普通化学在线/酸碱和pH

  第 8 章。酸、碱和pH

我们都听说过酸… 酸性消化不良，醋和劣质葡萄酒中的酸含量，硫酸池和邪恶的反派。在上一章中，我们学习了水中的分子偶极矩以及水分子如何相互之间以及与其他极性分子形成氢键。在本章中，我们将看到这种氢键可以足够强，实际上可以断裂水和其他氢键分子中的 O—H 键，将质子转移到水中以形成水合氢离子，H₃O⁺。从最简单的意义上讲，水合氢离子的形成是我们所熟悉的“酸性”。我们将看到如何测量这种酸性（pH 标度）。我们将对平衡的概念有一个介绍，你将最终体会到你科学计算器上的对数和反对数按钮的用处！

  8.1 氢键

在第 7 章中，我们探讨了水的独特性质，使其能够作为一种强大的溶剂，可以溶解离子化合物和极性分子化合物。我们将此归因于水分子能够排列自身，使其极化的氢氧键可以稳定阳离子、阴离子和任何也包含显著极化共价键的化合物。按照这种逻辑，水也可以强烈地与自身反应并不令人惊讶，实际上，水以一个巨大的网络形式存在，这些分子排列在一起，使它们的正负偶极矩相互作用。这在图 8.1的图中显示，虚线表示氢（分子偶极矩的正端）和氧（偶极矩的负端）之间的相互作用。由氢原子形成的键，该氢原子是极性共价键（如 O—H 键）的一部分，与另一个更具电负性的原子（在其价电子层中至少有一对未共享电子）相连，称为氢键。回想一下，氧在其价电子层中有两对未共享电子，水中的氢氧相互作用是氢键的经典例子。氢键比共价键弱。断裂 O—H 共价键所需的能量（键解离能）约为 111 千卡/摩尔，或更准确地说，在SI 单位中为 464 千焦/摩尔。断裂 O—H••••O 氢键所需的能量约为 5 千卡/摩尔（21 千焦/摩尔），不到“真实”共价键能量的 5%。即使氢键相对较弱，但如果你考虑到每个水分子至少参与了四个氢键，那么氢键相互作用的总能量会迅速变得显著。氢键通常用于解释水的沸点高（100 ˚C）。对于许多不具有高度极化键的化合物，沸点与化合物的摩尔质量平行。甲烷，CH₄，的摩尔质量为 16，沸点为 –164 ˚C。水，摩尔质量为 18，沸点为 +100 ˚C。虽然这两种化合物的摩尔质量相似，但与非极性甲烷相比，必须将大量能量输入极性分子水，才能使其进入气相。所需的额外能量是打破氢键网络所需的能量。

氢键在 DNA 中也很重要。根据沃森-克里克模型，DNA 的双螺旋结构是由匹配的“碱基”之间的氢键配对组装和稳定的。在图 8.2中，腺嘌呤和胸腺嘧啶之间的氢键显示为淡虚线。氢键是在氧原子（红色）和相邻的 N—H 键之间形成的，以及在中心氮原子（蓝色）和相邻的 N—H 键之间形成的。有人认为，这些氢键的精确排列有助于双螺旋的稳定性，并确保了对应碱基对的正确排列。

  8.2 酸在溶液中的电离

一般来说，酸可以被认为是至少包含一个与更具电负性的原子共价结合的氢的分子化合物。例如，考虑化合物氟化氢 (HF)。正如我们在第 7 章中讨论的那样，氢和氟的电负性分别为 2.1 和 4.0，氢氟共价键高度极化，如图 8.3所示的静电势图所示。

因此，当氟化氢溶解在水中时，水分子会围绕 HF 排列，使水偶极矩与高度极化的 H—F 键相互作用并稳定它。这种稳定性的关键是 HF 的氢与相邻水分子的氧之间形成的氢键。这种氢键不仅稳定了 HF 分子偶极矩，而且还削弱了 H—F 共价键。由于这种削弱，H—F 键会伸展（键长增加），然后完全断裂。与水分子形成氢键的氢现在完全与氧结合，形成 H₃O⁺（水合氢离子），而氟现在以氟阴离子的形式存在。这被称为酸解离过程，该过程的步骤在图 8.4中使用“球棍”分子模型显示。

描述 HF 酸解离反应的化学方程式在方程式 8.1a中给出。反应的产物，氟阴离子和水合氢离子，是带相反电荷的离子，因此可以合理地假设它们会相互吸引。如果它们确实发生接触，那么也可以合理地建议我们在上面描述的氢转移过程也可以反向发生。也就是说，H₃O⁺ 可以与氟阴离子形成氢键，并且氢可以转移回去，形成 HF 和水。描述该过程的化学方程式在方程式 8.1b中显示。事实上，这两种反应在溶液中同时发生（并且非常快）。当我们提到一组正向和反向反应在非常快的时间尺度上一起发生时，我们描述这组反应为平衡，并在化学反应中使用特殊的双箭头来显示这一点（方程式 8.1c）。方程式 8.1c 可以说是代表HF 在水中的平衡解离。

HF (aq) + H₂O → H₃O⁺ (aq) + F^– (aq)Eq. 8.1a

HF (aq) + H₂O←H₃O⁺ (aq) + F^– (aq)Eq. 8.1b

HF (aq) + H₂O ⇄ H₃O⁺ (aq) + F^– (aq) Eq. 8.1c

对于任何平衡，都可以写出一个平衡常数，它描述了产物还是反应物在溶液中占主导地位。我们将在第 10 章中全面讨论这一点，但根据质量作用定律，该反应的平衡常数K 只是产物浓度与反应物浓度的比率（如果有多个反应物或产物，则将每一边的浓度相乘）。请注意，任何固体或液体反应物或产物（如水）都不包含在表达式中。因此，对于 HF 的电离；

$K_{a}={\frac {\left[{\text{H}}_{\text{3}}{\text{O}}^{+}\right]\left[{\text{F}}^{-}\right]}{\left[{\text{HF}}\right]}}$

.

处理酸时，平衡常数通常被称为酸解离常数，用K_a表示。K_a的值越大，电离程度越高，生成的氢离子浓度也越高。由于氢离子浓度与酸度直接相关，因此K_a值较大的酸被称为强酸。我们将在第 10 章介绍“弱酸”，但现在要记住的重要一点是，强酸在溶液中几乎 100% 电离。这并不意味着逆反应不会发生，只是意味着正向反应更加有利，并且 99.9999999999% 的酸以其电离形式存在。由于这超出了我们通常使用的有效数字的数量，因此强酸通常被描述为在溶液中 100% 电离。表 8.1 列出了我们在本文中将要学习的常见强酸。

表 8.1. 常见的强酸

HCl	盐酸
HNO3	硝酸
H2SO4	硫酸
HBr	氢溴酸
HI	氢碘酸
HClO4	高氯酸

  8.3 共轭酸碱对

酸解离反应通常用共轭酸及其对应的共轭碱的概念来描述。我们在本文中将要处理的“酸和碱”的描述将局限于简单的解离反应，比如上面所示的那些反应，其中会生成氢离子。这种描述被称为布朗斯台德-劳里酸碱理论，在布朗斯台德理论中，共轭酸被定义为在正向反应中提供氢的物质，而共轭碱是在逆反应中接受氢的物质。因此，对于 HCl 的电离，HCl 是共轭酸，而 Cl^– 是共轭碱。

HCl (aq) + H₂O ⇄ H₃O⁺ (aq) + Cl^– (aq)

在布朗斯台德酸碱行为的讨论中，被转移的氢原子通常被称为质子，因为它作为没有电子的氢原子被转移。因此，对于 HCl 的电离，HCl（共轭酸）是质子供体，而 Cl^–（共轭碱）是质子受体。在普通化学中，你会学到酸碱行为也可以用电子给体和电子受体来描述（路易斯酸碱理论，其中酸是电子受体，而碱是电子给体），但在这里我们将把我们的讨论局限于简单的强布朗斯台德酸和碱。

示例 8.1 识别共轭酸和共轭碱

对于下面给出的每个反应，识别共轭酸和共轭碱。例如（d），也在逆反应中识别共轭酸和共轭碱。

a.HClO4 (aq) + H2O  ⇄  H3O+ (aq) + ClO4– (aq) 

b.H2SO4 (aq) + H2O  ⇄  H3O+ (aq) + HSO4– (aq) 

c.HSO4– (aq) + H2O  ⇄  H3O+ (aq) + SO22- (aq) 

d.HNO3 (aq) + NH3  ⇄  NH4+ (aq) + NO3– (aq) 

练习 8.1 识别共轭酸和共轭碱

对于下面给出的每个反应，识别共轭酸和共轭碱。

a) H2PO4- + H3O+    ⇄    H2O + H3PO4

b) NH3(g) + H2O   ⇄   NH4+(aq) + OH-(aq)

c) H2O(l) + HNO2(aq)    ⇄    H3O+(aq) + NO2-(aq)

  8.4 酸碱反应：中和

在第 5 章中，我们研究了复分解反应的一个特殊情况，其中酸与碱反应生成水和一对溶液中的离子。在布朗斯台德理论的背景下，碱可以被认为是产生溶液中的氢氧根阴离子的离子化合物。因此，氢氧化钠 NaOH 电离形成钠阳离子（Na⁺）和氢氧根阴离子（HO^–）。

NaOH (aq) → Na⁺ (aq) + HO^– (aq)

我们用单箭头写下了这个方程式，因为氢氧化钠是强碱，并且在溶液中几乎 100% 电离。氢氧根阴离子（HO^–）与氢离子（H₃O⁺）反应形成两摩尔水，如下面的方程式所示。

H₃O⁺ + HO^– → 2 H₂O

因此，如果你有 HCl 和 NaOH 的水溶液，就会发生以下过程：

• HCl 电离形成氢离子

HCl (aq) + H₂O ⇄ H₃O⁺ (aq) + Cl^– (aq)

• NaOH 电离形成氢氧根阴离子

NaOH (aq) → Na⁺ (aq) + HO^– (aq)

• HO^– 与 H₃O⁺ 反应形成两摩尔水

H₃O⁺ + HO^– → 2 H₂O

如果我们将这三组方程式加起来，我们会看到氢离子和氢氧根离子出现在箭头的两侧并相互抵消，留下：

HCl (aq) + NaOH (aq) → H₂O + NaCl (aq)

在这个方程式中，我们没有显示来自氢离子的额外水，并且我们将钠离子和氯离子分组为 NaCl (aq)，理解它将在水溶液中完全电离。这是一个中和反应的例子；酸和碱反应形成水。当我们写中和方程式时，我们通常不显示氢离子或氢氧根离子，并且我们通常将离子物质显示为不同的化合物。因此，中和方程式看起来非常像我们在第 5 章中研究的其他复分解反应。

示例 8.2 书写和平衡中和方程式

对于以下每个，写一个平衡的中和方程式

a.The reaction of calcium hydroxide with hydrochloric acid. 

b.The reaction of sodium hydroxide with sulfuric acid (both ionizations). 

c.The reaction of barium hydroxide with nitric acid. 

练习 8.2 书写和平衡中和方程式

Write a balanced neutralization equation for the reaction of calcium hydroxide
 with sulfuric acid.

  8.5 中性的含义：水的自质子化

在上一节中，我们描述了酸和碱反应生成水的反应。当所有酸和碱都被消耗后，我们剩下的是水和含有离子化合物的溶液。另一种思考方式是说，我们开始使用的酸具有高浓度的氢离子（H₃O⁺），碱具有高浓度的氢氧根阴离子（HO^–），而中性溶液仅包含水。然而，这有点过于简单化。就像水可以促进酸的电离一样，水也可以促进自身的电离。想象两个水分子共享氢键。就像我们在图 8.4 中看到的 HF 一样，部分键合的氢可以沿氢键转移形成氢离子（H₃O⁺）和氢氧根阴离子（图 8.5）。这个过程在纯水中非常迅速地发生，因此，任何纯水样品中始终含有少量氢离子和氢氧根离子。多少是“少量”？非常少！在 25 ^oC 的纯水中，氢离子浓度（[H₃O⁺]）和氢氧根离子浓度（[HO^–]）将都精确地等于 1 × 10^-7 M。基于此，我们可以扩展我们对酸性、碱性和中性溶液的定义：

• 如果 [H₃O⁺] > 1 × 10^-7 M，则该溶液为酸性。
• 如果 [H₃O⁺] < 1 × 10^-7 M，则该溶液为碱性。
• 如果 [H₃O⁺] = 1 × 10^-7 M，则该溶液为中性。

使用这些定义，如果你有一个 [H₃O⁺] = 4.5 × 10^-4 M 的溶液，它将是酸性的（4.5 × 10^-4 > 1 × 10^-7）。如果你有一个 [H₃O⁺] = 1 × 10^-4 M 的溶液，它将是碱性的（1 × 10^-4 < 1 × 10^-7）。最后，中性溶液是指 [H₃O⁺] 和 [HO^–] 均为 1 × 10^-7 M 的溶液。

回顾我们在第 8.2 节中关于酸解离常数的讨论，我们可以写出水的电离平衡以及解离常数 K_a 的表达式，如下所示：

2 H₂O ⇄ H₃O⁺ + HO^– 以及 [

$K_{a}={\frac {\left[{\text{H}}_{\text{3}}{\text{O}}^{+}\right]\left[{\text{HO}}^{-}\right]}{\left[{\text{H}}_{\text{2}}{\text{O}}\right]^{2}}}$

由于水的摩尔浓度（在纯水中）为 55.5 M，[H₂O] 的项本质上是一个常数，可以忽略（回想质量作用定律）。当我们这样做时，我们将解离常数称为K_W，其中K_W 被定义为$K_{W}=\left[{\text{H}}_{\text{3}}{\text{O}}^{+}\right]\left[{\text{HO}}^{-}\right]$。在中性和 25 ^oC 时，[H₃O⁺] 和 [HO^–] 都为 1 × 10^-7 M，因此

$K_{W}=\left[1\times 10^{-7}\right]\left[1\times 10^{-7}\right]=1\times 10^{-14}$

.

这种简单的关系实际上非常强大。因为K_W 是一个常数，如果我们知道水合氢离子或氢氧根离子浓度中的任何一个，我们就可以直接计算出另一种物质的浓度。例如，如果您知道 [H₃O⁺] 为 1 × 10^-4 M，则可以计算 [HO^–] 为

$K_{W}=\left[{\text{H}}_{\text{3}}{\text{O}}^{+}\right]\left[{\text{HO}}^{-}\right]$

$K_{W}=1\times 10^{-14}=\left[1\times 10^{-4}\right]\left[{\text{HO}}^{-}\right]$

$\left[{\text{HO}}^{-}\right]={\frac {{\text{1}}\times {\text{10}}^{-{\text{14}}}}{{\text{1}}\times {\text{10}}^{-{\text{4}}}}}=1\times 10^{-10}{\text{M}}$

示例 8.3 使用 K_W 计算 [H₃O⁺] 和 [HO^-]

a. 已知在 25 ^oC 的溶液中，水合氢离子浓度为 4.5 × 10^-5 M；
该溶液中氢氧根离子的浓度是多少？

b. 已知在 25 ^oC 的溶液中，氢氧根离子浓度为 7.5 ×
10^-2 M；该溶液中水合氢离子的浓度是多少？

练习 8.3 使用 K_W 计算 [H₃O⁺] 和 [HO^-]

已知一个溶液的水合氢离子浓度为 9.5 × 10^-8 M；
该溶液中氢氧根离子的浓度是多少？

  8.6 pH 计算

您应该注意到的上一示例中的数字是它们非常小。通常，化学家发现使用像这样的大负指数（非常小的数字）进行计算很麻烦。为了简化这个过程，涉及水合氢离子浓度的计算通常使用对数。回想一下，对数仅仅是某个底数需要被提升到的指数，以便生成给定数字。在这些计算中，我们将使用以 10 为底的对数。像 10,000 这样的数字可以写成 10⁴，因此根据定义，10⁴ 的对数仅仅是 4。对于像 10^-7 这样的小数字，对数仍然仅仅是指数，即 -7。在计算器变得普遍之前，求一个不是 10 的整数幂的数字的对数意味着要查阅“对数表”（甚至更糟，使用计算尺）。现在，只需按下科学计算器上的 LOG 按钮即可轻松完成此过程。例如，14,283 的对数（只需按一下按钮）为 4.15482。如果您注意到了，您应该注意到对数包含六位数字，而原始数字（14,283）只包含五位有效数字。这是因为对数包含两组数字；小数点左边的数字（称为特征）仅仅反映了 10 的整数幂，在计算有效数字时不包括在内。小数点之后的数字（尾数）应该与您的实验数字具有相同的有效数字，因此对数 4.15482 实际上代表五位有效数字。

化学家在处理水合氢离子浓度的对数时，还应用了另一个约定，即对数乘以 (-1) 以改变其符号。为什么要这样做？在大多数水溶液中，[H₃O⁺] 会在 10^-1 和 10^-13 M 之间变化，给出 -1 到 -13 的对数。为了使这些数字更容易处理，我们将对数的负值 (-log[H₃O⁺]) 称为pH 值。使用小写“p”提醒我们我们已经取了对数的负值，大写“H”告诉我们我们指的是水合氢离子浓度。将水合氢离子浓度转换为pH 值很简单。假设您有一个溶液，其中 [H₃O⁺] = 3.46 × 10^-4 M，您想知道相应的pH 值。您将在计算器中输入 3.46 × 10^-4 ，然后按 LOG 按钮。显示屏应该显示“-3.460923901”。首先，我们将它乘以 (-1) 得到 3.460923901。接下来，我们检查有效数字的数量。我们的实验数字 3.46 × 10^-4 有三位有效数字，因此我们的尾数必须有三位数字。我们对答案进行舍入，并将结果表示为pH = 3.461。

逆过程同样简单。如果您给定一个 7.04 的pH 值，并被要求计算水合氢离子浓度，您首先将pH 值乘以 (-1) 得到 -7.04。将它输入到您的计算器中，然后按计算“10^x”的键（或键组合）；您的显示屏应该显示“9.120108 × 10^–8”。我们原始尾数（7.04）中只有两位数字，因此我们必须将其舍入到两位有效数字，或者 [H₃O⁺] = 9.1 × 10^-8。

示例 8.4 计算 [H₃O⁺] 和 pH 值

a. A solution is known to have a hydronium ion concentration of 4.5 ×
 10-5 M; what is the pH this solution?

b. A solution is known to have a pH of 9.553; what is the concentration of
 hydronium ion in this solution?

练习 8.4 计算 [H₃O⁺] 和 pH 值

a. A solution is known to have a hydronium ion concentration of 9.5 ×
 10-8 M; what is the pH this solution?

b. A solution is known to have a pH of 4.57; what is the hydronium ion
 concentration of this solution?

我们可以通过结合我们对pH 和表达式 $K_{W}=\left[{\text{H}}_{\text{3}}{\text{O}}^{+}\right]\left[{\text{HO}}^{-}\right]$ 的了解进行另一种有用的计算。我们知道K_W = 10^-14，我们知道 (-log [H₃O⁺]) 是pH。如果我们将 (-log [HO^–]) 定义为pOH，我们可以取我们对K_W 的表达式，并对两边取 (-log)（记住，在代数中，您可以对等式的两边执行相同的运算），我们得到

$K_{W}=10^{-14}=\left[{\text{H}}_{\text{3}}{\text{O}}^{+}\right]\left[{\text{HO}}^{-}\right]$

$-\log \left(10^{-14}\right)=\left(-\log \left[{\text{H}}_{\text{3}}{\text{O}}^{+}\right]\right)+\left(-\log \left[{\text{HO}}^{-}\right]\right)$

$14=p{\text{H}}+p{\text{OH}}$

这意味着 pH 值和 pOH 值的总和始终为 14！因此，如果 pH 值为 3.5，则 pOH 值必须为 14 – 3.5 = 11.5。这种关系非常有用，因为它允许您快速在 pH 值和 pOH 值之间转换，从而在 [H₃O⁺] 和 [HO^–] 之间转换。

现在我们可以根据 pH 标度重新讨论*中性*。

• 如果 pH < 7，则溶液为**酸性**。
• 如果 pH > 7，则溶液为**碱性**。
• 如果 pH = 7，则溶液为**中性**。

确定溶液 pH 值的最简单方法是使用电子 pH 计 (图 8.6)。pH 计实际上是一个灵敏的毫伏计，测量浸入溶液中的薄而灵敏的玻璃电极之间的电位差。产生的电压是溶液 pH 值的直接函数，电路经过校准，以便将电压直接转换为等效的 pH 值。在实验室中，您最有可能使用简单的 pH 计。要记住的是，传感电极具有非常薄且脆弱的玻璃膜，更换起来比较昂贵。小心！

估计溶液 pH 值的一种简单方法是使用*指示剂*。pH 指示剂是一种在特定 pH 值下会发生颜色变化的化合物。例如，酚酞 (图 8.7) 是一种常用的指示剂，在 pH 值低于 9 时为*无色*，而在 pH 值为 10 或更高时为*粉红色*（在非常高的 pH 值下，它再次变为无色）。在实验室中，在低 pH 值的溶液中加入少量酚酞，然后缓慢加入碱以达到中性。当酚酞从无色变为粉红色时，您就知道已经加入了足够的碱来中和所有存在的酸。实际上，转变发生在 pH 值 9.2 而不是 pH 值 7，因此所得溶液实际上是弱碱性，但 pH 值为 9（10^-5 M）时额外的氢氧根离子浓度通常与所测试溶液的浓度相比微不足道。

估计溶液 pH 值的一种便捷方法是使用 pH 试纸。这只是一条带有混合指示剂的纸条。选择指示剂是为了使纸张在一定 pH 值范围内呈现略微不同的颜色。最简单的 pH 试纸是*石蕊试纸*，当溶液从酸性变为碱性时，它会从粉红色变为蓝色。其他 pH 试纸更奇特。 图 8.8 显示了常见的商业 pH 试纸，它在 pH 值范围为 1 至 12 时逐渐变色。在实验室中，您将在称为*滴定*的中和实验中同时使用酚酞等指示剂和 pH 试纸，如下节所述。

  8.7 滴定：中和和化学计量

普通化学中一项标准的实验室练习是**酸碱滴定**。为了进行酸碱滴定，您必须有一种浓度已知的酸或碱溶液。然后，您使用容量瓶缓慢地添加一定体积的这种溶液，直到达到中性。在这一点上，您知道所添加的反应物的体积和浓度，这意味着您可以计算出所添加的*摩尔数*。根据您的中和反应的化学计量，您就知道未知样品中存在多少摩尔的酸或碱。您如何知道何时达到中性？通常使用指示剂或 pH 计（如第 8.5 节所述）。例如，如果我们有一种浓度正好为 0.100 M 的 NaOH 溶液，并且我们有一个烧杯，其中装有浓度*未知*的 HCl。为了进行滴定，我们将向我们的 HCl 中加入几滴酚酞储备液，然后缓慢加入一定体积的 NaOH 溶液，直到所有酸都被消耗掉，指示剂从无色变为粉红色 (图 8.9)。

HCl (aq) + NaOH (aq) → NaCl (aq) + H₂O

以以上示例为例，如果我们加入的碱的体积（根据滴定管测量）为 12.6 mL，我们可以计算出未知酸溶液中存在的摩尔数。这等于我们已知 NaOH 浓度（0.100 M）乘以中和所需体积（0.0126 L），即

$\left(0.100{\text{ }}{}^{\text{moles}}\!\!\diagup \!\!{}_{\text{L}}\;\right)\left(0.0126{\text{ L}}\right)={\text{1}}{\text{.26}}\times {\text{10}}^{\text{-3}}{\text{ moles}}$

如果在滴定中使用了恰好 100.0 mL 的未知酸，则酸的浓度为

${}^{\left({\text{1}}{\text{.26}}\times {\text{10}}^{\text{-3}}{\text{ moles}}\right)}\!\!\diagup \!\!{}_{\left(0.1000{\text{ L}}\right)}\;={\text{1}}{\text{.26}}\times {\text{10}}^{\text{-2}}{\text{ M}}$

.

示例 8.5 酸碱滴定

a. You are given a solution containing an unknown concentration of HCl. You
 carefully measure 50.0 mL of this solution into a flask and then add a few drops of
 phenolphthalein solution. You prepare a buret containing 0.055 M NaOH and
 note that the initial level of the solution in the buret is 12.6 mL. You
 slowly add the NaOH solution to the acid until the color change just
 occurs (as evidence of the color change becomes visible, you carefully
 stir the solution after each drop has been added). When the acid
 solution turns (and remains) pink, you note that the volume in the buret is now
 28.9 mL. What is the concentration of the unknown acid solution?

练习 8.5 酸碱滴定

If 25.00 mL of HCl solution with a concentration of 0.1234 M is neutralized by
 23.45 mL of NaOH, what is the concentration of the base?

  学习要点

• 由氢原子形成的键，该氢原子是极性共价键（如 O—H 键）的一部分，与另一个更具电负性的原子（在其价层中至少有一对未共享电子）形成，被称为氢键。氢键是弱的，部分共价键。O—H 共价键的键解离能为 464 kJ/摩尔；O—H••••O 氢键的键解离能约为 21 kJ/摩尔。
• 虽然氢键相对较弱，但水中庞大的氢键网络使能量变得显著，氢键通常用于解释水的沸点很高（100 ˚C），相比于具有类似质量但不能形成氢键的分子而言。额外的能量代表了破坏氢键网络所需的能量。
• 极性分子，如酸，与水形成强氢键。这种氢键不仅稳定了分子偶极，而且削弱了 H—A 共价键（A 代表酸分子）。由于这种削弱，这些酸中的 H—A 键拉伸（键长增加）然后完全断裂。与水分子形成氢键的氢原子现在完全与氧原子结合，形成物种 H₃O⁺（水合氢离子），酸现在以阴离子（A^–）形式存在；这就是酸解离的过程。
• 在酸解离中形成的水合氢离子和酸阴离子可以反应重新形成原来的酸。这代表了一组正向和逆向反应，它们以非常快的速度同时发生；这种类型的反应组被称为平衡，在化学反应中使用双箭头来表示这一点。这种类型的反应被称为酸解离平衡。

HA (aq) + H₂O ⇄ H₃O⁺ (aq) + A^– (aq)

• 对于任何平衡，都可以写出一个平衡常数，它描述了产物还是反应物将在溶液中成为主要物种。对于简单酸 HA 的解离，平衡常数 K_a 简单地由产物和反应物浓度之比给出，不包括任何固体或液体反应物或产物（如水）。因此，对于 HA 的电离；

$K_{a}={\frac {\left[{\text{H}}_{\text{3}}{\text{O}}^{+}\right]\left[{\text{A}}^{-}\right]}{\left[{\text{HA}}\right]}}$

.

• 根据布朗斯特酸碱理论，任何在水中电离形成水合氢离子（质子给予体）的物质被称为酸；任何接受来自水合氢离子的质子的物质都是碱。在酸碱平衡中，共轭酸被定义为在正向反应中给予氢（质子）的物种，共轭碱是在逆向反应中接受氢（质子）的物种。因此，对于 HCl 的电离，HCl 是共轭酸，Cl^– 是共轭碱。

HCl (aq) + H₂O ⇄ H₃O⁺ (aq) + Cl^– (aq)

• 金属氢氧化物，如 NaOH，溶解在水中形成金属阳离子和氢氧根阴离子。氢氧根阴离子是强布朗斯特碱，因此氢氧根阴离子从水合氢离子中接受一个质子，形成两摩尔水。布朗斯特酸与布朗斯特碱反应形成水的过程称为中和。
• 就像水可以促进酸的电离一样，水也可以促进自身的电离。这种平衡过程在纯水中非常迅速地发生，任何纯水样品中始终包含少量的水合氢离子和氢氧根离子。在纯水中，在 25 ^oC 时，水合氢离子浓度（[H₃O⁺]）和氢氧根离子浓度（[HO^–]）都将精确地等于1 × 10^-7 M。这被称为水的自质子化。
• 水的自质子化平衡被定义为' K_w'，根据下面的方程式

$K_{W}=\left[{\text{H}}_{\text{3}}{\text{O}}^{+}\right]\left[{\text{HO}}^{-}\right]$

，在中性时，[H₃O⁺] 和 [HO^–] 都为 1 × 10^-7 M，使 K_w 的值为

$K_{W}=\left[1\times 10^{-7}\right]\left[1\times 10^{-7}\right]=1\times 10^{-14}$

.

• 根据自质子化平衡，酸性、碱性和中性溶液可以定义为
  1. 如果 [H₃O⁺] > 1 × 10^-7 M，则该溶液为酸性。
  2. 如果 [H₃O⁺] < 1 × 10^-7 M，则该溶液为碱性。
  3. 如果 [H₃O⁺] = 1 × 10^-7 M，则该溶液为中性。
• pH 值仅仅是水合氢离子浓度负对数（-log[H₃O⁺]）。
• 记住，对数由两组数字组成；小数点左侧的数字（特征）反映了 10 的整数幂，在计算有效数字时不包括在内。小数点后的数字（尾数）与实验数字具有相同的意义，因此 4.15482 的对数表示五个有效数字。
• 在酸碱滴定中，将已知浓度的酸或碱溶液缓慢地添加到未知浓度的酸或碱溶液中，使用容量滴定管，直到达到中性。通常使用指示剂或 pH计来指示中性。
• 在中性时，已知你添加的反应物的体积和浓度，这意味着你可以计算出你添加的摩尔数（记住，浓度 × 体积 = 摩尔数）。根据中和反应的化学计量，你就可以知道未知样品中存在多少摩尔酸或碱。

  补充问题

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