酸堿平衡和酸堿滴定-酸和堿的基本概念（應(yīng)用化學(xué)課件）

酸堿的分類(lèi)二、酸堿的分類(lèi)（1）根據(jù)酸、堿在水溶液中的離解情況

分類(lèi)依據(jù)酸或堿類(lèi)別例子酸、堿在水溶液中的離解情況酸強(qiáng)酸HCl，H2SO4，HNO3中強(qiáng)酸H3PO4，HF弱酸HAc，H2CO3堿強(qiáng)堿NaOH，KOH中強(qiáng)堿Mg(OH)2弱堿NH3·H2O（2）根據(jù)酸、堿在水溶液中提供氫離子、氫氧根離子的數(shù)目

分類(lèi)依據(jù)酸或堿類(lèi)別例子酸、堿在水溶液中提供氫離子、氫氧根離子的數(shù)目酸一元酸HCl，HF，HNO3，HAc二元酸H2CO3，H2SO4三元酸H3PO4堿一元堿NaOH，KOH二元堿Mg(OH)2，Ca(OH)2三元堿Fe(OH)3（3）根據(jù)酸分子中是否含有氧

分類(lèi)依據(jù)類(lèi)別例子酸分子中是否含有氧含氧酸HNO3，H2CO3，H2SO4，H3PO4無(wú)氧酸HCl，HF（4）根據(jù)分子中成酸元素是否具有氧化還原性

分類(lèi)依據(jù)類(lèi)別例子分子中成酸元素是否具有氧化還原性氧化性酸HNO3，HClO，H2SO4非氧化性酸HCl，H3PO4還原性酸H2S，H2SO3（5）根據(jù)酸是否具有揮發(fā)性

分類(lèi)依據(jù)類(lèi)別例子酸是否具有揮發(fā)性揮發(fā)性酸HCl，HNO3，H2S非揮發(fā)性酸H2SO4，H3PO4酸堿理論1.酸堿理論

（1）阿侖尼烏斯酸堿電離理論

1887年瑞典化學(xué)家阿侖尼烏斯SvanteArrhenius根據(jù)他的電離學(xué)說(shuō)，提出了酸和堿的概念，指出了酸堿反應(yīng)的本質(zhì)，從而建立了酸堿電離理論。酸是在水溶液中經(jīng)電離只生成H+一種陽(yáng)離子的物質(zhì)；堿是在水溶液中經(jīng)電離只生成OH-一種陰離子的物質(zhì)。能電離出H+是酸的特征，能電離出OH-是堿的特征。

酸堿的中和反應(yīng)生成鹽和水酸：HA=H++A-

電離出的正離子全部是H+,

堿：MOH=M++OH-

電離出的負(fù)離子全部是OH-

H+（aq）

+OH-

（aq）

=H2O（l）

缺點(diǎn)（shortcoming）：把酸堿理論局限在水溶液中，對(duì)氣體酸堿及大量非水溶液中進(jìn)行的化學(xué)反應(yīng)無(wú)法解釋?zhuān)话褖A定為氫氧化物，因而對(duì)氨水呈堿性的事實(shí)難以說(shuō)明，把酸和堿看成是兩種絕對(duì)不同的物質(zhì)忽視了酸堿在對(duì)立中的相互聯(lián)系和統(tǒng)一。無(wú)法解釋NaCO3，Na3PO4

呈堿性；

NH4Cl顯酸性的事實(shí)；

無(wú)法解釋非水溶液中的酸堿行為液氨中：NH4++NH2-=2NH3NaNH2+NH4Cl=NaCl+2NH3

（2）酸堿質(zhì)子理論該理論在1923年在丹麥的Brosted和英國(guó)的Lowry分別提出的。凡是能給出質(zhì)子的分子或離子稱(chēng)為酸，凡是能接收質(zhì)子的分子或離子稱(chēng)為堿。酸堿可以是陰離子、陽(yáng)離子或中性分子

HCL=H++CL-

NH3+H2O=NH4++OH

NH4+=NH3+H+H2CO3=H++HCO3

HCO3

=

H++CO32

H3PO4=H++H2CO4

H2PO4=H++HCO4

HPO4=H++CO4

酸堿可以是陰離子、陽(yáng)離子或中性分子共軛酸堿對(duì)酸與它的共軛堿，堿與它的共軛酸各自構(gòu)成一個(gè)共軛酸堿對(duì)這一關(guān)系可以用通式表示如下12共軛酸堿對(duì)理解質(zhì)子酸堿理論1.酸堿共軛關(guān)系：并存2.酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)：質(zhì)子傳遞3.酸堿的強(qiáng)度：得失質(zhì)子的能力

酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)，強(qiáng)堿奪取了強(qiáng)酸中的質(zhì)子生成更弱的酸和更弱的堿的反應(yīng)。注意：質(zhì)子理論中無(wú)鹽的概念；

質(zhì)子理論僅限于質(zhì)子的給出或接受，對(duì)不含質(zhì)子或不接受質(zhì)子的物質(zhì)的酸堿性無(wú)法解釋。

在水溶液中，HCl比HAc的給質(zhì)子能力強(qiáng)，HC