十五教材《無機化學(xué)》第8章酸堿解離平衡課件

第8章酸堿電離平衡8－1弱酸和弱堿的解離平衡8－1－1一元弱酸、弱堿的解離平衡1

解離平衡常數(shù)醋酸CH3COOH(經(jīng)常簡寫做HAc)溶液中存在著平衡：或：HAc＋H2OH3O+＋Ac－HAcH+＋Ac－其平衡常數(shù)表達式可寫成：式中Ka是酸式解離平衡常數(shù)，

[H+]、[Ac－]和[HAc]分別表示H+、Ac－和HAc的平衡濃度。

?若用c0表示醋酸溶液的起始濃度，則有：

??作為弱堿，氨水也發(fā)生部分解離，存在下列平衡：其解離平衡常數(shù)可表示為：式中Kb?

是弱堿的解離平衡常數(shù)，c0表示堿的起始濃度，[OH－]代表平衡時體系中OH－的濃度。

NH3·H2ONH4+＋OH－Kb?當(dāng)c0＞400Kb?時，有?

Ka?

，Kb?

值越大，表示弱酸、弱堿解離出離子的趨勢越大。一般把Ka?小于10－２的酸稱為弱酸。一元弱酸一元弱堿HClO

2.9×10–8

(CH3)2NH

5.9×10–4

HF

6.3×10–4

C6H5NH2

4.0×10–10

HNO2

7.2×10–4

C5H5N

1.5×10–9

Ka?

Kb?

Ka?

，Kb?

與溫度有關(guān)。但由于弱電解質(zhì)解離過程的熱效應(yīng)不大，所以溫度變化對二者影響較小。2

解離度弱酸、弱堿在溶液中解離的程度可以用解離度a表示，HAc的解離度a表示平衡時已經(jīng)電離的醋酸的濃度與醋酸起始濃度之比，即：

NH3·H2O的解離度為：???其中x表示平衡時已解離的HAc的濃度

各物質(zhì)的平衡相對濃度0.10－x

xx各物質(zhì)的起始相對濃度0.1000即c0>400

Ka?

，有0.10－x≈0.10，可以近似計算：

解：a)反應(yīng)方程式HAcH+＋Ac－平衡常數(shù)的表達式為?由于a)中?故[H+]＝1.34×10–3mol·dm–3

電離度

若不采用近似計算，而將平衡常數(shù)的值代入其表達式中，則有：??解一元二次方程得x=1.33×10–3即[H+]＝1.33×10–3mol·dm–3解離度各物質(zhì)的起始相對濃度1.0×10–300各物質(zhì)的平衡相對濃度1.0×10–3－yyy

其中y表示平衡時已解離的NH3·H2O的濃度

b)反應(yīng)方程式NH3·H2ONH4+＋OH－

若用近似計算：與前面計算結(jié)果比較，計算誤差較大。?3

同離子效應(yīng)若在HAc溶液中加入一些NaAc，NaAc在溶液中完全解離，于是溶液中Ac－離子濃度增加很多，使醋酸的解離平衡左移，從而降低HAc的電離度。例：如果在0.10mol·dm–3的HAc溶液中加入固體NaAc，使NaAc的濃度達0.20mol·dm–3，求該HAc溶液的[H+]和解離度a。

起始濃度

0.1000平衡濃度

0.10－x

x0.20+x

解：

HAcH+＋Ac－將各平衡濃度代入平衡常數(shù)表達式:由于c0／Kb?

?400，同時可認為0.20＋x≈0.20，0.10－x≈0.10。故平衡常數(shù)表達式變?yōu)椋???8－1－2水的解離平衡和溶液的pH

1水的離子積常數(shù)平衡常數(shù)表達式

K?

＝[H+][OH－]，稱其為水的離子積常數(shù)，經(jīng)常用Kw?

表示。常溫下Kw?

＝1.0×10–14。

Kw?

與反應(yīng)的ΔrGm?

有關(guān)系，由Kw?

可求得上述反應(yīng)的ΔrGm?值。

H2O＋H2OH3O+＋OH－

或H2OH+＋OH－

2溶液的pHpH＝－lg[H+]pOH＝－lg[OH－]因為常溫下：Kw?

＝[H+][OH－]＝1.0×10–14故常溫下有：pH＋pOH＝14但當(dāng)某溫度下，水的離子積常數(shù)Kw?不等于1.0×10–14，pKw?

不等于14時，中性溶液中pH=pOH，但都不等于7。

pH=pOH是中性溶液的根本標志。3酸堿指示劑

借助于顏色的改變來指示溶液pH的物質(zhì)叫做酸堿指示劑。酸堿指示劑通常是一種復(fù)雜的有機物，并且都是弱酸或弱堿。酸分子HIn顯紅色，酸根離子In－顯黃色，當(dāng)[HIn]和[In－]相等時溶液顯橙色。例如甲基橙指示劑就是一種有機弱酸:HInH+＋In－

其平衡常數(shù)表達式為：?指示劑變色范圍pH酸色堿色甲基橙3.24.4紅黃溴酚藍3.04.6黃藍溴百里酚藍6.07.6黃藍中性紅6.88.0紅亮黃酚酞8.210.0無色紅達旦黃12.013.0黃紅

把這一pH間隔稱為指示劑的變色間隔或變色范圍。存在關(guān)系式：?8－1－3多元弱酸的解離平衡多元酸在水中是分步電離的，以氫硫酸的解離為例：H2S

H+

＋HS－HS－

H+

＋S2－??在常溫常壓下，H2S氣體在水中的飽和濃度約為0.10mol·dm–3，據(jù)此可以計算出H2S的飽和溶液中的[H+]、[HS－]和[S2–]。設(shè)平衡時已解離的氫硫酸的濃度為x，則[H+]、[HS－]近似等于x，而[H2S]＝0.10-x≈0.10mol·dm–3

起始濃度：0.1000平衡濃度：0.10x

x

H2S

H+

＋HS－

對二元弱酸H2S來說，溶液的[H+]由第一級電離決定，故比較二元弱酸的強弱，只須比較其第一級電離常數(shù)K1?

即可。HS－的第二步解離極小可以被忽略，即[HS－]≈

[H+]而且[S2–]＝K2?

如果將K1?

和K2?

的表達式相乘，即可得到H2S

2H+＋S2–其平衡常數(shù)K?

的表達式為：從二元弱酸H2S的討論中可得到以下結(jié)論:⑶負二價酸根[S2–]等于第二級電離常數(shù)K2?。⑴溶液的[H+]由第一級電離決定；⑵負一價酸根[HS–]等于體系中的[H+]；上述結(jié)論完全適用于一般的二元弱酸和二元中強酸。必須注意的是，對于二元酸與其它物質(zhì)的混合溶液，以上結(jié)論一般不適用。

?b)鹽酸完全解離，體系中[H+]＝0.010mol·dm–3，在這樣的酸度下，已解離的[H2S]以及H2S解離出的[H+]均可以忽略不計。設(shè)[S2－]為y，則平衡濃度：0.010.010y

y＝1.4×10–18

即[S2–]＝1.4×10–18mol·dm–3H2S2H+＋S2–

???計算結(jié)果表明，由于0.010mol·dm–3的鹽酸存在，使[S2–]降低至原來的9.3×104分之一，可見同離子效應(yīng)的影響之大。和二元酸相似，三元酸也是分步電離的，由于K1?

，K2?

，K3?相差很大，三元酸的[H+]也以認為是由第一步電離決定的；負一價酸根離子的濃度等于體系中的[H+]；負二價的酸根離子的濃度等于第二級電離常數(shù)K2?

。例:已知H3PO4的各級電離常數(shù)K1=7.1×10–3，K2

=6.3×10–8，K3=4.8×10–13。求H3PO4的起始濃度c0多大時，體系中PO43－的濃度為4.010－18mol·dm-3。

?

解：因為K1

>>K2

>>K3

，體系中的[H+]

由H3PO4的第一步解離決定。???起始濃度：c000平衡濃度：c0－[H+]

[H+]

[H+]

H3PO4H+＋HPO4－

平衡常數(shù)表達式為：第三步電離平衡常數(shù)表達式為：HPO42－H+＋PO43－???所以?式中???8－1－4緩沖溶液

緩沖溶液是一種能抵抗少量強酸、強堿和水的稀釋而保持體系的pH基本不變的溶液。

緩沖作用的原理與前面講過的同離子效應(yīng)有密切的關(guān)系。緩沖溶液一般是由弱酸和弱酸鹽組成或由弱堿和弱堿鹽組成的。例如HAc和NaAc，NH3·H2O和NH4Cl，以及NaH2PO4和Na2HPO4等都可以配制成保持不同pH值的緩沖溶液。例：以HCN和NaCN構(gòu)成的緩沖溶液溶液中存在起始濃度為c酸的弱酸的解離平衡，由于起始濃度為c鹽的強電解質(zhì)弱酸鹽NaCN的存在，故平衡時各物質(zhì)的濃度如下：平衡濃度：c酸－x

x

c鹽+x由于同離子效應(yīng)，近似有c酸－x≈c酸，c鹽

+x≈c鹽

HCN

H+

＋CN－

故?上式說明：混合溶液的pH首先決定于弱酸的Ka值，其次決定于弱酸和弱酸鹽的濃度之比。這種溶液就是緩沖溶液。?取負對數(shù)?故有?

例:緩沖溶液中有1.00mol·dm–3的HCN和1.00mol·dm–3的NaCN，試計算

1)緩沖溶液的pH；2)將10.0cm31.00mol·dm–3HCl溶液加入到1.0dm3該緩沖溶液中引起的pH變化；3)將10.0cm31.00mol·dm–3NaOH溶液加入到1.0dm3該緩沖溶液中引起的pH變化；4)將1.0dm3該溶液加水稀釋至10dm3，引起的pH變化。

平衡濃度：x

2)在1.0dm3緩沖溶液中，含HCN和NaCN各是1.0mol，加入的HCl相當(dāng)于0.01molH+，它將消耗0.01mol的NaCN并生成0.01molHCN，故有:HCNCN－＋H+

解：1)根據(jù)?相對而言，若將10.0cm31.00mol·dm–3HCl溶液加入到1.0dm3純水中，pH將從7變化為2。根據(jù)：?

3)在1.0dm3緩沖溶液中，含HCN和NaCN各是1.0mol，加入的NaOH相當(dāng)于0.01molOH－，它將消耗0.01mol的HCN并生成0.01molCN－離子，故有平衡濃度：yHCNCN－＋H+

根據(jù)?相對而言，若將10.0cm31.00mol·dm–3NaOH溶液加入到1.0dm3純水中，pH將從7變化為12。

4)將1.0dm3該緩沖溶液加水稀釋至10.0dm3時，c酸和c鹽的數(shù)值均變化為原來的十分之一，但兩者的比值不變。根據(jù)故該緩沖溶液的pH不變。緩沖溶液中發(fā)揮作用的的弱酸和弱酸鹽(或弱堿和弱堿鹽)稱為緩沖對。緩沖對的濃度越大，當(dāng)加入強酸或強堿時其濃度值及其比值改變越小，即抵制酸堿影響的作用越強。?緩沖對的濃度越大，緩沖溶液的緩沖容量越大。配制緩沖溶液時，要先找出與溶液所要控制的pH值相當(dāng)?shù)膒Ka?值的弱酸，再與該弱酸的強堿鹽按一定的比例配成濃度合適的溶液。當(dāng)c酸／c鹽的值從0.1變化到10時，則緩沖溶液的pH在p±1之間變化。若用弱堿和弱堿鹽配成緩沖溶液，其公式則可寫成??所以：例：用NH3·H2O和NH4Cl配制pH＝10的緩沖溶液，求比值

c堿/c鹽。解：弱堿NH3·H2O的Kb

＝1.8×10–5，

pH＝10的緩沖溶液，其pOH＝4，?根據(jù)：?故：?8－2

鹽的水解

8－2－1

水解平衡常數(shù)

1弱酸強堿鹽以NaAc溶于水生成的溶液為例，可以寫出NaAc的水解平衡式：水解的結(jié)果使得溶液中[OH－]＞[H+]，NaAc溶液顯堿性。Ac－＋H2OHAc＋OH－

平衡常數(shù)表達式為：Kh是水解平衡常數(shù)。在上式的分子分母中各乘以平衡體系中的[H+]，上式變?yōu)?????即???弱酸強堿鹽的水解平衡常數(shù)Kh等于水的離子積常數(shù)與弱酸的電離平衡常數(shù)的比值。?

由于鹽的水解平衡常數(shù)相當(dāng)小，故計算中可以采用近似的方法來處理。

NaAc的水解平衡常數(shù)：???2強酸弱堿鹽

以NH4Cl為例，其水解平衡式為：NH4+和OH－結(jié)合成弱電解質(zhì)，使H2O的電離平衡發(fā)生移動，結(jié)果溶液中[H+]＞[OH－]，溶液顯酸性?？梢酝瞥鰪娝崛鯄A鹽水解平衡常數(shù)Kh與弱堿的Kb之間的關(guān)系如下：??NH4+＋H2ONH3·H2O＋H+

???3弱酸弱堿鹽以NH4Ac為例，其水解平衡式可寫成：平衡常數(shù)表達式為：HN4+＋Ac－＋H2ONH3·H2O＋HAc?NH4Ac的水解平衡常數(shù)Kh：?

即與NaAc的Kh

和NH4Cl的Kh

相比，NH4Ac的水解平衡常數(shù)擴大了1.0×105倍。顯然NH4Ac的雙水解的趨勢要比NaAc或NH4Cl的單方向水解的趨勢大得多。??????????可見影響水解平衡常數(shù)的一個重要的因素，即生成鹽的酸堿越弱，即Ka

、Kb

越小，則鹽的水解平衡常數(shù)Kh越大。???

綜合以上結(jié)論：??例如：NaAc和NaF同為弱酸強堿鹽，由于HAc的Ka

小于HF的Ka

，故當(dāng)NaAc溶液和NaF溶液的濃度相同時，NaAc的水解程度要大于NaF。

??????????鹽的水解一般是吸熱過程，ΔH＞0，由公式可知，當(dāng)溫度升高時平衡常數(shù)Kh增大，因此升高溫度可以促進水解的進行。例如FeCl3的水解，常溫下反應(yīng)并不明顯，加熱后反應(yīng)進行得較徹底，顏色逐漸加深，生成紅棕色沉淀。

??8－2－1

水解度和水解平衡的計算1單水解過程的計算

NaAc水解反應(yīng)的方程式如下:起始濃度：c000

平衡濃度：c0－x

x

xAc－＋H2OHAc＋OH－

???

Kh

很小，近似有[Ac－]≈c0

?若用弱酸的電離平衡常數(shù)表示，上式則變?yōu)椋?解得?即???水解反應(yīng)的程度用水解度h表示:用弱酸的電離平衡常數(shù)表示，可寫成：同理可推導(dǎo)出弱堿的水解度表達式：????????例:求0.10mol·dm–3NH4Cl溶液的pH和水解度。故pH＝5.13

水解度解：?????可以看出，當(dāng)水解平衡常數(shù)Kh

一定時，鹽的起始濃度c0越小，水解度h越大，即稀溶液的水解度比較大。?這一結(jié)果也可以從平衡移動的角度得出。一定濃度的NH4Cl溶液達到水解平衡時，有關(guān)系式：??將溶液加水稀釋，體積變成原來的10倍，于是各物質(zhì)的濃度均變成原來的1/10，此時的Qc可以表示為:即Qc＜Kh，平衡要向繼續(xù)水解的方向移動，故稀釋時鹽的水解度增大。???水解度鹽的水解會使溶液的酸度改變，根據(jù)平衡移動的原理，可以通過調(diào)解溶液的酸度來控制鹽的水解。與未稀釋前相比，可以看出稀溶液的水解度增大。例如，實驗室配制SnCl2溶液，用鹽酸來溶解SnCl2固體，原因就是用酸來抑制Sn2+的水解。

2雙水解過程的計算

在這里我們只研究由一元弱酸HA和一元弱堿MOH生成的弱酸弱堿鹽MA溶液的[H+]。將MA溶于H2O中，陽離子M+和酸根陰離子A－起始濃度均為c0兩個水解反應(yīng)同時達到平衡M+＋H2OM(OH)＋H+

A－＋H2OHA＋OH－

有1個M(OH)生成，則產(chǎn)生1個H+；而有一個HA生成則有1個OH－去中和一個H+。故[H+]＝[MOH]－[HA](1)M+的水解平衡常數(shù)表達式為???由此可得出(2)

??A－的水解平衡常表達式為由此可得出將(2)和(3)代入(1)中:???(3)??????將上式兩邊分別乘以Ka

Kb

[H+]，得??當(dāng)Ka

與c0相比很小時，[M+]和[A－]

的水解程度極小，近似有?[M+]≈[A－]

≈c0

?????整理得：????????當(dāng)c0?Ka時，近似有Ka＋c0

≈

c0?可見弱酸弱堿鹽水溶液的[H+]與鹽溶液的濃度無直接關(guān)系。但該式成立的 前提是Ka

與c0相比很小且c0?Ka，所以鹽的起始濃度c0不能過小。??對0.1mol·dm–3NH4Ac溶液，由Ka?

=Kb?

=1.8×10–5，可知[H+]＝1.0×10－7mol·dm–3，即溶液顯中性。但當(dāng)Ka

和Ka不相等時，溶液則不顯中性。

???pH＝6.23因為Ka

比Kb

大，故弱堿的水解程度比弱酸的水解程度大些，故溶液中[H+]＞[OH－]，溶液顯酸性。

??例：求0.10mol·dm–3的NH4F溶液的pH。

解：???8－3電解質(zhì)溶液理論和酸堿理論的發(fā)展

8－3－1強電解質(zhì)溶液理論

1887年阿侖尼烏斯提出酸堿的電離理論，認為電解質(zhì)在水溶液中是電離的，但包括KCl這樣的強電解質(zhì)在內(nèi)，電離都是不完全的。1923年，德拜(P·Debye)和休克爾(E·Hückel)提出了強電解質(zhì)溶液理論然而實驗證明，KCl這類電解質(zhì)在水中是完全電離的。1離子強度德拜和休克爾認為強電解質(zhì)在水溶液中完全電離成正負離子。離子間存在著相互作用，正離子要受到其周圍負離子的靜電引力，負離子要受到其周圍正離子的靜電引力。離子在受到帶有異種電荷的離子相吸的同時，還要受到帶有同種電荷的離子的相斥?？傊x子的行動并不完全自由。在測量電解質(zhì)溶液的依數(shù)性時，離子之間上述的相互作用使得離子不能發(fā)揮一個獨立微粒的作用。而當(dāng)電解質(zhì)溶液通電時，也由于離子之間的相互作用，使得離子不能百分之百地發(fā)揮輸送電荷的作用。其結(jié)果導(dǎo)致實驗測得的離子的數(shù)目少于電解質(zhì)全部電離時應(yīng)有的離子數(shù)目。溶液中離子的濃度越大，或離子所帶電荷數(shù)目越多，離子之間的相互作用就越強。我們定義離子強度概念，來衡量一種溶液對于存在于其中的離子的影響的大小。用I表示溶液的離子強度，則有公式式中zi表示溶液中i種離子的電荷數(shù)，mi表示i種離子的的質(zhì)量摩爾濃度，顯然離子強度I的單位為mol·kg–1。如0.1mol·dm–3鹽酸和0.1mol·dm–3CaCl2溶液等體積混合，所形成的溶液中，各種離子的質(zhì)量摩爾濃度分別約為電荷數(shù)分別為故有2活度在電解質(zhì)溶液中，由于離子之間相互作用的存在，使得離子不能完全發(fā)揮出其作用。我們把離子實際發(fā)揮作用的濃度稱為有效濃度，或稱為活度。通常用下式表示：

a=fc式中:a表示活度，c表示濃度，f稱為活度系數(shù)。溶液的離子強度一定時，離子自身的電荷數(shù)越高，則其活度系數(shù)f的數(shù)值越??；離子的電荷數(shù)一定時，溶液的離子強度越大，活度系數(shù)f的數(shù)值越小。即濃度與活度之間的偏差越大。當(dāng)溶液的濃度較大，離子強度較大時，濃度與活度之間的偏差較大。這時有必要用活度計算和討論問題。在我們經(jīng)常接觸的計算中，溶液的濃度一般很低，離子強度也較小，近似認為活度系數(shù)f＝1.0，即利用濃度代替活度進行計算是合理的。在弱電解質(zhì)的溶液中，加入與其具有共同離子的強電解質(zhì)使電離平衡左移，從而降低了弱電解質(zhì)的電離度，這種影響叫做同離子效應(yīng)。3鹽效應(yīng)在HAc中加入NaAc，除了Ac－離子對HAc電離平衡產(chǎn)生同離子效應(yīng)以外，Na+離子對平衡也有一定的影響，這種影響稱為鹽效應(yīng)。鹽效應(yīng)將使弱電解質(zhì)的電離度增大。例如：已知0.10mol·dm－3HAc溶液電離度a＝1.34%。向該溶液中加入NaCl，當(dāng)NaCl濃度達到0.2mol·dm–3時，溶液的離子強度I＝0.2mol·kg–1，此時：HAc分子受到的影響很小，濃度與活度近似相等。故平衡常數(shù)表達式為:由于Hac的電離度很小，[HAc]＝c0＝0.1mol·dm–3，??將數(shù)值代入后，得[H+]＝1.92×10–3mol·dm–3，說明已經(jīng)有1.92×10–3mol·dm–3的H+從HAc中解離出來，故計算電離度a時，應(yīng)該用[H+]去求得。故電離度為：因此，鹽效應(yīng)使弱電解質(zhì)的電離度增大?？杀硎緸椋?其原因可以解釋為：強電解質(zhì)的加入，增大了溶液的離子強度，使得活度系數(shù)f偏離1的程度增大，原來電離出的離子的有效濃度變小，不能與未發(fā)生電離的分子保持平衡。只有再解離出部分離子，才能實現(xiàn)平衡。于是實際解離出的離子濃度增加，即電離度增大。8－3－2酸堿質(zhì)子理論

20世紀20年代Brnsted和Lowrey提出了質(zhì)子酸堿理論，大大地擴大了酸堿的物種范圍，使酸堿理論的適用范圍擴展到非水體系乃至無溶劑體系。酸堿質(zhì)子理論將能給出質(zhì)子(H+)的分子或離子定義為酸；能接受質(zhì)子的分子或離子定義為堿。1酸堿定義HC1，NH4+，H2PO4－，等都是質(zhì)子酸。NH3，HPO42－，CO32－，[Al(H2O)5OH]2+等都是堿.

H2SO4

HSO4－+H+HSO4－SO42－+H+

NH4+

NH3+H+

反應(yīng)式中，左邊的物質(zhì)都是質(zhì)子酸；這些質(zhì)子酸在反應(yīng)中給出質(zhì)子后，形成的物質(zhì)都是質(zhì)子堿。通過上面的酸堿定義及舉例，我們應(yīng)意識到如下幾點：1)酸和堿均可以是分子、正離子和負離子；2)有的物質(zhì)在不同的反應(yīng)中可以是酸，也可以是堿，如HSO4－；3)酸和堿之間的關(guān)系是：共軛酸共軛堿+質(zhì)子在質(zhì)子酸堿理論中仍可用電離平衡常數(shù)來表示酸和堿的強度，例如：2酸堿定義

HCl＞H3O+＞HF＞HAc＞NH4+＞H2O

HAc在H2O中電離：

HAc的共軛堿Ac－在水中水解:

HAc＋H2OH3O+＋Ac－?Ac－+H2OHAc＋OH－

???從二者的關(guān)系可以看出，一對共軛酸堿，其電離平衡常數(shù)之積等于定值。故酸越強越大，其共軛堿越弱越小。因此將上述這些酸的共軛堿按著堿性從弱到強排列起來，則有：

Cl－＜H2O＜F－＜Ac－＜NH3＜OH－

阿侖尼烏斯酸堿體系中的一些反應(yīng)，可以歸結(jié)為質(zhì)子酸堿理論中的酸與堿的反應(yīng)。其實質(zhì)是強酸I將質(zhì)子轉(zhuǎn)移給強堿II，生成弱酸Ⅱ和弱堿Ⅰ。酸堿反應(yīng)中標志相同的一對酸和堿，如強酸Ⅰ和弱堿Ⅰ，弱酸Ⅱ和強堿Ⅱ分別具有共軛關(guān)系。例如：HCl(強酸Ⅰ)＋H2O(強堿Ⅱ)H3O+(弱酸Ⅱ)＋Cl－(弱堿Ⅰ)H3O+(強酸Ⅰ)+OH－(強堿Ⅱ)H2O(弱酸Ⅱ)＋H2O(弱堿Ⅰ)HAc(弱酸Ⅱ)+H2O(弱堿Ⅰ)H3O+(強酸Ⅰ)＋Ac－(強堿Ⅱ)H2O(弱酸Ⅱ)+NH3(弱堿Ⅰ)NH4+(強酸Ⅰ)＋OH－(強堿Ⅱ)強酸HClO，H2SO4，HCl，HNO3在H2O中完全電離，水拉平了這些強酸給出質(zhì)子的能力，因此在水中不能分辨出這些酸的強弱。若將這些強酸放在比H2O難于接受質(zhì)子的溶劑中，如放在HAc中，就可以分辨出它們給出質(zhì)子的能力強弱：NH3(酸弱Ⅱ)+NH3(弱堿Ⅰ)NH4+(強酸Ⅰ)＋NH2－(強堿Ⅱ)HClO4(弱酸Ⅱ)+HAc(弱堿Ⅰ)H2Ac+(強酸Ⅰ)＋ClO4－(強堿Ⅱ)對于這四種酸，HAc是分辨試劑，對其酸性的強弱具有分辨效應(yīng)；而H2O是拉平試劑，具有拉平效應(yīng)。對大多數(shù)較弱的酸來說，其分辨試劑是H2O，可以根據(jù)它們在H2O中的電離平衡常數(shù)的大小比較強弱。HCl＋HAc

Cl－

+H2Ac+

?H2SO4＋HAc

HSO4－

+H2Ac+

?HClO4＋HAcClO4－+H2Ac+

?HNO3＋HAc

NO3－

+H2Ac+

?8－3－3酸堿溶劑體系理論

在20世紀20年代，Brnsted和Lowrey提出酸堿質(zhì)子理論之后，Cady和Elsey提出酸堿溶劑體系理論。質(zhì)子溶劑H2O和液NH3。它們的自偶電離產(chǎn)生一對特征正負離子：一些非質(zhì)子溶劑也有自偶電離，如溶劑N2O4和SO2分別以下式自偶電離2H2OH3O+(特征正離子)＋OH－(特征負離子)2NH3NH4+(特征正離子)＋NH2－(特征負離子)酸堿溶劑體系理論認為，在一種溶劑中能解離出該溶劑的特征正離子或者說能增大特征正離子的濃度的物質(zhì)稱為酸；同樣理解在一種溶劑中能解離出該溶劑的特征負離子或者說能增大特征負離子的濃度的物質(zhì)稱為堿。液NH3為溶劑，銨鹽，如NH4Cl等為酸，因為它能提供NH4+；而氨基化合物，如NaNH2等則為堿，因為它能提供NH2－。NH4Cl與NaNH2之間的反應(yīng)NH4Cl＋NaNH2NaCl＋2NH3

N2O4

NO+(特征正離子)＋NO3－(特征負離子)2SO2SO2+(特征正離子)＋SO32－(特征負離子)是酸堿中和反應(yīng)。液態(tài)SO2為溶劑時，亞硫酰基化合物，如SOCl2等為酸，因為它能提供該溶劑的特征正離子SO2+

SOCl2SO2+＋2Cl－

而亞硫酸鹽，如Cs2SO3等則為堿，因為它能提供該溶劑的特征負離子SO32－。SOCl2與Cs2SO3之間的反應(yīng)SOCl2＋Cs2SO32CsCl＋2SO2

是酸堿中和反應(yīng)。酸堿溶劑體系理論在解釋非水體系的酸堿反應(yīng)方面是成功的。若溶劑是水，該理論則還原成阿侖尼烏斯的酸堿理論，體系的特征正離子是H＋，而特征負離子是OH－。