酸堿平衡與酸堿滴定法1

4.1.1酸堿的定義一、酸堿理論發(fā)展簡介最初從物質(zhì)的一些性質(zhì)來認識酸堿拉瓦錫酸理論戴維的酸理論1883年瑞典化學家Arrhenius:電離學說1923年丹麥化學家J.N.Bronsted和英國化學家T.M.Lowry:質(zhì)子理論1923年美國化學家G.N.Lewis提出廣義的酸堿電子理論1963年R.G.Pearson等人又把酸和堿各分為軟、硬兩類4-1酸堿質(zhì)子理論第4章酸堿平衡與酸堿滴定法4.1.1酸堿的定義一、酸堿理論發(fā)展簡介二、酸堿質(zhì)子理論的要點

凡能給出質(zhì)子（H+）的分子或離子稱為酸；凡是能接受質(zhì)子（H+）的分子或離子稱為堿。HBH++B-

酸質(zhì)子堿

HCl-----→H++Cl-HAc-----→H++Ac-H2CO3---→H++HCO3-HCO3----→H++CO32-H3O+-----→H++H2OH2O-----→H++OH-NH4+-----→H++NH3酸HCl←H++Cl-HAc←

H++Ac-H2CO3←

H++HCO3-HCO3-←H++CO32-H3O+←H++H2OH2O←H++OH-NH4+←H++NH3堿HCl

H++Cl-HAc

H++Ac-H2CO3

H++HCO3-HCO3-

H++CO32-H3O+

H++H2OH2O

H++OH-NH4+

H++NH3共扼酸共扼堿HBH++B-

共扼酸質(zhì)子共扼堿

1.共扼酸堿對之間只相差一個質(zhì)子2.兩性物質(zhì)HCl

H++Cl-HAc

H++Ac-H2CO3

H++HCO3-HCO3-

H++CO32-H3O+

H++H2OH2O

H++OH-NH4+

H++NH3共扼酸共扼堿HBH++B-

共扼酸質(zhì)子共扼堿

三、酸堿反應(yīng)HCl+NH3=Cl-+NH4+給出質(zhì)子接受質(zhì)子三、酸堿反應(yīng)HA+B=A+HB給出質(zhì)子接受質(zhì)子HCl+H2O=Cl-+H3O+給出質(zhì)子接受質(zhì)子三、酸堿反應(yīng)HA+B=A+HB給出質(zhì)子接受質(zhì)子HCl+H2O=Cl-+H3O+給出質(zhì)子接受質(zhì)子H2O+NH3OH-+NH4+給出質(zhì)子接受質(zhì)子NH4++H2ONH3+H3O+給出質(zhì)子接受質(zhì)子H2O+F-OH-+HF給出質(zhì)子接受質(zhì)子4.1.2酸堿強度的表示一、一元弱酸、堿強度表示法4.1.2酸堿強度的表示一、一元弱酸、堿強度表示法弱酸的強度是指其將質(zhì)子交給溶劑的能力，用反應(yīng)的平衡常數(shù)表示HB+H2OH3O++B-通常簡定為：HBH++B-HFH++F-HAcH++Ac-NH4+H++NH34.1.2酸堿強度的表示一、一元弱酸、堿強度表示法弱堿的強度是指其從溶劑中獲得質(zhì)子的能力，用反應(yīng)的平衡常數(shù)表示B+H2OHB++OH-NH3+H2ONH4++OH-F-+H2OHF+OH-4.1.2酸堿強度的表示二、多元弱酸、堿強度表示法HnBH++Hn-1B-Hn-1B-H++Hn-2B2-Hn-2B2-H++Hn-3B3-……4.1.2酸堿強度的表示二、多元弱酸、堿強度表示法H2SH++HS-HS-H++S2-多元堿：S2-+H2OHS-+OH-HS-+H2OH2S+OH-4.1.2酸堿強度的表示附錄：弱酸弱堿的離解常數(shù)K越大、越強但K通常較小，所以用pK表示。pK越大，表明越弱4.1.3共扼酸堿強度的關(guān)系B-+H2OHB+OH-HB+H2OH3O++B-上述兩式相加，平衡常數(shù)相乘H2O+H2OH3O++OH-共扼酸堿對：KaKb=KwpKa+pKb=pKwHCl

H++Cl-HAc

H++Ac-H2CO3

H++HCO3-HCO3-

H++CO32-H3O+

H++H2OH2O

H++OH-NH4+

H++NH3共扼酸共扼堿共扼酸堿對：KaKb=KwpKa+pKb=pKw共扼酸越強，對應(yīng)共扼堿越弱4.1.3共扼酸堿強度的關(guān)系共扼酸堿對：KaKb=KwpKa+pKb=pKw已知HAc的Ka=1.75×10-5，求Ac-的Kb4.1.3共扼酸堿強度的關(guān)系共扼酸堿對：KaKb=KwpKa+pKb=pKw碳酸H2CO3HCO3-(Ka1)4.3×10-7(Ka2)5.6×10-116.3710.25求CO32-的Kb1求CO32-的Kb2，即HCO3