第三章-水溶液化学课件

第三章水溶液化学1第三章1目录3.1溶液的依数性

3.2酸碱平衡

3.3缓冲溶液

3.4难溶强电解质的溶解平衡

3.5影响难溶强电解质溶解度的主要因素3.6离子的沉淀和分离3.7

胶体

3.8*水的净化和废水处理2目录3.1溶液的依数性2溶液：一种物质以分子、原子或离子状态分散于另一种物质中所构成的均匀而又稳定的体系。溶液是混合物，是各部分的化学组成和物理性质皆相同的一个均相系统。(1)溶液的定义及分类溶剂和溶质:如果组成溶液的物质有不同的状态，通常将液态物质称为溶剂，气态或固态物质称为溶质，如果都是液态，则含量多的一种称为溶剂，含量少的一种为溶质。混合物:多组分均匀体系中，溶质和溶剂不加区分，各组分均可选相同的标准态，使用相同的经验定律，这种体系称为混合物。可分为气态混合物、液态混合物和固态混合物。3.1溶液的依数性3溶液：一种物质以分子、原子或离子状态分散于另一种(1)溶液热效应：

NaOH+H2O,放热;NH4NO3+H2O，吸热体积变化：乙醇+水，V减小；苯+醋酸，V增加溶液液态溶液：食盐水溶液；有机物溶液气态溶液：气态混合物都是气态溶液固态溶液：Hg-Zn,Zn-Cu4热效应：NaOH+H2O,放热;NH4NO3+H2O液态溶液类型（根据溶质与溶剂的状态）

溶质溶剂气态物质（NH3）+液态物质（H2O）固态物质（NaCI)+液态物质（H2O）液态物质（H2SO4）+液态物质（H2O）液态溶液根据溶液中的溶质的导电性又可分为电解质溶液和非电解质溶液。本章主要讨论液态的非电解质溶液。5液态溶液类型（根据溶质与溶剂的状态）溶质(2)溶解度

中学里介绍过把某温度下100克水里某物质溶解的最大克数叫溶解度。习惯上按溶解度大小，把溶液分为：

溶解度:一定温度和压力下溶质在一定量溶剂中形成饱和溶液时,被溶解的溶质的量。

其实，从相平衡的角度理解溶解度更确切，即在一定温度和压力下，固液达到平衡时的状态.这时把饱和溶液里的物质浓度称为“溶解度”。按此把溶液分为：易溶>10可溶1-10微溶0.1-1难溶<0.1不饱和溶液饱和溶液过饱和溶液6(2)溶解度中学里介绍过把某温度下100克水(3)溶解度原理

相似（溶质与溶剂在结构或极性上相似）者相溶。例：

液-液相溶甲醇、乙醇易溶于水固-液溶解I2难溶水，易溶CCl4

气-液溶解高沸点气体比低沸点气体在同一溶剂中的溶解度大；具有与

气体溶质近似分子间力的溶剂是最佳溶剂。NH3比H2易溶于水。

即非极性物质可以溶解在非极性溶剂中(例如碘溶于四氯化碳中)，极性物质和离子型晶体易溶于极性溶剂(如水)中。主要表现在：a.溶质分子于溶剂分子的结构越相似，相互溶解越容易；b.溶质分子的分子间作用力与溶剂分子间作用力越相似，

越易互溶。7(3)溶解度原理例：液-液相溶甲醇、乙醇易溶于水a.温度对不同物质在水中的溶解度有不同的影响：1.温度的升高有利于吸热过程，例如图中KNO3溶于水时是吸热反应；2.温度升高不利于放热过程,例如Ce2(SO4)3溶于水时是放热反应；3.NaCl在水中的溶解度受温度的影响不大,基本上是一条不变的直线；4.硫酸钠的溶解度曲线较为复杂。在305.4K以下的曲线是含10个结晶水的Na2SO4·10H2O的溶解度曲线，溶解度随温度的升高而增大。在305.4K以上的曲线则是无水Na2SO4的溶解度曲线，溶解度随温度的升高而降低。(4)溶解度的影响因素8a.温度对不同物质在水中的溶解度有不同的影响：(4)溶解b.压力

压力的变化对固体溶质和液体溶质的溶解度一般影响不大，但对气体溶质的溶解度却有很大的影响。

气体溶解度与气体压力的关系压力/Pa373K时CO2的溶解度/mol·dm-3

压力/Pa298K时N2的溶解度/mol·dm-3

80.1×105

0.38625.3×105

0.0155106.5×105

0.47750.7×105

0.0301120.0×105

0.544101.3×105

0.061160.1×105

0.707202.6×105

0.100200.1×105

0.8879b.压力压力/Pa373K时CO2的溶解度/mol·dm-

广义的浓度定义是溶液中的溶质相对于溶液或溶剂的相对量。

狭义的浓度定义是一定体积的溶液中溶质的“物质的量”。在历史上由于不同的实践需要形成了名目众多的浓度表示方法，已经学过的浓度表示方法有：

溶液浓度的几种表示方法

类型

符号单位物质的量浓度(molarity)Mmol/L质量摩尔浓度(molality)mmol/kg质量分数w无单位摩尔分数x(B)无单位(5)溶液浓度的表示方法10

广义的浓度定义是溶液中的溶质相对于溶液或溶剂的相对量1.物质的量分数Xb

溶质B的物质的量与溶液中总的物质的量之比称为溶质B的物质的量分数，又称为摩尔分数，单位为1。2.质量摩尔浓度mB

溶质B的物质的量与溶剂A的质量之比称为溶质B的质量摩尔浓度，单位是mol·kg-1。这个表示方法的优点是可以准确的称重来配制溶液，不受温度影响，电化学中用的很多。3.物质的量浓度cb溶质B的物质的量与溶液体积V的比值称为溶质的物质的量浓度，或称为溶质B的浓度，单位为mol/m3,但常用单位为mol/L。4.

质量分数wB溶质B的质量与溶液总质量之比称为溶质B的质量分数，单位为1111.物质的量分数Xb溶质B的物质的量(6)理想溶液遵循拉乌尔定律的溶液为理想溶液。当溶质的浓度很低、溶质和溶剂分子相似且分子间作用力相近时，这种溶液的性质即符合理想溶液。12

拉乌尔定律在一定温度下，难挥发的非电解质稀溶液的蒸气压等于纯溶剂的蒸气压与溶液中溶剂的摩尔分数的乘积。式中，pA是溶液的蒸气压；xA是溶剂的物质的量分数；

是同一温度下纯溶剂的饱和蒸气压。(6)理想溶液遵循拉乌尔定律的溶液为理想溶液。当溶质的浓度13亨利定律

------气体溶解定律a.叙述：在一定温度下,一定体积的液体中所溶解的气体质量与该气体的分压成正比b.解释：当气体的压强增加n倍；那么气体进入液体的机会也增加n倍，所以气体溶解的质量也增加n倍。故亨利定律与其它气体的分压无关.c.数学表达式:p=Kx(K——亨利常数),x：气体摩尔分数溶解度，p：气体分压.亨利定律只适用于溶解度小，不与溶剂相互作用的气体。所以HCl,NH3等气体都不适用。13亨利定律------气体溶解定(7)溶液性质:3.混合物：溶液一定是混合物。1.均一性：溶液各处的密度、组成和性质完全一样；2.稳定性：温度不变，溶剂量不变时，溶质和溶剂长期不

会分离；难挥发的非电解质稀溶液有一定的共同性和规律性。该类性质称为稀溶液的通性，或称为依数性。包括：稀溶液蒸气压的下降、沸点上升、凝固点下降和稀溶液的渗透压。（与纯溶剂比较）。14(7)溶液性质:3.混合物：溶液一定是混合物。1.均稀溶液：

经验告诉我们，当两种挥发性物质组成一个非理想溶液，在溶液浓度较稀时，若溶剂遵守拉乌尔定律，则溶质就遵守亨利定律；当溶剂不遵守拉乌尔定律，则溶质就不遵守亨利定律。定性解释：

当溶液稀释到每个溶质分子的周围环境与溶剂分子一样时即遵守拉乌尔定律，这时相应地每个溶质分子的周围环境也相同完全被溶剂分子所包围，因而遵守亨利定律，所以两者等价。

(8)

稀溶液定律（依数性定律）15稀溶液：定性解释：(8)稀溶液定律（依数性定律）15

稀溶液定律:由难挥发的非电解质所形成的稀溶液的性质（溶液的蒸气压降低、沸点升高、凝固点降低、溶液渗透压）与一定量溶剂中所溶解溶质的数量（物质的量）成正比，而与溶质的本性无关，故称为依数性。注意：电解质溶液，或者浓度较大的非电解质溶液也与非电解质稀溶液一样具有溶液蒸气压下降、沸点升高、凝固点降低和渗透压等性质。也就是说，依数性的定性结论是普遍适用的，但严格的定量关系式只适用于难挥发的非电解质稀溶液。16稀溶液定律:由难挥发的非电解质所形成的稀溶液的性质（3.1.1蒸汽压的降低蒸气压当一种液体置于密闭容器时，液体表面能量较大的分子就会克服液体分子间的引力而逸出，这一过程称为蒸发；蒸发出来的分子也有一部分因热运动而撞到液体表面，重新凝结成液体，这一过程称为凝聚。当凝聚的速率和蒸发的速率达到相等，液体和它的蒸气处于平衡状态，此时蒸气所具有的压力为该温度下液体的饱和蒸气压，简称蒸气压。蒸发凝聚H2O(l)H2O(g)蒸发凝聚气液两相（动态）平衡173.1.1蒸汽压的降低蒸气压蒸发凝聚H2O(l)H2O饱和蒸气压是液体的固有性质，与液体量的多少无关，与饱和蒸气的体积无关（即与密闭容器的大小无关），与是否存在蒸气也无关。液体的蒸气压与物性和温度有关，随温度的升高而增大，与外部压强无关。在一定温度下，每种液体的饱和蒸气压是一个定值。固体也有蒸气压，称为固相蒸气压。18饱和蒸气压是液体的固有性质，与液体量的多少无关，18溶液的蒸气压降低

在液体中加入任何一种难挥发的物质时，液体的蒸汽压便下降，在同一温度下，纯溶剂蒸汽压与溶液蒸汽压之差，称为溶液的蒸汽压下降（

p）.

19溶液的蒸气压降低在液体中加入任何一种难挥同一温度下，由于溶质的加入，使溶液中单位体积溶剂蒸发的分子数目降低，逸出液面的溶剂分子数目相应减小,因此在较低的蒸汽压下建立平衡，即溶液的蒸汽压比溶剂的蒸汽压低.20同一温度下，由于溶质的加入，使溶液中单位体积溶剂蒸发的分子数拉乌尔定律在一定温度下，难挥发的非电解质稀溶液的蒸气压等于纯溶剂的蒸气压与溶液中溶剂的摩尔分数的乘积。式中，pA是溶液的蒸气压；xA是溶剂的物质的量分数；

是同一温度下纯溶剂的饱和蒸气压。21拉乌尔定律在一定温度下，难挥发的非电解质稀溶液的蒸气压等于式当溶液由溶剂A和溶质B组成时：式中，p是溶液的蒸气压；xB是溶质的物质的量分数；

是同一温度下纯溶剂的饱和蒸气压。亦即:难挥发的非电解质稀溶液的蒸气压下降值(Δp)等于纯溶剂的蒸气压(pAΘ)与稀溶液中溶质的摩尔分数(χB)的乘积。22当溶液由溶剂A和溶质B组成时：式中，p是溶液的蒸气压；xB是例：293.15K时水的蒸气压是2.4kPa，将114g蔗糖溶于1000g水中，溶液的蒸气压降低了0.015kPa。求蔗糖的分子量。解：根据拉乌尔定律蔗糖的理论分子量342.3，因蒸气压很难测准，故多用其它依数性。23例：293.15K时水的蒸气压是2.4kPa，将114蒸气压下降的应用测定溶质分子的相对摩尔质量设质量为WB的溶质溶于质量为WA的溶剂中，则有：

干燥剂工作原理

CaCl2、NaOH、P2O5等易潮解的固态物质，常用作干燥剂。因其易吸收空气中的水分在其表面形成溶液，该溶液蒸气压较空气中水蒸气的分压小，使空气中的水蒸气不断凝结进入溶液而达到消除空气中水蒸气的目的。24蒸气压下降的应用测定溶质分子的相对摩尔质量干燥剂工作原理243.1.2沸点升高沸点沸点：液体蒸气压等于外界压强时的温度，用Tb表示。通常，外界压强是指一个大气压，即101.325kPa，也就是液体的沸点是其蒸气压为101.325kPa下的温度。溶液的沸点升高根据拉乌尔定律，在任何给定的温度下，溶液的蒸气压将比纯溶剂的低。因此，要获得101.325kPa的蒸气压将需要较高的温度。这样，溶液的沸点就比相应的纯液体高。253.1.2沸点升高沸点沸点：液体蒸气压等于外界压强溶液沸点比相应纯溶剂沸点的升高值（ΔTb）与溶液的质量摩尔浓度成正比。

质量摩尔浓度m是指每1000g溶剂中所含的溶质的物质的量。ΔTb=kbmKb为溶剂的摩尔沸点升高常数，其值仅取决于溶剂。26溶液沸点比相应纯溶剂沸点的升高值（ΔTb）与溶液的ΔTb例:已知纯苯的沸点是80.2℃，取2.67g萘(C10H8)溶于100g苯中，测得该溶液的沸点为80.731℃，试求苯的沸点升高常数。有的化学反应需要用水浴加热，且温度要高于100℃，这时可用食盐水溶液浴即可。27例:已知纯苯的沸点是80.2℃，取2.67g萘(C10H83.1.3凝固点降低凝固点（即熔点）凝固点：液相蒸气压和固相蒸气压相等时的温度，用Tf

表示。溶液的凝固点降低同沸点升高一样，溶液凝固点的降低ΔTf与溶质的质量摩尔浓度m成正比。ΔTf=kfmKf为溶剂的摩尔凝固点下降常数，其值仅取决于溶剂。溶剂正常凝固点/℃kf（℃·kg·mol-1）水0.01.86苯5.55.12乙醇-114.61.99283.1.3凝固点降低凝固点（即熔点）ΔTf=kf例：自动防冻剂由不挥发非电解质乙二醇（C2H6O2）和水组成，计算质量分数为25%的乙二醇水溶液的沸点和凝固点变化值。解：将质量分数换算为质量摩尔浓度m：已知水的kb=0.52℃·kg·mol-1，kf=1.86℃·kg·mol-1，29例：自动防冻剂由不挥发非电解质乙二醇（C2H6O2）和水组解沸点上升和凝固点下降应用实例有的化学反应需要用水浴加热，且温度要高于100℃，这时可用食盐水溶液浴即可。冬季为了防止汽车水箱中的水结冰，通常可加入酒精、乙二醇等醇类。冬季为了防止建筑砂浆冰冻，可加入食盐或氯化钙。冰盐混合物常用来作为致冷剂：冰的表面总附有少量水，当撒上盐后，盐溶解在水中形成溶液，由于溶液蒸气压下降，使其低于冰的蒸气压，冰就要融化。随着冰的融化，要吸收大量的热，于是冰盐混合物的温度就降低。采用NaCl和冰，温度最低可降到-22℃，用CaCl2·6H2O和冰最低可降到-55℃。在有机合成中，常用测定熔点来检验化合物的纯度。30沸点上升和凝固点下降应用实例30沸点升高和凝固点降低的根本原因：蒸气压下降水溶液蒸气压下降、沸点升高和凝固点下降示意图31沸点升高和凝固点降低的根本原因：蒸气压下降水溶液蒸气压下降、3.1.4渗透压

半透膜膜上的微孔允许溶剂分子自由通过，而溶质分子不能通过。动物的膀胱、肠衣、细胞膜、萝卜皮等是天然半透膜；硝化纤维、醋酸纤维等人工半透膜。渗透若被半透膜隔开的两边溶液的浓度不等，则可发生渗透现象。溶剂分子透过半透膜向溶液扩散使溶液变稀的现象。323.1.4渗透压半透膜32溶剂存在一个从低浓度溶液向高浓度溶液的净迁移的过程称作渗透作用。溶剂通过半透膜的渗透方向总是从稀溶液向浓溶液渗透。溶剂迁移的结果总是趋向于使U型管左右两边的溶液浓度相同，从而导致U形管两边的液体高度不同，并产生压力差。33溶剂存在一个从低浓度溶液33随着稀溶液中的溶剂不断向浓溶液中渗透，这种压力差会不断增加，直到可以抑制溶剂的渗透为止。这种阻止渗透所需要的压力叫作溶液的渗透压，用符号Π表示。渗透压遵循一个类似于理想气体状态方程形式的定律：

ΠV=nRT

式中，V为溶液的体积，n为溶质的物质的量，R为摩尔气体常量，为8.314，T为热力学温度。Van’tHoff(范特霍夫)于1886年提出。由这个方程可以得到:Π=（n/V）RT=cRT

式中，c为溶液的体积摩尔浓度。34随着稀溶液中的溶剂不断向浓溶液中渗透，34解：由式（3.4）可以计算溶液的体积摩尔浓度因为溶液的体积为5.00mL=5.00×10-3L，则蛋白质的物质的量为：（8.28×10-5mol·L-1）

×（5.00×10-3L）=4.14×10-7mol

摩尔质量为：3.5

×10-3/4.14×10-7例：

通过测定蛋白质溶液的渗透压可以测定该蛋白质的摩尔质量。将3.5

mg某蛋白质溶于水中形成5.00mL的溶液，25℃时该溶液的渗透压为205.316Pa。计算蛋白质的摩尔质量。35解：由式（3.4）可以计算溶液的体积摩尔浓度例：通过测定反渗透:

若在溶液一侧外加一个大于渗透压的外压时，溶剂可从溶液向溶剂渗透或从浓溶液向稀溶液渗透的现象称做反渗透。36反渗透:36

渗透压的其他实例植物细胞液的渗透压达2000kPa，所以水可由植物根部输送到高达几十米甚至百余米的顶端。由于海水鱼和淡水鱼体液渗透压不同，不能调换生活环境养殖。淡水中游泳时，眼球“红胀”。食用过咸或者排汗过多时，感到口渴。喝海水不能解渴。反渗透技术——海水淡化。37渗透压的其他实例37以上讨论的是难挥发、非电解质稀溶液的依数性。其实，浓溶液、电解质溶液也有蒸气压下降、沸点升高、凝固点降低和渗透压，但其依数性定量关系存在着不同程度的偏差。38以上讨论的是难挥发、非电解质稀溶液的依383.1.5电解质溶液的通性

阿仑尼乌斯根据电解质溶液不服从稀溶液定律的现象，提出了电离理论。1903年他获得了诺贝尔化学奖。电离理论认为电解质分子在水溶液中解离成离子，使得溶液中的微粒数增大，故它们的蒸汽压、沸点、熔点的改变和渗透压数值都比非电解质大。解离度——溶液中已解离的电解质的分子数与电解质总分子数之比。39

电解质溶液可分为强电解质和弱电解质溶液两种。强电解质

-理论上100％电离。3.1.5电解质溶液的通性阿仑尼乌斯根据电解质溶液不40

电解质溶液也具有溶液蒸气压下降、沸点上升、凝固点下降和渗透压等性质，但非电解质稀溶液的依数性不适用于电解质溶液，会产生偏差，可引入一个修正系数i予以修正。

p=iPmB

Tf=i

KfmB

Tb=iKbmB

П=

iCBRT

i：一“分子”电解质解离出的粒子个数。①对于AB型的强电解质溶液,如KNO3、NaCl，i接近2；②对A2B型的强电解质溶液，如K2SO4,i

介于2~3之间；③对弱电解质溶液，如HAc，i略大于1。40电解质溶液也具有溶液蒸气压下降、沸点上升、从部分电解质的0.1mol·kg-1溶液的凝固点下降数值与理论值的比较可以得到电解质溶液的偏差i

值电解质 实测ΔT’f/K

计算ΔTf/K

i=ΔT’f/ΔTfNaCl 0.348 0.186 1.87HCl 0.355 0.186 1.91K2SO4 0.458 0.186 2.46CH3COOH 0.188 0.186 1.01

可以看出，产生的偏差有以下的顺序：A2B(AB2)强电解质>AB强电解质>AB弱电解质>非电解质41从部分电解质的0.1mol·kg-1溶液的凝固点下降数值与理例:

将质量摩尔浓度均为0.10mol·kg-1的BaCl2,HCl,HAc,蔗糖水溶液的粒子数、蒸气压、沸点、凝固点和渗透压按从大到小次序排序:解：按从大到小次序排序如下：粒子数BaCl2→HCl→HAc→

蔗糖蒸气压蔗糖→HAc→HCl→BaCl2沸点BaCl2→HCl→HAc→

蔗糖凝固点蔗糖→HAc→HCl→BaCl2渗透压BaCl2→

HCl→HAc→

蔗糖42例:将质量摩尔浓度均为0.10mol·kg-1的BaCl43解释：1923年，Debye及Hückel提出离子氛（ionicatmosphere）概念。观点：强电解质在溶液中是完全电离的，但是由于离子间的相互作用，每一个离子都受到相反电荷离子的束缚，这种离子间的相互作用使溶液中的离子并不完全自由，其表现是：溶液导电能力下降，电离度下降（小于100％），依数性异常。实验测得的解离度叫做表观解离度。溶液浓度越浓或离子电荷越大，表观解离度越小。43解释：1923年，Debye及Hückel提出离子氛44活度与活度系数活度：是指有效浓度，即单位体积电解质溶液中表现出来的表观离子有效浓度，亦即扣除了离子间相互作用的浓度。以a(activity)表示:y：活度系数。稀溶液中,y<1；极稀溶液中，

y接近1；无限稀溶液，y＝1。44活度与活度系数y：活度系数。稀溶液中,y<1；极稀453.1.6表面活性剂溶液与膜化学两相接触面称界面，与气相的接触面又称表面。表面分子受力不均，导致表面分子总是尽力向物质内部挤压，有自动收缩表面积的倾向，从而产生表面张力。能够显著降低溶液表面张力的物质叫表面活性剂。(1)表面活性剂453.1.6表面活性剂溶液与膜化学两相接触面称界面，与气46表面活性剂的结构特点：表面活性剂具有两类性质完全不同的基团：亲水基团和亲油基团（疏水基团）。水相油相

双亲分子结构表面活性剂在两相界面作定向排列。使得两相之间的表面张力大大降低。图3.5表面活性剂在两

相界面的排列46表面活性剂的结构特点：水相油相双47表面活性剂通常也按亲水基团的化学结构来分类，亲水基团是离子结构的称为离子型，亲水基团是共价结构的称为非离子型。离子型表面活性剂又可分为阳离子型(亲水基团是阳离子)、阴离子型(亲水基团是阴离子)和两性型(亲水基团既有阳离子又有阴离子)表面活性剂。显然阳离子型和阴离子型的表面活性剂不能混用，否则可能会发生沉淀而失去活性作用。47表面活性剂通常也按亲水基团的化学结构来分类，亲水基团是离48阴离子表面活性剂R-OSO3Na

硫酸酯盐R-SO3Na

磺酸盐RCOONa

羧酸盐R-OPO3Na2

磷酸酯盐两性表面活性剂R-NHCH2-CH2COOH氨基酸型

CH3

|R-N+-CH2COO-

甜菜碱型

|CH3阳离子表面活性剂ArCH2N(CH3)3Br季胺盐类非离子型

R-O-(CH2-CH2-O-)nH聚氧乙烯醚类48阴离子表面活性剂R-OSO3Na 硫酸酯盐R-SO3Na49

洗涤作用

洗涤剂是一种使用面很广的表面活性剂。肥皂是最普通的一种。肥皂是包含17个碳原子的硬脂酸钠盐。当洗涤剂用来洗涤衣服或织物上的油污时，由于亲油基与油脂类分子之间有较强的相互作用力而进入油污中。另一端的亲水基与水分子之间存在较强的作用力而溶于水，这样通过洗涤剂分子使水分子包围了油污，降低了油污与织物之间的表面(界面)张力，再经搓洗，振动便可除去织物上的油污。污渍亲水基疏水基织物洗涤剂49洗涤作用当洗涤剂用来洗涤衣服或织物上的油污时，由于50

乳化作用两种互不相溶的液体，若将其中一种均匀地分散成极细的液滴于另一液体中，便形成乳状液。加入表面活性物质使形成稳定的乳状液的作用叫做乳化作用。若水为分散介质而油为分散相，即油分散在水中，称为水包油型乳状液，以符号O/W表示。例如，牛奶就是奶油分散在水中形成的O/W型乳状液。（a）O/W

型乳状液50乳化作用若水为分散介质而油为分散相，即油分散在水中，称51若水分散在油中，则称为油包水型乳状液，以符号W/O表示。例如，新开采出来的含水原油就是细小水珠分散在石油中形成的W/O型乳状液。（b）W/O型乳状液51若水分散在油中，则称为油包水型乳状液，以符号W/O表示。52乳化作用的应用

切削油：

机械工业在高速切削时用乳化油作为冷却剂，具有导热性能好，润滑效果高且不沾工具等特点。

乳化燃油

内燃机应用含10%水的乳化燃油，燃烧效果不降低但能节省燃料。

农用杀虫剂

农业上用的杀虫剂一般都配制成O/W型乳状液,便于喷雾，可使少量农药均匀地分散在大面积的农作物上。同时由于表面活性剂对虫体的润湿和渗透作用也提高了杀虫效果。

其他

人体对油脂的消化作用就是因为胆汁(胆酸盐)可以使油形成O／w型乳状液面而加速消化。52乳化作用的应用切削油：乳化燃油农用杀虫剂其他53如：在工业生产中也会遇到一些有害的乳状液。例如含水原油不仅可以促使石油设备腐蚀，而且不利于石油的蒸馏。因此必须设法破坏这种乳状液。有些时候人们需要消除乳化现象？为要破坏有害的乳状液，可加入破乳剂。破乳剂也是一种表面活性物质，其特点是有高的表面活性，但弱的成膜能力。能强烈地吸附于油–水界面上，以取代原来在乳状液中形成保护膜的乳化剂，而生成一种新膜。这种新膜的强度低，较易被破坏。异戊醇、辛醇、乙醚等是优良的破乳剂。

此外，还可用升高温度、加入电解质以及高速离心等方法来破乳。乳化作用的破坏53如：在工业生产中也会遇到一些有害的乳状液。例如含水原油不54

起泡作用泡沫是不溶性气体分散于液体或熔融固体中所形成的分散系统。如肥皂泡沫(气体分散在液体中)、泡沫塑料、泡沫玻璃(气体分散在固体中)等。机械搅拌液态水，这时进入水中的空气被水膜包围形成了气泡，但这些气泡不稳定。若对溶解了表面活性剂的水溶液进行搅拌使其产生气泡，就可以形成坚固的液膜，使泡沫能保持较长时间稳定地存在。这种能稳定泡沫作用的表面活性剂叫做起泡剂。常见的起泡剂有肥皂、十二烷基苯磺酸钠等。54起泡作用机械搅拌液态水，这时进入水中的空气55发泡作用的应用

灭火剂起泡剂常用于制造灭火器，由于大量的泡沫覆盖燃烧物的表面，使其与空气中的氧气隔绝，这样便可达到灭火的效果。

泡沫选矿

起泡剂也用于泡沫浮选法以提高矿石的品位。将矿石粉碎成粉末，加水、起泡剂，搅拌并吹人空气使产生气泡，用捕集剂使矿物变成憎水性。矿物由于疏水性而粘附气泡浮起，这样便可分离收集有效成分。

其它

啤酒、汽水、洗发和护发用品等都需用起泡剂，使产生大量的泡沫。55发泡作用的应用灭火剂泡沫选矿其它56消泡作用在另外一些情况下，则必须消除泡沫，例如，洗涤、蒸馏、萃取等过程中，大量的泡沫会带来不利。必须适当抑制发泡，往往加入一些短碳链(如C5~C8)的醇或醚，它们能将泡沫中的起泡剂分子替代出来；又由于碳链短，不能在气泡外围形成牢固的保护膜，从而降低气泡的强度而消除泡沫。56消泡作用在另外一些情况下，则必须消除泡沫，例57(2)膜化学膜是二维结构的伸展体，是两亲分子组成的有序排列的集合体。它的基本功能是从物质群中有选择地透过或输送特定的物质(分子、离子、电子和光子等)。膜是一种重要的基础功能材料，它具有分离功能、生物功能和能量转换功能等。57(2)膜化学膜是二维结构的伸展体，是两亲分子组58具有分离功能的膜称为分离膜，是一种能有效分离提取所需物质的功能膜。根据分离膜中微孔的大小及其疏密性的不同，通常可以将膜分为致密膜、多孔膜和纤维质膜。

致密膜中聚合物的填充方式是分子状，孔径为0~1.5nm，适用于反渗透，渗析，电渗析等操作使用。

多孔膜孔径5nm~1μm，孔的大小与胶体粒子的大小一般，适用于超过滤，膜过滤等操作使用；

纤维质膜孔径2μm以上，用于对更大分散质的过滤操作。58具有分离功能的膜称为分离膜，是一种能有效分59分离膜的应用膜应用气体透过膜富氧制取，富集氦离子交换膜海水谈化，硬水软化，电解隔膜反渗透膜海水淡化，盐水脱盐，超纯水制备超滤膜胶体分离，废液处理，溶液浓缩透析膜人工肾等人工器官释放控制膜缓释性药剂表3.2常见分离膜及其应用59分离膜的应用膜应用气体透过膜富氧制取，富集氦离子交换膜60能量转化功能膜能量转化功能膜是当今重要的研究课题之一。将光能转化为化学能的重要应用之一是光解水，产生氢和氧。将光能转化为电能关键工作是制造出性能稳定的有机薄膜太阳能电池。大面积利用太阳能一定需要用膜的形式。60能量转化功能膜能量转化功能膜是当今重要的研究课题之一。将61LB膜LB膜简介LB膜是由美国科学家兰缪尔(I.Langmuir)和勃洛杰脱(K.B.Blodgett)建立的一种在固体表面上沉积的多层单分子膜。可在组成上、次序上作任意安排，其层数与厚度皆可以在分子水平上控制。LB膜的应用在生物膜的功能模拟研究中，以叶绿素、维生索、磷脂和胆固醇等物质形成的LB膜，可用以研究生物膜中的电子传递、能量传递、生物膜电现象、物质跨膜输运过程等。利用LB膜可制成仿生薄膜，作为仿生传感器。光色互变的LB膜可作为光记忆材料。61LB膜LB膜简介LB膜的应用3.2酸碱平衡3.2.1酸碱理论的发展3.2.2酸碱质子理论3.2.3路易斯酸碱理论3.2.4强酸和强碱3.2.5弱酸和弱碱623.2酸碱平衡3.2.1酸碱理论的发展621、酸碱理论的发展

人们对酸碱的认识经历了一个由浅入深、由低级到高级的认识过程。最初

人们对酸碱的认识只单纯地从物质所表现出来的性质上来区分酸和碱。

酸：有酸味，能使蓝色石蕊试液变红的。

碱：有涩味，滑腻感，能使红色石蕊变蓝，并能与酸反应生成盐和水。

18世纪：法国化学家拉瓦锡提出所有的酸都含有O元素。

19世纪：英国化学家戴维认为酸中的共同元素是H，而不是O。波义耳1646年631、酸碱理论的发展人们对酸碱的认识经历了一个由浅入深

阿伦尼乌斯认为：酸是在水溶液中经电离只生成H+

一种阳离子的物质，碱是在水溶液中经电离只生成OH–一种阴离子的物质。

1884年，瑞典化学家阿伦尼乌斯提出酸碱电离理论。

1923年，丹麦花学家布朗斯泰德和美国化学家劳莱分别提出酸碱质子理论。

1923年，美国化学家路易斯提出酸碱电子理论。此外，关于酸碱理论还出现过溶剂理论、氧化物-离子理论、正负理论等等。64阿伦尼乌斯认为：酸是在水溶液中经电离只生成H酸碱电离理论1887年阿伦尼乌斯提出的酸碱电离理论，成为近代酸碱理论的开始。酸：在水溶液中解离时所生成的阳离子全部是H+的化合物。碱：在水溶液中解离时所生成的阴离子全部是OH-的化合物。酸碱反应称为中和反应，实质是H+

和OH-

反应生成H2O。碱：氢氧化钠(NaOH)氢氧化钾(KOH)

氢氧化钙(Ca(OH)2)氢氧化铝(Al(OH)3)例如：酸：硫酸(H2SO4)盐酸(HCl)硝酸(HNO3)

磷酸(H3PO4)亚硫酸(H2SO3)亚硝酸(HNO2)65酸碱电离理论1887年阿伦尼乌斯提出的酸碱电离理论，成为

根据酸碱电离理论，酸与碱反应（即中和反应），其实质就是H+和OH–作用生成H2O。例如：HCl+NaOH=NaCl+H2OH2SO4+2NaOH=Na2SO4+2H2OH2SO4+Ca(OH)2=CaSO4+2H2O首次赋予了酸碱以科学的定义，是人们对酸碱认识从现象到本质的一次飞跃。酸碱电离理论的意义及缺陷：对化学学科的发展起到了积极作用，目前仍普遍应用。局限性：把酸、碱局限于以水为溶剂的系统；无法解释NH3、Na2CO3均不含OH-，但也具有碱性。66根据酸碱电离理论，酸与碱反应（即中和反应），其实质例如：2、酸碱质子理论

凡是能提供质子(H+)的物质都是酸；凡能接受质子(H+)的物质都是碱。简单的说，酸是质子的给体，碱是质子的受体。

HCl(aq）H+(aq)+Cl-(aq)HAc(aq)H+(aq)

+Acˉ(aq)NH4+(aq) H+(aq)

+NH3(aq)HCO3-(aq)H+(aq)

+CO32-(aq)Al(H2O)63+H+(aq)

+Al(H2O)5(OH-)2+

酸质子

+

碱如在水溶液中：672、酸碱质子理论凡是能提供质子(H+)的物

酸与对应的碱的这种相互依存、相互转化的关系称为酸碱共轭关系。

酸H++碱

(质子给予体）(质子接受体）共轭酸碱对共轭酸与它相应的共轭碱一起称为共轭酸碱对。共轭碱：酸失去质子后形成的碱被称为该酸的共轭碱。共轭酸：碱结合质子后形成的酸被称为该碱的共轭酸。例如:

HAcH++Ac-

H3O++NH3H2O+NH4+

CO32-+

H2OHCO3-+OH-

共轭酸碱对

HAc/Ac-,

NH4+

/NH3,H3O+/H2OHCO3-/CO32-,H2O/OH-68酸与对应的碱的这种相互依存、相互转化的关系称例(a)写出下面酸的共轭碱：HClO4，H2S，PH4+

，HCO3-。(b)写出下面碱的共轭酸：CN－，SO42-

，H2O，HCO3-

。解:(a)可以在每种物质的分子式中去掉一个质子（H+）得到它们的共轭碱。所以HClO4的共轭碱是ClO4-，其他的共轭碱分别是HS－，PH3。

(b)可以在每种物质的分子式中增加一个质子（H+）得到HCN，HSO4-

，H3O＋，H2CO3。注意碳酸氢根离子（HCO3-）是两性的，既能表现为酸又能表现为碱。69例(a)写出下面酸的共轭碱：HClO4，H2S，PH4+两性物质：既能给出质子又能接受质子的物质。如：HCO3–CO32–H2CO3+H+–H+H2OOH–H3O++H+–H+思考：根据酸碱质子理论，下列物质哪些是酸，哪些是碱，哪些是两性物质？(1)HCN(2)HCO3–(3)NH3

(4)CO32–(5)NH4+(6)H2O(7)ClO4–(8)H2SO3

答案：酸(1)(5)(8)碱(4)(7)两性物质(2)(3)(6)又如H2O与HCl的反应中是碱，而与NH3反应中是酸。70两性物质：既能给出质子又能接受质子的物质。如：HCO3–CO酸碱反应的实质酸1+碱2

酸2+碱1

根据酸碱质子理论可知，酸和碱是成对存在的，酸给出质子，必须有接受质子的碱存在，质子才能从酸转移至碱。因此，酸碱反应的实质是两个共轭酸碱对之间的质子转移反应，可用通式表示为：

酸碱中和反应可以用质子转移反应来表示H3O++

OH-H2O+H2OH+酸1

碱2

酸2

碱1

71酸碱反应的实质酸1

酸碱解离反应是质子转移反应

HAcH++Ac-H++H2OH3O+(1)(2)

HAc+H2OH3O++Ac-

(1)+(2):H+

如HAc在水溶液中的解离反应是由给出质子的半反应和接受质子的半反应组成的：72酸碱解离反应是质子转移反应HAc1）NaAc水解：H+Ac-+H2OOH-+HAc

盐类水解反应也是属质子转移反应2）NH4Cl水解:H+NH4++H2OH3O++NH3731）NaAc水解：H+Ac-+H2O1）NH4Cl的生成：

非水溶液中的酸碱反应HCl+NH3NH4++Cl-H+酸1

碱2

酸2

碱1

2）液氨中的酸碱中和反应：NH4++NH2-NH3+NH3H+酸1

碱2

酸2

碱1

（反应能在气相中发生）因为酸碱质子理论强调质子转移，所以该理论也适用于非水溶液中的反应。741）NH4Cl的生成：非水溶液中的酸碱反应HCl酸碱反应的实质是两对共轭酸碱对之间的质子传递：75酸碱反应的实质是两对共轭酸碱对之间的质子传递：75酸碱的相对强弱

酸和碱的强度是指酸给出质子的能力和碱接受质子的能力的强弱。

给出质子能力强的物质是强酸，接受质子能力强的碱是强碱；反之，便是弱酸和弱碱。

在具有共轭关系的酸碱对中，其强度是相互制约的。酸强，其共轭碱就弱；酸弱，其共轭碱就强。

HCl在水中是强酸，其共轭碱Cl-就是较弱的碱；

HAc在水中是弱酸，其共轭碱Ac-就是较强的碱。因此，酸性强度：HCl>HAc;碱性强度：Ac->Cl-。

76酸碱的相对强弱酸和碱的强度是指酸给出质子的能力根据酸碱在水中行为可分为三类：在水中能完全离解的酸是强酸，共轭碱是极弱碱。在水中只能部分离解的酸是弱酸，共轭碱是弱碱。只有微弱酸性的物质是极弱酸，共轭碱是强碱。77根据酸碱在水中行为可分为三类：77例:下列质子转移反应的平衡方向是趋向于左还是右？解：在这个反应中，H+从HSO4-

转移到CO32-

，所以得HSO4-比HCO3-酸性更强（相对的SO42-比CO32-碱性更弱），平衡移动的方向趋向于质子从更强的酸转移到更强的碱，因此，平衡移动的方向是向右的。酸1

碱2

共轭碱1

共轭酸2

接收H+提供H+78例:下列质子转移反应的平衡方向是趋向于左还是右？酸和碱的强度与酸碱的本性有关

决定酸碱强度的主要因素如：以下三种酸的强度顺序为：HCl>HAc>HCN（盐酸）（醋酸）（氢氰酸）酸和碱的强度与溶剂的性质有关

同一种酸在不同的溶剂中，呈现出不同的强度。如硝酸（HNO3）在水中为强酸，当其溶于冰醋酸中时，其酸度大大降低，而如果溶于纯硫酸中时，却显碱性。所以讨论酸碱强度时，必须以同一溶剂作为比较标准。79酸和碱的强度与酸碱的本性有关决定酸碱强度的主要因素如：以溶剂的“区分效应”和“拉平效应”区分效应：用一个溶剂能把酸或碱的相对强弱区分开来，称为溶剂的“区分效应”。如：H2O可以区分HAc、HCN酸性的强弱。HAcHCNKa1.8×10-55.8×10-10酸性强度：HAc>HCN80溶剂的“区分效应”和“拉平效应”区分效应：用一个溶剂强酸与水之间的酸碱反应几乎是不可逆的，强酸在水中完全解离，水能够同等程度地将HClO4、HCl、HNO3等强酸的质子全部夺取过来，以水来区分它们给出质子能力的差别就不可能了；或者说，水对这些强酸起不到区分作用，水把它们之间的强弱差别拉平了。

拉平效应：溶剂将酸或碱的强度拉平的作用，称为溶剂的“拉平效应”。溶剂水对很强的酸或极弱的酸都没有区分效应，只有拉平效应。81强酸与水之间的酸碱反应几乎是不可逆的，强酸在如：下列强酸在冰醋酸中不完全解离，酸性强度依次为：

HI＞HClO4＞HCl＞H2SO4

＞HNO3如果要区分各种强酸之间的真实强弱，那么要选取比水的碱性更弱的碱，如冰醋酸为溶剂，才能体现出区分效应。溶剂的碱性愈强时溶质表现出来的酸性愈强。故区分强酸要用弱碱。弱碱对强酸有区分效应。同样，强碱对弱酸也有区分效应。同样，对碱来说，溶剂也存在着“区分效应”和“拉平效应”。82如：下列强酸在冰醋酸中不完全解离，酸性强度依次为：如

酸碱电子理论（路易斯酸碱理论）内容凡能接受电子对的物质是酸（路易斯酸），凡能给出电子对的物质是碱（路易斯碱）。3、酸碱电子理论酸是电子对的接受体：具有可以接受电子对的空轨道。如：Fe3+、Fe、Ag+、BF3等。碱是电子对的给予体如：X-、:NH3、:CO、H2O:等。3d64s24d105s03d54s083酸碱电子理论（路易斯酸碱理论）内容凡能接受电子对的酸碱之间以共价配位键相结合。金属离子与路易斯碱通过配位键形成的集合体叫作配位化合物（带电离子叫作配位离子）。

该平衡常数叫作配位化合物的标准形成常数Kf

也有教材称为配合物的稳定常数或累积稳定常数，用β表示。84酸碱之间以共价配位键相结合。金属离子与路易斯碱通过配位键形成例:一定浓度的氨加入到0.010mol·L-1AgNO3溶液中，平衡时NH3的浓度为0.20mol·L-1，计算溶液中Ag＋的浓度。忽略由于NH3的加入引起的体积变化。解：为了方便计算，假设Ag＋全部转化为[Ag(NH3)2]+

。设平衡时Ag＋的浓度为x。那么平衡浓度/mol·L-1

x0.200.010–x因为Ag＋平衡浓度相对于0.010非常小，近似计算时，0.010–x≈0.010。代入形成常数表达式中，得:解得x＝[Ag＋]＝1.5×10-8mol·L-1计算结果表明Ag(NH3)2+的生成极大地减小了溶液中的Ag＋浓度。85例:一定浓度的氨加入到0.010mol·L-1AgNO3

酸碱反应的实质是酸碱之间发生加合反应生成酸碱配合物的过程。

酸碱反应的实质A+BA←B

H+

+׃OHH+←OH-

Ag+

+׃NH3[NH3→Ag←NH3]+（路易斯酸）（路易斯碱）（酸碱加合物）

在路易斯酸碱电子理论中，酸碱的定义既无对溶剂品种的限制，并且也适用于无溶剂的体系。电子理论的酸碱范围极为广泛，酸碱配合物几乎无所不包。凡是金属离子都是酸，与金属离子结合的不管是阴离子或中性分子都是碱。而电离理论中所谓盐类如MgSO4、SnCl4

等，金属氧化物如CuO、Fe2O3

等和各种配合物如[FeCl4]-、[Cu(NH3)4]2+

等都是酸碱配合物。86酸碱反应的实质是酸碱之间发生加合反应生成酸碱Lewis酸碱的定义涉及到了物质的微观结构，使酸碱理论与物质结构产生了有机联系，其应用范围更加广泛。几乎所有的正离子都能起酸的作用，负离子都能起碱的作用，但酸碱电子理论不能比较酸碱的强弱，许多配合物和有机化合物都是Lewis酸碱的加合物。酸碱电子理论的优缺点：优点：几乎可以解释所有的非氧化还原反应。缺点：酸碱范围太过笼统，应当受到限制；酸碱强弱没有统一标准，难以定量。87Lewis酸碱的定义涉及到了物质的微观结构，使酸碱理论与物质5、强酸和强碱水溶液的性质很大程度上依赖于溶液的pH，因此溶液的pH与酸碱浓度关系就比较重要了。

pH是拉丁语“Pondushydrogenii”一词的缩写(Pondus=压强、压力hydrogenium=氢)，亦称氢离子浓度指数，是溶液中氢离子活度的一种标度，也就是通常意义上溶液酸碱程度的衡量标准。通常pH值是一个介于0和14之间的数，当pH<7的时候，溶液呈酸性，当pH>7的时候，溶液呈碱性，当pH=7的时候，溶液呈中性。885、强酸和强碱水溶液的性质很大程度上依赖于溶89溶液pH值的实验测定：

pH试纸(广泛,精密)

简单、方便、粗略

pH计（酸度计）

较精确、可数字显示或自动记录

89溶液pH值的实验测定：按照酸碱质子理论，水的自身解离平衡可表示为：

或

标准平衡常数表达式：

或水的解离平衡

90按照酸碱质子理论，水的自身解离平衡可表示为：

水

25℃时，纯水中c(H+)=c(OH-)=1.0×10-7mol·L-1

Kwθ

—水的离子积常数，简称水的离子积。100℃时，纯水Kwθ

=5.43×10-13

Kwθ=1.0×10-14

可见，温度升高，Kwθ增大91

25℃时，纯水中c(H+)=c(OH-)=1.0

溶液中的H+

和OH–

浓度的大小反映了溶液的酸碱性的强弱。水溶液的酸碱性可统一用H+的浓度来表示。

在化学科学中，通常以pH来表示溶液中H3O+

的浓度大小，pH就是H3O+

的浓度的负对数，即：pH=–lgc(H3O+)溶液的pH同样也可以用与pOH来表示溶液中的c(OH-)，即:pOH=–lgc(OH-)由于25℃时，在水溶液中:

Kw=c(H3O+)·

c(OH-)=1.0×10-14因此:pKw=pH+pOH=14.00两边取负对数得:-lgKw=-lg[c(H3O+)c(OH-)]=14.0092溶液中的H+和OH–浓度的大小反映了93

pH是用来表示水溶液中酸碱性的一个标度。pH越小，c(H+)越大，溶液酸性越强，碱性越弱；反之，pH越大，溶液的碱性越强，酸性越弱。酸性溶液：

pH<7中性溶液：

pH=7（25ºC时纯水）碱性溶液：

pH>7溶液酸碱性与pH的关系：

pH仅适用于c(H3O+)或c(OH-)为1mol·L-1以下的溶液，若c(H3O+)>1mol·L-1，pH<0；若c(OH-)>1mol·L-1，pH>14。此时直接写出c(H3O+)或c(OH-)，而不用pH来表示这类溶液的酸碱性。93pH是用来表示水溶液中酸碱性的一个标度。常见液体的pH液体名称pH液体名称pH胃液柠檬汁醋葡萄汁橙汁尿1.0~3.02.43.03.23.54.8~8.4唾液牛奶纯水血液眼泪6.5~7.56.57.07.34~7.45~7.494常见液体的pH液体名称pH液体名称pH胃液1.0~3酸碱指示剂一般是结构比较复杂的有机分子，并且通常是弱酸或弱碱，或者是酸碱性都较弱的两性分子。溶液pH改变时，由于质子转移引起指示剂的分子或离子结构发生变化，使其在可见光范围内发生了吸收光谱的改变，因而呈现不同的颜色。酸碱指示剂借助于颜色的改变来指示溶液pH的物质叫做酸碱指示剂。95酸碱指示剂一般是结构比较复杂的有机分子，并且

甲基橙

3.1~4.4 红 橙 黄

酚酞

8.0~10.0 无色粉红 红

石蕊

3.0~8.0 红 紫 蓝几种常见的酸碱指示剂的变色范围指示剂变色范围 酸色中间色 碱色用酸碱指示剂测定溶液的pH是很粗略的，只能知道溶液的pH在某一个范围。用pH试纸测定pH就比较准确，当然更准确的方法是用pH计来测定pH。非水溶液的pH是否可以用pH试纸测定？96甲基橙 3.1~4.4 红

1）

无机强酸最常见的强酸包括六种一元酸（HCl，HBr，HI，HNO3，HClO3和HClO4）和一种二元酸（H2SO4）。方程式中没有可逆号，因为该反应完全向右，可用H+(aq)代表水合质子：2）有机强酸：2，4，6-三硝基苯酚（苦味酸，HC6H2N3O7）、2，4，6-三硝基苯甲酸（焦性苦味酸，HC7H2N3O8）、三氟乙酸（TFA，CF3COOH）、三氯乙酸（CCl3COOH）97可溶性强酸在水溶液中是完全电离的，因此强酸溶液pH的计算较为简单。1）无机强酸方程式中没有可逆号，因为该反应完全向右，可3）

强碱常见的可溶性强碱是碱金属（ⅠA族）和碱土金属（ⅡA族）的氢氧化物。NaOH、KOH、Ca(OH)2某些离子型金属氧化物与水反应形成OH－(aq)，也可得到强碱溶液。CaO(s)＋H2O(l)→2OH－(aq)＋Ca2+(aq)离子氢化物和氮化物也能和H2O反应形成OH－。NaH(aq)+H2O(l)→H2(g)+NaOH(aq)Na3N(aq)+3H2O(l)→NH3(aq)+3NaOH(aq)O2-

、H-以及N3-是比OH-更强的碱，所以能夺取H2O分子的质子生成OH-983）强碱O2-、H-以及N3-是比OH-更强的碱，所可溶性强碱在水溶液中是完全电离的，因此强碱溶液pH的计算较为简单。有机强碱中，以有机金属化合物碱性最强，如丁基锂，二异丙基氨锂等。99可溶性强碱在水溶液中是完全电离的，因此强碱溶液pH的计算较为6、弱酸和弱碱通常所说的弱酸、弱碱属于弱电解质，他们在水溶液中大部分以中性分子形式存在，只部分解离为阴、阳离子，存在未解离的分子与离子之间的平衡。一元弱酸(弱碱)：只能给出(或接受)一个质子的酸或碱；多元弱酸(弱碱)：能给出(或接受)多个质子的酸或碱。

从每个酸(或碱)分子或离子能否给出(或接受)多个质子来划分：1006、弱酸和弱碱通常所说的弱酸、弱碱属于弱电解质，他们在水一元弱酸的解离平衡

HA(aq)+H2O(l)A-(aq)+H3O+(aq)在一元弱酸HA的水溶液中，存在着下列质子转移反应：当反应达平衡时，有：

Ka(HA)为弱酸HA的标准解离平衡常数，简称酸解离常数或酸常数。它的数值表明了酸的相对强弱。在相同T

下，Ka(HA)大的是较强的酸，其给出质子的能力较强。Ka

(HA)=

c(H3O+

)

·c(A-)c(HA)平衡浓度弱酸101一元弱酸的解离平衡实际上，在弱酸溶液中同时存在弱酸和水的两种解离平衡：

H2O(l)+H2O(l)H3O+(aq)+OH-(aq)

H2O(l)+HA(aq)H3O+(aq)+A-(aq)KaKw

它们都能解离出H3O+，两者之间相互联系，相互影响。通常情况下，Ka

>>Kw，只要c0(HA)不是很小，H3O+主要由HA解离产生。因此，计算HA溶液中的c(H3O+)时，可以不考虑水的解离平衡。