(无机化学同济版)第7章酸碱反应
62页1、1 第 7 章 酸碱反应 2 在化学平衡及其移动原 理和阿仑尼乌斯电离理论 的基础上,着重讨论水溶 液中弱电解质的解离平衡 。 主要内容 3 7.1 酸碱理论的发展 7.2 弱酸、弱碱的解离平衡 7.3 同离子效应、盐效应和缓冲溶液 本章目录 4 一、酸碱电离理论 早期对酸碱的认识(1663年) 酸:有酸味、能使蓝色石蕊变成红色 碱:有涩味、滑腻感、使红色石蕊变蓝 酸、碱能相互反应,反应后各自性质消失 5 人们试图从组成上定义酸: 1777年,法国化学家A.L. Lavoisier提出所有酸都含有氧元素; 事实:盐酸HCl不含有氧元素! 1810年,英国化学家S.H. Davy指出,酸中的共同元素是氢! 1884年,瑞典化学家S. Arrhenius根据电解质溶液理论,定义了 酸和碱,提出酸碱电离理论! 6 酸碱的电离理论(1884年) Arrhenius酸碱电离理论认为: 酸是在水溶液中产生的阳离子只是 H+的化合物; 碱是在水溶液中产生的阴离子只是 OH的化合物; 酸碱的相对强弱可根据在水溶液中解离的H+和OH 程度来衡量 Svante August Arrhenius 瑞典化学家
2、 酸碱中和反应实质是H+和OH-结合生成H2O的反应 7 Arrhenius电离理论的优点: 首先赋予酸碱科学的定义,成功地解释了一 部分含有H+或OH-的物质在水溶液中的酸碱性。 Arrhenius电离理论的局限: 把酸碱局限于水溶液中,在非水体系和无水体系 下,电离理论无法适用。如:无水HCl是不是酸。 把碱限于氢氧化物。无法解释NH3的碱性。 8 二、酸碱质子理论(1923年) Brnsted-Lowry酸碱质子理 论认为: 酸:凡能给出质子酸:凡能给出质子(H(H + + ) )的分子或离子的分子或离子 酸的强度用给出质子的能力来量度 Brnsted J N 丹麦物理化学家 碱:凡能接受质子碱:凡能接受质子(H(H + + ) )的分子或离子的分子或离子。碱的强度用 接受质子的能力来量度 如 HCl、HAc、NH4+、H3O+、H2PO4 如 Cl、NH3、OH、Ac、HPO42 9 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。 酸质子+碱酸与碱的关系可表示为 HCl H+ + Cl HAcH+ + Ac H2CO3 H+ + HCO3 HCO3H
3、+ + CO3 H2O H+ + OH 如 NH4+ H+ + NH3 H2PO4 H+ + HPO42 酸碱 一种酸释放一个质子后形成其 共轭碱 (conjugated base),或者 说一种碱结合一个质子后而形成 其共轭酸(conjugated acid),酸 比其共轭碱多一个质子。 这些关系式称为酸碱半反应 (half reaction of acid-base)式。 酸碱半反应两边的酸碱物质称 为共轭酸碱对(conjugated pair of acid-base) 。 10 酸碱质子理论的优缺点: 与电离理论相比,酸碱质子理论 扩大了酸碱的含义和酸碱反应的范围 ,摆脱了酸碱必须在水中发生的局限 性,解决了一些非水溶剂或气体间的 酸碱反应; 电 离 论 质 子 论 酸碱质子理论只限于质子的放出和接受,所以 必须含氢,这不能解释不含氢的一类化合物的反应 。 11 Arrhenius酸碱电离理论 12 水的解离反应 Kw-水的离子积常数(简称“水的离子积” ) 纯水或稀溶液中 H2O(l) H+(aq) + OH-(aq) 一、水的解离和溶液酸碱性 c(H+)/c c(OH)/c
4、 =c(H+) c(OH)=Kw 不受溶液浓度的影响,与温度有关。 离子平衡都是在水溶液中建立的 ; 水溶液的酸碱性取决于溶质和水的电离平衡。 13 表7.1 不同温度下水的离子积常数 温度 H 0 T/KKW 3735.5110-13 3235.4710-14 2981.0110-14 2936.8710-15 2731.1510-15 KW 14 溶液的pH和酸碱性 25的纯水中 H2O H+ + OH 中性溶液中 c(H+) = c(OH) = 1.0107 molL1 酸性溶液中 c(H+) 1.0107 molL1 c(OH) 碱性溶液中 c(H+) 1.0107 molL1 c(OH) T一定,平衡时c(H+)/cc(OH)/c=Kw H+或OH-离子浓度的改变,会引起水的解离平衡发生移动; 而溶液的酸碱性就取决于溶液中H+和OH-浓度的相对大小。 15 两边取负对数得pH + pOH = pKw = 14 c(H+)/cc(OH-)/c = Kw = 1.010-14 pH= lg c(H+)/c 类似的:pOH= lg c(OH)/c pH的定义:溶液中H+浓度的负对数
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