Kaø• Kbø= Kwø Kaø= Kwø/Kbø
= 1.010–14 / 1.810–5
= 5.610–9
请问问你题会：设质法子求理出论吗中？CO32– 是质子碱，但其 Kbø 无法查出，
提示： CO32– 的共轭酸是HCO3– ，故
Kbø(CO32– ) = Kwø/Kaø(HCO3– )
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第五章 酸碱平衡
第一节 酸碱质子理论 第二节 水溶液的酸碱平衡 第三节 酸碱平衡的移动 第四节 缓冲溶液 *第五节 酸碱电子理论
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第五章 酸碱平衡
本章基本要求
•掌握质子酸碱、酸碱共轭关系、酸碱离解常数等概念。
•熟练运用近似方法计算酸碱水溶液的酸度及有关离子 浓度。
•掌握同离子效应、介质对酸碱平衡的影响，熟练掌握 和理解缓冲溶液的计算和原理；掌握简单缓冲溶液的 配制方法。
酸碱反应的实质：
酸 H+ + 碱
质子酸与质子碱间的相互依存关系称为酸碱共轭关系。一对相
应的酸和碱称为共轭酸碱对。酸碱半反应不能独立存在，有酸给出 质子；一定就有碱接受质子。酸碱反应的实质是两个共轭酸碱对之 间进行的质子传递。例如:
1、
HCl (aq) ＝ H+ (aq) + Cl－ (aq)
H2O (l) + H+ (aq) ＝ H3O+ (aq)
则其对应的共轭碱的碱性就很弱，反之亦然。
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酸越强，其共轭碱越弱； 碱越强，其共轭酸越弱。
酸性 HC ： 4 lH O 2S4 O H3P4 O HA H c2C3O N4 H H2O
碱性 C： l 4O HS 4 OH2PO 4 AcHC3 O N3H O H
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第一节 酸碱质子理论
（2）同一物质在不同溶剂中的酸碱性有很大的差别，甚 至于酸碱的性质会发生变化。 酸均水能溶与液水中（，作H碱C）lO发4 生、质HC子l、传递HB作r、用，H反NO应3、通式H2为SO：4等强
H+
HB (aq) + H2O (l) ＝ H3O+ (aq) + B－ (aq)
问题 一元弱碱溶液
的酸度计算公
而离解度：
=
ceq(H3O+) c0(HB)
×100%
式与此式相同 吗？
—————
√ = Kaø/c0(HB) ×100%
例题：计算 0.10 mol/L的醋酸水溶液中的氢离子浓度、 溶液的 pH 值及醋酸的离解度。已知醋酸的Kaø为1.7610-5。
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第二节 水溶液中的酸碱平衡
一、 弱酸的离解平衡
强酸：在水溶液中全部离解的酸称为强酸，强酸水溶液的
酸度计算很容易。如0.10mol•dm-3 HCl, c (H3O+)=0.10 mol•dm-3。
弱酸：在水溶液中部分离解给出质子的分子、离子物质称 为弱酸，弱酸离解只给出一个质子的称为一元弱酸，能给出两 个或两个以上的质子称为多元弱酸。
ceq(H+) ceq(OH–) 或 ceq(H+) = 1.00 10–7 呈中性
ceq(H+) ceq(OH–) 或 ceq(H+) 1.00 10–7 呈酸性
ceq(H+) ceq(OH–) 或 ceq(H+) 1.00 10–7 呈碱性
pH = – lg (ceq(H3O+) /c ø) or pH = – lg ceq(H+)
这种溶剂能区别不同酸碱之间相对强度差别的作用叫做
溶剂的区分效应。
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第一节 酸碱质子理论
水作溶剂溶于强酸时，水是作为碱接受质子的，由于水的碱 性比一般的弱酸要强，因此，水溶剂不能区别出 HCl、H2SO4、 HNO3、HClO4的酸性强弱。但若将它们溶于纯醋酸中，由于 醋酸的碱性比水弱，接受质子能力差，HClO4就比 HCl更易给 出质子从而表现出更强的酸性。
结论：对于共轭酸碱对来说它们有关系：
Kwø = Kaø• Kbø 或 pKwø = pKaø+ pKbø
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第二节 水溶液中的酸碱平衡
例题 已知 为多少？
NH3 的 Kbø为1.810–5，求弱酸
NH4+ 的
Kaø
解：已知 NH3 和 NH4+ 是一对共轭酸碱对，故
问题：水的离子积常数只随温度变化，此常数是不是只适用
× 于纯水中？当水溶液中引入其它离子（如 √ 数还是不变吗？
H3O+
或
OH–）时，此常
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第二节 水溶液中的酸碱平衡
二、 水溶液的酸碱性及pH
298.15K时： Kwø = ceq(H+) • ceq(OH–) = 1.0010–14
（一）、一元弱酸的离解平衡
HB(aq) + H2O(l) B– (aq) + H3O+(aq)
Kaø=
ceq(B– ) • ceq(H3O+) ceq(HB)
(5-5)
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第二节 水溶液中的酸碱平衡
Kaø为酸的离解常数，它与酸的本性及温度有关，而与 物质的浓度无关。 Kaø愈大则表明酸的离解程度愈大，其酸性
解得： ceq(H3O+) =
– Kaø + 2
– Kaø 2
2
+ Kaø• c0(HB)
1/2
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第二节 水溶液中的酸碱平衡
如果弱酸的 Kaø很小，而浓度不是很小时，一般认为
√ c0(HB)/Kaøceq(H503O0+，) =上式—K可a—ø以•—近c0—(似HB为—) ：
2. 影响因素
酸碱强度
酸碱本身给出或接受质子的能力
由两方面决定
溶剂接受或给出质子的能力
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⑴ 酸碱可以是分子、阴离子、阳离子，
如Ac－是离子碱，NH
4
是离子酸；
⑵ 两性物质，
如 H4 、 S FO e(2 O O )5 2 、 H H3 ) 、 C H (2 O H O 等。
⑶ 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，如 NH4Cl
中的
NH
4
是离子酸，
Cl－是离子碱。
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第一节 酸碱质子理论
（1）溶剂相同时，酸碱的强弱决定于酸碱给出或接受质
子能力的强弱。给出质子能力强的酸是强酸，结合质子能力 强的碱是强碱。
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教师参考 （ 本章学时 6 ）
基本要求
1. 了解酸碱理论历史发展概况，掌握酸碱质子理论 2. 掌握弱酸（碱）的离解平衡，离子酸（碱）的离解平衡 ，pH及有关离子浓度的计算。 3. 理解同离子效应、盐效应，掌握缓冲作用原理和有关计 算及缓冲溶液的选择和配制。
教学重点、*难点
由于上述酸给质子的能力特强，这些强酸一旦溶于水后， 立即与水反应，生成酸性次于它们的弱酸 H3O+ (aq) 。这样， 不论物质的酸性有多强（当然要比H3O+ (aq) 强）在水溶液 中，它们统统被水拉平到同一强度的酸（H3O+ (aq)）水平。
上述效应称为溶剂的拉平效应。
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Kwø = ceq(H3O+) • ceq(OH–)
Kwø称为水的离子积常数，简称水的离子积。
不而因变温体化度系。一中定时H3纯O+水和中OHH3–O的+ 和浓度OH改–变的而浓改度变乘。积为Kw一ø只常随数温，度此变常化数
温度 / K 273
295
373
Kw
0.13 ×10 -14 1.0 ×10 -14 7.4 ×10 -14
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第二节 水溶液中的酸碱平衡
c0 /(mol•dm-3) ceq /(mol•dm-3)
HB(aq) + H2O(l) B– (aq) + H3O+(aq)
c0(HB) ceq(HB )
Kaø=
0
ceq(B– )
ceq(B– ) • ceq(H3O+)
ceq(HB)
Kaø=
ceq(B– ) • ceq(H3O+) ceq(HB)
(1)
共轭碱的反应 B– (aq) + H2O(l) HB(aq) + OH–(aq)
Kbø=
ceq(HB) • ceq(OH–) ceq(B– )
(2)
(1)式与(2)式相乘： Kaø• Kbø= Kwø = ceq(H3O+) • ceq(OH–)
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第一节 酸碱质子理论
酸碱质子传递反应的通式：
H+
酸（1） + 碱（2） （二）、酸碱的强弱
1. 酸碱反应的方向
H+