HB + H2O B- + H3O+ ceq(B-) ·ceq(H3O+) Ka (HB) = ceq(HB)
Ka (HB) —弱酸HB的标准解离常数， Ka ↑，酸性↑ ceq(B-) , ceq(H3O+) , ceq(HB) — B-, H3O＋, HB的平衡浓度
HSO4- + H2O
HAc + H2O NH4+ + H2O
解： HS－ + H2O H2S+OH－
查表得：H2S 的 Ka1= 5.1×10-8
KW 1.001014 7 K b2 2 . 0 10 K a1 5.1108
三、弱酸、弱碱溶液 pH 的计算
氢离子浓度和 pH
纯水：ceq(H3O+) = ceq(OH-) = K c = 1.0×10-7 mol· L-1
Kb (Ac-) = 5.6×10-10 Kb (NH3) = 1.8×10-5
碱性：NH3 > Ac- > SO42-
多元弱酸解离平衡 多元弱酸：能给出2个或2个以上质子的弱酸
第一步解离：H3PO4 + H2O H3PO4的一级标准解离常数
Ka1 (H3PO4) = H2PO4- + H3O+
ceq(H2PO4-) ·ceq(H3O+) ceq(H3PO4)
Kb1 (CO32-) >> Kb2 (CO32- ) 2.1×10-4 2.4×10-8 溶液中的OH-主要来自CO32- 的第一步质子转移反应
多元弱碱的相对强弱取决于一级标准解离常数Kb1 Kb1越大,溶液中OH- 浓度越大,多元弱碱的碱性越强
3. Ka(HB) 与 Kb(B-) 的关系
弱酸标准解离常数 共轭碱标准解离常数
HB + H2O
B- + H2O Ka (HB) =
H3O+ + BHB ceq(HB) + OH-
ceq(H3O+) ·ceq(B-) ceq(HB) ·ceq(OH-) ceq(B-)
Kb (B-) =
Ka (HB) ·Kb (B-) = Kw 水的离子积常数 1.0×10-14
可从Ka (HB) 求得 Kb (B-), 或从Kb (B-)求得Ka (HB)
第二步解离：H2PO4- + H2O
H3PO4的二级标准解离常数
HPO42- + H3O+
ceq(HPO42-) ·ceq(H3O+) Ka2 (H3PO4) = ceq(H2PO4-)
第三步解离：HPO42- + H2O
H3PO4的三级标准解离常数
PO43- + H3O+ ceq(PO43-) ·ceq(H3O+) Ka3 (H3PO4) = ceq(HPO42-)
Kb2
Kb3
[H2 PO4 ][H3O ] K a1 [H3PO4 ]
Ka2
K a3


[ HPO 4 ][ OH ] K b1 3 [ PO 4 ]
K b2 [H 2 PO 4 ][ OH ] 2 [HPO 4 ]

2
[HPO4 ][H 3O ] [H 2 PO4 ]
一些体液的pH 体 液 pH 1.0~3.0 6.0~7.5 6.6~7.6 体 液 pH 7.3~7.5 7.35~7.45 4.8~7.5 胃液 唾液 乳汁 脊椎液 血液 尿液
当体液的pH偏离正常范围0.4单位以上→疾病/死亡
一、 酸碱理论
1. 酸碱电离理论
在水中电离出的阳离子全部是 H＋离子的 化合物是酸，电离出的阴离子全部是OH- 离子 的化合物是碱；酸碱反应的实质是 H＋离子与 OH- 离子反应生成H2O。
25℃时 HAc的标准解离常数 Ka (HAc) = 1.8×10-5，计算 25℃时Ac- 离子的标准水解常 数Kb(Ac-)。
解：Kb (Ac-) =
Kw Ka(HAc)
1.0×10-14 = 1.8×10-5 = 5.6×10-10
多元弱酸分步解离Ka的规律
如: H3PO4，质子自递反应分步进行
酸碱两性物质
既能给出质子，也能接受质子的物质
H2CO3 HCO3H+ + HCO3H+ + CO32H2O H+ + OH-
共轭酸
H2 O + H +
共轭碱
H 3 O+
共轭酸 强
共轭碱 弱
共轭碱
共轭酸
下列分子或离子中，哪些只是酸？哪些只是碱？ 哪些是酸碱两性物质？
HS-, SO32-, HPO42-, NH4+, HOAc, OH-, H2O, NO3-, HCl 解：只属于酸的是：NH4+, HOAc, HCl 只属于碱的是： SO32-, OH-, NO3属于两性物质的是：HS-, HPO42-, H2O
Kb (B) — 弱碱B 的标准解离常数 Kb ↑，碱性↑ ceq(HB) , ceq(OH-) , ceq(B-) —HB , OH-, B- 的平衡浓度
SO42- + H2O
Ac- + H2O NH3 + H2O
HSO4- + OHHAc + OHNH4+ + OH-
Kb (SO42-) = 8.3×10-13
[P O4 ][H 3O ] [HP O4 ]
2 3
2


K b3
[H3PO4 ][OH ] [H 2 PO4 ]

Ka1 Kb3 Ka 2 Kb2 Ka3 Kb1 Kw
注
意
多元酸每一级解离都有一个解离常数，而且
Ka1 ＞ Ka2 ＞ Ka3 因此， H+ 主要来自第一级解离。 比较多元酸的强弱，只比较Ka1的大小。 对于无机多元酸，有如下规律： Ka1 / Ka2 ≈ 104 Ka2 / Ka3 ≈ 104 对于有机多元酸， 相邻两级 Ka 相差 10 ～ 100 倍。
KW ：纯水中，氢离子的相对平衡浓度与氢氧 根的相对平衡浓度的乘积是常数(适用于水溶液) Kw— 水的离子积常数 ceq(H3O+) — H3O+ 的平衡浓度 ceq(OH-) — OH- 的平衡浓度 c — 1.0 mol· L-1(标准浓度)
不同温度下水的离子积常数
T/K 273 Kw 1.1×10-15 T/K 313 Kw 2.9×10-14
第一步质子转移反应：CO32- + H2O
Kb1 (CO32-) = HCO3- + OHceq(HCO3-) ·ceq(OH-) ceq(CO32-)
CO32- 的一级标准解离常数
第二步质子转移反应：HCO3- + H2O CO32- 的二级标准解离常数
H2CO3 + OH-) c (H CO ) · c (OH eq 2 3 eq Kb2 (CO32- ) = ceq(HCO3-)
溶液凝固点降低的原因？
—— 溶液的蒸气压下降
稀薄溶液的沸点升高和凝固点下降
第三章 酸碱解离平衡和沉淀溶解平衡
本章主要内容
一、酸碱理论
二、水溶液中的酸碱平衡 三、酸碱溶液 pH 的计算
四、缓冲溶液
五、 沉淀溶解平衡
酸碱是两类特别重要的电解质
酸碱解离平衡的作用: *保证了人体正常的生命活动 *维持体液的正常渗透压和正常pH
几乎所有化合物都可看作是酸碱配合物 但不易掌握酸碱的特性，不能确定酸碱的相对强度
二、水溶液中的酸碱平衡
1. 水的质子自递反应（水的解离反应)
水分子之间的质子传递反应 H2O + H2O H3O+ + OHceq(H3O+) ceq(OH-) × c Kw = c Kw = ceq(H3O+) ·ceq(OH-)
3. 酸碱电子理论
美国化学家Lewis
凡能接受电子对的物质是酸 凡能给出电子对的物质是碱 酸碱反应的实质 —碱提供电子对，与酸形 成配位键而生成酸碱配合物。 酸 + 碱
H+ + HCl +
· OH· · NH3 ·
酸碱配合物 H←OH [H←NH3 ]+Cl[H3N→Ag←NH3 ]+
Ag+ + 2 · NH3 ·
Ka1 (H3PO4) >> Ka2 (H3PO4) >> Ka3 (H3PO4) 6.7×10-3 6.2×10-8 4.5×10-13
溶液中的H3O+主要来自H3PO4的第一步解离
多元弱酸的相对强弱取决于一级标准解离常数Ka1
Ka1越大,溶液中H3O+浓度越大,多元弱酸的酸性越强
多元弱碱解离平衡 多元弱碱：能接受2个或2个以上质子的弱碱
例 Na2CO3 是二元弱碱，其 Kb1 、Kb2 = ？ 解： CO32－ 的共轭酸为HCO3－，则 Kb1 = Kw / Ka2 HCO3－的共轭酸为H2CO3 ，则 Kb2 = Kw / Ka1 查表可知H2CO3 的Ka1、 Ka2 代入计算即可。
例 计算HS－的Kb值。
Kb2 = Kw / Ka1
—— 1887年Arrhenius阿伦尼乌斯 Arrhenius ：瑞典化学家 1903年因电离理论获诺 贝尔化学奖 电离理论的局限性：将酸碱只限于水溶液，将碱 限制为氢氧化物，不能子理论 1923年
凡能给出质子的物质都是酸 1. 酸碱的定义： 凡能接受质子的物质都是碱 （酸、碱—分子、阳离子、阴离子） 酸 质子 + 碱 酸 质子 + 碱
w
ceq(H3O+) = ceq(OH-) = 1.0×10-7 mol· L-1 ，溶液呈中性 ceq(H3O+) > ceq(OH-)，ceq(H3O+) > 1.0×10-7 mol· L-1 ，溶液呈酸性 ceq(H3O+) < ceq(OH-)，ceq(H3O+) < 1.0×10-7 mol· L-1 ，溶液呈碱性