酸碱电离理论的缺陷：
把酸碱的定义局限于以水为溶剂的系统,不适用于非水系统 无法解释NH3、Na2CO3均不含OHˉ，也具有碱性。 将酸碱的概念绝对化,无统一计算溶液pH值的公式
2.酸碱质子理论(the Bronsted-lowry aeid-base
model) 1923年 J.N 和T.M.Lovory提出了酸碱质子理论，扩大 了酸碱范围。
例题
例10：将质量摩尔浓度均为0.10 mol·kg-1的BaCl2, HCl, HAc, 蔗糖水溶液的粒子数、蒸气压、沸点、凝固点和渗透
压按从大到小次序排序:
解：按从大到小次序排序如下：
粒子数 蒸气压 沸点 凝固点 渗透压
BaCl2 →HCl → HAc → 蔗糖 蔗糖 → HAc → HCl → BaCl2 BaCl2 → HCl → HAc → 蔗糖 蔗糖→ HAc → HCl → BaCl2 BaCl2 → HCl → HAc → 蔗糖
简写成
K
＝
a
c
eq
(
H ceq
) ceq ( Ac (HAc)

)
Ka值越大,即 解离程度越大
同类型弱酸(碱)的相对强弱可由解离常数值的大小得出， 如HF(3.53×10-4)和HAc(1.76×10-5)均为一元弱酸，但HF 的酸性比HAc强。
HF,H2SO3,HNO2,H3PO4 一般称为中强酸。
在水溶液中，酸碱的强弱决定于酸将H+给予水分子或碱 从水分子中夺取H+的能力。一般,以Ka表示酸的解离常数,以 Kb表示碱的解离常数.
解离常数
以HAc为例： HAc(aq)
H+ (aq) + Ac－ (aq)
K＝
(ceq
(
H
) c ) (ceq (ceq (HAc)
( Ac c )

)
c )
凡能给出质子的物质（分子或离子）都是酸； 凡能结合质子的物质（分子或离子）都是碱。
如在水溶液中 酸
HCl(aq）
HAc(aq) NH4+(aq) HCO3-(aq) Al(H2O)63+
质子 + 碱
H+(aq) +Cl-(aq)
H+(aq) +Acˉ(aq)
H+(aq) +NH3(aq)
H+(aq) + CO32-(aq)
H2O+ NH+ 4 (中和) NH+ 4 /NH3, H3O+/ H2O
OH- + HCN (水解) HCN/CN-, H2O/OHHCO– 3 + OHˉ(水解) HC–O 3/C2O- 3,
2.酸碱质子理论
酸碱反应的实质
——两个共轭酸碱对之间的质子传递
●酸越强，其共轭碱越弱；碱越强，其共轭酸越弱 ●某酸碱对中的酸、在另一酸碱对中是碱的物质称为两性物质 ●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
布朗斯特 (Brfnsted J N, 1879-1947)
H+(aq)+
Al(H2O)5(OH-)2+
丹麦物理化学家. 因其酸、 碱质子理论而著名于世.
共轭酸碱对 (conjugate acid-base pair)
酸与对应的碱的这种相互依存、相互转化的关系称为 酸碱共轭关系。 酸失去质子后形成的碱被称为该酸的共轭碱； 碱结合质子后形成的酸被称为该碱的共轭酸。 共轭酸与它的共轭碱一起称为共轭酸碱对。例如:
Δp = i K mB ΔTbp = i KbpmB ΔTfp = i KfpmB
3.2 酸碱平衡
根据解离度的大小,将电解质分为强电解质和弱电解质两类。
解离度α(degree of ionization)——溶液中已解离的 电解质的分子数与电解质总分子数之比。
解离度
已解离的电解质浓度 电解质的起始浓度 100%
一、酸碱的概念
按先后次序，酸碱理论主要有以下几种： 1.酸碱电离理论(Arrhenius acid-base concept) ——1887年 酸：在水溶液中解离时所生成的正离子全部是H+的化合物
H2SO4 = HSO4－ + H+ 碱：所生成的负离子全部是OHˉ的化合物。
NaOH = Na+ + OH－ 酸碱中和反应的实质是H+ + OHˉ= H2O。
3.1.5电解质溶液的依数性
思考1：相同浓度的电解质溶液的蒸气压与非电解质比如何变化？
答：其蒸气压下降，沸点上升和凝固点下降，以及溶液渗透压 的数值变化均比同浓度的非电解质大。
性质
•
蒸气压p
• 蒸气压下降p
•
沸点Tb
• 沸点上升Tb
•
凝固点Tf
• 凝固点下降Tf
蔗糖 高 小 低 小 高 小
HAc溶液 NaCl溶液
如 NH4Cl 中的NH4+是离子酸， Cl－是离子碱。 NaAc 和Na2CO3中的CO32 －和 Ac－是离子碱。
无盐的概念: NH4Cl (酸碱复合物)
(3) 酸和碱是相对的,并非不变,对于某些物种而言，是酸是碱取决于参与的具体 反应
例如: H2O在HCl溶液和NH3溶液中 的作用不同
HCl + H2O == H3O+ + Cl－
除少数强酸、强碱外，大多数酸和碱溶液都存在解离平衡：
HAc(aq) + H2O(l)
H3O+ (aq) + Ac－ (aq)
HAc(aq)
H+ (aq) + Ac－ (aq)
提问：如何表示酸碱平衡的程度？
通常，以解离常数Ka(Kb)和α来衡量酸(碱) 解离程度的大 小及强弱，其值可由热力学数据求算，也可由实验测定。
H2O是碱
NH3 + H2O == OH－ + NH4+
H2O是酸
HHS2SOO－ 4 4
H+ +HSO－ 4 H+ +SO42－
两性物质: H2O,HCO3ˉ(所有酸式根)
H2O是两 性物质
(4).计算溶液pH值时,可用统一公式!
二.酸碱离子平衡及pH值计算
• 1.酸(碱)的解离平衡 —— 以HAc为例
共轭酸碱对 H－2SO4/HSO4－, NH4+/NH3, H3O+/ H2O, HCl/Cl－, HCO3-/CO32
例如：
HAc + H2O H3O+ +NH3 H2O+ CNH2O+ CO23H2O/OH-
共轭酸碱对
酸 H＋＋碱
共轭酸碱对
H3O+ +Ac- (电离)
HAc/Ac-, H3O+/ H2O
向进行
(1)扩大酸碱的范围
优点:
比电离理论更广泛, 其酸碱的定义只以H+为判据，与溶
剂无关（即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.
酸Na碱2C可O以3以是及分N子H4、C阴l等离的子酸、碱阳性离。子，能够解释NH3、
(2)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，
中
低
中
多
中
高
中
多
中
低
中
大
思考2：你能说明稀溶液依数性行为的规律吗？
3.1.5 电解质溶液的依数性
如：从部分电解质的0.1mol·kg-1溶液的凝固点下降数值与 理论值的比较可以得到电解质溶液的偏差 i 值
电解质 实测ΔT’fp / K 计算Δ Tfp / K i= ΔT’fp / Δ Tfp
NaCl
溶液的酸度(H+离子浓度)常用pH值表示， pH = –lgc(H+/c ), 溶液的碱度(OHˉ离子浓度)可用pOH表示。
Note: 如计算的弱酸(碱)强度极弱或者极稀,则不能应用上 述公式, 应同时考虑水的离解.
通常0.1mol·kg-1溶液中 ，
强电解质α>30%；
弱电解质α<5%；
强电解质：在水中全部解离
中强电解质α=5%～30%
弱电解质：在水溶液中只有部分解离,
大部分仍以分子形式存在
存在解离平衡
3.2.1 酸碱质子理论
一.酸碱的概念
[酸碱理论的发展历史]:
三百多年前：英国物理学家R·Boyle指出，酸有酸味，使 蓝色石蕊变红，碱有涩味和滑腻感，使红色石蕊变蓝。
) ceq ( (HA)
A
)

{ceq (H )}2 c ceq (H )
将上式整理后得, {ceq(H+)}2 + Ka ceq(H+) －cKa = 0
——求解溶液中ceq(H+)的准确公式
但常采用近似计算, 当Ka＜10－4,c/Ka＞500时, ceq(H+)<<c ∴ c－ceq(H+) ≈c ,即
推论：酸碱的解离常数越大，其酸碱性越强。
一元弱酸和一元弱碱的解离平衡
设一元弱酸HA的浓度为c, 解离度为α
HA = H+ + A起始浓度 c 0 0 平衡浓度 c(1-α) ca ca
α
＝ c(已解离物质) c (原有物质)
100％
α值越大,即解离程度越大
Ka

(c / c )2 c(1 ) / c
0.348
0.186
1.87
HCl
0.355
0.186
1.91
K2SO4
0.458
0.186
2.46
CH3COOH 0.188