第八章弱酸和弱堿的解離平衡

第八章弱酸和弱堿的解離平衡§8.1弱酸和弱堿的解離平衡第8章酸堿解離平衡§8.1弱酸和弱堿的解離平衡8.1.1一元弱酸、堿的解離平衡1、解離平衡常數(shù)a.解離平衡(DissolutionEquilibrium)HAc(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+Ac–(aq)2Ka

：一元弱酸解離常數(shù)(DissolutionConstantofWeakAcid)簡寫第8章酸堿解離平衡§8.1弱酸和弱堿的解離平衡對于一元弱堿的解離平衡：

NH3(aq)+H2O(l)NH4+(aq)+OH-(aq)3第8章酸堿解離平衡§8.1弱酸和弱堿的解離平衡Kb

(NH3)：一元弱堿的解離常數(shù)

(DissolutionConstantofWeakBase)b.計(jì)算公式以HAc為例：假定HAc的初始濃度為cmol/L，達(dá)到平衡時(shí)c(H+)為xmol/L，依據(jù)化學(xué)平衡的有關(guān)知識可以得出：4

c00c-x

x

x起始濃度/(mol·L-1)平衡濃度/(mol·L-1)HAc(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+Ac–(aq)（條件：c>400Ka)第8章酸堿解離平衡§8.1弱酸和弱堿的解離平衡52、解離度（Ka

=c2)即：(DegreeofDissolution)第8章酸堿解離平衡§8.1弱酸和弱堿的解離平衡6稀釋定律：溶液濃度越稀，解離度越大。表明溶液的解離度近似與其濃度的平方根成反比。

說明：Ka和α均可表示酸的強(qiáng)弱，但α隨c而變，而Ka只是溫度的函數(shù)，在溫度一定時(shí)，是一個(gè)常數(shù)，它不隨c而變。第8章酸堿解離平衡§8.1弱酸和弱堿的解離平衡7

例：計(jì)算298K時(shí)0.10mol·L-1HAc溶液中H3O+,Ac-HAc,OH-pH,α

(Ka=1.8×10-5)。HAc(aq)+H2O(l)H3O+(aq)

+Ac–(aq)解：c(HAc)=0.1-c(H3O+)≈0.1(mol·L-1)第8章酸堿解離平衡§8.1弱酸和弱堿的解離平衡8pH=-lg{c(H3O+)}=2.89第8章酸堿解離平衡§8.1弱酸和弱堿的解離平衡9對于一元弱堿：條件：(c

>400Kb)①②第8章酸堿解離平衡§8.1弱酸和弱堿的解離平衡10例：已知298K下0.200mol·L-1氨水的解離度為0.934%,計(jì)算溶液中OH-的濃度和氨的解離常數(shù)Kb。c(OH-)=c(NH3)=0.200×0.934%=1.87×10-3mol·L-1

解:=c(OH-)/c(NH3)×100%=0.934%第8章酸堿解離平衡§8.1弱酸和弱堿的解離平衡11

在弱酸或弱堿溶液中,加入與其具有相同離子的易溶強(qiáng)電解質(zhì),而使平衡向左移動,弱電解質(zhì)的解離度降低的現(xiàn)象稱為同離子效應(yīng)。（a）定義(CommonIonEffect)3、同離子效應(yīng)第8章酸堿解離平衡§8.1弱酸和弱堿的解離平衡12結(jié)果：Ac-濃度增大，平衡左移，HAc解離度減小，酸性減弱，這就是同離子效應(yīng)。HAc(aq)+H2O(l)H3O+(aq

)+Ac-(aq)加入強(qiáng)電解質(zhì)NaAc(s)Na+(aq)

+Ac-(aq)

H2O(l)例如在平衡體系中第8章酸堿解離平衡§8.1弱酸和弱堿的解離平衡13結(jié)果：NH4+濃度增大,平衡左移,NH3解離度減小，這也是同離子效應(yīng)。

NH3(aq)+H2O(l)NH4+(aq)+OH-(aq)NH4Cl(s)NH4+(aq)+Cl-(aq)H2O(l)加入強(qiáng)電解質(zhì)又如在平衡體系中第8章酸堿解離平衡§8.1弱酸和弱堿的解離平衡14（b）計(jì)算

比較在純0.10mol·L-1HAc和在0.10mol·L-1HAc中加入NaAc晶體，使NaAc濃度為0.10mol·L-1時(shí)的c(H3O+)，α，并做出結(jié)論。解：純0.10mol·L-1HAc第8章酸堿解離平衡§8.1弱酸和弱堿的解離平衡15在0.10mol·L-1HAc中加入NaAc晶體起始濃度/(mol·L-1)

0.10.1平衡濃度/(mol·L-1)

0.1-x

x0.1+xHAc(aq)+H2O(l)H3O+(aq)

+Ac-(aq)x=Ka=1.8×10-50.1±x≈0.10c(H3O+)=1.8×10-5mol·L-1第8章酸堿解離平衡§8.1弱酸和弱堿的解離平衡168.1.2水的解離平衡和溶液的pH1.水的離子積常數(shù)H2O(l)+H2O(l)H3O+(aq)

+OH-(aq)水的自身解離平衡Kw={c(H3O+)}{c(OH-)}=1.0×10-14平衡常數(shù)表達(dá)式：Kw={c(H3O+)}{c(OH-)}KW

為水的離子積常數(shù)(Ion-productforWater)298.15K時(shí)第8章酸堿解離平衡§8.1弱酸和弱堿的解離平衡17在純水中，c(H3O+)與c(OH-)相等；若在純水中加入某種電解質(zhì)(HCl、NaOH)形成稀溶液，c(H3O+)≠c(OH-)，但{c(H3O+)}{c(OH-)}=Kw的關(guān)系依然成立。注意第8章酸堿解離平衡§8.1弱酸和弱堿的解離平衡18平衡常數(shù)Kw

的性質(zhì)B、水的離子積常數(shù)不隨濃度變，隨溫度的升高而增大。A、一定溫度下，水中H3O+濃度與OH-濃度的乘積為一常數(shù)；如100℃純水：Kw=5.43×10-13第8章酸堿解離平衡§8.1弱酸和弱堿的解離平衡192.溶液的pH（1）定義水溶液的pH就是該溶液所含氫離子濃度的負(fù)對數(shù)。pOH=-lg{c(OH-)}pH=-lg{c(H3O+)}Kw={c(H+)}{c(OH-)}=1.0×10-14

pKw=pH+pOH=14.0025°C：令第8章酸堿解離平衡§8.1弱酸和弱堿的解離平衡20（2）性質(zhì)表示水溶液中酸堿性強(qiáng)弱的標(biāo)度，pH越小，酸性越強(qiáng)。（3）范圍僅表示氫離子或氫氧根離子濃度1mol·L-1以下的溶液的酸堿性。（4）應(yīng)用第8章酸堿解離平衡§8.1弱酸和弱堿的解離平衡21常見液體的pH名稱pH名稱pH胃液1.02.0唾液6.47.5檸檬酸2.4牛奶6.5醋3.0純水7.0葡萄汁3.2血液7.357.45橙汁3.5眼淚7.4尿液4.87.5氧化鎂乳10.6暴露在空氣中的水5.5第8章酸堿解離平衡§8.1弱酸和弱堿的解離平衡22（1）組成有機(jī)弱酸或有機(jī)弱堿。（2）作用原理HIn(aq)+H2O(l)H3O+(q)

+In-(aq)堿式色酸式色3.酸堿指示劑第8章酸堿解離平衡§8.1弱酸和弱堿的解離平衡23當(dāng)溶液H+離子濃度發(fā)生變化時(shí)，平衡發(fā)生移動，導(dǎo)致指示劑結(jié)構(gòu)發(fā)生變化，從而使指示劑顏色發(fā)生變化，這就是指示劑的變色原理。第8章酸堿解離平衡§8.1弱酸和弱堿的解離平衡24（3）變色范圍HIn(aq)+H2O(l)H3O+(aq)

+In-(aq)若顯堿式色pH≥pK(HIn)+1≥第8章酸堿解離平衡§8.1弱酸和弱堿的解離平衡25若pH≤

pK(HIn)－1變色范圍：pH=pK(HIn)±1若顯酸式色≤pH=pK(HIn)理論變色點(diǎn)第8章酸堿解離平衡§8.1弱酸和弱堿的解離平衡26常用的酸堿指示劑指示劑變色范圍顏色(酸/堿)pK(HIn)甲基橙3.1-4.4紅/黃3.4甲基紅4.4-6.2紅/黃5.2酚酞8.0-9.6無/紅9.1溴百里酚藍(lán)6.0-7.6黃/藍(lán)7.3第8章酸堿解離平衡§8.1弱酸和弱堿的解離平衡一般說來指示劑的變色范圍越窄越好。278.1.3多元弱酸的解離平衡a.解離平衡(DissolutionEquilibrium)多元酸的解離是分步進(jìn)行的：H3PO4(aq)

+H2O(l)H2PO4-(aq)

+H3O+(aq)H2PO4-+H2OHPO42-+H3O+第8章酸堿解離平衡§8.1弱酸和弱堿的解離平衡28酸性強(qiáng)弱H3PO4H2PO4-

HPO42-Ka1>>Ka2

>>

Ka3HPO42-+H2OPO43-+H3O+溶液中H3O+主要來自第一步解離平衡，c(H3O+)的計(jì)算可按一元弱酸處理。提示第8章酸堿解離平衡§8.1弱酸和弱堿的解離平衡29c.計(jì)算公式以H2S為例：Ka2=1.3×10-13H2S(aq)+H2O(l)H3O+(l)

+HS-(aq)HS-(aq)+H2O(l)H3O+(l)

+S2-(aq)Ka1=1.1×10-7第8章酸堿解離平衡§8.1弱酸和弱堿的解離平衡30故c(H+)≈c1(H+)①多元弱酸中②純二元弱酸中③混合酸中c(S2-)≈

Ka2由于Ka1>>Ka2與初始濃度無關(guān)（條件：c>400Ka)第8章酸堿解離平衡§8.1弱酸和弱堿的解離平衡31例：計(jì)算0.100mol·L-1H2S溶液中的H3O+，OH-，S2-濃度和溶液pH。（1）c(H3O+)H2S(aq)+H2O(l)H3O+(aq)

+HS-(aq)HS-(aq)+H2O(l)H3O+(aq)

+S2-(aq)解：第8章酸堿解離平衡§8.1弱酸和弱堿的解離平衡32（2）c(OH-)第8章酸堿解離平衡§8.1弱酸和弱堿的解離平衡33HS-(aq)

+H2O(l)H3O+(aq)

+S2-(aq)

起始濃度/(mol·L-1)

1.15×10-41.15×10-4

0平衡濃度/(mol·L-1)

1.15×10-4-x

1.15×10-4+x

xc(S2-)≈Ka2=7.1×10-15(mol·L-1)

（3）c(S2-)

第8章酸堿解離平衡§8.1弱酸和弱堿的解離平衡34例：在飽和H2S溶液中（0.1mol·L-1）加入HCl使?jié)舛葹?.1mol·L-1,計(jì)算c(S2-)。解：第8章酸堿解離平衡§8.1弱酸和弱堿的解離平衡3550mLHAc—NaAc[c(HAc)=c(NaAc)=0.10mol·dm-3]pH=4.74 加入1滴(0.05ml)1mol·dm-3HCl加入1滴(0.05ml)1mol·dm-3NaOH50ml純水pH=7pH=4.75pH=3pH=11pH=4.738.1.4緩沖溶液1.定義緩沖溶液：能抵抗外來少量強(qiáng)酸或強(qiáng)堿或稍加稀釋，而使溶液的pH基本不變的溶液。第8章酸堿解離平衡§8.1弱酸和弱堿的解離平衡362.組成NH3

NH4+，PO43-HPO42-HAcNaAcHCO3-

CO32-H3PO4

H2PO4-弱酸共軛堿：弱堿共軛酸：第8章酸堿解離平衡§8.1弱酸和弱堿的解離平衡37

由于存在大量Ac-，對平衡產(chǎn)生同離子效應(yīng)，平衡左移，HAc解離度減小。緩沖溶液中存在了大量的抗酸成分和大量的抗堿成分。3.緩沖原理少量大量加入強(qiáng)電解質(zhì)在平衡體系中HAc(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+Ac-(aq)大量NaAc(s)Na+(aq)

+Ac-(aq)H20(l)大量第8章酸堿解離平衡§8.1弱酸和弱堿的解離平衡38若在緩沖溶液中加入少量強(qiáng)酸HClHAc(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+Ac-(aq)結(jié)果：c(Ac-)略有減小，c(HAc)略有增加，比值基本不變，c(H3O+)基本不變，pH基本不變。移項(xiàng)第8章酸堿解離平衡§8.1弱酸和弱堿的解離平衡大量的Ac-與H+反應(yīng)，生成解離度很小的HAc。39HAc(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+Ac-(aq)c(H3O+)略有減少,c(HAc)略有減少；c(Ac-)略有增加，比值基本不變；c(H3O+)基本不變，pH基本不變。結(jié)果：若在緩沖溶液中加入少量強(qiáng)堿NaOH第8章酸堿解離平衡§8.1弱酸和弱堿的解離平衡40HAc(aq)+H2O(l)H3O+(l)+Ac-(aq)4.緩沖溶液pH值計(jì)算

由于HAc解離度很小,加之同離子效應(yīng),使HAc解離度更小,故c(HAc),c(Ac-)可認(rèn)為是其原始濃度。

提示第8章酸堿解離平衡§8.1弱酸和弱堿的解離平衡41例：若在50.00mL0.150mol·L-1NH3(aq)和0.200mol·L-1NH4Cl組成的緩沖溶液中，加入0.100mL1.00mol·L-1的HCl，求加入HCl前后溶液的pH各為多少？解：加入HCl前c(B)c(BH+)pH=14–pKb-lg=14-(-lg1.8×10-5)+lg=9.26+(-0.12)=9.140.1500.200第8章酸堿解離平衡§8.1弱酸和弱堿的解離平衡42加入HCl后NH3(aq)+H2O(l)NH4+(aq)+OH-(aq)加入HCl前濃度/(mol·L-1)0.1500.200平衡濃度/(mol·L-1)0.200+0.0020+xx0.150-0.0020-x加入HCl后初始濃度/(mol·L-1)0.150-0.00200.200+0.0020x=1.3×10-5

c(OH-)=1.3×10-5pOH=4.89pH=9.11第8章酸堿解離平衡§8.1弱酸和弱堿的解離平衡43衡量緩沖溶液的緩沖能力大小的尺度稱為緩沖能力。5.緩沖能力(容量)濃度：共軛酸堿的濃度要適當(dāng)?shù)拇螅渚彌_能力才能足夠的大。（2）影響因素（1）定義(BufferCapacity)第8章酸堿解離平衡§8.1弱酸和弱堿的解離平衡44比值：緩沖組分的比值為11，才有最大的緩沖能力，此時(shí)pH=pKa。有效緩沖范圍通常比值在11010:1之間有足夠的緩沖能力，此時(shí)pH=pKa±1所以：緩沖溶液的pH應(yīng)在緩沖范圍內(nèi)且盡可能接近緩沖溶液的pK

a

。最大緩沖容量第8章酸堿解離平衡§8.1弱酸和弱堿的解離平衡45常用的緩沖溶液弱酸共軛堿pKapH范圍鄰苯二甲酸鄰苯二甲酸氫鉀2.881.9～3.9醋酸醋酸鈉4.753.7～5.8磷酸二氫鈉磷酸氫二鈉7.206.2～8.2氯化銨氨水9.258.3～10.2磷酸氫二鈉磷酸鈉12.311.3～13.3第8章酸堿解離平衡§8.1弱酸和弱堿的解離平衡46例：求300mL0.50mol·L-1H3PO4和500ml0.50mol·L-1NaOH的混合溶液的pH。解：先分析反應(yīng)生成0.15molNaH2PO4余下0.10molNaOH生成0.10molNa2HPO4余下0.05molNaH2PO4得到H2PO4-—HPO42-緩沖溶液。0.15molH3PO40.25molNaOH反應(yīng)繼續(xù)反應(yīng)第8章酸堿解離平衡§8.1弱酸和弱堿的解離平衡47H2PO4-(aq)+H2O(l)HPO42-(aq)+H3O+(aq)Ka2=6.2×10-8c(H2PO4-)=mol·L-10.05000.800c(HPO42-)=mol·L-10.1000.800pH=pKa2-lg=-lg6.2×10-8-lg=7.21+0.30=7.51c(H2PO4-)c(HPO42-)0.05000.100計(jì)算：第8章酸堿解離平衡§8.1弱酸和弱堿的解離平衡48緩沖溶液的應(yīng)用工業(yè)應(yīng)用農(nóng)業(yè)應(yīng)用科研應(yīng)用生物學(xué)應(yīng)用第8章酸堿解離平衡§8.1弱酸和弱堿的解離平衡49第8章酸堿解離平衡§8.2鹽的水解§8.2鹽的水解8.2.1水解平衡常數(shù)1.弱酸強(qiáng)堿鹽（離子堿的水解，溶液呈堿性）

以NaAc為例：Ac-(aq)+H2O(l)HAc(aq)+OH-(aq)

50可以利用多重平衡原則可以推導(dǎo)出：2.強(qiáng)酸弱堿鹽（離子酸水解溶液呈酸性）以NH4Cl為例：NH4+(aq)+H2O(l)NH3(aq)+H3O+(aq)

第8章酸堿解離平衡§8.2鹽的水解51第8章酸堿解離平衡§8.2鹽的水解

同樣可以得到：3.弱酸弱堿鹽以NH4Ac為例：NH4++Ac-+H2ONH3·H2O+HAc52鹽類水解為吸熱過程，由：可得：升高溫度可以促進(jìn)水解的進(jìn)行。第8章酸堿解離平衡§8.2鹽的水解538.2.2水解度及水解平衡的計(jì)算1、單水解過程的計(jì)算NH4+(aq)+H2O(l)NH3(aq)+H3O+(aq)

c00起始濃度/(mol·L-1)

c-x

xx平衡濃度/(mol·L-1)第8章酸堿解離平衡§8.2鹽的水解54水解常數(shù)很小，則：c-x≈c即：水解度h為：第8章酸堿解離平衡§8.2鹽的水解55同理可以求出強(qiáng)堿弱酸鹽的水解情況：從計(jì)算公式可以看出：鹽的初始濃度對水解有影響。第8章酸堿解離平衡§8.2鹽的水解561、平衡常數(shù)的影響（1）水解平衡常數(shù)或弱酸或弱堿的離解平衡常數(shù)；（2）溫度對平衡常數(shù)的影響（水解一般為吸熱過程）2、外界條件的影響（溫度不變時(shí)）（1）鹽的起始濃度；（2）溶液酸度。影響水解平衡的因素有：第8章酸堿解離平衡§8.2鹽的水解57NH4+(aq)+H2O(aq)NH3(aq)

+H3O+(aq)例：計(jì)算0.10mol·L-1NH4Cl溶液的pH和NH4+的解離度。(Kb(NH3)=1.8×10-5)

解:第8章酸堿解離平衡§8.2鹽的水解58第8章酸堿解離平衡§8.2鹽的水解59c(Ac-)=0.1-7.5×10-6≈0.1(mol·L-1)pH=14-pOH=8.88pOH=-lg{c(OH-)}=5.12解:例：計(jì)算0.10mol·L-1NaAc溶液的c(OH-)，pH和c(Ac-)。(K

a(HAc)=1.8×10-5)第8章酸堿解離平衡§8.2鹽的水解602、雙水解過程的計(jì)算以MA為例：M++H2OMOH+H+A-+H2OHA+OH-c(H+)=c(MOH)-c(HA)第8章酸堿解離平衡§8.2鹽的水解61第8章酸堿解離平衡§8.2鹽的水解將其帶入：c(H+)=c(MOH)-c(HA)62第8章酸堿解離平衡§8.2鹽的水解整理后可得：進(jìn)行化簡得：63第8章酸堿解離平衡§8.2鹽的水解在一定的條件下，弱酸弱堿鹽水溶液的H+與鹽溶液濃度無關(guān)，只與相應(yīng)酸或堿的解離常數(shù)有關(guān)。3.酸式鹽（既電離又水解）64例：求0.1mol·L-1NaHCO3溶液的pH。解：第8章酸堿解離平衡§8.2鹽的水解65§8.3電解質(zhì)溶液理論及酸堿理論的發(fā)展第8章酸堿解離平衡§8.3電解質(zhì)溶液理論及酸堿理論的發(fā)展8.3.1

強(qiáng)電解質(zhì)溶液理論電解質(zhì)：在水溶液里或熔化狀態(tài)下能夠?qū)щ姷幕衔?。?qiáng)電解質(zhì)：在水中幾乎全部解離。弱電解質(zhì)：在水中僅部分解離。66電離度大小的影響因素：濃度溫度電離度（α）第8章酸堿解離平衡§8.3電解質(zhì)溶液理論及酸堿理論的發(fā)展1、離子強(qiáng)度1923年，Debye及Hückel提出強(qiáng)電解質(zhì)溶液理論。67觀點(diǎn)：強(qiáng)電解質(zhì)在溶液中是完全電離的，但是由于離子間的相互作用，每一個(gè)離子都受到相反電荷離子的束縛，這種離子間的相互作用使溶液中的離子并不完全自由，其表現(xiàn)是：溶液導(dǎo)電能力下降；電離度下降；依數(shù)性異常。第8章酸堿解離平衡§8.3電解質(zhì)溶液理論及酸堿理論的發(fā)展68bi

：溶液中第i種離子的濃度，Zi：第i種離子的電荷離子強(qiáng)度I表示了離子在溶液中產(chǎn)生的電場強(qiáng)度的大小。離子強(qiáng)度越大，正負(fù)離子間作用力越大。

離子強(qiáng)度I：衡量溶液中正、負(fù)離子的作用情況。第8章酸堿解離平衡§8.3電解質(zhì)溶液理論及酸堿理論的發(fā)展69

活度：指有效濃度，即單位體積電解質(zhì)溶液中表現(xiàn)出來的表觀離子有效濃度，即扣除了離子間相互作用的濃度。以a（activity）表示。

f：活度系數(shù)，稀溶液中，f

<1；極稀溶液中，f接近1。2、活度與活度系數(shù)第8章酸堿解離平衡§8.3電解質(zhì)溶液理論及酸堿理論的發(fā)展70規(guī)律：①

離子強(qiáng)度越大，離子間相互作用越顯著，活度系數(shù)越小；②

離子強(qiáng)度越小，活度系數(shù)約為1。稀溶液接近理想溶液，活度近似等于濃度。③

離子電荷越大，相互作用越強(qiáng)，活度系數(shù)越小。第8章酸堿解離平衡§8.3電解質(zhì)溶液理論及酸堿理論的發(fā)展71第8章酸堿解離平衡§8.3電解質(zhì)溶液理論及酸堿理論的發(fā)展3、鹽效應(yīng)（1）定義：在弱酸或弱堿溶液中,加入不含相同離子的易溶強(qiáng)電解質(zhì),而使平衡向右移動,弱電解質(zhì)的解離度增大的現(xiàn)象稱為鹽效應(yīng)。（2）原因：易溶強(qiáng)電解質(zhì)的加入,溶液中離子強(qiáng)度增大，使離子間相互作用增強(qiáng)。728.3.2酸堿質(zhì)子理論第8章酸堿解離平衡§8.3電解質(zhì)溶液理論及酸堿理論的發(fā)展(ProtonTheoryofAcid-Base)1.酸堿的定義

凡是能給出質(zhì)子(H3O+)的物質(zhì)都是酸凡是能得到質(zhì)子(H3O+)的物質(zhì)都是堿既能給出質(zhì)子又能得到質(zhì)子的物質(zhì)是兩性物質(zhì)如:HClHACNH4+

Fe(H2O)63+如:Cl-AC-CO32-

NH3[Fe(H2O)5(OH)]2+如:HCO3-,H2O732.酸堿反應(yīng)的術(shù)語根據(jù)酸堿定義，酸失去質(zhì)子變成堿，堿得到質(zhì)子變成酸——共軛關(guān)系。通式酸H++堿酸堿半反應(yīng)因質(zhì)子得失而相互轉(zhuǎn)化的每一對酸堿——共軛酸堿對。

(conjugatedpairofacid-base)第8章酸堿解離平衡§8.3電解質(zhì)溶液理論及酸堿理論的發(fā)展74酸總是較堿多一個(gè)正電荷，酸堿可以是分子，陽離子，陰離子。規(guī)律H2PO4-

H++HPO42-NH4+

H++NH3

Fe(H2O)63+

H++Fe(H2O)5(OH)2+例如第8章酸堿解離平衡§8.3電解質(zhì)溶液理論及酸堿理論的發(fā)展753.酸堿的強(qiáng)弱：給出質(zhì)子能力強(qiáng)的叫強(qiáng)酸；接受質(zhì)子能力強(qiáng)的叫強(qiáng)堿。酸堿強(qiáng)度：根據(jù)給出或接受質(zhì)子的能力大小來確定。拉平效應(yīng)：將不同強(qiáng)度的酸拉平到溶劑化質(zhì)子水平的效應(yīng)。分效應(yīng)：能區(qū)分酸、堿強(qiáng)度的效應(yīng)。

第8章酸堿解離平衡§8.3電解質(zhì)溶液理論及酸堿理論的發(fā)展764.酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是質(zhì)子的轉(zhuǎn)移。是兩個(gè)共軛酸堿對共同作用的結(jié)果。是兩個(gè)酸堿半反應(yīng)組成一個(gè)酸堿總反應(yīng)。堿2+H+

酸2酸1

H+

+堿1酸1+堿2

酸2+堿1+）5.酸堿反應(yīng)的方向強(qiáng)酸+強(qiáng)堿

弱酸+弱堿第8章酸堿解離平衡§8.3電解質(zhì)溶液理論及酸堿理論的發(fā)展77例：HAc在水溶液中的解離是一個(gè)HAc與H2O的酸堿反應(yīng)。酸堿半反應(yīng)酸堿半反應(yīng)共軛酸堿對HAc

Ac-H2O

H3O+共軛酸堿對HAc(aq)

H+(aq)+Ac-(aq)H2O(l)+H+(aq)

H3O+(aq)HAc(aq)

+H2O(l)

H3O+(aq)+Ac-(aq)HAc(aq)H+(aq)

+Ac-(aq)總反應(yīng)簡寫第8章酸堿解離平衡§8.3電解質(zhì)溶液理論及酸堿理論的發(fā)展78例：NH3在水溶液中的解離也是一個(gè)酸堿反應(yīng)。酸堿半反應(yīng)H2O

OH-酸堿半反應(yīng)NH3

NH4+NH3(aq)+H+(aq)NH4+(aq)H2O(l)H+(aq)+OH-(aq)酸堿總反應(yīng)NH3(aq)+H2O(l)NH4+(aq)+OH-(aq)共軛酸堿對共軛酸堿對第8章酸堿解離平衡§8.3電解質(zhì)溶液理論及酸堿理論的發(fā)展79例：鹽類的水解實(shí)際上是一個(gè)離子的酸堿反應(yīng)。酸堿總反應(yīng)酸堿總反應(yīng)Ac-+H2OHAc+OH-NH4++H2ONH3+H3O+

NaAc

Na++Ac-H2O(l)NH4ClNH4++Cl-H2O(l)第8章酸堿解離平衡§8.3電解質(zhì)溶液理論及酸堿理論的發(fā)展80擴(kuò)大了酸堿物質(zhì)的范疇擴(kuò)大了酸堿反應(yīng)的范疇例：HCl與NH3的反應(yīng)無論是在溶液中還是在氣相中或是在非水溶劑苯中，其實(shí)質(zhì)都是質(zhì)子轉(zhuǎn)移，最終生成NH4Cl。HCl+NH3NH4++Cl-優(yōu)越性：局限性：所定義的酸必須含有可解離的氫原子，不包括那些不交換質(zhì)子而具有酸性的物質(zhì)。第8章酸堿解離平衡§8.3電解質(zhì)溶液理論及酸堿理論的發(fā)展81第8章酸堿解離平衡§8.3電解質(zhì)溶液理論及酸堿理論的發(fā)展8.3.3酸堿溶劑體系理論美國科學(xué)家Franklin在阿氏電離理論的基礎(chǔ)上，提出了溶劑理論。立論：在溶劑中（不僅是水）電解質(zhì)解離。概念：凡在溶劑中能解離出溶劑正離子的物質(zhì)為酸；凡在溶劑中能解離出溶劑負(fù)離子的物質(zhì)為堿。82第8章酸堿解離平衡§8.3電解質(zhì)溶液理論及酸堿理論的發(fā)展例如，液態(tài)NH3中有：2NH3(l)NH4+

+NH2-

NH4Cl在液氨中：NH4Cl→NH4++Cl-NH4Cl為酸NaNH2在液氨中：NaNH2→NH2-+Na+NaNH2為堿酸堿反應(yīng)實(shí)質(zhì)：NH4+

+NH2-2NH3(l)NH4Cl+NaNH2→NaCl+2NH3

該理論是電離理論的擴(kuò)展，但不能解釋無溶劑的體系。838.3.4酸堿電子理論凡是能接受電子對的分子、離子物種稱為酸；凡是能給出