文档介绍：高中化学笔记加竞赛全集（注：非理科化学 1~4节略）
电解质离解时所生成的阳离孑全 都是□'的果酸.
离解生成的阴离子全部是的 是脸
由于在弱电解质溶液中，存 在着已电离的弱电解质的离子 和未电离的弱电解质分子之间 的平衡叫电离平衡。
酸碱理论及其发展
阿累尼乌斯（Arrhenius）电离理论
1887年Arrhenius提出，凡是在水溶液中能够电离产生 H+的物质叫酸（acid）,能电离
产生OH-的物质叫碱（base）,酸和碱的反应称为中和反应，酸碱反应的产物主要是作
为溶剂的水和盐类。
主要针对弱也解质 如： +
酸：HAc =: H+ + Ac
碱：NaOH Na+ + oh
酸碱发生中和反应生成盐和水：
NaOH + HAc = NaAc + H 2O
反应的实质是： H + + OH = H2O
根据电离学说，酸碱的强度用电离度 ”来表示。
对于弱电解质而言，在水溶液中仅仅是部分电离，
电离度：表示弱电解质达到电离平衡时的电离的百分数。
设HA为一■元酸，它在水溶液中存在如下平衡 HA . - H + + A
.=2一陲 L100%
电离度定义为 -1_..
式中：Cha表示一元弱酸的分析浓度（或总浓度）；[HA]表示平衡浓度 在Cha 一定的条件下，a值愈大，表示弱酸电离得愈多，说明该酸愈强。
对于多元酸 HnA ——-nH + + An
这一离解平衡包含若干分步离解反应：
HnA r - Hn-1A + H +
Hn-1A Hn-2A2 + H +
s = 咻[% 一：皿％
Cha
一般的对多元酸,
差别不是很大时,
如；
隆水溶液的电离工
HjP 口水溶液中的电离；
= 7,25X1 r1
Q=Z 21X10”
=L2X1
Cha
若第一级电离比其他各级电离大很多，则可近似看作是第一级电离的结果，若各级电离都不太小且 常采用酸、碱离解的平衡常数来表征酸碱的强度。
K [AJH+]
HA 1 A + H+ -[HA]
K.=
HnA r - Hn-1A + H [I
K -[H+]
Hn-1A - - H n-2A2 + H+ 一
r r ? [An-][H+r
HnA = An +n H+
对于弱碱而言，同样存在着电离平衡， Kb。
电解质的轻弱是相对千臬种 中弱电解质，俚在液氨为溶剂 的溶液中， 不可把分类绝对化，通常所说 的电解质的强弱，是相对于水 而言的.
溶剂不同,电离度也不同D
Ka, Kb的意义：
①Ka （或Kb）值可以衡量弱酸（碱）的相对强弱， K值W 10-4认为是弱的。
-2 一 一 一3 . ... .
10〜K〜10 中强电解质（可以实验测得）
② 同一温度下，不论弱电解质浓度如何改变，电离常数基本保持不变。
③Ka, Kb随温度而改变，（影响较小，一般可忽略） Ka与a的关系：
以HA为例，初始浓度为 C
HA ——-A + H +
初始 c 0 0
平衡 c（1 — a ） C a C a
若 c/Ka < 500 时，1— a =1
C a 2= Ka
T 一定时，稀释弱电解质， C\, a/；反之C/, Ka是常数。
人们把水溶液中氢离子的浓度定义为酸度，作为在酸碱反应中起作用大小的标志。
pH= — lg[H+]
电离理论的局限性：只适用于水溶液。
1923年由布朗斯台德（Br力nsted）提出。根据质子理论，凡是能给出质子（H+）的物质是酸；凡是能接受质子（H+）的物质是 碱，它们之间的关系可用下式表示之：
酸=质子+碱
例如：
HA H++ A
酸碱相互依存的关系叫作共轲关系 。上式中的HA是A」的共轲酸；A」是HA的共轲碱。HA —A」称为共轲酸碱对。这
种因质子得失而互相转变的每一对酸碱，称为 共轲酸碱。
因此酸碱可以是中性分子、阳离子或阴离子，只是酸较其共轲碱多一个质子。
如： 酸 碱
HClO4 ——► H+ +ClO4
H2CO3 H + +HCO 3
HCO3 h++ CO32 3
NH4+ ——H+ + NH3
上面各个共轲酸碱对的质子得失反应，称为 酸碱半反应。各种酸碱半反应在溶液中不能单独进行，而是当一种酸给出
质子