酸堿質子理論與酸堿平衡

1第六章酸堿平衡與酸堿滴定本章學習要求

①弄清各種概念；

②學會正確應用[H+]計算公式；

理解和掌握酸堿滴定原理，并能運用所學知識解決實際問題。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酸堿質子理論電離理論電子理論質子理論酸——能電離出H+的物質堿——電離出OH-的物質酸——凡能給出質子的物質堿——凡能接受質子的物質酸——凡能接受電子的物質堿——凡能給出電子的物質酸堿的定義一、

酸堿質子理論

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

酸共軛堿+質子

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，互為共軛關系；共軛酸堿之間只差一個H+。

HClH+

+C1－

H2SO4H++HSO4－

HSO4－

H++SO42－

酸質子+堿

NH4+H++NH3

H2PO4－

H++HPO42－特點：1）具有共軛性

式中HA失去一個質子，或A-得到一個質子變成相應的堿或酸稱為酸堿半反應。酸失去質子后變成相應的共軛堿；而堿接受質子后變成相應的共軛酸。兩者相互依存又相互轉化。A－+H+HA如：2）具有相對性

如，H2PO42-既能給出質子，又能接受質子，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-

同一物質在某些場合是酸，而在另一場合是堿，其原因是共存物質彼此間給出質子能力相對強弱不同。因此，酸或堿是相對的，視溶液的介質而異。可見：

①當一種酸給出質子后，其剩下的酸根(堿)，自然對質子具某種親合力，所以構成上述共軛酸堿對；②酸或堿可以是中性分子，也可以是陽離子或陰離子，同一物質既可以是酸，也可以是堿，共軛酸堿對中酸較其共軛堿多一個質子。如：酸1

堿2

堿1

酸2

HAc+NH3Ac-+NH4+

完整的酸堿反應

HAc-Ac-，NH4+-NH3

共軛酸—共軛堿反應實質：

二、酸堿反應酸堿反應實際上是兩個共軛酸堿對共同作用的結果，其實質是質子的轉移。兩對共軛酸堿之間質子傳遞過程；1.解離反應

解離反應的實質就是水與分子酸堿之間的質子傳遞反應。↑↑2.中和反應↑酸1

堿2

酸2

堿13.水解反應↑酸1

堿2

酸2

堿1三、溶劑（H2O）的質子自遞反應

發(fā)生在溶劑間的質子轉移→溶劑的質子自遞反應；反應的平衡常數(shù)Ks

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

H2O+H2OH3O++OH－

—水的質子自遞常數(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電解質：在水溶液中能全部電離成陰、陽離子的電解質稱為強電解質。(如NaCl=Na++Cl—)強電解質包含：強酸——如硫酸、鹽酸、硝酸、高氯酸，強堿——氫氧化鈉、氫氧化鉀、氫氧化鋇絕大多數(shù)鹽。一、強電解質與弱電解質弱電解質：在水溶液中只有小部分能電離成陰、陽離子的化合物稱為弱電解質。（如）弱電解質包含：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、弱電解質的電離度和電離平衡電離度電離度的定義：電離平衡時，已電離的弱電解質分子數(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地表示電解質的強弱。α=

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

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

H++Ac－

NaAc==Na++Ac－

E.同離子效應定義：在弱電解質溶液中，當加入一種與弱電解質具有相同離子的強電解質時，使弱電解質的電離度降低的現(xiàn)象。幾點說明：1．使電離平衡向左移動；2．結果總是α↓；3．Ki不變；（一）弱酸、弱堿的解離平衡如：HAc+H2OH3O++Ac-

對堿：

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、酸或堿的本性及溫度等因素有關。②ka，kb是衡量酸堿強度的尺子，ka或kb越大，其酸或堿的強度越強。

（二）共軛酸堿對的Ka與Kb的關系如：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）多元酸堿的強度

如，H3PO4H2PO4-

+H+

Ka1Kb3

H2PO4-

HPO42-

+H+

Ka2Kb2

HPO42-

PO43-

+H+

Ka3Kb1形成的多元共軛酸堿對中最強酸的解離常數(shù)

Ka1對應最弱共軛堿的解離常數(shù)Kb3

討論：多元酸堿在水中逐級離解，