北师大版无机化学酸碱平衡课件

第九章:酸碱平衡一、S.Arrhenius酸碱理论（经典酸碱理论）

瑞典科学家S.Arrhenius于1887年提出

二、酸、碱质子理论（ProtonTheoryofAcidandBase）

1923年丹麦化学家Brønsred（布朗斯特）和英国化学家Lowry（劳莱）提出。

三、酸碱电子理论

1923年,由美国物理化学家Lewis提出,又称Lewis酸碱理论。9-1酸碱理论第九章:酸碱平衡一、S.Arrhenius酸碱理论（经典1一.经典酸碱理论(一)酸碱定义

电离时产生的阳离子全部是H+的化合物称为“酸”；电离时产生的阴离子全部是OH-的化合物称为“碱”。(二)经典酸碱理论的优点从组成上揭示了酸碱的本质，指出H+是酸的特征OH-是碱的特征。

解释了“中和热”的值

找出了衡量酸、碱强度的标度（Ka、Kb、pH）（放热）H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l)Hº=-55.99kJ.mol-1一.经典酸碱理论(一)酸碱定义(二)经典酸碱理论的优点2(三)经典酸碱理论的局限性酸碱被限于水溶液，非水体系不适用

例1：液氨中，KNH2(氨基化钾)使酚酞变红→碱？液氨中，Ca与NH4Cl反应，放出H2：

酸？

碱？

酸？

例2：水溶液中

HSO4-

酸？碱？Na2CO3

碱？

碱被限制为氢氧化物过去认为：NH4+半径143pm，K+半径139pm，NH4OH应为强碱，但实际上氨水是弱碱，而且从未分离出NH4OH。(三)经典酸碱理论的局限性酸碱被限于水溶液，非水体系3二.酸、碱质子理论（一）酸碱定义

凡能给出H+（质子）的分子或离子均是酸，凡能得到H+（质子）的分子或离子均是碱。∴酸---H+给予体（Protondonor）

碱---H+接受体（Protonacceptor）

两性电解质---既能给出质子，又能接受质子的分子或离子，称为“两性电解质”（ampholyte）简称“两性物”。二.酸、碱质子理论（一）酸碱定义4酸

分子

HCl,H2SO4,H3PO4,H2O,NH3…

离子

NH4+,HSO4-,H2PO4-,HPO42-…碱

分子

H2O,NH3…

离子

OH-,HSO4-,H2PO4-,HPO42-…两性物

分子

H2O,NH3…

离子

OH-,HSO4-,H2PO4-,HPO42-…

NH3+H+=NH4+NH3(l)=NH2-(l)

+H+(l)酸分子HCl,H2SO4,H3PO4,H2O,5（二）酸碱共轭关系

酸强度↑，其共轭碱（conjugatebase）强度↓。在水溶液中，共轭酸碱对的强度还可以定量表示。（二）酸碱共轭关系酸强度↑，其共轭碱（conjugate6质子酸1+质子碱2=质子碱1+质子酸2电离

HAc+H2O=H3O++Ac–

NH3+H2O=NH4++OH-中和反应

HAc+OH-=H2O+Ac-(弱酸强碱）

H3O++NH3=NH4++H2O（强酸弱碱）

H3O++OH-=H2O+H2O（强酸强碱）盐水解

Ac-+H2O=HAc+OH-质子酸1+质子碱2=质子碱1+质子酸27复分解

NH4++OH-NH3+H2O

酸1+

碱2

碱1+酸2

电离，中和，盐水解，复分解反应都称酸碱反应。酸碱反应的方向：强酸1+强碱2弱酸2+弱碱1不受水溶液，水，非水溶液，气固相的限制复分解8（三)共轭酸碱

●强电解质的电离

HCl+H2O=H3O++Cl

强酸1

强碱2

弱酸2弱碱1

酸性：HCl>H3O+

碱性：H2O>Cl强酸和强碱作用生成弱酸弱碱的过程，是不可逆过程。●弱酸的电离

HAc+H2O=H3O++Ac

弱酸1弱碱2

强酸2强碱1（三)共轭酸碱●弱酸的电离9NH3+H2O=NH4++OH弱碱1弱酸2

强酸2强碱1酸性：HAc<H3O+碱性：H2O<Ac酸性：H2O<NH4+碱性：NH3<OH弱酸弱碱作用生成强酸强碱的反应，是可逆过程。●水的自偶电离

H2O+H2OH3O++OH－

弱酸1弱碱2强酸2强碱1

弱酸弱碱作用生成强酸强碱的反应是可逆过程。NH3+H2O=NH10●

酸和碱可以是分子，也可以是阳离子或阴离子●有的酸和碱在某对共轭酸碱中是碱，但在另一对共轭酸碱对中是酸●质子论中不存在盐的概念，它们分别是离子酸或离子碱●酸和碱可以是分子，也可以是阳离子或阴11(四)“区分效应”和“拉平效应”同一溶剂中，酸碱的强弱由其本质决定在左边2个“质子转移”反应中，H2O均是弱碱，它把HCl、HAc酸性强弱区分开来。因此，H2O是HCl、HAc酸性的“区分试剂”。这种现象，称为“区分效应”。HCl、HI、H2SO4、HNO3、HClO4在水中为什么具有相同的酸度呢？若在非水溶剂（如甲醇）中，酸度又不同呢。(四)“区分效应”和“拉平效应”同一溶剂中，酸碱的强弱由12同一酸（或碱），在不同溶剂中可表现出不同的酸性（或碱性）例1:

液氨中，HAc变为强酸：HAc+NH3(l)=Ac-+NH4+强酸强碱而HCl也是强酸：HCl+NH3(l)=Cl-+NH4+强酸强碱NH3（l）把HAc和HCl的酸性“拉平”。原因是NH3(l)碱性强，它是HAc和HCl酸性的“拉平试剂”。这种现象称为“拉平效应”。同一酸（或碱），在不同溶剂中可表现出不同的酸性（或碱性）13例2:H2O是HCl、HBr、HI的拉平试剂。而CH3OH是HCl、HBr、HI的区分试剂原因例2:H2O是HCl、HBr、HI的拉平试剂。而CH3O14例3：HAc碱性也较弱它是下列酸碱的区分试剂CH3OH碱性较弱（难接受H+）故把HCl、HBr、HI酸性强弱区分开来。例3：HAc碱性也较弱它是下列酸碱的区分试剂CH3OH碱性15酸碱质子理论的优点和局限性优点：扩大了酸、碱范围，不局限于水溶液体系把阿仑尼鸟斯理论中的电离、中和、盐的水解统一为“质子传递反应”。局限性:仍局限于有H的体系，无H体系不适用，例如：BF3，[AlF6]3-，[Fe(CN)6]3-，Ni(CO)4…酸碱质子理论的优点和局限性优点：局限性:仍局限于有H的体系16三.酸碱电子理论(Lewis酸碱电子理论)●酸碱定义:

凡是可给出电子对的分子、离子或原子团称为“碱”；凡是可接受电子对的分子、离子或原子团称为“酸”。酸——电子接受体（Electronacceptor）

碱——电子给予体（Electrondonor）

●酸碱反应的实质:通过电子对的授-受形成配位键，产生成酸碱配合物。三.酸碱电子理论(Lewis酸碱电子理论)●酸碱定义17

例:

H++OH-

H←OHH++Cl-

H←Cl

●优点：酸碱范围几乎无所不包，既不局限于某元素，也不受溶剂限制。凡“缺电子”的分子或离子都是酸例：金属阳离子Mn+,H+,BF3...凡可给出“电子对”的分子或离子都是碱。大多数无机和有机化合物可视为酸碱加合物（配合物）。例：乙醇C2H5OH可视为：●缺点：太笼统，酸碱特征不易掌握。

例:H++OH-H←OH●优点：183种酸碱理论各有长、短，侧重的应用范围不同:

1、Arrhenius酸碱理论无机化学，尤其是水溶液体系酸碱问题

2、酸碱质子理论水溶液体系和非水溶液体系；无机化学,分析化学

3、Lewis酸碱理论（电子论）配位化学，有机化学3种酸碱理论各有长、短，侧重的应用范围不同:199-2水溶液的酸碱性一、水的自偶电离（self-ionizationofwater）

●纯水有微弱的导电性，表明它有微弱的自偶电离.

按酸碱质子理论讨论:H2O+H2O=OH-+H3O+

酸1碱2碱1酸2

简写为：H2O=H++OH-浓度平衡常数为：9-2水溶液的酸碱性一、水的自偶电离（self-ioni20

纯水浓度[H2O]为一常数，298K为

1000g.dm-3/18g.mol-1=55.56mol.dm-3水的“离子积常数”298K，纯水中：

Kw=(1.00410-7)2=1.00810-14纯水浓度[H2O]为一常数，298K为水的“离子积常数21T/KKw2731.139×10-15

2951.000×10-14

2981.008×10-14

3235.474×10-14

3735.5×10-13

R.T.Kw=1.0×10-14

温度T↑,Kw↑，H2O电离是一个吸热过程：T/KKw2731.139×10-1529522由于水溶液中存在H2O的自偶电离平衡：

H2O+H2O=OH-+H3O+

酸1碱2碱1酸2

即：H2O=H++OH-室温下：[H+]r

1×10-7

溶液酸性

[H+]r=1×10-7

溶液中性

[H+]r1×10-7

溶液碱性二、溶液的酸碱性及pH标度由于水溶液中存在H2O的自偶电离平衡：室温下：[H+]r23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+]r（SI规定：物理量的符号用斜体字书写，但pH和pOH例外，用正体字母书写）pH标度：为了方便指示水溶液的酸碱性，丹麦科学家S.P.L.Sören24例：某水溶液中[H+]=3.0×10-10mol•dm-3，求其pH同样，定义pOH=-lg[OH-]

由于水溶液中：两边取负对数：例：某水溶液中[H+]=3.0×10-10mol•dm-3，25一些“溶液”的pH人血液7.4牛奶6.8雨5.7番茄汁4.2葡萄酒3.4柠檬汁2.2胃液1.3人血液pH超出±0.4将有生命危险。pH标度适用范围:1≥[H+]r≥110-14一些“溶液”的pH人血液7.4牛奶6.8雨5.726借助颜色变化指示溶液酸碱性的物质，称为“酸碱指示剂”。

例：甲基橙（HIn）是一种弱酸，在水溶液中存在电离平衡：红色黄色电离常数（酸常数）：三、酸碱指示剂借助颜色变化指示溶液酸碱性的物质，称为“酸碱指示剂”。例27在一定温度下，Ka为常数pH观察到溶液颜色1/1橙（中间色）﹥4.210/1黄（碱色）1/10红（酸式）在一定温度下，Ka为常数pH观察到溶液颜色1/1橙（28指肉眼能观察到的指示剂变色的范围。设或由[H+]=(Ka[HIn])/[In-]两边取负对数，得指示剂变色范围为：

pH=pKi±1

用指示剂指示变色范围是粗略的，还可以使用pH广泛试纸（pH1~14）或精密pH试纸；精密测量水溶液的pH值，可使用各种pH计。

●

指示剂变色范围指肉眼能观察到的指示剂变色的范围。设或由[H+]=29指示剂变色范围酸色过渡色碱色甲基橙3.1–4.4红橙黄甲基红4.4–6.2红橙黄石蕊5.0–8.0红紫蓝酚酞8.0–10.0无色粉红玫瑰红常见指示剂的变色范围指示剂变色范围酸色过渡色碱色甲基橙3.1–4.4红橙309-3弱酸弱碱的电离平衡一、一元弱酸（弱碱）的电离平衡

●电离平衡常数

●电离度（）

●有关电离的计算

●影响电离平衡的因素二、多元弱酸的电离平衡

9-3弱酸弱碱的电离平衡一、一元弱酸（弱碱）的电离平衡31电离平衡常数(Ki)例：

HAc+H2O=H3O++Ac-

简为：HAc=H++Ac-

Ka

＞10-2强酸Kb

＞10-2

强碱

=10-2-10-5中强酸=10-2-10-5

中强碱＜10-5

弱酸＜10-5

弱碱对于指定的酸（碱），Ki只与温度有关，而与酸（碱）溶液的起始浓度无关。●电离平衡常数:电离平衡常数(Ki)例：HAc+H2O=H3O+32●电离度（）定义：即电离平衡时电解质已电离部分占总量的百分比。

表示电解质在指定条件下电离的程度（类似于“化学平衡”讨论中的“转化率”），它不但与Ki有关，而且与电解质的起始浓度有关。●电离度（）定义：即电离平衡时电解质已电离部分占总量33●电离度与电离平衡常数的关系

例：

HAc=H++Ac-起始相对浓度c00平衡相对浓度c-ccc当5%,

或c/Ki≥400时，1-1

上式简化为：Ki=c

2●电离度与电离平衡常数的关系例：34

或

=(Ki/c)½该式称“稀释定律”—对于弱酸（弱碱），在指定温度下，与c½成反比，比例常数即Ki½

.例：298K，Ka

(HAc)=1.76×10-5crcr/Ki1.0568180.42%0.105681.81.33%0.010568.184.20%0.001056.81813.3%可见:Ki比α更反映弱酸（弱碱）的本质。或35对于共轭酸碱对，共轭酸碱的酸常数和碱常数之间存在一定关系：HA+H2OH3+O+AKa=[H+][A]/[HA]A+H2OHA+OH-Kb=[HA][OH-]/[A]Ka·Kb=[H+][A]/[HA]·[HA][OH-]/[A]=[H+][OH-]=Kw对于共轭酸碱对，共轭酸碱的酸常数和碱常数之间存在一定关系：H36●有关电离的计算Ki—α关系即Kr与转化率的关系例1：求0.10mol•dm-3HAc溶液的pH和电离度

(298K,Ka=1.810-5)。解：HAc=H++Ac-起始相对浓度0.1000平衡相对浓度0.10–xxx●有关电离的计算Ki—α关系即Kr与转化率的关系37Δ精确解上述方程Δ

用近似公式

c/Ki=5682400Ka=X2/0.10与精确解(1.3410-3)相对误差<1%Δ精确解上述方程Δ用近似公式与精确解(1.3410-3)38（或写为%=1.3)（或写为%=1.3)39例2：0.010mol•dm-3，NH3（aq）在298K的电离度为4.2%，求其K

b。解：可用近似公式：例2：0.010mol•dm-3，NH3（aq）在298K的40●影响电离平衡的因素温度

同离子效应（CommonIonEffect）

盐效应（SaltEffect）●影响电离平衡的因素温度同离子效应（CommonI41Ki随T的变化电离过程△Hø0（吸热）

T↑Ki↑ln（Ki2

/Ki1）=(△Hø/R)[(T2

-T1)/(T2T1)]T/KKa(HAc)Kb(NH3)2731.657×10-5

1.347×10-52831.729×10-51.570×10-5

2931.753×10-5

1.710×10-5

3031.760×10-5

1.820×10-5

在R.T.范围，Ki随T的变化小，可忽略。Ki随T的变化T/KKa(HAc)Kb(NH342HAc+NaAc溶液强电解质弱电解质浓度改变使平衡移动,[Ac-]浓度增大将使平衡向左移动，使电离度减小，但Kb不变（因T不变）。HAc+NaAc溶液强电解质弱电解质浓度改43例：把

NaAc(s)加到

溶液中，使（忽略溶液体积的变化），求[H+]和

（已知298K，HAcKa=1.7610-5)解：HAc+H2O=H3O++Ac-

简为：HAc=H++Ac-

起始相对浓度

0.1000

平衡相对浓度

0.10-xx1.0[H+](Kac酸)/c共轭碱例：把NaAc(s)加到溶液中，使（忽略溶液体积的变44Ka=([H+]c共轭碱)/c酸=1.7610-5X=[H+]=1.7610-6([H+](Kac酸)/c共轭碱)=X/c酸

100%=1.7610-6/0.10

100%=0.00176%对比未外加NaAc:[H+]=1.310-3=1.3%可见，NaAc的加入使，但Kb不变。Ka=([H+]c共轭碱)/c酸=1.761045

同离子效应——在一定温度下，向弱电解质溶液中加入含有相同离子的强电解质，使弱电解质的电离平衡向电离度减小的方向移动，称为“同离子效应”“同离子效应”应用——配制“缓冲溶液”（Buffersolutions）

例：HAc–NaAc弱酸与其共轭碱

NH3–NH4Cl弱碱与其共轭酸同离子效应——在一定温度下，向弱电解质溶液中加入46实验No.溶液pH(计算)pH(实验)15.004.842No.1+4.934.793NO.1+5.074.91

可见，加入少量强酸（或强碱）溶液后，对No.1溶液的pH影响很小。No.1溶液是“缓冲溶液”。

缓冲溶液——能够抵抗外加的少量强酸、强碱或稀释的影响，本身的pH不显著变化的溶液。实验No.溶液pH(计算)pH(实验)15.00447●缓冲作用原理—定性解释cHAc

cNaAc较大，而[H+]较小。HAc的电离平衡左移，，重新平衡时[H+]增加不多。例：

HAc—NaAc缓冲溶液Δ外加少量HCl(aq)：Δ外加少NaOH(aq)：HAc电离平衡右移，，重新平衡时[H+]减少不多。Δ

加少量水稀释：

cHAc↓，据稀释定律：，使达到新平衡时[H+]减少不多●缓冲作用原理—定性解释cHAccNaAc较大，而48HAc—NaAc缓冲溶液:NaAc→Na++Ac-HAc=H++Ac-Ka=([H+][Ac-])/[HAc]Ka=([H+]c共轭碱)/(c酸

-[H+])∵c酸

-[H+]c酸

[H+]

Kac酸/c共轭碱●缓冲作用原理—定量计算HAc—NaAc缓冲溶液:●缓冲作用原理—定量计算49对碱—共轭酸组成的碱性缓冲液：

可见，缓冲液pH（或pOH）值取决于共轭酸碱对的浓度比。若C酸/C共轭碱（或C碱/C共轭酸）=1：1，此时“缓冲能力”最大。对碱—共轭酸组成的碱性缓冲液：可见，缓冲液pH（或pO50

通常c酸—c共轭碱（或c碱—c共轭酸）浓度各为0.1-1mol.dm-3,而c酸/c共轭碱（或c碱/c共轭酸）=1/10-10/1时：

pH=pKa±1pOH=pKb±1

共轭酸—碱对作缓冲溶液时，它们不应与在该缓冲溶液中的反应物或产物发生化学反应。通常c酸—c共轭碱（或c碱—c共轭酸）浓度各为0.51缓冲溶液应用：工业、农业、生物、医学、化学……例1：人血

人生命有危险。人血中含缓冲对：例2：分析化学

NH3–NH4ClpH=9.0缓冲液中:完全，而不沉淀。

例3：土壤中，硅酸，磷酸，腐植酸与其盐组成“缓冲对”，pH=5.0~8.0的土壤适合农作物生长。缓冲溶液应用：工业、农业、生物、医学、化学……例1：人血52●盐效应（SaltEffect）例1：把NaCl(s)加入到HAc溶液中No.溶液11.3%21.7%●盐效应（SaltEffect）例1：把NaCl(s)53盐效应——在弱电解溶液中，加入不含有共同离子的强电解质溶液，使其电离度稍有增加的现象。发生盐效应原因:离子强度↑，导致正、负离子的平均活度系数±↓，而离子活度a↓，不易重新结合成为弱酸（弱碱）分子。

lg±=-0.509Z+Z-

I½(298K)

ai=(ci/ciø

)

显然，前述“同离子效应”发生的同时，也有“盐效应”，但前者影响大得多。“盐效应”不要求定量计算盐效应——在弱电解溶液中，加入不含有共同离子的强电解质溶液，54二、多元弱酸的电离平衡

例：H3PO4+H2O=H3O++H2PO4-

Ka1=7.510-3H2PO4-+H2O=H3O++HPO42-

Ka2=6.2310-8HPO42-+H2O=H3O++PO43-

Ka3=2.210-13特点：

●分步电离●

Ka1

Ka2

Ka3原因：Δ从负离子H2PO4-和HPO42-电离出H+比从H3PO4电离出H+困难得多;

Δ

第一步电离生成的H+抑制第二步电离和第三步电离.二、多元弱酸的电离平衡例：H3PO4+H2O=55例1.

求0.10mol.dm-3H2S水溶液中[H3O+]、[HS-]、[H2S]和H2S的电离度。（已知，H2S（aq）的Ka1=1.3×10-7,Ka2=7.1×10-15）[分析]Ka1Ka2，[H3O+]只需按第一步电离计算。平衡浓度0.10-xxx

解：例1.求0.10mol.dm-3H2S水溶液中[H356cH2S/Ka1>>400,∴可用近似公式[S2-]由第二步电离计算：平衡时：x-y=xx+y=xy可见，二元弱酸水溶液中，[二元弱酸根]≈Ka2cH2S/Ka1>>400,∴可用近似公式[S57对比：（或：）记忆：室温下，H2S饱和水溶液浓度≈0.10mol.dm-3对比：（或：）记忆：室温下，H2S饱和水溶液浓度≈058H2S(aq)中[S2-]与[H+]的关系H2S(aq)=H++HS-Ka1=([H+][HS-])/[H2S]HS-=H++S2-Ka2=([H+][S2-])/[HS-]Ka1·

Ka2=([H+]2[S2-])/[H2S][S2-]=(Ka1

Ka2[H2S])/[H+]2

即

[S2-]与[H+]2成反比，受[H+]控制。H2S(aq)中[S2-]与[H+]的关系59

例2，按”酸碱质子论”，H2PO4-既是酸，又是碱，但NaH2PO4水溶液却显酸性(pH<7.0).为什么？解：H2PO4-+H2O=H3O++HPO42-

Ka2=6.2310-8H2PO4-+H2O=H3PO4+OH-

Kb3=?Ka2>>Kb3

NaH2PO4水溶液呈酸性例2，按”酸碱质子论”，H2PO4-既是酸，又是碱60第九章:酸碱平衡一、S.Arrhenius酸碱理论（经典酸碱理论）

瑞典科学家S.Arrhenius于1887年提出

二、酸、碱质子理论（ProtonTheoryofAcidandBase）

1923年丹麦化学家Brønsred（布朗斯特）和英国化学家Lowry（劳莱）提出。

三、酸碱电子理论

1923年,由美国物理化学家Lewis提出,又称Lewis酸碱理论。9-1酸碱理论第九章:酸碱平衡一、S.Arrhenius酸碱理论（经典61一.经典酸碱理论(一)酸碱定义

电离时产生的阳离子全部是H+的化合物称为“酸”；电离时产生的阴离子全部是OH-的化合物称为“碱”。(二)经典酸碱理论的优点从组成上揭示了酸碱的本质，指出H+是酸的特征OH-是碱的特征。

解释了“中和热”的值

找出了衡量酸、碱强度的标度（Ka、Kb、pH）（放热）H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l)Hº=-55.99kJ.mol-1一.经典酸碱理论(一)酸碱定义(二)经典酸碱理论的优点62(三)经典酸碱理论的局限性酸碱被限于水溶液，非水体系不适用

例1：液氨中，KNH2(氨基化钾)使酚酞变红→碱？液氨中，Ca与NH4Cl反应，放出H2：

酸？

碱？

酸？

例2：水溶液中

HSO4-

酸？碱？Na2CO3

碱？

碱被限制为氢氧化物过去认为：NH4+半径143pm，K+半径139pm，NH4OH应为强碱，但实际上氨水是弱碱，而且从未分离出NH4OH。(三)经典酸碱理论的局限性酸碱被限于水溶液，非水体系63二.酸、碱质子理论（一）酸碱定义

凡能给出H+（质子）的分子或离子均是酸，凡能得到H+（质子）的分子或离子均是碱。∴酸---H+给予体（Protondonor）

碱---H+接受体（Protonacceptor）

两性电解质---既能给出质子，又能接受质子的分子或离子，称为“两性电解质”（ampholyte）简称“两性物”。二.酸、碱质子理论（一）酸碱定义64酸

分子

HCl,H2SO4,H3PO4,H2O,NH3…

离子

NH4+,HSO4-,H2PO4-,HPO42-…碱

分子

H2O,NH3…

离子

OH-,HSO4-,H2PO4-,HPO42-…两性物

分子

H2O,NH3…

离子

OH-,HSO4-,H2PO4-,HPO42-…

NH3+H+=NH4+NH3(l)=NH2-(l)

+H+(l)酸分子HCl,H2SO4,H3PO4,H2O,65（二）酸碱共轭关系

酸强度↑，其共轭碱（conjugatebase）强度↓。在水溶液中，共轭酸碱对的强度还可以定量表示。（二）酸碱共轭关系酸强度↑，其共轭碱（conjugate66质子酸1+质子碱2=质子碱1+质子酸2电离

HAc+H2O=H3O++Ac–

NH3+H2O=NH4++OH-中和反应

HAc+OH-=H2O+Ac-(弱酸强碱）

H3O++NH3=NH4++H2O（强酸弱碱）

H3O++OH-=H2O+H2O（强酸强碱）盐水解

Ac-+H2O=HAc+OH-质子酸1+质子碱2=质子碱1+质子酸267复分解

NH4++OH-NH3+H2O

酸1+

碱2

碱1+酸2

电离，中和，盐水解，复分解反应都称酸碱反应。酸碱反应的方向：强酸1+强碱2弱酸2+弱碱1不受水溶液，水，非水溶液，气固相的限制复分解68（三)共轭酸碱

●强电解质的电离

HCl+H2O=H3O++Cl

强酸1

强碱2

弱酸2弱碱1

酸性：HCl>H3O+

碱性：H2O>Cl强酸和强碱作用生成弱酸弱碱的过程，是不可逆过程。●弱酸的电离

HAc+H2O=H3O++Ac

弱酸1弱碱2

强酸2强碱1（三)共轭酸碱●弱酸的电离69NH3+H2O=NH4++OH弱碱1弱酸2

强酸2强碱1酸性：HAc<H3O+碱性：H2O<Ac酸性：H2O<NH4+碱性：NH3<OH弱酸弱碱作用生成强酸强碱的反应，是可逆过程。●水的自偶电离

H2O+H2OH3O++OH－

弱酸1弱碱2强酸2强碱1

弱酸弱碱作用生成强酸强碱的反应是可逆过程。NH3+H2O=NH70●

酸和碱可以是分子，也可以是阳离子或阴离子●有的酸和碱在某对共轭酸碱中是碱，但在另一对共轭酸碱对中是酸●质子论中不存在盐的概念，它们分别是离子酸或离子碱●酸和碱可以是分子，也可以是阳离子或阴71(四)“区分效应”和“拉平效应”同一溶剂中，酸碱的强弱由其本质决定在左边2个“质子转移”反应中，H2O均是弱碱，它把HCl、HAc酸性强弱区分开来。因此，H2O是HCl、HAc酸性的“区分试剂”。这种现象，称为“区分效应”。HCl、HI、H2SO4、HNO3、HClO4在水中为什么具有相同的酸度呢？若在非水溶剂（如甲醇）中，酸度又不同呢。(四)“区分效应”和“拉平效应”同一溶剂中，酸碱的强弱由72同一酸（或碱），在不同溶剂中可表现出不同的酸性（或碱性）例1:

液氨中，HAc变为强酸：HAc+NH3(l)=Ac-+NH4+强酸强碱而HCl也是强酸：HCl+NH3(l)=Cl-+NH4+强酸强碱NH3（l）把HAc和HCl的酸性“拉平”。原因是NH3(l)碱性强，它是HAc和HCl酸性的“拉平试剂”。这种现象称为“拉平效应”。同一酸（或碱），在不同溶剂中可表现出不同的酸性（或碱性）73例2:H2O是HCl、HBr、HI的拉平试剂。而CH3OH是HCl、HBr、HI的区分试剂原因例2:H2O是HCl、HBr、HI的拉平试剂。而CH3O74例3：HAc碱性也较弱它是下列酸碱的区分试剂CH3OH碱性较弱（难接受H+）故把HCl、HBr、HI酸性强弱区分开来。例3：HAc碱性也较弱它是下列酸碱的区分试剂CH3OH碱性75酸碱质子理论的优点和局限性优点：扩大了酸、碱范围，不局限于水溶液体系把阿仑尼鸟斯理论中的电离、中和、盐的水解统一为“质子传递反应”。局限性:仍局限于有H的体系，无H体系不适用，例如：BF3，[AlF6]3-，[Fe(CN)6]3-，Ni(CO)4…酸碱质子理论的优点和局限性优点：局限性:仍局限于有H的体系76三.酸碱电子理论(Lewis酸碱电子理论)●酸碱定义:

凡是可给出电子对的分子、离子或原子团称为“碱”；凡是可接受电子对的分子、离子或原子团称为“酸”。酸——电子接受体（Electronacceptor）

碱——电子给予体（Electrondonor）

●酸碱反应的实质:通过电子对的授-受形成配位键，产生成酸碱配合物。三.酸碱电子理论(Lewis酸碱电子理论)●酸碱定义77

例:

H++OH-

H←OHH++Cl-

H←Cl

●优点：酸碱范围几乎无所不包，既不局限于某元素，也不受溶剂限制。凡“缺电子”的分子或离子都是酸例：金属阳离子Mn+,H+,BF3...凡可给出“电子对”的分子或离子都是碱。大多数无机和有机化合物可视为酸碱加合物（配合物）。例：乙醇C2H5OH可视为：●缺点：太笼统，酸碱特征不易掌握。

例:H++OH-H←OH●优点：783种酸碱理论各有长、短，侧重的应用范围不同:

1、Arrhenius酸碱理论无机化学，尤其是水溶液体系酸碱问题

2、酸碱质子理论水溶液体系和非水溶液体系；无机化学,分析化学

3、Lewis酸碱理论（电子论）配位化学，有机化学3种酸碱理论各有长、短，侧重的应用范围不同:799-2水溶液的酸碱性一、水的自偶电离（self-ionizationofwater）

●纯水有微弱的导电性，表明它有微弱的自偶电离.

按酸碱质子理论讨论:H2O+H2O=OH-+H3O+

酸1碱2碱1酸2

简写为：H2O=H++OH-浓度平衡常数为：9-2水溶液的酸碱性一、水的自偶电离（self-ioni80

纯水浓度[H2O]为一常数，298K为

1000g.dm-3/18g.mol-1=55.56mol.dm-3水的“离子积常数”298K，纯水中：

Kw=(1.00410-7)2=1.00810-14纯水浓度[H2O]为一常数，298K为水的“离子积常数81T/KKw2731.139×10-15

2951.000×10-14

2981.008×10-14

3235.474×10-14

3735.5×10-13

R.T.Kw=1.0×10-14

温度T↑,Kw↑，H2O电离是一个吸热过程：T/KKw2731.139×10-1529582由于水溶液中存在H2O的自偶电离平衡：

H2O+H2O=OH-+H3O+

酸1碱2碱1酸2

即：H2O=H++OH-室温下：[H+]r

1×10-7

溶液酸性

[H+]r=1×10-7

溶液中性

[H+]r1×10-7

溶液碱性二、溶液的酸碱性及pH标度由于水溶液中存在H2O的自偶电离平衡：室温下：[H+]r83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+]r（SI规定：物理量的符号用斜体字书写，但pH和pOH例外，用正体字母书写）pH标度：为了方便指示水溶液的酸碱性，丹麦科学家S.P.L.Sören84例：某水溶液中[H+]=3.0×10-10mol•dm-3，求其pH同样，定义pOH=-lg[OH-]

由于水溶液中：两边取负对数：例：某水溶液中[H+]=3.0×10-10mol•dm-3，85一些“溶液”的pH人血液7.4牛奶6.8雨5.7番茄汁4.2葡萄酒3.4柠檬汁2.2胃液1.3人血液pH超出±0.4将有生命危险。pH标度适用范围:1≥[H+]r≥110-14一些“溶液”的pH人血液7.4牛奶6.8雨5.786借助颜色变化指示溶液酸碱性的物质，称为“酸碱指示剂”。

例：甲基橙（HIn）是一种弱酸，在水溶液中存在电离平衡：红色黄色电离常数（酸常数）：三、酸碱指示剂借助颜色变化指示溶液酸碱性的物质，称为“酸碱指示剂”。例87在一定温度下，Ka为常数pH观察到溶液颜色1/1橙（中间色）﹥4.210/1黄（碱色）1/10红（酸式）在一定温度下，Ka为常数pH观察到溶液颜色1/1橙（88指肉眼能观察到的指示剂变色的范围。设或由[H+]=(Ka[HIn])/[In-]两边取负对数，得指示剂变色范围为：

pH=pKi±1

用指示剂指示变色范围是粗略的，还可以使用pH广泛试纸（pH1~14）或精密pH试纸；精密测量水溶液的pH值，可使用各种pH计。

●

指示剂变色范围指肉眼能观察到的指示剂变色的范围。设或由[H+]=89指示剂变色范围酸色过渡色碱色甲基橙3.1–4.4红橙黄甲基红4.4–6.2红橙黄石蕊5.0–8.0红紫蓝酚酞8.0–10.0无色粉红玫瑰红常见指示剂的变色范围指示剂变色范围酸色过渡色碱色甲基橙3.1–4.4红橙909-3弱酸弱碱的电离平衡一、一元弱酸（弱碱）的电离平衡

●电离平衡常数

●电离度（）

●有关电离的计算

●影响电离平衡的因素二、多元弱酸的电离平衡

9-3弱酸弱碱的电离平衡一、一元弱酸（弱碱）的电离平衡91电离平衡常数(Ki)例：

HAc+H2O=H3O++Ac-

简为：HAc=H++Ac-

Ka

＞10-2强酸Kb

＞10-2

强碱

=10-2-10-5中强酸=10-2-10-5

中强碱＜10-5

弱酸＜10-5

弱碱对于指定的酸（碱），Ki只与温度有关，而与酸（碱）溶液的起始浓度无关。●电离平衡常数:电离平衡常数(Ki)例：HAc+H2O=H3O+92●电离度（）定义：即电离平衡时电解质已电离部分占总量的百分比。

表示电解质在指定条件下电离的程度（类似于“化学平衡”讨论中的“转化率”），它不但与Ki有关，而且与电解质的起始浓度有关。●电离度（）定义：即电离平衡时电解质已电离部分占总量93●电离度与电离平衡常数的关系

例：

HAc=H++Ac-起始相对浓度c00平衡相对浓度c-ccc当5%,

或c/Ki≥400时，1-1

上式简化为：Ki=c

2●电离度与电离平衡常数的关系例：94

或

=(Ki/c)½该式称“稀释定律”—对于弱酸（弱碱），在指定温度下，与c½成反比，比例常数即Ki½

.例：298K，Ka

(HAc)=1.76×10-5crcr/Ki1.0568180.42%0.105681.81.33%0.010568.184.20%0.001056.81813.3%可见:Ki比α更反映弱酸（弱碱）的本质。或95对于共轭酸碱对，共轭酸碱的酸常数和碱常数之间存在一定关系：HA+H2OH3+O+AKa=[H+][A]/[HA]A+H2OHA+OH-Kb=[HA][OH-]/[A]Ka·Kb=[H+][A]/[HA]·[HA][OH-]/[A]=[H+][OH-]=Kw对于共轭酸碱对，共轭酸碱的酸常数和碱常数之间存在一定关系：H96●有关电离的计算Ki—α关系即Kr与转化率的关系例1：求0.10mol•dm-3HAc溶液的pH和电离度

(298K,Ka=1.810-5)。解：HAc=H++Ac-起始相对浓度0.1000平衡相对浓度0.10–xxx●有关电离的计算Ki—α关系即Kr与转化率的关系97Δ精确解上述方程Δ

用近似公式

c/Ki=5682400Ka=X2/0.10与精确解(1.3410-3)相对误差<1%Δ精确解上述方程Δ用近似公式与精确解(1.3410-3)98（或写为%=1.3)（或写为%=1.3)99例2：0.010mol•dm-3，NH3（aq）在298K的电离度为4.2%，求其K

b。解：可用近似公式：例2：0.010mol•dm-3，NH3（aq）在298K的100●影响电离平衡的因素温度

同离子效应（CommonIonEffect）

盐效应（SaltEffect）●影响电离平衡的因素温度同离子效应（CommonI101Ki随T的变化电离过程△Hø0（吸热）

T↑Ki↑ln（Ki2

/Ki1）=(△Hø/R)[(T2

-T1)/(T2T1)]T/KKa(HAc)Kb(NH3)2731.657×10-5

1.347×10-52831.729×10-51.570×10-5

2931.753×10-5

1.710×10-5

3031.760×10-5

1.820×10-5

在R.T.范围，Ki随T的变化小，可忽略。Ki随T的变化T/KKa(HAc)Kb(NH3102HAc+NaAc溶液强电解质弱电解质浓度改变使平衡移动,[Ac-]浓度增大将使平衡向左移动，使电离度减小，但Kb不变（因T不变）。HAc+NaAc溶液强电解质弱电解质浓度改103例：把

NaAc(s)加到

溶液中，使（忽略溶液体积的变化），求[H+]和

（已知298K，HAcKa=1.7610-5)解：HAc+H2O=H3O++Ac-

简为：HAc=H++Ac-

起始相对浓度

0.1000

平衡相对浓度

0.10-xx1.0[H+](Kac酸)/c共轭碱例：把NaAc(s)加到溶液中，使（忽略溶液体积的变104Ka=([H+]c共轭碱)/c酸=1.7610-5X=[H+]=1.7610-6([H+](Kac酸)/c共轭碱)=X/c酸

100%=1.7610-6/0.10

100%=0.00176%对比未外加NaAc:[H+]=1.310-3=1.3%可见，NaAc的加入使，但Kb不变。Ka=([H+]c共轭碱)/c酸=1.7610105

同离子效应——在一定温度下，向弱电解质溶液中加入含有相同离子的强电解质，使弱电解质的电离平衡向电离度减小的方向移动，称为“同离子效应”“同离子效应”应用——配制“缓冲溶液”（Buffersolutions）

例：HAc–NaAc弱酸与其共轭碱

NH3–NH4Cl弱碱与其共轭酸同离子效应——在一定温度下，向弱电解质溶液中加入106实验No.溶液pH(计算)pH(实验)15.004.842No.1+4.934.793NO.1+5.074.91

可见，加入少量强酸（或强碱）溶液后，对No.1溶液的pH影响很小。No.1溶液是“缓冲溶液”。

缓冲溶液——能够抵抗外加的少量强酸、强碱或稀释的影响，本身的pH不显著变化的溶液。实验No.溶液pH(计算)pH(实验)15.004107●缓冲作用原理—定性解释cHAc

cNaAc较大，而[H+]较小。HAc的电离平衡左移，，重新平衡时[H+]增加不多。例：

HAc—NaAc缓冲溶液Δ外加少量HCl(aq)：Δ外加少NaOH(aq)：HAc电离平衡右移，，重新平衡时[H+]减少不多。Δ

加少量水稀释：

cHAc↓，据稀释定律：，使达到新平衡时[H+]减少不多●缓冲作用原理—定性解释cHAccNaAc较大，而108HAc—NaAc缓冲溶液:NaAc→Na++Ac-HAc=H++Ac-Ka=([H+][Ac-])/[HAc]Ka=([H+]c共轭碱)/(