• 3. 如果 c(H3O+) 1molL-1 ， 则 pH 0 c(OH) 1molL-1 ， 则 pH
例１ 0.10 mol·L-1HOAc溶液中, c(H+)=1.34×10-3mol·L-1
pH=-lg[c(H+)/c ]=-lg[1.34×10-3]=2.87 例2 0.10 mol·L-1NH3·H2O溶液中,
KW =1.0×10-14 100℃纯水： KW =5.43×10-13
T ， KW
2. 溶液的酸碱性和pH值
酸性溶液 c(H+)＞1.0×10-7 molL-1＞c(OH-)
纯水
c(H+) = 1.0×10-7 molL-1 = c(OH-)
碱性溶液 c(H+) ＜1.0×10-7 molL-1＜c(OH-)
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。
注意事项
• 1. pH是用来表示水溶液酸碱性的一种标度。 pH愈大，c(OH-)愈大；溶液的碱性越强， 酸
性愈弱。
• 2. pH仅适用于c(H+)或者c(OH)在1molL-1 以下的溶液酸碱性。
3.2.2 解离度和稀释定律
解离度 弱电解质在溶液中解离达平衡后，已解离的 弱电解质分子百分数称为解离度。
解离度(α)＝ 解未解离部离分前弱弱电电解解质质浓浓度度×100%
解离度可表示弱电解质解离程度的大小 在温度、浓度相同条件下,
越小，电解质越弱。
稀释定律
HA = H+ + A-
起始相对浓度(molL-1) c
500
2 (1.0 105 ) 1.8105 1
1.8 1.82 41.8 7.16102 7.16%
2
c(H ) c 1.0 105 7.16% 7.16107 mol L1
结
论
• a 对同一电解质，随着溶液的稀释， 其解离度将增大；
3.2.3 弱酸或弱碱溶液中离子浓度的计算 例 计算浓度为(1) 0.10molL-1, (2) 0.010
moll-1, (3) 1.010-5 mol L-1HOAc溶液的H+
离子浓度和解离度。
解：（1） c= 0.10 molL-1, Ka=1.8×10-5
∵
c/Ka =0.10/1.810-5 >500
H2O (l) + H2O(l)
或
H2O (l)
H3O+ (aq) + OH－(aq) H+ (aq) + OH－(aq)
KW

c(H ) c
c(OH ) c
或
KW c(H ) c(OH )
KW — 水的离子积常数，简称水的离子积。
25℃纯水：c(H+)= c(OH－)=1.0×10-7mol·L-1
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 …
酸碱电子理论
酸碱质子概念的核心系于分子或离 子间的质子转移，显然无法对不涉 及质子转移 、但却具有酸碱特征的 反应做解释。这一不足在酸碱质子 理论提出的同年由美国化学家路易 斯提出的另一个更广的酸碱概念所 弥补，但后者直到20世纪30年代才 开始在化学界产生影响。
配合物)
酸碱电子理论的优、缺点
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—例如金属阳离 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配合物。
例如，乙醇C2H5OH可视为： C2H5 OH
∴
K
a

c 2
Ka 1.8105 1.34102 1.34%
c
0.10
c(H ) c 0.101.34% 1.34103 mol L1
（2） c= 0.010 molL-1, Ka=1.8×10-5
∵ c/Ka =0.010/1.810-5 > 500
• 5、了解酸碱质子理论的基本要点，熟悉质子酸、质子碱、两性 物质、共轭酸碱对等基本概念。
• 6、熟悉难溶电解质的沉淀−溶解平衡，掌握标准溶度积常数及其 与溶解度间的关系和有关计算。
• 7、掌握溶度积规则，并用溶度积规则判断沉淀的生成和溶解以 及进行相关的计算；熟悉同离子效应和pH对沉淀反应的影响 （限于难溶金属氢氧化物）。
HOAc H 2 PO4
H NH3
共轭酸碱对
酸
H+ + 碱
一种酸和它给出质子后产生的碱互为共轭，称
为共轭酸碱对，共轭酸和碱之间相差一个H+。
酸给出质子的趋势越强，生成的共轭碱越 弱，反之亦然；碱接受质子的趋势越强，生 成的共轭酸越弱， 反之亦然。
• 8、熟悉分步沉淀和沉淀的转化以及有关的简单计算。
本章内容
§3.1 水的解离反应和溶液的酸碱 性 §3.2 弱电解质的解离反应 §3.3 盐类的水解反应 §3.4 沉淀反应
3.1 水的解离反应和溶液的酸碱 性
3.1.1 酸碱理论 一、经典酸碱理论
28岁的瑞典科学家S.Arrhenius于1887年提出。
二、酸碱质子理论
1 9 2 3 年 由 丹 麦 化 学 家 B r øn s r e d （ 布 朗 斯 特 ） 和 英 国 化 学 家 L o w r y （ 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。
最初的酸碱直观认识
最初人们对酸碱的认识只单纯的限于从物 质所表现出来的性质上来区分酸和碱。
缺点: 太笼统，酸、碱特征不易掌握。无法 判断酸碱性的强弱。
酸碱理论小结
酸碱理论
应用范围
经典酸碱理论 酸碱质子理论 酸碱电子理论
无机化学：尤其是水溶液体 系酸碱问题。
无机化学, 分析化学：水溶 液体系和非水溶液体系
配位化学,有机化学。
3.1.2 水的解离平衡
1．水的解离反应 在纯水或水溶液中，存在着水的解离平衡：
00
平衡相对浓度(molL-1) c - c c c
K
a

c(H ) c(A ) c(HA)

c2 2 c(1 )

c 2 1
若(c/c )/Ki ≧500, 1-α≈1
Ki ≈( cc)α2
α≈ Ki c/c
稀释定律：在一定温度下( Ka 为定值)，某 弱电解质的解离度随着其溶液的稀释而增大。
pH试纸在不同的pH溶液中显不同的颜色
3.2 弱电解质的解离反应
一、解离平衡和平衡常数 在水溶液中已解离的弱电解质的组分
离子和未解离的弱电解质分子之间的平衡， 称为解离平衡。
一元弱酸，在水溶液中存在下列平衡
HA ⇌ H++A其平衡常数:
Ki

c(H ) c(A ) c(HA)
K
i
—解离常数，一般弱酸的用
Lewis G N 美国物理化学家
酸碱电子理论
路易斯酸(Lewis acid)是指能作为电子对接受 体(Electron pair acceptor)的原子、分子或离子;
路易斯碱(Lewis base)则指能作为电子对给予 体(Electron pair donor)的原子、分子或离子；
酸碱反应的实质：通过电子对的授-受形成配 位键，产生酸碱配合物。
第三章 酸碱反应和
沉淀反应
本章教学要求
• 1、掌握水的离解平衡、水的标准离子积常数和强酸、强碱溶液 pH的计算。
• 2、掌握一元弱酸、弱碱的解离平衡及其平衡组成的计算，熟悉 二元弱酸的分步解离平衡及其平衡组成的简单计算。
• 3、掌握同离子效应和缓冲溶液的概念，能熟练地计算缓冲溶液 的pH。
• 4、掌握一元弱酸盐和一元弱碱盐的水解平衡及其水解常数及盐 溶液pH的计算，熟悉二元弱酸盐的分步水解及盐溶液pH的近似 计算；掌握盐类水解的影响因素。

2 NH 3

H2

酸？
2. 碱被限制为氢氧化物：
例如：对氨水呈碱性的解释是生成NH4OH， 为强碱，但实验证明不存在NH4OH。
酸碱质子理论
1. 基本概念
酸：凡是能释放出质子（H+）的任何含氢原 子的分子或离子的物种，即质子的给予体。 碱：凡是能与质子（H+）结合的分子或离子 的物种，即质子的接受体。
H (aq) OH (aq) H2O(l) H 55.99kJ mol （1 放热）
3. 找出了衡量酸、碱强度的标度（Ka、Kb、 pH）。
经典酸碱理论的局限性
1. 酸碱被限于水溶液,非水体系不适用；
液氨中，Ca与NH4Cl反应，放出H2：
2
NH
4

Ca

Ca 2
K
a
表示，
弱碱用
K

b
表示。
解离常数
Ki 可表示弱电解质解离程度大小。 Ki 越小,电解质解离越困难,电解质越弱。
弱电解质：一般Ki ≦10-4 中强电解质：Ki =10-2 10-3
Ki 与浓度无关，与温度有关。 由于温度对Ki 影响不大，一般可不考虑
其影响。
例
试计算298.15K、标准态下Ka(HOAc)值。
c(OH-)=1.32×10-3mol·L-1 pH=14-pOH=14-lg[c(OH-)/c ]
=14-lg(1.32×10-3)=11.12