無(wú)機(jī)化學(xué) 酸堿解離平衡

第8章

酸堿解離平衡蘋果酸抗壞血酸1酸堿理論的發(fā)展早期:用感觀來(lái)區(qū)分酸和堿。酸:有酸味，能使石蕊變成紅色。堿:有澀味、滑膩感，使石蕊變成藍(lán)色。218世紀(jì):酸的組成中都含有氧元素---拉瓦錫。19世紀(jì)初:酸的組成中都含有氫元素（HI發(fā)現(xiàn)后）。19世紀(jì)后期:用電離理論解釋酸和堿。3酸：在水溶液中解離產(chǎn)生的正離子全部是H+的化合物。堿：在水溶液中解離產(chǎn)生的負(fù)離子全部是OH–的化合物。酸堿中和反應(yīng)的實(shí)質(zhì)：

H+和OH–結(jié)合生成H2O。酸堿的電離理論（阿侖尼烏斯電離理論）420世紀(jì)20年代:酸堿的質(zhì)子理論(丹麥化學(xué)家J.N.Br?nsted和英國(guó)化學(xué)家T.M.Lowry)

凡能給出質(zhì)子的物質(zhì)都是酸；

凡能接受質(zhì)子的物質(zhì)都是堿。酸堿的電子理論(美國(guó)物理化學(xué)家G.N.Lewis)酸堿溶劑體系理論(Cady和Elsey)5電解質(zhì):在水溶液中或在熔融狀態(tài)下能夠?qū)щ姷幕衔?。?qiáng)酸強(qiáng)堿大部分鹽類弱酸弱堿某些鹽類[如HgCl2,

Pb(Ac)2]在水溶液中部分電離，其電離過(guò)程是可逆的，存在著中性分子與水合離子間的電離平衡。在水溶液中能完全電離。弱電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)6HXH+XInitialEquilibriumHY

HYH+

YInitialEquilibrium(a)Strongacid(b)WeakacidHX=H++XHY?H++YTheextentofionizationofacids7強(qiáng)酸：在水溶液中完全電離的酸是強(qiáng)酸，強(qiáng)酸的電離使用等號(hào)，如：HCl＝H++Cl

。弱酸：在水溶液中部分電離的酸是弱酸，其電離過(guò)程是可逆的，存在著分子與離子間的電離平衡。弱酸的電離要使用可逆號(hào)，如：HAc?H++Ac。89第8章

酸堿解離平衡8-1

弱酸和弱堿的解離平衡8-2鹽的水解8-3電解質(zhì)溶液理論和酸堿理論的發(fā)展10

8-1弱酸和弱堿的解離平衡8-1-1一元弱酸、弱堿的解離平衡弱酸的解離平衡常數(shù)

HAc+H2OH3O++Ac–

簡(jiǎn)寫

HAcH++Ac–一元弱酸式中為書寫簡(jiǎn)便，用濃度代替相對(duì)濃度。1.解離平衡常數(shù)11

HAcH++Ac–起始濃度

c0

00平衡濃度

c0–[H+]

[H+]

[Ac–][H+]=

[Ac–]c0>400Ka?12一元弱堿NH3H2ONH4++OH-

弱堿的解離平衡常數(shù)13

NH3·H2ONH4++

OH–起始濃度

c0

0

0平衡濃度

c0

–[OH–]

[NH4+]

[OH–][OH–]=

[NH4+]c0>400Kb?14解離常數(shù)Ki?的性質(zhì)：

Ki?

是表示弱電解質(zhì)解離出離子的趨勢(shì)大小的平衡常數(shù)。

Ki?

越小，弱電解質(zhì)解離越困難，電解質(zhì)越弱.

弱電解質(zhì)：一般Ki?

<10–2

。例如，Ka?

(HAc)=1.810–5,

為弱酸;

Kb?(NH3·H2O)=1.810–5,

為弱堿。15解離常數(shù)Ki?性質(zhì)：解離常數(shù)隨溫度而變化，但溫度對(duì)其影響不大，可近似處理。解離常數(shù)不隨溶液的濃度變化。16解離常數(shù)Ki?性質(zhì)：pKa?值定義為酸的解離指數(shù)， pKa?

＝－lgKa?

pKa?之正值越大，對(duì)應(yīng)的酸越弱。HS-H++S2–

Ka2?=1.310–13當(dāng)多元酸逐個(gè)失去質(zhì)子時(shí)，其失去質(zhì)子的傾向依次減弱。pKa1?

=6.9pKa2?

=12.9H2SH++HS–

Ka1?=1.110–717解離常數(shù)可以通過(guò)實(shí)驗(yàn)測(cè)定，亦可通過(guò)熱力學(xué)數(shù)據(jù)計(jì)算。解離常數(shù)Ki?性質(zhì)：rGm

=RT

lnK182.

解離度解離度：電離平衡時(shí)弱電解質(zhì)的解離百分率。解離度可表示弱電解質(zhì)解離程度的大小：在溫度、濃度相同條件下,

越小,電解質(zhì)越弱。19

HAcH++Ac–起始濃度

c0

00平衡濃度

c0

–[H+]

[H+]

[Ac–]解離度隨濃度的變化？c0>400Ka?與c0有關(guān):c0,稀釋定律20P84表3-3溶液濃度(moldm–3)解離度(%)解離常數(shù)Ka?0.20.9341.810–50.11.331.810–50.022.961.810–50.00112.41.810–5不同濃度醋酸溶液的解離度和解離常數(shù)(298K)α隨起始濃度c0的減小而增大。21解離常數(shù)Ka?是平衡常數(shù)的一種形式，它不隨電解質(zhì)的濃度而變化；解離度是轉(zhuǎn)化率的一種形式，它表示弱電解質(zhì)在一定條件下的解離百分?jǐn)?shù)，在解離常數(shù)不變的條件下可隨弱電解質(zhì)的起始濃度而變化。注意！22P223

例8-1(a)計(jì)算0.10moldm–3

HAc溶液中H+離子濃度和解離度，HAc的Ka?=1.810–5。解：HAc水溶液中同時(shí)存在兩個(gè)電離平衡：

H2OH++OH–

HAc

H++Ac–在計(jì)算H+離子濃度時(shí)，可忽略水的電離，溶液中[H+][Ac–].23

HAc

?H++

Ac–平衡濃度/mol·dm–3

0.10

–x

x

x設(shè)[H+]=xc0/Ka?

=5556>>400，0.10x0.1024若不采用近似計(jì)算，求解一元二次方程可得

x=1.3310–3,=1.33%。近似計(jì)算

x=1.3410–3,=1.34%。誤差很小。25濃度為c酸的一元弱酸溶液中：適用條件：解離度5%時(shí)，即c酸/Ka?

>400。26Ka?

/c0<1/400c0/Ka?

>40027濃度為c堿的一元弱堿溶液中：適用條件：解離度5%時(shí)，即c堿/Kb?>400。283.

同離子效應(yīng)

HAcH++Ac–增加Ac－，平衡左移,[H+]

減小。+NaAc29P225

例8-2

在0.10moldm–3

HAc溶液中加入少量NaAc,使其濃度為0.20moldm–3,求該溶液的H+濃度和解離度.30解：(1)設(shè)電離產(chǎn)生的H+離子濃度為x。

HAc

?H++Ac–

平衡濃度0.10–x

x0.20+x

/mol·dm–3

0.100.20解得x=9.010––6，即[H+]=9.010–6

moldm–3.由于c0/Ka?

>>400，再加上引進(jìn)NaAc使平衡左移，所以近似有31(2)求0.10moldm–3

HAc,解離度

=1.34%.同離子效應(yīng)使解離度減小149倍！32同離子效應(yīng)：在已經(jīng)建立解離平衡的弱電解質(zhì)溶液中，加入與其含有相同離子的另一強(qiáng)電解質(zhì)，而使平衡向降低弱電解質(zhì)解離度方向移動(dòng)的作用，稱同離子效應(yīng)。33在已經(jīng)建立解離平衡的弱電解質(zhì)溶液中加入不含相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)（例如HAc中加入NaCl），對(duì)弱電解質(zhì)的電離平衡有何影響？

將產(chǎn)生鹽效應(yīng)，使弱電解質(zhì)的解離度略有增高。（強(qiáng)電解質(zhì)溶液理論）4.

鹽效應(yīng)34HAc?Ac–+H+

鹽效應(yīng)使弱電解質(zhì)的解離度增大。鹽效應(yīng)的產(chǎn)生，是由于溶液中離子氛的作用加強(qiáng)(離子強(qiáng)度增大)而使離子的有效濃度a(活度)減小所造成的。

+NaCl離子氛–+++++++35HAc?Ac–+H+

+Ac–同離子效應(yīng)使弱電解質(zhì)的解離度減小。鹽效應(yīng)使弱電解質(zhì)的解離度增大。+Na+注意：產(chǎn)生同離子效應(yīng)時(shí)，必然伴隨鹽效應(yīng)的發(fā)生，而且兩者的效果相反，但同離子效應(yīng)的影響要大得多。對(duì)于稀溶液，有同離子效應(yīng)存在時(shí)，不必考慮鹽效應(yīng)。361.

水的離子積常數(shù)純水有微弱的導(dǎo)電能力，說(shuō)明水分子能夠電離：

H2O+H2OH3O++OH–簡(jiǎn)寫為：H2OH++OH–

8-1-2水的解離平衡和溶液的pH

37

根據(jù)化學(xué)平衡原理：

Kw?

=[H+][OH–]

=1.0×10–14

常溫

(298K)水的離子積常數(shù)H2OH++OH–Kw?的意義是：一定溫度時(shí)，水溶液中[H+]和[OH–]

之積為一常數(shù)。38溫度升高時(shí)，Kw?

值變大。溫度

/K273298373Kw?0.1310–141.010–147410–14H2O?H++OH–

rH>0吸熱反應(yīng)Kw?與溫度有關(guān)392.

溶液的pHpH是溶液酸堿性的定量標(biāo)度。溶液中氫離子濃度的負(fù)對(duì)數(shù)叫做pH。

pH=lg[H+]pOH=lg[OH–]pH=14pOHpKa?

=lgKa?40PB-10型全自動(dòng)pH計(jì)41pH能否<0,或>14?

常溫下，純水或中性溶液，pH

=pOH

=7。423.

酸堿指示劑能通過(guò)顏色變化指示溶液的酸堿性的物質(zhì)。酚酞溴百里酚藍(lán)43HIn

H++In–甲基橙(HIn)的電離平衡:3.24.4[HIn]=[In–]pH=pKi?

稱為指示劑的理論變色點(diǎn)。當(dāng)[H+]=Ka?，pH=pKi?1稱為指示劑的變色范圍。44pH試紙?jiān)诓煌膒H溶液中顯不同的顏色。

指示劑的酸色指示劑的堿色45分級(jí)解離；解離常數(shù)亦分級(jí)，如：H2S根據(jù)多重平衡規(guī)則：反應(yīng)1+反應(yīng)2=反應(yīng)3,則

K1K2=K3所以

Ka?

=Ka1?Ka2?

=1.410–208-1-3多元弱酸的解離平衡H2SH++HS-

Ka1?=1.110–7HS-H++S2-

Ka2?=1.310–132H++S2-

Ka?

=?H2S分級(jí)解離常數(shù)逐級(jí)減小46總的解離常數(shù)關(guān)系式僅表示平衡時(shí)三種濃度間的關(guān)系，而不說(shuō)明電離過(guò)程是按一步完全電離的方式進(jìn)行的。注意:2H++S2-H2S47H2S,H+,HS–,OH–,

S2–多元弱酸溶液中，同時(shí)存在幾個(gè)平衡。H2SHS-H++HS-H++S2-涉及多種平衡的離子，其濃度必須同時(shí)滿足該溶液中的所有平衡！H2OH++OH-48分析:H2S的Ka1?約是Ka2?的106

倍，由第二步電離出的H+

極少。其余的二元弱酸，如H2CO3,H2C2O4

也是這樣。例：已知常溫、常壓下H2S在水中的溶解度為0.10mol·dm–3，求飽和H2S水溶液中的[H2S]，[HS–]，[S2–]，[H+]。HS-H++S2-

Ka2?=1.310–13H2SH++HS-

Ka1?=1.110–749首先，從帶負(fù)電荷的HS–

中電離出H+，要比從中性分子H2S中電離出H+

難得多。其次，從平衡的角度看，第一步電離出的H+

產(chǎn)生同離子效應(yīng),使第二步的電離平衡左移。結(jié)論是，二元弱酸的[H+]由第一步電離決定，當(dāng)一元弱酸處理。

50

H2S?H+

+

HS–起始濃度/moldm–3

0.1

0

0平衡濃度/moldm–3

0.10x

x

x當(dāng)Ka1?/Ka2?

=1.1×10–7/1.3×10–13

>>102時(shí),可忽略二級(jí)電離，當(dāng)一元酸處理。

(1)求[H+]:H2S飽和溶液：51

[H+][HS–]=1.0510–4

moldm–3

故52(2)求[S2–]:

HS–

H++S2–H+離子濃度只有一個(gè)，它必須同時(shí)滿足上述兩個(gè)平衡關(guān)系式的要求。由于第二步解離程度非常小，可認(rèn)為[H+][HS–]，得[S2–]

Ka2?

=1.310–13moldm–353多元弱酸Ka1?

>>Ka2?

>>Ka3?

時(shí)，可當(dāng)作一元弱酸處理，Ka1?可以作為衡量多元弱酸酸強(qiáng)度的標(biāo)志。[H+]由Ka1?決定。1幾點(diǎn)說(shuō)明：54二元弱酸溶液中，酸根的濃度近似等于Ka2?，與酸的起始濃度關(guān)系不大。24[S2–]

Ka2?

在同一溶液中，同一種離子只能有一個(gè)濃度。3以上結(jié)論適用于純的(why?)二元弱酸和二元中強(qiáng)酸。55解:(a)P230

例8-3[H+]由Ka1?決定。[H+][HS–]=3.3210–5

moldm–3

[S2–]

Ka2?

=1.310–13moldm–3

H2S?H++HS–起始濃度/moldm–30.01000平衡濃度/moldm–30.010xx

x

0.01056(b)加鹽酸使H＋離子濃度為0.010moldm–3時(shí)，溶液中S2–離子濃度是多少？

解：0.0100.010(a)[S2–]

Ka2?=1.3×10–13

moldm–3代入數(shù)據(jù)計(jì)算得

[S2–]

=1.410–18

moldm–3578-1-4緩沖溶液緩沖溶液：能抵抗少量強(qiáng)酸、強(qiáng)堿和較多水的稀釋而保持體系的pH基本不變的溶液。緩沖作用：緩沖溶液保持pH值基本不變的作用。緩沖作用原理：如HAc+NaAc混合溶液

HAc

H+

+

Ac–大量少量大量58緩沖作用原理：HAc

H+

+

Ac–大量少量大量外加少量強(qiáng)堿(OH–)時(shí),外加少量強(qiáng)酸(H+)時(shí),HAc抵抗OH–；Ac–

抵抗H+。

H++Ac

?HAcOH+HAc

?Ac–+H2O[HAc]略,[Ac]略,pH基本不變。[HAc]略,[Ac]略,pH基本不變。緩沖對(duì)59常見的緩沖溶液弱酸與弱酸鹽、弱堿與弱堿鹽、多元弱酸的兩種不同酸式鹽的混合溶液緩沖對(duì)HAc-NaAc4.744.7460人體血液中由于含有H2CO3-HCO3,NaH2PO4-Na2HPO4等緩沖溶液，使人體血液的pH維持在7.35~7.45之間，保證了細(xì)胞代謝的正常進(jìn)行和整個(gè)機(jī)體的生存。pH<7.35,acidosis(酸中毒);pH>7.45,alkalosis(堿中毒)。6162常用的標(biāo)準(zhǔn)pH緩沖溶液pH=4.00：0.05M鄰苯二甲酸氫鉀溶液pH=6.86：0.025M磷酸二氫鉀和磷酸氫二鈉混合鹽溶液pH=9.18：0.01M硼砂

(Na2B4O710H2O)溶液63

HA

?H++A–起始濃度

c酸

0

c鹽

平衡濃度

c酸xx

c鹽+x

c酸c鹽

緩沖溶液pH的計(jì)算

代入平衡常數(shù)表達(dá)式：64一元弱酸及其鹽的混合溶液中的[H+]計(jì)算公式：65一元弱堿及其鹽的混合溶液中[OH–]的計(jì)算公式：pH=14pOH=14

pKb?

+

lg(c堿/c鹽)66教材P232

例8-5解：由緩沖溶液pH計(jì)算公式可得

67向1.0dm3

該緩沖溶液加入10.0cm31.00moldm–3

HCl

溶液，相當(dāng)于加入0.01molH+，它將消耗0.01mol的NaAc并生成0.01molHAc，此時(shí)溶液的體積變?yōu)?.01dm3，此時(shí)教材P232

例8-5解：68設(shè)平衡時(shí)[H+]為xmoldm–3

，故有教材P232

例8-5解：HAcH++Ac平衡濃度/moldm–369教材P232

例8-5解：從上述計(jì)算結(jié)果可以看出，加入此HCl溶液后，緩沖溶液的pH幾乎無(wú)變化(pH=4.734.74=0.01)；但若將10.0cm31.00moldm–3

HCl

溶液加入到1.0dm3

純水中，pH將從7變?yōu)?。70向1.0dm3

該緩沖溶液加入10.0cm31.00moldm–3

NaOH

溶液，相當(dāng)于加入0.01molOH，它將消耗0.01mol的HAc并生成0.01molNaAc，此時(shí)溶液的體積變?yōu)?.01dm3，此時(shí)教材P232

例8-5解：71設(shè)平衡時(shí)[H+]為ymoldm–3

，故有教材P218例8-5解：平衡濃度/moldm–3HAcH++Ac72教材P218例8-5解：從上述計(jì)算結(jié)果可以看出，加入此NaOH溶液后，緩沖溶液的pH幾乎無(wú)變化(pH=4.754.74=0.01)；但若將10.0cm31.00moldm–3

NaOH

溶液加入到1.0dm3

純水中，pH將從7變?yōu)?2。73將1.0dm3

該緩沖溶液加水稀釋至10.0dm3時(shí)，c酸和c鹽的數(shù)值均變?yōu)樵瓉?lái)的1/10，但二者的比值不變，根據(jù)

pH=pKa?lgc酸/c鹽可知，該緩沖溶液的pH不變。教材P218例8-5解：74重要結(jié)論：緩沖能力：緩沖溶液抵御少量外來(lái)酸堿的能力，稱為緩沖能力(或緩沖容量)。緩沖對(duì)的濃度越大，緩沖溶液的緩沖能力越大，實(shí)際工作中一般緩沖對(duì)的濃度在0.1~1.0moldm–3為宜。75為了保證緩沖能力的均衡，緩沖對(duì)中兩種物質(zhì)的濃度以接近為好，緩沖對(duì)的濃度比值一般為0.1~10，這時(shí)pH=pKa?

1，此pH范圍稱為緩沖范圍。當(dāng)然c酸/c鹽

=1時(shí)最好，此時(shí)弱酸的pKa?等于所要求的pH，

弱堿的pKb?=pOH。重要結(jié)論：76鹽解離產(chǎn)生的離子與水作用，產(chǎn)生弱電解質(zhì)，使水的解離平衡發(fā)生移動(dòng)從而影響溶液的酸堿性。這種作用叫做鹽的水解。8-2鹽的水解(hydrolysis)水的解離H2OOH–+H+

如NaAc

=Na+

+

Ac–+HAc77NaCl

aq強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽的陰、陽(yáng)離子都不能與水電離出的H+和OH–結(jié)合，不能破壞水的電離平衡。因此，它們不水解，其水溶液為中性。指示劑：溴百里酚藍(lán)78NaClO

aq弱酸強(qiáng)堿鹽水解產(chǎn)生弱酸，溶液中[H+]<[OH]，溶液顯堿性。ClO-+

H2O

HClO+OH-指示劑：溴百里酚藍(lán)79NH4Claq弱堿強(qiáng)酸鹽水解產(chǎn)生弱堿，溶液中[H+]>[OH]，溶液顯酸性。NH4++

H2ONH3H2O

+H+指示劑：溴百里酚藍(lán)80弱酸弱堿鹽---------雙水解產(chǎn)生弱酸和弱堿NH4Ac+

H2O

NH3H2O

+HAc溶液的酸堿性視生成弱酸、弱堿的Ki

而定

不要求811.

弱酸強(qiáng)堿鹽的水解(NaAc)H2OH++OH-

KwH++Ac-HAc1/KaAc-+H2OHAc+OH-

Kh8-2-1水解平衡常數(shù)水解平衡常數(shù)，與鹽濃度無(wú)關(guān)；Kh

值越大，相應(yīng)鹽的水解程度越大。Kh=Kw/Ka

=1.010-14/1.810-5

=5.610-10822.

強(qiáng)酸弱堿鹽的水解(NH4Cl)

Ka(NH4+)H2O

H++OH-

KwNH4++H2O

NH3·H2O+H+

KhOH-+NH4+NH3H2O1/KbKh

=

Kw/Kb

=1.010-14/1.810-5

=5.610-10831單水解過(guò)程的計(jì)算8-2-2水解度和水解平衡的計(jì)算Ac-+H2OHAc+OH-起始濃度c000平衡濃度c0–x

c0

x

x(1)弱酸強(qiáng)堿鹽[OH-]的近似計(jì)算公式84弱酸強(qiáng)堿鹽水解度:水解度:

即水解百分率，它是轉(zhuǎn)化率的一種形式。×100%

h=已水解的鹽濃度鹽的初始濃度h與鹽的濃度有關(guān)，稀溶液的水解度較大。85NH4++H2ONH3·H2O+H+起始濃度c000平衡濃度c0xc0

x

x(2)弱堿強(qiáng)酸鹽86弱堿強(qiáng)酸鹽[H+]的近似計(jì)算公式弱堿強(qiáng)酸鹽水解度:87NH4++H2ONH3·H2O+H+P238

例8-7求0.10moldm-3NH4Cl溶液的pH和水解度。pH=5.13解：88c0=

0.10moldm-3[H+]=7.510-6moldm-3c0'

=

0.010

moldm-3[H+]'=2.410-6

moldm-3c0<c0',h'>h,稀溶液的水解度比較大。

h'=2.410-2%891.酸+堿鹽+水水解小結(jié)：中和反應(yīng)(rH<0)水解反應(yīng)(rH>0)K=1/Kh902.水解是吸熱反應(yīng)，加熱可以促進(jìn)水解反應(yīng)的進(jìn)行，使水解度增大。FeCl3+3H2O

Fe(OH)3+3HCl常溫下反應(yīng)不明顯；加熱后反應(yīng)進(jìn)行得較徹底，顏色逐漸加深，生成紅棕色沉淀。913.水解反應(yīng)常使溶液呈現(xiàn)酸性或堿性，控制溶液的酸堿度通?？梢源龠M(jìn)或抑制水解反應(yīng)的進(jìn)行。為抑制水解，必須將鹽溶解在相應(yīng)的堿或酸中。如：SnCl2+H2O

Sn(OH)Cl↓+HCl

堿式氯化亞錫928-3-2酸堿質(zhì)子理論8-3

電解質(zhì)溶液理論和酸堿理論的發(fā)展1

酸堿的定義（酸堿質(zhì)子理論）凡能給出質(zhì)子的物質(zhì)都是酸；凡能接受質(zhì)子的物質(zhì)都是堿。因一個(gè)質(zhì)子的得失而相互轉(zhuǎn)變的一對(duì)酸堿稱為共軛酸堿對(duì)。93共軛酸共軛堿NH4+NH3

+

H+H2PO4-HPO42-+H+酸堿+質(zhì)子共軛酸堿對(duì)HCl=Cl-+H+

HPO42-PO43-+H+94質(zhì)子理論注意點(diǎn)：酸和堿可以是分子，也可以是離子。有的物質(zhì)在某個(gè)共軛酸堿對(duì)中是堿，但在另一個(gè)共軛酸堿對(duì)中卻是酸，即既可以給出質(zhì)子，也能夠接受質(zhì)子，這樣的物質(zhì)稱為兩性物質(zhì)，如H2O、HSO4、HCO3

和HPO42

等。質(zhì)子理論中沒(méi)有鹽的概念。酸堿電離理論中的鹽，在質(zhì)子論中都是離子酸或離子堿。如NH4Cl,NH4+是酸，Cl是堿。95討論：①求CO32

的共軛酸。②求[Fe(OH)2(H2O)4]+的共軛酸、堿。③求HCO32

的共軛酸、堿。①

CO32

的共軛酸：HCO3

。解：酸：[Fe(OH)(H2O)5]2+

堿：[Fe(OH)3(H2O)3]②[Fe(OH)2(H2O)4]+

的共軛③

HCO3的共軛酸：H2CO3

堿：CO32962

酸堿的強(qiáng)弱及反應(yīng)的方向酸越強(qiáng)，它的共軛堿越弱,酸越弱，它的共軛堿越強(qiáng)。酸堿的強(qiáng)弱取決于：①酸堿本身釋放質(zhì)子和接受質(zhì)子的能力,②溶劑接受和釋放質(zhì)子的能力。例如：HAc

在水中為弱酸，但在液氨中為強(qiáng)酸！97A-+H2O

?HA+OH-Ka值越大，電離程度越大，酸越強(qiáng)

HA?

H++A-98Ka

·Kb=[H+]?

[OH-]=Kw

=

1.0×10-14

Ka、Kb成反比關(guān)系，弱酸的酸性越強(qiáng)(Ka越大),則其共軛堿的堿性越弱(Kb越小)。通常把Ka=10-210-7的酸稱為弱酸,Ka<10-7的酸稱為極弱酸。弱堿亦可按Kb大小進(jìn)行分類。99酸性：

HClO4>H2SO4>H3PO4>HAc>H2CO3>NH4+>H2O堿性：

ClO4-<HSO4-<H2PO4-<Ac-<HCO3-<NH3<OH-100電離作用中和作用水解作用酸堿質(zhì)子理論,都是質(zhì)子傳遞的酸堿反應(yīng)。(2)酸堿反應(yīng)的方向101酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)，就是兩個(gè)共軛酸堿對(duì)之間質(zhì)子傳遞的反應(yīng)。酸堿反應(yīng)的方向：酸堿反應(yīng)中，質(zhì)子總是自發(fā)地從強(qiáng)酸向強(qiáng)堿轉(zhuǎn)移，生成弱酸和弱堿。102

①電離作用HCl+H2O=H3O++Cl-強(qiáng)酸1強(qiáng)堿2弱酸2弱堿1H+電離作用就是水與分子酸堿的質(zhì)子傳遞反應(yīng)。103

HCl+H2O=H3O++Cl-

強(qiáng)酸1強(qiáng)堿2弱酸2弱堿1

強(qiáng)酸給出質(zhì)子的能力很強(qiáng)。其共軛堿極弱，幾乎不能結(jié)合質(zhì)子，因此解離反應(yīng)幾乎完全進(jìn)行（相當(dāng)于電離理論的全部電離）。104

HAc+H2OH3O++Ac-

弱酸1弱堿2強(qiáng)酸2強(qiáng)堿1H+弱酸給出質(zhì)子的能力較弱，其共軛堿接受質(zhì)子的能力則較強(qiáng)。因此，解離反應(yīng)進(jìn)行的程度很小，不能進(jìn)行完全，為可逆反應(yīng)（相當(dāng)于電離理論的部分電離）。Ka

=

1.8×10-5，rGm>>0,

反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行的方向是從右向左。105

H2O+NH3

NH4+

+OH-

弱酸1弱堿2強(qiáng)酸2強(qiáng)堿1

氨和水反應(yīng)時(shí)，H2O給出質(zhì)子，由于H2O是弱酸，所以反應(yīng)也進(jìn)行得很不完全，是可逆反應(yīng)（相當(dāng)于NH3在水中的電離過(guò)程）。H2O是兩性物質(zhì)。amphotericH+106在水的自偶電離過(guò)程中，也體現(xiàn)了酸堿的共軛關(guān)系。

H2O+H2O?H3O+

+OH-

弱酸1弱堿2強(qiáng)酸2強(qiáng)堿1H+根據(jù)酸堿質(zhì)子理論，在水中能大量存在的最強(qiáng)的質(zhì)子酸是H3