起始浓度
x
0
0
平衡浓度/mol·dm-3 0.50 – x
x
x
∵Ka / c＜10-4 ∴ 0.50 – x ≈ 0.5
Kb
(x)2 0.010
1.75 105
x 1.75105 0.010 2.95103
c(H ) 2.95103 mol dm-3
根据：c(H ) c(OH ) 11014 mol dm-3
可近似计算 [ H ] Ka1 Ka2
小结
1、 水的离子积： Kw = [H+] [OH–] = 1.0 × 10–14
2、 K和的关系： Kw = Ka x Kb = 1.0 × 10–14
)
c(H ) c(Ac c(HAc) c
)
c(OH ) c(H ) /(c
)2
Kw
即 K a ·K b = Kw ,
Kw称为水的离子积常数
常温时, Kw = 1.0 × 10 ˉ14
7、质子酸（强酸弱碱盐）溶液的PH计算
例4. 计算0.100 mol·dm-3 NH4Cl溶液中H+浓度及其pH。
(1 a)c
(c / c )a2
a Kbc / c 因此 c(OH ) Kbc / c
例2 已知NH3的溶液的Kb =1.75×10-5, 计算0.010 mol·dm-3的 NH3溶液的pH。
解：设氨水溶液中OH-的平衡浓度为x mol·dm-3, 则
HAc(aq) = H+(aq) + Ac-(aq)
水电离平衡（水的质子自递反应）
H2O + H2O
H3O+ + OH–
在25 °C，由电导等方法测得
[H3O+] = [OH–] = 1.0 × 10–7 （mol/dm3)
则 Kw = [H3O+] [OH–] = 1.0 × 10–14 ( 无量纲）
Kw 称为水的离子积，是水的电离常数。 Kw随温度的增加，略有增加。
Ka Kb
K
＝
w
1.76 1.76
10-5 10-5
1014
107
结论：
Ka＞Kb [H+] > 10-7 ，[H+] > [OH-] Ka＝Kb [H+] = [OH-] = 10-7 Ka＜Kb [H+] < 10-7 ，[H+] < [OH-]
酸性。 中性。 碱性。
10、两性物质溶液的PH计算 H2O HS- HCO3- HPO42- H2PO4-
酸越弱，它的共轭碱就越强。 碱也如此。
⇌ HCI NH3 NH4 CI 强烈向右方进行 ⇌ Ac- H2O HAc OH 明显向左方进行
弱酸
HAc H2O⇌H3O Ac
酸1
碱2
酸2
碱1
弱碱
NH3 H2O ⇌OH NH4
碱1
酸2
碱2
酸1
强酸 强酸
第二节 酸碱水溶液中酸度的计算
1、水的电离和溶液的PH值
(3) 知c(OH-)=2.68×10－5，求c(H＋)和PH＝？ c(H＋)×c(OH－)＝10－14 c(H＋)＝0.37×10－9 PH＝10－log 0.37+ ＝10－0.57 ＝9.43
3、一元弱酸的解离
设一元弱酸HAc的浓度为c, 解离度为α
HAc = H+ + Ac-
起始浓度 c
0
Acˉ(aq) + H2O(l) = HAc(aq) + OHˉ(aq)
Kb
c(HAc)c(OH ) c(Ac ) c
Acˉ的共轭酸是HAc：HAc(aq) = H+(aq) + Acˉ(aq)
Ka
c(H ) c(Ac ) c(HAc) c
Ka
Kb
c(HAc) c(OH c(Ac ) c
两性物质：即能给出质子、又能接受质子的物质是两性物质。 H2O HS- HCO3- HPO42- H2PO4-
扩大了酸碱范围：酸、碱可以是分子, 也可以是离子。
3、共轭酸碱的概念
酸给出质子后生成相应的碱，碱得到质子后生成相应的酸。 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
质子 + 碱
pH = –lg c( H+) = –lg(3.39×10-12) = 12 – 0.53 = 11.47
5、 多元弱酸和多元弱碱的解离（了解）
多元弱酸(碱)的解离是分级进行的, 每一级解离都有一个解 离常数, 以磷酸为例：
一级解离：
H 3 PO
4
(aq)
H
(aq)
H 2PO
4
(aq)
Ka,1
c(H ) c(H2PO4 ) c(H3PO4 ) c
2、酸碱质子理论
1923年由Brönsted和Lowry提出：
酸：凡能给出质子的物质都是酸。 HCl NH4+ HS- H2O
碱：凡能接受质子的物质都是碱。 NaOH NH3 Cl- HS- H2O
多元酸：凡能给出多个质子的物质是多元酸。 H2SO4 H3PO4 H2CO3
多元碱：凡能接受多个质子的物质是多元碱。 SO42- CO32- PO43-
第五章 酸碱平衡与沉淀溶解平衡
主讲教师：艾华林
主要内容
§5.1 酸碱质子理论 §5.2 酸碱平衡和PH值的计算 §5.3 酸碱平衡移动 §5.4 缓冲溶液 §5.5 沉淀溶解平衡
第一节 酸碱质子理论
1、 酸碱电离理论
1987年， Arrhenius提出： 在水溶液中解离时所生成的正离子全部是H+的化合物是酸；
是错误的, H2S(aq)以一级电离为主, 因此H2S溶液中 c(H+) ≈ c(HSˉ)。 -
例3. 已知 H2CO3的 Ka, 1= 4.30×10-7, K a, 2 = 5.61×10-11, 计算 0.0200 mol·dm-3 H2CO3溶液中H+和 C的O浓32- 度及pH。
解：∵Ka, 2<<Ka, 1, 求c(H+)只需考虑一级解离
酸碱反应是两对共轭酸碱对共同作用的结果。
HAc溶液呈酸性是由于HAc与H2O分子之间发生了质子的传递； NH3的水溶液呈碱性是由于NH3与H2O分子之间发生了质子的传递。
HAc H2O⇌H3O Ac
酸1
碱2
酸2
碱1
NH3 H2O ⇌OH NH4
碱1
酸2
碱2
酸1
5、酸碱反应方向：
酸越强，它的共轭碱就越弱（酸给出质子的能力越强， 它的 共轭碱接受质子的能力越弱）。
c(H )
Ka c
Kw Kb
c
1014 1.76105
0.1
7.52 106
(mol
dm-3 )
pH = – lg c( H+) = –lg(7.52×10-6) = 5.12
8、质子碱（强碱弱酸盐）溶液的PH计算
例5. 计算0.100 mol·dm-3 NaAc溶液中H+浓度及其pH。
解： NaAc(aq) = Na+(aq) + Acˉ(aq) Ac-(aq) + H2O(l) = HAc(aq) + OH- (aq)
c(H ) Ka,1c c 4.30107 0.0200 9.27105(moldm3)
pH = –lg 9. 27×10 –5 = 4 .03
H2CO3 H+ + HCO3
HCO3 H+ + CO32‾
第一步解离生成的H+抑制了第二步解离, 因此
c(H+) ≈ c (HCO3‾) ≈ 9.27×10-5 mol·dm-3
7.52103
二级解离：
H 2PO
4
(aq)
H
(aq)
HPO
2 4
(aq)
Ka,2
c(H ) c(H1PO24 ) c(H1PO4 ) c
6.25108
三级解离：
HPO
2 4
(aq)
H
(aq)
PO
3 4
(aq)
Ka,3
c(H ) c(PO34 ) c(HPO24 ) c
2.2 1013
说 式中, Ka, 3 << K a, 2 << K a, 1, 每级解离常数差3～6个数量级。 明 因此, H+浓度的计算以一级解离为主。
0
平衡浓度 c(1-α) ca ca
Ka
(c )2 c(1 )
c 2
(1 a)
ca 2
由于解离度较小，(1-α)＝1
a Ka / c 因此 c(H ) ca Kac
例1 已知HAc的Ka =1.76×10-5, 计算3.0%米醋(含HAc浓度 为0.50 mol·dm-3)的pH。
解：设米醋溶液中H+的平衡浓度为x mol·dm-3, 则
c(H ) Ka1 c酸
➢ 计算H+浓度时, 当Ka, 2 / K a, 1<10ˉ3时, 可忽略二、三级解 离平衡。 ➢ 比较多元弱酸的酸性强弱时, 只需比较它们一级解离常 数值即可。 思考：根据反应式 H2S(aq) = 2H+(aq) + S2ˉ , H+3–浓度是S2ˉ 离 子浓3–度的两倍, 此结论是否正确？
pH = –lg c( H+)/c = –lg(2.97×10-3) = 3 – 0.47 = 2.53
4、一元弱碱的解离
设一元弱碱NH3的浓度为c, 解离度为α
NH3 + H2O = NH4+ + OH-