第二章溶液與離子平衡第六章配位平衡第一節(jié)溶液濃度的表示方法第二節(jié)稀溶液的依數(shù)性第三節(jié)酸堿質(zhì)子理論第四節(jié)酸和堿的質(zhì)子轉(zhuǎn)移平衡第五節(jié)難溶電解質(zhì)的溶解平衡酸堿質(zhì)子理論一、酸堿電離理論二、酸堿質(zhì)子理論三、酸堿電子理論四、軟硬酸堿理論

酸堿質(zhì)子理論

1923BronstedLowry

提出酸堿的定義：

酸:凡能給出質(zhì)子的物質(zhì)。酸是質(zhì)子的給予體。（可以是分子或離子）堿:凡能接受質(zhì)子的物質(zhì)。堿是質(zhì)子的接受體。（可以是分子或離子）酸H++堿（給予體）（接受體）如：NH4+H++NH3

酸質(zhì)子+

堿

HClH++Cl-

HAcH++Ac-

NH4+

H++NH3

H3O+H++H2OH2OH++OH-

H3PO4H++H2PO

H2POH++HPO

H2CO3H++HCO

HCO

H++CO

[Al(H2O)6]3+H++[Al(H2O)5OH]2+酸堿定義兩性物質(zhì):它既能接受質(zhì)子，又能釋放

質(zhì)子的物質(zhì)

例如對于水分子：

釋放質(zhì)子：H2O

H++OH-

在此反應中呈現(xiàn)酸的性質(zhì)；

接受質(zhì)子：H2O+H+

H3O+

在此反應中呈現(xiàn)堿的性質(zhì)。

所以，水是兩性物質(zhì)。

酸堿定義（共軛酸）（共軛堿）

HAcH+

+Ac-HCO3-H+

+CO32-H2CO3H+

+HCO3-H2PO4-H+

+HPO42-H2OH+

+OH-可見，有酸必有堿；有堿必有酸；酸中有堿，堿可變酸。共軛酸堿對：。又如：HAc-Ac-HCO3--CO32-酸堿定義

酸和堿反應的實質(zhì)實質(zhì)是質(zhì)子的轉(zhuǎn)移：酸向堿轉(zhuǎn)移質(zhì)子，酸1+堿2酸2+堿1H+如：H2O+Ac-+Ac-HAc+OH-NH4++Ac-HAc

+

NH3H2SO4+HAc-HSO4-+H2Ac-生成新的酸和堿。酸和堿的強度一般來講，酸和堿的強度決定于酸給出質(zhì)子的能力和堿接受質(zhì)子的能力。在共軛酸堿對中：若酸的酸性越強，給出質(zhì)子的能力越強，其共軛堿接受質(zhì)子的能力就越弱，即共軛堿的堿性越弱；若堿的堿性越強，則共軛酸的酸性越弱。例如，酸性HCl>HAc，則堿性Cl－<Ac－。同一溶劑中不同的溶劑在水溶液中，一般根據(jù)弱酸弱堿的質(zhì)子轉(zhuǎn)移平衡常數(shù)的大小比較酸堿的強弱。質(zhì)子轉(zhuǎn)移平衡常數(shù)越大，酸（或堿）的酸性（或堿性）越強。酸堿的相對強弱取決于其本性；接受和釋放質(zhì)子的能力也不同。

酸和堿的強度1.水的質(zhì)子自遞平衡水是兩性物質(zhì)，在水分子之間也能發(fā)生質(zhì)子的傳遞：H+同種物質(zhì)之間的質(zhì)子傳遞反應稱為質(zhì)子自遞反應。其平衡常數(shù)稱水的離子積常數(shù)：

Kw={b(H3O+)/b?}·{b(OH?)/b?}

?弱電解質(zhì)的解離平衡H2O+H2OH3O++OH－

pH=?lg{b(H3O+)/b?}pOH=?lg{b(OH?)/b?}pH＋pOH＝pKw＝14

在298.15K時，Kw＝1.0×10?14。?系統(tǒng)中只要有H2O,H3O+,OH?三者共存，就一定存在上述的關(guān)系。溶液的酸度通常用pH表示堿度則用pOH表示弱電解質(zhì)的解離平衡一元弱酸（堿）的解離（質(zhì)子轉(zhuǎn)移）平衡：HAcH++Ac-HAc+H2OAc-

+

H3O+H+其解離常數(shù)表達式為：弱酸的解離平衡：可寫為：=????+-此質(zhì)子轉(zhuǎn)移平衡常數(shù)Ka

又稱酸常數(shù)。?弱酸弱堿的解離平衡

弱堿的解離平衡：弱酸弱堿的解離平衡NH3+H2ONH4++OH-其解離常數(shù)表達式為：-?+=???又稱為堿常數(shù)。

與T

和酸(或堿)的本性有關(guān)，

與濃度無關(guān)。Ki

?表示給出或獲得H3O+的能力。多元弱酸的質(zhì)子傳遞平衡：溶液中的平衡是:

不是！H2S+H2OH3O++HS-

K1=9.1×10-8?HS-+H2OH3O++S2-K2

=1.1×10-12?H2S2H++S2-

Ka

=??

Ka

=K1

.K2=1.0×10-19

根據(jù)多重平衡規(guī)則：???其常數(shù)表達式：Ka=+--??H2S2H++S2-?

弱酸弱堿的解離平衡

H2S2H++S2-在H2S溶液中并不存在這樣的平衡：就是說，此溶液中b(H+)≠2b(S2-)。H2S+H2OH3O++HS-HS-+H2OH3O++S2-所以，b(H+)決定于一級解離，

b(S2-)決定于二級解離。由于存在著兩級平衡關(guān)系：

弱酸弱堿的解離平衡

同離子效應NaAcNa++Ac-

在弱電解質(zhì)溶液中，加入具有同名離子的強電解質(zhì)，則弱電解質(zhì)的解離度降低——同離子效應。同離子效應可進行定量計算。HAcH++Ac-例題1：在飽和H2S和HCl的混合溶液中b(H+)=0.3mol.kg-1。求此溶液中b(S2-)=？初始濃度/mol.kg-10.10.30平衡濃度/mol.kg-10.1-x-y0.3+xy其中,一級解離之b(H+)為xmol.kg-1,

二級解離之b(S2-)為y

mol.kg-1。代入:

Ka解：2H++S2-

H2S

例題=1.0×10-19近似處理:0.3+x≈0.3；得:

y=1.1×10-19答:此溶液中b(S2-)為1.1×10-19mol.kg-1所以:b(S2-)=1.1×10-19mol.kg-10.1-x-y≈0.1因為b(H+)（9.5×10-5）的增加，

溶液中的b(S2-)（1.1×10-12）降低了。

例題緩沖溶液

溶液的pH值在一定范圍內(nèi)不受外來少量強酸、堿的影響，這種溶液稱緩沖溶液。組成：弱酸+弱酸鹽或弱堿+弱堿鹽

HAc+NaAc

HAc+NH4Ac

NaH2PO4+Na2HPO4

NaHCO3+Na2CO3NH3·H2O+NH4Cl

弱酸+共軛堿緩沖機理：HAcH+

+

Ac-+H+HAcH+

+Ac-+OH-H2OAc-是抗酸因素，HAc是抗堿因素。Ac--HAc

稱緩沖對。緩沖溶液加少量酸時加少量堿時緩沖溶液緩沖溶液pH值計算在HAc和NaAc溶液中，有兩個過程：HAc+H2OAc-

+

H3O+NaAcNa++Ac-其中：=+-????如果，b(HAc)和b(Ac-)的初始濃度為:b(弱酸)和b(弱酸鹽)（對于稀溶液他們的平衡濃度亦近似為此值。）我+?=???+則：得：+??+可化為：=+?稱為緩沖比。pH=pKa其比值為1時，緩沖溶液?此時，緩沖容量（緩沖能力）也最大。例題例題2計算0.1mol·kg-1HAc和0.1mol·kg-1NaAc混合形成的緩沖溶液的pH。解：已知Ka

=

1.76×10-5,?b(HAc)=b(NaAc)=0.1mol·kg-1pH=

-lg1.76×10-5

+lg

=

4.75答:該緩沖溶液的pH值為4.75。代入=?+

緩沖容量和緩沖范圍緩沖容量：反映緩沖溶液緩沖能力的大小影響緩沖容量的兩個因素：緩沖比：當總濃度相同時，緩沖比越接近1，其緩沖容量就越大最