酸堿質(zhì)子理論與酸堿平衡

1第六章酸堿平衡與酸堿滴定本章學(xué)習(xí)要求

①弄清各種概念；

②學(xué)會(huì)正確應(yīng)用[H+]計(jì)算公式；

理解和掌握酸堿滴定原理，并能運(yùn)用所學(xué)知識(shí)解決實(shí)際問(wèn)題。3

6.1酸堿制粒理論

6.2弱酸弱堿的解離平衡

6.3緩沖溶液

6.4酸堿滴定法

6.1酸堿質(zhì)子理論電離理論電子理論質(zhì)子理論酸——能電離出H+的物質(zhì)堿——電離出OH-的物質(zhì)酸——凡能給出質(zhì)子的物質(zhì)堿——凡能接受質(zhì)子的物質(zhì)酸——凡能接受電子的物質(zhì)堿——凡能給出電子的物質(zhì)酸堿的定義一、

酸堿質(zhì)子理論

1.質(zhì)子理論酸堿的定義及共軛酸堿對(duì)：酸：凡能給出質(zhì)子（H+）的物質(zhì)堿：凡能接受質(zhì)子（H+）的物質(zhì)；

酸共軛堿+質(zhì)子

HAcAc-+H+NH4+NH3+H+HCO3-CO32-+H+H6Y2+H5Y++H+

通式:HAA-+H+共軛酸堿：酸給出H+后成為堿，堿接受H+后成為酸，互為共軛關(guān)系；共軛酸堿之間只差一個(gè)H+。

HClH+

+C1－

H2SO4H++HSO4－

HSO4－

H++SO42－

酸質(zhì)子+堿

NH4+H++NH3

H2PO4－

H++HPO42－特點(diǎn)：1）具有共軛性

式中HA失去一個(gè)質(zhì)子，或A-得到一個(gè)質(zhì)子變成相應(yīng)的堿或酸稱為酸堿半反應(yīng)。酸失去質(zhì)子后變成相應(yīng)的共軛堿；而堿接受質(zhì)子后變成相應(yīng)的共軛酸。兩者相互依存又相互轉(zhuǎn)化。A－+H+HA如：2）具有相對(duì)性

如，H2PO42-既能給出質(zhì)子，又能接受質(zhì)子，在H3PO4—H2PO4-共軛體系中為堿，而在H2PO4-—HPO42-共軛體系中為酸。

H3PO4H++H2PO4-H2PO4-H++HPO42-

同一物質(zhì)在某些場(chǎng)合是酸，而在另一場(chǎng)合是堿，其原因是共存物質(zhì)彼此間給出質(zhì)子能力相對(duì)強(qiáng)弱不同。因此，酸或堿是相對(duì)的，視溶液的介質(zhì)而異?？梢?jiàn)：

①當(dāng)一種酸給出質(zhì)子后，其剩下的酸根(堿)，自然對(duì)質(zhì)子具某種親合力，所以構(gòu)成上述共軛酸堿對(duì)；②酸或堿可以是中性分子，也可以是陽(yáng)離子或陰離子，同一物質(zhì)既可以是酸，也可以是堿，共軛酸堿對(duì)中酸較其共軛堿多一個(gè)質(zhì)子。如：酸1

堿2

堿1

酸2

HAc+NH3Ac-+NH4+

完整的酸堿反應(yīng)

HAc-Ac-，NH4+-NH3

共軛酸—共軛堿反應(yīng)實(shí)質(zhì)：

二、酸堿反應(yīng)酸堿反應(yīng)實(shí)際上是兩個(gè)共軛酸堿對(duì)共同作用的結(jié)果，其實(shí)質(zhì)是質(zhì)子的轉(zhuǎn)移。兩對(duì)共軛酸堿之間質(zhì)子傳遞過(guò)程；1.解離反應(yīng)

解離反應(yīng)的實(shí)質(zhì)就是水與分子酸堿之間的質(zhì)子傳遞反應(yīng)?！?.中和反應(yīng)↑酸1

堿2

酸2

堿13.水解反應(yīng)↑酸1

堿2

酸2

堿1三、溶劑（H2O）的質(zhì)子自遞反應(yīng)

發(fā)生在溶劑間的質(zhì)子轉(zhuǎn)移→溶劑的質(zhì)子自遞反應(yīng)；反應(yīng)的平衡常數(shù)Ks

→溶劑的質(zhì)子自遞常數(shù)；H2O既能接受質(zhì)子又能給出質(zhì)子→兩性物質(zhì)；發(fā)生在水分子間的質(zhì)子轉(zhuǎn)移→水的質(zhì)子自遞反應(yīng)

H2O+H2OH3O++OH－

—水的質(zhì)子自遞常數(shù)kW=f(T)

或

PkW=pH+pOH=14

（25℃）

（30℃：kW=1.47×10－14；0℃：kW=0.12×10－14）

（一）水的質(zhì)子自遞常數(shù)（二）水溶液的酸堿性和pH1、溶液中[H+]、[OH-]與酸堿性的關(guān)系（25℃）：中性：[H+]=10-7mol/L=[OH-];

Kw=10-14酸性：[H+]>10-7mol/L>[OH-];

Kw=10-14堿性：[H+]<10-7mol/L<[OH-];

Kw=10-14（一）溶液的酸堿性和pH2、溶液的pH：1）定義：pH=-lg[H+]2）pH與溶液酸堿性的關(guān)系（25℃）：pH<7：酸性；pH=7：中性;

pH>7:堿性；

pOH=-lg[OH-]，pH+pOH=14（25℃）6.2弱酸弱堿的解離平衡強(qiáng)電解質(zhì)：在水溶液中能全部電離成陰、陽(yáng)離子的電解質(zhì)稱為強(qiáng)電解質(zhì)。(如NaCl=Na++Cl—)強(qiáng)電解質(zhì)包含：強(qiáng)酸——如硫酸、鹽酸、硝酸、高氯酸，強(qiáng)堿——?dú)溲趸c、氫氧化鉀、氫氧化鋇絕大多數(shù)鹽。一、強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)弱電解質(zhì)：在水溶液中只有小部分能電離成陰、陽(yáng)離子的化合物稱為弱電解質(zhì)。（如）弱電解質(zhì)包含：弱酸——醋酸（HAc）、碳酸、硼酸等，弱堿——氨水等少數(shù)鹽類——氯化汞、醋酸鉛HAcH++Ac-二、弱電解質(zhì)的電離度和電離平衡電離度電離度的定義：電離平衡時(shí)，已電離的弱電解質(zhì)分子數(shù)和電離前溶液中它的分子總數(shù)的百分比。電離度的大小可以相對(duì)地表示電解質(zhì)的強(qiáng)弱。α=

l00％理論上強(qiáng)電解質(zhì)比如HCl，NaOH等電離度為100%，但實(shí)際不是（P103表6-1）。因此德拜和休克爾提出了強(qiáng)電解質(zhì)溶液理論——主要因?yàn)椤半x子氛”的存在。影響電離度（解離平衡）的因素：A．電解質(zhì)的性質(zhì)；B．溶液濃度；(cB↓

，α↑)-稀釋定律C．溶劑性質(zhì)；D．溫度（影響較小,T↑，α↑）E.同離子效應(yīng)（α↓）F.鹽效應(yīng)（α↑）E.同離子效應(yīng)舉例：HAc

H++Ac－

NaAc==Na++Ac－

E.同離子效應(yīng)定義：在弱電解質(zhì)溶液中，當(dāng)加入一種與弱電解質(zhì)具有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)時(shí)，使弱電解質(zhì)的電離度降低的現(xiàn)象。幾點(diǎn)說(shuō)明：1．使電離平衡向左移動(dòng)；2．結(jié)果總是α↓；3．Ki不變；（一）弱酸、弱堿的解離平衡如：HAc+H2OH3O++Ac-

對(duì)堿：

NH3+H2ONH4++OH－同樣有：

①ka、kb分別為酸和堿在H2O中的解離常數(shù)，它們與溶劑的性質(zhì)、酸或堿的本性及溫度等因素有關(guān)。②ka，kb是衡量酸堿強(qiáng)度的尺子，ka或kb越大，其酸或堿的強(qiáng)度越強(qiáng)。

（二）共軛酸堿對(duì)的Ka與Kb的關(guān)系如：HAc/Ac-

HAc+H2OH3O++Ac-

ka=[H+][Ac-]/[HAc]

Ac-+H2OHAc+OH－

kb=[HAc][OH－]/[Ac-]

則

或pka+pkb=pkW=14.00（25℃）（三）多元酸堿的強(qiáng)度

如，H3PO4H2PO4-

+H+

Ka1Kb3

H2PO4-

HPO42-

+H+

Ka2Kb2

HPO42-

PO43-

+H+

Ka3Kb1形成的多元共軛酸堿對(duì)中最強(qiáng)酸的解離常數(shù)

Ka1對(duì)應(yīng)最弱共軛堿的解離常數(shù)Kb3

討論：多元酸堿在水中逐級(jí)離解，