大学化学3-3 酸碱质子理论3.3 酸碱质子理论
能使能蓝使色蓝石色蕊石试蕊纸试变纸 为红变色为红色
碱： 具有涩味
有滑腻感 能使红色石蕊试纸变为蓝色 能与酸反应生成盐和水
酸和碱
1
酸碱电离理论
酸碱电离理论 — Arrhenius酸碱理论
酸：在水溶液中电离时，生成的阳离子全部是
H+ 的化合物蓝色石蕊试纸变
酸性：[H+] > 1.0 × 10−7 mol∙L−1 > [OH−] 碱性：[H+] < 1.0 × 10−7 mol∙L−1 < [OH−]
定义： pH = − lg [H+]
纯水 (中性)：pH = 7 酸性：pH < 7 碱性：pH > 7
9
pH的测定
酸和碱
1、指示剂 / pH试纸 2、pH计（精确测定）
H+ + Cl− H+ + NH3
碱：能够与质子结合的分子或离子
Cl− + H+ NH3 + H+
HCl NH4+
3
酸碱质子理论
酸碱的共轭关系
HCl NH4+
H+ + Cl− H+ + NH3
Cl− + H+ NH3 + H+
HCl NH4+
酸
碱 + H+
共轭酸碱对
4
酸碱的共轭关系
易
酸强 难 碱弱 + H+
10Biblioteka 标准平衡常数[H+] [OH−]
K⊝ =
c⊝ · c⊝ [H2O]
c⊝
不考虑单位时 Kw⊝ = [H+][OH−]
Kw⊝ 称为水的离子积常数，简称水的离子积
8
酸和碱
水的离子积常数
25 oC时，实验测得： Kw⊝ = 1.0 × 10−14 纯水 (中性)：[H+] = [OH−] = 1.0 × 10−7 mol∙L−1
H+ + OH−
H+ + CH3O− H+ + NH2−
5
酸碱质子理论
酸碱反应 — 质子传递反应
中和反应 H+
HCl + NH3−
酸
碱
Cl− + NH4+
共轭碱 共轭酸
解离反应 H+
CH3COOH + H2O 水解反应 H+
CH3COO− + H3O+
NH4+ + H2O
NH3 + H3O+
6
酸碱质子理论
HClO4 HI
HCl
H2SO4
酸
HNO3
性
CH3COOH
增
H2CO3 NH4+
强
H2O
CH3OH
NH3
酸碱质子理论
易
碱强 + H+ 难 酸弱
H+ + ClO4−
H+ + I−
碱
H+ + Cl−
性
H+ + HSO4− H+ + NO3−
增
H+ + CH3COO−
强
H+ + HCO3−
H+ + NH3
为红色 HCl (g)
H2O
H+ (aq) + Cl− (aq)
碱：在水溶液中电离时，生成的阴离子全部是
OH−的化合物
NaOH (s) H2O Na+ (aq) + OH− (aq)
2
酸碱质子理论
酸碱质子理论 — Brønsted–Lowry酸碱理论
酸：能够给出质子 (H+) 的分子或离子
为红色HCl NH4+
酸碱两性物质
H+
CH3COOH + H2O
水作为碱
CH3COO− + H3O+
H+
H2O + NH3
水作为酸
OH− + NH4+
其它的酸碱两性物质：HCO3−、HS−、H2PO4−
7
酸和碱
H+
H2O + H2O
酸
碱
OH− + H3O+ 水的自偶解离
简写为： H2O (l)
H+ (aq) + OH−(aq)
第三章-酸碱质子理论
3.3 酸碱指示剂
3.3.1 酸碱指示剂的作用原理及变色范围 3.3.2 影响指示剂变色范围的各种因素 3.3.3 混合指示剂
3.4 酸碱滴定
3.4.1 酸碱滴定曲线与指示剂的选择 3.4.2 酸碱滴定中CO2的影响
3.5 酸碱滴定法的应用
例如：
写出下列各酸的共轭碱：H2O，H2C2O4，H2PO4-，HCO3-， C6H5OH，C6H5NH3+，HS-，Fe(H2O)63+,R-NH+CH2COOH.
写出下列各酸的共轭碱：H2O，H2C2O4，H2PO4-，HCO3-， C6H5OH，C6 H5NH3+，HS-，Fe(H2O)63+,R-NH+CH2COOH.
COO-
COO-
COO-
的共轭酸为
COO-H
3.1.2 酸碱反应的平衡常数 Equilibrium constant 酸的离解 Acid dissociation 水的自递
HA H A
H2O H OH
Ka
H A HA
Kw HOH 1.00 1014
H2O 的共轭碱为 OH-；； H2C2O4 的共轭碱为 HC2O4-； H2PO4-的共轭碱为 HPO42-； HCO3-的共轭碱为 CO32-；； C6H5OH 的共轭碱为 C6H5O-； C6H5NH3+的共轭碱为 C6 H5NH3； HS-的共轭碱为 S2-； Fe(H2O)63+的共轭碱为 Fe(H2O)5(OH)2+； R-NHCH2COOH 的共轭碱为 R-NHCH2COO。
酸碱质子理论
第一节 酸碱质子理论
1 . 8 10
7
haohhahaha溶液中氢离子活度可以用ph计方便测出因此若将h用活度表示而其它组分仍用浓度表示此时反应的平衡常数称为混合常数k由于在分析化学中的反应经常在较稀的溶液中进行故在处理一般的酸碱平衡时通常忽略离子强度的影响以活度常数代替浓度常数进行近似计算
第五章 酸碱滴定法
酸碱滴定法 （acid-base titration）
3. 酸碱反应的实质
酸碱反应的实质是质子的转移，而质子
的转移是通过溶剂合质子来实现的。 溶剂合质子是H+在溶剂中的存在形 式，若以SH表示溶剂分子，HA代表酸， 酸和溶剂作用生成溶剂合质子的过程可 表示为： HA + SH ⇌ SH2+ +A-
例 如
盐酸与氨在水溶液中的反应 HCl + H2O ⇌ H3O+ +ClNH3 + H3O+ ⇌ NH4+ + H2O 总式 HCl + NH3 ⇌ NH4+ + Cl酸1 碱2 酸2 碱1
三种酸的强度顺序是：HCl ＞HK 值。
已知： H2S 的 Ka1=5.7 ×10-8， Ka2=1.2 ×10-15 解：HS-为两性物质，这里指的是作为碱时的 离解常数，由
b
HS- + H2O ⇌ H2S+OHK
a1
Kb2
H2S的Ka1=5.7×10-8，则
K b2 KW K a1 1 . 0 10 5 . 7 10
Kb Ka a NH aOH
4
a NH 3 a H a NH 3
a NH
4
a H a NH 3 a NH
简述质子酸碱理论
酸碱质子理论概述：
1、酸碱质子理论：凡是能释放出质子的任何含氢原子的分子或离子都是酸；任何能与质子结合的分子或离子都是碱。
简言之酸是质子给予体，碱是质子接受体。
2、质子理论强调酸和碱之间的相互依赖关系。
酸给出质子后生成相应的碱，而碱结合质子后生成相应的酸。
酸与碱之间的这种依赖关系称为共轭关系，相应的一对酸和碱称为共轭酸碱对。
酸给出质子后生成的碱为这种酸的共轭碱，碱得到质子后所生成的酸称为这种碱的共轭酸。
3、酸碱解离反应是质子转移的反应。
在水溶液中酸碱的电离时质子转移反应医|学教|育网搜集整理。
盐类水解反应实际上也是离子酸碱的质子转移反应。
4、既能给出质子又能接受质子的物质称为两性物质。
5、酸碱的强度首先取决于其本身的性质，其次与溶剂的性质等有关。
酸和碱的强度是指酸给出质子和碱接受质子能力的强弱。
给出质子能力强的酸是强酸，接受质子能力强的碱是强碱；反之，就是弱酸和弱碱。
6、溶剂的碱性越强溶质表现出来的酸性就越强，溶剂的酸性越强溶质表现出来的碱性就越强。
4.1酸碱质子理论与酸碱平衡
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4.1 酸碱质子理论与酸碱平衡
一、酸碱理论：
1、S.Arrhenius 酸碱理论（经典酸碱理论）
28岁的瑞典科学家S.Arrhenius于1887年提出。
2、酸碱质子理论（Proton Theory of Acid and Base）
第三列
[Fe(OH2)6]3+ [Cu(NH3)4]2+ H3O+ F3BNH3 [AlCl4]– [SiF6]2– HCO3– (CH3)2COI2
配合物)
2. 路易斯酸的分类
★ 配位化合物中的金属阳离子，例如[Fe(H2O)6]3+和
[Cu(NH3)4]2+中的Fe3+离子和Cu2+离子。
Cu2+ + 4 [NH3]
2+ NH3
NH3
Cu
NH3
NH3
★ 有些分子和离子的中心原子尽管满足了8电子结构，
仍可扩大其配位层以接纳更多的电子对。如 SiF4 是 个路易斯酸，可结合2个F–的电子对形成 [SiF6]2–。
F
Si
+
F
F F
2 ( F–)
F
F
F
SiБайду номын сангаас
F
F
F
酸碱理论小结：
3种酸碱理论各有所长、所短，侧重的应用范围不同: 1、Arrhenius酸碱理论 无机化学,尤其是 水溶液体
溶液酸性 溶液中性 溶液碱性
pH标度
为了方便指示水溶液的酸碱性，丹麦科 学家S.P.L.Sörensen在1909年提出pH标度。
定义： pH = -lg [H+]
酸碱质子理论
共轭碱
化学式
名称
ClO4HSO4SO42H2O
OH-
高氯酸根 硫酸氢根
硫酸根 水
氢氧根
NH3 NH2Br -
氨 氨基离子
溴离子
酸碱质子理论
从表中的共轭酸碱对可以看出：
①酸和碱可以是分子也可以是离子；
②有的离子在某个共轭酸碱对中是碱，但在另 一个共轭酸碱对中却是酸，如HSO4-等；
碱的强度：用接受质子的能力来量度。
强碱具有高度接受质子的能力。如OH-、PO43离子等。
• 讨论：
酸碱质子理论认为酸碱反应的实质是什 么？
酸碱质子理论
3、酸碱反应 根据酸碱质子理论，酸碱反应的实质，就是两个 共轭酸碱对之间质子传递的反应。例如：
HCl 酸1
+
N碱H2 3
===
N酸H24+
+Cl碱1
NH3和HCl的反应，无论在水溶液中或气相中， 其实质都是一样的。
即HCl是酸，放出质子给NH3，然后转变为它的 共轭碱Cl-；NH3是碱，接受质子后转变为它的共轭酸 NH4+。
强酸和强碱之间质子转移，转化为较弱的共轭碱 和共轭酸的过程。
酸碱质子理论
酸碱质子理论不仅扩大了酸和碱的范围，还可 以把电离理论中的电离作用、中和作用及水解作用， 统统包括在酸碱反应的范围之内，都是可以看作是 质子传递的酸碱中和反应。
两性物质：既能给出质子，又能接受质子的物质。 如HPO42-等。
酸和碱可以是分子或离子。
主要内容
二、酸碱质子理论
2、共轭酸碱的定义
如：HCl→ H+ + Cl-
这样的一对酸碱，它们依赖获得或给出质子互相 依存这样的酸碱对叫做共轭酸碱对，这里Cl-离子是 HCl的共轭碱，而HCl是Cl-离子的共轭酸。即
酸碱质子理论与酸碱平衡PPT课件
NH3 ．H2O
. OH - + NH4+
NH4Cl
Cl- + NH4+
E.同离子效应
定义：
在弱电解质溶液中，当加入一种与弱电 解质具有相同离子的强电解质时，使弱 电解质的电离度降低的现象。
几点说明：
1．使电离平衡向左移动； 2．结果总是α↓； 3．Ki不变；
（一） 弱酸、弱碱的解离平衡
反应的平衡常数Ks →溶剂的质子自递常数； H2O 既能接受质子又能给出质子→两性物质； 发生在水分子间的质子转移→水的质子自递反应
（一）水的质子自递常数
H2O + H2O
H3O+ + OH－
k [H 3O ][OH ] /[ H 2O]2
k[H2O]2 [H3O ][OH ] kW
pH<7：酸性； pH=7：中性; pH>7: 碱性； pOH=-lg[OH-]， pH+pOH=14（25 ℃）
6.2 弱酸弱碱的解离平衡
一、强电解质与弱电解质 强电解质：
在水溶液中能全部电离成阴、阳离子 的电解质称为强电解质。
(如NaCl = Na+ + Cl—)
强电解质包含：
强酸——如硫酸、盐酸、硝酸、高氯酸， 强碱——氢氧化钠、氢氧化钾、氢氧化钡 绝大多数盐。
共轭碱
+
Ac-
+
NH3 CO32-
H5Y+
+
+
H+
+
酸
质子 + 碱
HCl
H+ + C1－
NH4+
H+ + NH3
酸碱质子理论
活度因子：离子的活度
aB B bB / bθ
γB称为溶质B的活度因子， bθ为标准态的浓 度(即1 mol·kg-1)。
注意：
1、当溶液中的离子浓度很小，且离子所带的电 荷数也少时，活度接近浓度，即 γB≈1。
2、溶液中的中性分子也有活度和浓度的区别， 不过不象离子的区别那么大，所以，通常把 中性分子的活度因子视为1。
酸碱解离理论(1887年阿累尼乌斯酸碱理论）
凡是在水中能解离出H+的物质是酸(acid)， 能解离出 OH-的物质是碱(base)。
中和反应的实质是：H++OH-===H2O
局限性：
无法解释NH3·H2O的弱碱性 无NH4OH
不适用于非水体系或无溶剂体系 NH 3 (g) HCl(g) NH 4Cl(s)
[H+]
pH
HAc
加HCl
加H2O 加NaAc(s)
加NaCl(s)
课后练习答案
0.1mol/L HAc 加HCl
α 变小
加H2O 加NaAc
变大 变小
加NaCl 变大
K 不变 不变 不变 不变
[H+] 变大 变小 变小 变大
pH 变小 变大 变大 变小
第三节 酸碱的质子理论
酸碱理论的发展
酸碱离子理论（阿累尼乌斯 ） 酸碱质子理论（布朗斯特） 酸碱电子理论（路易斯）
酸碱半反应1 酸碱半反应2
HAc 酸1
H+ + H2O 碱2
H+ + Ac碱1
H3O+ 酸2
40
两式相加得：
H+
↓
HAc + H2O 酸1 碱2
酸碱质子理论与酸碱平衡
第四章酸碱与酸碱平衡CHAP.4 ACID BASE AND ACID-BASE EQUILIBRIUM 4.1酸碱质子理论与酸碱平衡较重要的酸碱理论: 阿仑尼乌斯电离理论富兰克林溶剂理论布朗斯特德和劳莱质子理论路易斯电子理论软硬酸碱理论. 电离理论对酸碱的定义: 酸: 凡是电离时所产生的阳离子全部是氢离子的物质. 碱: 凡是电离时所产生的阴离子全部是氢氧根离子的物质. 盐: 电离时生成金属离子和酸根离子的化合物. 水解: 弱酸盐或弱碱盐与水反应生成相应的弱酸或相应的弱碱的过程. 各种理论都有其自身的局限性. 酸:凡是能给出质子H的物质. 碱:凡是能接受质子的物质.当一种物质给出质子之后其剩余部分就是碱. 1.酸碱的共轭关系与酸碱半反应:例如醋酸CH3COOH简写为HAc: HAc H Ac-即CH3COO- 本章开始所讨论的大多是水溶液中的平衡为简便均略去反应式中的物态.酸碱之间这种相互依赖的关系就称为共轭关系.因一个质子的得失而相互转变的每一对酸碱. 再如NH3在水溶液中正因为能接受质子所以它是碱而NH4就是它的共轭酸. 酸碱半反应:酸及其共轭碱或碱及其共轭酸相互转变的反应. 例如以下酸碱半反应: HAc H Ac- NH4 H NH3 H2CO3 H HCO3-HCO3- H CO32- H2PO4- H HPO42-NH3CH2CH2NH3 H NH3CH2CH2NH2 由此可见酸或碱可以是中性分子也可以是阴离子或阳离子.总之酸比它的共轭碱多一个质子或者说碱比它的共轭酸少一个质子. 注意:酸、碱是相对的例如HCO3-在水为溶剂1HCO3- H CO32-的半反应中它是酸但是同样是水为溶剂在: HCO3- H H2CO3半反应中它就是碱.共轭酸碱对是不能独立存在的因而当溶液中某种酸给出质子后必定要有一种碱来接受. 例如: HAc H Ac- H2O HH3O HAc H2O H3O Ac- 酸1 碱2 酸2 碱1 H3O称为水合质子H9O4简写式. 上式为醋酸在水中的解离平衡平时书写时简化为: HAc H Ac- 2.酸碱反应的实质: 1酸碱解离反应:如HAc在水中解离: 2NH3 H2O OH- NH4 碱1 酸2 碱2 酸1 因此酸碱解离反应是质子的转移反应. 2电离理论中的水解反应质子理论中也是酸碱解离反应: 例如NaAc在水中的水解: Ac- H2O OH- Hac 碱1 酸2 碱2 酸1 NH4H2O H3O NH3 酸1 碱2 酸2 碱1 3 酸碱中和反应: 例如NaOH与HCl的中和反应: H3O OH- H2O H2O 酸1 碱2 酸2 碱1 再比如HAc与NH3的酸碱反应: HAcNH3 NH4 Ac- 酸1 碱2 酸2 碱1 由此可见酸碱反应实际上是由两个共轭酸碱对共同作用的结果其实质就是质子的转移3.溶剂的质子自递反应与水的离子积: 由于水分子的两性作用因而一个水分子可以从另一个水分子中夺取质子形成H3O和OH- 溶剂的质子自递反应: 仅仅在溶剂分子间发生的质子传递作用. 溶剂的质子自递常数Kos: 溶剂的质子自递反应的平衡常数. 对于水分子:H2O H2O H3O OH-水的质子自递常数又称为水的离子积用Kow表示. 可简写为Kow H3O OH-或Kow HOH-. 水合质子还可以简写为H 25℃时Kow 1.0×10-14. 根据酸碱质子理论酸或碱的强弱取决于物质给出质子或接受质子的能力大小. 水溶剂系统中酸或碱给出或接受质子能力的大小可用酸或碱的解离平衡常数Koa或Kob来衡量. 1.酸、碱解离平衡与解离平衡常数: 1一元弱酸弱碱: 例如醋酸在水中的解离平衡: HAc H Ac- 解离反应的平衡常数为: HAc- KoaHAc HAc Koa越大表明该弱酸的解离程度越大给出质子的能力越强. 再比如氨NH3在水中的解离平衡为: NH3 H2O NH4 OH- NH4OH- KobNH3 NH3 同样Kob越大表明解离平衡正向进行的程度越大该碱接受质子的能力越强. 一般中强酸碱的Ko在10-210-3弱酸碱的Ko在10-4 10-7若Ko lt 10-7则称为极弱酸碱. 例如HAc在水溶剂中25℃时KoaHAc 1.76×10-5. 而在同样条件下HCN的KoaHCN 4.93×10-10. 再如NH3在水溶剂中25℃时Ko 3bNH31.79×10-5.而苯胺C6H5NH2的KobC6H5NH2 4.67×10-10. 注意:解离常数具有平衡常数的一般属性但由于解离过程的热效应不大故在室温范围内可以不考虑温度的影响. 2多元酸多元碱: 对于多元酸碱它们在水中的解离是逐级进行的例如:H2CO3在水溶液中的解离: 第一级解离:H2CO3 H HCO3- HHCO3- Koa1H2CO3 H2CO3 第二级解离:HCO3- H CO32- CO32-H Koa2H2CO3 HCO3- 由于CO32-对H的吸引力强于HCO3-对H的吸引力再加上一级解离对二级解离的抑制作用故一般对多元酸碱Ko1gtKo2gt 再如Na2CO3在水中的解离反应: 第一级解离:CO32- H2O OH- HCO3- OH-HCO3- Kob1CO32- CO32- 第二级解离:HCO3- H2O OH- H2CO3 OH-H2CO3 Kob2CO32- HCO3- 总的解离平衡: CO32- 2H2O 2OH- H2CO3 Ko 根据多重平衡原理多元酸碱总解离平衡的平衡常数: Ko Ko1×Ko2×……. 2.共轭酸碱对Koa与Kob的关系: 1一元弱酸及其共轭碱:例如HAc与Ac-的KoaHAc与KobAc- 的关系: 将KoaHAc与KobAc- 两表达式相乘: KoaHAc× KobAc- HOH- 再如KobNH3 与KoaNH4的关系: KobNH3 × KoaNH4 HOH- 因此对于一元弱酸弱碱及其共轭碱酸Koa与Kob 之间具有以下关系: Koa×Kob Kow 1.0×10-14. 共轭酸碱对中若酸越易给出质子酸性越强其共轭碱接受质子的能力就越弱碱性也就越弱. 例题:已知HAc的KoaHAc1.76×10-5.求Ac-的KobAc- . 解:∵Koa×Kob Kow 1.0×10-14.∴Ko 4bAc- Kow / Koa 1.0×10-14/1.76×10-5 5.7 ×10-10 2多元酸碱: 例如: H2CO3以及CO32-各级解离常数之间的关系: 将Koa1H2CO3与Kob2CO32-两表达式相乘HHCO3- × OH-H2CO3 Koa1H2CO3× Kob2CO32- H2CO3 × HCO3- HOH-Koa2H2CO3与Kob1CO32-两表达式相乘: HCO32- OH-HCO3-Koa2H2CO3×Kob1CO32- × HCO3- CO32- HOH- 因此对于二元酸及其共轭碱的解离常数之间具有以下关系: Koa1×Kob2 Koa2×Kob1 Kow 1.0×10-14. 例题:求H2PO4-的Kob3H2PO4-及pKob3H2PO4-并判断NaH2PO4水溶液的酸碱性. 解:H2PO4-是H3PO4的共轭碱而H3PO4是一种三元酸. 三元酸及其共轭碱解离常数之间有以下关系: Koa1×Kob3 Koa2×Kob2 Koa3×Kob1 Kow 1.0×10-14. 因此Kob3 Kow / Koa1 查表得: Koa1H3PO4 7.52×10-3. 所以:Kob3 1.0×10-14/7.52×10-31.3×10-12. ∵pKo -lgKo∴pKob3H2PO4- -lg1.3×10-12 11.89 H2PO4-在水溶液中有两种解离反应: H2PO4- H HPO42- Koa2H3PO4 H2PO4- H2O OH- H3PO4Kob3PO43- 酸式解离: 给出质子的解离碱式解离: 接受质子的解离. 显然NaH2PO4也是一种两性物质. 两性物质: 既能给出质子又能接受质子的物质. 除NaH2PO4外NaHCO3NH42CO3以及邻苯二甲酸氢钾等: COOKCOOH 两性物质溶液的酸碱性可以根据两种解离平衡常数的相对大小来判断. 此例Koa2H3PO46.23×10-8而碱式解离的Kob3PO43-1.3×10-12. 显然NaH2PO4水溶液将是以酸式解离为主溶液呈现弱酸性4.2酸碱平衡的移动MOVEMENT OF ACID-BASE EQUILIBRIUM 4.2.1稀释定律与同离子效应1.解离度a电离理论中称为电离度: 平衡时已解离部分的酸或碱的浓度解离度该酸或碱的初始浓度例题:已知25℃时0.200mol·L-1氨水的解离度为0.93.求溶液的H以及氨的解离常数. 解: NH3 H2O NH4 OH- 初始浓度/mol·L-1 0.200 0.00 0.00 平衡浓度/mol·L-1 0.2001– 0.930.200×0.93 0.200×0.93 ∴OH-0.200×0.931.86×10-3. 又∵H OH- Kow 1.0×10-14 ∴H 5cKθα25100210761××α..1.0×10-14/1.86 ×10-3 5.4×10-12 NH4 OH-1.86×10-32KobNH3 1.75 ×10-5 NH3 0.2001– 0.93 例题: HAc在25℃时KoaHAc 1.76×10-5.求0.20 mol·L-1HAc的解离度. 解: HAc H Ac- 初始浓度/mol·L-1 0.20 0.0 0.0 平衡浓度/mol·L-1 0.201-a 0.20a20a HAc- ∵KoaHAc HAc ∴ 1.76×10-50.20a2/ 0.201-a 一般来说在化学平衡计算中由于平衡常数本身就有百分之几的测定误差因而一般允许有5的计算误差.因此若c/Ko≥105一般就可以忽略次要组分或计算项. 可解得: a 0.94. 2.稀释定律: 稀释定律:酸或碱的解离度随水溶液的稀释而增大. 例题:试求2.0×10-2mol·L-1HAc溶液的解离度. 解: 注意: 解离度随稀释?仍龃蠖 龃蟛⒉灰馕蹲湃芤褐欣胱优ǘ纫蚕嘤υ龃? α 和K都能衡量酸或碱解离能力的大小但是K不随浓度而变解离度则随浓度的变化而改变. 3.同离子效应: 同离子效应:含有共同离子的易溶强电解质的加入使得弱酸或弱碱解离度降低的现象. 例题:在0.20 mol·L-1 的HAc 溶液中加入NaAc固体使NaAc的浓度为0.10 mol·L-1.计算HAc的解离度. 解: HAc H Ac- 初始浓度/mol·L-1 0.20 0.0 0.10 平衡浓度/mol·L-1 0.201-a 0.20a 0.100.20a HAc- ∵KoaHAc HAc 0.20a ×0.10 0.20a ∴1.76×10-5 0. 201-a 式中a 同样可以忽略1-a 1. 可解得: a 0.018 4.2.2活度、离子强度与盐效应18℃时:0.10 mol·L-1HCl溶液表观解离度只有92 0.10 mol·L-1NaOH溶液表观解离度为84.1.活度与离子强度: 荷电离子间以及离子与溶剂分子间的相互作用会形成离子氛甚至离子对使离子参加化学反应的有效浓度比实际浓度低. 活度:离子在化学反应中起作用的有效浓度. 对于稀溶液a gc式中g 为活度系数或活度因子g的大小表示溶液中离子间相互吸引或牵制作用的大小. 6是离子电荷有关. g的大小与离子浓度尤其∑niiinZcZc......ZcZcIn1222221212121离子强度定义为: 式中ci、Zi分别为溶液中i 离子的浓度和电荷数. 基本规律: 较稀的弱电解质难溶电解质g 1 极稀的强电解质.强电解质溶液较浓的弱电解质g lt 1 对于中性分子g 1. 一般手册附录中所给的平衡常数大多为活度平衡常数即平衡常数表达式中各项均以活度代入. 严格来说溶液的酸度是指溶液中H3O的活度即:pH -lgaeqH3O 忽略离子强度时pH-lgH3O 简写:pH -lgH. 2.盐效应: 盐效应: 在弱电解质溶液中加入易溶强电解质时使该弱电解质解离度增大的现象. 盐效应是与同离子效应完全相反的作用.一般来说只有在离子强度较大的场合要求较高的情况下才考虑盐效应. 4.2.3金属离子的水解平衡及其移动1.金属离子的水解反应及其主要特点: 1金属离子的水解反应:一些金属离子与水作用形成相应的难溶物质的反应. 例如以下这些水解反应: Al2S3 H2O AlOH3 H2S BiNO32 H2O BiONO3 2HNO3 FeCl3 H2O FeOH3 3HCl SbCl3 H2O SbOCl 2HCl SnCl2 H2O SnOH2 2HCl 2主要特点:均产生难溶物质其中象FeCl3之类的物质水解过程也是逐级进行但过程复杂得多金属强酸盐的水解都产生强酸加入相应的强酸可以抑制水解的发生. 水解过程为吸热过程. 升高温度将有利于水解反应的进行. 例如FeCl3稀溶液的水解. 1. 金属离子水解反应的应用: 1易水解金属离子水溶液的配制: 应溶于相应的酸不能加热. 2分离与提纯: 例如:反应系统中除铁高纯度Bi2O3的制备4.3酸碱平衡中组分的分布及浓度计算DISTRIBUTION OF COMPONENT AND CALCULATION OF CONCENTRATION IN EQUILIBRIUM 4.3.1分布系数与分布曲线分布系数d:溶液中某种组分存在形式的平衡浓度占其总浓度的分数. 分布曲线:组分的分布系数随酸度变化的关系曲线. 1.一元弱酸碱: 1分布系数: 例如HAc溶液HAc和Ac-的分布系数分别为: 式中:下标“1”表示含1个质子组分下标“0”指无质子组分对二元酸则用下标“2”指含2个质子组分依次类推. c为HAc的总浓度.为了简便物质的总浓度以及平衡常数后或下标一般不再注明具体物质. 物料平衡: 某物质在水中解离达平衡时其各种存在形式的平衡浓度之和等于该物质的总浓度. 对HAc来说总浓度c HAc Ac- 上式为HAc物料等衡式MBE. HAc 1 1 因此d1 HAcAc- 1Ac-/HAc 1 Koa/H HAc- 7Koa 可得:Ac-/HAc Koa/H HAc H 整理后得:d1 HKoa Koa 同理可得:d0 HKoa 将d1与d0相加: 可见某物质各种存在形式的分布系数之和等于1. 2分布曲线: 求出各组分在不同pH的d然后将各组分的d对pH作图就能得到分布曲线. pH pKoa d0 d1 0.5 pH lt pKoa HAc 为主pH gt pKoa Ac- 为主. 2.多元酸碱: 81分布系数:例如H2C2O4溶液有3种存在形式: H2C2O4 HC2O4- C2O42-. H2C2O4 其中: d2 c H2C2O4总浓度c H2C2O4 HC2O4-C2O42- 1 d2 1HC2O4-/H2C2O4 C2O42-/H2C2O4 根据H2C2O4的解离平衡:HC2O4-H C2O42-H Koa1 Koa2 H2C2O4 HC2O4- 因此HC2O4-/H2C2O4Koa1/H 由多重平衡原则:Koa1Koa2 C2O42-H2/H2C2O4 得:C2O42-/H2C2O4 Koa1Koa2/H2 将以上关系代入d2式中整理后可得: H2 d2 H2HKoa1 Koa1 Koa2 同理可得: HKoa1 d1 H2HKoa1 Koa1 Koa2 Koa1 Koa2 d0 H2HKoa1 Koa1 Koa2 2分布曲线: pH lt pKoa1H2C2O4为主pKoa1ltpHltpKoa2 HC2O4-为主pH gt pKoa2 C2O4 2 -为主pH 2.75时d1 0.938 d2 d0 0.031 4.3.2有关组分平衡浓度的计算 1.根据解离平衡求解平衡系统中有关组分的平衡浓度: 例题:常温、常压下H2S 在水中的饱和溶解度为0.10 mol·L-1.求??H2S饱和溶液中HS- S2- 找出S2- 与H的关系. 解:H2S是一种二元弱酸在水中分两步解离: H2S H HS- HS- H S2-由附录可得: Koa1 1.3×10-7 Koa2 7.1×10-15设一级解离所产生的HS-浓度为x mol·L-1二级解离所产生的S2-浓度为o mol·L-1 H2S H HS- 初始浓度/mol·L-1 0.10 0.0 0.0 平衡浓度/mol·L-1 0.10- x x o x o HS- H S2- 初始浓度/mol·L-1 0.0 0.0 0.0 平衡浓度/mol·L-1 x- o xo o 由于Koa1 ?? Koa2再加上一级解离对二级解离的抑制作用故一般多元酸碱二级以上的解离较为困难. 因此对此例:系统的H x 同理HS-x. HHS- ∵Koa1 H2S ∴Koa1 x2/0.10- x 又∵c/Koa1 gt 105 ∴0.10- x ?? 0.10 可解得: x 1.1×10-4 mol·L-1 9S2-可通过二级解离求得: HS2- Koa2 HS- ∵H HS- ∴S2- Koa2 7.1×10-15 mol·L-1 - S2-与H的关系: H2S总的解离平衡: H2S 2H S2-H2S2- Ko Koa1× Koa2 H2S ??θθ2221SSHKKHaa因此: 对于H2S饱和溶液由于H2S 的解离程度不大H2S cH2S 0.10mol·L-1 2.通过分布系数求解有关组分的平衡浓度: 例题:常温、常压下CO2饱和水溶液中cH2CO3 0.04 mol·L-1.求??pH5.0时溶液中各种存在形式的平衡浓度-若pH8.0主要存在形式为何组分102.9223×S10.0101.7103.12157××××SH解: H2CO3溶液3种存在形式:H2CO3 HCO3- CO32-. H2CO3 d2 c HCO3- d1 c CO32- d0 c. H2CO3 HCO3- CO32- d2 d1 d0 c c c H2 d2 H2HKoa1 Koa1 Koa2 10查附录得:Koa1 10-6.36 Koa2 10-10.32. 可得pH 5.0时: d2 0.96 d1 0.040d0 0. H2CO3 0.04×0.96 3.8×10-2 mol·L-1 HCO3- 0.04×0.040 1.6×10-3 mol·L-1 pH8.0时同样可求得: d2 0.020 d1 0.97 d0 0.010 显然pH 8.0时溶液中的主要存在形式为HCO3-. 4.4溶液酸度的计算CALCULATION OF ACIDITO 4.4.1质子条件式的确定1. 质子条件式: 质子条件:酸碱反应中质子转移的等衡关系. 质子条件的数学表达式称为质子条件式或质子等衡式以PBE表示.质子条件式的确定方法 零水准法物料等衡式电荷等衡式. 电荷平衡:某物质在水中解离达平衡时其溶液中正电荷的总浓度等于负电荷的总浓度. 电荷等衡式CBE 2.零水准法: 1基本步骤: 确定零水准将系统中除零水准外的其它存在形式与零水准相比看哪些组分得质子哪些组分失质子得失质子数多少依据n失质子n得质子原则写出等式. 2零水准的确定:零水准:一般是参与质子转移的大量物质例如Na2CO3水溶液零水准的确定. Na2CO3水溶液中大量存在并参与质子转移的物质有两种: 其一是CO32- 其二就是溶剂H2O. 因此Na2CO3水溶液零水准就是CO32-和H2O. 再如在NH3水溶液中加入HCl标准溶液使它们按化学计量方程式作用完全时水溶液的零水准. HCl与NH3作用完全时水溶液的零水准是NH4和H2O 3质子条件式的确定: 例题:分别写出Na2CO3水溶液H2C2O4水溶液以及NH42CO3水溶液的PBE. 解: 1Na2CO3水溶液: 零水准为CO32-和H2O. 存在的平衡: CO32- H2O HCO3- OH- HCO3-H2O H2CO3 OH- H2O H2O H3O OH- 其中HCO3-是零水准CO32-得1质子的产物H2CO3则是零水准CO32-得2质子的产物H3O是零水准H2O得1质子的产物OH-则是零水准H2O失1质子的产物. ?? nH nHCO3- 2nH2CO3 nOH-. H HCO3- 2H2CO3 OH- ∴PBE: H OH- - HCO3- - 2H2CO3 2H2C2O4水溶液:零水准: H2C2O4和H2O. 存在的平衡:H2C2O4 H HC2O4- 11 HC2O4- H C2O42-H2O H2O H3O OH- 与H2C2O4相比HC2O4-是失1质子的产物C2O42-则是失2质子的产物. 其它两种形式情况与Na2CO3水溶液相同. ∴PBE: H OH- HC2O4- 2C2O42- 3NH42CO3水溶液:??零水准:NH4、CO32-和H2O. 主要的解离平衡:NH4H NH3 CO32- H2O HCO3- OH- HCO3- H2O H2CO3 OH- H2O H2OH3O OH- 与NH4相比NH3 是失1个质子的产物. 与CO32-相比HCO3-是得1个质子的产物H2CO3则是得2个质子的产物. 其它两种形式情况与Na2CO3水溶液相同. H HCO3- 2H2CO3 OH- NH3 ∴PBE:H OH- NH3 - HCO3- - 2H2CO3 4.4.2一元弱酸碱溶液酸度的计算1.一元弱酸溶液: 对于HA这种一元弱酸其水溶液的PBE为: H OH- A- 此等衡式说明HA水溶液的酸度由两方面提供. KoaHA A- H OH- Kow H. ∴H Kow H KoaHA/H 整理可得:∴H KoaHA Kow 式中:HA d1c或HA c - H. 上式就是一元弱酸水溶液酸度计算的精确式. 在实际工作中可采用以下近似式求解. 浓度较大且弱酸相对较强一般为中强酸即cKoa≥10Kow可忽略水的贡献. H ?? KoaHA 例题:计算0.10 mol·L-1一氯乙酸水溶液的pH值.已知Koa 1.4×10-3. 解: ∵cKoa 0.10× 1.4×10-3 gt10Kow ∴H ?? KoaHA ?? 1.4×10-30.10 - H 1.1×10-2 mol·L-1 pH1.96. 若浓度较大弱酸又不算太强时即还满足c/Koa≥ 105. H Koa c或pH pKoa pc/2 式中:pc -lg c. 上式为一元弱酸水溶液酸度计算的最简式. 例题:计算0.10 mol·L-1NH4Cl水溶液的pH值.已知Kob 1.79×10-5 pKob 4.75. 解: 据Koa与Kob的关系可得pKow pKoa pKob 所以pKoa 14.00 -.。
酸碱质子理论
酸碱质子理论酸碱质子理论（proton theory of acids and bases）是描述酸碱性质的一种理论，认为酸和碱的性质表现在其产生或接收质子上。
此理论在化学领域有着广泛的应用和意义，本文将对酸碱质子理论进行详细的阐述。
一、酸碱定义在酸碱质子理论中，酸被定义为能够释放出质子，即H+离子或H3O+离子（水合质子），碱被定义为能够接受质子的物质。
这样的定义导致了一些物质的酸碱性质得到了相应的解释。
例如，强酸如盐酸（HCl）和硝酸（HNO3）可以释放出大量的质子，而弱酸如乙酸（CH3COOH）和碳酸（H2CO3）则只能释放出少量的质子；强碱如氢氧化钠（NaOH）和氨水（NH3）可以接收大量的质子，而弱碱如氢氧化铵（NH4OH）则只能接收少量的质子。
二、酸碱反应有了酸碱定义之后，酸碱之间的反应可用离子方程式表示。
例如，盐酸和氢氧化钠的反应可以表示为：HCl + NaOH → NaCl + H2O在离子方程式中，盐酸释放出了一个质子（H+离子），氢氧化钠接收了这个质子并生成了水。
这个反应可以更加准确地表示为：HCl + Na+ + OH- → Na+ + Cl- + H2O也就是说，HCl释放出了一个H+离子，而氢氧化钠中的OH-离子接收了这个H+离子形成水。
同样，乙酸和氨水的反应可以表示为：CH3COOH + NH3 → CH3COO- + NH4+在这个反应中，乙酸释放出了一个H+离子，而氨水中的NH3分子接收了这个H+离子形成了NH4+离子。
三、酸碱强度在酸碱质子理论中，强酸和强碱可以释放出或接收大量的质子，而弱酸和弱碱只能释放出或接收少量的质子。
这种不同的释放或接收质子的能力被称为酸碱强度。
酸碱强度与化学反应的平衡有关，因为在反应达到平衡时，等量的酸和碱会释放或接收相同的质子。
可以用酸/碱的离子化常数（Ka/Kb）来表示酸/碱的强度，离子化常数越大，酸/碱的强度越强。
四、常见酸碱与酸碱指示剂1.常见的强酸包括盐酸、硫酸和硝酸等。
酸碱质子理论
子，因此酸和碱会成对出现。
酸碱质子理论可以用以下反应式说明：酸 + 碱
共轭碱 + 共轭酸
酸在失去一个氢离子后，变成共轭碱；而碱得到失去的一个氢离子后，变成共轭酸。
以上反应可能以正反应或逆反应的方式来进行，不过不论是正反应或逆反应，均维持以下的原则：酸将一个氢离子转移给碱。
目录
而在水和氨的反应中，水扮演酸的角色，其反应式如下：H2O + NH3
Al(H2O)63+ + H2O
易士酸，可和六个水分子结合为水合镁离子
B(OH)4− + H3O+
硼酸在反应中为路易士酸，从一个水分子接收电子对，再提供一个氢离子给另一个水分子，因此也是布朗斯特酸。