H2O H2O H3O OH
通常可简写
H2O H OH
应注意与水的酸碱半反应相区别。
什么是半反应？很重要
13
水的质子自递反应标准平衡常数表达式为：
Kw c(H ) / c c(OH ) / c
K
w
称为水的质子自递常数或称为水的离子积。
在一定温度下，水的离子积是与无浓度、压力 无关的常数。
)
/
c
23
这是忽略水的电离，即HB是比水电离程度大的 电解质，并且HB的初始浓度不是很稀时，即 c0(HB)不是很小，比水要浓，才有：
Ka
c(H ) / c 2 c0 (HB) / c c(H )
/
c
再有如果HB的离解程度不是太大，又有：
c0 (HB) / c c(H ) / c c0 (HB) / c
30
例5.2计算c0(HAc)=0.10mol·L-1的醋酸溶液的 pH值及醋酸的离解度。已知：
Ka (HAc) 1.76105
解：因为
c0 (HAc) / c Ka
0.10 1.76 105
500
c0 (HAc) / c • Ka / Kw 25
所以：
c(H ) / c c0 (HAc) / cKa
H2O H OH
Ka
c(H ) / c c(B ) / c c(HB) / c
Ka
c(H ) / c 2 c(HB) / c
不同于c0 (HB) / c
而c(HB) / c c0 (HB) / c c(H ) / c
所以Ka
c(H ) / c 2 c0 (HB) / c c(H
HB H B H2O H OH
通常 HB是比水强的电解质，在HB的浓度不是 很稀时（两层含义），溶液中的H+主要是由HB 电离产生。因此，在计算HB溶液中的H+浓度时， 通常可将水电离出来的那部分忽略不计，这样 的溶液中:
c(H ) C(B )
22
根据 所以
HB H B
c(H ) C(B )
这个反应，可以在水溶液中进行，也可以在其
它溶剂中进行, 也可以在气相中作用。
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5.2水溶液中的重要酸碱反应 5.2.1 水溶液的重要酸碱反应 水是两性物质，既可作酸给出质子，也可作为 碱接受质子
H2O H OH H2O H H3O
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在水中，存在水分子间的质子转移反应 其中一部分水分子作为酸给出质子，另一部分 水作为碱接受质子。
c(H ) / c 1.76105 0.10 1.3103 31
c(H ) / c 1.3103 pH 2.89
HAc H Ac c(H ) 1.3103 1.3%
c0 (HAc) 0.10
32
例5.3计算c0(Ac-)=0.10mol·L-1的醋酸钠溶液 的pH值。已知：
6
5.1.1质子酸碱概念 酸碱质子理论认为： 凡在一定条件下能给出质子（H+）的物质为酸； 凡在一定条件下能接受质子的物质为碱。 因此，质子酸碱概念完全脱离了只有在水溶液 中才有酸碱的限制。
7
下列反应式中等号左侧的各物质，在一定条件 下均有给出质子的能力，均为酸，等号右侧所 列的是各个酸给出质子后的产物，在一定条件 下均有接受质子的能力，均为碱。
酸碱反应 教学目标 酸碱理论 1、掌握质子酸碱，共轭酸碱、两性物质、酸 碱反应、酸碱的离解常数等。 2、熟练运用近似方法计算酸碱水溶液的酸度 及其它有关离子浓度。
1
酸碱平衡移动
1、理解同离子效应，介质酸度对酸碱平衡移 动的影响，熟练掌握有关的近似计算，定性掌 握介质酸度与酸碱平衡移动的影响。
2、理解稀稀释作用，了解盐效应对酸碱平衡 移动的影响。
pH 8.88
33
5.2.3弱多元酸碱的离解
弱多元酸碱在水溶液中的离解是分步进行的， 如
H2CO3 H HCO3
K
a1
c(H ) / c c(HCO3 ) / c c(H2CO3) / c
4.30107
HCO3 H CO32
K
a
2
c(H ) / c c(CO32 ) / c c(HCO3 ) / c
酸 HCl= HAc=
质子 H+ H+
碱
+
Cl-
+
Ac-
H2CO3=
H+
NH4+=
H+
H2O=
H+
[Al(H2O)6]3+= H+
+
HCO3-
+
NH3
+
OH-
+ [Al(H2O)5(OH)-]2+ 8
按酸碱质子理论，酸和碱可以是中性分子，也 可以是阳离子或阴离子。分别称为分子酸碱和 离子酸碱。酸碱质子理论中，没有盐的概念。
4
酸碱电离理论，在水中电离，得到阳离子均为 氢离子的物质为酸，在水中电离，得到阴离子 均为氢氧根离子的物质为碱。
所谓酸碱反应，即在水溶液中酸中电离出来的 氢离子与碱电离出来的氢氧根离子结合为水的 反应。
酸碱电离理论将酸碱这两种密切相关的物质完 全割裂开来，并把酸碱以及酸碱反应局限在于 水溶液之中，且将碱局限于含氢氧根的物质。
5
因此，对于发生于非水溶液中酸碱之间的作用， 对NH3为何在水溶液中是碱等问题无法解释， 对水溶液明显呈碱性的Na2CO3，明显呈酸性的 NH4Cl物质，也不能定义为酸和碱。这是酸碱 电离理论的局限性。
为了更清楚地说明酸碱反应的本质，以便能深 入研究酸碱反应的规律，20世纪人们对提出了 两种重要的酸碱，即酸碱质子理论和路易酸理 论。
Ka
c(H ) / c 2 c0 (HB) / c
24
HB的离解程度不能太小（要比水的离解大到一 定程度）
HB H B H2O H OH c(H ) C(B ) 具体：c0(HB)Ka/Kw≥ 25
HB的离解程度也不能太大
c(HB) c0 (HB) / c c(H ) / c c0 (HB) / c
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一定条件下，若酸给出质子能力较强，则其共 轭碱接受质子的能力必然较弱。水溶液中共轭 酸碱的标准平衡常数：
HB H B B H2O HB OH
Ka (HB) Kb(B )
上面两式相加得： H2O H OH
Kw Ka (HB)Kb (B )
即水溶液中共轭酸碱离解常数的乘积等于水的 质子自递常数。
并且HB的初始浓度不是很稀时，如果太稀，水
的离解不能忽略。 具体限定：
c0 (HB) / c 500 Ka
25
c0-x≈ c0
所以
HB H B c0-x x x
Ka
x2 c0
x
x2 c0
x2 c0Ka
x c0 Ka c(H )
26
弱一元碱在水溶液中的离解，是其与水之间质 子转移反应，水给出质子，碱接受质子. 如NH3+、Ac-在水溶液中的离解：
指出谁和谁是共轭酸碱对？
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弱一元酸在水溶液中的离解反应常简化为
HB H B
弱一元酸在水溶液中离解反应的标准平衡常数
为：
Ka
c(H ) / c c(B ) / c c(HB) / c
它也称弱一元酸的电离常数或离解常数
弱一元酸的离解常数，在一定温度下，是与浓 度、无关的常数。其值的大小表示了某一元酸 在水中离解反应趋势的大小。
据此可计算一定浓度的弱一元碱水溶液中OH-
的浓度。
28
B H2O HB OH 同样，当 c0 / c • Kb / Kw 25
B H2O HB OH
c0-x
xx
水的离解忽略，并且B-的离解程度较小。
所以c0-x≈ c0
Kb
x2 c0
x
x2 c0
c0 / c kb
500
x c0Kb c(OH )
当两性物质遇到比它更强的酸时，它表现出碱 的特性接受质子。当遇到比它更强的碱时它给 出质子表现出酸的特性。
10
5.1.2 酸碱反应 酸碱质子理论认为，所谓酸碱反应，是酸与碱 相互作用分别转化为对应的共轭碱和共轭酸的 反应，即酸碱之间的质子转化作用，如：
HCl + NH3 = Cl- + NH4+ 酸（1） 碱（2） 碱（1） 酸（2）
NaAc H2O HAc NaOH
Kb
(
Ac
)
K
w
/
Ka
(HAc)
5.67
1010
解： c0 ( Ac ) / c 所以： Kb
500
c0 (HAc) / c • Kb / Kw 25
c(OH ) / c c0 (HAc) / cKb
c(OH ) / c 5.67 1010 0.10 7.5106 c(OH ) 7.5106 mol • L1
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一定浓度c0(HB)的弱一元酸HB水溶液的酸度， 可根据其离解常数计算得到：
HB H B
ceq / mol • L1 c0-x x x
Ka
x2 c0
x
求解一元二次方程，即可得c(H+),进而计算溶 液的pH
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其实，一元弱酸HB的水溶液随，除存在弱酸的 电离平衡外，还存在水的电离平衡：
NH3 H2O NH4 OH Ac H2O HAc OH
27
NH3 H2O NH4 OH Ac H2O HAc OH
反应的标准平衡常数称为弱一元碱的离解常数 或电离常数:
Kb
c(NH 4 ) / c c(OH ) / c c(NH3 ) / c
Kb
c(HAc) / c c(OH ) / c c( Ac ) / c