沉淀-溶解平衡过程中，沉淀 的生成或溶解会消耗或释放氢 离子或氢氧根离子，从而影响 酸碱解离平衡。
离平衡的移动，例如某些 难溶性盐的溶解度与溶液的pH 值有关。
酸碱解离平衡与沉淀-溶解平衡的相互影响
01
02
03
酸碱解离平衡和沉淀-溶解平衡 是相互依存的，它们之间存在动 态的相互作用。
在一定条件下，酸碱解离平衡和 沉淀-溶解平衡可以相互转化， 例如某些弱酸或弱碱在水溶液中 可以形成离子对或共轭酸碱对。
在实际应用中，了解酸碱解离平 衡与沉淀-溶解平衡的相互影响 对于化学反应的调控和分离提纯 等方面具有重要意义。
4. 用分光光度计测定上清液中待测离 子的吸光度，分析酸碱解离平衡和沉 淀-溶解平衡之间的相互影响。
05 酸碱解离平衡和沉淀-溶 解平衡的实际应用
在化学工业中的应用
01 02
酸碱反应控制
酸碱解离平衡在化学工业中用于控制反应条件，例如中和反应、酸洗、 碱洗等过程。通过调节酸碱度，可以实现对反应速度、产物纯度和产率 的优化。
02
沉淀-溶解平衡是化学平衡的一种 ，也是热力学平衡的一种表现。
影响沉淀-溶解平衡的因素
01
02
03
温度
温度对沉淀-溶解平衡有显 著影响，一般来说，温度 升高，溶解度增大，反之 亦然。
浓度
溶液中溶质的浓度对沉淀溶解平衡也有影响，一般 来说，浓度越高，沉淀的 量越多。
溶液的离子强度
溶液的离子强度对沉淀-溶 解平衡也有影响，一般来 说，离子强度越高，溶解 度越低。
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基础化学教学课件：6.2 酸碱平衡及其ph值
通过了解这些知识，可以更好地理解化学反 应中的平衡状态和影响因素。
如何计算和维持溶液的pH值稳定。
这些知识对于化学、生物、医学等领域都有 着重要的应用价值。
酸碱平衡及其pH值相关知识
谢谢
生物化学实验中的应用
生物化学实验中的应用
pH值还用于监测和控制许多化学反应，包 括酸碱中和反应。
缓冲溶液在环境保护中的作用
废水的pH值
控制在一定范围内，以避免对环 境和生态系统造成负面影响。
土壤的pH值
对植物的生长有重要影响，不同 的植物对土壤pH值的适应性各不 相同。
缓冲溶液在环境保护中的作用
缓冲溶液的概念与原理
概念
缓冲溶液是一种能够维持溶液pH 值相对稳定的溶液。主要作用是 通过中和酸或碱，使溶液的pH值 不会发生较大变化。
缓冲溶液的概念与原理
成分
缓冲溶液中，存在一种抗酸成分和 一种抗碱成分。
原理
当外界加入酸或碱时，缓冲溶液中 的抗酸成分和抗碱成分会与加入的 酸或碱进行中和反应从而维持溶 液的pH值稳定。
磷酸盐缓冲溶液
醋酸盐缓冲溶液
生物化学实验
医学治疗
中和酸或碱 维持人体正常的pH值范围
缓冲溶液在生物实验与医学治疗中的应用
维持生物体酸碱平衡
在生物体内，酸碱平衡对许多生 物过程都至关重要。
人体中，呼吸和代谢会产生酸性 物质，如二氧化碳。
缓冲溶液在生物实验与医学治疗中的应用
为了维持血液的pH值在7.35到7.45 之间人体需要不断调节呼吸和代 谢过程，以排出过多的酸性物质 或吸收过多的碱性物质。
废水的pH值
控制在一定范围内，以避免对环 境和生态系统造成负面影响。
土壤的pH值
对植物的生长有重要影响，不同 的植物对土壤pH值的适应性各不 相同。
如何计算和维持溶液的pH值稳定。
这些知识对于化学、生物、医学等领域都有 着重要的应用价值。
酸碱平衡及其pH值相关知识
谢谢
生物化学实验中的应用
生物化学实验中的应用
pH值还用于监测和控制许多化学反应，包 括酸碱中和反应。
缓冲溶液在环境保护中的作用
废水的pH值
控制在一定范围内，以避免对环 境和生态系统造成负面影响。
土壤的pH值
对植物的生长有重要影响，不同 的植物对土壤pH值的适应性各不 相同。
缓冲溶液在环境保护中的作用
缓冲溶液的概念与原理
概念
缓冲溶液是一种能够维持溶液pH 值相对稳定的溶液。主要作用是 通过中和酸或碱，使溶液的pH值 不会发生较大变化。
缓冲溶液的概念与原理
成分
缓冲溶液中，存在一种抗酸成分和 一种抗碱成分。
原理
当外界加入酸或碱时，缓冲溶液中 的抗酸成分和抗碱成分会与加入的 酸或碱进行中和反应从而维持溶 液的pH值稳定。
磷酸盐缓冲溶液
醋酸盐缓冲溶液
生物化学实验
医学治疗
中和酸或碱 维持人体正常的pH值范围
缓冲溶液在生物实验与医学治疗中的应用
维持生物体酸碱平衡
在生物体内，酸碱平衡对许多生 物过程都至关重要。
人体中，呼吸和代谢会产生酸性 物质，如二氧化碳。
缓冲溶液在生物实验与医学治疗中的应用
为了维持血液的pH值在7.35到7.45 之间人体需要不断调节呼吸和代 谢过程，以排出过多的酸性物质 或吸收过多的碱性物质。
废水的pH值
控制在一定范围内，以避免对环 境和生态系统造成负面影响。
土壤的pH值
对植物的生长有重要影响，不同 的植物对土壤pH值的适应性各不 相同。
第三章 酸碱解离平衡
概念
举例说明：
50 mL 纯水 pH = 7 50 mLHAc—NaAc (c(HAc)=c(NaAc)=0.10mol· -1) L pH = 4.74 加入1滴(0.05ml) 1mol· -1 HCl L pH = 3 加入1滴(0.05ml) 1mol· -1 NaOH L pH = 11
H2O H++OH-
实验测得295K时，1L纯水中仅有10-7 mol水分子电离， 所以[H+]=[OH-]=10-7 mol· -1。根据化学平衡原理， L
Kw=[H+] [OH-]=1.0×10-14
Kw称为水的离子积常数。简称水的离子积。
Kw意义：一定温度下，水溶液中[H+] 和[OH-]之积为 一常数，温度升高， Kw增大，但常温下一般可认为 Kw=1.0×10-14。
Ac–和H2O，当达到新平衡时， c(Ac–)略有增加， c(HAc)略有
19 减少， c ( Ac ) 变化不大，因此溶液的c(H+)或pH值基本不变。
c ( HAc )
缓冲溶液pH值的计算
弱酸弱碱盐组成的缓冲溶液:HAc—NaAc，H2CO3—NaHCO3
初始浓度 平衡浓度 HA ca ca – x H+ 0 x + A－ cs cs + x
x y x
( x y z )( x y ) 0 . 100 x x
2
x
2
0 . 100 x
K 1 1 . 32 10
θ 4
7
又 K 1 很小，
4 1
θ
则
0 . 100 x 0 . 100
4
举例说明：
50 mL 纯水 pH = 7 50 mLHAc—NaAc (c(HAc)=c(NaAc)=0.10mol· -1) L pH = 4.74 加入1滴(0.05ml) 1mol· -1 HCl L pH = 3 加入1滴(0.05ml) 1mol· -1 NaOH L pH = 11
H2O H++OH-
实验测得295K时，1L纯水中仅有10-7 mol水分子电离， 所以[H+]=[OH-]=10-7 mol· -1。根据化学平衡原理， L
Kw=[H+] [OH-]=1.0×10-14
Kw称为水的离子积常数。简称水的离子积。
Kw意义：一定温度下，水溶液中[H+] 和[OH-]之积为 一常数，温度升高， Kw增大，但常温下一般可认为 Kw=1.0×10-14。
Ac–和H2O，当达到新平衡时， c(Ac–)略有增加， c(HAc)略有
19 减少， c ( Ac ) 变化不大，因此溶液的c(H+)或pH值基本不变。
c ( HAc )
缓冲溶液pH值的计算
弱酸弱碱盐组成的缓冲溶液:HAc—NaAc，H2CO3—NaHCO3
初始浓度 平衡浓度 HA ca ca – x H+ 0 x + A－ cs cs + x
x y x
( x y z )( x y ) 0 . 100 x x
2
x
2
0 . 100 x
K 1 1 . 32 10
θ 4
7
又 K 1 很小，
4 1
θ
则
0 . 100 x 0 . 100
4
酸碱解离平衡1问三种酸碱理论的要点及优缺点答酸碱
第8章酸碱解离平衡1、问三种酸碱理论的要点及优缺点。
答：（1）酸碱电离理论：酸：在水溶液中电离出的阳离子全部为H+的化合物称为酸。
碱：在水溶液中电离出的阴离子全部为OH-的化合物。
优点：对酸碱的认识上升到理论阶段；可以计算酸碱的pH值。
局限性：①只适用于水溶液体系，无法说明非水溶液中的酸碱问题；②酸碱仅限于中性化合物。
③碱仅指氢氧化物, 不能解释Na2CO3、Na3PO4等物质的碱性。
（2）酸碱质子理论：酸: 凡能给出质子（H+）的物质都是酸。
碱: 凡能接受质子（H+）的物质都是碱。
优点：扩大了酸碱范围，提出离子酸和离子碱；可以使酸碱pH值的计算更简单。
局限性：酸只限于质子酸，而把非质子酸如BF3等排斥在外.（3）酸碱电子理论路易斯酸: 凡是能接受电子对的物质都是酸, 因此又称为“电子对接受体”。
路易斯碱: 凡能给出电子对的物质都是碱，因此又称为“电子对给予体”优点：以电子对的给出和接受来定义酸和碱，使酸碱范围进一步扩大.，比电离理论和质子理论更全面、更广泛，是化学反应理论上的一个重大突破。
局限性：适用们面太广，酸碱的特征不明显；酸碱电子理论不能进行定量计算。
2、问同离子效应和盐效应的区别与联系。
答：1)同离子效应的产生是在弱电解质溶液中加入具有相同离子的强电解质；盐效应的产生是在弱电解质溶液中加入不含相同组成的强电解质。
2)同离子效应解离度大大降低, 影响很大; 而盐效应解离度稍稍增大, 影响较小;3)同离子效应和盐效应同时存在时, 不考虑盐效应。
4)要能计算同离子效应对解离度的影响；而盐效应不要求计算，只要求会讨论。
3、问怎样选择和配制缓冲溶液？答：1）选择合适的缓冲对。
尽可能选PKaΘ与所需pH值接近的缓冲对。
2）. 再调节缓冲比(C碱/C酸), 使缓冲溶液的pH达到所需pH值。
3）注意实用性。
所选缓冲系物质应稳定、无毒，不能与溶液中的物质发生反应。
酸碱解离度和解离平衡常数的测定-吴心悦
酸碱解离度和解离平衡常数的测定-吴心悦酸碱解离度和解离平衡常数的测定在化学分析中是非常重要的。
解离度是指溶液中酸、碱分子中离子化的百分比，而解离平衡常数是指一个化学反应中离子化产物的浓度之比与反应物的浓度之比。
本文将介绍酸碱解离度和解离平衡常数的测定方法。
一、酸碱解离度的测定方法1.酸碱指示剂法酸碱指示剂法是一种直接、容易测定解离度和判别酸碱的方法。
该方法利用指示剂的酸碱性质变色的特性，较为简便。
但该方法的精度依赖于指示剂的选择，并且对于弱酸、弱碱的酸碱度测定有较大误差。
鉴于此，该方法通常用于常见强酸强碱的酸碱度测定，如氢氧化钠、氢氧化钾等。
2.电导法电导法是一种通过测量电导率来测定解离度的方法。
该方法通过在溶液中施加电场，使得溶液中的离子发生移动，进而产生电流，从而测量电导率。
其优点为可以在不破坏样品的情况下完成测量，但此方法对电解质浓度和离子种类的变化较为敏感，存在较大误差。
3.氢离子浓度法（酸度计法）氢离子浓度法（酸度计法）是一种通过测量溶液中的氢离子浓度来测定解离度的方法。
其优点为可以通过酸碱指示剂或玻璃电极进行该测定，具有精度较高的优点。
该方法通常用于弱酸、弱碱的解离度测定。
酸碱滴定法是一种通过滴定确定酸碱物质间的反应量和浓度关系，从而测定解离平衡常数的方法。
该方法通过在酸和碱的溶液中逐渐滴入反应物质，利用滴定终点时pH值的变化关系，测定酸碱弱度，并计算解离平衡常数。
鉴于其精度较高，该方法常常被用于弱酸、弱碱解离平衡常数的测定。
2.电动势法（电池法）电动势法（电池法）是一种通过电势差来测定解离平衡常数的方法。
该方法通过利用两种含有相同阳离子和不同阴离子的溶液间的电势差，测量溶液间的反应量，进而计算解离平衡常数。
该方法通常用于涉及硫酸铜、硫酸锌等化合物的水合离子解离平衡常数测定。
综上所述，酸碱解离度和解离平衡常数的测定方法各不相同，可以根据样品的性质来选择不同的方法。
对于不同的分析目的和需求，选择合适的方法是非常重要的。
第五章酸碱解离平衡
N (HA) Neq (HA) 100% c(HA) ceq (HA) 100%
N (HA)
c(HA)
一元弱酸的解离度与标准平衡常数的关系为：
(c / c )2 c 2 / c Ka (HA) c(1) / c 1
当α < 5% 时，1–α≈1，由上式得：
Ka (HA)
c/c
（二）一元弱碱的解离平衡
步对解大小离，。K多a1元越弱大酸，的多相元对弱强酸弱的就酸取性决就于越K强a1。的相
（二）多元弱碱的解离平衡
多元弱碱在水溶液中的质子转移反应也是分
步进行的。例如
CO
2 3
的质子转移反应是分成两
步进行的。
第一步解离：
CO32 H2O
HCO3 OH
K b1
(CO32
)
[ceq
(HCO3 ) / c ][ceq (OH ceq (CO32 ) / c
Ka2
(H3PO4
)
[ceq (HPO42 ) / c ] [ceq (H3O+ ) ceq (H2PO4 ) / c
/
c
]
第三步解离：
HPO24 H2O
PO34 H3O+
Ka3
(H3PO4
)
[ceq (PO34 ) / c ] [ceq (H3O+ ) ceq (HPO42 ) / c
/
c
]
溶液中的 H3O+ 离子主要来自 H3PO4 的第一
A2 H3O+ OH H2A
H2O H2O OH H3O+ 根据得失质子相等的原则：
ceq (H3O+ ) ceq (H2A) ceq (A2) ceq(OH)
第5章酸碱解离平衡
ceq (H2CO3 ) ceq (OH ) ceq (HCO3 )
三、共轭酸碱对的 K a 与 K b 的关系
共轭酸碱对HA—A–在水溶液中存在如下质子转移反应
HKAa (HHA)2O Kb (AA )HK3wO+
ceq (A ) ceq (H3O )
ceq (OH ) c
ln K2 K1
r Hm R
1
T11 T2源自 温K度W/ K
水2的73离子积 295
373
ＫceqΘ(wH3O )0.1离3×子1的0–平14 衡1浓.0度×10–14 7.4×10–14
水的ceq电(O离H过) 程离吸子热的平衡浓r度Hm 55.84kJ mol1
Ka (HA)
ceq (HA)
A H2O HA OH
Kb (A )
ceq (HA) ceq (OH ) ceq (A )
HA H2O A H3O+
A H2O HA OH Ka (HA) Kb (A ) Kw
Ka (HA)
ceq (HA)
ceq (H3O+ ) ceq (A )
ceq (A ) ceq (H3O )
Ka (HA)
ceq (HA)
ceq (H3O+ )
[ c(HA)
ceq (H3O+ ) ] Ka (HA) ceq (H3O+ )
BCl3+:NH3=Cl3B ←NH3 AlCl3 + Cl– = AlCl4–
Cl
NH3
B
Cl
第8章 酸碱解离平衡
x(0.20 x) Ka 0.10 x
由于c0／KbӨ ≫ 400，加上同离子效应的影响， 可认为 0.20＋x ≈ 0.20 ，0.10－x ≈0.10。所以：
0.20 x Ka 0.10
解得 [H+] = x = 9.0×10–6 mol· dm–3
[H ] 9.0 10 解离度 a co 0.1
(KaӨ为共轭酸的酸常数)
例8-5：缓冲溶液中有 1.00 mol· dm–3 的HAc和
1.00 mol· dm–3 的NaAc，试计算
1) 缓冲溶液的 pH ；
2) 将 10.0cm3 1.00 mol· dm–3 HCl 溶液加入到
1.0 dm3 该缓冲溶液中引起的 pH 变化；
3) 将 10.0cm3 1.00 mol· dm–3 NaOH 溶液加入到
HCN 平衡浓度： 1.0－0.01 CN－ ＋ H+ y
1.01
1.0 0.01 1.01
解：(1) 因为c0 > 400 KaӨ，
H
K a c0 1.34 10 mol / dm
3
3
Ka [H ] 1.33% c0 c0
(2) 因为c0 < 400 KaӨ，
H
K a K a 4 K a c0 7.2 106 mol / dm3 2
第 8 章 酸碱解离平衡
本章教学目标：
1. 理解解离平衡常数，解离度，水的离子积，pH值，水解 平衡常数，酸碱指示剂的意义。
2. 掌握一元弱酸、弱碱（强碱弱酸盐、强酸弱碱盐）在水 溶液中的解离平衡（水解平衡）的计算；掌握同离子效 应的影响及计算。
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1 把酸和碱局限在水溶液中 。但许多化学反应是在 非水溶液中进行的。
2 把碱限定为氢氧化物。 3 忽视酸碱的联系和统一。
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4
本章目录
5.1.2 酸碱的溶剂理论 1905年，富兰克林提出： 每种溶剂都能或多或少电 离出溶剂正离子和溶剂负离子。凡在溶剂中电离出溶 剂正离子的物质叫酸，凡在溶剂中电离出溶剂负离子 的物质叫碱。 酸、碱反应就是溶剂正离子和溶剂负离 子化合形成溶剂分子的反应。
HCl＋NH3→NH4Cl
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6
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溶剂的自解离方程式
液态BrF3： 2BrF3＝BrF2+＋BrF4-
（2KBrF4＋(BrF2)2PbF6＝K2PbF6＋4BrF3 ）
液体 SO2：2SO 2→SO 2＋＋SO32－
（SOCl 2＋Cs2SO3→SO 2＋2CsCl ）
乙醇： C2H5OH = H＋+C2H5O-
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8
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例（ 1994 ）
【已知液体SO2和纯水的导电性相近，实验测得两者的比电导 值分别为3×10-3欧-1厘米-1和8×10-3欧-1厘米-1。】
试用简要的文字和化学方程式给出解释为什么液体 SO2中，可用 Cs2SO3去滴定SOCl2？
【液体 SO 2的自电离与水相似： 2SO2→SO2＋＋SO32－；
（NH4＋+C2H5O- = NH3+C2H5OH）
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7
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例（1997）参照水溶液化学反应的知识回答下面的问题 ：在 液态 BrF3中用 KBrF 4滴定 Br2PbF 10，过程中出现电导 最低点。写出有关反应式。
2KBrF 4＋(BrF2)2PbF6＝K2PbF6＋4BrF3 （注： 2BrF3＝BrF2+＋BrF4－ 故KBrF4相当于水溶液体 系中的 KOH ，(BrF2)2PbF 6相当于水体系中的质子酸）。
1 已知在液氨中能发生下列二个反应，请写出能在水 溶液中发生的与上二反应相当的反应方程式。
NH4Cl＋KNH2＝KCl＋2NH2 2NH4I＋PbNH＝PhI2＋3NH3
HCl＋KOH＝KCl＋H2O 2HI ＋PbO ＝PbI2＋ H2O
2 完成并配平下列反应方程式（ M为金属）：
M＋NH3→
M＋NH3＝MNH2＋1/2H2
1.5×10－4
33.3
97.2
0.8
0
写出上述几种化合物在水溶液和液氨溶液中发生复分解 反应的方向。
【在水中 BaCl2＋2AgNO3＝Ba(NO3)2＋2AgCl↓ 液氨中 Ba(NO 3)2＋2AgCl ＝BaCl 2↓＋2AgNO 3】
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11
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例（1988） 用凝固点降低的方法测定在 100％H2SO4 中，下列酸碱平衡产物（离子）的物质的量（ n）。 写出配平的方程式。
MO＋NH4Cl→ MO＋2NH4Cl＝MCl2＋2NH3＋H2O
M(NH2)2→
M(NH 2)2→MNH ＋ NH3
10
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ห้องสมุดไป่ตู้下一页
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例（1990）已知四种无机化合物在水中、液氮中 的溶解度（克溶质／ 100克溶剂）为
AgNO3 Ba(NO3)2
AgCl
BaCl2
水
170
溶解度
液氨
86
9.2
在液体 SO 2中，SOCl 2、Cs2SO 3如下电离： SOCl2→SO2＋＋2Cl－ Cs2SO3→2Cs＋＋SO32－ 两者混合使电离平衡向左移动析出 SO2
SOCl2＋Cs2SO3→SO2＋2CsCl】
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9
本章目录
例（ 1990 ）从某些方面看，氨和水相当， NH4+ 和 H3O+（常简写为 H+）相当， NH2-和OH-相当， NH2-（ 有时还包括 N3-）和O2-相当。
HNO3＋2H2SO4 产物的n＝4： HNO 3＋2H 2SO4＝NO 2＋＋2HSO 4－＋H3O＋
【 HNO 3＋H2SO 4＝NO2＋＋HSO 4－＋H2O H 2SO4 ＋H2O ＝HSO4－＋H3O＋ 】
H3BO3＋6H2SO4 产物的n＝6： H3BO3＋ 6H2SO4＝B(HSO 4)4－＋2HSO 4－＋ 3H3O＋
酸碱中和的实质： H+与 OH-结合生成 H2O。 例： 酸： HCl、 HNO3、 H2SO4 H3PO4
碱： NaOH、 Ca(OH) 2、 Fe(OH)2 酸式盐： NaHCO 3、 KHSO4 碱式盐： Mg(OH)Cl 、 Al(OH)SO 4
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3
本章目录
电离理论是人们最熟悉和应用最多的一种酸碱 理论。其局限性：
【 H3BO3＋3H2SO4＝B(HSO4)3＋3H2O B(HSO4)3＋ H2SO4＝B(HSO4)4－＋H＋ H2O ＋H＋ ＝H3O＋
2H2SO4 ＋2H2O ＝2HSO4－＋2H3O＋】
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12
本章目录
7I2＋HIO3＋8H2SO4 产物的n＝16： 7I 2＋HIO3＋8H2SO4＝5I 3＋＋8HSO 4－＋3H 3O＋
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1
本章目录
第五章 解离平衡
要求：弱酸、弱碱的电离常数。
酸碱理论 弱酸弱碱的解离平衡
缓冲溶液
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2
章本总章目录
5.1 酸碱理论
5.1.1 酸碱的电 (解）离理论 1887 年，瑞典化学家阿仑尼乌斯建立酸碱电离理论 。为此获 1903年度诺贝尔化学奖。
电离理论： 在水溶液中只能电离出 H+离子而无其它阳 离子的化合物叫酸；在水溶液中只能电离出 OH-离子而无 其它阴离子的化合物叫碱。 HCl ? NH3 ? ?苯? NH4Cl
无机化学学习内容
理论部分： （一） 4块辅助知识【 气体与溶液， 化学热力学初步 ，
化学平衡（基本概念及 平衡移动原理） ，化学动力 学】。
（二） 3大结构（原子结构， 分子结构 ，晶体结构）。
（三） 4大平衡：
（弱电解质 解离平衡 、沉淀溶解平衡、 氧化还原平衡 （电化学）和 配位解离平衡 等四大平衡）。 元素部分（略）
例：液氨溶剂体系： 2NH3═NH4+＋NH2-
酸
NH 4Cl═NH4+＋Cl-
碱
NaNH 2═Na+＋NH2-
酸碱反应： NH4Cl＋NaNH2═NaCl＋2NH3
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5
本章目录
优点：扩大了酸和碱的范围 。 局限性 ：必须有溶剂存在。对不解离的溶剂（如苯和
CHCl 3）和无溶剂的酸碱体系则无法说明。如 气相酸碱反应：
2 把碱限定为氢氧化物。 3 忽视酸碱的联系和统一。
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4
本章目录
5.1.2 酸碱的溶剂理论 1905年，富兰克林提出： 每种溶剂都能或多或少电 离出溶剂正离子和溶剂负离子。凡在溶剂中电离出溶 剂正离子的物质叫酸，凡在溶剂中电离出溶剂负离子 的物质叫碱。 酸、碱反应就是溶剂正离子和溶剂负离 子化合形成溶剂分子的反应。
HCl＋NH3→NH4Cl
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6
本章目录
溶剂的自解离方程式
液态BrF3： 2BrF3＝BrF2+＋BrF4-
（2KBrF4＋(BrF2)2PbF6＝K2PbF6＋4BrF3 ）
液体 SO2：2SO 2→SO 2＋＋SO32－
（SOCl 2＋Cs2SO3→SO 2＋2CsCl ）
乙醇： C2H5OH = H＋+C2H5O-
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例（ 1994 ）
【已知液体SO2和纯水的导电性相近，实验测得两者的比电导 值分别为3×10-3欧-1厘米-1和8×10-3欧-1厘米-1。】
试用简要的文字和化学方程式给出解释为什么液体 SO2中，可用 Cs2SO3去滴定SOCl2？
【液体 SO 2的自电离与水相似： 2SO2→SO2＋＋SO32－；
（NH4＋+C2H5O- = NH3+C2H5OH）
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例（1997）参照水溶液化学反应的知识回答下面的问题 ：在 液态 BrF3中用 KBrF 4滴定 Br2PbF 10，过程中出现电导 最低点。写出有关反应式。
2KBrF 4＋(BrF2)2PbF6＝K2PbF6＋4BrF3 （注： 2BrF3＝BrF2+＋BrF4－ 故KBrF4相当于水溶液体 系中的 KOH ，(BrF2)2PbF 6相当于水体系中的质子酸）。
1 已知在液氨中能发生下列二个反应，请写出能在水 溶液中发生的与上二反应相当的反应方程式。
NH4Cl＋KNH2＝KCl＋2NH2 2NH4I＋PbNH＝PhI2＋3NH3
HCl＋KOH＝KCl＋H2O 2HI ＋PbO ＝PbI2＋ H2O
2 完成并配平下列反应方程式（ M为金属）：
M＋NH3→
M＋NH3＝MNH2＋1/2H2
1.5×10－4
33.3
97.2
0.8
0
写出上述几种化合物在水溶液和液氨溶液中发生复分解 反应的方向。
【在水中 BaCl2＋2AgNO3＝Ba(NO3)2＋2AgCl↓ 液氨中 Ba(NO 3)2＋2AgCl ＝BaCl 2↓＋2AgNO 3】
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例（1988） 用凝固点降低的方法测定在 100％H2SO4 中，下列酸碱平衡产物（离子）的物质的量（ n）。 写出配平的方程式。
MO＋NH4Cl→ MO＋2NH4Cl＝MCl2＋2NH3＋H2O
M(NH2)2→
M(NH 2)2→MNH ＋ NH3
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例（1990）已知四种无机化合物在水中、液氮中 的溶解度（克溶质／ 100克溶剂）为
AgNO3 Ba(NO3)2
AgCl
BaCl2
水
170
溶解度
液氨
86
9.2
在液体 SO 2中，SOCl 2、Cs2SO 3如下电离： SOCl2→SO2＋＋2Cl－ Cs2SO3→2Cs＋＋SO32－ 两者混合使电离平衡向左移动析出 SO2
SOCl2＋Cs2SO3→SO2＋2CsCl】
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例（ 1990 ）从某些方面看，氨和水相当， NH4+ 和 H3O+（常简写为 H+）相当， NH2-和OH-相当， NH2-（ 有时还包括 N3-）和O2-相当。
HNO3＋2H2SO4 产物的n＝4： HNO 3＋2H 2SO4＝NO 2＋＋2HSO 4－＋H3O＋
【 HNO 3＋H2SO 4＝NO2＋＋HSO 4－＋H2O H 2SO4 ＋H2O ＝HSO4－＋H3O＋ 】
H3BO3＋6H2SO4 产物的n＝6： H3BO3＋ 6H2SO4＝B(HSO 4)4－＋2HSO 4－＋ 3H3O＋
酸碱中和的实质： H+与 OH-结合生成 H2O。 例： 酸： HCl、 HNO3、 H2SO4 H3PO4
碱： NaOH、 Ca(OH) 2、 Fe(OH)2 酸式盐： NaHCO 3、 KHSO4 碱式盐： Mg(OH)Cl 、 Al(OH)SO 4
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电离理论是人们最熟悉和应用最多的一种酸碱 理论。其局限性：
【 H3BO3＋3H2SO4＝B(HSO4)3＋3H2O B(HSO4)3＋ H2SO4＝B(HSO4)4－＋H＋ H2O ＋H＋ ＝H3O＋
2H2SO4 ＋2H2O ＝2HSO4－＋2H3O＋】
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7I2＋HIO3＋8H2SO4 产物的n＝16： 7I 2＋HIO3＋8H2SO4＝5I 3＋＋8HSO 4－＋3H 3O＋
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第五章 解离平衡
要求：弱酸、弱碱的电离常数。
酸碱理论 弱酸弱碱的解离平衡
缓冲溶液
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5.1 酸碱理论
5.1.1 酸碱的电 (解）离理论 1887 年，瑞典化学家阿仑尼乌斯建立酸碱电离理论 。为此获 1903年度诺贝尔化学奖。
电离理论： 在水溶液中只能电离出 H+离子而无其它阳 离子的化合物叫酸；在水溶液中只能电离出 OH-离子而无 其它阴离子的化合物叫碱。 HCl ? NH3 ? ?苯? NH4Cl
无机化学学习内容
理论部分： （一） 4块辅助知识【 气体与溶液， 化学热力学初步 ，
化学平衡（基本概念及 平衡移动原理） ，化学动力 学】。
（二） 3大结构（原子结构， 分子结构 ，晶体结构）。
（三） 4大平衡：
（弱电解质 解离平衡 、沉淀溶解平衡、 氧化还原平衡 （电化学）和 配位解离平衡 等四大平衡）。 元素部分（略）
例：液氨溶剂体系： 2NH3═NH4+＋NH2-
酸
NH 4Cl═NH4+＋Cl-
碱
NaNH 2═Na+＋NH2-
酸碱反应： NH4Cl＋NaNH2═NaCl＋2NH3
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优点：扩大了酸和碱的范围 。 局限性 ：必须有溶剂存在。对不解离的溶剂（如苯和
CHCl 3）和无溶剂的酸碱体系则无法说明。如 气相酸碱反应：