《酸碱电离平衡》PPT课件.ppt

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1、酸 碱 平 衡,第八章 酸碱解离平衡,一、酸碱质子理论1 酸碱的定义 酸碱质子理论（Brnsted-Lowry质子理论）2 酸碱解离平衡（质子理论）3 酸碱的强弱二、水的自偶解离平衡三、弱酸弱碱的解离平衡1 一元弱酸弱碱的解离平衡（含离子型）2 多元弱酸弱碱的解离平衡（含离子型）3 两性离子的解离平衡四、酸碱解离平衡的移动（同离子效应）五、缓冲溶液1 缓冲溶液的组成及缓冲作用2 缓冲溶液pH的计算3 缓冲溶液的配制,人们对酸碱概念的逐步认识,1887年阿仑尼乌斯（）电离理论,1905年富兰克林（Franklin）溶剂理论,1923年Bronsted and Lowrey 质子理论,路易斯（Le

2、wis）酸碱电子理论,皮尔逊（Pearson)于1963年提出了软硬酸碱理论,阿仑尼乌斯根据电离理论提出：酸是在水溶液中电离出的阳离子仅仅是H+的物质；碱是在水溶液中电离出的阴离子仅仅是OH-的物质。由于水是最普遍的溶剂，所以百年来，这种观 点至今仍为许多人采用。这种观念其缺点是立论仅局限于水溶液体系，不适用于水溶剂和非水溶剂体系。,2NH3(l)NH4+NH2-,反例：,一.本章 酸碱定义,1.酸碱质子理论（Brnsted-Lowry 质子理论）能给出H+的物质为质子酸 能与H+结合的物质为质子碱NH4+NH3+H+Al(H2O)63+Al(H2O)5(OH)2+H+HCO3 CO32+H+

3、酸 碱+H+,2.酸碱质子理论,酸 H+碱 共轭关系 共轭酸 共轭碱 HCl H+Cl 酸在水中的解离（酸碱必须同时存在）HCl+H2O H3O+Cl（全部）酸1 碱2 酸2 碱1 NH4+H2O H3O+NH3（可逆）酸1 碱2 酸2 碱1,H+,H+,H+,共轭酸碱：至少两对，酸碱强弱相对关系酸碱半反应式两性物质：接受+给出质子酸碱理论没有盐的概念,酸碱的几点说明,2.酸碱质子理论,碱在水中的解离（酸碱必须同时存在）Ac+H2O HAc+OH（可逆）碱1 酸2 酸1 碱2 酸碱反应,H+,“有酸才有碱，有碱才有酸 酸中有碱，碱可变酸”（酸碱相互依存和转化）,对于多元弱酸（碱），它们的共轭酸

4、碱对之间的关系依然成立，注意分清每一步解离平衡的对应关系！,Kb1=2.3 10-2,Kb2=1.6 10-7,Kb3=1.3 10-12,Kb1 Kb2 Kb3,酸碱强弱顺序,?,3.酸碱的强弱,取决于（1）酸碱本身释放质子和接受质子的能力（2）溶剂接受和释放质子的能力 例如：HAc 在水中为弱酸，但在液氨中为强酸！酸碱的强弱 用 Ka(解离平衡常数）来表征如：,-396.6-237.19-237.19-369.4(kJ/mol),水溶液中的共轭酸碱对和Ka值,水溶液中最强酸为 最强碱,H3O+(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+H2O(l)K=1,全部电离,溶剂与酸碱的相对强弱,HCl

5、、H2SO4、NaOH等强弱无法通过水溶液区分。,同一弱酸或弱碱，如溶于不同的溶剂，表现出来的强弱就不同,酸,碱,例如：醋酸在水(极弱酸)中表现为弱酸，在液氨(比水更弱的酸)中表现为强酸，在无水 H2SO4(强酸)中则表现为碱。,溶剂的拉平效应(Leveling Effect),在水中，所有酸强度均由H3O+体现，因此各种强酸的强度被拉平到H3O+水平,溶剂的区分效应(Differentialing Effect),Ka=1.58 10-6,Ka=6.31 10-9,Ka=1.58 10-9,Ka=3.98 10-10,HClO4 H2SO4 HCl HNO3,酸碱反应和酸碱强弱,强酸+强碱

6、弱酸+弱碱,（1）酸碱强弱判断反应方向,CN-+HF=F-+HCN,Ka(HF)=3.5 10-4 Ka(HCN)=4.9 10-10,（2）由反应方向判断酸碱强弱,在水溶液中，下列反应自发进行，判断各酸碱的强弱1.H3O+OH-=H2O+H2O2.S2-+H2S=HS-+HS-,酸碱强度和结构,（1）氢化物 HmX,NH3 H2O HF H2S HCl H2Se HBr H2Te HI,(2)含氧酸（成酸元素的羟基化合物）,通式（HO）mXOn,HNO2 HNO3H2SO3 H2SO4,HClO HClO2 HClO3 HClO4,但对于酸仍限制在含氢的物质上，故酸碱反应也仅局限于包含质子转

7、移的反应。,酸碱质子理论扩充了酸碱范围，并适用于非水的质子溶剂中应用。,酸碱质子理论的优缺点,优点,不足,N2O4=NO+NO3-BF3+F-=BF4-,二、水的自偶解离平衡,水本身电离平衡H2O+H2O H3O+OH 在25 C，由电导等方法测得 H3O+=OH=1.0 107（mol/dm3)则 Kw=H3O+OH=1.0 1014(无量纲）Kw 称为水的离子积，是水的解离常数。Kw随温度的增加，略有增加。Kw也可由 求得 H2O(l)+H2O(l)H3O+(aq)+OH(aq)-237.2-237.2-237.2-157.3(kJ/mol)=79.90,纯水时：,H3O+=OH=1.0

8、107（mol/dm3)pH=-lg H3O+=7=pOH加入0.10 mol/dm3 强酸时，OH=Kw/H3O+=1.0 1014/1.0 101=1.0 1013（mol/dm3)加入0.10 mol/dm3 强碱时，H3O+=Kw/OH=1.0 1014/1.0 101=1.0 1013（mol/dm3)水溶液中(纯水、或酸碱溶液），H3O+和OH 同时存在，Kw是个常数。（酸溶液中也有OH，碱溶液中也有H3O+）,pH 和 pOH 一般的取值范围是 1-14,pH值越大，溶液酸性越弱，碱性越强。,HAc+H2O=H3O+Ac-,Ac-+H2O=OH-+HAc,共轭酸碱满足：,Kw=K

9、a Kb,酸碱解离常数,三、弱酸弱碱的解离平衡,HAc+H2O=H3O+Ac-,分为两个部分：一元弱酸弱碱的解离平衡 多元元弱酸弱碱的解离平衡,1.首先：一元弱酸弱碱的解离平衡,简化为：HB=H+B-,一元弱酸弱碱的解离平衡例：求0.10 mol/dm3 HAc水溶液的酸度，已知 Ka=1.76 105 解：HAc+H2O H3O+Ac 0.10-x x x 设 H3O+的平衡浓度为 x 则 Ka=H3O+Ac/HAc=x2/(0.10-x)x2/0.10=1.76 105 x=H3O+=(0.10 1.76 105)0.5=1.3 103(mol/dm3)解离度=x/C0=1.3 103/0

10、.10=0.013(1.3%),计算0.100molL-1氨水溶液中的c(OH-)、pH和氨水的解离度。,pH=-lg(7.510-12)=11.12,一元弱酸（碱）溶液的 H3O+（或 OH)的简化公式,假定：（1）在 0.10 mol/dm3 HA水溶液中，水本身的解离可忽略，即由 H2O H3O+产生的H3O+10-7(mol/dm3)；（2）HA的解离度 5%，或 c/K 380（400）其中，c 为HA的起始浓度；K 为平衡常数。一元弱酸（碱）溶液的 H3O+（OH)的简化公式：,例：,将2.45克固体NaCN配制成500 cm3的水溶液，计算此溶液的酸度是多少。已知：HCN的Ka

11、为4.931010。,解：CN的浓度为 2.45/(49.0 0.500)=0.100(mol/dm3)CN+H2O OH+HCN=Kw/Ka=1.00 1014/4.93 1010=2.03 105因为 c/Kb=0.100/2.03 105=4.93 103 400则 OH=（Kbc)0.5=(2.03 105 0.100)0.5=1.42 103(mol/dm3)pH=14.0 pOH=14.0 2.85=11.15,计算：C(Ac-)=0.10 molL-1 的NaAc 水溶液中的氢氧根离子浓度 C(OH-)和溶液的pH值,练习,H2CO3+H2O=H3O+HCO3-,HCO3-+H2

12、O=H3O+CO3-,Ka1=4.30 10-7,Ka2=5.61 10-11,2、多元弱酸弱碱的解离平衡,CO32-+H2O=HCO3-+OH-,HCO3-+H2O=H2CO3+OH-,Kb1=1.78 10-4,Kb2=2.33 10-8,二元酸,二元碱,第一步解离常数 第二步解离常数 第三步解离常数,Ka1(H2CO3）Kb2（CO3-）=Kw,Ka2(H2CO3）Kb1（CO3-）=Kw,无机弱多元酸碱：Ka1/Ka2 104有机弱多元酸碱：Kb1/Kb2 101.5,（1）,（2）,（3）,（4）,第一步解离的H+对其后各步解离具有强烈抑制作用,在计算多元酸碱水溶液pH时，若要求相对

13、误差 2.5%只要 Ka1/Ka2 101.6可以只考虑第一步解离而完全忽略以后各步解离对溶液酸度的影响,c/c,Ka1,400,c(H+)/c=,c/c,Ka1,400,c(H+)/c=,2、多元弱酸弱碱的解离平衡,分步电离 H2S：H2S+H2O H3O+HS Ka1=H3O+HS/H2S=9.1 108 HS+H2O H3O+S2 Ka2=H3O+S2/HS=1.1 1012一般来说，第二部电离较第一步电离更难，Ka1 较Ka2 大几个数量级。,例：,解：H2S+H2O H3O+HS 平衡浓度：0.1-x x+y x-y HS+H2O H3O+S2 x-y x+y y Ka1=H3O+H

14、S/H2S=9.1 108 Ka2=H3O+S2/HS=1.1 1012 Ka1 Ka2，且 c/Ka1=0.1/9.1 108 400 H3O+x+y x（9.1 108 0.1)0.5=9.5 105（mol/dm3）pH=4.02,计算0.10 mol/dm3 H2S 水溶液的H3O+和 S2，以及H2S 的解离度。,解：H2S+H2O H3O+HS 平衡浓度：0.10-x x+y x-y HS+H2O H3O+S2 x-y x+y y S2=Ka2(HS/H3O+)=Ka2(x-y/x+y)x y，HS H3O+S2 Ka2=1.1 1012（mol/dm3）H2S的电离度=x/c=9

15、.5 105/0.10=9.5 104（0.1%),可见：溶液中绝大部分是未电离的H2S分子。,一个重要的结论弱二元酸水溶液中，酸根离子的物质的量浓度，数值约等于 Ka2氢离子的浓度远大于酸根离子浓度的2倍,?计算0.10 mol/dm3 Na2S 水溶液中的 S2 和OH,以及 S2的解离度。,Ka2(H2S)=1.1 1012,Ka1(H2S)=9.1 108,?计算0.10 mol/dm3 Na2CO3 水溶液的pH。已知：,Ka2(H2CO3)=5.6 1011,Ka1(H2CO3)=4.3 107,例：,解：S2+H2O OH+HS HS+H2O OH+H2S Kb1=Kw/Ka2=

16、1.0 1014/1.1 1012=9.1 103 Kb2=Kw/Ka1=1.0 1014/9.1 108=1.1 107 Kb1 Kb2，计算时不必考虑第二步解离,计算0.10 mol/dm3 Na2S 水溶液中的 S2 和OH,以及 S2的解离度。,例：,解：S2+H2O OH+HS 平衡浓度：0.10 x x x c/Kb1=0.10/9.1 103=11 400 不能简化计算，解一元二次方程得：x=OH=2.5 102（mol/dm3）S2=0.10 x=0.10 0.025=7.5 102（mol/dm3）S2的解离度=x/c=0.025/0.10=0.25（25%),例：,解：H2

17、PO4+H2O H3O+HPO42 Ka2(H3PO4)=6.23 108 H2PO4+H2O OH+H3PO4 Ka2 Kb3 溶液显酸性,两性离子的解离平衡试定性说明为什么 NaH2PO4 溶液显酸性。,H+,H+,金属离子某些金属离子如Fe3+、Al3+、Cu2+、Zn2+等的水溶液具有酸性。为什么？,AlCl3(s)+6H2O=Al(H2O)63+3Cl-,Al(H2O)63+H2O=Al(H2O)5OH2+H3O+,Al(H2O)5OH2+H2O=Al(H2O)4(OH)2+H3O+,Al(H2O)4(OH)2+H2O=Al(H2O)3(OH)3+H3O+,多元弱酸弱碱（小结）,1.

18、多元弱酸溶液中，H3O+主要由第一步解离决定 可按一元酸来计算 H3O+2.二元弱酸 H2A 溶液中，A2 Ka23.多元弱碱（如Na2S,Na2CO3,Na3PO4等）的情况与多元弱酸的相似，计算时用Kb代替Ka 即可。4.两性物（H2PO4,HCO3 等）的酸碱性取决于相应酸常数和碱常数的相对大小。（pH值的定量计算本课不要求）两种弱酸（弱碱）混合，当两者的浓度相近且 Ka相差很大时，只考虑 Ka 大的，来计算 H3O+,弱酸弱碱盐的解离平衡,NH4+Ac+H2O NH3H2O+HAc 0.10 x 0.10 x x x K 很小，x 很小，0.10 x 0.10 x2/0.102=3.1

19、105 x=NH3=HAc=(3.1 107)0.5=5.6 104(mol/dm3),例：求 0.10 mol/dm3 NH4Ac 溶液的 pH值,弱酸弱碱盐的解离平衡（接上页）,NH4+Ac+H2O NH3H2O+HAc 0.10 x 0.10 x x x HAc+H2O H3O+Ac x y 0.10 x pH=7.00,例：求 0.10 mol/dm3 NH4Ac 溶液的 pH值,弱酸弱碱盐的解离平衡（接上页）,NH4+Ac+H2O NH3H2O+HAc 0.10 x 0.10 x x x,单水解过程,双水解过程,例如：NaAc水解,例如：NH4Ac水解,水解度（h）:已水解的离子的浓

20、度占起始浓度的百分数,四、酸碱解离平衡的移动稀释定律,例：某一元弱酸水溶液，pH=4.0,加入同体积的水后，溶液pH约为多少？,pH(1)=1/2 pKa+p(c/c),pH(2)=1/2 pKa+p(c/2c)=1/2 pKa+p(c/c)+1/2lg2=pH(1)+1/2lg2,稀释n倍，pH(2)=pH(1)+1/2 lgn,四、酸碱解离平衡的移动同离子效应,（1）NH3 H2O+酚酞（粉红色）加入 NH4Cl(s)无色 NH3+H2O OH+NH4+平衡左移 加入 NH4+使 NH3 解离度降低（2）HAc+甲基橙（橘红色）加入 NaAc(s)黄色 HAc+H2O H3O+Ac 平衡左

21、移 加入 Ac 使 HAc 解离度降低,同离子效应：,在弱电解质溶液中，加入含有共同离子的强电解质而使解离平衡向左移动，从而降低弱电解质解离度的现象，称为同离子效应。用同离子效应来控制溶液的pH值；通过调节pH值来控制共轭酸碱对的浓度。（1）调节pH值，可控制溶液中共轭酸碱对的比例：例1 HAc+H2O H3O+Ac,H3O+Ka 即 pH pKa 时，Ac-/HAc 1,以 Ac 为主,例：酸碱指示剂：,例如：酚酞是有机弱酸（HIn)HIn+H2O H3O+In 无色 紫红色,当溶液中H3O+增大，In HAc,溶液呈紫红色,KHIn是确定指示剂变色范围的依据，pKHIN 1 称为指示剂的变

22、色范围,同离子效应：,（2）调节共轭酸碱对的浓度，可控制pH值 计算含有0.10 mol/dm3 HAc和 0.10 mol/dm3 NaAc溶液的pH及HAc的解离度。解：HAc+H2O H3O+Ac 起始：0.10 0.10 平衡：0.10 x x 0.10+x,因同离子效应，使HAc解离度减小 HAc CHAc=0.10 mol/dm3,Ac CAc-=0.10 mol/dm3 x=H3O+=Ka（CHAc/CAc-)=1.8 105 pH=4.74（2.88,无NaAc时）=1.8 105/0.10=1.8 104(0.018%),五、缓冲溶液,（1）蒸馏水+2滴百里酚蓝（微黄）加入

23、NaOH(aq)12滴 蓝色（碱）加入 HCl(aq)34滴 红色（酸）（2）缓冲溶液 HAc NaAc 溶液+2滴百里酚蓝（微黄）加入 NaOH(aq)4 滴 不变色 加入 HCl(aq)4滴 不变色,这种含有“共轭酸碱对”的混合溶液能缓解外加少量酸、碱或水的影响，而保持溶液pH值不发生显著变化的作用叫做缓冲作用。具有这种缓冲能力的溶液叫缓冲溶液。,缓冲溶液：HAc+H2O H3O+Ac,(1)共轭酸碱对的浓度比例尽量接近 1:1 当 CHAc和 CAc-均为 1.0 mol/dm3，pH=pKa 加入 0.01 mol的H3O+时，pH=pKa+lg(1.0-0.01)/(1.0+0.01

24、)pKa 0.01,pH 改变 0.01 当 CHAc=1.98,CAc-=0.02(mol/dm3),pH=pKa+lg(0.02)/(1.98)(二者比为 99:1)pKa 2.0 加入 0.01 mol的H3O+时，pH=pKa+lg(0.02-0.01)/(1.98+0.01)pKa 2.3,pH 改变 0.3 实际工作中，二者比在1:10 到10:1 之间为宜 pH=pKa 1 有效缓冲范围,缓冲能力取决于共轭酸碱对的比例大小，以及共轭酸碱对的浓度，同时pH尽量接近pKa.,缓冲溶液：,(2)适当增加共轭酸碱对的浓度 当共轭酸碱对的浓度比为1:1时，如CHAc和 CAc-均为 0.1

25、0 mol/dm3，加入0.01 mol的H3O+时，pH=pKa+lg(0.10-0.01)/(0.10+0.01)pKa 0.10,pH 改变 0.1 而CHAc和 CAc-均为 1.0 mol/dm3时，加入0.01 mol的H3O+时，pH 改变 0.01 二者相差10倍！一般地，总浓度在0.11.0 mol/dm3 为宜。浓度太高时，有“盐效应”等副作用。,缓冲能力取决于共轭酸碱对的比例大小，以及共轭酸碱对的浓度，同时pH尽量接近pKa.,常用缓冲溶液（计算值）,缓冲溶液的选择与配制,例：要配制一定体积pH=3.20的缓冲溶液，选用HCO2H-HCO2Na、CH3CO2H-CH3CO

26、2Na中的哪一对为好？解：pH=3.20，H3O+=6.3 104，应选用Ka值接近H3O+的缓冲溶液体系，即：弱酸/弱碱=H3O+/Ka=1 为好 查表:Ka(HCO2H)=1.77 104,pKa=3.75 Ka(HAc)=1.76 105,pKa=4.75 若选用HCO2H-HCO2Na 缓冲体系 HCO2H/HCO2=6.3 104/1.77 104=3.6/1 比值较接近于1，溶液缓冲能力大 若选用CH3CO2H-CH3CO2Na 缓冲体系 HAc/Ac=6.3 104/1.76 105=36/1 比值远大于1，溶液缓冲能力较小,缓冲溶液的选择与配制,例：欲配制pH=9.20,C(N

27、H3H2O)=1.0 mol/dm3 的缓冲溶液500 cm3，问如何用浓NH3H2O 溶液和固体NH4Cl 配制？解：pH=9.20，则 pOH=4.80,OH=1.6 105 mol/dm3，NH3H2O/NH4+=OH/Kb=1.6 105/1.77 105=0.90 若 NH3H2O=1.0 mol/dm3 则 NH4Cl=1.0/0.90=1.1 mol/dm3 配制500 cm3（0.50 dm3)溶液，应称取固体NH4Cl 0.50 1.1 53.5=29 克浓NH3H2O 为15 mol/dm3,所需体积 V(NH3H2O)=1.0 500/15=33 cm3配制方法：称29克

28、NH4Cl固体，溶于少量水中，加入33 cm3浓NH3H2O 溶液，然后加水至500 cm3。,缓冲溶液的选择与配制,例：欲配制pH=4.70的缓冲溶液500 cm3，问应该用50 cm3、1.0 mol/dm3 的NaOH 水溶液和多少cm3 的1.0 mol/dm3 的HAc 水溶液混合，并需加多少水？解：Ka(HAc)=1.76 105,pH=4.70，H3O+=2.0 105 mol/dm3，HAc/Ac=H3O+/Ka=2.0 105/1.76 105=1.1 Ac 由NaOH 与HAc 中和而来，Ac=1.0 50/500 HAc 由NaOH 和HAc 用量的差值而定，HAc=(1

29、.0 VHAc 1.0 50)/500 HAc/Ac=1.1=(1.0 VHAc 1.0 50)/1.0 50即 VHAc 105 cm3 1.0 102 cm3 混合溶液中需加水：500-155=345 cm3 3.5 102 cm3,Buffers in the Body,pH of human blood:7.35-7.45（窄！）HCO3-/H2CO3 in the blood:20/1HCO3-/H2CO3 increases,pH rises:(alkalosis碱毒症)HCO3-/H2CO3 decreases,pH falls:(acidosis酸毒症)Respiration(

30、呼吸)控制CO2,H2CO3(弱呼吸：酸毒症；过度呼吸，碱毒症)Rate of excretion in urine(排尿速度)控制HCO3-(代谢酸毒症，代谢碱毒症),强电解质理论,一、问题的提出,从表中可以看出 KCl 在水溶液发生解离。有两个问题需要解决：一是怎样解离，是,KCl=K+Cl(1),还是 KCl=K+Cl-(2),KCl 溶液的导电性，说明解离的方式是(2),第二个问题是解离得是否彻底。表上的数据说明这种解离是不完全的。理由是没有得到 2 倍的粒子,以上是 1887 年 Arrhenius 提出电离学说时的观点。进一步的研究表明，在 KCl 的水溶液中根本不存在 KCl 分

31、 子。这一问题的提出，促进了电解质溶液理论的发展。,二、德拜-休克尔 理论,1923 年，荷兰人 Debye 和德国人 Hckel 提出了强电解质溶液理论，成功地解释了前面提出的矛盾现象。,1 离子氛,2 活度系数,a=f c 式中，c 浓度，a 有效浓度即活度，f 活度系数。用 f 修正后,得到活度 a,它能更真实地体现溶液的行为。,影响活度系数 f 大小的因素有,1）溶液的浓度:浓度大，活度 a 偏离浓度 c 越远，f 越小；浓度小，a 和 c 越接近，f 越接近于 1。,2）离子的电荷:电荷高，离子氛作用大，a 和 c 偏离大，f 小。电荷低，离子氛作用小，a 和 c 接近，f 接近于

32、1。,讨论问题，有时要用到 a 和 f，但是在本章的计算中，如不特殊指出，则认为a=c,f=1。弱电解质的溶液中，也有离子氛存在，但是更重要的是电离平衡的存在。,盐效应,在弱电解质溶液中，加入与其不含相同离子的强电解质，使弱电解质离解度增大的效应,盐类的相互水解作用 泡沫灭火器的反应原理,在 NH3H2O 中加入与其没有共同离子的 KCl,对 NH3H2O 的电离度是否会有影响呢？实验结果表明，电离度增大。为什么？,例：向 0.10 mol/dm3的 NH3H2O 中加入 KCl，使 KCl 的浓度达到 0.2 mol/dm3求 OH-和电离度。已知 Kb=1.8 10-5,解：KCl 的加入

33、，使溶液中的离子浓度增大，离子氛的作用加强，活度系数 f 变小。KCl 的浓度达到 0.2 mol/dm3,时，f=0.7.NH3H2O=NH4+OH-用活度表示平衡常数：,若不考虑活度系数，或认为 f=1,则 OH-=1.3410-3=1.34%,若考虑活度系数，则,=1.9%。加入 KCl，使电离度增大，这种作用称为盐效应。,关于盐效应，要注意以下问题：1）盐效应的影响不大；2）有同离子效应存在时，不必考虑盐效应；3）不要求计算，只要求会讨 论问题。,凡是能提供电子对的物质都是碱，碱是电子对的给予体。如,OH-,CN-,NH3,F-等,Lewis酸碱理论,凡是能接受电子对的物质都是酸，酸是

34、电子对的接受体。如,H+,BF3,Na+,Ag+等,酸碱反应和酸碱配合物,对于酸碱的识别，也要在具体的反应中进行。几乎所有的金属离子都是 Lewis 酸，负离子几乎都是碱，而酸和碱的反应的生成物都是酸碱配合物。,取代反应,酸取代反应,酸 H+取代了酸碱配合物Cu(NH3)42+中的酸Cu2+,H+取代了酸碱配合物 Al(OH)3 中的Al3+,碱取代反应,OH-取代 NH3,双取代反应,两种酸碱配合物交换成分,酸碱的电子理论适应性强，大多数物质都可以包括在酸碱及其配合物中，大多数的化学反应都可以归为酸碱及其配合物之间的反应。其不足之处在于酸碱的特征不明确。,第八章 酸碱电离平衡（小结）,中心是 pH1.pH值的计算：一元弱酸弱碱：简化式（5)多元酸：Ka1 Ka2,按一元酸计算2.改变pH值（求 S2 等）共轭酸碱对浓度的调节3.维持pH值（缓冲溶液的选择与配制）pH pKa；酸碱对的浓度比：1/10 10/1;溶液的总浓度：0.1 1.0 mol/dm3,T H A N K Y O U!,