酸堿理論概述1第一頁，共三十六頁，編輯于2023年，星期三1887年瑞典化學(xué)家阿侖尼烏斯(S.A.Arrhenius)的酸堿電離理論；1905年美國科學(xué)家弗蘭克林(E.C.Franklin)提出的酸堿溶劑理論；1923年丹麥化學(xué)家布朗斯特(J.N.Br?nsted)與英國化學(xué)家勞萊(T.M.Lorry)提出的酸堿質(zhì)子理論；1923年美國化學(xué)家路易斯(G.N.Lewies)提出的廣義酸堿理論，即酸堿的電子理論；20世紀(jì)六十年代美國化學(xué)家佩爾松(R.G.Pearson)提出的軟硬酸堿理論。第一節(jié)酸堿理論概述2第二頁，共三十六頁，編輯于2023年，星期三一、酸堿電離理論1887年瑞典化學(xué)家阿侖尼烏斯(S.A.Arrhenius)提出酸堿電離理論。

電解質(zhì)在水溶液中電離生成正、負(fù)離子。酸—在水溶液中凡是能夠電離出H+的物質(zhì)叫做酸；堿—在水溶液中凡是能夠電離出OH-的物質(zhì)叫做堿中和反應(yīng)：酸堿反應(yīng)

鹽：酸堿反應(yīng)的產(chǎn)物要點(diǎn)：

如：H2SO4→2H++SO42-，HNO3→H++NO3-所以硫酸與硝酸都是酸；又如：NaOH→Na++OH-，Ca(OH)2→Ca2++2OH-所以氫氧化鈉和氫氧化鈣都是堿。3第三頁，共三十六頁，編輯于2023年，星期三局限性：⑴、只適用于水溶液不適用于非水溶液⑵、不能解釋有的物質(zhì)（NH3)不含OH－，卻具有堿性；有的物質(zhì)（AlCl3）不含H+卻具有酸性。意義：首次對酸堿賦予了科學(xué)的定義4第四頁，共三十六頁，編輯于2023年，星期三二、酸堿的溶劑理論1905年美國科學(xué)家弗蘭克林(E.C.Franklin)提出了酸堿溶劑理論；

酸：凡是能夠電離產(chǎn)生溶劑正離子物質(zhì)的為酸；

堿:凡是能夠電離產(chǎn)生溶劑負(fù)離子的為堿。酸堿反應(yīng):正離子與負(fù)離子結(jié)合生成溶劑分子的過程。要點(diǎn)：在水溶液中，酸：凡是能夠產(chǎn)生H+的為酸，HCl堿：凡是能夠產(chǎn)生OH-的為堿。NaOH例如：水溶液，水為溶劑，5第五頁，共三十六頁，編輯于2023年，星期三又如：液態(tài)氨，NH3為溶劑，氨自身電離為：2NH3→NH4++NH2-在液氨中，凡能離解出NH4+的物質(zhì)為酸。NH4Cl凡能離解出NH2-的物質(zhì)為堿。NaNH2酸堿反應(yīng)為:NH4++NH2-→2NH3。6第六頁，共三十六頁，編輯于2023年，星期三意義：酸堿溶劑理論擴(kuò)展了酸堿電離理論，擴(kuò)大了酸堿的范疇，可以在非水溶液中使用。局限性：只適用于溶劑能離解成正、負(fù)離子的系統(tǒng)不適用于不能離解的溶劑及無溶劑體系7第七頁，共三十六頁，編輯于2023年，星期三三、酸堿質(zhì)子理論1923年丹麥化學(xué)家布朗斯特(J.N.Br?nsted)與英國化學(xué)家勞萊(T.M.Lorry)提出了酸堿質(zhì)子理論1、酸：凡是能夠給出質(zhì)子（H+）的物質(zhì)（包括分子和離子）都是酸；例：HAc→H++Ac-

酸堿

NH4+→H++NH3

酸堿2、堿：凡是能夠接受質(zhì)子的物質(zhì)都為堿。例：NH3+H+→NH4+

Ac-+H+→HAc堿酸（一）、酸堿質(zhì)子理論8第八頁，共三十六頁，編輯于2023年，星期三3、兩性物質(zhì)：即能給出質(zhì)子，又能接受質(zhì)子的物質(zhì)

H2O+H+→

H3O+

堿

H2O

→H++OH-酸9第九頁，共三十六頁，編輯于2023年，星期三4、酸堿的共軛性彼此只差一個(gè)質(zhì)子，而相互轉(zhuǎn)化的一對酸堿稱為共軛酸堿對。

NH3—NH4+HAc—Ac-

共軛酸堿對10第十頁，共三十六頁，編輯于2023年，星期三結(jié)論(1)、質(zhì)子理論的酸堿概念較電離理論的概念具有更廣泛的含義，可以是陽離子、陰離子，也可以是中性分子；(2)、質(zhì)子理論的酸堿含義具有相對性，在某個(gè)共軛酸堿對中可能是酸而在另一個(gè)共軛酸堿對中可能是堿。如同一HPO42-，在共軛酸堿對H2PO4-—HPO42-體系中為堿，而在HPO42-—PO43-體系中則為酸。因此，同一物質(zhì)在不同環(huán)境中常會(huì)發(fā)生酸堿的改變。(3)、共軛酸堿對只差一個(gè)質(zhì)子。11第十一頁，共三十六頁，編輯于2023年，星期三（二）、酸堿反應(yīng)例如：HAc在水溶液中的離解半反應(yīng)1HAc=H+＋Ac-

+）半反應(yīng)2H2O＋H+=H3O+

HAc＋H2O=H3O+＋Ac-

酸1堿2酸2堿1

H3O+稱為水合質(zhì)子，通常寫成H+。HAc在水中的離解平衡式可以簡化為：

HAc=H+＋Ac-

12第十二頁，共三十六頁，編輯于2023年，星期三同樣，堿在水溶液中接受質(zhì)子，也必須有溶劑水分子參加。如：氨的離解：半反應(yīng)1NH3＋H+=NH4+

+）半反應(yīng)2H2O=H+＋OH-

NH3＋H2O=OH-＋NH4+

堿1酸2堿2酸1傳統(tǒng)稱之為“鹽的水解”的反應(yīng)，也是酸堿反應(yīng)。如：NH4Cl、NaAc的水解反應(yīng)：NH4+＋H2O===H3O+＋NH3

Ac-＋H2O===OH-＋HAc第十三頁，共三十六頁，編輯于2023年，星期三顯然在酸堿質(zhì)子理論中沒有鹽這一術(shù)語，但習(xí)慣上還可能要用到“鹽”這個(gè)詞。

酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)：是酸堿間質(zhì)子的傳遞，是兩個(gè)共軛酸堿對共同作用的結(jié)果。

14第十四頁，共三十六頁，編輯于2023年，星期三（三）、溶劑的質(zhì)子自遞反應(yīng)

例：作為溶劑的水分子是兩性的，既能給出質(zhì)子起酸的作用，又能接受質(zhì)子起堿的作用。

在水分子之間，也可以發(fā)生質(zhì)子的傳遞作用：

H2O＋H2O===H3O+＋OH-

這種僅在溶劑分子之間發(fā)生的質(zhì)子傳遞作用，稱為溶劑的質(zhì)子自遞反應(yīng)。反應(yīng)的平衡常數(shù)稱為溶劑的質(zhì)子自遞常數(shù)，也稱水的離子積(25℃)時(shí)15第十五頁，共三十六頁，編輯于2023年，星期三（四）酸堿的強(qiáng)度1、定性：酸堿的強(qiáng)弱取決于物質(zhì)給出質(zhì)子或接受質(zhì)子的能力的強(qiáng)弱。如果酸越易給出質(zhì)子，酸性越強(qiáng)，它的共軛堿接受質(zhì)子的能力越弱，堿性弱。2、定量衡量酸(堿)強(qiáng)弱的尺度——

酸(堿)的解離常數(shù)酸在水中給出質(zhì)子的能力用質(zhì)子轉(zhuǎn)移平衡常數(shù)的大小來表示.越大，酸越強(qiáng)16第十六頁，共三十六頁，編輯于2023年，星期三越大，堿越強(qiáng)堿的接受質(zhì)子能力則由其加合質(zhì)子反應(yīng)平衡常數(shù)的大小來衡量.如：這三種酸的強(qiáng)弱順序?yàn)椋?7第十七頁，共三十六頁，編輯于2023年，星期三根據(jù)質(zhì)子酸堿的共軛特點(diǎn)，若一種酸的酸性越強(qiáng)，其共軛堿的堿性則越弱。如：由三種堿的值的大小可以看出。這三種堿的強(qiáng)弱順序與其共軛酸的正好相反，其順序如下：18第十八頁，共三十六頁，編輯于2023年，星期三3、Ka、Kb的關(guān)系共軛酸堿對的解離常數(shù)之積等于水和離子積。也就是說若知道了酸的解離常數(shù)，就可以知道其共軛堿的解離常數(shù)，反之亦然。解：NH4+

是NH3的共軛酸，所以19第十九頁，共三十六頁，編輯于2023年，星期三例：磷酸H3PO4，酸的強(qiáng)度為H3PO4＞H2PO4-＞HPO42-。而其各自對應(yīng)的共軛堿的解離常數(shù)分別為：堿的強(qiáng)度:PO43-

＞HPO42-＞H2PO4-20第二十頁，共三十六頁，編輯于2023年，星期三例2：計(jì)算HCO3-

的Kb。(Ka1=

4.2×10-7)

解：HCO3-為兩性物質(zhì)，既可作為酸又可作為堿。HCO-3作為堿時(shí)：

HCO3-＋H2O=H2CO3＋OH-

結(jié)論：酸越強(qiáng)，其相應(yīng)的共軛堿就越弱

或堿越強(qiáng)，其相應(yīng)的共軛酸就越弱

21第二十一頁，共三十六頁，編輯于2023年，星期三意義：酸堿質(zhì)子理論擴(kuò)大了酸堿的概念和應(yīng)用范圍，不僅把酸堿局限于水溶液或能夠發(fā)生自身解離的溶劑中，對非水溶液及無溶劑條件下的酸堿反應(yīng)也能給出很好的解釋。即把水溶液和非水溶液統(tǒng)一起來。22第二十二頁，共三十六頁，編輯于2023年，星期三四、酸堿的電子理論一些高價(jià)態(tài)金屬離子的水溶液顯示出較強(qiáng)的酸性，如AlCl3、FeCl3和BCl3的水溶液。在電離理論中是以水解的理論來解釋這一現(xiàn)象的。但從反應(yīng)的實(shí)質(zhì)來看，其酸性是因?yàn)榻饘匐x子奪取了水中的OH-而產(chǎn)生的。應(yīng)該屬于酸堿反應(yīng)，但這些金屬離子中卻沒有質(zhì)子，不能被上面所介紹的任何酸堿理論定義為酸。為此，也是在1923年，美國化學(xué)家路易斯(G.N.Lewis)提出了酸堿的電子理論。23第二十三頁，共三十六頁，編輯于2023年，星期三要點(diǎn)：酸—凡是能夠接受電子對的分子或離子都是酸；堿—凡是能夠給出電子對的分子或離子都為堿。如：H+為酸，OH-為堿，是因?yàn)椋喊睘閴A，因?yàn)镹H3可以提供電子對。24第二十四頁，共三十六頁，編輯于2023年，星期三局限性：因?yàn)樗釅A電子理論對酸堿的認(rèn)識(shí)過于廣泛，反而不易表達(dá)和掌握酸堿的特征。除了在有機(jī)合成化學(xué)中經(jīng)常用酸堿電子理論來解釋許多反應(yīng)現(xiàn)象外，在大多數(shù)情況下都是用質(zhì)子酸堿理論來討論酸堿的反應(yīng)與分類。意義：酸堿的電子理論極大地?cái)U(kuò)展了酸堿的范圍，使酸堿不僅局限于含有質(zhì)子的物質(zhì)或離子。25第二十五頁，共三十六頁，編輯于2023年，星期三五、軟硬酸堿理論本世紀(jì)六十年代美國化學(xué)家佩爾松(R.G.Pearson)提出的軟硬酸堿理論。

硬酸：電荷較多，半徑較小，外層電子被原子核束縛得較緊而不易變形的正離子，如B+，Al3+，F(xiàn)e3+等。交界酸：介于二者之間。Fe2+,Cu2+軟酸：電荷較少，半徑較大，外層電子被原子核束縛得較松因而容易變形的正離子，如Cu+，Ag+，Cd2+等。26第二十六頁，共三十六頁，編輯于2023年，星期三

硬堿：其配位原子是一些電負(fù)性大、吸引電子能力強(qiáng)、半徑較小、難失去電子、不易變形的元素。如F-，OH-等；

軟硬酸堿規(guī)：硬酸與硬堿結(jié)合，軟酸與軟堿結(jié)合，?？尚纬煞€(wěn)定的配合物。

簡稱：“硬親硬，軟親軟”。交界堿：介于二者之間。Br–、NO-

軟堿：其配位原子是一些電負(fù)性較小、吸引電子能力弱，半徑較大，易失去電子，容易變形，如I-，SCN-，CN-等。27第二十七頁，共三十六頁，編輯于2023年，星期三在以上的酸堿理論中，酸堿電離理論只適用于水溶液；酸堿質(zhì)子理論即適用于水溶液也適用與非水溶液；酸堿溶劑理論有較大的局限性很少應(yīng)用；酸堿的電子理論主要應(yīng)用在配位化學(xué)與有機(jī)化學(xué)中；軟硬酸堿理論也只局限于配位化合物的形成中。28第二十八頁，共三十六頁，編輯于2023年，星期三活度—離子在化學(xué)反應(yīng)中起作用的有效濃度。

用a表示。

六、活度與活度系數(shù)a—活度c—濃度—活度系數(shù)，電解質(zhì)溶液的活度與其實(shí)際濃度的比值。意義：活度系數(shù)衡量活度與濃度的差異。表示了離子間力對化學(xué)作用能力影響的大小，也是衡量溶液偏離理想溶液的尺度.29第二十九頁，共三十六頁，編輯于2023年，星期三討論：通常1。

(1)在較稀的弱電解質(zhì)或極稀的強(qiáng)電解質(zhì)溶液中,離子的總濃度很低，離子間力很小，接近于1，可認(rèn)為a=c。(2)在一般的強(qiáng)電解質(zhì)溶液中，離子的總濃度很高，離子間力較大，就小于1，因此活度就小于濃度。在這種情況下，嚴(yán)格地講，各種平衡常數(shù)的計(jì)算就不能用離子的濃度，而應(yīng)用活度。(3)中性分子活度系數(shù)近似等于1。30第三十頁，共三十六頁，編輯于2023年，星期三計(jì)算：（強(qiáng)電解質(zhì)稀溶液）德拜—休克爾公式（Debye—Hückel）：活度系數(shù)；Zi