大学化学3-3 酸碱质子理论3.3 酸碱质子理论

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−
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酸Baidu Nhomakorabea碱
H+
H2O + H2O
酸
碱
OH− + H3O+ 水的自偶解离
简写为： H2O (l)
H+ (aq) + OH−(aq)
早期的酸碱定义 酸：具有具酸有味酸味
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
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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
H+ + Cl− H+ + NH3
碱：能够与质子结合的分子或离子
Cl− + H+ NH3 + H+
HCl NH4+
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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
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酸碱的共轭关系
易
酸强 难 碱弱 + H+
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
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
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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−
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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+
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酸碱质子理论
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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
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pH的测定
酸和碱
1、指示剂 / pH试纸 2、pH计（精确测定）
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)
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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+