第二節(jié)酸堿質(zhì)子理論羅

第三章酸堿平衡與酸堿滴定法第一節(jié)電解質(zhì)溶液的離解平衡第二節(jié)

酸堿質(zhì)子理論第三節(jié)酸堿平衡中有關(guān)濃度的計算第四節(jié)緩沖溶液第五節(jié)酸堿指示劑第六節(jié)酸堿滴定的基本原理第七節(jié)終點誤差第八節(jié)酸堿滴定法的應(yīng)用1884年瑞典化學(xué)家阿侖尼烏斯(S.A.Arrhenius)的酸堿電離理論；1905年美國科學(xué)家弗蘭克林(E.C.Franklin)提出的酸堿溶劑理論；1923年丹麥化學(xué)家布朗斯特(J.N.Br?nsted)與英國化學(xué)家勞萊(T.M.Lorry)提出的酸堿質(zhì)子理論；1923年美國化學(xué)家路易斯(G.N.Lewies)提出的廣義酸堿理論，即酸堿的電子理論；二十世紀(jì)六十年代美國化學(xué)家佩爾松(R.G.Pearson)提出的軟硬酸堿理論。第二節(jié)酸堿質(zhì)子理論

在以上的酸堿理論中，酸堿電離理論只適用于水溶液；酸堿質(zhì)子理論既適用于水溶液也適用與非水溶液；酸堿溶劑理論適用于溶劑能理解成正負(fù)離子的系統(tǒng)，有較大的局限性很少應(yīng)用；酸堿的電子理論對于酸堿的認(rèn)識過于寬泛，主要應(yīng)用在配位化學(xué)與有機(jī)化學(xué)中；軟硬酸堿理論也只局限于配位化合物的形成中。第二節(jié)酸堿質(zhì)子理論酸堿質(zhì)子理論酸堿質(zhì)子理論

1923年丹麥化學(xué)家布朗斯特(J.N.Br?nsted)與英國化學(xué)家勞萊(T.M.Lorry)提出了酸堿質(zhì)子理論第二節(jié)酸堿質(zhì)子理論意義：

酸堿質(zhì)子理論擴(kuò)大了酸堿的概念和應(yīng)用范圍，不僅把酸堿局限于水溶液或能夠發(fā)生自身解離的溶劑中，對非水溶液及無溶劑條件下的酸堿反應(yīng)也能給出很好的解釋。

即把水溶液和非水溶液統(tǒng)一起來。第二節(jié)酸堿質(zhì)子理論1.酸：凡是能夠給出質(zhì)子（H+）的物質(zhì)（包括分子和離子）都是酸；

例：HAc→H++Ac-

酸堿

NH4+→H++NH3

酸堿要點2.堿：凡是能夠接受質(zhì)子的物質(zhì)都為堿。例：NH3+H+→NH4+

Ac-+H+→HAc堿酸一、酸堿質(zhì)子理論第二節(jié)酸堿質(zhì)子理論3.兩性物質(zhì)：即能給出質(zhì)子，又能接受質(zhì)子的物質(zhì)

H2O+H+

H3O+

堿

H2O

H++OH-酸4.酸堿的共軛性彼此只差一個質(zhì)子，而相互轉(zhuǎn)化的一對酸堿稱為共軛酸堿對。

酸堿半反應(yīng)共軛酸堿對HAc—Ac-NH3—NH4+第二節(jié)酸堿質(zhì)子理論結(jié)論質(zhì)子理論的酸堿概念較電離理論的概念具有更廣泛的含義，可以是陽離子、陰離子，也可以是中性分子。質(zhì)子理論的酸堿含義具有相對性，在某個共軛酸堿對中可能是酸而在另一個共軛酸堿對中可能是堿。如同HPO42-，在共軛酸堿對H2PO4-—HPO42-體系中為堿，而在HPO42-—PO43-體系中則為酸。因此，同一物質(zhì)在不同環(huán)境中常會發(fā)生酸堿的改變。共軛酸堿對只差一個質(zhì)子，得失質(zhì)子構(gòu)成一個酸堿半反應(yīng)。第二節(jié)酸堿質(zhì)子理論二、酸堿反應(yīng)例如：HAc在水溶液中的離解半反應(yīng)1HAcH+＋Ac-

+）半反應(yīng)2H2O＋H+

H3O+

酸堿反應(yīng)HAc＋H2O?H3O+＋Ac-

酸1堿2酸2堿1

H3O+稱為水合質(zhì)子，通常簡寫成H+。HAc在水中的離解平衡式可以簡化為：

HAc?H+＋Ac-

第二節(jié)酸堿質(zhì)子理論同樣，堿在水溶液中接受質(zhì)子，也必須有溶劑水分子參加。如：氨的離解。半反應(yīng)1NH3＋H+

NH4+

+）半反應(yīng)2H2OH+＋OH-

酸堿反應(yīng)NH3＋H2O

OH-＋NH4+

堿1酸2堿2酸1傳統(tǒng)稱之為“鹽的水解”的反應(yīng)，也是酸堿反應(yīng)。如：NH4Cl、NaAc的水解反應(yīng)：NH4+＋H2O?H3O+＋NH3

Ac-＋H2O?OH-＋HAc第二節(jié)酸堿質(zhì)子理論顯然在酸堿質(zhì)子理論中沒有鹽這一術(shù)語，但習(xí)慣上還可能要用到“鹽”這個詞。酸堿反應(yīng)的實質(zhì)：是酸堿間質(zhì)子的傳遞，是兩個共軛酸堿對共同作用的結(jié)果。

第二節(jié)酸堿質(zhì)子理論三、溶劑的質(zhì)子自遞反應(yīng)

例：作為溶劑的水分子是兩性的，既能給出質(zhì)子起酸的作用，又能接受質(zhì)子起堿的作用。

在水分子之間，也可以發(fā)生質(zhì)子的傳遞作用：

H2O＋H2O?H3O+＋OH-

這種僅在溶劑分子之間發(fā)生的質(zhì)子傳遞作用，稱為溶劑的質(zhì)子自遞反應(yīng)。反應(yīng)的平衡常數(shù)稱為溶劑的質(zhì)子自遞常數(shù)(Ks)

，水的質(zhì)子自遞常數(shù)也稱水的離子積。第二節(jié)酸堿質(zhì)子理論25℃時第二節(jié)酸堿質(zhì)子理論水H2OpKs=pKw=pH+pOH=14.0乙醇C2H5OHpKs=pC2H5OH2+pC2H5O=19.1甲醇CH3OHpKs=pCH3OH2+pCH3O=16.7冰醋酸HAcpKs=pH2Ac+pAc=14.4第二節(jié)酸堿質(zhì)子理論四、酸堿的相對強(qiáng)弱1.定性酸堿的強(qiáng)弱取決于物質(zhì)給出質(zhì)子或接受質(zhì)子的能力的強(qiáng)弱。如果酸越易給出質(zhì)子，酸性越強(qiáng)，它的共軛堿接受質(zhì)子的能力越弱，堿性弱。2.定量衡量酸(堿)強(qiáng)弱的尺度——

酸(堿)的離解常數(shù)酸在水中給出質(zhì)子的能力用質(zhì)子轉(zhuǎn)移平衡常數(shù)的大小來表示。越大，酸越強(qiáng)第二節(jié)酸堿質(zhì)子理論越大，堿越強(qiáng)堿的接受質(zhì)子能力則由其加合質(zhì)子反應(yīng)平衡常數(shù)的大小來衡量.如：這三種酸的強(qiáng)弱順序為：堿的離解常數(shù)第二節(jié)酸堿質(zhì)子理論根據(jù)質(zhì)子酸堿的共軛特點，若一種酸的酸性越強(qiáng)，其共軛堿的堿性則越弱。如：由三種堿的Kb值的大小可以看出。這三種堿的強(qiáng)弱順序與其共軛酸的正好相反，其順序如下：第二節(jié)酸堿質(zhì)子理論3.Ka、Kb的關(guān)系共軛酸堿對的離解常數(shù)之積等于水和離子積。也就是說若知道了酸的離解常數(shù)，就可以知道其共軛堿的離解常數(shù)，反之亦然。解：NH4+

是NH3的共軛酸，所以第二節(jié)酸堿質(zhì)子理論多元弱酸溶液中同時存在幾個平衡：例.H2CO3

?H++HCO3-

Ka1

=4.3×10-7HCO3-?H++CO32-

Ka2

=5.6×10-11解離特點：Ka1

>>Ka2，即二級解離比一級解離困難得多（分步解離，一步比一步難）。原因：1）二級解離要克服CO32-

對H+的引力；

2）一級解離產(chǎn)生的H+對抑制二級解離。第二節(jié)酸堿質(zhì)子理論Na2CO3的解離：Ka1Kb2=KwKa2Kb1=KwH2CO3~HCO3-HCO3-~CO32-第二節(jié)酸堿質(zhì)子理論例：磷酸H3PO4酸的強(qiáng)度為H3PO4＞H2PO4-＞HPO42-。而其各自對應(yīng)的共軛堿的解離常數(shù)分別為：堿的強(qiáng)度:PO43-

＞HPO42-＞H2PO4-第二節(jié)酸堿質(zhì)子理論例2：計算NaHCO3的Kb。

解：HCO3-為兩性物質(zhì)，既可作為酸又可作為堿。HCO-3作為堿時：

HCO3-＋H2O?