1. 酸-碱体系的特性

   1. 酸碱质子理论

在各种酸碱理论中，由布朗斯特德和劳莱于 1923 年提出的酸碱质子论是最适用于水体化学的一种理论。按这种理论对酸和碱所下的定义是：酸是一种质子给体，碱是一种质子受体。例如，在下列反应中：

HCl+H O Cl^-+H O⁺

当反应自左向右进行时，HCl 起酸的作用（质子给体），H2O 起碱的作用

（质子受体）。由于质子十分微小又不能独立存在，所以在水体中往往由溶剂水分子作质子受体而生成水合氢离子 H O^{+。虽然上述反应朝右侧进行的趋}

势十分强烈，但仍可将反应视为可逆的。如果反应逆向进行，则应将 H O^{+视为酸，Cl-则为碱。HCl-Cl-和 H O+}-H O 实质上是两对共轭酸碱体。

另举一酸碱反应例：

H2O+NH3 OH^-+NH4+

对这个反应来说，H2O 起了酸的作用。比较上述两个例子，可以说，水具有两重性，即它在反应中既能作酸又能作碱，全视它与什么物质作用而定。也

可以说，一种物质到底是酸还是碱，脱离了具体的反应是无法确定的。对以上两反应写成一般式就是

从酸碱质子理论看来，任何酸碱反应，如电离、中和、水解等都是两个共轭酸碱对之间的质子传递反应。水体中的水分子在这些过程中经常充当质子转移的中间介质。

1. 酸和碱的种类

表 4-4 列举了按质子论定义的常见酸和碱。由表可见，不但一般分子可以成为酸或碱，各种正离子和负离子也可以成为酸或碱。

表 4 — 4 在水溶液中常见的酸和碱

有机酸碱大多是分子态化合物。作为质子给体（酸）的有酸、酚、醇、腈、酰胺等类化合物，作为质子受体（碱）的有醚、酯、酮、叔胺等类化合物。

1. 酸和碱的强度

酸和碱的强度分别用酸电离常数 Ka 和碱电离常数 Kb 表示。相应地有

以上 Ka、Kb 表达式中已将[H2O]浓度项分别并入 Ka 和 Kb，这是因为水在体系中过量存在，它的浓度没有发生显著变化。还应指出，准确的 Ka 或 Kb 应由活度来计算，但在非常稀的溶液中基本上可用浓度来代替。由（4-17）和（4- 18）式可见，酸和碱的强度都是相对于水的共轭体系（H3O⁺-H2O）和（H2O-OH^-）来衡量的。

为了使用方便，一般将 Ka、Kb 分别转写为 pKa、pKb：

pKa=-lgKa pKb=-lgKb

Ka 数值越大或 pKa 数值越小，则形态为 HA 的酸越强。HIO3 的 pKa=0.8，一般

定 pK ＜0.8 者为强酸。K 数值越大或 pK 数值越小，则形态为 A^{-的碱越强。H SiO 2-}的 pK =1.4，一般定 pK ＜1.4 者为强碱。

对于共轭酸碱 HA 和 A^{-来说，将（4-17）、（4-18）两反应方程相联，}

得

K ·K =[H O⁺][OH^-] （4-19）

两者之积称为水的离子积 Kw，在 25℃时

K =K ·K =10^-14.00

或 pKa+pKb=14.00

上式表明，共轭体系中的酸越强，则其共轭碱越弱，否则反然。以下列举一些共轭酸碱对及它们的强度次序（另见附录五、六）

Ka 强酸 弱碱 Kb

55.4 H O⁺ H O+H⁺ 1.8×10^-16

1.2×10^-2 HSO ^- SO ^2-+H⁺ 8.7×10^-13

1.3×10^-5 CH COOH CH COO^-+H⁺ 7.6×10^-10

4.0×10^-7 H CO HCO ^-+H⁺ 2.5×10^-8

5.7×10^-10 NH ⁺ NH +H⁺ 1.7×10^-5

1.2×10^-13 HS^- S^2-+H⁺ 8.0×10^-2

1.8×10^-16 H O OH^-+H⁺ 55.4

弱酸 强碱

共轭酸碱的相对强度确定后，那么反应按什么规律进行呢？对于下列反应，A1 和 B1 以及 A2 和 B2 为共轭酸碱，若它们的强度是 A1＞A2，B2＞B1，则反应从左向右进行：

1. 酸碱缓冲容量

向共轭酸碱体系外加别的酸[H^{+]或碱[OH-]，并经过酸碱反应被体系消耗后，仅能引起 pH 值微小变化的事实引出缓冲作用的概念。酸碱体系的缓冲容量（β）被定义为：若使该水溶液体系的 pH 值升高一个单位所需加入强碱NaOH 的摩尔数（cB，mol/L）。β总是取正值，所以若向溶液中加入强酸}（cA， mol/L），则相当于取出了同样数量的强碱。由此，缓冲容量表达式为：

β =

或 β =

dcB

dpH

∆c B

∆pH

= − dcA

dpH

= − ∆cA

∆pH

(4 − 20)

(4 − 21)

对地面水来说，一般只有很小缓冲容量，不能随意多量受纳酸碱废水， 否则将引起 pH 值很大变化，对水质和水生生物会产生很大影响。