Unit 6 — Acid/Base Chemistry 酸碱化学笔记¶
状态: 📝 草稿
创建日期: 2026-03-23 最后更新: 2026-03-23
来源：StudyForge Lesson 82321 / 82324 / 82327（共 41 个 tab）
一、pH / pOH 计算 Calculations (Lesson 82321)¶
1.1 四个核心量与公式 The Four-Corner Box¶
酸碱计算围绕四个量展开，任意一个已知即可推出其余三个：
Kw = [H⁺][OH⁻]
[H⁺] ←——————————→ [OH⁻]
↕ pH = −log[H⁺] ↕ pOH = −log[OH⁻]
pH ←——————————→ pOH
pH + pOH = 14 (25°C)
25°C 标准值： - [H⁺] = [OH⁻] = 1.00 × 10⁻⁷ M（纯水） - Kw = 1.00 × 10⁻¹⁴ - pH = pOH = 7.00
8 种互相转换路径（必须掌握）： 1. [H⁺] ↔ [OH⁻]（用 Kw） 2. [H⁺] ↔ pH（log 和反 log） 3. [OH⁻] ↔ pOH（log 和反 log） 4. pH ↔ pOH（pH + pOH = 14）
验算练习：[H⁺] = 0.01 M → pH = 2.0，pOH = 12.0，[OH⁻] = 1.00 × 10⁻¹²
1.2 pH 标度 The pH Scale¶
| pH 范围 | 性质 |
|---|---|
| < 7 | 酸性 Acidic（[H⁺] > [OH⁻]） |
| = 7 | 中性 Neutral（仅在 25°C） |
| > 7 | 碱性 Basic（[H⁺] < [OH⁻]） |
对数关系：pH 每差 1，[H⁺] 相差 10 倍；pH 每差 2，[H⁺] 相差 100 倍。
The pH scale is logarithmic: each pH unit represents a 10× change in [H⁺].
1.3 解题步骤框架 How to Solve Acid/Base Problems¶
永远按以下顺序处理每道题：
- 识别每种化学品是酸、碱还是盐
- 判断质子数：一元酸、二元酸还是三元酸/碱
- 判断强弱：强酸/强碱 → 100% 解离；弱酸/弱碱 → 用 ICE 表
- 写主反应方程式并配平
- 建 ICE 表（Initial / Change / Equilibrium）
- 根据题目给出的量（[H⁺]、[OH⁻]、pH、pOH、Ka、Kb、% 解离）求未知量
1.4 强酸/强碱计算 Strong Acid/Base Calculations¶
特点：100% 解离，不需要 ICE 表。
- 一元强酸：[H⁺] = [酸] → 直接求 pH
- 二元强酸（如 H₂SO₄）：[H⁺] = 2 × [酸]
- 强碱：先求 [OH⁻]，再用 Kw 或 pH + pOH = 14 转换
示例：1.00 M HCl 溶液
[H⁺] = 1.00 M → pH = 0 → pOH = 14 → [OH⁻] = 1.00 × 10⁻¹⁴
1.5 弱酸计算 Weak Acid — Ka and ICE Table¶
Ka（酸解离常数）：Ka 越大，酸越强（解离程度越大）。
弱酸解离通式（以 HA 为例）：
ICE 表步骤（以 1.00 M CH₃COOH，Ka = 1.8 × 10⁻⁵ 为例）：
| CH₃COOH | H⁺ | CH₃COO⁻ | |
|---|---|---|---|
| I | 1.00 | 0 | 0 |
| C | −x | +x | +x |
| E | 1.00 − x ≈ 1.00 | x | x |
近似条件：若 x < 5% × 初始浓度，可忽略分母中的 x；否则必须用二次方程求解。（BC 省考通常避免使用二次方程）
1.6 弱碱计算 Weak Base — Kb¶
Kb（碱解离常数）：弱碱与水反应产生 OH⁻。
关键公式：
解题思路： 1. 找弱碱的共轭酸（如 NH₃ 的共轭酸是 NH₄⁺） 2. 从 Ka 表查共轭酸的 Ka 3. 用 Kb = Kw / Ka 求 Kb 4. 建 ICE 表求 [OH⁻] 5. 转换为 pH
1.7 百分解离 Percent Dissociation¶
- 强酸/强碱：% 解离 = 100%（定义）
- 弱酸：用 ICE 表求 [H⁺]_eq，再代入公式
示例：1.00 M CH₃COOH，[H⁺] = 4.2 × 10⁻³ M
% 解离 = (4.2 × 10⁻³) / 1.00 × 100% = 0.42%
1.8 pH 与温度的关系 Temperature Dependence¶
A solution is neutral at pH = 7.000 only at 25°C.
温度升高时（T > 25°C）： - 水的解离增大，[H⁺] 和 [OH⁻] 都升高 - Kw 增大（Kw > 1.00 × 10⁻¹⁴） - pH 降低（< 7），pOH 也降低，但 [H⁺] = [OH⁻]，溶液仍然是中性
示例（40°C）： - [H⁺] = [OH⁻] = 1.8 × 10⁻⁷ → Kw = 3.2 × 10⁻¹⁴ - pH = pOH = 6.74，溶液中性（因为 [H⁺] = [OH⁻]）
结论： - T > 25°C → 中性溶液 pH < 7 - T < 25°C → 中性溶液 pH > 7 - 判断酸碱性：看 [H⁺] 与 [OH⁻] 的大小，不能只看 pH 是否等于 7！
1.9 蒸馏水的 pH The pH of Distilled Water¶
理论上纯水 pH = 7.00（25°C），但实际上： - 空气中的 CO₂ 溶于水 → 生成碳酸 H₂CO₃ - H₂CO₃ 解离 → 产生 H⁺ → 雨水 pH 通常约 5.8–6.2
反应序列：
1.10 酸性和碱性酸酐 Acidic and Basic Anhydrides¶
酸酐（anhydride）：酸或碱脱水后得到的氧化物。
| 类型 | 规律 | 示例 |
|---|---|---|
| 酸性酸酐 | 非金属氧化物 + H₂O → 酸 | SO₃ + H₂O → H₂SO₄ |
| 碱性酸酐 | 金属氧化物 + H₂O → 碱 | CaO + H₂O → Ca(OH)₂ |
实际应用： - 园丁加 石灰（CaO）→ 升高土壤 pH（碱性酸酐） - 园丁加 硫磺（S）→ 降低土壤 pH（硫被氧化为 SO₂/SO₃ → 形成酸） - 汽车尾气含硫 → SO₂ + 大气中 H₂O → H₂SO₃/H₂SO₄ → 酸雨
逆向推导（从酸/碱→酸酐）：从分子式中减去 2H + 1O，得到氧化物。
二、水解与缓冲 Hydrolysis & Buffers (Lesson 82324)¶
2.1 水解 Hydrolysis¶
水解：离子与水反应的过程。
| 类型 | 反应物 | 产物 | 溶液 pH |
|---|---|---|---|
| 酸水解（Acid Hydrolysis） | 阳离子（cation） | H₃O⁺ | 酸性 |
| 碱水解（Base Hydrolysis） | 阴离子（anion） | OH⁻ | 碱性 |
Hydrolysis = an ion "rips apart" a water molecule. Only ions of weak acids/bases can undergo hydrolysis; ions of strong acids/bases are spectator ions.
2.2 阴离子水解 Hydrolysis of Anions¶
阴离子（来自弱酸的根）与水反应产生 OH⁻，使溶液显碱性：
- 例：CH₃COO⁻ + H₂O ⇌ CH₃COOH + OH⁻（溶液碱性）
- 来自强酸的阴离子（如 Cl⁻、NO₃⁻）：不水解，溶液中性
2.3 阳离子水解 Hydrolysis of Cations¶
阳离子（来自弱碱的正离子）与水反应产生 H₃O⁺，使溶液显酸性：
- 例：NH₄⁺ + H₂O ⇌ NH₃ + H₃O⁺（溶液酸性）
- 来自强碱的阳离子（如 Na⁺、K⁺、Ca²⁺）：不水解，溶液中性
- 过渡金属离子（如 Cr³⁺）会形成六水合复合离子（hexaaquo complex）后再水解
2.4 盐的水解 Hydrolysis of Salts¶
判断盐溶液酸碱性的步骤：
- 将盐解离为阳离子和阴离子
- 阳离子 + OH⁻ → 判断是强碱还是弱碱（强碱阳离子不水解）
- 阴离子 + H⁺ → 判断是强酸还是弱酸（强酸阴离子不水解）
| 盐的来源 | 例子 | 溶液性质 |
|---|---|---|
| 强酸 + 强碱 | NaCl, KBr | 中性 |
| 强酸 + 弱碱 | NH₄Cl | 酸性 |
| 弱酸 + 强碱 | CH₃COONa, KCN | 碱性 |
| 弱酸 + 弱碱 | NH₄CH₃COO | 取决于 Ka vs Kb |
示例（KBr）： - K⁺ → KOH（强碱），不水解 - Br⁻ → HBr（强酸），不水解 - → KBr 溶液中性
示例（KCN）：KCN 的 CN⁻ 来自弱酸 HCN → 发生碱水解 → 溶液碱性
CN⁻ + H₂O ⇌ HCN + OH⁻，用 Kb = Kw/Ka(HCN) 计算 → 结果 pH = 11.58（0.70 M KCN）
2.5 两性阴离子水解 Hydrolysis of Amphiprotic Anions¶
两性离子（amphiprotic anion）既能发生酸水解也能发生碱水解，取决于哪种占主导：
- 写出两个水解方程式
- 比较对应的 Ka 和 Kb 值 → 较大的那个占主导
- 占主导的决定溶液是酸性还是碱性
2.6 金属/非金属氧化物与酸雨 Metal/Nonmetal Oxides¶
| 类型 | 与水反应 | 结果 |
|---|---|---|
| 金属氧化物（Metal oxides） | + H₂O → 碱 | 碱性溶液 |
| 非金属氧化物（Nonmetal oxides） | + H₂O → 酸 | 酸性溶液 |
示例： - Na₂O + H₂O → 2NaOH（碱性） - CaO + H₂O → Ca(OH)₂（碱性） - SO₃ + H₂O → H₂SO₄（酸性）
酸雨（Acid Rain）： - 主要成分：硝酸（HNO₃）和硫酸（H₂SO₄） - 来源：化石燃料燃烧 → SO₂/SO₃ 和 NOₓ 排放到大气 - 危害：湖泊酸化、森林破坏、建筑腐蚀
2.7 缓冲溶液 Buffers¶
缓冲溶液：能抵抗 pH 显著变化的溶液。
组成：弱酸（或弱碱）+ 含其共轭离子的盐，且浓度较高。
工作原理： - 加入少量酸（H⁺）：F⁻ + H⁺ → HF（消耗 H⁺，pH 几乎不变） - 加入少量碱（OH⁻）：HF + OH⁻ → F⁻ + H₂O（消耗 OH⁻，pH 几乎不变）
缓冲溶液的判断： - ✅ CH₃COOH + CH₃COONa（弱酸 + 共轭碱盐） - ✅ NH₄OH + NH₄Cl（弱碱 + 共轭酸盐） - ✅ NH₄OH + NH₃（同一弱碱的两种形式） - ❌ HCl + NaCl（强酸 + 盐，无缓冲能力） - ❌ HCl + NaOH（强酸强碱，直接中和）
等摩尔缓冲（Equimolar Buffer）：弱酸和共轭碱浓度相等，此时 pH = pKa。
2.8 氨的化学 The Chemistry of Ammonia¶
重要词汇： - NH₃ = 氨（ammonia） - NH₄⁺ = 铵离子（ammonium ion） - NH₄OH = 氢氧化铵（ammonium hydroxide）
氨作为弱碱：
Kb 的计算：
Kb(NH₃) = Kw / Ka(NH₄⁺)
Ka(NH₄⁺) = 5.6 × 10⁻¹⁰（从 Ka 表查 NH₄⁺ 作为酸的值）
Kb(NH₃) = 1.00 × 10⁻¹⁴ / 5.6 × 10⁻¹⁰ = 1.8 × 10⁻⁵
⚠️ 易错点：NH₃ 是两性物质，在 Ka 表中出现两次： - 作为酸（LHS）：NH₃ → H⁺ + NH₂⁻ - 作为碱（RHS，共轭碱）：NH₄⁺ → H⁺ + NH₃ ← 用这个 Ka 来求 Kb
通用公式：任何弱碱，Kb = Kw / Ka（其共轭酸）
2.9 指示剂 Indicators¶
指示剂：本身是弱酸或弱碱，酸式和碱式呈不同颜色。
- pH 低 → [HInd] 大 → 显酸式颜色
- pH 高 → [Ind⁻] 大 → 显碱式颜色
- 过渡区（Transition Range）：[HInd] ≈ [Ind⁻]，显中间色
转折点（Transition Point）：过渡区的中点，此时 [HInd] = [Ind⁻]：
示例（Bromthymol Blue 溴百里酚蓝）： - 碱性（pH > 7.6）：蓝色 - 酸性（pH < 6.0）：黄色 - 过渡区 6.0–7.6，中点 pH = 6.8 → Ka = 1.6 × 10⁻⁷
选择指示剂原则：选转折点接近等当点（equivalence point）的指示剂。
三、滴定 Titration (Lesson 82327)¶
3.1 基本概念 Key Concepts¶
| 术语 | 定义 |
|---|---|
| Titration 滴定 | 精确测量酸碱中和所需量的分析方法 |
| Equivalence Point 等当点 | mol H⁺ = mol OH⁻（按方程式比例完全中和） |
| End Point 终点 | 指示剂改变颜色的点（理想情况下 ≈ 等当点） |
| Exact Neutralization 精确中和 | 滴定的目的：使 H⁺ 和 OH⁻ 恰好完全中和 |
3.2 滴定计算公式¶
简化公式（等当点时）：
其中 n_H⁺ = 酸分子提供的 H⁺ 数，n_OH⁻ = 碱分子提供的 OH⁻ 数。
示例：50.0 mL 1.00 M HCl 需要多少体积的 1.00 M NaOH？
HCl + NaOH → NaCl + H₂O（净离子：H⁺ + OH⁻ → H₂O）
V_acid × [acid] = V_base × [base]
0.0500 L × 1.00 M = V_base × 1.00 M
V_base = 0.0500 L = 50.0 mL
3.3 配平中和方程式 Balancing Neutralization Equations¶
三种方程式（视频要点）： 1. 化学式方程式（Formula equation）：写出所有化学式 2. 完全离子方程式（Complete ionic equation）：强电解质全部写成离子形式 3. 净离子方程式（Net ionic equation）：消去观众离子
3.4 滴定曲线 Titration Curves¶
强酸 + 强碱（Strong Acid + Strong Base）¶
- 等当点：pH = 7.00
- 曲线在等当点有陡峭的垂直段
- Y 轴截距 = 酸的初始 pH
- 合适指示剂：酚酞（phenolphthalein），转折点刚好超过等当点
- 若初始 [H⁺]（从 pH 推算）= 等当点 [H⁺]（从浓度推算）→ 确认为强一元酸
强酸 + 弱碱（Strong Acid + Weak Base）¶
（视频要点）： - 等当点 pH < 7（因为弱碱的共轭酸发生酸水解） - 曲线中有缓冲区（buffer region），在等当点前 - 选指示剂：转折点在 pH < 7 的范围
弱酸 + 强碱（Weak Acid + Strong Base）¶
（视频要点）： - 等当点 pH > 7（因为弱酸的共轭碱发生碱水解） - 等当点一般在 pH 8–10 之间 - 曲线中有缓冲区 - 初始 pH 高于同浓度强酸（解离度低） - 合适指示剂：酚酞（转折范围 pH 8.3–10）
选指示剂规则：选转折范围与预期等当点 pH 重叠的指示剂（在曲线陡峭段内）。
3.5 非精确中和 Inexact Neutralization¶
当酸碱混合不恰好在等当点时，需要计算最终 pH。
四步法： 1. 计算 mol H⁺（= 体积 × 浓度 × n_H⁺） 2. 计算 mol OH⁻（= 体积 × 浓度 × n_OH⁻） 3. 找出过量的那方的 mol 数（excess mol） 4. 用摩尔浓度定义计算最终浓度：
然后根据过量 H⁺ 还是 OH⁻ 求 pH 或 pOH。
视频要点（3 个例题）： - 例 1：强酸（HNO₃）加强碱（Sr(OH)₂）→ 求最终 pH - 例 2：二元强酸（H₂SO₄）加强碱（KOH）→ 注意 H₂SO₄ 提供 2 个 H⁺ - 例 3：工作例题演示完整流程
四、综合复习清单 Review Checklist¶
6.1 计算部分¶
- 掌握四角图：[H⁺] ↔ [OH⁻] ↔ pH ↔ pOH 的 8 种互转
- pH + pOH = 14（25°C）；Kw = [H⁺][OH⁻] = 1.00×10⁻¹⁴
- 强酸/碱直接计算（100% 解离）
- 弱酸/碱用 ICE 表 + Ka/Kb，验证近似条件（x < 5%）
- Kb = Kw/Ka（共轭酸碱对）
- % 解离 = [H⁺]_eq / [HA]_init × 100%
- 温度影响：T > 25°C → Kw 增大，中性 pH < 7，但 [H⁺] = [OH⁻] 仍是中性
- 酸性酸酐（非金属氧化物）vs 碱性酸酐（金属氧化物）
6.2 水解与缓冲¶
- 判断盐溶液的酸碱性（强酸根不水解；弱酸根碱水解；强碱根不水解；弱碱根酸水解）
- 写阴/阳离子水解方程式
- 两性离子：比较 Ka 和 Kb，大的那个占主导
- 缓冲溶液的组成条件与工作原理
- 识别哪对化学品能形成缓冲溶液
- 氨的化学：NH₃/NH₄OH/NH₄⁺ 的互换，Kb = Kw/Ka(NH₄⁺)
- 指示剂的转折点：Ka = [H⁺]，从 pH 可直接求 Ka
6.3 滴定¶
- 等当点 vs 终点的区别
- 滴定计算公式：V₁C₁n₁ = V₂C₂n₂
- 三种中和反应的等当点 pH（强强 = 7；强酸弱碱 < 7；弱酸强碱 > 7）
- 从滴定曲线选择合适指示剂
- 非精确中和：4 步求最终 pH