碱 盐
) )
例题：向100g浓度为0.1mol.kg-1的HAc和0.1mol.Kg1NaAc混合溶液中加入1.0g1.0mol.kg-1的HCl,求此溶液 的pH值。已知：Kay=1.76×10-5。
HAc
H+ + Ac-
+ H+
HAc
H+ + Ac+ OH-
H2O
可见,Ac-是抗酸因素，HAc是抗碱因素。
缓冲作用是有限的，当外加强酸、碱 过量时,会失去缓冲作用。
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(3)定量计算： ①弱酸-弱酸盐
pHpKaΘlgcc((盐 酸))
②弱碱-弱碱盐
p
H1
4p
KbΘl
gcc((
4. 缓冲溶液
溶液的pH值在一定范围内不受外来少量强酸、碱 的影响，这种溶液称缓冲溶液
(1) 组成：弱酸+弱酸盐 或 弱碱+弱碱盐 HAc+NaAc NH3·H2O+NH4Cl HAc+NH4Ac
NaH2PO4+Na2HPO4 NaHCO3+Na2CO3
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(2)机理：以HAc—NaAc缓冲对为例(定性):
单相离子平衡可分为酸、碱的解离平衡及配离 子的解离平衡两类。
一 酸和碱在水溶液中的解离平衡 1. 酸碱理论 A 电离理论 由Arrhenius提出
（1）要点： ● 解离出的正离子全部是H+的 物质叫酸； ● 离解出的负离子全部是OH的物质叫碱。
阿仑尼乌斯
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● 酸碱反应的实质是 H+ + OH- = H2O
注意：溶液中并无此平衡: H2S 2H++S2-
所以 c(H+)≠2c(S2-)
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2 讨论:
①H2S饱和溶液中,c(H2S)=0.1mol·kg-1;
②(单纯H2S溶液中)H+主要来自一级解离,可 用稀释定律处理;
S2-主要来自二级解离,
y
b(S2-)/by≈K2
水溶液中的化学反应与水体保护
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主要内容
（一）水溶液中的单相离子平衡 酸和碱在水溶液中的离子平衡 配离子的解离平衡 （二）难溶电解质的多相离子平衡 多相离子平衡和溶度积 溶度积规则及其应用 （三）相平衡和非水溶液中的化学反应 （四）水质与水体保护
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§5.1 水溶液中的单相离子平衡
HB = H+ + B- 酸＝质子+共轭碱
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酸碱反应的实质是两个共轭酸碱对之间的质 子传递反应。
● 酸越强，其共轭碱越弱；碱越强，其共轭酸越弱 ● 反应总是由相对较强的酸和碱向生成相对较弱的 酸和碱的方向进行。 C. 电子理论（Lewis G.N.）:具有可供利用的孤对电 子的物质称为碱；能与孤对电子结合的物质称为酸。
（2）优缺点： Arrhenius电离理论简单，是第一个电解质溶
液理论，对溶液理论的发展具有重要作用； 缺点是把酸碱的概念局限于水溶液系统内，难
于解释非水系统进行的反应。例如， NH3 与 HCl 在 气 相 或 者 在 苯 中 反 应 也 生 成
NH4Cl，电离理论就不能解释。
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3.同离子效应
多组分溶质系统中，易溶强电解质对弱电解质解离 平衡的影响，实质是解离平衡的移动。
HAc
H++Ac-
NaAc
Na++Ac-
可见：在弱电解质溶液中，加入具有同名离子的强
电解质，则弱电解质的解离度降低——同离子效应。
同离子效应可进行定量计算。前例即同离子效应问 题。
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第5章 水化学与水体保护
水溶液中的化学反应与水体保护
教学基本要求
1．溶液的通性。 2．能进行溶液pH值的基本计算，能进行同离子 效
应等离子平衡的计算，了解配离子的解离平衡 及平衡移动。 3．初步掌握溶度积和溶解度的基本计算。了解溶 度积规则及其应用。 4．了解环境化学中水的主要污染物及其某些处理 方法的原理。
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2.多元弱电解质的解离平衡
(1) 分级解离 解离常数亦分级，如：
H2S
H++HS- K1y=9.1×10-8
HS-
H++S2- K2y=1.1×10-12
H2S
2H++S2- Kay=?
根据多重平衡规则： Kay=K1y.K2y=1.0×10-19
其表达式：Kay c2(cH()H2cS()S2)(cΘ)2
B 质子理论(J.N.Brönsted等人提出)
（1）要点 ● 反应中任何能给出质子的分 子或离子，即质子给予体叫做酸. ● 反应中任何能接受质子的分 子或离子，即质子接受体叫做碱. ● 酸碱反应是质子由质子给予 体向质子接受体的转移过程.
布朗斯特
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水为两性物质
（2）质子理论的特点 ▲ 该定义不涉及发生质子转移的环境，故而在气 相和任何溶剂中均通用. ▲ 质子理论中无盐的概念，电离理论中的盐，在 质子理论中都是离子酸或离子碱，如NH4Cl 中的 NH4+是离子酸， Cl－是离子碱. ▲ 得失质子的物质组成共轭酸碱对
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关于解离常数 意义：值Ki越y大，表明弱电解质解离程度越大。
性质：不受离子或分子浓度的影响,受温度的影响。 (2) 稀释定律 对AB型弱电解质有如下关系：
Kay =(cB/cΘ)α2 稀释定律的使用条件：
即:
αΘ
⑴ 溶质为一元弱电解质；
⑵ c/Kiy≥500（1-α≈1）；
⑶ 无同离子效应体系（单组分溶质）。
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(3) 水也是一元弱电解质，其平衡常数：
Kwy ={c(H+)/cy}·{c(OH-)/cy} 定义： pH=-lg{c(H+)/cy}
表示溶液的酸度。也可以用pOH：
pOH=-lg{c(OH-)/cy}
由于中性溶液中c(H+)=10-7mol.Kg-1， 即pH=7。所以pH+pOH=14。 pH<7为酸性。
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二 弱酸弱碱的水溶液中的离子平衡及pH值的计算
1.稀释定律
一元弱电解质单组分溶质的解离，如：
HAc H++Ac-
NH3·H2O
(1)解离常数
表达式：
NH4++OH-
Ka Θ {c(H)cc(/Θ } H{cA (cΘ c A)) cc/Θ /}
Kb Θ{b(
N4 )Hb/Θ }{b( O)Hb/Θ } b( N3HH2O )bΘ /