溶 液 中 的 化 学 平 衡
酸碱平衡
沉淀溶解平衡
配位平衡
电化学平衡（氧化还原平衡）
—— 溶液中的“四大化学平衡”
第三章引言 —— 电解质的概念
* 溶液中能传导电流的物质叫电解质。
* 常见的电解质有,酸、碱、盐。
* 它们在溶液中之所以能导电，是因为它们在水溶液中发生了电离，产生正、负离子。在溶液中能自由移动的带电离子，是电流的载体。
M+A- = M+ + A-
根据电解质在溶液中电离的程度，可将电解质分类：
强电解质,在溶液中全部电离成离子，主要有：
强酸,HClO4 HCl HNO3
强碱,KOH NaOH Ba(OH)2
盐类,NaCl KCl
弱电解质,在溶液中部分电离。部分以离子的形式存在，部分以分子的形式存在，主要有：
弱酸,H2S H2CO3 HCN
弱减,NH3 Al(OH)3 Ca(OH)2
少数几种金属盐,ZnCl2 CdCl2 HgCl2 (卤化物）
弱电解质的电离，是个可逆的过程。
这个可逆过程的终点（电离的限度）是建立电离平衡，这就是我们下面要重点讨论的酸碱平衡问题。
第一节,溶液中的酸碱平衡
弱酸弱碱的电离平衡
酸碱质子理论
同离子效应和缓冲溶液第三章：溶液中的化学平衡一、弱酸、弱碱的电离平衡
1、一元弱酸、弱碱的电离平衡
（ 1）电离平衡与电离平衡常数弱酸、弱碱为弱电解质，在水中部分电离，电离产生的正、负离子与未电离的分子间建立如下的化学平衡：
弱酸,HAc + H2O H3O+ + Ac-
简写为,HAc H+ + Ac-
其平衡常数，即弱酸的电离常数：
其中,C— 实际浓度 mol / L,[ ]— 相对浓度 （纯数）。
弱碱,NH3 + H2O NH4+ + OH-
简写为,HAc H+ + Ac-
其平衡常数，即弱碱的电离常数：
注意要点
* Ka,Kb 表示了弱酸、弱碱在电离方面的本质特性。只与温度有关，与浓度无关。
* 常见 弱酸、弱碱的电离常数，有表可查。（ p71)
* 水的浓度不包括在平衡常数表达式内。
(2)电离度与平衡常数的关系电离度?—— 即电离的百分数。它与电离平衡常数之间的关系，分析如下：
设有弱电解质（弱酸）的电离平衡：
H A H+ + A-
未电离时的浓度,[HA]0 0 0
电离达到平衡时的浓度,(1-?)[HA]0?[HA]0?[HA]0
上式中如果 Ka << 10-4,且 [HA] > 0.1,则电离百分数很小,1- 1，则：
此式说明：电解质溶液的电离度与浓度的平方根成反比，即浓度越稀电离度越大，以离子形式存在于溶液中的比例越多 —— 稀释定律。
对上式进行变换,
对于弱碱，同样有：
MOH M+ + OH -
2、多元弱酸、弱碱的电离平衡含有多个可电离的质子的酸 —— 多元酸多元酸的电离是分步进行的，以 H2S为例说明如下：
一级电离：
H2S H+ + HS-
二级电离：
HS- H+ + S2-
总电离：
H2S 2H+ + S2-
Ka? = = Ka1 Ka2[H
+]2 [ S2-]
[H2S]
从电离常数可知，二级电离较一级电离要小得多。因此溶液中的 H+离子主要来自于一级电离。在计算 [H+]时可忽略二级电离：
对于 H2S这样的弱酸，尤其要注意，在平衡过程中有关物种的计算。
p74 例题 3-2
对于 n级弱酸，或 n级弱碱，也按上例同样处理。
3、水的电离平衡和 pH值纯水有微弱的导电性，实验说明水也是一种很弱的电解质，常温下，将有很少的一部分水分子发生了电离：
H2O H+ + OH-
所以,[H+][OH-] = 55.56 K = Kw
298K精确的实验测得纯水中的离子的浓度为：
[H+] = 1.004?10-7,[OH-] = 1.004?10-7
则,Kw = 1.004?10-7? 1.004?10-7 = 1.00?10-14
Kw 称为水的离子积常数。实质上它是水的电离平衡常数。
它只于温度有关。虽然是通过纯水的实验计算得来的，但对于水溶液，不论是酸性的，还是碱性的，溶液的 [H+] 值或 [OH-] 值可以变化，但它们的乘积总是等于常数 Kw 。
人们为了使用的方便，常采用 pH值来表示水溶液的酸碱性。即定义：
pH = - lg [H+]
pOH = - lg [OH-]
pKw = - lg Kw
根据水的电离平衡关系，他们之间有如下的联系：
[H+][OH-] = Kw = 1.00?10-14
pH + pOH = p Kw = 14
对于纯水，或中性的水溶液（如 NaCl等）,pH = pOH = 7.0
对于酸性溶液（如 HCl等）,[H+] > 10-7,[OH-] < 10-7,pH < 7.0
对于碱性溶液（如 NaOH等）,[OH-] > 10-7,[H+] < 10-7,pH >7.0
二,酸碱质子理论为了说明物质的一些反映性质,1923年两位科学家（丹麦的
Bronsted和英国的 Lowry)各自独立提出了“酸碱质子理论”。其内容是：
凡是能给出质子的物质都是酸；酸是质子的给予体。
凡是能接受质子的物质都是碱；碱是质子的接受体。
根据酸碱质子理论，酸和碱之间有如下的,共轭关系”：
HA H+ + A-
酸 碱左边的 HA称为碱 A的“共轭酸”；右边的 A称为酸 HA的“共轭碱”。
酸给出质子后剩余的部分就是碱；碱接受质子后就变成了酸。
举例说明：
HCl H+ + Cl-
HSO4- H+ + SO4-
NH4+ H+ + NH3
[Al(H2O)6]3+ H+ + [Al(H2O)5(OH)]2+
NH3 H+ + NH2
从上面的例子可以看出：酸和碱都可以是分子、正离子、负离子。
有些物质，既可以接受质子，也可以给出质子，这类物质叫两性物质。
例如,H2O + HCl H3O + + Cl -
NH3 OH- + NH4 +
类似的还有,HSO4 -,NH3等，都可作为两性物质。
* 质子酸、质子碱有强弱之分：
酸和碱的强度，就是它们给出或接受质子的倾向的衡量尺度。
凡是容易给出质子的是强酸，它的共轭碱就是弱碱。凡是容易接受质子的碱就是强碱，它的共轭酸就是弱酸。
例如,HCl是强酸,Cl-就是弱碱；
HAc是弱酸,Ac-就是强碱；
OH-是强碱,H2O就是弱酸。
酸与碱的强弱，还与溶剂有关。 例如,HCl和 HAc在水溶液中，
前者是强酸，后者是弱酸。但如果用碱性比水强的液氨做溶剂，则两种酸的质子都完全传给了溶剂氨分子，它们在液氨中将完全电离都是强酸 —— 拉平效应。
* 酸碱质子理论用来描述化学反应酸和碱的反应，实质上是质子的传递过程，可用下列通式表示：
酸（ 1） + 碱（ 2） 碱（ 1） + 酸（ 2）
质子的传递方向，也决定了化学反应进行的方向：由强酸、强碱生成弱酸、弱碱的反应进行得很完全；而由弱酸、弱碱生成强酸、强碱的反应，进行得就很不完全。
例如：
HCl + H2O H3O+ + Cl-
强酸（ 1） 强碱（ 2） 弱酸（ 2） 弱碱（ 1）
HAc + H2O H3O+ + Ac-
弱酸（ 1） 弱碱（ 2） 强酸（ 2） 强碱（ 1）
* 酸碱质子理论的缺陷：不适合不含质子的物质之间的反应情况。
四、水解平衡强酸强碱盐 弱酸强碱盐 强酸弱碱盐 弱酸弱碱盐中性 碱性 酸性 中性水解作用的实质,盐类的离子与水电离出的 OH-或 H+
结合生成了弱酸或弱碱的分子，从而破坏了水的电离平衡，改变了纯水中 OH-或 H+的正常的浓度。
水解反应实际上是中和反应的逆反应：
NaAc + H2O HAc + NaOH水解中和
（ 1）水解常数从化学平衡的观点，当盐溶解到水中，有如下的平衡关系：
NaAc Na+ + Ac-
H2O OH- + H+
+
HAc
总反应,Ac- + H2O HAc + OH-
（ 2）分级水解多元弱酸盐的水解是分级进行的，故称为分级水解。现以 Na2CO3为例说明之：
CO32- + H2O HCO3- + OH-
HCO3- + H2O H2CO3 + OH-
比较后发现,Kh1 >> Kh2,所以一级水解是主要的，二级水解可以近似忽略。
注意：
水解常数 和 电离常数之间的对应关系
（ 3）水解度和盐水溶液的 pH值
H =
已水解的盐的浓度盐的起始浓度?100%
盐水溶液的 pH值，主要由第一级水解所决定。 pH计算方法，与多元弱酸碱的情形相似。可以通过计算得到：
4、影响水解平衡的因素水解平衡是化学平衡之一，因此它的影响因素为,
* 温度,已知水解反应为吸热反应（中和反应的逆反应），根据盖,吕查德里原理，升高温度，会使水解度增大。
* 浓度,根据水解度与浓度的关系，水解度与盐的浓度的平反根成反比。所以，盐的浓度越低，水解度也就越大。
* 酸度,水解的产物是 OH-或 H+，因此调节溶液的 pH，利用同离子效应，可抑制水解的发生。例如,KCN中加碱,FeCl3中加酸，可抑制水解的发生。
三,同离子效应和缓冲溶液
（ 1） 什么是,同离子效应,？
在弱电解质溶液中，加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，
而影响电离平衡，是弱电解质的电离度降低，这种现象叫“同离子效应。
（ 2）缓冲溶液
什么是,缓冲溶液？
凡是能够对溶液的 pH值起稳定作用，具有一定的抗酸、抗碱、抗稀释的本领的溶液，叫做,缓冲溶液,。
缓冲溶液的组成弱酸 +弱酸盐,HAc + NaAc
弱碱 +弱碱盐,NH3 + NH4Cl
缓冲溶液的作用原理同时含有抗酸、抗碱两种成分
缓冲溶液的 pH值计算基本依据,弱酸弱碱电离平衡关系 以 HAc+NaAc为例说明如下：
设缓冲溶液是由 c酸 浓度的 HAc和 c碱 浓度的 NaAc构成的，则：
HAc H+ + Ac-
电离平衡时,c酸 - x? c酸 x c盐 + x? c盐同理对于弱碱和弱碱盐组成的缓冲溶液：
缓冲溶液的配制选择合适的“缓冲对”，使其 pKa(或 14-pKb)值尽量接近所需缓冲溶液的 pH，在通过调节 c酸 /c盐 值达到所需的 pH值。
缓冲溶液的应用
酸碱平衡
沉淀溶解平衡
配位平衡
电化学平衡（氧化还原平衡）
—— 溶液中的“四大化学平衡”
第三章引言 —— 电解质的概念
* 溶液中能传导电流的物质叫电解质。
* 常见的电解质有,酸、碱、盐。
* 它们在溶液中之所以能导电，是因为它们在水溶液中发生了电离，产生正、负离子。在溶液中能自由移动的带电离子，是电流的载体。
M+A- = M+ + A-
根据电解质在溶液中电离的程度，可将电解质分类：
强电解质,在溶液中全部电离成离子，主要有：
强酸,HClO4 HCl HNO3
强碱,KOH NaOH Ba(OH)2
盐类,NaCl KCl
弱电解质,在溶液中部分电离。部分以离子的形式存在，部分以分子的形式存在，主要有：
弱酸,H2S H2CO3 HCN
弱减,NH3 Al(OH)3 Ca(OH)2
少数几种金属盐,ZnCl2 CdCl2 HgCl2 (卤化物）
弱电解质的电离，是个可逆的过程。
这个可逆过程的终点（电离的限度）是建立电离平衡，这就是我们下面要重点讨论的酸碱平衡问题。
第一节,溶液中的酸碱平衡
弱酸弱碱的电离平衡
酸碱质子理论
同离子效应和缓冲溶液第三章：溶液中的化学平衡一、弱酸、弱碱的电离平衡
1、一元弱酸、弱碱的电离平衡
（ 1）电离平衡与电离平衡常数弱酸、弱碱为弱电解质，在水中部分电离，电离产生的正、负离子与未电离的分子间建立如下的化学平衡：
弱酸,HAc + H2O H3O+ + Ac-
简写为,HAc H+ + Ac-
其平衡常数，即弱酸的电离常数：
其中,C— 实际浓度 mol / L,[ ]— 相对浓度 （纯数）。
弱碱,NH3 + H2O NH4+ + OH-
简写为,HAc H+ + Ac-
其平衡常数，即弱碱的电离常数：
注意要点
* Ka,Kb 表示了弱酸、弱碱在电离方面的本质特性。只与温度有关，与浓度无关。
* 常见 弱酸、弱碱的电离常数，有表可查。（ p71)
* 水的浓度不包括在平衡常数表达式内。
(2)电离度与平衡常数的关系电离度?—— 即电离的百分数。它与电离平衡常数之间的关系，分析如下：
设有弱电解质（弱酸）的电离平衡：
H A H+ + A-
未电离时的浓度,[HA]0 0 0
电离达到平衡时的浓度,(1-?)[HA]0?[HA]0?[HA]0
上式中如果 Ka << 10-4,且 [HA] > 0.1,则电离百分数很小,1- 1，则：
此式说明：电解质溶液的电离度与浓度的平方根成反比，即浓度越稀电离度越大，以离子形式存在于溶液中的比例越多 —— 稀释定律。
对上式进行变换,
对于弱碱，同样有：
MOH M+ + OH -
2、多元弱酸、弱碱的电离平衡含有多个可电离的质子的酸 —— 多元酸多元酸的电离是分步进行的，以 H2S为例说明如下：
一级电离：
H2S H+ + HS-
二级电离：
HS- H+ + S2-
总电离：
H2S 2H+ + S2-
Ka? = = Ka1 Ka2[H
+]2 [ S2-]
[H2S]
从电离常数可知，二级电离较一级电离要小得多。因此溶液中的 H+离子主要来自于一级电离。在计算 [H+]时可忽略二级电离：
对于 H2S这样的弱酸，尤其要注意，在平衡过程中有关物种的计算。
p74 例题 3-2
对于 n级弱酸，或 n级弱碱，也按上例同样处理。
3、水的电离平衡和 pH值纯水有微弱的导电性，实验说明水也是一种很弱的电解质，常温下，将有很少的一部分水分子发生了电离：
H2O H+ + OH-
所以,[H+][OH-] = 55.56 K = Kw
298K精确的实验测得纯水中的离子的浓度为：
[H+] = 1.004?10-7,[OH-] = 1.004?10-7
则,Kw = 1.004?10-7? 1.004?10-7 = 1.00?10-14
Kw 称为水的离子积常数。实质上它是水的电离平衡常数。
它只于温度有关。虽然是通过纯水的实验计算得来的，但对于水溶液，不论是酸性的，还是碱性的，溶液的 [H+] 值或 [OH-] 值可以变化，但它们的乘积总是等于常数 Kw 。
人们为了使用的方便，常采用 pH值来表示水溶液的酸碱性。即定义：
pH = - lg [H+]
pOH = - lg [OH-]
pKw = - lg Kw
根据水的电离平衡关系，他们之间有如下的联系：
[H+][OH-] = Kw = 1.00?10-14
pH + pOH = p Kw = 14
对于纯水，或中性的水溶液（如 NaCl等）,pH = pOH = 7.0
对于酸性溶液（如 HCl等）,[H+] > 10-7,[OH-] < 10-7,pH < 7.0
对于碱性溶液（如 NaOH等）,[OH-] > 10-7,[H+] < 10-7,pH >7.0
二,酸碱质子理论为了说明物质的一些反映性质,1923年两位科学家（丹麦的
Bronsted和英国的 Lowry)各自独立提出了“酸碱质子理论”。其内容是：
凡是能给出质子的物质都是酸；酸是质子的给予体。
凡是能接受质子的物质都是碱；碱是质子的接受体。
根据酸碱质子理论，酸和碱之间有如下的,共轭关系”：
HA H+ + A-
酸 碱左边的 HA称为碱 A的“共轭酸”；右边的 A称为酸 HA的“共轭碱”。
酸给出质子后剩余的部分就是碱；碱接受质子后就变成了酸。
举例说明：
HCl H+ + Cl-
HSO4- H+ + SO4-
NH4+ H+ + NH3
[Al(H2O)6]3+ H+ + [Al(H2O)5(OH)]2+
NH3 H+ + NH2
从上面的例子可以看出：酸和碱都可以是分子、正离子、负离子。
有些物质，既可以接受质子，也可以给出质子，这类物质叫两性物质。
例如,H2O + HCl H3O + + Cl -
NH3 OH- + NH4 +
类似的还有,HSO4 -,NH3等，都可作为两性物质。
* 质子酸、质子碱有强弱之分：
酸和碱的强度，就是它们给出或接受质子的倾向的衡量尺度。
凡是容易给出质子的是强酸，它的共轭碱就是弱碱。凡是容易接受质子的碱就是强碱，它的共轭酸就是弱酸。
例如,HCl是强酸,Cl-就是弱碱；
HAc是弱酸,Ac-就是强碱；
OH-是强碱,H2O就是弱酸。
酸与碱的强弱，还与溶剂有关。 例如,HCl和 HAc在水溶液中，
前者是强酸，后者是弱酸。但如果用碱性比水强的液氨做溶剂，则两种酸的质子都完全传给了溶剂氨分子，它们在液氨中将完全电离都是强酸 —— 拉平效应。
* 酸碱质子理论用来描述化学反应酸和碱的反应，实质上是质子的传递过程，可用下列通式表示：
酸（ 1） + 碱（ 2） 碱（ 1） + 酸（ 2）
质子的传递方向，也决定了化学反应进行的方向：由强酸、强碱生成弱酸、弱碱的反应进行得很完全；而由弱酸、弱碱生成强酸、强碱的反应，进行得就很不完全。
例如：
HCl + H2O H3O+ + Cl-
强酸（ 1） 强碱（ 2） 弱酸（ 2） 弱碱（ 1）
HAc + H2O H3O+ + Ac-
弱酸（ 1） 弱碱（ 2） 强酸（ 2） 强碱（ 1）
* 酸碱质子理论的缺陷：不适合不含质子的物质之间的反应情况。
四、水解平衡强酸强碱盐 弱酸强碱盐 强酸弱碱盐 弱酸弱碱盐中性 碱性 酸性 中性水解作用的实质,盐类的离子与水电离出的 OH-或 H+
结合生成了弱酸或弱碱的分子，从而破坏了水的电离平衡，改变了纯水中 OH-或 H+的正常的浓度。
水解反应实际上是中和反应的逆反应：
NaAc + H2O HAc + NaOH水解中和
（ 1）水解常数从化学平衡的观点，当盐溶解到水中，有如下的平衡关系：
NaAc Na+ + Ac-
H2O OH- + H+
+
HAc
总反应,Ac- + H2O HAc + OH-
（ 2）分级水解多元弱酸盐的水解是分级进行的，故称为分级水解。现以 Na2CO3为例说明之：
CO32- + H2O HCO3- + OH-
HCO3- + H2O H2CO3 + OH-
比较后发现,Kh1 >> Kh2,所以一级水解是主要的，二级水解可以近似忽略。
注意：
水解常数 和 电离常数之间的对应关系
（ 3）水解度和盐水溶液的 pH值
H =
已水解的盐的浓度盐的起始浓度?100%
盐水溶液的 pH值，主要由第一级水解所决定。 pH计算方法，与多元弱酸碱的情形相似。可以通过计算得到：
4、影响水解平衡的因素水解平衡是化学平衡之一，因此它的影响因素为,
* 温度,已知水解反应为吸热反应（中和反应的逆反应），根据盖,吕查德里原理，升高温度，会使水解度增大。
* 浓度,根据水解度与浓度的关系，水解度与盐的浓度的平反根成反比。所以，盐的浓度越低，水解度也就越大。
* 酸度,水解的产物是 OH-或 H+，因此调节溶液的 pH，利用同离子效应，可抑制水解的发生。例如,KCN中加碱,FeCl3中加酸，可抑制水解的发生。
三,同离子效应和缓冲溶液
（ 1） 什么是,同离子效应,？
在弱电解质溶液中，加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，
而影响电离平衡，是弱电解质的电离度降低，这种现象叫“同离子效应。
（ 2）缓冲溶液
什么是,缓冲溶液？
凡是能够对溶液的 pH值起稳定作用，具有一定的抗酸、抗碱、抗稀释的本领的溶液，叫做,缓冲溶液,。
缓冲溶液的组成弱酸 +弱酸盐,HAc + NaAc
弱碱 +弱碱盐,NH3 + NH4Cl
缓冲溶液的作用原理同时含有抗酸、抗碱两种成分
缓冲溶液的 pH值计算基本依据,弱酸弱碱电离平衡关系 以 HAc+NaAc为例说明如下：
设缓冲溶液是由 c酸 浓度的 HAc和 c碱 浓度的 NaAc构成的，则：
HAc H+ + Ac-
电离平衡时,c酸 - x? c酸 x c盐 + x? c盐同理对于弱碱和弱碱盐组成的缓冲溶液：
缓冲溶液的配制选择合适的“缓冲对”，使其 pKa(或 14-pKb)值尽量接近所需缓冲溶液的 pH，在通过调节 c酸 /c盐 值达到所需的 pH值。
缓冲溶液的应用
