酸指在水中电离出的阳离子全部为酸指在水中电离出的阳离子全部为H碱指在水中电离出的阴离子全部为碱指在水中电离出的阴离子全部为OH- -H2SO4=HSO4+H+NaOH=Na+OH- -中和反应的实质中和反应的实质H+OH- -=H2O水溶液中电解质部分电离水溶液中电解质部分电离电离度电离度Svante August Arrhenius 瑞典化学家瑞典化学家酸：酸：HClHPO4-NH4+碱：碱：NH3CO32-AC-酸碱共酸碱共轭轭关系：关系：酸中有碱，碱可酸中有碱，碱可变变酸酸知酸便知碱，知碱便知酸知酸便知碱，知碱便知酸酸碱定酸碱定义义：任何物：任何物质质，无，无论论是分子或离子，也不是分子或离子，也不论论是是在溶液中在溶液中还还是气相中，凡是是气相中，凡是能能给给出出质质子的就是酸子的就是酸，凡，凡是能是能接受接受质质子的就是碱子的就是碱。共扼酸碱共扼酸碱对对1共扼酸碱共扼酸碱对对2HAc+H2OH3O+Ac酸酸1碱碱2酸酸2碱碱1布朗斯特酸碱布朗斯特酸碱质质子理子理论论酸碱反应：酸碱反应：水解反应：水解反应：CO32-+H2OHCO3-+OH- 碱碱1 1 酸酸2 2 酸酸1 1 碱碱2 2 电离反应：电离反应：HAc+H2OH3O+Ac酸酸1碱碱2酸酸2碱碱1中和反应：中和反应：HCl+NH3=NH4+Cl-酸酸1碱碱2酸酸2碱碱1布朗斯特酸碱布朗斯特酸碱质质子理子理论论 酸碱反应的实质酸碱反应的实质: :是是两个共轭酸碱对之间的质两个共轭酸碱对之间的质子传递反应子传递反应 反应完全原则：反应完全原则：强碱夺取强酸的质子，分别强碱夺取强酸的质子，分别变为较弱的共轭酸、碱变为较弱的共轭酸、碱 H H2 2O O、NHNH4 4+ +、 HCO HCO3 3- -、 H H2 2COCO3 3、HAcHAc、HSOHSO4 4、H H2 2SOSO4 4、 H H3 3O O+ + 酸强度增强酸强度增强OHOH- -、NHNH3 3、 CO CO3 322、 HCO HCO3 3、 Ac Ac、 SO SO4 422、 HSO HSO4 4 碱强度减弱碱强度减弱布朗斯特酸碱布朗斯特酸碱质质子理子理论论 另外，碱也有是阳离子的情形：另外，碱也有是阳离子的情形：Fe(HFe(H2 2O)O)6 6 3+ 3+ + H+ H2 2O O Fe(OH)(HFe(OH)(H2 2O)O)5 5 2+ 2+ + H+ H3 3O O+ +酸和碱可以是分子（酸和碱可以是分子（HCl），也可以是），也可以是阳离子（阳离子（NH4+）或阴离子（）或阴离子（HPO42-）有的离子在某个共轭对中是碱，但在另一有的离子在某个共轭对中是碱，但在另一个共轭酸碱对中是酸（个共轭酸碱对中是酸（H2PO4/HPO42）质子论中没有盐的概念（电离理论中的质子论中没有盐的概念（电离理论中的盐是质子论中的离子酸或离子碱）盐是质子论中的离子酸或离子碱）布朗斯特酸碱布朗斯特酸碱质质子理子理论论酸碱的酸碱的电电子理子理论论1923年年，在在质质子子论论提提出出的的同同年年，G. N. Lewis在在上上述述酸酸碱碱理理论论的的基基础础上上，从从原原子子的的电电子子结结构构角角度度定定义义了酸碱：了酸碱：酸：接受电子对的物质酸：接受电子对的物质碱：给出电子对的物质碱：给出电子对的物质 (电子对的给与体电子对的给与体)(电子对的接受体电子对的接受体)酸碱范围酸碱范围进一步扩大：进一步扩大：（1）酸酸：质质子子、所所有有金金属属原原子子、离离子子及及某某些些非非金金属化合物属化合物(BCl3,BF3).（2）碱碱：与与金金属属结结合合不不管管是是阴阴离离子子、中中性性分分子子及及某些阳离子某些阳离子Fe(OH)(H2O)52+.（3）大大部部分分盐盐类类及及共共价价性性氧氧化化物物，有有机机物物为为酸酸碱碱配合物。配合物。（4）酸碱反应酸碱反应的实质是接受和给予电子对形成配的实质是接受和给予电子对形成配位键的反应。位键的反应。 (1)水的水的电电离离: H2O=H+OH- （电离理论） H2O+H2O=H3O+ +OH- (水的自耦电离平衡或质子自递平衡） 在25oC时，精确的实验测得在纯水中： H3O+OH-=1.0 x 10-7mol.L-1 根据化学平衡原理，可得： Kw = H3O+ OH- = 1.0 x 10-14 (实际实际上上为为标标准准电电离平衡常数离平衡常数）溶液的酸碱性溶液的酸碱性 溶液的酸碱溶液的酸碱强强度度 酸碱酸碱强强弱不弱不仅仅决定于决定于酸碱本身酸碱本身释释放放质质子和接受子和接受质质子的能力子的能力，同，同时时也取决于也取决于溶溶剂剂接受和接受和释释放放质质子子的能力的能力。因此，要比。因此，要比较较各种酸碱的各种酸碱的强强度度必必须须指定指定溶溶剂剂。通常用通常用H3O+或或OH-负对负对数数，即，即pH或或pOH值值的大小来表示溶液的酸碱性的大小来表示溶液的酸碱性强强弱弱:pH=-lgH3O+;pOH=-lgOH-任何一水溶液中，一定温度下不管任何一水溶液中，一定温度下不管该该溶液的酸溶液的酸度或碱度是多少，其度或碱度是多少，其H3O+OH-的的积为积为一常数一常数,即即pH+pOH=14酸度 HClO4 H2SO4 HCl H3O+ HNO3 ClO4- HSO4- NO3- Cl- + H2O 拉平效拉平效应应和区分效和区分效应应在冰醋酸中酸度不同 将酸的将酸的强强度拉平的作用称度拉平的作用称为为溶溶剂剂的的拉拉平效平效应应，具有拉平效，具有拉平效应应的溶的溶剂剂称称拉平溶拉平溶剂剂。 例如例如,上例中的上例中的H2O就是拉平溶就是拉平溶剂剂。 能能够够区区分分酸酸或或碱碱的的强强弱弱的的作作用用称称为为溶溶剂剂的的区区分分效效应应, 具具有有区区分分效效应应的的溶溶剂剂是是区分溶区分溶剂剂。 同一种溶同一种溶剂剂在不同的在不同的场场合合既可能是拉既可能是拉平溶平溶剂剂，也可能是，也可能是区分溶区分溶剂剂 H2O ：HCl、HNO2、 H2CO3 等的区分溶区分溶剂剂. 液氨液氨 ：HCl、HNO2、 H2CO3 的拉平溶拉平溶剂剂. H2O ：HCl 、 HBr 、 HI等的拉平溶拉平溶剂剂。例一：求11010molL1HCl溶液溶液的pH值： 例二： 1.0108molL1KOH溶液溶液的OH是多少？ 解： HCl = H+ + Cl H2O H+ + OH H+ 10 7 + 10 10 pH = 6.9996 解： KOH K+ + OH 2H2O H3O+ + OH物料平衡 KOH0 = K+ =1.010 8电离平衡 OH = K+ + H3O+ = 1.010 8 + KW/OH OH = 1.0510 7 molL-1 （C).弱酸、弱碱在溶液中部分弱酸、弱碱在溶液中部分电电离离 ，其，其电电离离过过程程是可逆的，存在着分子与其离子是可逆的，存在着分子与其离子间间的的电电离平衡。离平衡。其其 pH值的计算要考虑电离度或电离平衡问题， pH值的大小不不仅与酸碱本身的初始浓度有关仅与酸碱本身的初始浓度有关，还与其电离平衡常数有关电离平衡常数有关.注意: （A）对于浓的强酸强碱溶液，pH值计算时水的电离可以忽略； （B）对于极稀的强酸强碱溶液， pH值计算时水的电离不能忽略。 u 一元弱酸、弱碱的电离一元弱酸、弱碱的电离 u 多元弱酸的电离多元弱酸的电离 u 影响电离平衡的因素影响电离平衡的因素 水溶液中的水溶液中的质质子子传递传递反反应应(弱酸弱弱酸弱碱的碱的电电离平衡）离平衡）电离平衡常数: 表示酸碱传递质子能力的强弱，可由热力学数据求算，也可由实验测定。 Ka=H+Ac/HAcHAcH+Ac-一元弱酸弱碱的一元弱酸弱碱的电电离离上述表达式中：上述表达式中：H+、Ac表示表示H+离子和离子和Ac-离子的平衡离子的平衡浓浓度相度相对对于于标标准准态态的的浓浓度；度；HAc表示平衡表示平衡时时未未电电离的醋酸分子离的醋酸分子的的浓浓度相度相对对于于标标准准态态的的浓浓度。因此，度。因此，Ka无量无量纲纲，常常，常常简简写写为为KaKa称称为为弱酸弱酸的的电电离平衡常数离平衡常数，简简称称酸常数。酸常数。（1）Kb=NH4+OH-/NH3共扼酸碱共扼酸碱对对的的Ka、Kb互成反比关系互成反比关系： KaKb=H+OH-=Kw=1.010-14NH3 + H2O NH4+ + OH-Kb称称为为弱碱的弱碱的电电离平衡常数离平衡常数，简简称称碱常数碱常数。 由于共由于共轭轭酸碱酸碱对对的酸常数的酸常数Ka和碱常数和碱常数Kb之之间间存存在上述关系，因而在一般的化学手册中只在上述关系，因而在一般的化学手册中只给给出了出了酸常数，而没有酸常数，而没有给给出其共出其共轭轭碱的碱常数碱的碱常数Kb。（2）A.物料平衡物料平衡：在体系达到平衡后，体系中各种：在体系达到平衡后，体系中各种元素的原子总数不变。元素的原子总数不变。(即即质量守恒质量守恒）B.电荷平衡电荷平衡：溶液中正负离子的总电荷数相等。：溶液中正负离子的总电荷数相等。 （即（即电荷守恒电荷守恒） n 一元弱酸或弱碱溶液一元弱酸或弱碱溶液pH值值的的计计算算 （1）以一元弱酸为例： HAc + H2OH3O+ + Ac-(质子理论）HAcH+ + Ac-(电离理论）两者处理结果相同，一般用简式表示。两者处理结果相同，一般用简式表示。两个基本概念两个基本概念：在在HAc溶液中：溶液中：HAcH+AcH2OH+OH-（有四个未知量，即（有四个未知量，即HAc,Ac-,H+和和OH-)可列出四个方程：可列出四个方程：Ka=H+Ac/HAc(1)Kw=H+OH(2)C酸总酸总=HAc平平+Ac（3）（物料平衡）（物料平衡）H+=Ac+OH（4）（电离平衡）电离平衡） 解解：由（：由（4 4）和（）和（2 2）可得）可得C酸酸（H+Kw/H+）Ka =（7）H+（H+Kw/H+）将（将（5 5）(6) (6) 式代入式代入 (1) (1) 式式HAc平平=C酸酸Ac=C酸酸（H+-Kw/H+）(6)由（由（3 3）和（）和（5 5） Ac=H+-OH=H+-Kw/H+（5）讨论讨论：（：（A）如果如果H+10-6 则则KW/H+KW/H+可忽略水的电离可忽略水的电离(KaC酸酸20KW)H+KW/H+H+Ka=H+2/(C酸酸H+) C/Ka5%所以所以式：式：Ka=H+2/C酸酸则则C酸酸-H+C酸酸（B).进一步考虑进一步考虑:如果如果H+C酸酸(C/Ka400) 结论：结论：H+=（KaC酸酸）0.5（简化公式）（简化公式）对于一元弱酸，当对于一元弱酸，当（1）KaC酸酸20KW（忽略水的电离）（忽略水的电离）（2）C酸酸/ Ka 400或或 5%时，可采用上述简化的计算公式简化的计算公式来计算弱酸溶液中的H+，从而计算出该酸溶液的，从而计算出该酸溶液的pH值。值。（2）同理，同理， 对于一元弱碱，当对于一元弱碱，当（1）KbC碱碱20KW（忽略水的电离）（忽略水的电离）（2）C碱碱/ Kb 400时，可用如下的简化公式计算该弱碱溶液中的OH-，从而计算出pOH，用14pOH即可得到pH值。OH-=（KbC碱碱）0.5 （简化公式）（简化公式） 注意：如果C碱碱/Kb20KW，则可忽略，则可忽略H2O的电离的电离HAcH+Ac平衡时平衡时C酸酸-XXXKa=X2/（C酸酸-X）(1)当当C酸酸=0.1时时C酸酸/Ka400C酸酸-XC酸酸X=H+=（C酸酸Ka）0.5(2)而当而当C酸酸=110-4mol.L-1时时C酸酸/KaKa2,多多级电级电离的一个普遍离的一个普遍规规律律，原因：溶液中各离子溶液中各离子浓浓度的度的计计算原理和方法算原理和方法： 对对于于H+的的计计算，由于是在酸性溶液中，可忽算，由于是在酸性溶液中，可忽略水略水电电离出的离出的H+（或（或CKa120KW） 当当Ka1/Ka2102时时可忽略二可忽略二级电级电离离产产生生H+，这这样样溶液中溶液中H+主要由一主要由一级电级电离离产产生。可按一元弱生。可按一元弱酸的酸的处处理方式求理方式求H+，不，不过过溶液中溶液中H+只有一个，只有一个，应应同同时满时满足上述三个平衡关系式足上述三个平衡关系式计计算算0.1molL1的的H3PO4溶液溶液H3PO4、H2PO4、HPO42、PO43、H+、OH的平衡的平衡浓浓度？度？ Ka3=H+PO43-/HPO42-=0.024PO43-/（6.2310-8）PO43-=9.510-19mol.L1 解解：Ka1=7.52103Ka2=6.23108 Ka3=3.61013Ka1Ka2Ka3，可按一元酸求算，可按一元酸求算H+ H3PO4H+H2PO40.1-XXXX2/(0.1-X)=7.52103因因为为C/Ka1=133Kb,H+107酸性酸性KaKb,H+107碱性碱性盐盐的的浓浓度度：水解平衡的移水解平衡的移动动 对对于弱酸于弱酸强强碱碱盐盐或弱碱或弱碱强强酸酸盐盐：盐盐的的浓浓度越度越小水解度越大小水解度越大对对于弱酸弱碱于弱酸弱碱盐盐，水解度与，水解度与浓浓度无关度无关稀稀释时释时，分子分母同等程度减小，故平衡不移，分子分母同等程度减小，故平衡不移动动 Kh=HAc*OH-/Ac-稀稀释释溶液，体溶液，体积积增大，各物增大，各物质浓质浓度减小，使度减小，使QcKh,破坏了原来的平衡，因此，稀破坏了原来的平衡，因此，稀释释溶液平溶液平衡向水解方向移衡向水解方向移动动温度：温度：中和放中和放热热，水解吸，水解吸热热 水解反应常使溶液呈现酸性或碱性，因此控制溶液的酸碱度通常可以促因此控制溶液的酸碱度通常可以促进进或或抑制水解反抑制水解反应应思考 在配置在配置Sn2+、Fe3+、Bi3+、Sb3+、Hg2+等的盐溶液时，为什么要将他们溶于较浓等的盐溶液时，为什么要将他们溶于较浓的酸中？的酸中？ 溶液的酸碱度：溶液的酸碱度：