2015年高中化学竞赛辅导 无机化学 4.3酸碱理论知识点素材
高中化学竞赛 中级无机化学 质子理论 溶剂体系理论及其拉平效应和区分效应(共24张PPT)
(酸)
2)3HCO3- +3H2O → 3H2O + 3CO2 + 3OH- (碱) 3)3H3O+ + 3OH- → 6H2O
1)+2)+3) :
Fe3+ + 3HCO3- → Fe(OH)3↓ + 3CO2 ↑
NH3 中
CH3COOH + NH3 → CH3COO- + NH4+ (酸)
KH + NH3 → K+ + H2↑ + NH2-
2. 溶剂的拉平效应和区分效应
溶剂不能辨别不同酸碱相对强度的效应叫做溶剂的拉平 效应。
溶剂能辨别不同酸碱相对强度的效应叫做溶剂的区分效 应。
在水中为强酸的物质：如HClO4，HBr，HCl，HI 在水中不能存在 不能区分酸强度：把质子转移给H2O，形成H3O+
Ka > 1
pKa < 0
——强度被水“拉平”到水合质子H3O+的强度
NH4+ + NH2-
与水相似
K = 10-33
中和反应：
水：KOH + H3OI → KI + 2H2O
NH3： KNH2 + NH4I → KI + 2NH3
两性反应：
过量OH-
水：Zn2+ + 2OH- → Zn(OH)2 → Zn(OH)42过量NH2-
NH3： Zn2+ + 2NH2- → Zn(NH2)2 → Zn(NH2)42-
① 纯H2SO4
HAc、HNO3也显碱性 CH3CO2H + H2SO4 → CH3CO2H2+ + HSO4HNO3 + 2H2SO4 → NO2+ + H3O+ + 2HSO4-
高中化学无机化学竞赛辅导课件.ppt
• d区元素的化合物
• 离子极化对ds区元素化合物性质的影响
•
颜色
•
溶解
•
HgF2 HgCl2 HgBr2 HgI2 水解性质
• Hg2+ 与卤素及拟卤离子形成的配合物 HgX42-
• HgNH2X
4) 常见配位化合物及配位数 Cu(I) Cu(NH3)2+ CuCl3- Cu(CN)43Cu(II) 配位数通常为4 CuCl42- Cu(NH3)42+ Cu(CN)42Ag(I) 配位数通常为2 Ag(NH3)2+ Ag(S2O3)23- Ag(CN)2Zn(II) 配位数为4和6 ZnCl42- Zn(NH3)42+ Zn(NH3)62+ Cd(II) 常见配位数为4 Hg(II) 配位数为4 与卤素和类卤离子
• 氢键
•
强弱次序：
F—H ···F > O—H ···O > O—H ···N &g ···Cl > O—H ···S
特点： 是特殊的分子间作用力
具有方向性和饱和性
晶体结构
1. 晶格和点阵、晶胞 晶系：立方 四方 正交 单斜 三斜 三方 六方
2. 金属晶体—堆积 非密置层的堆积：简单立方和体心立方 密堆积：立方密堆—面心立方 六方密堆—六方晶胞 空间利用率及配位数
• 离子晶体 • CsCl 负离子成简单立方堆积，正离子占据立方体间隙。
NaCl 负离子成面心立方堆积，正离子占据八面体体间隙。
ZnS 负离子成面心立方堆积，正离子占据四面体间隙。
• 分子晶体
• 共价晶体
•
金刚石和石墨的结构
• 离子极化 • 离子的极化能力 • 离子的变形性 • 离子极化对键型和晶型的影响
酸碱理论
答案：
(a) 前者, 中心离子电荷高, 对O的极化能力大, H＋易解离；
(b) 前者, 中心离子半径小, 对O的极化能力大, H＋易解离；
(c) 前者, 中心离子半径小, 对O的极化能力大, H＋易解离； (d) 、 (e)、 (f) 均为后者，非羟基氧原子多。
酸碱反应特征
（1） 酸碱反应的实质
两个共轭酸碱对之间的质子传递
Solution
(1) 在水中，O2－的碱性太强以致无法用实验研究;
(2) 在水中， 4和 NO 的碱性太弱以致无法用实验 ClO 3 研究；
CO 3 (3) 在水中， 2可直接测定其强度。
水的解离平衡与溶液的pH值 1.水的解离平衡 H2O (l) + H2O(l) H2O (l) 或
3、弱酸、弱碱的解离平衡
（1）．一元弱酸的解离平衡
H2O(l) + HAc(aq) 初始浓度/mol· -1 L 平衡浓度/mol· -1 L 0.10 0.10－x H3O+ (aq) + Ac-(aq) 0 x 0 x
c(H 3O ) c(Ac ) K a (HAc) c(HAc)
高中化学竞赛辅导六
酸碱理论与酸碱 反应
初赛要求
弱酸、弱碱的电离常数。溶度积。
决赛要求
酸碱质子理论、缓冲溶液的基本概念、典型缓冲体系的配制 和pH计算。利用酸碱平衡常数的计算。溶度积原理及有关计算。
一. 无机化学的酸碱概念
1889年瑞典科学家Arrhenius从他的电离学说出发，提 出了酸碱的电离理论。 酸：是在水溶液里能电离生成氢离子的一类化合物。 如：HCl, H2SO4, HNO3 碱：是在水溶液里或熔融状态时能电离生成氢氧根 离子，而且生成的阴离子只有氢氧根离子的一 类化合物。 如：NaOH, Ca(OH)2 酸碱中和反应实质：氢离子和氢氧根离子结合，生成 水分子的反应。
(完整版)高中化学酸碱知识点总结
(完整版)高中化学酸碱知识点总结高中化学酸碱知识点总结
酸碱是化学中重要的概念，下面是高中化学中关于酸碱的知识
点总结：
1. 酸碱的定义
- 布朗酸碱理论：酸是能够接受电子对的物质，碱是能够提供
电子对的物质。
- 列维斯酸碱理论：酸是能够接受或分享电子对的物质，碱是
能够提供或分享电子对的物质。
- 亚里士多德酸碱理论：酸味来自酸性物质，碱味来自碱性物质。
注意：各理论都有其适用范围和局限性。
2. 酸碱的性质
- 酸的性质：酸味酸性，能腐蚀金属，能和碱反应生成盐和水。
- 碱的性质：苦味碱性，能中和酸，能和酸反应生成盐和水。
3. 水溶液中的酸碱反应
- 酸与碱的中和反应：酸和碱反应生成盐和水。
- 电离反应：酸、碱在水中电离成离子，形成溶液导电。
- 水中的自离子化：水分子自离子化成氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-）。
4. 酸碱指示剂
- 酸碱指示剂是用于判断溶液酸碱性质的化学物质。
- 常见的酸碱指示剂有酚酞、甲基橙、酸碱性状分别为：红色/无色、橙色/紫红色、黄色/蓝色。
- 酸碱指示剂的颜色变化可以帮助判断溶液的酸碱性质。
5. 酸碱化合物的命名
- 酸的命名：按元素名+酸字，或酸根离子+酸字。
- 碱的命名：原子基团+氢氧化。
以上是高中化学酸碱知识的简要总结。
这些概念对于理解溶液性质、酸碱中和反应以及相关实验和应用都非常重要。
黄冈中学化学竞赛专题辅导4：酸、碱、盐的基本知识
竞赛专题辅导四：酸、碱、盐的基本知识【内容综述】本期主要讲解酸碱盐有关知识和规律。
酸碱盐的知识要点较多，知识层次较深，在学习和考试中往往是众多同学感到较为难学和难以掌握的知识。
其主要知识要点包括：（1）掌握酸碱盐及酸性氧化物和碱性氧化物的基本概念（2）酸、碱、盐的分类、命名、反应条件和反应规律（3）常见的酸碱盐的性质及有关基本知识（4）掌握单质、氧化物、酸、碱、盐间的衍生关系和相互反应的初步规律。
在最近的几年竞赛试题中，有关酸碱盐知识试题在试卷中出现较多，所考查的通常是知识迁移能力和分析推理能力。
为此，本期主要介绍常见的解答酸碱盐试题的重要方法和规律。
【要点讲解】一、灵活应用金属活动性顺序的规律解题【例1】有三种金属M、N、R，其氧化物中只有N的氧化物溶于水，且其水溶液的pH值大于7，又知R能从AgNO3溶液中置换出Ag，R不溶于盐酸，M能在氧气中燃烧，火星四射，生成一种黑色的固体，则M、N、R在金属活动顺序表中的正确位置是（）A．M、N、H、R B. R、M、H、NC．R、H、M、N D. N、M、H、R【解析】本题充分考查了金属活动性规律知识。
依据题意可知，N的氧化物的水溶液pH 值大于7，说明N的金属性较强，排在金属活动顺序表的靠前位置；R能从AgNO3溶液中将Ag置换出来，说明R元素的活动性较Ag强，但R元素不溶盐酸，则可知R元素H元素的后面；另外通过实验现象可知M元素为铁元素。
由此可以排出M、N、R三种金属元素的顺序。
答案为：D。
二、灵活运用酸碱盐知识和反应规律推断物质【例2】A、B、C、D分别是HCl、BaCl2、AgNO3、Na2CO3四种物质的无色溶液中的某一种，先将它们两两混合，产生的现象如下表所示：由上表可知：A、B、C、D依次是：A．HCl、BaCl2、AgNO3、Na2CO3 B．AgNO3 、HCl、Na2CO3、BaCl2C．BaCl2、Na2CO3、AgNO3、HCl D．AgNO3、HCl、BaCl2、Na2CO3【解析】解答此类推断题时应该注意解题方法。
高中化学竞赛 中级无机化学 酸碱强度
二、气态二元氢化物酸度的判定
气态二元氢化物的酸性特征可以利用该类化合 物的质子特征来描述。即
H = D + Ip - Ea
•
D 是从气态分子氢化物中移走一个氢原
子所需要的能量，即为X-H解离能；
• EA是Hn-1X（g）的电子亲和能；
• IP是氢原子的电离能。
例5. 判断Fe3+与X-形成配合物时稳定性最大的 是[FeF]2+还是[FeBr]2+,为什么?
• 分析问题：
结合的难易用软硬酸碱理论来判断 答： Fe3+电荷高、半径小为硬酸，F-的半径小于Br-的半 径，所以F-的硬度大于Br-的硬度，Fe3+易与F-结合 形成稳定的配合物，故稳定性最大的是[FeF]2+。
总述:
• 在同一族内，二元氢化物水溶液酸性变化
趋势与气相的变化趋势相同，即从上到下 酸性增强。 • 同一周期从左到右，水溶液的酸性增加更 显著，但相应气相氢化物酸性增加却并不 如此明显。 ΔH hyd 与X半径成反比。
四、二元氢化物的取代产物
二元氢化物的取代产物可用其通式 HARn 来表示，
它们相对酸度可用下式反应来衡量： HARn→H++ARn这一过程的能量变化包括下面两个过程：
θ 如硫酸 (O)2S(OH)2 ( m=2, n=2 )的 pKa 3 ，
1
而 pKaθ 2 。这些规则的成功可由下表提供的实例
2
得到支持，估算值与实验值之间的误差仅约±1。
m=0
m=1
m=2
m=3
六、路易斯酸碱强度
1、 Lewis酸强度的概念
高中化学竞赛辅导无机化学4.1弱酸弱碱的电离平衡知识点素材
第四章 电离平衡与酸碱理论Chapter 4 The Ionization Equilibria & Theories of Acids & Bases在第二、三章中我们讨论了化学反应速率和化学平衡（包括均相和异相反应）.我们把其中的水溶液中进行的化学平衡,特别把溶液中共同存在的H 3O +离子(hydrated hydrogen ion)和OH －离子(hydroxide ion)作为第四章的主要讨论对象.关于酸碱,我们首先沿用中学的酸碱定义.这种定义称为Arrhenius 酸碱理论.Arrhenius 虽然出身农家,但成为近代最著名的化学家之一,荣获1903年Nobel chemical prize.在Arrhenius 提出电离学说前,当时已有的科学基础是：(1) Raoult 证明：1mol ·dm -3NaCl(aq)所下降的冰点为1mol ·dm -3蔗糖溶液的两倍.(2) v an’t Hoff 研究证明：1mol ·dm -3NaCl(aq)的渗透压为1mol ·dm -3蔗糖溶液的两倍.(3) Faraday 认为电流通过酸、碱、盐溶液时,化合物因受电流作用而分离为离子.在此基础上,Arrhenius 得出了现代化学中最重要的学说── 电离学说.§4-1 弱酸弱碱的电离平衡The Ionic Equilibria of Weak Acids and Weak Bases一、强电解质与弱电解质（Strong and Weak Electrolytes ）1．导电机理：电解质溶液（或熔体）的导电是由于离子的迁移,沟通电路（如图 4.1）.向Cu(MnO 4)2溶液中通以电流,蓝色的Cu 2+离子向电源负极迁移,紫色的MnO 4－离子向电源正极迁移,这证明了在溶液中带有相反电荷的离子是独立存在的. 2．一般认为：表观电离度大于30%的电解质,称为强电解质,而弱电解质的电离度小于3%.（均指0.1mol·dm -3的溶液） 3．对于同一种电解质,其浓度越小,电离度越大.5⨯10-6mol·dm -3的醋酸溶液的电离度可达82%.4．强电解质的表观电离度总是小于100%,如0.1 mol·dm -3盐酸的α= 92.6%.这是因为电荷相反的离子总会相碰撞而形成一定数量的、暂时结合的“离子对”,限制了离子的活动性,使离子的“有效浓度”小于它们的真实浓度,溶液的导电率也就会相应减少.有些说法：“凡是盐类都是强电解质”,“凡是水溶液导电不显著的化合物都不是电解质或不是强电解质”等都不妥,确切地说：“凡是离子型的化合物都是强电解质”,因为有些盐具有共价性,如Pb(CH 3COO)2、HgCl 2等,它们在水溶液中电离程度小.然而,即使溶解性小的离子化合物,如BaSO 4饱和溶液,BaSO 4(s)KNO 3(aq)KNO 3(aq)＋－蓝色紫色Cu (MnO 4)2(aq) Fig. 4.1 The positive ions migrate towardthe negative plate and negative ions toward the positive plateBa 2+(aq) + 24SO aq ()-,其导电性不显著,是因为BaSO 4(s)溶解度太小,[Ba 2+]、24[SO ]-太低的缘故.然而BaSO 4(aq)Ba 2+(aq) + 24SO aq ()-的电离度达97.5％,所以BaSO 4是强电解质.二、水溶液中的酸碱标度［The Scales of Acids(aq) and Bases(aq)］——H 3O ＋离子,pH 1．定义：丹麦生物化学家S φerensen 于1909年首先提出用氢离子浓度的负对数表示酸度,称为pH.2．表达式：pH = -lg[H ＋],同理,pOH = -lg[OH －] 3．水的自偶电离（Autoionization of water ）：(1) 在25℃时,[H ＋] · [OH －] = 10-14= K w ,则pH + pOH = 14 (2) K w 是温度的函数.℃0 25 40 60 K w0.115⨯10-141.008⨯10-142.94⨯10-149.5⨯10-144．pH 只适用于H 3O +离子浓度的pH 范围为1—14之间的溶液,对于高浓度的强酸、强碱,往往直接用物质的量浓度表示,否则pH 会成为负值.三、一元弱酸和一元弱碱的电离平衡（The Ionization Equilibria of Weak Monoacidsand Monobases ）（K a 和K b ）HCN K a = 4.9⨯10-10,C 6H 5OH K a = 1.3⨯10-10,C 6H 5COOH K a = 6.3⨯10-51．对于HA H ＋ + A － ,设HA 的起始浓度为 c (mol·dm -3),c 0 0 平衡时有[H ＋] = [A －] = x(mol·dm -3)c -x x x 由mass action law 得2a x K c x=- , 2a a 0x K x c K +-⋅=⋅ （1）∴a a a4[H ]122K K c x K +=-++=, 即[H +]直接与c / K a 有关.对于不同的c / K a 值,[H ＋]有不同的相对误差：c / K a100 300 500 1000 相对误差（％）5.22.92.21.5若把[H ] = 0.05c 代入上面的电离平衡式中,得2a 2a(0.05)0.953800.05(0.05)c c K c cK ===-，2．即c / K a >380时,[H ＋]就小于5％c ,c - x ≈ c ,则x 2/ c = K a ,所以近似公式[H ]+≅a K c ⋅c / K a >380.3．电离度（Ionization degree ）α,a /[H ]/K c c α+==Sample Exercise 1：已知23a,CH ClCOOH 1.4010K -=⨯,试求0.1 mol·dm -3一氯乙酸(CH 2ClCOOH)溶液的[H +].Solution ：c / K a =0.1 / 1.40⨯10-3= 71.44 < 380,即 [H +] > 5％c , ∴ 应用精确法计算CH 2ClCOOHH + + CH 2ClCOO －平衡时(mol·dm -3) 0.1-x xx231.40100.1x x-=⨯- 2341.4010 1.40100x x --+⨯-⨯=解得 x = [H ＋] = 1.12⨯10-2 （mol·dm -3）也可以用逐步逼近法计算：该法是一次一次地进行近似计算,直到得到准确结果为止.令 0.1-x ≌ 0.1,则 x 2/ 0.1 = 1.4⨯10-4, x = 1.18⨯10-2(mol·dm -3)2321.40100.1 1.1810x --=⨯-⨯, 解得 21.1110x -=⨯ (mol·dm -3)； 2321.4100.1 1.1110x --=⨯-⨯ ,解得 21.1110x -=⨯ (mol·dm -3)这种方法运算起来比一元二次方程来要简便得多.Sample Exercise 2：已知K a,HCN = 4.93⨯10-10,试计算浓度为 1.0⨯10-5 mol·dm -3HCN 溶液的pH.Solution ：c / K a,HCN =54101.0102104.9310--⨯=⨯⨯,5108a [H ] 1.010 4.93107.0210K c +---==⨯⨯⨯=⨯⋅,即pH = 7.15这样的计算显然不行,不是近似公式不妥,而是稀的弱酸溶液通过计算怎么会变成了碱呢,这是不可理解的.还有一类问题：10-6mol·dm -3的盐酸稀释100倍时的pH,如何计算？ 2．对于BOHB ＋+ OH －,（BOH ）为弱碱C 5H 5N(Py) + H 2O C 5H 5NH ＋+ OH －K b = 1.7⨯10-9H 2NOH + H 2O H 3NOH ＋+ OH －K b = 1.1⨯10-8H 3CNH 2 + H 2O H 3CNH +3 + OH －K b = 4.4⨯10-4+b [B ][OH ][BOH]K -=, 同样方法可得 b [OH ]K c -≅⋅（c / K b > 380）b [OH ]//Kc c α-==从上面的例子中,我们可以清楚地看到：如果要计算一个很弱的一元酸和一个非常稀的酸的氢离子浓度,即使c / K >380,也不能利用近似公式来计算,因为此时必须考虑到水的电离所产生的氢离子浓度,在25℃时,纯水中[H 3O +]为 1.0×10-7mol·dm -3.这就是我们在下面要讲的同离子效应.四、同离子效应和缓冲溶液（Common Ion Effect and Buffered Solution ）1．Common ion effect ：在弱电解质溶液中,加入与弱电解质具有相同离子的强电解质,迫使弱电解质的电离度降低的现象,称为同离子效应. 2．Henderson —Hesselbalch equation(1) 一元弱酸及其离子型盐（weak monacids and ionic salts ） 以HAc ～NaAc 为例设起始的[HAc] = c 酸, 起始的[Ac ＿] = c 盐, 平衡时[H 3O ＋] = x mol·dm -3HAc + H 2O H 3O ＋ + Ac－平衡时(mol·dm -3) c 酸 -x x c 盐 + x 3()[H O ][Ac ][HAc]a x c x K c x+-⋅+==-盐酸,∵1x <<,而c 酸、c 盐都大大大于1.0⨯10-5mol·dm -3,c 酸 -x ≅ c 酸,c 盐 + x ≅ c 盐 ∴a x c K c ⋅≅盐酸 , 3[H O ]a K c c +=⋅酸盐∴a pH p lgc K c =-酸盐,或者a pH p lgc K c =+盐酸(2) 一元弱碱及其离子型盐（weak monobases and ionic salts ） 以NH 3 ～ NH 4Cl 为例NH 3 + H 2O NH 4＋+ OH－平衡时(mol·dm -3) c 碱 -x xc 盐 + xb ()()xc x x c K c x c ⋅+⋅=≅-盐盐酸碱∴b [OH ]K c c -=⋅碱盐,b b pOH p lg p lgc c K K c c =-=+碱盐盐碱Sample Solution 3：What is the pH of a buffer solution that is 0.12mol ·dm -3in lactic acid , HC 3H 5O 3 , and 0.10mol ·dm -3sodium lactate? For lactic acid,K a = 1.4⨯ 10-4.Solution ： HC 3H 5O 3(aq)353H aq C H O aq ()()+-+0.12 - x x 0.10 + x353353[H ][C H O ](0.10)[HC H O ]0.12a x x K x+-⋅+==-∵a K <<1, ∴ 10.100.100.120.12x x x <<+≅-≅，， ∴440.12[H ] 1.2 1.410 1.7100.10a K x --+===⨯⨯=⨯(mol·dm -3）pH = -lg(1.7⨯10-4) = 3.77 或者 pH =lg3.85(0.08) 3.77a c pK c +=+-=盐酸Practice Exercise ：Calculate the pH of a buffer composed of 0.12mol ·dm -3benzoni c acid and 0.20mol ·dm -3sodium benzoate. For benzonic acid K a = 6.5⨯10-5. Answer : 4.41 3．缓冲溶液（Buffered solutions ）(1) solution that resist a change in pH upon addition of smallamounts of acid or base are called buffered solution, or merely buffer. 它是一种酸度具有相对稳定性的溶液.(2) 缓冲溶液的组成（composition of buffered solution ）a 弱酸 — 弱酸盐 、b 弱碱 — 弱碱盐 、c 强酸 、d 强碱 、e 弱酸弱碱盐.(3) 缓冲容量（或者称缓冲能力）（buffer capacity ） a ．衡量缓冲溶液具有缓冲能力的尺度,称为缓冲容量. b ．影响缓冲容量的因素： (i) 与缓冲剂的浓度有关例如 0.1M HAc ─ 0.1M NaAc 向50ml 此溶液中加入 pH 从4.74降至4.730.01M HAc ─ 0.01M NaAc 0.05ml、1mol ·dm -3盐酸 pH 从4.74降至4.65(ii) 与缓冲剂的组分的比值有关当弱酸与弱酸盐的总浓度固定时,c 盐 : c 酸 = 1 : 1的组分的缓冲容量最大,此时pH = p K a .向50ml 、0.18mol ·dm -3HAc －0.02mol ·dm -3NaAc 中加入0.05ml 、1mol ·dm -3盐酸,溶液的pH 从3.79变到3.76.缓冲组分的比例离1 : 1越远,缓冲容量越小.(4) 缓冲范围（buffer range ）对于任何一个缓冲体系,都有一个有效的缓冲范围,这个范围就在p K a（或p K b ）两侧各一个pH （或pOH ）单位之内,即pH ≈ p K a ±1,pOH ≈ p K b ±1.(5) 缓冲溶液的应用（applications of buffered solutio ns ）a ．缓冲溶液在生物化学系统非常重要.人体液的pH 随部位的不同而不同.例如,血浆的pH = 7.36～7.44,唾液的pH = 6.35～6.85,胆囊胆汁的pH = 5.4～6.9.人体中有如下缓冲对：H 2CO 3 / HCO 3－、H 2PO 4－/ HPO 42-和Na 蛋白质—H 蛋白质.如果血液的pH 低于7.3或高于7.5,会出现酸中毒或碱中毒；如果血液的pH 降低至7.0或升高至7.8,都会迅速致命.b ．在植物体中也含有机酸（酒石酸 tartaric acid 、柠檬酸 citricacid 、草酸 oxalic acid 等）及其盐类所组成的缓冲系统.土壤也有缓冲系统,它由碳酸—碳酸盐、土壤腐植质酸及其盐类所组成.这是保证植物生长的必要条件.c ．半导体器件硅片表面的氧化物（SiO 2）通常用HF －NH 4F 的混合液来腐蚀,可以缓慢地除去SiO 2,以保持硅片的平整.五、多元弱酸的电离（The Dissociation of Weak Polyacids ）1．多元弱酸是分步电离的,无机酸中有大量的多元酸,特别是多元含氧酸,如H 2SO 4、H 3PO 4、H 2SO 3、H 2CO 3、H 3AsO 4等等. 对于 H 3PO 4：H 3PO 4K a1H ＋ + 24H PO - , 24H PO -K a2H ＋ + 24HPO -24HPO -K a3H ＋+ 34PO -,但溶液中只存在同一种H +离子浓度. 2．多元弱酸溶液中存在的各种平衡式(1) 物料平衡式（mass or material balance equation ）3423H PO 342444[H PO ][H PO ][HPO ][PO ]c ---=+++ (2) 电荷平衡式（charge balance equation ）232444[H ][H PO ]2[HPO ]3[PO ][OH ]+----=+++(3) 质子平衡式（proton balance equation, PBE ）a ．根据酸碱质子理论,酸碱反应的本质是质子的传递.当反应达到平衡时,酸失去的质子与碱得到的质子的物质的量必然相等,其数学表达式称为质子平衡式或质子条件式,常用符号PBE 表示.b ．如何求质子平衡式？一种方法是由物料平衡式和电荷平衡式推导,但这种推导有时较烦；另一种方法由质子得失的关系得出：首先选择适当的物质作为质子传递的参照物,通常选择那些在溶液中大量存在并参与质子传递的物质,如溶剂和溶质本身,这些物质称为参考水准(reference level)或零水准(zero level),然后,从参考水准出发,根据得失质子的物质的量相等的原则,写出质子平衡式. 例如,在Na 2HPO 4(aq)中,选24HPO -（溶质）和H 2O （溶剂）为参考水准物参考水准物得质子的产物失质子的产物24HPO -242H PO -,H 3PO 434PO -H 2OH 3O＋OH－∴3324344[H O ][H PO ]2[H PO ][PO ][OH ]+---++=+从物料和电荷平衡中也可以得出上式：令Na 2HPO 4溶液浓度为c mol·dm -3,则 [Na +] = 2c由物料平衡：23342444[H PO ][H PO ][HPO ][PO ]c ---+++=①由电荷平衡：2332444[Na ][H O ][H PO ]2[HPO ]3[PO ][OH ]++----+=+++ ② ∵ [Na +] = 2c ∴2334244432[H PO ]2[H PO ]2[HPO ]2[PO ][H O ]---+++++232444[H PO ]2[HPO ]3[PO ][OH ]----=+++ 整理后,得：33424342[H PO ][H PO ][H O ][PO ][OH ]-+--++=+2．含氧酸的强度（The strengths of oxyacids ）(1) 含氧酸是由中心原子连接氧原子和OH 基团组成的,其通式为XO m (OH)n .例如：HClO 4 (HO)ClO 3 H 2SO 4 (HO)2SO 2(2) Pauling 规则：a ．规则一：含氧酸逐级电离常数K a1、K a 2、K a 3…之比为1 : 10-5: 10-10… 例如 H 3PO 4 : K a1 = 7.5⨯10-3,K a2 = 6.2⨯10-8, K a3 = 2.2⨯10-13 H 2SO 3 : K a1 = 1.2⨯10-2,K a2 = 1.0⨯10-7b ．规则二：含氧酸的第一级电离常数决定于XO m (OH)n 中的m 值m 0 1 2 3 K a1≤10-7≈10-2≈103≈108例如：HClO K a = 3.2⨯10-8,HClO 2 K a = 1.1⨯10-2 ,HClO 3 K a = 103,HClO 4 K a = 109Practice Exercise ：已知H 3PO 3和H 3PO 2的K a1分别为1.6⨯10-2和1.0⨯10-2.试画出它们的结构式.3．多元弱酸的电离平衡 以H 2S 为例 H 2S(aq)H ＋(aq) + HS －(aq) HS －(aq)H ＋(aq)+ S 2-(aq)12a [H ][HS ][H S]K +-=22a [H ][S ][HS ]K +--=不同的书所用的H 2S(aq)的K a1,K a2差别很大,我们一般采用Pauling 的数据.大学化学 Pauling 分析化学（无机）武大9.5⨯10-81.1⨯10-71.3⨯10-71.3⨯10-141.0⨯10-147.1⨯10-15Sample Exercise ：已知25℃、1atm 下,硫化氢的饱和水溶液的[H 2S] = 0.1mol ·dm -3,试求此饱和的H 2S 水溶液中H 3O ＋、HS －和S 2-离子的浓度. Solution ： H 2SH ＋+ HS －0.1-x x x 271a 1.1100.1x K x-==⨯- a /380c K >>∴41a [H ] 1.0510K c +-==⨯( mol ·dm -3)HS－H ＋ + S 2-1.05⨯10-4- y 1.05⨯10-4+ y y41424a (1.0510) 1.0101.0510y y K y---⋅⨯+==⨯⨯-∵2a 1K << ∴y <<1 ∴441.0510 1.0510y --⨯±≅⨯∴2214a [S ] 1.010y K --===⨯,所以饱和H 2S 溶液中,[H 3O +] = 1.05⨯10-4mol ·dm -3[HS－] = 1.05⨯10-4 mol ·dm -3,[S 2-] = 1.0⨯10-14 mol ·dm -3,[H 2S] ≌ 0.1mol ·dm -3从上式中,我们可以得到如下结论：(1) 多元弱酸的氢离子浓度按第一级电离平衡来计算,所以比较多元弱酸的强弱时,只要比较第一级电离常数的大小；(2) 二元弱酸的酸根离子浓度等于第二级电离常数； (3) 对于饱和的H 2S 溶液：12222a a [H ][S ][H S]K K +-⋅=即 12222a a [H ][S ][H S]K K +-=⋅⋅⋅,[H ＋]2· [S 2-] = 1.1⨯10-7⨯1.0⨯0-14⨯0.1 = 1.1⨯10-22从上式可知,控制溶液的pH,可以控制硫离子浓度,进而控制溶液中各种金属离子硫化物沉淀的生成.Practice Exercise ：Saccharin , a sugar substitute , is a weak acid with p K a = 11.68at25℃.Itionizesinaqueoussolutionasfollows：HNC 7H 4SO 3(aq)743H aq NC H SO aq ()()+-+. What is the pH of a 0.10 M solutionof the substance?。
高中化学竞赛资料(笔记)
高中化学竞赛资料（笔记）高中化学笔记加竞赛全集（注：非理科化学1~4节略）5.1酸碱理论及其发展5.1.1阿累尼乌斯(arrhenius)电离理论1887年，阿伦纽斯提出，任何能在水溶液中电离产生H+的物质都被称为酸，它能电离－产生Oh的物质叫做碱。
酸碱之间的反应称为中和反应。
酸碱反应的产物主要是水和盐作为溶剂。
如：－酸：hach++ac－碱：naohna++oh酸碱中和反应产生盐和水：NaOH+hacnaac+H2O－反应的本质是：H++OH=H2O根据电离学说，酸碱的强度用电离度α来表示。
对于弱电解质而言，在水溶液中仅仅是部分电离，电离度：指弱电解质达到电离平衡时的电离百分比。
－假设HA++以一元酸的形式存在于水溶液中电离度定义为式中：Cha表示一元弱酸的分析浓度（或总浓度）；[HA]表示平衡浓度。
在一定条件下，a值越大，弱酸电离程度越高，表明弱酸越强。
－对于多酸hnanh++an，该离解平衡包括几个分步离解反应：－hnahn-1a+h+－－hn-1ahn-2a2+h+…………一般的对多元酸，若第一级电离比其他各级电离大很多，则可近似看作是第一级电离的结果，若各级电离都不太小且差别不是很大时，常采用酸、碱离解的平衡常数来表征酸碱的强度。
哈a+h+－hnahn-1a+h+－hn-1a－hn-2a2+h+－…………hna安+nh+－对于弱碱，也存在电离平衡，KB。
ka，kb的意义：－①ka（或kb）值可以衡量弱酸（碱）的相对强弱，k值≤104认为是弱的。
－－102~K~103中强电解液（可通过实验测量）②同一温度下，不论弱电解质浓度如何改变，电离常数基本保持不变。
③ka，kb随温度而改变，（影响较小，一般可忽略）ka与α的关系：以HA为例，初始浓度为C－HAA+H+初始C00平衡c(1－α)cαcα如果C/KA≤ 500, 1 - α ≈1cα2＝ka稀释定律当t为常数时，稀释弱电解质CK，αj；反之，CJ，αk。
酸碱平衡
酸碱是无机化学重要的组成部分，在有机化学中仍然是学习的一个重点。
酸和碱在初中，高中，大学，甚至到了研究生都会逐步的学习，因此，可以说任何时候学习到的化学理论，几乎都是不完善的，在此，我介绍大家学习一下这个由一位外国教师编写的一课酸碱理论。
其知识的深度以及广度我认为都是非常好的。
虽然难度很大，不过仍然有很多是高中学生可以看的懂的。
在这里，我要提醒各位，不一定要全看懂，但是希望你阅览以后有收获，谢谢。
1.自然水中存在的酸和碱的例子最重要的碱：HCO3-其他碱：硼酸根，磷酸根，氨，砷酸根，硫酸根，碳酸根，等等最终要的酸: CO2(aq)或者H2CO3其他酸：硅酸，铵根，硼酸，硫酸，乙酸（醋酸），乙二酸（草酸）。
大多数的酸碱反应在水溶液中是非常快速的(几乎是瞬时的);达到热力学平衡并且根据热力学原理可以计算出正确的收率.酸－碱反应牵涉到质子，可是一个裸露的质子（氢原子）是不会在水溶剂中存在的,它是被水合，比如：成为水合氢离子或者更有可能生成H9O4+2.Bronsted 定义酸：一种物质可以释放出一个质子给任何其他的物质。
碱：一种物质可以从任何其他的物质那里接受一个质子。
3.酸和碱总是成对的进行反应H2CO3 + H2O ＝ H3O+ + HCO3-NH4+ + H2O ＝ H3O+ + NH3CH3COOH + H2O ＝ H3O+ + CH3COO-H2O + H2O ＝ H3O+ + OH-4.一些定义两性物——一种物质既可以作为酸也可以作为碱，比如：水，碳酸氢根离子。
多元酸或碱－一种酸或者碱可以分别释放或者接受多余一个质子，比如：H3PO4, H2CO3,H4EDTA (EDTA酸)5.简单的金属离子也是酸所有的金属离子在水溶液中都被水合。
被水合吸附的水分子可以丢失一个质子，因此金属离子是一种酸。
而金属离子的电荷决定了酸的强弱。
Zn(H2O)62+ + H2O ＝ H3O+ + Zn(H2O)5(OH)+Cu(H2O)42+ + 3H2O ＝ 3H3O+ + Cu(H2O)(OH)3-6.★共扼酸碱对HCl, Cl-H2CO3, HCO3-HSO4-, SO42-CH3COOH, CH3COO-Zn(H2O)62+, Zn(H2O)5(OH)+7.路易斯定义酸：任何可以接受电子对的物质。
高考化学关于酸、碱、盐的9大知识点全面掌握！
高考化学关于酸、碱、盐的9大知识点全面掌握！化学好教师酸碱盐通常是孩子们最头疼的部分，因为这部分涉及的概念多、物质分类多、反应规律多、需要记忆的多、实际应用的多、题型变化多，因此要掌握这部分知识存在一定的困难。
而酸、碱、盐又是中考化学考查的重点和难点，每年中考分值在20分左右。
化学用语1. 电离方程式：H2SO4=2H++SO42 -；NaOH=Na++OH-；AL2（SO4)3 =2AL 3+ +3SO 4 2 -2. 物质的俗称和主要成分：生石灰CaO；熟石灰、消石灰、石灰水的主要成分Ca(OH)2；石灰石、大理石CaCO3；食盐的主要成分NaCl ；纯碱、口碱Na2CO3；烧碱、火碱、苛性钠NaOH；胆矾、蓝矾CuSO4·5H2O；碳酸钠晶体Na2CO3·10H2O；氨水NH3·H2O。
金属活动性1. 金属活动性顺序：K>Ca>Na>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb(H)Cu>Hg>Ag>Pt>Au2. 金属活动性顺序的意义：在金属活动性顺序中，金属位置越靠前，金属在水溶液(酸溶液或盐溶液)中就越容易失电子而变成离子，它的活动性就越强。
3. 金属活动性顺序的应用：（1）排在氢前的金属能置换出酸里的氢(元素)。
（2）排在前面的金属才能把排在后面的金属从它们的盐溶液中置换出来(K、Ca、Na除外)。
酸、碱、盐的溶解性1. 常见盐与碱的溶解性：钾(盐)、钠(盐)、铵盐全都溶，硝酸盐遇水影无踪。
硫酸盐不溶硫酸钡，氯化物不溶氯化银。
碳酸盐只溶钾(盐)、钠(盐)、铵(盐)。
碱类物质溶解性：只有(氢氧化)钾、(氢氧化)钠、(氢氧化)钙、(氢氧化)钡溶。
2. 八个常见的沉淀物：氯化银、硫酸钡碳酸银、碳酸钡、碳酸钙、氢氧化镁、氢氧化铜、氢氧化铁3. 四微溶物：Ca(OH)2（石灰水注明“澄清”的原因）CaSO4（实验室制二氧化碳时不用稀硫酸的原因）Ag2SO4（鉴别SO42-和Cl-时，不用硝酸银的原因）MgCO3（碳酸根离子不能用于在溶液中除去镁离子的原因）4.三个不存在的物质：氢氧化银、碳酸铝、碳酸铁复分解反应发生的条件反应有气体、水或沉淀生成（即有不在溶液中存在或在水溶液中不易电离的物质）1. 不溶性碱只能与酸性发生中和反应；2. 不溶性盐，只有碳酸盐能与酸反应；3. KNO3、NaNO3、AgNO3、BaSO4不能做复分解反应的反应物。
高中化学竞赛基础知识点归纳
高中化学竞赛基础知识点归纳高中化学竞赛基础知识点归纳在我们的高中阶段，化学竞赛是很受学生欢迎的，很多喜欢化学的学生都很积极参加比赛，可是想要赢得胜利，我们需要掌握哪些化学知识呢?下面是店铺为大家整理的高中化学知识点，希望对大家有用!高中化学竞赛知识一、物理性质1、有色气体：F2(淡黄绿色)、Cl2(黄绿色)、Br2(g)(红棕色)、I2(g)(紫红色)、NO2(红棕色)、O3(淡蓝色)，其余均为无色气体。
其它物质的颜色见会考手册的颜色表。
2、有刺激性气味的气体：HF、HCl、HBr、HI、NH3、SO2、NO2、F2、Cl2、Br2(g);有臭鸡蛋气味的气体：H2S。
3、熔沸点、状态：① 同族金属从上到下熔沸点减小，同族非金属从上到下熔沸点增大。
② 同族非金属元素的氢化物熔沸点从上到下增大，含氢键的NH3、H2O、HF反常。
③ 常温下呈气态的有机物：碳原子数小于等于4的烃、一氯甲烷、甲醛。
④ 熔沸点比较规律：原子晶体>离子晶体>分子晶体，金属晶体不一定。
⑤ 原子晶体熔化只破坏共价键，离子晶体熔化只破坏离子键，分子晶体熔化只破坏分子间作用力。
⑥ 常温下呈液态的单质有Br2、Hg;呈气态的单质有H2、O2、O3、N2、F2、Cl2;常温呈液态的无机化合物主要有H2O、H2O2、硫酸、硝酸。
⑦ 同类有机物一般碳原子数越大，熔沸点越高，支链越多，熔沸点越低。
同分异构体之间：正>异>新，邻>间>对。
⑧ 比较熔沸点注意常温下状态，固态>液态>气态。
如：白磷>二硫化碳>干冰。
⑨ 易升华的物质：碘的单质、干冰，还有红磷也能升华(隔绝空气情况下)，但冷却后变成白磷，氯化铝也可;三氯化铁在100度左右即可升华。
⑩ 易液化的气体：NH3、Cl2 ，NH3可用作致冷剂。
4、溶解性① 常见气体溶解性由大到小：NH3、HCl、SO2、H2S、Cl2、CO2。
极易溶于水在空气中易形成白雾的气体，能做喷泉实验的气体：NH3、HF、HCl、HBr、HI;能溶于水的气体：CO2、SO2、Cl2、Br2(g)、H2S、NO2。
无机化学 酸碱平衡
HCO3H2O H3O+ NH4+
= = = =
H+ H+ H+ H+
+ + + +
CO32OH – H2O NH3
酸、碱并非孤立，酸是碱和质子的结合 体，这种关系称为酸碱的共轭关系。 右边的碱是左边酸的共轭碱； 左边的酸是右边碱的共轭酸。
酸、碱两者互为存在的条件，彼此通过H+（质 子）联系在一起，我们把它们称为共轭酸碱对。 给出H+能力强的叫强酸； 接受H+能力强的叫强碱。 酸越强，其共轭碱越弱；反之，酸越弱，其共 轭碱越强。在不同介质中酸碱的强度也不同。
pH = - lg [H+]r= -lg(1.33×10-3) = 2.88
例：计算0.1 mol· L-1 NH3.H2O溶液的pH。
解： 平：
θ b
NH3.H2O = NH4+ + OH – 0.1-y y y
+ 4 r 2
θ 和 b1
θ b2
K 1 . 01 0 4 K 1 . 81 0 1 1 K 5 . 61 0
θ b 1 θ w θ a 2
1 4
1 4 K 1 . 01 0 θ 8 K 2 . 31 0 b 2 7 K 4 . 31 0 θ w θ a 1
解： HAc = H+ + Ac初： 0.1 0 0 平： 0.1-x x x 2 x θ K a = ——— = 1.76×10 -5 0.1-x 当cr/ K
θ a
≥ 500, 即a 很小时，0.1-x ≈ 0.1
+ r 5 3
x [ H ] 0 . 1 1 . 7 6 1 0 1 . 3 3 1 0
无机化学简明教程第3章 酸碱平衡
解：
NH3· 2O H
NH4+ + OH-
平衡浓度 0.100-x x x [c(NH4+)/c ][c(OH-)/c ] x· x Kb = = =1.8×10-5 [c(NH3· 2O )/c ] H 0.100-x (c/c )/Kb (NH3· 2O)=0.100/(1.8×10-5) > 400 H
无机化学
24
2、弱酸强碱盐
一元弱酸强碱盐（NaAc , NaCN等）的水溶液呈 碱性，因为弱酸阴离子在水中发生水解反应。 例：NaAc 的水溶液
Ac (aq)H H 2 O(l) HAc(aq) OH (aq) Ac (aq) 2 O(l) HAc(aq) OH (aq)
2
H Fe(OH)2 (H2 O)4
5
注意说明：
(1)、酸失去质子后即成为其共轭碱，碱得到质子
后即成为其共轭酸。
(2)、酸和碱可以是中性分子，也可以是阳离子或 阴离子。 (3)、有些物质既可以作为酸给出质子，又可以作 为碱接受质子，这些物质称为两性物质。
(4)、在质子理论中没有盐的概念。
无机化学
23
通式 ：K a
KW Kb
即：K a K b K W
pK a pK b p K W 250 C ：pK a pK b 14
NH 4的解离解度(h) 100% 盐的初始浓度 c0 ceq 100% c0
3)、解释了盐类水溶液呈酸碱性的现象。 缺点： 1)、将酸碱反应局限于质子传递反应，酸必须 是含有氢原子的物质； 2)、不能解释无质子参与的酸碱反应。
高中化学竞赛 中级无机化学 路易斯酸碱与硬软酸碱原理 硬软酸碱理论(HSAB)
sp3d2
可利用外层空d 轨道
路易斯碱: ①阴离子，X-、OH- 、CN -等
②具有孤对电子的中性分子
如
:NH3、H2O:、 :CO、CH3OH
③含键的物种
C=C、 、 ……
酸碱反应：
酸碱反应： A + : B A : B
酸 碱 酸碱加合物
配位键 实质是电子对的转移。
BF3
+ : NH3 F3B : NH3
② 判断溶解度大小
LiF在水中是难溶解的，而其余LiX在水中的溶解度较大，且随 着卤离子的半径增大而增大，与此相比，AgX却有相反的性质， 对上述现象，请给出合理的解释。 F-为硬碱 水 Ag+为软酸 I-为软碱
Li+为硬酸
② 键合异构现象
1/2 Au+ 1/6 Fe3+
[AuI (SCN)2] -
Li+为硬酸
③键合异构现象
1/2 Au+ 1/6 Fe3+
[AuI (SCN)2] -
SCN-
[FeIII(NCS)6]3-
④自然现象 Mg2+、Al3+、Ca2+等 多以氧化物、氟化物等形式存在。
Zn2+、Hg2+、Ag+等
以硫化物如ZnS、HgS、Ag2S等形式存在。
⑤科研问题
Chen, L.; Liu, Y.; Hou, G.; Song, H.; Zi, G. Inorg. Chem. Commun. 2013, 29, 141-144.
1. 软硬酸碱
软硬 酸碱
软酸 软碱 交界酸 交界碱 硬酸 硬碱 Lewis酸
理论
半径小、正电荷高
高中化学竞赛课程 无机化学第八章 酸碱平衡
解: (1)
(2) 求0.1 mol dm-3 NaOH 溶液的pH = ? [OH-] = Kw = 10-14/0.1 = 10-13 mol dm-3
[H+]
pOH = -lg10-13 = 13
(2)
[H+] = Kw = 10-14/0.1 = 10-13
[OH-]
pH = 13
三、 弱酸弱碱电离平衡
1. 一元弱酸弱碱的电离平衡
一元弱酸：如
HAc + H2O
简写为：
HAc
H3O+ + AcH+ + Ac-
T 一定时： Ka0 =
[H+] / c o [Ac-] / c o [HAc] / c o
简写为：
[H+] [Ac-]
Ka =
[HAc]
Ka 越大，酸性越强。或pKa (-lgKa)越小，酸性越强。
H3O+ + OH-
298 K时测得：[H+] = [OH-] = 10-7
平衡常数Kw [H O][OH ] 1.0 10-14 3 水的离子积（Ionization product of water)
理论上求水的离子积：
H2O (l) + H2O(l)
H3O+ (aq) + OH-(aq)
HPO42- + OH-
Kb1=
[HPO42- ][OH-] [PO43- ]
=
Kw Ka3
H2PO4 - + OH-
Kb2 =
[ H2PO4-][OH-] [HPO42-]
=
Kw Ka2
H3PO4 + OH-
高中化学竞赛辅导《酸碱平衡》课件
5.3.3 盐溶液的酸碱平衡
1.强酸弱碱盐（离子酸）
NH 4Cl(s)
H2O(l)
NH
+ 4
(aq)
+
Cl
-
(aq)
H 2O (l) + H 2O (l) OH - (aq) + H3O+ (aq)
NH
+ 4
(aq)
+
OH -
(aq)
NH3 (aq) + H2O(l)
NH
+ 4
(aq)
+
H 2O(l)
x = 6.510－5
c(H3O+
)
=
c(HCO
－ 3
)
=
6.5
10 －5
mol
L－1
c(H 2CO 3 ) = 0.010 mol L－1
根据第二步解离计算
c (CO
2－ 3
)：
HCO
－ 3
(aq)
+
H
2
O(l)
ceq /(mol L-1 ) 6.510－5－y
H3O+ (aq)
+
CO
2－ 3
碱的相对强度
5.1.2 酸碱质子理论的基本概念
酸：凡是能释放出质子（H+）的任何 含氢原子的分子或离子的物种。
（质子的给予体） 碱：凡是能与质子（H+）结合的分子 或离子的物种。 （质子的接受体）
酸
HAc
H
2
PO
4
HPO
24
NH
+ 4
[CH 3 NH 3 ]+
[Fe(H 2O) 6] 3+
高中化学竞赛第三章酸碱反应和沉淀反应课件
2007-5-27
3-2-1 解离平衡和解离常数
解离平衡
弱电解质在水中部分解离, 存在解离平衡
一元弱酸 HA(aq) H+(aq) + A-(aq)
3-2-1 解[c离(H平+)/c衡][和c(A解-)/c离]常数
Ki (HA)=
[c(HA)/c ]
简化为
c(H+)·c(A-) Ki (HA)= c(HA)
2007-5-27
例
试计算298.15K、标准态下Ka(HOAc)值
提示：根据热力学性质计算。
解：
HOAc H+ + OAc-
∆fGm/(kJ·mol-1) -396.46 0 -369.31
∆rGm=[(-369.31)-(-396.46)]kJ·mol-1
=27.15 kJ·mol-1
ln K
溶液的酸碱性和pH
溶液的酸碱性
溶液酸碱性 酸性 中性 碱性
c(H+)/mpHol·越L-1 小>1，.0×溶10液-7 1酸.0×性10越-7 强<1.0×10-7 c(OH[-c)(p/HmH+o)l/越·cL]-1大[c<(O1，.H0×-溶)/1c0液]-7= 1碱1..00××性110越0--714强>=1K.0w×10-7
2007-5-27
例 已知常温、常压下H2S的溶解度为
0.10mol·L-1，计算H2S饱和溶液中c(H+)、
c(S2-)和H2S的解离度
解：
H2S H+ + HS-
平衡浓度/(mol·L-1) 0.10-x x x
K = a(1)
[c(H+)/c ][c(HS-)/c [c(H2S)/c ]
无机化学酸碱 酸碱反应重点精华总结
OH-(aq) + H3O+(aq) (共轭碱) (共轭酸)
KWθ ＝{c(H3O+)/mol·dm-3}·{c(OH–)/mol·dm – 3}
Kwθ叫作水的质子自递常 数(Autoprotolysis constant) , 是
p
K
θ W
lg Kwθ
由于质子转移发生在两个相同 酸性溶液中
H+ PO34H+ NH3
共轭酸碱对：
酸 给出质子后余下的那部分就 是它的共轭碱
碱接受质子后就成为它的共轭酸
注意：质子理论中无盐的概念，电离理论中的盐，在质
子理论中都是离子酸或离子碱，如 NH4Cl 中的 离子酸， Cl－是离子碱.
NH
4
是
酸 质子 碱
例：HAc的共轭碱是Ac－ ， Ac－的共轭酸HAc， HAc和Ac－为共轭酸碱对。
cΘ]
KΘ b1
[c(HPO24 ) / cΘ][c(OH c(PO34 ) / cΘ
)
/
cΘ]
KΘ b2
[c(H2PO4 ) / cΘ][c(OH ) / c(HPO24 ) / cΘ
cΘ]
(6) H2 PO4 H2O H3PO4 OH
KΘ b3
阿仑尼乌斯“电离说”
Arrhenius acid-base concept ★ 酸指在水中电离出的阳离子全部为H+的化合物。
H2SO4 = HSO4 + H+ ★ 碱指在水中电离出的阴离子全部为OH-的化合物。
NaOH = Na+ + OH-
★ 中和反应的实质 H+ + OH- = H2O
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§4-3 酸碱理论The Theories of Acids and Bases在化学史上，从早期化学家波义耳（Boyle,1684年）提出酸碱理论，到1963年皮尔逊（Pearson ）提出软硬酸碱理论（SHAB ）的将近三百年中，酸碱定义名目颇多，我们只能选择其中有代表性的酸碱理论来讨论。
一、水离子论(Ionic Theory)（1887年 Arrhenius ）1．定义：在水溶液中，电离出来的阳离子全部是氢离子的化合物，称为酸；电离出来的阴离子全部是氢氧根离子的化合物，称为碱。
2．优点：能简便地解释水溶液中的酸碱反应，酸碱强度的标度很明确。
3．缺点：把酸碱限制在水溶液中，碱限制于氢氧化物中。
二、溶剂论（Solvent Theory ）(1905年 Franklin)它是从各种不同溶剂（包括非质子溶剂）中，也同样存在酸碱反应，发展起来的。
1．定义：能离解出溶剂特征正离子的物质，称为该溶剂的酸；能离解出溶剂特征负离子的物质，称为该溶剂的碱。
2．实例： 溶剂 酸离子 碱离子水 H +或H 3O+OH－质子型溶剂NH 3(l) ++43NH (H NH ) 2NH -CH 3COOH(l)++32CH H COOH 或CH 3COO －非质子型溶剂N 2O 4(l) NO +3NO -COCl 2(l) COCl +Cl－SO 2(l)SO2+23SO -典型的中和反应：NH 4NO 3 + NaNH 2NH 3(l)NaNO 3 + 2NH 3HClO 4 + CH 3COONa CH 3COOH(l)NaClO 4 + CH 3COOH [COCl] [AlCl 4] + KClCOCl 2K[AlCl 4] + COCl 2SOCl 2 + Cs 2SO 3 SO 2(l)2CsCl + 2SO 23．优点：将酸碱扩大到非水体系。
4．缺点：不能解释不电离的溶剂及无溶剂的酸碱。
5．拉平效应和区分效应 (1) 溶剂的种类a ．两性的中性溶剂：既可以为酸，又可以为碱的溶剂。
如H 2O 、CH 3OH 、CH 3CH 2OH 等。
当溶质是较强的酸时，这种溶剂呈碱性；当溶质是较强的碱时，这种溶剂呈酸性。
b ．酸性溶剂：也是两性溶剂，但酸性比水大。
如HCOOH 、CH 3COOH 、CH 3CH 2COOH 、H 2SO 4(l) 和Cl 3CCOOH 等。
c ．碱性溶剂：也是两性溶剂，但碱性比水大。
如乙二胺（H 2NCH 2CH 2NH 2） (2) 拉平效应实验证明HClO 4、H 2SO 4、HCl 和HNO 3的酸强度是有区别的，其强度顺序为：HClO 4＞H 2SO 4＞HCl ＞HNO 3，但在水溶液中看不到它们的强度差别。
这种将各种不同强度的酸拉平到溶剂化质子水平的效应，称为拉平效应。
具有拉平效应的溶剂，称为拉平溶剂。
水的碱性是这些强酸产生拉平效应的因由。
在液氨中醋酸也成为强酸。
(3) 区分效应能区分酸（或碱）的强弱作用，称为区分效应。
具有区分效应的溶剂，称为区分溶剂。
如冰醋酸可以把HClO 4、H 2SO 4、HCl 和HNO 3的酸性区分开来。
由于2H Ac +的酸性强于H 3O +，这四种酸就不能全部将其质子转移给HAc 了。
HClO 4 + HAc24H Ac ClO +-+的程度最大，3HNO HAc +23H Ac NO +-+的程度最小，所以冰醋酸称为HClO 4、H 2SO 4、HCl 、HNO 3的区分溶剂。
三、质子论（Proton Theory ）（1923年 Br φnsted and Lowry ）1．定义：An acid is a substance (molecule or ion)that can transfer a proton toanother substance. Likewise a base is a substance that can accept a proton . 2．Cla ssificat ion of acids and bases(1) acids ：molecular acids ：H 2SO 4、HCl 、CH 3COOH ，anion acids ：4HSO -、24HC O -，cation acids ：3H O +、4NH +、653C H NH +；(2) bases ：molecular bases ：NH 3、N 2H 4、NH 2OH ，anion bases ：OH －、S 2-、CH 3COO －。
3．Conjugate acid -base pairs ：The word conjugate means “joined together as a pair”酸碱统一在质子上，其关系式为： A (酸)B （碱）+ H ＋（质子）这种关系称为共轭酸碱对，所以酸碱质子理论又称为共轭酸碱理论。
Practice Exercise ：What is the conjugate base of each of the following aci ds ：4HClO 、2H S 、4PH +、3HCO -? What is the conjugate acid of each of the following bases ：CN -、24SO -、2H O 、3HCO -?4．用质子理论来解释一些反应：(1) 气相中的酸碱反应：3(g) NH 4Cl (s)+＿B 2A 2B 1+A 1(2) 离解反应（dissociation reactions ）：a .＿223O + + OH+auto ionization ：b.acid ionization ：＿23O + + Acc.base ionization ：＿324 + OH+(3) hydrolysis ：实际上可以看作水和离子酸、离子碱的反应：2＿+K b = K w / K a = K h423 + H 3O+K a = K w / K b = K h5．特点：(1) 质子论中不存在盐的概念。
因为在质子论中，组成盐的离子已变成了离子酸和离子碱。
(2) 酸碱是共轭的，弱酸共轭强碱，弱碱共轭强酸（The stronger an acid, theweaker its conjugate base; the stronger a base , the weaker its conjugate acid.）。
因此我们已知某酸的强度，就可以知道其共轭碱的强度。
6．优点：(1) 把酸碱反应扩大到气相、液相、电离和水解等反应；(2) 在水溶液中，质子论的酸强度标度与Arrhenius 理论中的酸强度标度是一致。
7．缺点：不能说明无质子型溶剂（如SO 3、BF 3）的酸碱反应，酸的定义范围并没有扩大。
四、电子论（Electron Theory ）（1923年 G.N.Lewis ）G.N.Lewis was the first to notice this aspect of acid- base reactions. He proposed a definition of acid and base that emphasizes the shared electron pair: A Lewis acid is defined as an electron-pair acceptor, and a Lewis base is defined as an electron-pair donor.1．定义：凡是能接受电子对的物种(species)，称为酸；凡是能给出电子对的物种，称为碱。
2．一般式： A + : B A : BLewis acid Lewis base acid -base adduct3．Types of reactions(1) adduct reaction ：H ＋+ : OH －H 2O(2) substitution reaction of acid ：234Cu(NH )4H+++24Cu 4NH +++(3)substitution reactionofbase ：234-Cu(NH )2OH ++23Cu(OH)4NH +(4) both substitution reaction ：Ba(OH)2 + H 2SO 4 BaSO 4↓ + 2H 2O 4．优点：(1) 它包括了水离子论、溶剂论和质子论等三种理论； (2) 它扩大了酸的范围。
5．缺点：无统一的酸碱强度的标度。
由于电子论包括了所有的酸碱理论，所以该理论又称为广义酸碱理论。
酸碱电子论的提出，可以把所有的化学反应分为三大类：A + :B A : B 酸碱反应 R · + ·R 'R : R ' 自由基反应Red · + Ox Red ＋Ox －氧化—还原反应Practice Exerc ise ：Identify the Lewis acid and Lewis base in each of the following reactions:(a) CN －(aq) + H 2O(l) HCN(aq) + OH －(aq) (b) HIO(aq) + 2NH -(aq)NH 3(l) + IO －(aq) (c) (CH 3)3N(g) + BF 3(g)(CH 3)3NBF 3(s)(d) Fe(ClO 4)3(s) + 6H 2O(l) 3264e(H O)3ClO F aq aq ()()+-+(e) FeBr 3(s) + Br －(aq)4FeBr aq ()-。