《酸碱质子理论》PPT课件
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高等有机化学课件酸碱理论.ppt
NC CN
(H3C)2
NC CN
二甲苯
橙色
NC CN
(H3C)4
NC CN
四甲苯
深红
NC CN
(H3C)6
NC CN
六甲苯
深紫色
其中各种甲苯是电子给予体（碱），四氰基乙烯是电子接受体（酸）。苯环上的甲 基越多，生成的电荷转移络合物的颜色越深，这表示甲基的数目增加致使电荷转移程 度加大。在紫外光谱中发生红移。
它具有可供公用的电子对 因此，一般的酸碱反应的实质是，碱的未公用的或 p 轨道的电子对与酸的空轨 道形成共价键。
A + :B Ag+ + 2:NH3 BF3 + :F-
AB [Ag(NH3)2]+
BF4-
一些不通常不像碱的物种，如乙烯和芳香族化合物，按路易斯酸碱理论都是碱。
如：
CH2
+
Ag+
CH2
第五章 酸碱理论和活泼中间体
§ 5-1 酸碱理论
酸碱概念是在化学变化中应用最广泛的概念之一。有机化学中异裂 反应几乎都可以认为酸碱反应过程。目前酸碱理论有六种之多，但在有 机化学中广泛使用的是勃朗斯德理论、路易斯理论和软硬酸碱理论。
一、勃朗斯德 (Brönsted) 理论
（一） 酸碱质子理论 这个理论认为，凡能给出质子的物质都是酸，凡能接受质子的物质都
+
NO2+
NO2 + H+
CH3Br + OH-
CH3OH + Br-
（2） 加成反应 一些不饱和键上的加成反应也可视为酸碱反应。如：
H2O: + Cl3CCH=O
Cl3C-CH(OH2)2
第1节 酸碱质子理论
第五章
第一节 酸碱质子理论
三、水溶液中的酸碱反应及其平衡
2. 酸、碱在水中的解离及其强弱
＊ 酸碱的强弱：
定性表述：酸碱的强弱取决于物质给出质子或 接受质子的能力。物质给出质子的能力越强，其酸 性就越强，反之就越弱；物质接受质子的能力越强， 其碱性就越强，反之就越弱。 定量表示：酸碱的强弱可由酸碱解离常数Ka、 Kb的大小定量表示，Ka、Kb在温度一定时为常数， Ka、Kb值越大，表示该酸或该碱越强，反之越弱。
反之如果碱的碱性越强（Kb越大），则其对应共轭
酸的酸性就越弱（Ka越小）。
第五章
第一节 酸碱质子理论
三、水溶液中的酸碱反应及其平衡
2. 酸、碱在水中的解离及其强弱
＊ 共轭酸碱对中酸碱的相对强弱：
定量关系：如HAc-Ac−
HAc + H2O H3O+ + Ac－
[H ][Ac ] Ka HAc
现为碱，此类物质称为两性物质。水是最常见的
两性物质。对于两性物质在共轭体系中表现为酸 或碱的判断，应具体分析，灵活运用。
第五章
第一节 酸碱质子理论
④ 酸和碱不是绝然对立的两类物质，而是“酸 中有碱，碱可变酸”有着相互依存共轭关系的 物质，酸和碱的根本区别仅在于对质子亲和力 的差异。
⑤ 质子理论的概念中，没有“盐”和“水解”
共轭酸碱对 以上各共轭酸碱对的质子得失反应称为酸碱半反应
第五章
第一节 酸碱质子理论
＊ 质子酸碱和共轭酸碱对具有以下特点：
① 共轭酸碱对中酸与碱之间只差一个质子。 ② 酸或碱可以是中性分子，也可以是阳离子或 阴离子。
③ 同一物质，如H2PO4―等，在一定条件下可给
出质子表现为酸，在另一条件下又可接受质子表
4[1].1__酸碱质子理论
![4[1].1__酸碱质子理论](https://img.taocdn.com/s3/m/4790032f2f60ddccda38a0cb.png)
HC2O4－ + H2O
C2O42－的
C2O42－ +H3O+
HC2O4－/ C2O42－——共轭酸碱对
pKa ＝ pKw － pKb1 = 4.29 H2C2O4 + H2O
HC2O4－ +H3O+
pKb ＝ pKw－pKa1 = 12.75
14
其实，酸碱强度还与溶剂的性质有关
（） 1 HAc H 2O H 3 O Ac （ 2）HAc NH3 NH Ac 4 （ 3）HAc HAc H 2 Ac Ac
20
惰性溶剂 —— 没有拉平效应却具有区分效应，是一种 良好的区分性试剂——非质子溶剂 利用溶剂的拉平和区分效应，可使某些不能在水溶液 中进行的酸碱滴定反应，能在非水溶剂中进行 如：苯酚（pKa = 10）不能直接在水溶液中用强碱滴定 乙二胺中——苯酚被拉平到溶剂化质子水平，酸性相 对增强——即可用强碱滴定
S2－、NH3、Ac－的碱性强弱顺序为：
S2－＞NH3＞Ac－
原因——它们接受质子的能力比H2O强，比OH－ 弱。16Fra bibliotek拉平效应
2 H 2SO 4 H 2O H 3 O SO 4 HCl H 2O H 3 O Cl HNO3 H 2O H O NO 3 3
H＋ ＋ ＋NH3CH2COO－
＋NH CH COOH/＋NH CH COO－ 3 2 3 2
＋NH CH COOH 3 2
4
酸碱可以是中性分子、阴离子或阳离子。
同一物质在不同的共轭酸碱对中，可表现出不同的 酸碱性。 问题： H+ 的共轭碱是什么型体？ H2O是酸还是碱？
C2O42－的
C2O42－ +H3O+
HC2O4－/ C2O42－——共轭酸碱对
pKa ＝ pKw － pKb1 = 4.29 H2C2O4 + H2O
HC2O4－ +H3O+
pKb ＝ pKw－pKa1 = 12.75
14
其实，酸碱强度还与溶剂的性质有关
（） 1 HAc H 2O H 3 O Ac （ 2）HAc NH3 NH Ac 4 （ 3）HAc HAc H 2 Ac Ac
20
惰性溶剂 —— 没有拉平效应却具有区分效应，是一种 良好的区分性试剂——非质子溶剂 利用溶剂的拉平和区分效应，可使某些不能在水溶液 中进行的酸碱滴定反应，能在非水溶剂中进行 如：苯酚（pKa = 10）不能直接在水溶液中用强碱滴定 乙二胺中——苯酚被拉平到溶剂化质子水平，酸性相 对增强——即可用强碱滴定
S2－、NH3、Ac－的碱性强弱顺序为：
S2－＞NH3＞Ac－
原因——它们接受质子的能力比H2O强，比OH－ 弱。16Fra bibliotek拉平效应
2 H 2SO 4 H 2O H 3 O SO 4 HCl H 2O H 3 O Cl HNO3 H 2O H O NO 3 3
H＋ ＋ ＋NH3CH2COO－
＋NH CH COOH/＋NH CH COO－ 3 2 3 2
＋NH CH COOH 3 2
4
酸碱可以是中性分子、阴离子或阳离子。
同一物质在不同的共轭酸碱对中，可表现出不同的 酸碱性。 问题： H+ 的共轭碱是什么型体？ H2O是酸还是碱？
4.1酸碱质子理论与酸碱平衡
第4章 酸碱与酸碱平衡
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4.1 酸碱质子理论与酸碱平衡
一、酸碱理论：
1、S.Arrhenius 酸碱理论（经典酸碱理论）
28岁的瑞典科学家S.Arrhenius于1887年提出。
2、酸碱质子理论（Proton Theory of Acid and Base）
第三列
[Fe(OH2)6]3+ [Cu(NH3)4]2+ H3O+ F3BNH3 [AlCl4]– [SiF6]2– HCO3– (CH3)2COI2
配合物)
2. 路易斯酸的分类
★ 配位化合物中的金属阳离子，例如[Fe(H2O)6]3+和
[Cu(NH3)4]2+中的Fe3+离子和Cu2+离子。
Cu2+ + 4 [NH3]
2+ NH3
NH3
Cu
NH3
NH3
★ 有些分子和离子的中心原子尽管满足了8电子结构，
仍可扩大其配位层以接纳更多的电子对。如 SiF4 是 个路易斯酸，可结合2个F–的电子对形成 [SiF6]2–。
F
Si
+
F
F F
2 ( F–)
F
F
F
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F
F
F
酸碱理论小结：
3种酸碱理论各有所长、所短，侧重的应用范围不同: 1、Arrhenius酸碱理论 无机化学,尤其是 水溶液体
溶液酸性 溶液中性 溶液碱性
pH标度
为了方便指示水溶液的酸碱性，丹麦科 学家S.P.L.Sörensen在1909年提出pH标度。
定义： pH = -lg [H+]
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4.1 酸碱质子理论与酸碱平衡
一、酸碱理论：
1、S.Arrhenius 酸碱理论（经典酸碱理论）
28岁的瑞典科学家S.Arrhenius于1887年提出。
2、酸碱质子理论（Proton Theory of Acid and Base）
第三列
[Fe(OH2)6]3+ [Cu(NH3)4]2+ H3O+ F3BNH3 [AlCl4]– [SiF6]2– HCO3– (CH3)2COI2
配合物)
2. 路易斯酸的分类
★ 配位化合物中的金属阳离子，例如[Fe(H2O)6]3+和
[Cu(NH3)4]2+中的Fe3+离子和Cu2+离子。
Cu2+ + 4 [NH3]
2+ NH3
NH3
Cu
NH3
NH3
★ 有些分子和离子的中心原子尽管满足了8电子结构，
仍可扩大其配位层以接纳更多的电子对。如 SiF4 是 个路易斯酸，可结合2个F–的电子对形成 [SiF6]2–。
F
Si
+
F
F F
2 ( F–)
F
F
F
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F
F
F
酸碱理论小结：
3种酸碱理论各有所长、所短，侧重的应用范围不同: 1、Arrhenius酸碱理论 无机化学,尤其是 水溶液体
溶液酸性 溶液中性 溶液碱性
pH标度
为了方便指示水溶液的酸碱性，丹麦科 学家S.P.L.Sörensen在1909年提出pH标度。
定义： pH = -lg [H+]
大学基础化学第三节酸碱理论ppt课件
❖(2) 不能给出质子，也不能接受质子的物质， 称为中性物质，如金属离子Na+，Ca+等。
6
➢(3) 在酸碱质子理论中，排除了盐的概念。 ➢(4) 酸碱质子理论体现了酸和碱这对矛盾
相互转化和相互依存的关系，并且扩大 了酸碱物质的范围。
7
（二）酸碱反应的实质
酸碱半反应式: 酸 H+ + 碱
例如HAc在水溶液中的存在两个酸碱半反应：
HC2O4-
HSO3-
H2PO4F-
HCOOAc-
HCO3-
碱 性 增 强
HPO42-
CO3 2 -
PO43- 16 OH-
(四) 拉平效应和区分效应
实验证明，HClO4、H2SO4、HCl和HNO3的 强度是有差别的，其强度顺序为 HClO4＞ H2SO4＞HCl＞HNO3。
HClO4＋H2O H2SO4＋H2O HCl＋H2O HNO3＋H2O
30
二、溶液的pH
物质均衡（MBE)： 它是指在一个平衡体 系中，某一给定组分的总浓度，等于各有 关组分平衡浓度之和。
例如：浓度为c(mol.L-1)的HAc溶液的物 质均衡 c(HAc)=[HAc]+[Ac-]
电荷均衡（CBE) ： 根据电中性原则，
溶液中正离子的总电荷数与负离子的总电
荷数恰好相等。
H3O+＋ClO4－ H3O+＋HSO4－ H3O+＋Cl－ H3O+＋NO3－
17
将各种不同强度的酸拉平到溶剂化质子 （在这里是水化质子H3O+）水平的效应称 为拉平效应(leveling effect)。具有拉平效应 的溶剂称为拉平性溶剂。
18
而冰醋酸可把上述这些酸的强度区分开来，溶 剂 的 这 种 作 用 称 为 区 分 效 应 (differentiating effect)，这种溶剂便称为区分溶剂。 一般而言，酸性溶剂可以对酸产生区分效应， 而对碱产生拉平效应，碱性溶剂则可对碱产生 区分效应，而对酸产生拉平效应。
6
➢(3) 在酸碱质子理论中，排除了盐的概念。 ➢(4) 酸碱质子理论体现了酸和碱这对矛盾
相互转化和相互依存的关系，并且扩大 了酸碱物质的范围。
7
（二）酸碱反应的实质
酸碱半反应式: 酸 H+ + 碱
例如HAc在水溶液中的存在两个酸碱半反应：
HC2O4-
HSO3-
H2PO4F-
HCOOAc-
HCO3-
碱 性 增 强
HPO42-
CO3 2 -
PO43- 16 OH-
(四) 拉平效应和区分效应
实验证明，HClO4、H2SO4、HCl和HNO3的 强度是有差别的，其强度顺序为 HClO4＞ H2SO4＞HCl＞HNO3。
HClO4＋H2O H2SO4＋H2O HCl＋H2O HNO3＋H2O
30
二、溶液的pH
物质均衡（MBE)： 它是指在一个平衡体 系中，某一给定组分的总浓度，等于各有 关组分平衡浓度之和。
例如：浓度为c(mol.L-1)的HAc溶液的物 质均衡 c(HAc)=[HAc]+[Ac-]
电荷均衡（CBE) ： 根据电中性原则，
溶液中正离子的总电荷数与负离子的总电
荷数恰好相等。
H3O+＋ClO4－ H3O+＋HSO4－ H3O+＋Cl－ H3O+＋NO3－
17
将各种不同强度的酸拉平到溶剂化质子 （在这里是水化质子H3O+）水平的效应称 为拉平效应(leveling effect)。具有拉平效应 的溶剂称为拉平性溶剂。
18
而冰醋酸可把上述这些酸的强度区分开来，溶 剂 的 这 种 作 用 称 为 区 分 效 应 (differentiating effect)，这种溶剂便称为区分溶剂。 一般而言，酸性溶剂可以对酸产生区分效应， 而对碱产生拉平效应，碱性溶剂则可对碱产生 区分效应，而对酸产生拉平效应。
酸碱质子理论与酸碱平衡PPT课件
NH3 ．H2O
. OH - + NH4+
NH4Cl
Cl- + NH4+
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；
（一） 弱酸、弱碱的解离平衡
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
（一）水的质子自递常数
H2O + H2O
H3O+ + OH－
k [H 3O ][OH ] /[ H 2O]2
k[H2O]2 [H3O ][OH ] kW
pH<7：酸性； pH=7：中性; pH>7: 碱性； pOH=-lg[OH-]， pH+pOH=14（25 ℃）
6.2 弱酸弱碱的解离平衡
一、强电解质与弱电解质 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。
共轭碱
+
Ac-
+
NH3 CO32-
H5Y+
+
+
H+
+
酸
质子 + 碱
HCl
H+ + C1－
NH4+
H+ + NH3
第三章酸碱反应86页PPT
如：HCl＞HAc，Cl-＜Ac-
②与溶剂的性质有关
溶剂的拉平效应和区分效应
（1）拉平效应
将不同强度的酸拉平到相同强度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。
例如：
HCl和HAc是两种强度显著不同的酸,但在液氨中 均表现出强酸性。
因为：
H+ C N3 lHN4+ H +- Cl H+ A N3 cHN4+ H +A - c
例：已知室温下HAc的Kθa=1.74×10-5, 求0.10 mol·L-1 NaAc溶液的pH值。
解:
Kθw Kθb=
Kθa
1.0×10-14 = 1.74×10-5
= 5.75×10-10
∵ C/Kθb =0.10/5.75×10-10 ＞400
Kθb＞ ＞ KθW ∴ c(OH-)= cKb
共轭酸碱的解离平衡常数的关系
通式:
酸 HB
K a K b
碱 H+ +B-
共轭
共轭关系： KaKb =Kw
例:根据查表可知,HAc的酸常数为: Kθa=1.76×10-5,求NaAc的碱常数Kθb 解: ∵ HAc~Ac-为共轭酸碱对
KaKb =Kw
∴ Kb =Kw/Ka= 1.00×10-14 /1.76×10-5
第3章 酸碱反应
第3章 酸碱反应
• 3.1 酸碱之子理论 • 3.2 水溶液中的质子转移平衡及有关计算 • 3.3 缓冲溶液
3.1 酸碱质子理论
酸碱理论：
Arrhenius电离理论：
酸—在水中解离出的阳 HCl→H++Cl离子全部是H+的物质
碱—在水中解离出的阴 离子全部是OH-的物质
②与溶剂的性质有关
溶剂的拉平效应和区分效应
（1）拉平效应
将不同强度的酸拉平到相同强度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。
例如：
HCl和HAc是两种强度显著不同的酸,但在液氨中 均表现出强酸性。
因为：
H+ C N3 lHN4+ H +- Cl H+ A N3 cHN4+ H +A - c
例：已知室温下HAc的Kθa=1.74×10-5, 求0.10 mol·L-1 NaAc溶液的pH值。
解:
Kθw Kθb=
Kθa
1.0×10-14 = 1.74×10-5
= 5.75×10-10
∵ C/Kθb =0.10/5.75×10-10 ＞400
Kθb＞ ＞ KθW ∴ c(OH-)= cKb
共轭酸碱的解离平衡常数的关系
通式:
酸 HB
K a K b
碱 H+ +B-
共轭
共轭关系： KaKb =Kw
例:根据查表可知,HAc的酸常数为: Kθa=1.76×10-5,求NaAc的碱常数Kθb 解: ∵ HAc~Ac-为共轭酸碱对
KaKb =Kw
∴ Kb =Kw/Ka= 1.00×10-14 /1.76×10-5
第3章 酸碱反应
第3章 酸碱反应
• 3.1 酸碱之子理论 • 3.2 水溶液中的质子转移平衡及有关计算 • 3.3 缓冲溶液
3.1 酸碱质子理论
酸碱理论：
Arrhenius电离理论：
酸—在水中解离出的阳 HCl→H++Cl离子全部是H+的物质
碱—在水中解离出的阴 离子全部是OH-的物质
酸碱平衡理论概述(ppt 79页)
液氨中的酸碱中和反应：
H+
N4 C H +N l a 2 N2 H N 3+N HaCl 酸 (1 ) 碱 (2)酸 (2)碱 (1)
5.1.3 酸的相对强度和碱的相对强度
酸和碱的强度是指酸给出质子的能力和
碱接受质子的能力的强弱。
HAc
HCN
K a 1.8×10-5 5.8×10-10 区分效应：用一个溶剂能把酸或碱的相
HI＞HClO4＞HCl＞H2SO4＞HNO3
酸越强，其共轭碱越弱； 碱越强，其共轭酸越弱。
酸性 HC ： 4lH O 2S4 O H3P4 O HA H c2C3O N4 +H H2O
碱性 Cl： - 4O HS- 4 OH2PO - 4 A-cHC3 -O N3H O- H
Ac－+H2O
碱(1) 酸(2)
OH－ + HAc
碱(2) 酸(1)
NH4Cl水解：
H+
NH
+ 4
+
H2O
酸(1) 碱(2)
H3O+ + NH3
酸(2) 碱(1)
④ 非水溶液中的酸碱反应，也是离子 酸碱的质子转移反应。例如NH4Cl的生成：
H+
HC +N l3HN + 4H +C - l
酸 (1 ) 碱 (2)酸 (2)碱 (1)
平衡浓度 c– cα cα cα
Ka
=
c 2 1-
当Ka（HA）c10-4时，
1- 2 01-1
{ } K a （ H） = A c2
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。
H+
N4 C H +N l a 2 N2 H N 3+N HaCl 酸 (1 ) 碱 (2)酸 (2)碱 (1)
5.1.3 酸的相对强度和碱的相对强度
酸和碱的强度是指酸给出质子的能力和
碱接受质子的能力的强弱。
HAc
HCN
K a 1.8×10-5 5.8×10-10 区分效应：用一个溶剂能把酸或碱的相
HI＞HClO4＞HCl＞H2SO4＞HNO3
酸越强，其共轭碱越弱； 碱越强，其共轭酸越弱。
酸性 HC ： 4lH O 2S4 O H3P4 O HA H c2C3O N4 +H H2O
碱性 Cl： - 4O HS- 4 OH2PO - 4 A-cHC3 -O N3H O- H
Ac－+H2O
碱(1) 酸(2)
OH－ + HAc
碱(2) 酸(1)
NH4Cl水解：
H+
NH
+ 4
+
H2O
酸(1) 碱(2)
H3O+ + NH3
酸(2) 碱(1)
④ 非水溶液中的酸碱反应，也是离子 酸碱的质子转移反应。例如NH4Cl的生成：
H+
HC +N l3HN + 4H +C - l
酸 (1 ) 碱 (2)酸 (2)碱 (1)
平衡浓度 c– cα cα cα
Ka
=
c 2 1-
当Ka（HA）c10-4时，
1- 2 01-1
{ } K a （ H） = A c2
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。
第一节酸碱理论概述ppt课件
意义：酸碱溶剂理论扩展了酸碱电离理论，扩大了酸 碱的范畴，可以在非水溶液中使用。
局限性：1、只适用于溶剂能离解成正、负离子的系统 2、不适用于不能离解的溶剂及无溶剂体系
❖三、酸碱质子理论
要点
1923年丹麦化学家布朗斯特(J.N.Brönsted)与英国 化学家劳莱(T.M.Lorry) 提出了酸碱质子理论
劳莱 路易斯
G.N.Lewies
佩尔松
Pearson
瑞典化学家 美国科学家 丹麦化学家 英国化学家
美国化学家 美国化学家
水中电离出 H+和OH-
电离出溶剂 正负离子 给出质子和 接受质子
接受和给出 电子对
将路易斯酸 碱分为软硬 交界酸碱
在以上的酸碱理论中，酸碱电离理论只 适用于水溶液；酸碱溶剂理论有较大的 局限性很少应用；酸碱质子理论既适用 于水溶液也适用于非水溶液；酸碱的电 子理论主要应用在配位化学与有机化学 中；软硬酸碱理论也只局限于配位化合 物的形成中。
四、酸碱的电子理论
1923年，美国化学家路易斯 (G.N.Lewis)提出了酸碱的电子理论。
要点： 酸—凡是能够接受电子对的分子或离子都是酸； 碱—凡是能够给出电子对的分子或离子都为碱。 如： H+为酸，OH-为碱，是因为：
H ++ OH- == H2O
氨为碱，因为NH3可以提供电子对。
H+ + NH3 == NH4+
例 :已知NH 3的Kb 1.8 10 5 , 计算NH 4的Ka
解：NH4+ 是 NH3的共轭酸，所以
KaБайду номын сангаас
Kw Kb
1.0 1014 1.8 105
5.6 1010
局限性：1、只适用于溶剂能离解成正、负离子的系统 2、不适用于不能离解的溶剂及无溶剂体系
❖三、酸碱质子理论
要点
1923年丹麦化学家布朗斯特(J.N.Brönsted)与英国 化学家劳莱(T.M.Lorry) 提出了酸碱质子理论
劳莱 路易斯
G.N.Lewies
佩尔松
Pearson
瑞典化学家 美国科学家 丹麦化学家 英国化学家
美国化学家 美国化学家
水中电离出 H+和OH-
电离出溶剂 正负离子 给出质子和 接受质子
接受和给出 电子对
将路易斯酸 碱分为软硬 交界酸碱
在以上的酸碱理论中，酸碱电离理论只 适用于水溶液；酸碱溶剂理论有较大的 局限性很少应用；酸碱质子理论既适用 于水溶液也适用于非水溶液；酸碱的电 子理论主要应用在配位化学与有机化学 中；软硬酸碱理论也只局限于配位化合 物的形成中。
四、酸碱的电子理论
1923年，美国化学家路易斯 (G.N.Lewis)提出了酸碱的电子理论。
要点： 酸—凡是能够接受电子对的分子或离子都是酸； 碱—凡是能够给出电子对的分子或离子都为碱。 如： H+为酸，OH-为碱，是因为：
H ++ OH- == H2O
氨为碱，因为NH3可以提供电子对。
H+ + NH3 == NH4+
例 :已知NH 3的Kb 1.8 10 5 , 计算NH 4的Ka
解：NH4+ 是 NH3的共轭酸，所以
KaБайду номын сангаас
Kw Kb
1.0 1014 1.8 105
5.6 1010
第一章酸碱理论.ppt
酸碱理论
强酸给出质子的能力很强，其共轭碱则较弱， 几乎不能结合质子，因此反应几乎完全进行(相当于 电离理论的全部电离)。
HCl + H2O H3O++Cl-
酸1 碱2
酸2 碱1
弱酸给出质子的能力很弱，其共轭碱则较强， 因此反应程度很小，为可逆反应(相当于电离理论的 部分电离)。
HAc + H2O H3O++Ac-
所以一切盐类(如MgCl2)、金属氧化物(CaO)及其 它大多数无机化合物都是酸碱配合物。
有机化合物如乙醇CH3CH2OH可看作是(酸)和 OH-碱以配位键结合而成的酸碱配合物C2H5←OH
酸碱电子理论对酸碱的定义，摆脱了体系必须具 有某种离子或元素也不受溶剂的限制，以电子的给出 和接受来说明酸碱的反应，故它更能体现物质的本质 属性，较前面几个酸碱理论更为全面和广泛。
四、溶剂体系理论（自电离理论）
• 五、 鲁克斯的氧负离子理论
酸碱强度
• 酸碱强度与键的极性、强度、及酸根的 稳定性有关。
• 一、 无氧酸（氢化物） 非金属元素都能形成具有最高氧化态
的共价型的简单氢化物，在通常情况下 它们为气体或挥发性液体。它们的熔点、 沸点都按元素在周期表中所处的族和周 期呈周期性的变化。
依存这样的酸碱对叫做共轭酸碱对，这里Cl-离子是
HCl的共轭碱，而HCl是Cl-离子的共轭酸。即
HA H+ + A-
共轭酸
共轭碱
酸碱理论
一般来说：共轭酸越强，它的共轭碱就越弱； 共轭碱越强，它的共轭酸就越弱。
如：H2OH++OH水为最弱的酸，它的共轭碱是最强的碱。
酸的强度：用给出质子的能力来量度。
第三章-酸碱质子理论
3.2.1 水溶液中酸碱平衡处理的方法 3.2.2 各种体系中[H+]的计算
3.3 酸碱指示剂
3.3.1 酸碱指示剂的作用原理及变色范围 3.3.2 影响指示剂变色范围的各种因素 3.3.3 混合指示剂
3.4 酸碱滴定
3.4.1 酸碱滴定曲线与指示剂的选择 3.4.2 酸碱滴定中CO2的影响
3.5 酸碱滴定法的应用
例如：
写出下列各酸的共轭碱：H2O，H2C2O4，H2PO4-，HCO3-， C6H5OH，C6H5NH3+，HS-，Fe(H2O)63+,R-NH+CH2COOH.
写出下列各酸的共轭碱：H2O，H2C2O4，H2PO4-，HCO3-， C6H5OH，C6 H5NH3+，HS-，Fe(H2O)63+,R-NH+CH2COOH.
COO-
COO-
COO-
的共轭酸为
COO-H
3.1.2 酸碱反应的平衡常数 Equilibrium constant 酸的离解 Acid dissociation 水的自递
HA H A
H2O H OH
Ka
H A HA
Kw HOH 1.00 1014
H2O 的共轭碱为 OH-；； H2C2O4 的共轭碱为 HC2O4-； H2PO4-的共轭碱为 HPO42-； HCO3-的共轭碱为 CO32-；； C6H5OH 的共轭碱为 C6H5O-； C6H5NH3+的共轭碱为 C6 H5NH3； HS-的共轭碱为 S2-； Fe(H2O)63+的共轭碱为 Fe(H2O)5(OH)2+； R-NHCH2COOH 的共轭碱为 R-NHCH2COO。
酸碱质子理论
3.3 酸碱指示剂
3.3.1 酸碱指示剂的作用原理及变色范围 3.3.2 影响指示剂变色范围的各种因素 3.3.3 混合指示剂
3.4 酸碱滴定
3.4.1 酸碱滴定曲线与指示剂的选择 3.4.2 酸碱滴定中CO2的影响
3.5 酸碱滴定法的应用
例如：
写出下列各酸的共轭碱：H2O，H2C2O4，H2PO4-，HCO3-， C6H5OH，C6H5NH3+，HS-，Fe(H2O)63+,R-NH+CH2COOH.
写出下列各酸的共轭碱：H2O，H2C2O4，H2PO4-，HCO3-， C6H5OH，C6 H5NH3+，HS-，Fe(H2O)63+,R-NH+CH2COOH.
COO-
COO-
COO-
的共轭酸为
COO-H
3.1.2 酸碱反应的平衡常数 Equilibrium constant 酸的离解 Acid dissociation 水的自递
HA H A
H2O H OH
Ka
H A HA
Kw HOH 1.00 1014
H2O 的共轭碱为 OH-；； H2C2O4 的共轭碱为 HC2O4-； H2PO4-的共轭碱为 HPO42-； HCO3-的共轭碱为 CO32-；； C6H5OH 的共轭碱为 C6H5O-； C6H5NH3+的共轭碱为 C6 H5NH3； HS-的共轭碱为 S2-； Fe(H2O)63+的共轭碱为 Fe(H2O)5(OH)2+； R-NHCH2COOH 的共轭碱为 R-NHCH2COO。
酸碱质子理论
第3章酸碱理论ppt课件
CHCl3
4.8
吡 啶 12.5
CH3COCH3 20.7
NO2 35
HCON(CH3)2 36.71
CH3NO2 CH2CN
36.87 37.5
(CH3)2SO 46.68
CH3COOH 6.15 OH 9.78
CH3CH2OH 24.55
CH3OH
32.7
HCOOH 58.5
CH3(CH2)5OH 13.3 H2O
硬酸：酸中吸电子原子的体积小，带正电荷多，对
外层电子的吸引力强，不易被极化，不易变性，不 易发生还原反应。如：碱金属，碱土金属，轻和高 价的金属离子
软酸：酸中吸电子原子的体积大，带正电荷少或不带电
荷，对外层电子的吸引力弱，易被极化，易变性，易发 生还原反应。如：重过渡金属离子，低价或零价金属
硬碱：碱中给电子原子体积小，电负性大，对外层电子
的吸引力强，不易被极化，不易发生氧化反应。
软碱：碱中给电子原子体积大，电负性小，对外层电子
的吸引力弱，易被极化，易发生氧化反应。
1963年，皮尔逊(R．G．Pearson)将人们的 经验分类加以扩展，并归纳成Lewis酸碱 相互作用的“硬软酸碱原理”，即:
“硬亲硬，软亲软，软硬交界不挑选”； 或者“软亲软，硬亲硬，软硬结合不稳定”。
(Hard and Soft Acids and Bases，HSAB）
用于Lewis 酸碱和 Brønsted酸碱 对Al3+的配位能力
F Cl Br I 对Hg2+的配位能力 F < Cl Br I 亲硫元素: As2S3 , HgS, Cu2S, Cd, Zn, Co, Fe, Sb, Bi 亲氧元素：CaCO3, Li2CO3, CaF2, TiO2, ZrO2,
酸碱滴定学习.pptx
酸碱反应的实质
酸碱半反应: 酸给出质子和碱接受质子的反应
✓ 醋酸在水中的离解：
半反应1
HAc（酸1）
半反应2
H+ + H2O（碱2）
HAc（酸1） + H2O （碱2）
Ac- （碱1） + H+
H3O+（酸2） H3O+（酸2） + Ac- （碱1）
共轭酸碱对
✓ 氨在水中的离解：
半反应1 NH3（碱1）+ H+
步骤:1.先选好基准质子态物质（零水准）;
2.写出基准质子态物质得到质子后的产 物和失去质子后的产物,将得失质子的产物平 衡浓度分别放于等号两边,注意产物前面的系 数（得失质子的数目）.
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例：写出HAc水溶液质子平衡式
H3O+
零水准
+H+ HAc - H+ Ac_
HO
2
OH-
[H3O+]=[Ac_]+[OH-]
NH4++H2
NH3+H3O+
O Ka
Kw Kb NH3
1.0 1014... 1.80105
5.6 1010
CKa > 20 KsH2O ; C/Ka >
500
[H+]== KaC
== 5.61010 0.10 7.5106 M
pH=5.13
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例:计算0.10 mol/L Na2HPO4-溶液的pH
K a2. C ≥ 20 KsH2O C ≥ 20Ka1
例如：NaHA [H+]= Ka1Ka2
注：Ka1 相当于两性物质中碱组分共轭酸的Ka