酸碱质子理论与酸碱平衡课件.pptx

1、2.酸、碱质子理论（现代酸碱理论）：凡能给出H H+（质子）的分子或离子均是酸,凡能得到H H+（质子）的分子或离子均是碱。酸 H H+给予体（Proton donorProton donor）碱 H H+接受体（Proton acceptorProton acceptor）。两性电解质既能给出质子，又能接受质子的分子或离子，称为“两性电解质”（ampholyteampholyte）简称“两性物”。（1）酸碱定义第1页/共42页酸碱举例酸酸 分子 HCl,H2SO4,H3PO4,H2O,NH3 离子 NH4+,HSO4-,H2PO4-,HPO42-碱碱 分子 H2O,NH3 离子 OH-,HS

2、O4-,H2PO4-,HPO42-两性物两性物 分子 H2O,NH3 离子 OH-,HSO4-,H2PO4-,HPO42-NH3+H+=NH4+NH3(l)=NH2-(l)+H+(l)第2页/共42页 酸碱共轭关系酸碱共轭关系 酸碱反应的实质酸碱反应的实质 酸碱的强度酸碱的强度理解质子酸碱理论：理解质子酸碱理论：第3页/共42页（2）酸碱共轭关系OHHOHOHHOHNHHNHClHHCl23234 酸强度酸强度，其共轭碱，其共轭碱（conjugate baseconjugate base）强）强度度。在水溶液中，共轭酸在水溶液中，共轭酸碱对的强度还可以定量碱对的强度还可以定量表示。表示。共轭酸

3、共轭酸 共轭碱共轭碱 +H+conjugate acid conjugate base proton 这种酸及其共轭碱（碱及其共轭酸）相互转这种酸及其共轭碱（碱及其共轭酸）相互转变的反应就成为变的反应就成为酸碱半反应。酸碱半反应。第4页/共42页1 酸碱可以是阳离子、阴离子、中性分子及两性物质，有些物质既可作为酸，也可作为碱。2 酸和其释放质子后形成的质子碱形成共轭酸碱对，如NH4+和NH3 及HA c和 Ac-。3 质子酸酸性越强，共轭碱碱性越弱。第5页/共42页（3）酸碱反应的实质质子传递212143酸酸碱碱碱碱酸酸 NHClNHHCl（下标（下标1 1、2 2表示不同的共轭酸碱对）表示不

4、同的共轭酸碱对）在水溶在水溶液液、液氨溶、液氨溶液液、苯溶、苯溶液液、气相反、气相反应应均如此。均如此。第6页/共42页 根据”酸碱质子理论”，”阿仑尼乌斯电离学说”的酸碱电离,酸碱中和,盐的水解,都可以归结为”质子传递反应”.H+HAc +H2O=Ac-+H3O+H3O+OH-=H2O+H2O H2O+Ac-=OH-+HAc 酸1 碱2 碱1 酸2 第7页/共42页（4）“区分效应”和“拉平效应”1 1、同一溶剂中，酸碱的强弱由其本质决定 弱碱弱碱弱酸弱酸酸酸碱碱碱碱酸酸强酸强酸弱碱弱碱弱碱弱碱强酸强酸酸酸碱碱碱碱酸酸212121213232 OHAcOHHAcOHClOHHCl在左边在左边

5、2 2个个“质子转移质子转移”反应中，反应中，H H2 2O O均是弱碱，均是弱碱，它把它把HClHCl、HAcHAc酸性强酸性强弱区分开来。因此，弱区分开来。因此，H H2 2O O是是HClHCl、HAcHAc酸性的酸性的“区分试剂区分试剂”。这种现。这种现象，称为象，称为“区分效应区分效应”。第8页/共42页2、同一酸（或碱），在不同溶剂中可表现出不同的酸性（或碱性）例例1 1，液氨中，液氨中，HAcHAc变为强酸：变为强酸：HAc+NH3(l)=Ac-+NH4+强酸强酸 强碱强碱而而HClHCl也是强酸：也是强酸：HCl+NH3(l)=Cl-+NH4+强酸强酸 强碱强碱 结果，NH3（

6、l）把HAc和HCl的酸性“拉平”。原因是NH3(l)碱性强，它是HAc和HCl酸性的“拉平试剂”。这种现象称为“拉平效应”。第9页/共42页例3：HAc是下列酸的区分试剂。3424HNOHClHBrHISOHHClO第10页/共42页1 1、优点：（1）扩大了酸、碱范围，不局限于水溶液体系（2）把阿仑尼鸟斯理论中的电离、中和、盐的水解统一为“质子传递反应”。2、局限性局限性仍局限于有仍局限于有H+的体系，无的体系，无H体系不适用，体系不适用，例如：例如：BF3,AlF63-,Fe(CN)63-,Ni(CO)4 （5）酸碱质子理论的优点和局限性第11页/共42页3.酸碱电子理论(Lewis酸碱

7、电子理论)：（1）酸碱定义 凡是可给出电子对的分子、离子或原子团称为“碱”。;凡是可接受电子对的分子、离子或原子团称为“酸”。酸电子接受体（Electron acceptor）碱电子给予体（Electron donor）第12页/共42页 布朗斯特酸碱概念的核心系于布朗斯特酸碱概念的核心系于分子或离子间的质子转移，显然无分子或离子间的质子转移，显然无法对不涉及质子转移、但却具有酸法对不涉及质子转移、但却具有酸碱特征的反应做解释。这一不足在碱特征的反应做解释。这一不足在布朗斯特概念提出的同年由美国化布朗斯特概念提出的同年由美国化学家路易斯提出的另一个更广的酸学家路易斯提出的另一个更广的酸碱概念所

8、弥补，但后者直到碱概念所弥补，但后者直到20世纪世纪30年代才开始在化学界产生影响。年代才开始在化学界产生影响。Lewis G N美国物理化学家美国物理化学家第13页/共42页1.定义定义 路易斯酸(Lewis acid)是指能作为电子对接受体(Electron pair acceptor)的原子、分子或离子;路易斯碱(Lewis base)则指能作为电子对给予体(Electron pair donor)的原子、分子或离子；酸碱反应是电子对接受体与电子对给予体之间形成配位共价键的反应。Cu2+4 NH3CuNH3NH3NH3NH32+第14页/共42页第15页/共42页酸碱理论小结：3种酸碱理

9、论各有所长、所短，侧重的应用范围不同:1、Arrhenius酸碱理论 无机化学,尤其是 水溶液体 系酸碱问题2、酸碱质子理论 水溶液体系和非水溶液体系;无机化学,分析化学3、Lewis酸碱理论（电子论）配位化学,有机化学第16页/共42页二.水溶液的酸碱性（1 1）水的自偶电离（self-ionization of water）纯水有微弱的导电性，表明它有微弱的自偶电离.按酸碱质子理论讨论:H2O+H2O=OH-+H3O+酸1 1 碱2 2 碱1 1 酸2 2 简写为：H2O=H+OH-第17页/共42页相应的浓度平衡常数为：2OHOHHKc2OHHOHKc 纯水浓度H2O为一常数 第18页/

10、共42页令 KwOHKc2，称为水的“离子积常数”，得：Kw =H+OH-经测定：298K，纯水中：710004.1rrOHHKw=(1.004 10-7)2=1.0 10-14第19页/共42页三、酸碱平衡与酸碱的相对强度：三、酸碱平衡与酸碱的相对强度：根据酸碱质子理论的定义，酸或碱的强弱取决于物质给出质子或接受质子的能力的大小。物质给出质子的能力越强，其酸性就越强；物质接受质子的能力越强，其碱性就越强。第20页/共42页AcOHOHHAc321.酸碱解离平衡与解离平衡常数 一元弱酸与一元弱碱一元弱酸与一元弱碱HAcAcHKaOHHAcOHAc2AcOHHAcKb 多元弱酸与多元弱碱多元弱酸

11、与多元弱碱Ka1 Ka2 Ka3 Kb1 Kb2 Kb3 第21页/共42页 共轭酸碱对Ka与Kb的关系：AcHHAc例例：在溶液中，HAc电离：AcOHOHHAc32酸常数)(3HAcAcOHHAcKa第22页/共42页AcAc-电离：电离：OHHAcOHAc2)HAc(KaKwOHOHAcOHHAcAcOHHAc)Ac(Kb33碱常数碱常数 其中其中 OHOHKw3（水的自偶电离）（水的自偶电离）KwKw称为水的离子积常数，称为水的离子积常数，简称简称“离子积离子积”。)298(100.114K第23页/共42页普遍地，对于共轭酸碱对：普遍地，对于共轭酸碱对：KaKwKb或bawKKK显然

12、：显然：K Ka a,则则K Kb b ；K Ka a,K Kb b K Ka a 酸常数，酸常数，K Kb b为相应共轭碱的碱常数为相应共轭碱的碱常数第24页/共42页K Ka a 1 强酸强酸（碱）碱）=1 10-3 中中强酸强酸（碱）（碱）10-4 10-7 弱酸弱酸 （碱）碱）10-7 极弱酸极弱酸（碱）（碱）对于指定的酸（碱），对于指定的酸（碱），K 只与温度和溶剂有关只与温度和溶剂有关，而与而与酸（碱）溶液的起始浓度无关酸（碱）溶液的起始浓度无关。第25页/共42页2.溶液的酸碱性及pH标度室温下室温下：H+r 110-7 溶液溶液酸酸性性 H+r =110-7 溶液溶液中中性性

13、H+r 110-7 溶液溶液碱碱性性第26页/共42页pHpH标度 为了方便指示水溶液的酸碱性，丹麦科为了方便指示水溶液的酸碱性，丹麦科学家学家S.P.L.SrensenS.P.L.Srensen在在19091909年提出年提出pHpH标度。标度。定义：定义：pH=-lg H+（SI规定：物理量的符号用斜体字书写，规定：物理量的符号用斜体字书写，但但pH 和和pOH 例外，用正体字母书写）例外，用正体字母书写）第27页/共42页例：某水溶液中例：某水溶液中HH+=3.0=3.01010-10-10molmoldmdm-3-3,求其求其pHpH值。值。解：解：52.9)dmmol1dmmol10

14、0.3lg(HlgpH3310r2 2位有效数字位有效数字.对数值整数位不是有效数字对数值整数位不是有效数字!第28页/共42页 室温下：pH=7.0 溶液呈中性 pH 7.0 溶液呈碱性 同样，定义 pOH=-lg OH-由于水溶液中：两边取负对数：14rr1010KwOHH0.14pKwpOHpH第29页/共42页下面是一些下面是一些“溶液溶液”的的pHpH值值 人血液 7.4 牛奶 6.8 雨 5.7 番茄汁 4.2 葡萄酒 3.4 柠檬汁 2.2 胃液 1.3 人血液人血液 pH pH 超出超出0.4将有生命危险。将有生命危险。pH 标度适用范围标度适用范围:1 H+1 10-14 第

15、30页/共42页 电解质在溶液中因溶剂的作用而离解为带正、负电荷的质点正、负离子，称为“电离”(ionization)。溶液中电解质只是部分电离：电解质分子=阳离子+阴离子 电离的百分率称为“解离度”四、酸碱平衡的移动四、酸碱平衡的移动1.解离度（）第31页/共42页1)定义：即电离平衡时电解质已电离部分占总量的百分比。%100未解离前弱电解质浓度度解离部分的弱电解质浓解离度 表示电解质在指定条件下电离的程度（类似于表示电解质在指定条件下电离的程度（类似于“化学平衡化学平衡”讨论中的讨论中的“转化率转化率”），它不但与），它不但与K有关，而且与电解质的起始浓度有关。有关，而且与电解质的起始浓度

16、有关。举例第32页/共42页 例：例：HAc =H+Ac-起始相对浓度起始相对浓度 c 0 0平衡相对浓度平衡相对浓度 c-c c c 1)(22ccccKa2)电离度与电离平衡常数的关系电离度与电离平衡常数的关系当当 5%,或或 c/Ka 400 时，时，1-1 上式简化为：上式简化为：Ka=c 2 或或 =(Ka/c)（3.23.2）式称式称“稀释定律稀释定律”对于弱酸（弱碱），对于弱酸（弱碱），在指定温度下，在指定温度下，与与 c 成反比，比例常数即成反比，比例常数即 Ki.第33页/共42页例：298K，Ka(HAc)=1.7610-5 按（按（4.23.2）式计算）式计算 c r c

17、 r/Ki1.0 56818 0.42%0.10 5681.8 1.33%0.010 568.18 4.20%0.0010 56.818 13.3%可见可见:Ki 比比更反映弱酸（更反映弱酸（弱弱碱）的本质。碱）的本质。第34页/共42页K 关系关系 即即K r与转化率的关系与转化率的关系例例1：求：求0.10moldm-3 HAc溶液的溶液的pH和和电离度电离度(298 K,Ka=1.8 10-5)。)k298(108.1x10.0 xKa5231034.1Hx精确解上述方程，得精确解上述方程，得:3)有关解离度的计算有关解离度的计算解：HAc =H+Ac-起始相对浓度 0.10 0 0平衡

18、相对浓度 0.10 x x x第35页/共42页（2）用近似公式:c/Ka =5682 400 Ka=X2/0.10 得：35HAc1033.110.0108.1CKaHx与精确解(1.34 10-3)相对误差1%第36页/共42页88.2)1033.1lg(HlgpH3%3.1%10010.01033.1C%100H3HAc第37页/共42页例：把NaAc(s)加到 HAcdmmol10.03溶液中，使 3dmmol0.1Ac（忽略溶液体积的变化），求H+和（已知298K，HAc Ka=1.76 10-5)。解：HAc+H2O=H3O+Ac-简为：HAc=H+Ac-起始相对浓度 0.10 0

19、 0 平衡相对浓度 0.10-x x 1.0第38页/共42页Ka=1.76 10-5=(1.0 x)/0.1xX=H+=1.76 10-6=X/c酸 100%=1.76 10-6/0.10 100%=0.00176%对比未外加NaAc:x2/0.1-x=Ka ca/K 400，0.1-x 0.1 H+1.3 10-3 mol dm-3 =1.3%第39页/共42页可见，NaAc的加入使 ，但K a不变。“同离子效应”在一定温度下，向弱电解质溶液加入含有相同离子的强电解质，使前者的电离平衡向电离度减小的方向移动，称为“同离子效应”“同离子效应”应用配制“缓冲溶液”（Buffer solutions）.例：HAc NaAc 弱酸与其共轭碱 NH3 NH4Cl 弱碱与其共轭酸第40页/共42页 盐效应在弱电解溶液中，加入不含有共同离子的强电解质溶液，使其电离度稍有增加的现象。发生盐效应原因:离子强度I 增大，导致正、负离子的平均活度系数 减小，从而离子活度a 减小，不易重新结合成为弱酸（弱碱）分子，弱电解质的解离度 增大。2.盐效应第41页/共42页感谢您的观看！第42页/共42页