酸堿平衡

1、第五章酸堿平衡5.1酸堿質子理論酸堿的電離理論（阿累尼烏斯電離理論）：在水溶液中電離時產生的陽離子全部是H離子的化合物叫酸；在水溶液中電離時生成的陰離子全部是OH離子的化合物叫堿。氨是堿、氯化氫是酸，這是大家所熟知的。然而它們在苯中并不電離，它們之間卻能相互反應生成氯化銨。這樣的一些事實電離理論解釋不了。1923年丹麥化學家J.N.Bronsted和英國化學家T.M.Lowry同時獨立的提出了酸堿質子理論。所以質子理論又稱Bronste

2、dLowry酸堿理論。酸堿質子理論：凡能給出質子的分子或離子稱為酸。例如：HCl→HCl（酸）（堿）NH4HNH3（酸）（堿）[Fe(H2O)6]3H[Fe（OH）(H2O)5]2（酸）（堿）HSO4HSO4（酸）（堿）HCl、NH4、[Fe(H2O)6]3、HSO4都能給出質子，它們都是酸。酸可以是分子、陰離子或陽離子。凡能接受質子的分子或離子稱為堿。堿也可以是分子、陰離子和陽離子。例如上述酸水溶液中，Cl、NH3、[Fe（OH）(H

3、2O)5]2、SO42是堿。質子理論強調酸與堿之間的相互關系，酸給出質子后余下的那部分就是堿，堿接受質子后就變成為酸。酸和堿不是孤立存在的，而是相互聯系，酸堿之間的這種依賴關系稱為共軛關系?？杀硎緸樗帷鶫堿式中左邊的酸是右邊堿的共軛酸，而右邊的堿是左邊酸的共軛堿，相應的一對酸堿被稱為共軛酸堿對。每一個酸（或堿）要表現出它的酸（或堿）性必須有另一個堿（或）酸同時存在。酸溶液中，溶劑作為堿存在；堿溶液中，溶劑作為酸存在。酸堿質子理論認為：酸

4、堿解離（電離）反應是質子轉移反應。在水溶液中酸堿的電離是質子轉移反應。如HF在水溶液中的解離，HF給出H后，成為其共軛堿F：而H2O接受H生成其共軛酸H3O。實際上HF在水溶液中的解離反應是由給出質子的半反應和接受質子的半反應組成的，每一個酸堿半反應中就有一對共軛酸堿對?？煞謩e以側標（1）和（2）表示：反應實質：HF（aq）HF（aq）酸（1）堿（1）H（aq）H2OH3O（aq））堿（2）酸（2）HF（aq）H2O（l）H3O（aq）

5、F（aq）自身解離平衡可表示為：H2O（l）H2O（l）H3O（aq）OH（aq）酸1堿2酸2堿1簡寫為H2O（l）H（aq）OH（aq）該解離反應很快達到平衡，平衡時H3O和OH的濃度很小。水的解離反應反應的標準平衡常數表達式為（51a）通常簡寫為（51b）稱為水的離子積常數，下標表示水。的意義為：一定溫度時，水溶液中和、]之積為一常數，或者說水溶液不論是酸性或堿性，H與OH離子同時存在，且二者的濃度互成反比。25℃時，。在稀溶液中，

6、水的離子積常數不受溶質濃度的影響，但隨溫度的升高而增大。水的解離是比較強烈的吸熱反應。根據平衡移動原理，不難理解水的離子積隨溫度升高會明顯地增大（表52）5、2、2溶液的PH氫離子或氫氧根離子濃度的改變能引起水的解離平衡的移動。在純水中，=；如果在純水中加入少量的HCl或NaOH形成稀溶液，和將發(fā)生改變。達到新的平衡時，≠；但是，只要溫度保持不變，仍然保持不變。若已知，可根據式（51）求得；反之亦然。溶液中，H3O濃度或OH濃度的大小反

7、映了溶液酸堿性的強弱。一般稀溶液中和范圍在（101～1014）之間。與是相互聯系的，水的離子積常數正表明了二者間的數量關系。根據它們的相互聯系可以用一個統一的標準來表示溶液的酸堿性。在化學科學中，通常習慣于以的負對數來表示其很小的數量級。即pH＝－lg與pH對應的還有pOH，即pOH=－lg25℃時，在水溶液中，將等式兩邊分別取負對數，得14令則pH是用來表示水溶液酸堿性的一種標度。pH愈小，愈大，溶液的酸性愈強，堿性愈弱。溶液的酸堿性

8、與，pH的關系可概括如下：酸性溶液＞1107molL＞，pH＜7＜pOH中性溶液=1107molL=，pH=7=pOH堿性溶液＜1107molL＜，pH＞7＞pOHpH僅使用于表示、濃度在1molL以下的溶液的酸堿性。如果﹥1molL.則pH﹤0：﹥1molL.則pH﹥14。在這種情形下，就直接寫出、的濃度。只要確定了溶液中的H3O濃度，就能很容易地計算pH。實際應用中是用pH試紙和pH計測定溶液的pH，再計算H3O或OH濃度。例題51