第九章酸碱平衡ppt
合集下载
相关主题
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
第九章 酸碱平衡
§9-1 酸碱理论
一、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。 二、酸、碱质子理论（Proton Theory of
Acid and Base）
1923年由丹麦化学家Brønsred（布朗斯特）和英国化学家 Lowry（劳莱）提出。
缺点：太笼统，酸碱特征不易掌握。
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 尤其是水溶液体系酸碱问题
2、酸碱质子理论
水溶液体系和非水溶液体系 无机化学, 分析化学
3、Lewis酸碱理论（电子论） 配位化学,有机化学
§9-2 水的离子积和pH
（五）酸碱质子理论的优点和局限性
1、优点： （1）扩大了酸、碱范围，不局限于水溶液体系 （2）把阿仑尼乌斯理论中的电离、中和、盐的水
解统一为“质子传递反应”。 2、局限性
仍局限于有H+的体系，无H体系不适用， 例如：BF3 …
三、酸碱电子理论 (Lewis酸碱电子理论 )
（一）酸碱定义 凡是可给出电子对的分子、离子或原子团
子或离子，称为“两性电解质” （ampholyte）简称“两性物”。
（二）酸碱举例
酸 分子 HCl, H2SO4, H3PO4, H2O…
离子 NH4+, HSO4-, H2PO4-, HPO42-…
碱 分子 H2O, NH3，Na2CO3…
离子 OH-, HSO4-, H2PO4-, HPO42-…
两性物 分子 H2O, …
离子 HSO4-, H2PO4-, HPO42-…
（三）酸碱共轭关系
酸 H 碱
HCl H Cl H2O H OH HCO3 H CO32
酸强度↑，其共轭碱 （conjugate base）强度↓。
（四）酸碱反应的实质 质子传递
例： HCl NH3 Cl NH4
酸1 碱2 碱1 酸2
（下标1、2表示不同的共轭酸碱对） 在水溶液、液氨溶液、苯溶液、气相反应均如此。
两对共轭酸碱对才能发生酸碱反应 HCl + NH3 ↔ Cl- + NH4 + 酸 1＋ 碱2 碱 1 ＋ 酸 2
如： HCl ↔ Cl- + H+ NH4+ ↔ NH3 + H+
酸碱半 反应
单独一对共轭酸碱本身是不能发生酸碱反应的
三、酸碱电子理论
1923年，由美国物理化学家Lewis提出，又称“Lewis”酸碱
理论。
一、 S.Arrhenius酸碱理论
（一）酸碱定义
电离时产生的阳离子全部是H+的化 合物称为“酸”；电离时产生的阴离子 全部是OH-的化合物称为“碱” 。
（二） S.Arrhenius酸碱理论的优点
1. 从组成上揭示了酸碱的本质，指出 H+是酸的特征，OH-是碱的特征。
例: H+ + OH- H←OH
H+ + Cl- H← Cl
BF3 + F- BF4-
酸碱
酸碱配合物
（三）酸碱电子理论优、缺点
优点： 酸碱范围几乎无所不包
凡“缺电子”的分子或离子都是酸——例如金属阳离 子 Mn+ , H+, BF3 ... 凡可给出“电子对”的分子或离子都是碱。
大多数无机和有机化合物可视为酸碱加合物（配合物）。
[H ] [OH ] Kc [H2O]
纯水浓度[H2O]为一常数，298 K为 1000 g.dm-3 / 18 g.mol-1 = 55.56 mol.dm-3
令 Kc [H2O] Kw ，称为水的“离子积常数”，得：
Kw [H ][OH ]
经测定：298K，纯水中： [H ] [OH ] 1.004 107 Kw = (1.004 10-7)2 = 1.008 10 -14
简写为： H2O = H+ + OH-
Kw [H ][OH ]
[H ] ,则[OH ]
[H ] ,则[OH ]
室温下：[H+] 1×10-7 [H+] = 1×10-7 [H+] 1×10-7
溶液酸性 溶液中性 溶液碱性
Hale Waihona Puke Baidu
pH标度
为了方便指示水溶液的酸碱性，丹麦生理学家索仑生 S.P.L.Sörensen在1909年提出pH标度。 定义： pH = -lg [H+]
NH 3(g) HCl (g) NH 4Cl(s)
碱？
酸？
水溶液中 HSO4- 酸？碱？ Na2CO3 碱？
二、酸、碱质子理论
（一）酸碱定义
——凡能给出H+（质子）的分子或离子均是酸,凡 能得到H+（质子）的分子或离子均是碱。
∴ 酸—— H+给予体（Proton donor） 碱—— H+接受体（Proton acceptor）。 两性电解质——既能给出质子，又能接受质子的分
温度T↑，则Kw↑，
∵ H2O电离是一个吸热过程
T/K 273 295 298 323 373
Kw 1.139×10-15 1.000×10-14 1.008×10-14 5.474×10-14 5.5×10-13
R.T. : Kw =1.0×10-14
二、溶液的酸碱性及pH标度
由于水溶液中存在H2O的自偶电离平衡： H2O + H2O = OH- + H3O+
2. 解释了“中和热”的值：
H (aq) OH (aq) H 2O(l) H 55.99kJ mol 1 （放热）
3.找出了衡量酸、碱强度的标度
（Ka、Kb、pH）。
（三） S.Arrhenius酸碱理论的局限性
酸碱被限于水溶液,非水体系不适用 例: 液氨中，KNH2(氨基化钾)使酚酞变红→碱？
一、水的自偶电离（self-ionization of water） • 纯水有微弱的导电性，表明它有微弱的自偶电离.
按酸碱质子理论讨论: • H2O + H2O = OH- + H3O+
酸1 碱2 碱1 酸2 • 简写为： H2O = H+ + OH-
相应的浓度平衡常数为：
Kc [H 2O] [H ][OH ]
称为 “碱”; 凡是可接受电子对的分子、离子 或原子团称为“酸” 。 ∴酸——电子接受体（Electron acceptor）
H+, Cu2+, Ag+, BF3
碱——电子给予体（Electron donor）
OH-, NH3, F-
（二）酸碱反应的实质
——通过电子对的授-受形成配位键， 生成酸碱配合物。
§9-1 酸碱理论
一、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。 二、酸、碱质子理论（Proton Theory of
Acid and Base）
1923年由丹麦化学家Brønsred（布朗斯特）和英国化学家 Lowry（劳莱）提出。
缺点：太笼统，酸碱特征不易掌握。
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 尤其是水溶液体系酸碱问题
2、酸碱质子理论
水溶液体系和非水溶液体系 无机化学, 分析化学
3、Lewis酸碱理论（电子论） 配位化学,有机化学
§9-2 水的离子积和pH
（五）酸碱质子理论的优点和局限性
1、优点： （1）扩大了酸、碱范围，不局限于水溶液体系 （2）把阿仑尼乌斯理论中的电离、中和、盐的水
解统一为“质子传递反应”。 2、局限性
仍局限于有H+的体系，无H体系不适用， 例如：BF3 …
三、酸碱电子理论 (Lewis酸碱电子理论 )
（一）酸碱定义 凡是可给出电子对的分子、离子或原子团
子或离子，称为“两性电解质” （ampholyte）简称“两性物”。
（二）酸碱举例
酸 分子 HCl, H2SO4, H3PO4, H2O…
离子 NH4+, HSO4-, H2PO4-, HPO42-…
碱 分子 H2O, NH3，Na2CO3…
离子 OH-, HSO4-, H2PO4-, HPO42-…
两性物 分子 H2O, …
离子 HSO4-, H2PO4-, HPO42-…
（三）酸碱共轭关系
酸 H 碱
HCl H Cl H2O H OH HCO3 H CO32
酸强度↑，其共轭碱 （conjugate base）强度↓。
（四）酸碱反应的实质 质子传递
例： HCl NH3 Cl NH4
酸1 碱2 碱1 酸2
（下标1、2表示不同的共轭酸碱对） 在水溶液、液氨溶液、苯溶液、气相反应均如此。
两对共轭酸碱对才能发生酸碱反应 HCl + NH3 ↔ Cl- + NH4 + 酸 1＋ 碱2 碱 1 ＋ 酸 2
如： HCl ↔ Cl- + H+ NH4+ ↔ NH3 + H+
酸碱半 反应
单独一对共轭酸碱本身是不能发生酸碱反应的
三、酸碱电子理论
1923年，由美国物理化学家Lewis提出，又称“Lewis”酸碱
理论。
一、 S.Arrhenius酸碱理论
（一）酸碱定义
电离时产生的阳离子全部是H+的化 合物称为“酸”；电离时产生的阴离子 全部是OH-的化合物称为“碱” 。
（二） S.Arrhenius酸碱理论的优点
1. 从组成上揭示了酸碱的本质，指出 H+是酸的特征，OH-是碱的特征。
例: H+ + OH- H←OH
H+ + Cl- H← Cl
BF3 + F- BF4-
酸碱
酸碱配合物
（三）酸碱电子理论优、缺点
优点： 酸碱范围几乎无所不包
凡“缺电子”的分子或离子都是酸——例如金属阳离 子 Mn+ , H+, BF3 ... 凡可给出“电子对”的分子或离子都是碱。
大多数无机和有机化合物可视为酸碱加合物（配合物）。
[H ] [OH ] Kc [H2O]
纯水浓度[H2O]为一常数，298 K为 1000 g.dm-3 / 18 g.mol-1 = 55.56 mol.dm-3
令 Kc [H2O] Kw ，称为水的“离子积常数”，得：
Kw [H ][OH ]
经测定：298K，纯水中： [H ] [OH ] 1.004 107 Kw = (1.004 10-7)2 = 1.008 10 -14
简写为： H2O = H+ + OH-
Kw [H ][OH ]
[H ] ,则[OH ]
[H ] ,则[OH ]
室温下：[H+] 1×10-7 [H+] = 1×10-7 [H+] 1×10-7
溶液酸性 溶液中性 溶液碱性
Hale Waihona Puke Baidu
pH标度
为了方便指示水溶液的酸碱性，丹麦生理学家索仑生 S.P.L.Sörensen在1909年提出pH标度。 定义： pH = -lg [H+]
NH 3(g) HCl (g) NH 4Cl(s)
碱？
酸？
水溶液中 HSO4- 酸？碱？ Na2CO3 碱？
二、酸、碱质子理论
（一）酸碱定义
——凡能给出H+（质子）的分子或离子均是酸,凡 能得到H+（质子）的分子或离子均是碱。
∴ 酸—— H+给予体（Proton donor） 碱—— H+接受体（Proton acceptor）。 两性电解质——既能给出质子，又能接受质子的分
温度T↑，则Kw↑，
∵ H2O电离是一个吸热过程
T/K 273 295 298 323 373
Kw 1.139×10-15 1.000×10-14 1.008×10-14 5.474×10-14 5.5×10-13
R.T. : Kw =1.0×10-14
二、溶液的酸碱性及pH标度
由于水溶液中存在H2O的自偶电离平衡： H2O + H2O = OH- + H3O+
2. 解释了“中和热”的值：
H (aq) OH (aq) H 2O(l) H 55.99kJ mol 1 （放热）
3.找出了衡量酸、碱强度的标度
（Ka、Kb、pH）。
（三） S.Arrhenius酸碱理论的局限性
酸碱被限于水溶液,非水体系不适用 例: 液氨中，KNH2(氨基化钾)使酚酞变红→碱？
一、水的自偶电离（self-ionization of water） • 纯水有微弱的导电性，表明它有微弱的自偶电离.
按酸碱质子理论讨论: • H2O + H2O = OH- + H3O+
酸1 碱2 碱1 酸2 • 简写为： H2O = H+ + OH-
相应的浓度平衡常数为：
Kc [H 2O] [H ][OH ]
称为 “碱”; 凡是可接受电子对的分子、离子 或原子团称为“酸” 。 ∴酸——电子接受体（Electron acceptor）
H+, Cu2+, Ag+, BF3
碱——电子给予体（Electron donor）
OH-, NH3, F-
（二）酸碱反应的实质
——通过电子对的授-受形成配位键， 生成酸碱配合物。