酸碱理论
大学基础化学酸碱理论
大学基础化学酸碱理论化学作为一门自然科学，是研究物质的组成、性质、结构和变化规律的学科。
而其中的酸碱理论则是化学中极为重要的一个部分。
在大学基础化学课程中，学生们都必须系统学习酸碱理论，掌握酸碱的定义、性质及其在实际应用中的重要性。
本文将介绍酸碱理论的基础知识并探讨酸碱的应用。
一、酸碱的定义与性质酸和碱是化学中常见的反应物质，它们具有一定的特征性质。
根据酸碱定义的不同，我们有两种常见的酸碱定义：布朗酸碱定义和氢氧根离子定义。
1. 布朗酸碱定义：布朗酸碱定义是根据物质在化学反应中的电子转移情况来定义的。
酸是能够接受电子对的物质，而碱则是能够提供电子对的物质。
例如，氯化氢（HCl）是酸，因为它能够接受氨（NH3）中的电子对形成铵离子（NH4+）。
氨是碱，因为它能够提供电子对。
2. 氢氧根离子定义：氢氧根离子定义是根据物质在水溶液中的行为来定义的。
酸是指能够释放氢离子（H+）的物质，而碱则是指能够释放氢氧根离子（OH-）的物质。
例如，盐酸（HCl）可以在水中完全离解为氯化离子（Cl-）和氢离子（H+），因此盐酸是酸性物质。
氢氧化钠（NaOH）在水中则完全离解为钠离子（Na+）和氢氧根离子（OH-），因此氢氧化钠是碱性物质。
酸和碱具有一些共性的特征性质，其中最为常见的是酸碱中和反应和酸碱指示剂的使用。
1. 酸碱中和反应：酸碱中和反应是指酸和碱反应产生水和盐的过程。
在这个过程中，酸提供了氢离子，而碱提供了氢氧根离子，两者结合形成水（H2O）。
而盐则是由酸中的阴离子和碱中的阳离子组成。
2. 酸碱指示剂：酸碱指示剂是一种广泛应用于实验室和工业界的物质，它能够通过变化颜色的特性来指示溶液的酸碱性质。
常用的酸碱指示剂包括酚酞、溴黄、甲基橙等。
二、酸碱的应用酸碱理论在我们的日常生活和工业生产中有着广泛的应用。
以下是一些常见的酸碱应用：1. 饮食调节：在食物中，酸碱物质的平衡对我们的健康起着重要的作用。
食物的酸碱性质影响到我们体内环境的酸碱平衡，进而影响到我们的健康。
酸碱理论及其在化学反应中的应用
酸碱理论及其在化学反应中的应用酸碱理论是化学中一个重要的理论体系，它以酸和碱之间的化学反应为基础，解释了许多与酸碱相关的现象和实验结果。
本文将探讨酸碱理论的基本概念以及它在化学反应中的应用。
一、酸碱理论的基本概念1. 酸的定义酸是指能够产生氢离子（H+）的物质。
根据酸的电离程度的不同，可以将酸分为强酸和弱酸。
强酸完全电离，产生的氢离子浓度较高；而弱酸只部分电离，产生的氢离子浓度较低。
常见的强酸有盐酸（HCl）、硫酸（H2SO4）等，而乙酸（CH3COOH）则是一个常见的弱酸。
2. 碱的定义碱是指能够产生氢氧根离子（OH-）的物质。
与酸一样，碱也可以分为强碱和弱碱。
强碱完全电离，产生的氢氧根离子浓度较高；而弱碱只部分电离，产生的氢氧根离子浓度较低。
氢氧化钠（NaOH）和氢氧化钾（KOH）是常见的强碱，而氨水（NH3·H2O）则是一个常见的弱碱。
3. 酸碱中和反应酸碱中和是指酸和碱在适当的条件下发生反应，生成盐和水。
中和反应的化学方程式可以表示为：酸 + 碱→ 盐 + 水。
例如，盐酸（HCl）和氢氧化钠（NaOH）进行中和反应时可以生成氯化钠（NaCl）和水（H2O）。
4. pH值pH值是衡量溶液酸碱性的指标，其数值范围从0到14。
当pH值小于7时，溶液为酸性；当pH值大于7时，溶液为碱性；而当pH值等于7时，溶液为中性。
pH值的计算公式为pH = -log[H+]，其中[H+]表示溶液中的氢离子浓度。
二、酸碱理论在化学反应中的应用1. 酸碱滴定酸碱滴定是一种常用的分析方法，用于测定物质中酸或碱的含量。
滴定过程中，一种已知浓度的酸或碱（称为滴定剂）逐滴加入待分析溶液中，当化学反应达到临界点时，滴定剂与待分析溶液发生中和反应。
通过计算滴定剂的消耗量，可以确定待分析溶液中酸或碱的浓度。
2. 酸碱中和反应的应用酸碱中和反应在生活中有许多应用。
例如，当胃酸分泌过多导致胃部不适时，可以使用抗酸药物（如氢氧化铝）中和胃酸，缓解不适感。
4.1酸碱质子理论与酸碱平衡
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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
SiБайду номын сангаас
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+]
化学酸碱理论及酸碱计算
化学酸碱理论及酸碱计算化学酸碱理论是研究酸碱物质特性和反应性质的一门学科，它对于我们理解许多化学现象和应用具有重要意义。
本文将介绍化学酸碱理论的基本概念及相关计算方法。
1. 酸碱的定义酸碱的定义可分为三种，分别为阿托尼斯·布朗酸碱理论、布鲁斯特酸碱理论和劳里亚-布伦斯特德酸碱理论。
1.1. 阿托尼斯·布朗酸碱理论阿托尼斯·布朗酸碱理论认为，酸是能够给出H+（质子）的物质，碱是能够给出OH-（氢氧根离子）的物质。
例如，盐酸（HCl）是酸，氢氧化钠（NaOH）是碱。
1.2. 布鲁斯特酸碱理论布鲁斯特酸碱理论认为，酸是能够接受电子对的物质，碱是能够给出电子对的物质。
例如，硫酸铜（CuSO4）是酸，氨（NH3）是碱。
1.3. 劳里亚-布伦斯特德酸碱理论劳里亚-布伦斯特德酸碱理论认为，酸是能够给出质子的物质，碱是能够接受质子的物质。
这一理论是基于溶液中氢离子的转移过程。
例如，醋酸（CH3COOH）是酸，氨水（NH4OH）是碱。
2. 酸碱的性质酸和碱在许多性质上有明显的区别。
2.1. 酸的性质酸的特点包括酸味、导电性、与金属反应产生氢气等。
酸溶液的pH值小于7，酸溶液能够中和碱。
2.2. 碱的性质碱的特点包括苦味、导电性、与酸反应产生盐和水等。
碱溶液的pH值大于7，碱溶液能够中和酸。
3. 酸碱计算在化学实验和分析中，我们常常需要进行酸碱的计算。
3.1. 浓度计算浓度计算是指根据已知物质的质量或体积以及物质的摩尔质量或摩尔体积，计算出溶液的浓度的过程。
例如，我们可以根据已知溶质的质量和溶液的体积计算出溶液的质量浓度、摩尔浓度等。
3.2. 酸碱滴定计算酸碱滴定是一种常用的分析方法，它通过滴定溶液中与某种试剂反应的物质来确定溶液中目标物质的含量。
在酸碱滴定计算中，我们需要根据溶液的反应方程式、滴定剂的浓度以及化学计量关系，计算出溶液中目标物质的含量。
4. 应用举例化学酸碱理论及酸碱计算在许多领域都有广泛的应用。
酸碱理论
二、布朗斯特酸碱理论——质子理论 酸: 能给出质子的分子或离子， 即质子给予体。 碱: 能接受质子的分子或离子， 即质子接受体。 A(酸) B(碱) ＋ H＋
质子给予体
质子接受体
酸碱反应的实质：两个共轭酸碱对之间的质 子传递。
酸1
碱2
酸2
碱1
酸 CH3CH3 CH2=CH2
pKa 51 44 33 25 15.9 15.7 9.95 6.36 4.76 -1.74
● 酸越强，其共轭碱越弱；碱越强，其共轭
酸越弱
● 反应总是由相对较强的酸和碱向生成相对
较弱的酸和碱的方向进行 ● 对于某些物种，是酸是碱取决于参与的具 体反应
H2 SO4 H HSO4
酸
碱
2
HSO4 H SO4
酸 理论优缺点 碱
优点：扩大了酸碱的范围，可适用于非水溶液 缺点：对于无质子参加的反应不适用
第三节 有机化学中的酸碱理论 一、酸碱电离理论 酸：在水中电离出的阳离子全部为H +的化合物 H2SO4 = HSO4 + H + 碱：在水中电离出的阴离子全部为OH 的化合物 NaOH = Na + OH
+ -
酸碱反应的实质： H + OH = H2O 理论缺陷： 酸碱仅限于含H 和OH 的物质 酸碱局限于水溶液中，不能研究非水体系
三、路易斯酸碱理论——电子理论 酸:电子对接受体； 碱:电子对的给予体。 酸碱反应的实质是形成配位键的过程，得到一个酸碱加合物。
Байду номын сангаас
碱
酸
酸碱加合物 H3N
H3O +
H3N : + BF3
化学酸碱理论及其在生活中的应用
化学酸碱理论及其在生活中的应用酸碱理论是化学学科中的一个重要分支，旨在解释酸碱反应的原理和性质。
本文将介绍酸碱理论的基本概念，并探讨其在我们日常生活中的一些常见应用。
一、酸碱理论的基本概念酸碱理论最早起源于18世纪，经历了许多学者的研究和完善。
目前，最为广泛接受的酸碱理论是布朗斯特勃里涅纳（Bronsted-Lowry）酸碱理论。
该理论将酸定义为能够向其他物质提供质子（H+）的物质，将碱定义为能够接受质子的物质。
根据布朗斯特勃里涅纳酸碱理论，我们可以将酸碱反应分为酸和碱相互中和的过程。
在酸碱中和反应中，酸会将质子转移给碱，从而形成盐和水。
这种酸碱中和反应在许多日常生活中都有着广泛的应用。
二、酸碱理论在生活中的应用1. 酸碱中和反应酸碱中和反应是酸碱理论在生活中最直接应用的体现之一。
例如，我们常见的胃酸和胃碱中和反应能够促进食物的消化。
此外，柠檬汁的酸性可以中和蚊虫叮咬的碱性分泌物，减轻痒感。
酸碱中和反应还可以用于调节土壤的酸碱度，改善植物生长环境。
2. 酸碱指示剂酸碱指示剂可以根据物质的颜色变化来判断溶液的酸碱性。
常见的酸碱指示剂包括酚酞、溴酚蓝等。
通过酸碱指示剂，我们可以方便地测试饮用水、泳池水等液体的酸碱度，确保水质安全。
3. 酸碱腐蚀酸碱的强腐蚀性使得它们在清洗和去除污垢方面有着广泛的应用。
例如，我们常使用酸性清洁剂清洗厕所、厨房等。
此外，酸碱性也会影响金属的腐蚀速度，我们可以利用酸碱理论来防止和控制金属材料的腐蚀。
4. 酸碱物质的储存与运输酸碱物质具有一定的危险性，因此在储存和运输过程中需要特殊的设施和措施。
例如，浓硫酸需要存放在特殊的酸柜中以防止泄漏和腐蚀其他物品。
酸洗液等酸性物质的运输也需要严格的包装和操作措施。
5. 酸碱在腌制食品中的应用酸碱性物质在食品腌制中起着重要作用。
例如，我们常用的醋和柠檬汁作为酸性调味剂可以延长食品的保鲜期，并赋予其特殊的风味。
此外，酸碱也可以调整食品的口感和口感。
化学平衡的酸碱理论
化学平衡的酸碱理论酸碱反应是化学中非常重要的一类反应，酸碱理论则是解释和描述这些反应的基础。
在化学平衡的酸碱理论中，包括了诸多重要的概念和原理，例如酸碱的定义、酸碱离子的行为、pH值等。
本文将深入探讨这些内容。
1. 酸碱的定义酸碱的定义经过历史上多个阶段的演变，主要有三个主要定义，即：阿伦尼乌斯酸碱理论、布朗酸碱理论和路易斯酸碱理论。
阿伦尼乌斯酸碱理论基于物质在水溶液中的离解程度，酸通常被定义为能够提供H+离子的物质，碱则被定义为能够提供OH-离子的物质。
布朗酸碱理论将酸定义为可以接受电子对的物质，碱定义为可以提供电子对的物质。
路易斯酸碱理论则将酸定义为可以接受电子对的物质，碱定义为可以提供电子对的物质。
2. 酸碱离子的行为酸碱离子在溶液中的行为决定了其酸碱性质的表现。
酸离子通常具有正电荷，并能够给出H+离子。
碱离子则具有负电荷，并能够给出OH-离子。
这些离子在溶液中的浓度以及它们的活性对于酸碱反应的进行至关重要。
3. pH值pH值是描述溶液酸碱性质的重要指标，它表示了溶液中H+离子的浓度。
pH值的计算公式为负对数公式，即pH=-log[H+]，其中[H+]为溶液中H+离子的浓度。
常见的酸性溶液的pH值小于7，而碱性溶液的pH值大于7。
中性溶液的pH值约为7。
4. 酸碱中和反应酸碱中和反应是指酸和碱反应生成盐和水的过程，其特点是酸和碱的摩尔比为1:1，且生成的盐是离子化合物。
这一反应是化学和生物体系中一些重要过程的基础，例如胃酸和胃中和反应。
5. 酸碱滴定反应酸碱滴定是一种常用的实验技术，用于确定溶液中酸碱的浓度。
滴定过程中通过添加已知浓度的溶液来反应沉淀，从而确定待测溶液中酸碱的浓度。
滴定中使用的指示剂的选择非常重要，常用的指示剂有酚酞、溴酚蓝等。
6. 影响酸碱平衡的因素影响酸碱平衡的因素主要有温度、浓度、催化剂等。
温度的变化会改变酸碱反应的速率，浓度的变化则会影响反应的平衡位置。
催化剂可以提高反应速率，但不参与反应本身。
酸碱理论
1963年，皮尔逊提出软硬酸碱理论（HSAB理论） 年 皮尔逊提出软硬酸碱理论（ 理论） 理论
1. 定义 2. 内容
•硬酸：原子体积小，正电荷高，极化性低的特点 ，即外层 硬酸：原子体积小，正电荷高，极化性低的特点 硬酸 电子抓得紧。包括ⅠA ⅡA、ⅢA、ⅢB、 ⅠA、 锕系阳离子； 电子抓得紧。包括ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅢB、镧、锕系阳离子； 较高氧化态的轻d过渡金属阳离子， 较高氧化态的轻d过渡金属阳离子，如Fe3+、Cr3+、Si4+ •软酸：体积大，正电荷低或等于0，极化性高的特点 ，即外 软酸：体积大，正电荷低或等于 ，极化性高的特点 软酸 层电子抓得松，包括较低氧化态的过渡金属阳离子和较重过 层电子抓得松，包括较低氧化态的过渡金属阳离子和较重过 渡金属。 渡金属。如Cu+ Hg+ Cd2+ •硬碱：特点：极化性低，电负性高，难氧化，也就是外层电 硬碱：特点：极化性低，电负性高，难氧化， 硬碱 子抓得紧，难失去， 子抓得紧，难失去，如F- NH3 NO3•软碱：特点：极化性高，电负性低，易氧化， 如 I- H 软碱：特点：极化性高，电负性低，易氧化， 软碱 CO R2S
(路易斯酸 +
• 摆脱了溶剂或离子的限制， 优：摆脱了溶剂或离子的限制，适用于 物质的普遍组分， 物质的普遍组分，被广泛采用
（1.） 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 ★ 配位化合物中的金属阳离子，例如 [Cu(NH3)4]2+中的 3+离子和 2+离子。 中的Fe 离子和Cu 离子。
(3.) 酸碱反应的基本类型
A + :B A—B 配位反应
第一类反应叫配合物形成反应 是最简单的一类路 第一类反应叫配合物形成反应, 配合物形成反应 易斯酸碱反应，或是酸与碱在惰性溶剂中发生的反应， 易斯酸碱反应，或是酸与碱在惰性溶剂中发生的反应， 或是反应物与溶剂本身的反应，或发生在气相的反应： 或是反应物与溶剂本身的反应，或发生在气相的反应：
无机化学-酸碱理论简介
局限性： ① 并非只有含OH-的物质才有碱性（NaCO3，Na3PO4 ）；
② 将酸碱概念局限于水溶液，无法解释非水溶液中的酸 碱行为. 液氨中： NH4+ + NH2- = 2 NH3
（二） 布朗斯特酸碱质子理论 1、酸碱质子理论定义
酸: 反应中能给出质子的分子或离子， 即质子给予体 (proton donor)
作 为 酸 的 H2O 分 子 给 出 质 子 生 成 它 的 共 轭 碱 (Conjugate base) OH–:
H2O
H+ + OH–
作 为 碱 的 NH3 分 子 接 受 质 子 生 成 它 的 共 轭 酸
(Conjugate acid) :
NH3 + H+
NH4
⑤ 酸给出质子的趋势越强，生成的共轭碱越弱，反之亦然； 碱接受质子的趋势越强，生成的共轭酸越弱， 反之亦然。
有密切的关系
7、酸碱质子理论的缺陷 局限于含质子的物质，及有质子转移的反应
（三）、Lewis的酸碱电子理论 1. Lewis的酸碱电子理论的提出
质子理论无法解释:如 SnCl4、AlCl3等的酸碱性行为
2. 理论要点：
路易斯酸 (Lewis acid): 凡可以接受电子对的分子、原 子团、离子为酸（electron pair acceptor）；
5. 酸碱反应的实质
两个共轭酸碱对之间的质子传递过程
反应总是由相对较强的酸和碱向生成相对较弱的酸和 碱的方向进行
强酸强碱 弱酸弱碱
6、酸碱质子理论与酸碱电离理论的主要区别
❖ 质子理论认为，酸和碱并不是彼此孤立的，而是统 一在对质子的共轭关系上
酸碱理论
§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) ++43N H (H N H )2N H -CH 3COOH(l)++32C H H C O O H 或CH 3COO －非质子型溶剂N 2O 4(l) NO + 3N O -COCl 2(l) COCl + Cl －SO 2(l)SO2+23S O -典型的中和反应：NH 4NO 3 + NaNH 2 N H 3(l)NaNO 3 + 2NH 3HClO 4 + CH 3COONa C H 3C O O H (l)NaClO 4 + CH 3COOH [COCl] [AlCl 4] + KCl C O C l 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。
有机化学酸碱理论
NH+4 (aq) H2O(l) = H3O+ (aq) &
Cu(H2O)4 2+
+
H2O(l) = H3O+ (aq) +
Cu(OH)(H2
O)3
+ (aq) 13
布朗斯特酸碱反应可写为如下通式:
HA + A'
A + HA'
显然，布朗斯特酸碱反应是碱A与碱A'争夺质子的
H2O + H2O = H3O+ + OH酸1 碱2 酸2 碱1 • 简写为： H2O = H+ + OH-
18
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+] （SI规定：物理量变量的符号用斜体字书写， 但pH 例外，用正体字母书写）
• 这个理论要求碱必须有OH–基团，但是 NH3这样的物质，虽然没有OH–基团， 但毫无疑问它也是碱。
• Arrhenius 酸碱理论另一个问题是没有 考虑到溶剂（H2O）担当的角色。
3
BrØnstedLowry 酸碱（质子）理论
1 定义 2 共轭酸碱对 3 布朗斯特平衡 4 酸碱性强弱与分子结构的关系
和酸的方向进行
10
按照质子理论的酸碱反应
HOAc + NH3 酸1 碱2
OAc－ + NH4+ 碱1 酸2
H2O + H2O 酸1 碱2
OH－ + H3O+ 碱1 酸2
H2O + Ac－ OH－ + HAc 酸1 碱2 碱1 酸2
化学中的酸碱理论
化学中的酸碱理论酸碱理论是化学中的重要理论之一。
它是指一种化学物质的性质，在水等溶液中表现出产生氢离子（H+）或氢氧根离子（OH-）的特性。
酸和碱是互相对立的，即在化学反应中，酸能够与碱发生反应，产生盐和水等物质。
以下将从酸和碱的定义、酸碱的观念和酸碱理论的应用等方面详细探讨。
一、酸和碱的定义在化学中，酸和碱的定义有不同的观点。
其中常见的几种如下：1.布林斯特酸碱理论(Brønsted-Lowry acid-base theory)：它较为广泛地应用于有机及无机化学中。
酸是指能够提供质子的物质，碱是指能够接受质子的物质。
例如，氢离子（H+）是一种酸，氨气（NH3）是一种碱。
2.路易斯酸碱理论(Lewis acid-base theory)：酸是指能够接受电子对的物质，碱是指能够提供电子对的物质。
例如，铝离子（Al3+）是一种酸，氢氧根离子（OH-）是一种碱。
3.皮尔斯酸碱理论(Pearson acid-base theory): 酸和碱之间的反应是基于硬度(hardness)和软度(softness)的概念，不同的酸碱对有不同的硬度和软度。
例如，硬酸可以与硬碱相结合，而软酸可以与软碱相结合。
二、酸碱的观念酸碱反应最初主要指在溶液中的化学反应。
在酸性溶液中，会观察到产生水和离子的化学反应，其中酸能够产生H+离子。
而在碱性溶液中，会呈现与酸性溶液相似的反应，只是反应生成的离子是OH-离子。
实际上，这种反应是基于物质本身的结构决定的。
另外，还有一些物质虽然不是传统意义上的酸和碱，但仍然可以对水产生影响。
例如，盐、氧化剂、还原剂等都可以影响水中H+离子和OH-离子的浓度，从而影响PH值。
三、酸碱理论的应用酸碱理论在生活和工业中有着广泛的应用。
在生活中，酸碱指标已经成为测量水质和食品等的标准之一。
例如，食品酸碱度的测量可以判断是否符合食品安全标准，而水的酸碱度测量则可以判断是否适用于饮用。
此外，酸性和碱性物质可以用于家庭清洁剂和化妆品。
酸碱理论
%
0.948 1.32
电离平衡的计算 一元弱酸 弱酸电解质在水溶液中只有一部分电离， 弱酸电解质在水溶液中只有一部分电离 ， 始终存在 着分子与离子之间的电离平衡， 着分子与离子之间的电离平衡 ， 电离常数与电离度有 如以下数量关系？ 为例， 如以下数量关系？以HAc为例，其电离方程式为： 为例 其电离方程式为：
正向进行，强酸完全电离。 正向进行，强酸完全电离。 H3O+ + Ac－ 逆反应： 逆反应：中和反应 碱性： 碱性： Ac－ > H2O
逆向进行，中和程度大，电离程度小(部分电离 部分电离)。 逆向进行，中和程度大，电离程度小 部分电离 。 进行
2、中和反应与自偶电离 、 OH- + H3O+ 正反应： 正反应： 酸碱中和 酸 性： H3+O >> H2O H2O + H2O 逆反应： 逆反应：自偶电离 碱 性：OH- >> H2O
即共轭酸碱对的K 互成反比， 即共轭酸碱对的 aθ 、 Kbθ 互成反比 ， 弱酸的 酸性越强(K 越大)，其共轭碱的碱性越弱( 酸性越强 aθ越大 ，其共轭碱的碱性越弱 Kbθ 越小)。 越小 。
注意: 注意:
K iθ
1、 Kaθ、 Kbθ是一种平衡常数 Kiθ值越小，电离程度愈 、 是一种平衡常数, 值越小， 电解质越弱。 小，电解质越弱。 2、 与所有的平衡常数一样，决定于体系的本质，与温 、 与所有的平衡常数一样，决定于体系的本质， 度有关，与浓度无关。 度有关，与浓度无关。 3、 可以通过实验测定，亦可通过热力学数据计算。 、 可以通过实验测定，亦可通过热力学数据计算。 电离度 (α)。 。 HAc
(路易斯酸 +
常见的路易斯酸 1.配位化合物中的金属阳离子，例如[Fe(H2O)6]3+ 配位化合物中的金属阳离子，例如 配位化合物中的金属阳离子 中的Fe 离子和Cu 离子。 和[Cu(NH3)4]2+中的 3+离子和 2+离子。 2.有些分子和离子的中心原子尽管满足了 电子 有些分子和离子的中心原子尽管满足了8电子 有些分子和离子的中心原子尽管满足了 结构， 结构，仍可扩大其配位层以接纳更多的电子对 是个路易斯酸，可结合2个 。如 SiF4 是个路易斯酸，可结合 个F–的电子 对形成 [SiF6]2–。
第一节酸碱理论概述ppt课件
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
酸碱理论
6
2、定量 、
衡量酸(碱 强弱的尺度 强弱的尺度—— 衡量酸 碱)强弱的尺度 酸(碱)的解离常数 碱 的解离常数 酸在水中给出质子的能力用质子转移平衡常数的大小 来表示. 来表示. 越大， Ka 越大，酸越强 碱的接受质子能力则由其加合质子反应平衡常数 的大小来衡量. 的大小来衡量.
Kb 越大，碱越强 越大，
第三章 酸碱反应
酸碱理论概述 酸碱平衡中有关浓度的计算 缓冲溶液
1
三、酸碱质子理论
1923年丹麦化学家布朗斯特(J.N.Brönsted)与英 年丹麦化学家布朗斯特( 国化学家劳莱( 国化学家劳莱(T.M.Lorry) 提出了酸碱质子理论 ）、酸碱质子理论 （一）、酸碱质子理论 凡是能够给出质子（ 的物质（ 1、酸：凡是能够给出质子（H+）的物质（包括 分子和离子）都是酸； 分子和离子）都是酸； 例： HAc → H+ + Ac酸 碱 NH4+ → H+ + NH3 酸 碱 2、碱：凡是能够接受质子的物质都为碱。 凡是能够接受质子的物质都为碱。 、 例： NH3 + H+ → NH4+ Ac- + H+ → HAc 碱 酸
a = γ .c
= a c
γ
15
意义：活度系数衡量活度与浓度的差异。 意义：活度系数衡量活度与浓度的差异。表示了 离子间力对化学作用能力影响的大小， 离子间力对化学作用能力影响的大小，也 是衡量溶液偏离理想溶液的尺度. 是衡量溶液偏离理想溶液的尺度.
通常γ ≤1。 。
(1)在较稀的弱电解质或极稀的强电解质溶液中 离子的总浓度很 在较稀的弱电解质或极稀的强电解质溶液中,离子的总浓度很 在较稀的弱电解质或极稀的强电解质溶液中 离子间力很小， 接近于1，可认为a 低，离子间力很小，γ接近于 ，可认为 = c。 。 (2)在一般的强电解质溶液中，离子的总浓度很高，离子间 在一般的强电解质溶液中，离子的总浓度很高， 在一般的强电解质溶液中 力较大， 就小于1，因此活度就小于浓度。在这种情况下， 力较大，γ 就小于 ，因此活度就小于浓度。在这种情况下， 严格地讲，各种平衡常数的计算就不能用离子的浓度， 严格地讲，各种平衡常数的计算就不能用离子的浓度，而应 用活度 。 (3)中性分子活度系数γ近似等于 。 中性分子活度系数 近似等于1。
化学第三节酸碱理论
(三) 酸碱的强弱关系
*
在具有共轭关系的酸碱对中，它们的强度是相互制约的。酸强，其共轭碱就弱；酸弱，其共轭碱就强。
1
另外，一种物质显示酸碱性的强弱，除了与其本性有关外，还与反应对象(或溶剂)的性质有关。
2
(三)、酸碱的强度
一、酸碱质子理论
*
基本概念 凡能给出质子(H+)的物质都是酸，凡能接受质子的物质都是碱。即酸是质子给予体，碱是质子的接受体。
酸和碱不是孤立的，酸给出质子后所余下 的部分就是碱，碱接受质子后即成为酸。
HCl
H+ + Cl -
HAc
H+ + Ac -
酸
H+ + 碱
酸与碱的关系可用下式表示为
NaCN → Na+ + CN-
*
电荷均衡式为：
[Na+]+[H+]=[OH-]+[CN- ]
∵ [Na+]=c
∴ c + [H3O+]=[OH-]+[CN- ]
01
02
质子均衡式为：
*
[H+]总＝ [H+]HAc+ [H+]H2O [H+]=[Ac-]+[OH-] 质子均衡(PBE): 质子均衡是指酸碱反应达到平衡时，酸失去的质子数等于碱得到的质子数。
例
计算0.100mol·L-1NaAc溶液的pH值。已知 Ka(HAc)=1.74×10-5
[H+]=Kw/[OH-]=10-14/(7.58×10-6) pH = 8.88
酸碱理论
酸碱理论阐明酸、碱本身以及酸碱反应的本质的各种理论。
在历史上曾有多种酸碱理论，其中重要的包括：阿伦尼乌斯酸碱理论——酸碱电离理论，布朗斯特-劳里酸碱理论——酸碱质子理论，路易斯酸碱理论——酸碱电子理论，酸碱溶剂理论，软硬酸碱理论。
最早提出酸、碱概念的是英国R.玻意耳。
法国A.L.拉瓦锡又提出氧是所有酸中普遍存在的和必不可少的元素，英国H.戴维以盐酸中不含氧的实验事实证明拉瓦锡的看法是错误的，戴维认为：“判断一种物质是不是酸，要看它是否含有氢。
”这个概念带有片面性，因为很多有机化合物和氨都含有氢，但并不是酸。
德国J.von李比希弥补了戴维的不足，为酸和碱下了更科学的定义：“所有的酸都是氢的化合物，但其中的氢必须是能够很容易地被金属所置换的。
碱则是能够中和酸并产生盐的物质。
”但他不能解释为什么有的酸强，有的酸弱。
这一问题为瑞典S.A.阿伦尼乌斯解决。
一、阿伦尼乌斯酸碱理论在阿伦尼乌斯电离理论的基础上提出的酸碱理论是：“酸、碱是一种电解质，它们在水溶液中会离解，能离解出氢离子的物质是酸；能离解出氢氧根离子的物质是碱。
”由于水溶液中的氢离子和氢氧根离子的浓度是可以测量的，所以这一理论第一次从定量的角度来描写酸碱的性质和它们在化学反应中的行为，指出各种酸碱的电离度可以大不相同，有的达到90％以上，有的只有1％，于是就有强酸和弱酸；强碱和弱碱之分。
强酸和强碱在水溶液中完全电离；弱酸和弱碱则部分电离。
阿伦尼乌斯还指出，多元酸和多元碱在水溶液中分步离解，能电离出多个氢离子的酸是多元酸；能电离出多个氢氧根离子的碱是多元碱，它们在电离时都是分几步进行的。
这一理论还认为酸碱中和反应乃是酸电离出来的氢离子和碱电离出来的氢氧根离子之间的反应：H+＋OH- ===H2O阿伦尼乌斯酸碱理论也遇到一些难题，如：①在没有水存在时，也能发生酸碱反应，例如氯化氢气体和氨气发生反应生成氯化铵，但这些物质都未电离。
②将氯化铵溶于液氨中，溶液即具有酸的特性，能与金属发生反应产生氢气，能使指示剂变色，但氯化铵在液氨这种非水溶剂中并未电离出氢离子。
酸碱理论的基本概念
酸碱理论的基本概念酸碱理论是化学领域中极其重要的一部分，广泛应用于工业生产、生物化学、医学和环保等领域。
在本文中，我们将着重介绍酸碱理论的基本概念和相关知识。
1. 酸碱的基本定义在化学中，酸和碱是指化合物或物质具有的性质。
酸是电子受体，而碱是电子给体。
当酸和碱相遇时，它们会互相作用发生化学反应，形成盐和水。
这个过程称为酸碱中和反应。
2. pH的概念pH是一个用来表示溶液酸碱程度的指标。
它的值一般在0-14之间。
当pH值小于7时，溶液被认为是酸性的；当pH值大于7时，溶液被认为是碱性的；当pH值等于7时，溶液被认为是中性的。
3. 酸的特性酸具有以下性质：(1) 味道酸，通常让人感觉刺鼻。
(2) 与碱反应会产生盐和水。
(3) 可以与一些金属产生反应。
(4) 导电性较强。
(5) 可以酸解碱。
(6) 可以与非金属元素发生反应，例如与氧气反应产生二氧化碳和水。
4. 碱的特性碱具有以下性质：(1) 味道涩。
(2) 与酸反应会产生盐和水。
(3) 导电性较强。
(4) 会与水产生化学反应，在水中形成氢氧化物。
(5) 可以碱解酸。
5. 可测定pH值的方法可以使用酸碱指示剂(如酚酞、溴酚蓝等)来测定溶液的酸碱性质。
当酸和碱混合时，指示剂会改变颜色。
也可以使用pH计来测定溶液的pH值。
常用的pH计是表现数字形式的数字式pH计，或是以指针形式展示的指针式pH计。
总之，酸碱理论是化学学科中极为重要的分支。
了解酸碱的基本概念和特性，对我们掌握化学知识，理解化学过程，解决实际问题都有很大的帮助。
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= log[B1H+]/[B1]
假如弱碱B1和B2具有相同电荷及类似结构， 那么：
B1/B1H+
pKa1
B2/B2H+ 0 - log[B2H+]/[B2]
= log[B1H+]/[B1]
logB1H+B2/B1B2H+
- pKa2
Hammett提出，在一个强酸性水溶液中， 尽管不同碱及其共轭酸是不同的，活度系数 项aH+B1/B1H+只是一个与介质酸度有关的参 数，对一系列结构类似的弱碱B，其值基本 不变。鉴此定义：
CH3I + Br-
Ph3C+ + H2O Dehydration CH3COO- + H2O Reaction
Acid-Base
Brö nsted酸的酸度测定
HA + H2O Ka = Ka A- + H3O+ [A-][H3O+] [HA][H2O]
• 质子能与多分子水作用，与第一分子水作用的 溶剂化能为165 kcal/mol;第二分子为36 kcal/mol，直至第八分子水。
Franklin 溶剂论
• 凡能电离产生与溶剂相同的正离子(SH2+) 的物质为酸；能电离产生与溶剂相同的 负离子(S-)的物质为碱；酸与碱发生中和 反应生成中性溶剂分子(SH)。 • 溶剂论扩大了酸碱概念范围，但缺陷是 仍把酸碱的概念范围限制在溶剂内，未 能从物质的内在酸碱性质进行说明。该 理论影响不如离子论。
B ho = BH+
a+
H
[BH+] = Ka [B]
Ho = - logho = - logKa[BH+]/[B] = pKa + log[B]/[BH+]
Ho被称为酸度函数
为了测定不同浓度H2SO4水溶液的酸度 函数值，Hammett成功地选择了系列取代 苯胺为弱碱，通过UV测出该碱B在这一介 质中的浓度，由于苯胺的pKa值可以在水中 测出，所以由上式可以算出不同浓度H2SO4 水溶液的Ho值。同时，还测定出了不同取代 苯胺共轭酸的pKa值。 当溶液的浓度很低时，此时各活度系数 接近于0，此时Ho值与溶液的pH值几乎相 同。
Breslow等建立了一套电化学法测定extremely Weak acids的方法。
R H R. H. Gi R- + H+ G2 G1 R- + H .
GDo(R-H) +
Gi
GDo(R-H) + G1 + G2
G1由电解RBr或RI测定； G2以Ph3CH (pKa 31.5)为标准测定， GDo为键离解 能。
1) Relative Strengths of Acids Stronger Than the Conjugate Acid of a Solvent Cannot Be Determined in the Solvent; 2) Relative Strengths of Bases Stronger Than the Conjugate Base of a Solvent Cannot Be Determined in the Solvent;
Conant、Wheland和McEWen在1930s开始了 弱酸酸性的测定。许多有机化合物与烷基钠或 钾可以在醚或苯中形成下述平衡： - + R1H + R2-M+ R1 M + R2H
而通常酸的解离平衡常数由下式表示：
R1-
+ R2H
R1H +
R2
因此，只有当离子对R1-M+和R2-M+的解离常 数相同时，上述平衡才能反映出它们的pKa 值的差别。
这是因为强酸或强碱易与溶剂分子形成酸碱 平衡反应，平衡大大偏向形成溶剂酸(SH2+) 或溶剂碱(S-)的方向。
Strengths of Weak Brö nsted Bases
• 在许多有机反应中，常常需要酸进行催化。这 些反应物度表现为弱Brö nsted 碱。例如，在醇 的脱水、醚键的断裂、及烯烃的加成等反应中， 醇、醚和烯烃都表现为弱碱。但是，这些碱因 碱性太弱，无法在水中测出它们的pKa值。 • Hammett等1932年提出了在强酸性水溶液中测 定弱碱的定量方法，并提出了酸度函数 (Acidity Function) 的概念。
第二章
酸碱概念的近期发展
酸与碱
• • • •
Arrhenius水-离子论(1889) Franklin溶剂论(1905) Brö nsted质子论(1923) Lewis电子论(1923)
Arrhenius 水-离子论
• 凡在水中能电离产生质子(H+)的物质为 酸；产生氢氧根负离子的为碱；酸与碱 发生中和反应生成盐和水。 • 离子论的缺陷是把酸碱的概念范围限制 在水溶液，且不包括那些不产生H+和 HO-的物质，如EtO-, R3N等。
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45
影响酸碱强度的主要因素
• • • • • • 取代基电子效应 立体效应 周期表中的位臵 杂化轨道 氢 键 溶剂化效应
1. 诱导效应可分为静态和动态二种，前者指分 子内本身存在的诱导；后者指某个外来分子 接近该分子时引起分子电子云的改变。 表现为-I (拉) 效应的取代基主要有X、-N+R3、 NO2、CN、CO2R、COR、OH、Ph、NO、 CH=CH2和炔基。 同一族自上向下-I 减弱：F>Cl > Br > I; 同类基团中带正电荷、偶极或不饱和度大的 基团，-I 较大： -N+R3 > NO2 > NO > NR2; 炔基>烯基>烷基；羰基>烯基；等等
+
Ka
B2H+
pKa(B2H+) = log[B2H+]/[B2] - log B2aH+/B2H+
pKa(B1H+)
- pKa(B2H+) = log[B1H+]/[B1] log[B2H+]/[B2] + log B2/B2H+ - log B1/B1H+ - log[B2H+]/[B2] + logB1H+B2/B1B2H+
CH3OH + H2SO4 CH3OH + NH2-
CH3OH2+ + HSO4CH3O- + NH3 CH3COO- + H3O+ CH3COOH2+ + HSO4CH3COCH2- + C2H5OH conjugate base
CH3COOH + H2O CH3COOH + H2SO4 CH3COCH3 + C2H5Oconjugate acid
ArSO3H CH(CN)3 H3O+ RCO2H ArSH (CH3CO)2CH2 NH4+ ArOH
-6.5
-5
-1.74
3-5
7
9
9.3
10
R2CHNO2 R3NH+ RSH CH2(CN)2 CH3COCH2CO2R CH2(SO2R)2
10
10
10
11
11
12
CH2(CO2R)2 H2O
1）利用溶剂体系H2O-DMSO+少量Me4N+OH或MeOH-DMSO+MeONa，选择弱酸性指示 剂，可以测出DMSO含量不同的介质的酸度 函数H-。再由H-可以测定出pKa值< 31的RH 的酸度。随着DMSO%增加，体系的H-增大。 2）利用高压质谱或离子回旋共振加速仪(Ion cyclotron resonance)可以测定一些酸性很弱 的有机酸的气相酸度。该酸度值与键离解能 直接相关。
Bordwell等已经建立了一套在DMSO中测定的 酸度。DMSO的介电常数为47(78.5 for H2O)， pKa为35.1。因此，可以测定pKa值< 31的RH 化合物的酸性。该方法测得的结果比在环己胺 中的更接近于在水中测得的结果。但是，由于 DMSO更易对易极化负离子进行溶剂化，所以
Brö nsted 质子论
• 凡能电离产生质子(H+)的物质为酸；凡能与质 子(H+)结合的物质即为碱。 An acid is a proton donor. A base is a proton acceptor. • 一种酸释放出质子后产生的物质因其能够与质 子结合，故为碱；同理，一种碱结合质子后产 生的物质因其能够释放质子，故为酸。因此， 质子论又被称为共轭酸碱理论(Conjugate Acid-Base Theory)
HA + pH2O Ka =
A
Ka
A- + H+(H2O)p
2
a - a +(H O)p a
H HA
a - = -[A ]
A A -
式中a为活度，为Activity Coefficient
Ka = [A-][H3O+] [HA][H2O] =
A
- +(H O)p
H 2 HA
- +(H O)p
Strengths of Weak Brö nsted Acids
• • • • • 离子对酸度（Ion-pair acidity） Acidity in DMSO 酸度函数（Acidity Function Method） 气相酸度（Gas-phase Acidity） 电化学技术（Electrochemical Technology）
Streitwieser等利用环己胺为溶剂，环己胺铯 为碱，形成RH化合物的共轭碱，测定了pKa 值< 38的一些RH化合物的酸性。环己胺的 pKa值约为41.6。