第三章 酸碱解离平衡和缓冲溶液
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第三章 酸碱解离平衡和缓冲溶液
2 [ H O ][ Ac ] 0 . 1 0 . 1 0 . 1 Ka 3 0.1 2 [HAc] 0.1 0.1 1
Ka 1.8 10 5 1.3 10 2 cr 0.10
（2） 加入NaAc后
HAc + H2O H3O+ + Ac-
第一节 强电解质溶液理论
• 一、强电解质溶液理论要点 1、强电解质和弱电解质： 易溶强电解质 电 解 质
强电解质 完全解离
难溶强电解质
弱电解质
部分解离
α＝
已解离分子数 原有分子总数
• 2、强电解质的解离度α（degree of
dissociation)
• 理论上应为100%， • 实际上小于100% • 25℃0.1mol/kg的HCl α92%，KClα86%
第三步解离 H2PO4-+H2O
H3PO4+OH-
[ H PO ][ OH ] 12 3 4 Kb 1.3 10 3 [H 2 PO-4 ]
二、弱电解质解离平衡的移动
（一）浓度对平衡移动的影响 设HAc的相对浓度为cr，解离度为α，达到平衡后，
HAc
• 则 cr - crα
H+ ＋ Accrα crα
共轭酸碱对的Kaθ 和Kbθ 之间的关系
HB + H2O
Ka
H3O+ + BKwθ = [ H+ ][OH-]
[H 3 O][B－ ] H B
B- + H2O
Kb
θ
OH- + HB
[HB][OH ] [HB][OH ] [H3O＋ ] K w ＝ θ ＋ [B ] [B ] [H3O ] K a
Ka 1.8 10 5 1.3 10 2 cr 0.10
（2） 加入NaAc后
HAc + H2O H3O+ + Ac-
第一节 强电解质溶液理论
• 一、强电解质溶液理论要点 1、强电解质和弱电解质： 易溶强电解质 电 解 质
强电解质 完全解离
难溶强电解质
弱电解质
部分解离
α＝
已解离分子数 原有分子总数
• 2、强电解质的解离度α（degree of
dissociation)
• 理论上应为100%， • 实际上小于100% • 25℃0.1mol/kg的HCl α92%，KClα86%
第三步解离 H2PO4-+H2O
H3PO4+OH-
[ H PO ][ OH ] 12 3 4 Kb 1.3 10 3 [H 2 PO-4 ]
二、弱电解质解离平衡的移动
（一）浓度对平衡移动的影响 设HAc的相对浓度为cr，解离度为α，达到平衡后，
HAc
• 则 cr - crα
H+ ＋ Accrα crα
共轭酸碱对的Kaθ 和Kbθ 之间的关系
HB + H2O
Ka
H3O+ + BKwθ = [ H+ ][OH-]
[H 3 O][B－ ] H B
B- + H2O
Kb
θ
OH- + HB
[HB][OH ] [HB][OH ] [H3O＋ ] K w ＝ θ ＋ [B ] [B ] [H3O ] K a
医用基础化学1-6章知识点串讲ppt
ln
Kθ 2
Kθ 1
Δr H θ(T2 T1) RT1T2
lg
Kθ 2
Δr H θ(T2
T1)
Kθ 1
2.303RT1T2
第六章 化学动力学
简单级数反应的速率方程小结
级数
积分式
半衰期t1/2 线性关系
1
k 2.303 lg c0 tc
0.693 lg c t
k
k 1(1 1 ) t c c0
3.解： pH=pKaθ+lg([B-]/[HB]) =5.30+lg（cB-+0.05）/(0.25-0.05) =5.60 得 cB-=0.35mol/L
pH 原= pKaθ+lg (cB-/ cHB)=5.30+lg(0.35/0.25)=5.45
例题 4-2 室温下，向含有 0.10mol·L-1 Mn2+和 0.10mol·L-1Zn2+的混合溶液中， 通入 H2S 气体维持饱和（H2S 饱和溶液浓度为 0.10mol·L-1），并用 HCl 控制溶 液 pH 为 2.00。有否沉淀生成？是什么沉淀？（Kθsp(MnS)=4.65×10-14，Kθsp(ZnS) =2.93×10-25，氢硫酸 Kθa1=9.0×10-8，Kθa2=1.1×10-12）
(3) Qc > Ksp Ө ，表示溶液为过饱和溶液，有沉淀析出，直至溶液 达饱和为止。
第五章 化学热力学基础
基本概念
1、掌握和理解体系和环境的定义；
2、掌握和理解状态函数的定义和性质
3、掌握和理解过程和途径的定义和区别
4、掌握功和热的定义
W nRT ln V终
5、掌握可逆过程和最大功
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
第三章 酸碱解离平衡和沉淀-溶解平衡
②适用条件：α<5%
（2）同离子效应与盐效应
①同离子效应 —— 在弱酸或弱碱的水溶液中，
加入含有相同离子的易溶性强电解质，使弱酸
或弱碱的解离度α大大降低的现象。
例 在HAc + H2O
H3O+ + Ac-
NaAc 则HAc 的α↓
Na+ + Ac-
② 盐效应 —— 在弱电解质溶液中加入与弱 电解质不具相同离子的强电解质，使弱电 解质的离解度α 稍有增加。
得质子产物
零水准
失质子产物
2 H3PO4 H2PO4-
H3O+
HPO42H2O
PO43-
忘了什O么H-吗？
比如说系数？
例2 c mol/mL的NH4 H2PO4的质子条件式
零水准——NH4+，H2PO4-，H2O [H3PO4]+ [H+] = [NH3]+ [HPO42-]+ 2[PO43-]+ [OH-]
质子理论酸碱反应的实质
H+
A1 + B2
A2 + B1
酸1
碱2
酸2
碱1
酸碱反应的实质是质子在两对共轭酸碱对 之间的传递过程。
酸碱反应的方向 强酸1 + 强碱2 HC1 + NH3
弱酸2 + 弱碱1 NH4+ + C1-
H2O + Ac-
HAc + OH-
酸碱的强度
• 酸性——给出质子的倾向或能力 • 碱性——接受质子的倾向或能力 • 酸碱的强弱具有相对性。
得质子产物
零水准
失质子产物
H3PO4 H3O+
（2）同离子效应与盐效应
①同离子效应 —— 在弱酸或弱碱的水溶液中，
加入含有相同离子的易溶性强电解质，使弱酸
或弱碱的解离度α大大降低的现象。
例 在HAc + H2O
H3O+ + Ac-
NaAc 则HAc 的α↓
Na+ + Ac-
② 盐效应 —— 在弱电解质溶液中加入与弱 电解质不具相同离子的强电解质，使弱电 解质的离解度α 稍有增加。
得质子产物
零水准
失质子产物
2 H3PO4 H2PO4-
H3O+
HPO42H2O
PO43-
忘了什O么H-吗？
比如说系数？
例2 c mol/mL的NH4 H2PO4的质子条件式
零水准——NH4+，H2PO4-，H2O [H3PO4]+ [H+] = [NH3]+ [HPO42-]+ 2[PO43-]+ [OH-]
质子理论酸碱反应的实质
H+
A1 + B2
A2 + B1
酸1
碱2
酸2
碱1
酸碱反应的实质是质子在两对共轭酸碱对 之间的传递过程。
酸碱反应的方向 强酸1 + 强碱2 HC1 + NH3
弱酸2 + 弱碱1 NH4+ + C1-
H2O + Ac-
HAc + OH-
酸碱的强度
• 酸性——给出质子的倾向或能力 • 碱性——接受质子的倾向或能力 • 酸碱的强弱具有相对性。
得质子产物
零水准
失质子产物
H3PO4 H3O+
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03章酸碱解离平衡和缓冲溶液
HNO3＋H2O HNO3＋HOAc HNO3＋H2SO4
H3O+＋NO3H2OAc+＋NO3H2NO3+＋HSO4-
3、共轭酸碱对的Kaθ与Kbθ的关系
HA
H＋＋A－
K
θ a
[H ][A－]
HA
A－＋H2O
HA＋OH－
水的离 子积常
K
θ b
[HA][OH ] [A ]
[HA][OH [A ]
离子氛
+++
+
+
+ ++
+
离子对
离子氛与“离子对”示意图
结论 强电解质的离解是完全的，只是由于离子氛 和“离子对”的存在，才造成了强电解质不完 全解离的假象（实测离解度小于100%）。
实测解离度不是真正的解离度，称为表观 解离度
一些强电解质的表观解离度（298K，0.10mol·L-1）
强电解质 KCl ZnSO4 HCl HNO3 H2SO4 NaOH 表观解离度/% 86 40 92 92 61 91
碱1
HCl＋NH3
酸1 碱2
NH4+＋Cl－
酸
碱1
反应方向：由较强的酸和较强的碱作用，向 着生成较弱的酸和较弱的碱方向进行。
HCl＋NH3
酸1 碱2 强强
NH4+ ＋ Cl－
酸2 碱1 弱弱
5、拉平效应和区分效应 拉平效应：不同强度的酸(碱)被溶剂调整到 同一酸(碱)强度水平的作用。
HCl＋H2O===H3O+＋Cl－ HBr＋H2O===H3O+＋Br－ H2SO4＋H2O===H3O+＋HSO4－ HNO3＋H2O===H3O+＋NO3－ HClO4＋H2O===H3O+＋ClO4－
第3章酸碱解离平衡和沉淀溶解平衡分解
HB + H2O B- + H3O+ ceq(B-) ·ceq(H3O+) Ka (HB) = ceq(HB)
Ka (HB) —弱酸HB的标准解离常数， Ka ↑，酸性↑ ceq(B-) , ceq(H3O+) , ceq(HB) — B-, H3O＋, HB的平衡浓度
HSO4- + H2O
HAc + H2O NH4+ + H2O
解： HS－ + H2O H2S+OH－
查表得：H2S 的 Ka1= 5.1×10-8
KW 1.001014 7 K b2 2 . 0 10 K a1 5.1108
三、弱酸、弱碱溶液 pH 的计算
氢离子浓度和 pH
纯水：ceq(H3O+) = ceq(OH-) = K c = 1.0×10-7 mol· L-1
Kb (Ac-) = 5.6×10-10 Kb (NH3) = 1.8×10-5
碱性：NH3 > Ac- > SO42-
多元弱酸解离平衡 多元弱酸：能给出2个或2个以上质子的弱酸
第一步解离：H3PO4 + H2O H3PO4的一级标准解离常数
Ka1 (H3PO4) = H2PO4- + H3O+
ceq(H2PO4-) ·ceq(H3O+) ceq(H3PO4)
Kb1 (CO32-) >> Kb2 (CO32- ) 2.1×10-4 2.4×10-8 溶液中的OH-主要来自CO32- 的第一步质子转移反应
多元弱碱的相对强弱取决于一级标准解离常数Kb1 Kb1越大,溶液中OH- 浓度越大,多元弱碱的碱性越强
3. Ka(HB) 与 Kb(B-) 的关系
Ka (HB) —弱酸HB的标准解离常数， Ka ↑，酸性↑ ceq(B-) , ceq(H3O+) , ceq(HB) — B-, H3O＋, HB的平衡浓度
HSO4- + H2O
HAc + H2O NH4+ + H2O
解： HS－ + H2O H2S+OH－
查表得：H2S 的 Ka1= 5.1×10-8
KW 1.001014 7 K b2 2 . 0 10 K a1 5.1108
三、弱酸、弱碱溶液 pH 的计算
氢离子浓度和 pH
纯水：ceq(H3O+) = ceq(OH-) = K c = 1.0×10-7 mol· L-1
Kb (Ac-) = 5.6×10-10 Kb (NH3) = 1.8×10-5
碱性：NH3 > Ac- > SO42-
多元弱酸解离平衡 多元弱酸：能给出2个或2个以上质子的弱酸
第一步解离：H3PO4 + H2O H3PO4的一级标准解离常数
Ka1 (H3PO4) = H2PO4- + H3O+
ceq(H2PO4-) ·ceq(H3O+) ceq(H3PO4)
Kb1 (CO32-) >> Kb2 (CO32- ) 2.1×10-4 2.4×10-8 溶液中的OH-主要来自CO32- 的第一步质子转移反应
多元弱碱的相对强弱取决于一级标准解离常数Kb1 Kb1越大,溶液中OH- 浓度越大,多元弱碱的碱性越强
3. Ka(HB) 与 Kb(B-) 的关系
无机及分析化学第三章酸碱平衡
c(H )1. 310－ 3
pH2.89
c(H )1.313 01.312 01.3%
c0
0.1
28
Question
(2) 0.10 mol·L–1的HAc溶液中加入少量固体NaAc，使NaAc的浓度为0.10 mol·L–1
解:在HAc水溶液中加入NaAc固体，由于同离子效应， HAc的解离度更小
25
3.2.5 同离子效应和盐效应
向HAc溶液中加入少量固 体NaAc固体可以使甲基橙指示 剂由红色变成黄色，为什么？
向体系中加入NaAc固体后， Ac¯浓度增大， 平衡向逆反应方向移动，HAc解离度降低。
HAc H+ + AcNaAc →Na+ + Ac-
在弱酸或者弱碱中加入其共轭碱或者共轭 酸，从而使平衡向着降低弱酸或者弱碱解离度方 向移动的作用称为同离子效应。
27
Question
解：
例3-1 计算下列两溶液的pH值和HAc的解离度： (1) 0.10 mol·L–1的 HAc溶液；
（1） 在HAc水溶液中存在如下解离平衡
HA + H2O
H3O+ + A¯
Ka (HA c(cH c)() H c(A A － )c c 1).810 5 K a (H A c c((c H H )2 ) A c(H 0 c .1 ))21.815 0
c0
0 .1
29
3.3 弱酸（碱）溶液中的型体分布
3.3.1酸（碱）的分析浓度
酸（碱）的浓度（分析浓度）是指某溶液中所含某酸 （碱）的总的物质的量浓度，它等于溶液中酸（碱） 各种型体的浓度之和，通常以c0来表示。
溶液的酸（碱）度是指溶液中H+（OH－）的浓度，通常 以pH（pOH）来表示。
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aB=γB cB/cθ
– cθ为标准态的浓度（1mol/L)
– 相对浓度: cr =cB /cθ，单位为1。aB=γB cr
– γB为活度因子（activity coefficient)； – 一般 aB＜cB 故γB ＜1 – 溶液越稀，活度与浓度差别越小。对中性
分子、弱电解质， γB 可视为1。
为1的状态
A- + H2O
HA + OH-
[HA][OH-]
K bө=
[A-]
Kb ө ---- 碱解离平衡常数 （碱常数）
在一定温度下，Ka ө 、Kb ө值一定。 Ka ө 越大，酸性越强。 Kb ө越大，碱性越强。 有时也用pKa ө或pKb ө表示。 pKaθ＝-lgKaθ，pKbθ＝-lgKbθ（表3.3） pKaθ越大，Kaθ越小， 酸越弱 pKb ө越大，Kb ө越小，碱越弱
第二节 弱电解质溶液
相对平衡浓
• 一、弱电解质的解离平衡度，单位为
HA + H2O
A- + H3O+
1
KKaөө==
[A[-A][-H][+H] +] [HA][HA]
质热在力某学温标度准（态2K指98物ak）ө ---- 酸解离平衡常数 ( 酸常数) 和100kPa下，活度表示酸在水中释放质子能力的大小
[HPΟ
2 4
]
2.21013
4－]＞ [HPO42－]＞[PO43－]。
• 2、多元酸每一步解离都产生H+，所以溶液中H+ 浓度是几步解离所产生H+的总浓度。在Ka1θ，Ka2θ， Ka3θ关系式中的[H+]也是指H+的总的相对浓度。
H2PO4- + H3O+
K
θ a1
[Η ][Η2PO4 ] [Η3PO4 ]
7.52103
H2PO4- + H2O
HPO42- + H3O+
105
Κa2θ
[Η ][HPO24 ]
[Η
2
PΟ
4
]
6.23108
HPO42- + H2O
PO43- + H3O+
105
Κ
a
θ 3
[Η ][PΟ34 ]
pKaθ（pKbθ） 4.75 9.31 6.37 10.25 2.12 7.21 12.67 4.75 7.97
（一）一元弱酸、弱碱的解离平衡
设HAc的相对浓度为cr，解离度为α，达到平衡后，
HAc
H+ ＋ Ac-
•
cr - crα
crα crα
Ka [H ][Ac ] cr cr cr 2
[HAc ]
cr cr 1
解离度与平衡常数的关系----稀释定律
Ka [H ][Ac ] cr cr cr 2 [HAc] cr cr 1
K
θ a
cr 2
说明：
Kaθ
cr
（3.11）
1、在一定温度下，同一弱电解质的解离度与其浓度 的平方根成反比。溶液愈稀，解离度愈大。
2、相同浓度的不同电解质，它们的解离度分别与其 标准解离平衡常数的平方根成正比。标准解离常数大 的，解离度也大。
解
如质HAc
质
弱电解质 第二部节分解离
α＝
已解离分子数 原有分子总数
• 2、强电解质的解离度α（degree of
dissociation)
• 理论上应为100%， • 实际上小于100%（表观解离度) • 25℃0.1mol/kg的HCl α92%，KClα86%
3、离子相互作用理论-----强电解质溶液理论(1923)
熟悉内容：
1、 多元酸碱pH的计算；两性物质pH的计算 2、缓冲溶液的一般配制方法
了解内容：1、 强电解质溶液理论，活度和活度因子
2、 盐效应3、血液中的缓冲系
第一节 强电解质溶液理论
• 一、强电解质溶液理论
如NaCl
第一节
1、强电解质和弱电解质： 易溶强电解
电
强电解质
质完全解离
难溶强电解
如BaSO4 第四章
第三章 酸碱解离平衡和缓冲溶液
第一节 强电解质溶液 第二节 弱电解质溶液 ★第三节 酸碱理论 ★ 第四节 水的解离平衡
★ 和溶液的pH ★ 第五节 缓 冲 溶 液
本章教学目的和要求
掌握内容： 1、酸碱质子理论
2、弱电解质的解离平衡，平衡常数、稀释定律、同离子效应 3、一元弱酸、弱碱溶液pH的计算 4、缓冲溶液的基本概念及缓 冲机制、缓冲容量及影响因素、 缓冲范 围的概念 5、缓冲溶液pH的计算
例3.4 计算25℃时浓度分别为0.10mol·L-1和 0.010mol·L-1时，HCN的解离度和溶液中的[H3O+]。
解： 查表得HCN的Kaθ＝4.9×10-10
当浓度为0.10mol·L-1时
Kaθ 4.9 1010 7 105
cr
0.10
[H3O+]＝crα＝(0.10×7×10-5)＝7×10-6
• 3、溶液中的H＋，主要由第一步解离得到，由二 级解离及三级解离所产生的H+很少，可以忽略。
• 4、在水溶液中，多元弱碱和多元弱酸情况相似。
二、弱电解质解离平衡的移动
• （一）同离子效应（common ion effect）
• 在弱电解质的水溶液中，加入与弱电解质含有 相同离子的易溶性强电解质，使弱电解质的解 离度降低，这种现象称为同离子效应。
强电解质溶液离子氛示意图
1） 强电解质在水 中是全部解离的
2 ) 离子间通过静电 引力相互作用，每 一个离子都被周围 电荷相反的离子包 围着，形成“离子 氛”
3 )离子自由活动能 力降低
二、离子的活度和活度因子
• 活度（activity)：离子的有效浓度（表观 浓度）, 是电解质溶液中实际上能起作用 的离子浓度。
表3.3 常见弱酸、弱碱的标准解离平衡常数
电解质 醋酸
氢氰酸 碳酸
磷酸
氨水(Kbθ) 羟胺(Kbθ)
t/℃ 25 25 25
25
25 20
分级
1 2 1 2 3
Kaθ（Kbθ） 1.76×10-5 4.93×10-10 4.30×10-7 5.61×10-11 7.52×10-3 6.23×10-8 2.2×10-13 1.76×10-5 1.07×10-8
当浓度为0.010mol·L-1时
K
θ a
4.9 1010 2.2 104
cr
0.010
[H3O+]＝crα＝0.010×2.2×10-4＝2.2×10-6
降低弱酸的浓度，可使其解离度增加，但[H3O+]也 随着降低。
（二）多元弱酸、弱碱的解离平衡
多元弱酸、弱碱在水中的质子传递平衡分步进行：
H3PO4 + H2O
– cθ为标准态的浓度（1mol/L)
– 相对浓度: cr =cB /cθ，单位为1。aB=γB cr
– γB为活度因子（activity coefficient)； – 一般 aB＜cB 故γB ＜1 – 溶液越稀，活度与浓度差别越小。对中性
分子、弱电解质， γB 可视为1。
为1的状态
A- + H2O
HA + OH-
[HA][OH-]
K bө=
[A-]
Kb ө ---- 碱解离平衡常数 （碱常数）
在一定温度下，Ka ө 、Kb ө值一定。 Ka ө 越大，酸性越强。 Kb ө越大，碱性越强。 有时也用pKa ө或pKb ө表示。 pKaθ＝-lgKaθ，pKbθ＝-lgKbθ（表3.3） pKaθ越大，Kaθ越小， 酸越弱 pKb ө越大，Kb ө越小，碱越弱
第二节 弱电解质溶液
相对平衡浓
• 一、弱电解质的解离平衡度，单位为
HA + H2O
A- + H3O+
1
KKaөө==
[A[-A][-H][+H] +] [HA][HA]
质热在力某学温标度准（态2K指98物ak）ө ---- 酸解离平衡常数 ( 酸常数) 和100kPa下，活度表示酸在水中释放质子能力的大小
[HPΟ
2 4
]
2.21013
4－]＞ [HPO42－]＞[PO43－]。
• 2、多元酸每一步解离都产生H+，所以溶液中H+ 浓度是几步解离所产生H+的总浓度。在Ka1θ，Ka2θ， Ka3θ关系式中的[H+]也是指H+的总的相对浓度。
H2PO4- + H3O+
K
θ a1
[Η ][Η2PO4 ] [Η3PO4 ]
7.52103
H2PO4- + H2O
HPO42- + H3O+
105
Κa2θ
[Η ][HPO24 ]
[Η
2
PΟ
4
]
6.23108
HPO42- + H2O
PO43- + H3O+
105
Κ
a
θ 3
[Η ][PΟ34 ]
pKaθ（pKbθ） 4.75 9.31 6.37 10.25 2.12 7.21 12.67 4.75 7.97
（一）一元弱酸、弱碱的解离平衡
设HAc的相对浓度为cr，解离度为α，达到平衡后，
HAc
H+ ＋ Ac-
•
cr - crα
crα crα
Ka [H ][Ac ] cr cr cr 2
[HAc ]
cr cr 1
解离度与平衡常数的关系----稀释定律
Ka [H ][Ac ] cr cr cr 2 [HAc] cr cr 1
K
θ a
cr 2
说明：
Kaθ
cr
（3.11）
1、在一定温度下，同一弱电解质的解离度与其浓度 的平方根成反比。溶液愈稀，解离度愈大。
2、相同浓度的不同电解质，它们的解离度分别与其 标准解离平衡常数的平方根成正比。标准解离常数大 的，解离度也大。
解
如质HAc
质
弱电解质 第二部节分解离
α＝
已解离分子数 原有分子总数
• 2、强电解质的解离度α（degree of
dissociation)
• 理论上应为100%， • 实际上小于100%（表观解离度) • 25℃0.1mol/kg的HCl α92%，KClα86%
3、离子相互作用理论-----强电解质溶液理论(1923)
熟悉内容：
1、 多元酸碱pH的计算；两性物质pH的计算 2、缓冲溶液的一般配制方法
了解内容：1、 强电解质溶液理论，活度和活度因子
2、 盐效应3、血液中的缓冲系
第一节 强电解质溶液理论
• 一、强电解质溶液理论
如NaCl
第一节
1、强电解质和弱电解质： 易溶强电解
电
强电解质
质完全解离
难溶强电解
如BaSO4 第四章
第三章 酸碱解离平衡和缓冲溶液
第一节 强电解质溶液 第二节 弱电解质溶液 ★第三节 酸碱理论 ★ 第四节 水的解离平衡
★ 和溶液的pH ★ 第五节 缓 冲 溶 液
本章教学目的和要求
掌握内容： 1、酸碱质子理论
2、弱电解质的解离平衡，平衡常数、稀释定律、同离子效应 3、一元弱酸、弱碱溶液pH的计算 4、缓冲溶液的基本概念及缓 冲机制、缓冲容量及影响因素、 缓冲范 围的概念 5、缓冲溶液pH的计算
例3.4 计算25℃时浓度分别为0.10mol·L-1和 0.010mol·L-1时，HCN的解离度和溶液中的[H3O+]。
解： 查表得HCN的Kaθ＝4.9×10-10
当浓度为0.10mol·L-1时
Kaθ 4.9 1010 7 105
cr
0.10
[H3O+]＝crα＝(0.10×7×10-5)＝7×10-6
• 3、溶液中的H＋，主要由第一步解离得到，由二 级解离及三级解离所产生的H+很少，可以忽略。
• 4、在水溶液中，多元弱碱和多元弱酸情况相似。
二、弱电解质解离平衡的移动
• （一）同离子效应（common ion effect）
• 在弱电解质的水溶液中，加入与弱电解质含有 相同离子的易溶性强电解质，使弱电解质的解 离度降低，这种现象称为同离子效应。
强电解质溶液离子氛示意图
1） 强电解质在水 中是全部解离的
2 ) 离子间通过静电 引力相互作用，每 一个离子都被周围 电荷相反的离子包 围着，形成“离子 氛”
3 )离子自由活动能 力降低
二、离子的活度和活度因子
• 活度（activity)：离子的有效浓度（表观 浓度）, 是电解质溶液中实际上能起作用 的离子浓度。
表3.3 常见弱酸、弱碱的标准解离平衡常数
电解质 醋酸
氢氰酸 碳酸
磷酸
氨水(Kbθ) 羟胺(Kbθ)
t/℃ 25 25 25
25
25 20
分级
1 2 1 2 3
Kaθ（Kbθ） 1.76×10-5 4.93×10-10 4.30×10-7 5.61×10-11 7.52×10-3 6.23×10-8 2.2×10-13 1.76×10-5 1.07×10-8
当浓度为0.010mol·L-1时
K
θ a
4.9 1010 2.2 104
cr
0.010
[H3O+]＝crα＝0.010×2.2×10-4＝2.2×10-6
降低弱酸的浓度，可使其解离度增加，但[H3O+]也 随着降低。
（二）多元弱酸、弱碱的解离平衡
多元弱酸、弱碱在水中的质子传递平衡分步进行：
H3PO4 + H2O