1.水的电离平衡：H2O(ι)===== H+(aq) + OH-(aq)

　　(1)水的离子积： KwW=wC(H+)·C(OH-) 250C KwW=1.0×10-14

　　例,在0.1000mol.dm-3HCl溶液中, C(H+)=0.1000mol.dm-3, C(H+)·C(OH-)= KwW

　　C(OH-)= (2) pH值: pH=-lg{C(H )}, pOH=-lg{C(OH )},

　　pH + pOH=14

　　例, 0.1000mol.dm-3HCl溶液,pH=1,pOH=14-1=13

　　2.酸碱质子理论

　　(1)酸：凡能给出H+的物质称为酸。

　　(2)碱：凡能接受H+的物质称为碱。

　　一个酸给出质子变为其共轭碱, 一个碱给出质子变为其共轭酸.

　　HA　 ===== H+ +　 A-

　　共轭酸 共轭碱

　　例如, 共轭酸碱对:HAc—NaAc、HF—NH4F、NH4Cl—NH3、H2CO3—HCO3-、HCO3-—CO32-、

　　H2PO4-—HPO42-等。

　　有的物质既可作为酸给出质子，又可作为碱得到质子，因此具有两性。如，

　　HCO3-、H2PO4-、HPO42-等。

　　3.一元弱酸的解离平衡：如,HAc(aq) ===== H+ (aq) + Ac-(aq)

　　弱酸的解离常数： Ka=

　　若弱酸比较弱，Ka<10-4则：ceq(H+)≈ ;

　　解离度α= ×100% ,ceq(H+)=cα;

　　HAc(aq) ===== H+ (aq) + Ac-(aq)

　　平衡浓度/mol·dm-3 c -cα cα cα

　　若弱酸比较弱，Ka≈cα2

　　α≈ …….称溶液的稀释定律

　　说明：

　　(1)Ka越大则酸性越强。Ka只与温度有关,在一定温度下, Ka为一常数,Ka不随浓度变化而变。

　　(2)在一定的温度下, 解离度α大小可随浓度c而变,溶液稀释时,浓度c下降, 则解离度α升高;

　　(3)稀释虽然增加了解离度，但由于体积增大,总浓度却减少,一般,解离度增大的程度比浓度减少的程度要小的多,因此总的说来,溶液稀释, H+降低.

　　例1. 求0.100mol.dm-3 HAc溶液的PH值。(Ka=1.8×10-5)

　　解: ceq(H+)≈ = pH =2.88

　　例2.某温度时, 已知0.100mol.dm-3 HCN的电离度为0.010%,则该温度时，HCN的解离常数Ka是多少?

　　解：Ka=cα2=0.100×(0.010%)2=1.00×10-9

　　4.一元弱碱的解离平衡：如,NH3(aq)+H2O(ι) ===== NH4+(aq)+OH-(aq)

　　弱碱的解离常数：Kb= 若弱碱比较弱，Kb<10-4则：

　　Ceq(OH-)≈ Ceq(H+)=

　　例:求0.100mol.dm-3 氨水溶液的PH值。(Kb=1.8×10-5)

　　解：Ceq(OH-)≈ = Ceq(H+)= = PH=11.13

　　5.多元弱酸解离平衡：

　　多元弱酸碱二级解离往往比一级解离弱得多，可近似按一级解离处理。如,

　　H2S(aq)=H+(aq)+HS-(aq),Ka1=9.1×10-8

　　HS-(aq)= H+(aq)+ S2-(aq),Ka2=1.1×10-12

　　Ka1>>Ka2,忽略二级解离，按一级解离处理：

　　ceq(H+)≈

　　因ceq(H+)≈ceq(HS-),根据二级解离平衡, 故 ceq(S2-)≈Ka2

　　6.盐类水解平衡及溶液的酸碱性

　　(1)强碱弱酸盐的水解: 强碱弱酸盐水解生成弱酸和强碱,溶液呈碱性。

　　例如NaAc水解： Ac-+H2O=HAc+OH-

　　(2)强酸弱碱盐的水解: 强酸弱碱盐水解生成弱碱和强酸,溶液呈酸性。

　　例如NH4Cl水解： NH4++H2O=NH3.H2O+H+

　　(3)弱酸弱碱盐水解：水解生成弱酸和弱碱,溶液酸碱性视弱酸Ka和弱碱Kb相对强弱大小。

　　例如NH4Ac水解溶液呈中性： NH4Ac+ H2O= NH3.H2O+ HAc

　　(4)强酸强碱盐水解：溶液呈中性。如NaCl溶液, pH=7。