酸碱解电离平衡.ppt

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1、第第8章章酸碱解离平衡酸碱解离平衡8-18-1弱酸弱碱的解离平衡弱酸弱碱的解离平衡8-2 8-2 盐的水解盐的水解8-3 8-3 电解质溶液和酸碱理论的发电解质溶液和酸碱理论的发 展展18-1弱酸弱碱的解离平衡弱酸弱碱的解离平衡8-1-1 8-1-1 一元弱酸弱碱的解离平衡一元弱酸弱碱的解离平衡.HAc+H2OH3O+Ac-简写HAcH+Ac-弱弱酸酸的的电电离离平平衡常数衡常数H+Ac-HAcKa=一元弱酸一元弱酸2HAcH+Ac-t=oC000H+2Ka=t=平平C0H+H+Ac-H+=Ac-H+2C0-H+H+=KaC0C0C0400KaH+Ac-HAc=3一元弱碱一元弱碱NH3+H2O

2、NH4+OH-弱弱碱碱的电离平衡常数的电离平衡常数NH4+OH-NH3Kb=4NH3H2O NH4+OH-t=oC000Kb t=平平C0OH-NH4+OH-OH-=NH4+OH-2OH-=KbC0C0C0400Kb5Ka0吸热反应吸热反应6电离常数性质：电离常数性质：电离常数随温度而变化，电离常数随温度而变化，电离常数不随溶液的浓度变化，电离常数不随溶液的浓度变化，p值值 定定 义义 为为 酸酸 的的 电电 离离 指指 数数，plg电电离离常常数数可可以以通通过过实实验验测测定定，亦亦可可通过热力学数据计算。通过热力学数据计算。7H2SHS-H+HS-K 1=1.110=1.110-7-7H

3、+S2-K 2=1.310=1.310-13-13pKpK之正值越大，对应的酸越弱。之正值越大，对应的酸越弱。当多元酸逐个失去质子时，其失去质当多元酸逐个失去质子时，其失去质子的倾向依次减弱。子的倾向依次减弱。p6.9p12.982解离度解离度解离度解离度：电电离离平平衡衡时时弱弱电电解解质质的的解解离离百分率：百分率：已电离的浓度已电离的浓度弱电解质初始浓度弱电解质初始浓度100%9t=oC000t=平平C0H+H+Ac-H+C0H+=KaC0 KaC0C0 Ka/C0 HAcH+Ac-Ka c c2 2解解离离度度随随浓浓度的变化？度的变化？10P84表3-3解离度随浓度的减小而增大。解离

4、度随浓度的减小而增大。11Ka c c2 2稀释定律c cKa a=对对ABAB型弱电解质有如下关系：型弱电解质有如下关系：随随c c值的减小而增大值的减小而增大。12电电离离常常数数是是平平衡衡常常数数的的一一种种形形式式，它不随电解质的浓度而变化；它不随电解质的浓度而变化；解解离离度度是是转转化化率率的的一一种种形形式式，它它表表示示弱弱电电解解质质在在一一定定条条件件下下的的解解离离百百分分率率，在在电电离离常常数数允允许许的的条条件件下下可可随弱电解质的浓度而变化。随弱电解质的浓度而变化。注意！Ka/C013p209例例8-1（a）计计算算0.10mol/LHAc溶溶液液中中H+离离子

5、子浓浓度度和和解解离度，离度，HAc的的Ka=1.7610-5。解：解：HAc水溶液中同时存在两个电离平衡：水溶液中同时存在两个电离平衡：H2OH+OH-HAcH+Ac-在计算在计算H+离子浓度时，可忽略水的电离，离子浓度时，可忽略水的电离，溶液中溶液中H+Ac-C0/Ka=5682400，C0HAc14设设H+=xHAcH+Ac-平衡浓度平衡浓度0.10-xxxKa=x2/（0.10-x）即即0.10-x0.10Kax2/0.10=1.7610-5H+=x=(1.7610-50.10)1/2=1.3410-3=H+/C0=1.3410-3/0.10=1.34%15浓度为浓度为C酸酸的一元弱酸

6、溶液中：的一元弱酸溶液中：H+=KaC酸酸适用范围：解离度适用范围：解离度5%时，时，即即C酸酸/Ka 400。16Ka/C0 1/400C0/Ka 400a=Ka/C0a 1/400a 0.0517浓度为浓度为C碱碱的一元弱碱溶液中：的一元弱碱溶液中：OH-=KbC碱碱适用范围：解离度适用范围：解离度5%时，时，即即C碱碱/Kb 400。183同离子效应同离子效应HAcH+Ac-增加增加Ac，平衡左移，平衡左移,减小。减小。+NaAc19p211例例8-2在在0.10MHAc溶液中加入少量溶液中加入少量NaAc,使其浓度为使其浓度为0.20M,求该溶液的求该溶液的H+浓度和解离度浓度和解离度

7、.20解：解：(1)设电离产生的设电离产生的H+离子浓度为离子浓度为X。HAcH+Ac_平衡平衡0.10-xx0.20+xHAc=0.10-X0.10(同离子效应同离子效应)Ac-=0.20+X0.20代入平衡关系式代入平衡关系式H+Ac-/HAc=Ka0.20X/0.10=1.810-5H+=X=0.101.810-5/0.20=9.010-6mol/L21（2）求）求 =H+/C0=9.0 10-6/0.10=9.0 10-3%0.10MHAc,解离度解离度=1.34%.同离子效应使解离度减小同离子效应使解离度减小149倍！倍！22同离子效应同离子效应：在在已已经经建建立立离离子子平平衡衡

8、的的弱弱电电解解质质溶溶液液中中，加加入入与与其其含含有有相相同同离离子子的的另另一一强强电电解解质质，而而使使平平衡衡向向降降低低弱弱电电解解质质电电离离度度方方向向移移动动的的作作用用称同离子效应。称同离子效应。231水的离子积常数水的离子积常数纯水有微弱的导电能力，说纯水有微弱的导电能力，说明水分子能够电离：明水分子能够电离：H2O+H2OH3O+OH-简写为：简写为：H2OH+OH-8-1-2水的解离平衡和溶液的水的解离平衡和溶液的pH24根据化学平衡原理：根据化学平衡原理：KW=H+OH-=1.010-14常温常温Kw的的意意义义是是：一一定定温温度度时时，水水溶溶液液中中H+和和O

9、H-之积为一常数。之积为一常数。水的离子积常数水的离子积常数H2OH+OH-252溶液的溶液的pH值值pH值值是是溶溶液液酸酸碱碱性性的的定定量量标标度。度。溶溶液液中中氢氢离离子子浓浓度度的的负负对对数数叫做叫做pH值。值。pH=-lgH+pOH=-lgOH-plg26pH=pOH=7273酸碱指示剂酸碱指示剂能通过颜色变化指示溶液的酸碱性能通过颜色变化指示溶液的酸碱性的物质的物质溴酚蓝溴酚蓝28HInH+In-甲基橙的电离平衡甲基橙的电离平衡:HIn=In-pH=pKi称为指示剂的理论变色点。称为指示剂的理论变色点。当当H+=Ki，pH=pKi1称为指示剂的变色范围。称为指示剂的变色范围。

10、29分级解离分级解离 解离常数亦分级，如：解离常数亦分级，如：H2SHS-H2SH+HS-K 1=5.710=5.710-8-8H+S2-K 2=1.210=1.210-15-152H+S2-K a=?=?根据多重平衡规则：根据多重平衡规则：K a=K 1.K 2 8-1-3多元弱酸的解离平衡多元弱酸的解离平衡H2S30根据多重平衡规则：根据多重平衡规则：反应反应1+1+反应反应2=2=反应反应3 3K1K2=K331222K=K1K2=K1=2K2=6.8-2222K=321.总的电离常数关系式仅表示平总的电离常数关系式仅表示平衡时三种衡时三种浓度间的关系，而不说浓度间的关系，而不说明电离过

11、程是按一步完全电离的明电离过程是按一步完全电离的方式进行的。方式进行的。注意:33,O,22.多多元元弱弱酸酸溶溶液液中中，同同时时存存在在几几个个平平衡。衡。H2SHS-H+HS-H+S2-涉及多种平衡的离子，其浓度必须同时涉及多种平衡的离子，其浓度必须同时满足该溶液中的所有平衡！满足该溶液中的所有平衡！34分析分析:H2S的的K1是是K2的的108倍，由倍，由第二步电离出的第二步电离出的H+极少。极少。其余的二其余的二元弱酸，如元弱酸，如H2CO3,H2C2O4也是这也是这样。样。H2SHS-H+HS-K 1=1.110=1.110-7-7H+S2-K 2=1.310=1.310-13-1

12、3室室温温下下，饱饱和和H2S水水溶溶液液中中，求求该该溶溶液液的的H2S，HS-，S2-，H+。35首先，首先，H2S中电离出的中电离出的H+要克服要克服HS-的吸引，的吸引，而从而从HS-中电离出的中电离出的H+要克服要克服S2-的吸引，故后者更难。的吸引，故后者更难。其次，其次，从平衡的角度看，第一步电从平衡的角度看，第一步电离出的离出的H+,使第二步的电离平衡左使第二步的电离平衡左移。移。结论是，二元弱酸的结论是，二元弱酸的H+由第一由第一步电离决定。步电离决定。当一元当一元弱弱酸处理酸处理。36当当K1/K2=1.110-7/1.310-13 102时时,可可忽忽略略二二级电离，级电

13、离，当一元酸处理当一元酸处理。CH2S/K1=0.10/1.110-7400,H2SCH2S,0.10-X0.10 S-0.1000.1-xxx(1)求求H+:CH2S=0.10mol/L.H2S饱和溶液：饱和溶液：37H+=x=K1CH2S=(1.110-70.10)1/2=1.0510-4mol/LH+HS-=1.0510-4mol/LH+=KaC酸38(2)求求S2-:HS-H+S2-K2=H+S2-/HS-=1.310-13由于第二步电离非常小，可认为由于第二步电离非常小，可认为H+HS-得得S2-K2=1.310-13mol/LH+离子浓度只有一个，它必须同时满足离子浓度只有一个，它

14、必须同时满足上述两个平衡关系式的要求。上述两个平衡关系式的要求。39多元弱酸多元弱酸K K1 1 K K2 2 K K3 3 时，时，可当作一元弱酸处理，可当作一元弱酸处理，K K1 1可可以作为衡量多元弱酸酸强度以作为衡量多元弱酸酸强度的标志。的标志。H H+由由K K1 1决定。决定。140 二二元元弱弱酸酸溶溶液液中中，酸酸根根的的浓浓度度近近似似等等于于K K2 2 ，与与酸酸的的原原始始浓度关系不大。浓度关系不大。23S2-K2在同一溶液中，同一种离子只能在同一溶液中，同一种离子只能有一个浓度。有一个浓度。4适用于适用于纯的纯的（whywhy？）二元弱？）二元弱酸和二元中强酸。酸和二

15、元中强酸。41 S-0.01000.01-xxx解解(a)CH2S=0.010mol/L.p215例8-3HH+由由K K1 1决定。决定。H+=K1C酸H+HS-=3.3210-5mol/LS2-K2=1.310-13mol/LH+=K1C酸H+=K1C酸42(b)加加酸酸使使H离离子子浓浓度度为为0.01mol/L时时,溶溶液液中中S2-离子浓度是多少离子浓度是多少？解解S2-K1K2H2SH+=1.110-41.210-150.0（.01）=1.410-18mol/LH+S2-H2SK1K2=0.010.01（a）S2-K2=1.310-13mol/L438-1-4缓冲溶液缓冲溶液44H

16、+A-HA=KaC盐盐xC酸酸=HAH+A-初始浓度初始浓度C酸酸0C盐盐平平衡衡浓浓度度C酸酸 xxC盐盐+x C酸酸 C盐盐代入平衡公式：代入平衡公式：缓冲对的浓度越大，缓冲对的浓度越大，缓冲容量越大缓冲容量越大45pH=pKa-lgC酸酸C盐盐一元弱酸及其盐溶液中的一元弱酸及其盐溶液中的H+计算公式：计算公式：即即H+=x=KaC酸酸C盐盐缓冲对缓冲对的浓度的浓度比值比值0.1-10HAH+A-缓冲对缓冲对46一一元元弱弱碱碱及及其其盐盐溶溶液液中中OH-的计算公式：的计算公式：OH-=KbC碱碱C盐盐pH=14-pOH=14-pKb+lg(C碱碱/C盐盐)pOH=pKb-lgC碱碱C盐

17、盐47P218例8-548盐盐解解离离产产生生的的离离子子与与水水作作用用，产产生生弱弱电电解解质质，使使水水的的解解离离平平衡衡发发生生移移动动从从而而影影响响溶溶液液的的酸酸碱碱性性。这这种种作作用用叫叫做做盐盐的水解。的水解。8-2盐的水解盐的水解(hydrolysis)H2OOH-+H+Ac-HAc49NaCl强强酸酸强强碱碱盐盐的的阴阴、阳阳离离子子都都不不能能与与水水电电离离出出的的H+和和OH-结结合合，不不能能破破坏坏水水的的电电离离平平衡衡。因因此此，它它们们不不水水解解，其其水水溶溶液液为为中性。中性。50NaClO弱酸强碱盐弱酸强碱盐水解产生弱酸，水解产生弱酸，显碱性显碱

18、性ClO-+H2O=HClO+OH-51NH4Cl弱碱强酸盐弱碱强酸盐水解产生弱碱，水解产生弱碱，显酸性显酸性NH4Cl+H2O=NH3H2O+HCl52弱酸弱碱盐弱酸弱碱盐-双水解双水解产生弱酸弱碱产生弱酸弱碱NH4Ac+H2O=NH3H2O+HAc531弱酸强碱盐的水解弱酸强碱盐的水解(NaAc)H2OH+OH-KwH+Ac-HAc1/KaAc-+H2OHAc+OH-KhKh=Kw/Ka=1.010-14/1.810-5=5.610-108-2-1水解平衡常数水解平衡常数542强酸弱碱盐的水解强酸弱碱盐的水解(NH4Cl)H2OH+OH-KwOH-+NH4+NH3+H2O1/KbNH4+H

19、2ONH3H2O+H+KhKh=Kw/KbKa(NH4+)55弱弱酸酸和和弱弱碱碱组组成成的的盐盐，阴阴离离子子和和阳阳离离子子都都能能水水解解，如如NH4Ac的水解反应为的水解反应为：H+OH-H2O1/KwAc-+H2OHAc+OH-Kh(Ac-)=Kw/KaNH4+H2ONH3H2O+H+NH4+Ac-+H2ONH3H2O+HAc3弱酸弱碱盐弱酸弱碱盐Kh(NH4+)Kh=(1/Kw)(Kw/Ka)(Kw/Kb)=Kw/(KaKb)Kh561单水解过程的计算单水解过程的计算8-2-2水解度和水解平衡的计算水解度和水解平衡的计算Ac-+H2OHAc+OH-Ac-C0Kh=HAcOH-/Ac

20、-x2/C0 x=(KhC0)1/2OH-=KhC0起始浓度起始浓度c000平衡浓度平衡浓度c0-xxx弱酸强碱盐弱酸强碱盐57一元弱酸强碱盐一元弱酸强碱盐OH-的近似计算公式的近似计算公式OH-=KhC0=(Kw/Ka).C058水水解解度度:即即水水解解百百分分率率，它它是是转转化化率的一种形式。率的一种形式。100h%=已水解了的浓度已水解了的浓度盐的初始浓度盐的初始浓度59h=OH-/C0=Kh/C0h=Kw/(KaC0)OH-=KhC0弱酸强碱盐弱酸强碱盐水解度水解度:60NH4+H2ONH3H2O+H+NH4+C0Kh=NH3H2OH+/NH4+x2/C0 x=(KhC0)1/2H

21、+=KhC0起始浓度起始浓度c000平衡浓度平衡浓度c0-xxx弱碱强酸盐弱碱强酸盐61H+=KhC0=(Kw/Kb).C0H+=KhC0弱碱强酸盐弱碱强酸盐H+的近似计算公式的近似计算公式62弱碱强酸盐水解度弱碱强酸盐水解度:h=H+/C0=Kh/C0h=Kw/(KbC0)H+=KhC063NH4+H2ONH3H2O+H+Kh=Kw/Kb=5.56x10-10H+=KhC0=5.56x10-100.1=7.5x10-6p224例8-7pH=5.13h=H+/C0=7.5x10-3%64h=H+/C0C0=0.1h=7.5x10-3%H+=7.5x10-6C0=0.01h=2.4x10-2%H

22、+=2.4x10-665计算计算H+离子浓度的完整公式离子浓度的完整公式(p225)：NH4+Ac-NH3+HAc2双水解过程的计算双水解过程的计算KwKaM+Kb(Ka+A-)H+=66计算计算H+离子浓度的近似公式离子浓度的近似公式1：KwKaC0Kb(Ka+C0)H+=KhC0，M+A-C067KwKaC0KbC0H+近似近似KhKa，68KhKa，计算计算H+离子浓度的离子浓度的近似公式近似公式2：KwKaKbH+=69弱酸弱碱盐溶液总结：弱酸弱碱盐溶液总结：pH值与值与C盐盐无关，仅决定于无关，仅决定于Ka和和Kb。当当Ka=Kb时时,H+=Kw=10-7mol/L,中中性性当当Ka

23、Kb时时,H+10-7mol/L,酸性酸性当当KaKb时时,H+10-7mol/L,碱性碱性KwKaH+=Kb701酸酸+碱碱盐盐+水水水解小结水解小结：中和反应中和反应水解反应水解反应K=1/Kh712水解平衡的移动水解平衡的移动盐的浓度盐的浓度弱酸强碱盐弱酸强碱盐Ac-+H2OHAc+OH-HAcOH-/Ac-=Kh强酸弱碱盐强酸弱碱盐NH4+H2ONH3+H3O+NH3H3O+/NH4+=KhC盐盐越小，越小，h越大。越大。稀释溶液稀释溶液,QcKh,平衡向水解方向移动平衡向水解方向移动72酸酸+碱碱盐盐+水水水解反应水解反应温度温度中和反应中和反应中和是放热反应，中和是放热反应，水解是

24、吸热反应，水解是吸热反应，加热可以促进水解反应的进行加热可以促进水解反应的进行.73加入相应的酸加入相应的酸,可使平衡向左移动。可使平衡向左移动。溶液的酸碱度溶液的酸碱度水水解解反反应应常常使使溶溶液液呈呈现现酸酸性性或或碱碱性性，控控制制溶溶液液的的酸酸碱碱度度通通常常可可以以促促进进或或抑制水解反应的进行。抑制水解反应的进行。SnCl2+H2OSn(OH)Cl+HClHg(NO3)2+H2OHg(OH)NO3+HNO3SbCl3+H2OSbOCl+2HCl74HX=H+X-强电解质强电解质弱电解质弱电解质HXH+X-HXHXH+X-8-3电解质溶液和酸碱理论的发展电解质溶液和酸碱理论的发展

25、75Mg+2H+=Mg2+H2 反应速率哪个快，反应速率哪个快，1MHCl?1MHAc?76电解质电解质:强电解质强电解质弱电解质弱电解质强酸强酸,强碱强碱大部分盐类大部分盐类弱酸弱酸弱碱弱碱某些盐类某些盐类它们的电离过程是可逆的，它们的电离过程是可逆的，存在着分子与水合离子间存在着分子与水合离子间的电离平衡。的电离平衡。能完全电离能完全电离。778-3-1强电解质溶液理论强电解质溶液理论溶液中不存在溶液中不存在KCl分子！？分子！？781923德拜和休克德拜和休克尔尔提出提出强强电解质溶电解质溶液理论液理论79强电解质解离度的意义和弱电解质强电解质解离度的意义和弱电解质不同：不同：弱电解质弱

26、电解质-电离了的分子百分数；电离了的分子百分数；强电解质强电解质-反应溶液中离子间相互反应溶液中离子间相互 牵制作用的强弱程度。牵制作用的强弱程度。因此，强电解质的解离度称表观解因此，强电解质的解离度称表观解离度。离度。80它仅与溶液中各离子的浓度和电它仅与溶液中各离子的浓度和电荷有关，而与离子本性无关荷有关，而与离子本性无关.1离子强度离子强度I离子所产生的电场强度的量度。离子所产生的电场强度的量度。I=1/2(c1Z12+c2Z22+c3Z32+)离子电荷离子电荷质量摩尔浓度质量摩尔浓度molkg-181等体积等体积0.1molkg-1HCl+0.1molkg-1CaCl2I=(c1Z12

27、+c2Z22+c3Z32+)I=1/20.0512+0.0522+0.15(-1)2=0.2molkg-1Cl-Ca2+H+822活度活度单位体积电解质溶液中，表观上单位体积电解质溶液中，表观上所含有的离子浓度称有效浓度，所含有的离子浓度称有效浓度，也称活度也称活度a。活度与实际浓度的活度与实际浓度的关系为关系为：活度因子，：活度因子，越小，越小，a和和c之间偏之间偏差越大，差越大，当溶液极稀时，离子间相互作用极微，当溶液极稀时，离子间相互作用极微，1,则则a c。a=f c83活度因子活度因子 与与离子强度离子强度I的关系：的关系：lg=-AZi2I1/2=-B =10B,B0,1I 1 1

28、0-4,1I=(c1Z12+c2Z22+c3Z32+)84影响某离子活度系数的因素：影响某离子活度系数的因素：自身自身 浓度浓度(c)和电荷和电荷(Z)其他离子的浓度其他离子的浓度(c)和电荷和电荷(Z)c 越越大大、Z越高越高离子间相互作用离子间相互作用越大，越大，f 越小。越小。高价高价离子离子 低价低价离子离子85稀溶液稀溶液(c0.01mol/L)弱电解质溶液弱电解质溶液难溶强电解质溶液难溶强电解质溶液a c86AcAcKa=平衡常数表达式平衡常数表达式a aa aAc-a aAcKa=浓度浓度活度活度87弱电解质弱电解质强电解质强电解质强强电电解解质质对对弱弱电电解解质质的的电电离离

29、平平衡衡有何影响？有何影响？3盐效应盐效应88+Na+HAA-+H+A-同离子效应使同离子效应使弱电解弱电解质的解离度减小。质的解离度减小。盐盐效效应应使使弱弱电电解解质质的解离度增大。的解离度增大。890.1molkg-1HAcNaCl=0.2molkg-1I=(c1Z12+c2Z22+c3Z32+)I=1/20.212+0.2(-1)2=0.2molkg-1Cl-Na+lgi=-AZi2I1/2f H+=f Ac-=0.790HAA-+H+Na+aaAc-aAcKa=I Ia=f H+H+f Ac-Ac-HAca=f c91I I 盐效应的产生，是由于溶液中离盐效应的产生，是由于溶液中离子

30、强度增大而使有效浓度子强度增大而使有效浓度（活（活度）减小所造成的。度）减小所造成的。I=1/2(c1Z12+c2Z22+c3Z32+)logi=-AZi2I1/2a=f c92H+=KaC0/(fH+fAc-)=1.810-50.10/(0.70.7)=1.9210-3转转化率化率=H+/C0=1.92%无盐效应时无盐效应时H+=KaC0=1.3410-3转化率转化率=1.34%93酸碱理论的发展酸碱理论的发展早期早期:用感观来区分酸和碱。用感观来区分酸和碱。酸酸:有酸味，能使兰色石蕊变有酸味，能使兰色石蕊变成红色。成红色。碱碱:有涩味、滑腻感，使红色石有涩味、滑腻感，使红色石蕊变成兰蕊变成

31、兰 色。色。8-3-2酸碱质子理论9418世世纪纪:酸酸的的组组成成中中都都含有氧元素含有氧元素-拉瓦锡。拉瓦锡。19世世纪纪初初:酸酸的的组组成成中中都都含有氢元素（含有氢元素（HI发现后发现后）。）。19世世纪纪后后期期:用用电电离离理理论解释酸和碱。论解释酸和碱。95酸碱的电离理论酸酸：电电离离时时产产生生阳阳离离子子全全部部是是H H+离子。离子。碱碱：电电离离时时产产生生阴阴离离子子全全部部是是OHOH-离子。离子。9697NH3的碱性？的碱性？9720世纪早期世纪早期:酸酸碱碱的的质质子子理理论论（丹丹麦麦化化学学家家Brnsted和和 英英 国国 化化 学学 家家Lowry）酸酸

32、碱碱的的电电子子理理论论（美美国国物物理理化化学家学家Lewis,G.N）981酸碱的定义酸碱的定义 酸碱质子理论酸碱质子理论凡能给出质子的物质都是酸；凡能给出质子的物质都是酸；凡能接受质子的物质都是碱凡能接受质子的物质都是碱。99酸酸碱碱+质子质子HClCl-+H+NH4+NH3+H+H2PO4-HPO42-+H+共轭酸共轭酸共轭碱共轭碱100电离作用电离作用中和作用中和作用水解作用水解作用酸碱质子理论酸碱质子理论,都都是质子传递的是质子传递的酸碱反应。酸碱反应。101酸碱反应的实质，酸碱反应的实质，就是两个共轭酸碱对之间就是两个共轭酸碱对之间质子传递的反应。质子传递的反应。102电离作用电

33、离作用HCl+H2OH3O+Cl-酸酸1碱碱2酸酸2碱碱1H+103HCl+H2OH3O+Cl-酸酸1碱碱2酸酸2碱碱1电电离离作作用用就就是是水水与与分分子子酸酸碱碱的的质子传递反应。质子传递反应。强强酸酸给给出出质质子子的的能能力力很很强强。其其共共轭轭碱碱极极弱弱，几几乎乎不不能能结结合合质质子子，因因此此反反应应几几乎乎完完全全进进行行（相相当当于于电电离理论的全部电离）。离理论的全部电离）。104HAc+H2OH3O+Ac-酸酸1碱碱2酸酸2碱碱1H+弱酸给出质子的能力较弱，其共轭碱弱酸给出质子的能力较弱，其共轭碱接受质子的能力则较强。因此，反应不接受质子的能力则较强。因此，反应不能

34、进行完全。为可逆反应（相当于电离能进行完全。为可逆反应（相当于电离理论的部分电离）。理论的部分电离）。105H2O+NH3NH4+OH-酸酸1碱碱2酸酸2碱碱1氨氨和和水水反反应应时时，H2O给给出出质质子子，由由于于H2O是是弱弱酸酸，所所以以反反应应也也进进行行得得很很不不完完全全，是是可可逆逆反反应应（相相当当于于NH3在在水中的电离过程）。水中的电离过程）。H2O是两性是两性物质。物质。amphotericH+106在在水水的的自自偶偶电电离离过过程程中中，也也体体现现了酸碱的共轭关系。了酸碱的共轭关系。H2O+H2O=H3O+OH-酸酸1碱碱2酸酸2碱碱1强酸强酸强碱强碱H+107H

35、+B-HBHBOH-B-Kb=HBOH-B-HBH+B-B-+H2OHB+OH-；K值越大，电值越大，电离程度越大离程度越大H+B-HBKa=KaKb=108KaKb=H+OH-=Kw=1.010-14Ka,Kb成成反反比比关关系系，弱弱酸酸的的酸酸性性越越强强(Ka越越大大）则则其其共共轭轭碱碱的碱性越弱（的碱性越弱（Kb越小越小）.通通常常把把Ka=10-2 10-7的的酸酸称称为为弱弱酸酸,Ka10-7的的酸酸称称为为极极弱弱酸酸.弱弱碱碱亦亦可可按按Kb大小进行分类。大小进行分类。109H3O+OH-=H2O+H2O酸酸1碱碱2酸酸2碱碱1HAc+NH3=NH4+Ac-酸酸1碱碱2酸酸

36、2碱碱1中和反应中和反应电离电离理论中酸碱的中和反应也理论中酸碱的中和反应也是质子的传递作用是质子的传递作用H+H+110水解水解H2O+Ac-HAc+OH-酸酸1碱碱2酸酸2碱碱1NH4+H2OH3O+NH3酸酸1碱碱2酸酸2碱碱1质子理论中没有盐的概质子理论中没有盐的概念，因此也没有盐的水念，因此也没有盐的水解反应。解反应。H+H+111质子理论质子理论注意点：（1）酸酸和和碱碱可可以以是是分分子子，也也可可以以是离子；是离子；（2）有有的的离离子子在在某某个个共共轭轭酸酸碱碱对对中中是是碱碱，但但在在另另一一个个共共轭轭酸酸碱碱对对中却是酸，如中却是酸，如HSO4-等；等；（3）质质子子

37、论论中中没没有有盐盐的的概概念念。酸酸碱碱电电离离理理论论中中的的盐盐，在在质质子子论论中中都是离子酸或离子碱。都是离子酸或离子碱。1122酸碱的强弱及反应的方向酸碱的强弱及反应的方向酸越强，它的共轭碱越弱酸越强，它的共轭碱越弱,酸越弱，它的共轭碱越强。酸越弱，它的共轭碱越强。113拉平效应和区分效应拉平效应和区分效应HCl+H2OH3O+Cl-HBr+H2OH3O+Br-HI+H2OH3O+I-这这些些强强酸酸的的相相对对强强弱弱在在水水中中表表现现不出来。不出来。H2O是是氢卤酸氢卤酸的的拉平试剂拉平试剂.114将酸的强度拉平的作用将酸的强度拉平的作用称为溶剂的拉平效应。称为溶剂的拉平效应

38、。具有拉平效应的溶剂具有拉平效应的溶剂称拉平溶剂称拉平溶剂。(Levelingeffect)115HCl+CH3OHCl-+CH3OH2+HBr+CH3OHBr-+CH3OH2+HI+CH3OHI-+CH3OH2+酸酸1碱碱2碱碱1酸酸2甲醇是上述强酸的区分溶剂。甲醇是上述强酸的区分溶剂。质子化甲醇离子质子化甲醇离子如果甲醇是氢卤酸的区分性溶剂，如果甲醇是氢卤酸的区分性溶剂，你认为甲醇是比水更强的碱吗？你认为甲醇是比水更强的碱吗？116在碱性比水强的液氨溶剂中，在碱性比水强的液氨溶剂中，HAc也显出强酸性，液氨是也显出强酸性，液氨是HCl,HNO3,HAc的拉平性溶剂。的拉平性溶剂。11711

39、8质质子子理理论论只只限限于于质质子子的的放放出出和和接接受受，所所以以必必须须含含有有氢氢，这这就就不不能能解解释释不不含含氢的一类化合物的反应。氢的一类化合物的反应。N2O4NO+NO3-2SO2SO2+SO32-1192H2OH3O+OH-2NH3NH4+NH2-N2O4NO+NO3-2SO2SO2+SO32-8-3-3酸碱溶剂体系理论酸碱溶剂体系理论自偶解离：溶剂自身的电离自偶解离：溶剂自身的电离特征正离子特征正离子(酸酸)特征负离子特征负离子(碱碱)120溶剂溶剂2NH3NH4+NH2-NH4Cl+NaNH2NaCl+NH3酸碱中和反应酸碱中和反应特征正离子特征正离子(酸酸)特征负离

40、子特征负离子(碱碱)121溶剂溶剂2SO2SO2+SO32-特征正离子特征正离子(酸酸)特征负离子特征负离子(碱碱)酸酸SOCl2SO2+2Cl-SOCl2+Cs2SO32CsCl+2SO2酸碱中和反应酸碱中和反应碱碱1228-3-4酸碱的电子理论酸碱的电子理论酸酸碱碱酸碱配合物酸碱配合物H+：OH-H:OHHCl+：NH3H：NH3+Cl-电子对电子对接受体接受体电子对电子对给予体给予体123酸酸碱碱酸碱配合物酸碱配合物BF3+：F-B(：F)4-Cu2+4：NH3Cu（：NH3）42+凡凡是是可可以以接接受受电电子子对对的的物物质质称称为为酸酸，凡凡是是可可以以给给出出电电子子对对的的物物质质称称为为碱碱。酸酸碱碱反反应应的的实实质质是是配配位位键的形成并生成酸碱配合物。键的形成并生成酸碱配合物。124