4-1酸碱电离理论

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4.1 酸碱理论
第4章 酸碱平衡和酸碱滴定法
乙醇、苯、丙酮等）和气相中进行的某些反应却不能做出解
释，例如，酸碱电离理论不能解释HCl和NH3在苯溶液或气相 中反应生成NH4Cl而表现出来酸碱反应性质。
酸碱质子理论的产生克服了酸碱电离理论的局限性，使
酸碱的范围有了进一步的扩展。
Ka
K
HAc
[A ][H3O
HA
]
简化为
K
a
[A ][H ]
HA
(4-1)
同理某共轭碱A— 在水溶液中发生的解离反应为
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第4章 酸碱平衡和酸碱滴定法
A— + H2O
HA + OH—
则该碱的解离常数为
K
b
K
A-
[HA][OH ] [A ]
(4-2)
弱酸（或弱碱）的解离常数是表示弱酸（或弱碱）解离
HCl+ H2O HCl
H3O+ + ClH+ + Cl-
则
c（H+）= c（HCl）
又如
NaOH
Na+ + OH-
OH- + H+ H2O
则
c（OH-）= c（NaOH）
（2）弱酸、弱碱溶液 弱酸（或弱碱）一经溶入水中，
随即发生质子传递反应，并产生相应的共轭碱（或共轭酸），
且两者存在动态平衡关系。在一定温度下，有一确定
又称为质子酸。
（）
2．H2PO4-的共扼碱是H3PO4。
（）
3．酸碱质子理论认为，酸碱反应实质就是两个共扼酸碱对
之间的质子传递。
（）
4．已知HClO和 HF的解离常数分别为2.8×10-8,6.6×10-4。
因此，可以断定HF溶液的酸性比HClO强。
（）
答：1．√；2．×；3．√；4．×
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因此，中和反应、酸碱解离及盐的水解反应等均属于酸 碱反应。
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第4章 酸碱平衡和酸碱滴定法
HAc + OH―
HAc + H2O H2O + NH3 NH4＋ + H2O H2O + Ac－
H2O + Ac－ （中和反应） H3O+ + Ac－ （酸碱解离） NH4+ + OH― H3O+ + NH3 （盐的水解） HAc + OH―
一个常数，称为水的离子积常数，简称水的离子积（
K
θ w
）。
即：
K
θ w
=[H
][OH
]
25℃时，水的离子积为1.0×10―14。
水的离子积不仅适用于纯水中，也适用于酸碱溶液中。
即无论是酸溶液，还是碱溶液中，都同时存在H+ 和 OH―，
只是两者的浓度不同，常温下都有K
θ w
=1.0×10―14这一关系
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第4章 酸碱平衡和酸碱滴定法
答：
物质 共轭酸 共轭碱
HAc
— Ac－
HS－
H2S S2－
S2－ HS－
—
CO32－ HCO3－
—
HCO3－
H2CO3 CO32－
HPO42－ H2PO4－
H2PO4－ H3PO4 PO43－ HPO42－
3．酸碱反应
如前所述共轭酸碱对的质子传递反应，称为酸碱半反应。 酸碱半反应不能独立进行。即当一种酸给出质子时，必定有 一种碱接受质子，酸碱反应实质就是两个共扼酸碱对之间的 质子传递。
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第4章 酸碱平衡和酸碱滴定法
的平衡常数存在，称为弱酸（或弱碱）的解离常数，分别用
K
θ a
、
K
或用
b
K（θ 弱酸）、K（θ 弱碱）表示。
例如，某一元弱酸HA在水溶液中发生的解离反应为
简化为
HA + H2O HA
H3O+ + A— H+ + A—
则该酸的解离常数为
酸 质子 + 碱 HCl H+ + ClHClO H+ + ClOH2CO3 H+ + HCO3-
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4.1 酸碱理论
第4章 酸碱平衡和酸碱滴定法
H2S
H+ + HS-
H3PO4 H+ + H2PO4-
NH4＋ H+ + NH3
H3O+ H+ + H2O
这种因一个质子的得失而相互转化的酸和碱（HA和A—）
存在。
5.1.3 弱酸、弱碱解离常数和解离度
1．弱酸、弱碱的解离常数
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第4章 酸碱平衡和酸碱滴定法
（1）强酸、强碱溶液 强酸（或强碱）在水溶液中能完
全解离而给出或接受质子，不存在解离平衡。因此，其H+
（或OH―）的浓度应按其完全解离的化学计量关系进行计算。
或简写为
(OH-)的化合物称为碱，如NaOH、Ba(OH)2、Al(OH)3等。酸
碱反应的实质就是H+和OH-结合生成H2O的反应。即
H+ + OH-
H2O
酸碱电离理论局限性：将碱限制为氢氧化物，不能直接
解释NH3、Na2CO3、NaH2PO4等水溶液的酸碱性问题；将酸、 碱及酸碱反应限制在水溶剂系统中，对在非水溶剂（如液氨、
H2O + H2O H3O+ + OH― 这种发生在水溶剂分子之间的质子传递反应，称为水的
质子自递反应（或水的自偶反应）。
习惯上，常将水合氢离子 H3O+简写为H+，而将水的解 离反应简写为
H2O
H+ + OH―
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第4章 酸碱平衡和酸碱滴定法
知识窗 在一定温度下，纯水中 H+ 和OH―相对浓度的乘积是
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第4章 酸碱平衡和酸碱滴定法
与其浓度无关。由于温度对弱酸（或弱碱）的解离常数影响
较小，因此在常温下，通常忽略温度的影响。
2．共轭酸碱对的解离常数关系
根据同时平衡原则，得出共轭酸碱对的解离常数之间具有
如下定量关系：
K
a
K
b
K
θ w
(4-3)
可见，酸的解离常数越大，其共轭碱的解离常数越小，即
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第4章 酸碱平衡和酸碱滴定法
NH4+等。 凡能接受质子( H+ )的物质都是碱，或称为质子碱。例如，
OH- 、NH3、HS- 、H2PO4-、等。
2．酸碱关系
酸碱可以是中性分子（称分子型酸碱）和离子（称离子 型酸碱）。当某种酸HA给出质子后，余下部分A-自然对质子 有一定的接受能力，即质子酸HA给出质子生成碱A ；反之， 碱A－接受质子后又生成酸HA。例如
酸碱反应总是由较强（给出或接受质子能力较大）的酸 碱相互作用，向生成较弱（给出或接受质子能力较小）的酸
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4.1 酸碱理论
第4章 酸碱平衡和酸碱滴定法
碱方向进行，参加反应的酸碱越强，反应进行得越完全。
H2O既可以作为酸给出质子，生成共轭碱OH―，又可以 作为碱而接受质子，生成共轭酸H3O+，即H2O也是两性物质。 因此，水的解离反应也可以表示为酸碱反应形式。
酸越强，其共轭碱越弱；反之，酸的解离常数越小，酸越弱，
则其共轭碱的解离常数越大，共轭碱越强。
3．弱酸、弱碱的解离度
解离度是弱酸（或弱碱）在溶液中达到解离平衡时，已
解离的弱酸（或弱碱）的浓度与弱酸（或弱碱）的初始浓度
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4.1 酸碱理论
第4章 酸碱平衡和酸碱滴定法
之比的百分数。
c解离
程度的特征常数。
K
（θ 或
a
K
）越大，对应的弱酸（或弱碱）
b
的解离程度越大。对相同类型的弱酸（或弱碱），可用
K
θ a
（或
K
b
）的大小，直接比较其相对强弱。例如，25℃时
K（ HClO）=2.8×10－8
K （HF）=6.6×10－4
说明HClO是比HF更弱的一元酸。
弱酸（或弱碱）的解离常数只随温度的变化而改变，而
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第4章 酸碱平衡和酸碱滴定法
4.1.1 酸碱电离理论
1887年，瑞典化学家阿仑尼乌斯在电离学说的基础上提
出了酸碱电离理论。
酸碱电离理论定义：在水溶液中解离出的阳离子全部是
氢离子( H+ )的化合物称为酸，如HCl 、HNO3 、HCN、
H3PO4等；在水溶液中解离出的阴离子全部是氢氧根离子
5.1.2 酸碱质子理论
1．酸碱的定义
1923年丹麦化学家布朗斯台德和英国化学家劳瑞分别独 立提出酸碱质子理论，因此该理论又称为布朗斯台德-劳瑞酸 碱理论。
酸碱质子理论认为：凡能给出质子( H+ )的物质都是酸， 又称为质子酸。例如，HCl、HAc、H2CO3、H2S、H3PO4、
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表4-1
25℃时，不同浓度HAc溶液的解离度
c(HAc)/(mol·L)
0.2
0.1
0.01
0.005
0.001
α/%Baidu Nhomakorabea
0.934
1.33
4.19
5.85
12.4
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4.1 酸碱理论
第4章 酸碱平衡和酸碱滴定法
判断题（正确的划“√”，错误的划“×”）
1．质子理论认为凡能给出质子( H+ )的物质都是酸，
称为共轭酸碱对，即HA是A－的共轭酸，A－是HA的共轭碱。
某些物质，如 HS－、HCO3－、HPO42－等，在一定条件下能 给出质子表现为酸，而在另一条件下又能接受质子表现为碱
的物质，因此称其为两性物质。
指出下列各物质的对应得共扼酸碱对 HAc（醋酸）、 HS-、S2-、CO32-、HCO3-、HPO42-、H2PO4-。
c初始
(4-4)
解离度可定量衡量弱酸、弱碱的相对强弱。在相同条件
下，解离度大的弱酸（或弱碱）较强，解离度小的弱酸（或弱
碱）较弱。
弱酸、弱碱的解离度不仅与物质的本性有关（表4-1）， 还受温度、浓度的影响，在使用弱酸（或弱碱）的解离度时，
必须指明溶液的温度和浓度。但温度对解离度的影响比较小，
通常若不注明温度，均视为25℃。