酸碱质子理论与酸碱平衡课件

1第六章酸碱平衡与酸碱滴定1第六章本章学习要求

①弄清各种概念；

②学会正确应用[H+]计算公式；

理解和掌握酸碱滴定原理，并能运用所学知识解决实际问题。本章学习要求

①弄清各种概念；

②学会正确应用[H+]计算公3

6.1酸碱制粒理论

6.2弱酸弱碱的解离平衡

6.3缓冲溶液

6.4酸碱滴定法

3

6.1酸碱制粒理论

6.2弱酸弱6.1酸碱质子理论电离理论电子理论质子理论酸——能电离出H+的物质碱——电离出OH-的物质酸——凡能给出质子的物质碱——凡能接受质子的物质酸——凡能接受电子的物质碱——凡能给出电子的物质酸碱的定义6.1酸碱质子理论电离理论酸——能电离出H+的物质酸——一、

酸碱质子理论

1.质子理论酸碱的定义及共轭酸碱对：酸：凡能给出质子（H+）的物质碱：凡能接受质子（H+）的物质；

酸共轭碱+质子

HAcAc-+H+NH4+NH3+H+HCO3-CO32-+H+H6Y2+H5Y++H+

通式:HAA-+H+一、酸碱质子理论

1.质子理论酸碱的定义及共轭酸碱对：共轭酸碱：酸给出H+后成为碱，碱接受H+后成为酸，互为共轭关系；共轭酸碱之间只差一个H+。

HClH+

+C1－

H2SO4H++HSO4－

HSO4－

H++SO42－

酸质子+碱

NH4+H++NH3

H2PO4－

H++HPO42－共轭酸碱：HCl特点：1）具有共轭性

式中HA失去一个质子，或A-得到一个质子变成相应的碱或酸称为酸碱半反应。酸失去质子后变成相应的共轭碱；而碱接受质子后变成相应的共轭酸。两者相互依存又相互转化。A－+H+HA如：特点：A－+H+HA如：2）具有相对性

如，H2PO42-既能给出质子，又能接受质子，在H3PO4—H2PO4-共轭体系中为碱，而在H2PO4-—HPO42-共轭体系中为酸。

H3PO4H++H2PO4-H2PO4-H++HPO42-

同一物质在某些场合是酸，而在另一场合是碱，其原因是共存物质彼此间给出质子能力相对强弱不同。因此，酸或碱是相对的，视溶液的介质而异。2）具有相对性如，可见：

①当一种酸给出质子后，其剩下的酸根(碱)，自然对质子具某种亲合力，所以构成上述共轭酸碱对；②酸或碱可以是中性分子，也可以是阳离子或阴离子，同一物质既可以是酸，也可以是碱，共轭酸碱对中酸较其共轭碱多一个质子。可见：

①当一种酸给出质子后，其剩下的酸根(碱)，自然对质子如：酸1

碱2

碱1

酸2

HAc+NH3Ac-+NH4+

完整的酸碱反应

HAc-Ac-，NH4+-NH3

共轭酸—共轭碱反应实质：

二、酸碱反应酸碱反应实际上是两个共轭酸碱对共同作用的结果，其实质是质子的转移。两对共轭酸碱之间质子传递过程；如：酸1碱2碱1.解离反应

解离反应的实质就是水与分子酸碱之间的质子传递反应。↑↑1.解离反应解离反应的实质就是水与分子酸碱之间的质子2.中和反应↑酸1

碱2

酸2

碱12.中和反应↑酸1碱2酸2碱13.水解反应↑酸1

碱2

酸2

碱13.水解反应↑酸1碱2酸2碱1三、溶剂（H2O）的质子自递反应

发生在溶剂间的质子转移→溶剂的质子自递反应；反应的平衡常数Ks

→溶剂的质子自递常数；H2O既能接受质子又能给出质子→两性物质；发生在水分子间的质子转移→水的质子自递反应

三、溶剂（H2O）的质子自递反应

发生在溶剂间的质子转移→H2O+H2OH3O++OH－

—水的质子自递常数kW=f(T)

或

PkW=pH+pOH=14

（25℃）

（30℃：kW=1.47×10－14；0℃：kW=0.12×10－14）

（一）水的质子自递常数H2O+H2OH3O++OH（二）水溶液的酸碱性和pH1、溶液中[H+]、[OH-]与酸碱性的关系（25℃）：中性：[H+]=10-7mol/L=[OH-];

Kw=10-14酸性：[H+]>10-7mol/L>[OH-];

Kw=10-14碱性：[H+]<10-7mol/L<[OH-];

Kw=10-14（二）水溶液的酸碱性和pH1、溶液中[H+]、[OH-]与酸THANKYOUSUCCESS2023/8/1117可编辑THANKYOUSUCCESS2023/8/317（一）溶液的酸碱性和pH2、溶液的pH：1）定义：pH=-lg[H+]2）pH与溶液酸碱性的关系（25℃）：pH<7：酸性；pH=7：中性;

pH>7:碱性；

pOH=-lg[OH-]，pH+pOH=14（25℃）（一）溶液的酸碱性和pH2、溶液的pH：6.2弱酸弱碱的解离平衡强电解质：在水溶液中能全部电离成阴、阳离子的电解质称为强电解质。(如NaCl=Na++Cl—)强电解质包含：强酸——如硫酸、盐酸、硝酸、高氯酸，强碱——氢氧化钠、氢氧化钾、氢氧化钡绝大多数盐。一、强电解质与弱电解质6.2弱酸弱碱的解离平衡强电解质：一、强电解质与弱电弱电解质：在水溶液中只有小部分能电离成阴、阳离子的化合物称为弱电解质。（如）弱电解质包含：弱酸——醋酸（HAc）、碳酸、硼酸等，弱碱——氨水等少数盐类——氯化汞、醋酸铅HAcH++Ac-弱电解质：HAcH++Ac-二、弱电解质的电离度和电离平衡电离度电离度的定义：电离平衡时，已电离的弱电解质分子数和电离前溶液中它的分子总数的百分比。电离度的大小可以相对地表示电解质的强弱。α=

l00％二、弱电解质的电离度和电离平衡电离度α=l00％理论上强电解质比如HCl，NaOH等电离度为100%，但实际不是（P103表6-1）。因此德拜和休克尔提出了强电解质溶液理论——主要因为“离子氛”的存在。理论上强电解质比如HCl，NaOH等电离度为100%，但实影响电离度（解离平衡）的因素：A．电解质的性质；B．溶液浓度；(cB↓

，α↑)-稀释定律C．溶剂性质；D．温度（影响较小,T↑，α↑）E.同离子效应（α↓）F.盐效应（α↑）影响电离度（解离平衡）的因素：E.同离子效应举例：HAc

H++Ac－

NaAc==Na++Ac－

E.同离子效应举例：HAcH++Ac－E.同离子效应定义：在弱电解质溶液中，当加入一种与弱电解质具有相同离子的强电解质时，使弱电解质的电离度降低的现象。几点说明：1．使电离平衡向左移动；2．结果总是α↓；3．Ki不变；E.同离子效应定义：（一）弱酸、弱碱的解离平衡如：HAc+H2OH3O++Ac-

对碱：

NH3+H2ONH4++OH－同样有：

（一）弱酸、弱碱的解离平衡①ka、kb分别为酸和碱在H2O中的解离常数，它们与溶剂的性质、酸或碱的本性及温度等因素有关。②ka，kb是衡量酸碱强度的尺子，ka或kb越大，其酸或碱的强度越强。

①ka、kb分别为酸和碱在H2O中的解离常数，它们与溶剂的（二）共轭酸碱对的Ka与Kb的关系如：HAc/Ac-

HAc+H2OH3O++Ac-

ka=[H+][Ac-]/[HAc]

Ac-+H2OHAc+OH－

kb=[HAc][OH－]/[Ac-]

则

或pka+pkb=pkW=14.00（25℃）（二）共轭酸碱对的Ka与Kb的关系（三）多元酸碱的强度

如，H3PO4H2PO4-

+H+

Ka1Kb3

H2PO4-

HPO42-

+H+

Ka2Kb2

HPO42-

PO43-

+H+

Ka3Kb1（三）多元酸碱的强度

如，H3PO4形成的多元共轭酸碱对中最强酸的解离常数

Ka1对应最弱共轭碱的解离常数Kb3

讨论：多元酸