化學(xué)中的酸堿理論阿侖尼烏斯(SAArrhenius)的電離理論;

1、化學(xué)中的酸堿理論：化學(xué)中的酸堿理論：理論；理論；5、軟硬酸堿理論等。、軟硬酸堿理論等。分析化學(xué)中主要應(yīng)用酸堿質(zhì)子理論。分析化學(xué)中主要應(yīng)用酸堿質(zhì)子理論。(因?yàn)樵摾碚搶?duì)酸堿強(qiáng)因?yàn)樵摾碚搶?duì)酸堿強(qiáng)弱的量化程度最高，便于定量計(jì)算，它的缺點(diǎn)是不適合于弱的量化程度最高，便于定量計(jì)算，它的缺點(diǎn)是不適合于無(wú)質(zhì)子存在的酸堿體系無(wú)質(zhì)子存在的酸堿體系)一、酸堿概念一、酸堿概念 酸：溶液中凡能酸：溶液中凡能給出給出質(zhì)子的物質(zhì)。質(zhì)子的物質(zhì)。堿：溶液中凡能堿：溶液中凡能接受接受質(zhì)子的物質(zhì)。質(zhì)子的物質(zhì)。因一個(gè)質(zhì)子的得失而互相轉(zhuǎn)變的每一對(duì)酸堿稱為因一個(gè)質(zhì)子的得失而互相轉(zhuǎn)變的每一對(duì)酸堿稱為；各個(gè)共軛酸堿對(duì)的質(zhì)子得失反應(yīng)稱為各個(gè)共

2、軛酸堿對(duì)的質(zhì)子得失反應(yīng)稱為 酸酸 堿堿 + + 質(zhì)子質(zhì)子 NH4+ NH3 + H+ H2CO3 HCO3- + H+ HCO3- CO32- + H+ Fe(H2O)63+ Fe(OH)(H2O)52+ + H+ 在酸堿質(zhì)子理論中，酸和堿可以是中性分子，也可以是在酸堿質(zhì)子理論中，酸和堿可以是中性分子，也可以是陽(yáng)離子或陰離子。酸和堿不是決然對(duì)立的兩類(lèi)物質(zhì)，其區(qū)別陽(yáng)離子或陰離子。酸和堿不是決然對(duì)立的兩類(lèi)物質(zhì)，其區(qū)別僅在于對(duì)質(zhì)子親和力的不同。僅在于對(duì)質(zhì)子親和力的不同。 二、酸堿反應(yīng)二、酸堿反應(yīng) 質(zhì)子理論認(rèn)為，質(zhì)子理論認(rèn)為，酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是酸堿之間的質(zhì)子轉(zhuǎn)移酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是酸堿之間的質(zhì)子轉(zhuǎn)移，質(zhì)子從

3、一種酸轉(zhuǎn)移給另一種非共軛堿。其反應(yīng)結(jié)果就是各反應(yīng)質(zhì)子從一種酸轉(zhuǎn)移給另一種非共軛堿。其反應(yīng)結(jié)果就是各反應(yīng)物分別轉(zhuǎn)化為各自的共軛堿和共軛酸。例如物分別轉(zhuǎn)化為各自的共軛堿和共軛酸。例如NH3與與HCl之間的之間的酸堿反應(yīng)：酸堿反應(yīng)： 半反應(yīng)半反應(yīng)2 NH3(堿堿2) + H+ NH4+(酸酸2) 半反應(yīng)半反應(yīng)1 HCl(酸酸1) Cl -(堿堿1) + H+ 總反應(yīng)總反應(yīng) HCl(酸酸1)+NH3(堿堿2) NH4+(酸酸2)+ Cl-(堿堿1) 酸堿半反應(yīng)不可能酸堿半反應(yīng)不可能單獨(dú)發(fā)生單獨(dú)發(fā)生酸堿反應(yīng)是兩對(duì)酸堿反應(yīng)是兩對(duì)共軛酸堿對(duì)共軛酸堿對(duì)共同作用的結(jié)果共同作用的結(jié)果酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)

4、是質(zhì)子的轉(zhuǎn)移質(zhì)子的轉(zhuǎn)移 質(zhì)子的轉(zhuǎn)移是通過(guò)質(zhì)子的轉(zhuǎn)移是通過(guò)溶劑合質(zhì)子溶劑合質(zhì)子來(lái)實(shí)現(xiàn)的來(lái)實(shí)現(xiàn)的水分子之間存在質(zhì)子傳遞作用，水分子之間存在質(zhì)子傳遞作用，Kw=H+OH- =10-14 試判斷下列物質(zhì)是酸還是堿，并指出共軛酸堿對(duì)：試判斷下列物質(zhì)是酸還是堿，并指出共軛酸堿對(duì)：H2CO3、HAC、H3PO4、Na2CO3、NaH2PO4、KHPO4、NaAC、(CH2)6N4、Na3 PO4、KHCO3、(CH2)6N4H+三、酸堿的強(qiáng)弱三、酸堿的強(qiáng)弱 酸堿的強(qiáng)弱可由它們?cè)谒械慕怆x反應(yīng)平衡常數(shù)酸堿的強(qiáng)弱可由它們?cè)谒械慕怆x反應(yīng)平衡常數(shù)(簡(jiǎn)稱為簡(jiǎn)稱為弱酸弱堿的解離常數(shù)弱酸弱堿的解離常數(shù))的大小來(lái)衡量。的

5、大小來(lái)衡量。弱酸弱酸(HA)和弱堿和弱堿(A-)的解離常數(shù)分別用的解離常數(shù)分別用 和和 表示表示。 aK bK例如：例如：3HBOHBKaBOHHBKb弱酸的值越大，表示其酸性越強(qiáng)。弱堿的值越大，表示其堿弱酸的值越大，表示其酸性越強(qiáng)。弱堿的值越大，表示其堿性越強(qiáng)。性越強(qiáng)。對(duì)于對(duì)于共軛酸堿對(duì)共軛酸堿對(duì)而言而言 KaKb = H+OH- = Kw = 10-14共軛酸堿對(duì)中酸的共軛酸堿對(duì)中酸的解離常數(shù)越大，酸越強(qiáng)，解離常數(shù)越大，酸越強(qiáng)，則其共軛堿的解離則其共軛堿的解離常數(shù)愈小，常數(shù)愈小，堿愈弱堿愈弱；反之，共軛酸堿對(duì)中酸的越小，則其共軛；反之，共軛酸堿對(duì)中酸的越小，則其共軛堿的愈大。因此，已知酸或

6、堿的解離常數(shù)，就可根據(jù)式堿的愈大。因此，已知酸或堿的解離常數(shù)，就可根據(jù)式(5-3)計(jì)計(jì)算其共軛堿或共軛酸的解離常數(shù)。算其共軛堿或共軛酸的解離常數(shù)。 例如例如由附錄三可查知：由附錄三可查知： HAc的的 =1.75 105，則其共軛堿，則其共軛堿Ac-的的 =1014 /1.75 105=5.7 1010。同理，查附錄三可知。同理，查附錄三可知NH3、C6H5NH2的值，則計(jì)算出其共軛酸的值，則計(jì)算出其共軛酸NH4+、C6H5NH2H+的值分別為的值分別為5.61010和和2.3105，進(jìn)而可判斷其相對(duì)強(qiáng)弱。，進(jìn)而可判斷其相對(duì)強(qiáng)弱。 aK bK332223222323321AOHOHHAHAOH

7、OHAHAHOHOHAHaaaKKK 對(duì)于多元酸，要注意對(duì)于多元酸，要注意Ka與與Kb的對(duì)應(yīng)關(guān)系，如三元酸的對(duì)應(yīng)關(guān)系，如三元酸H3A在水溶液中在水溶液中OHHAOHAOHAHOHHAOHAHOHAHbbbKKK223222322123Ka1Kb3=Ka2Kb2=Ka3Kb1=H+OH-=Kw例例1：已知已知H2S水溶液的水溶液的 1.310-7， 7.110-15，計(jì)算計(jì)算S2-的的 和和 (25)。 1aK2aK1bK2bK則則 1bK(S2-) = = = 1.4)(22SHKKaw1514101.71000.1(S2-) = = = 1.4)(22SHKKaw2bK714103.11000.1解解 根據(jù)根據(jù)H2S解離平衡，可得解離平衡，可得 (H2S) (S2-) = KW; (H2S) (S2-) = KW1aK2bK1bK2aK練習(xí)題練習(xí)題1、H2O的共軛酸是的共軛酸是A ) H2O B ) HAc C ) H3O+ D ) OH-2、根據(jù)酸堿質(zhì)子理論，正確的說(shuō)法是、根據(jù)酸堿質(zhì)子理論，正確的說(shuō)法是A )酸愈強(qiáng)，則其共軛酸愈弱酸愈強(qiáng)，則其共軛酸愈弱B ) H3O+是水溶液中的最強(qiáng)酸是水溶液中的最