4.1酸碱质子理论与酸碱平衡PPT.ppt

;1. 经典酸碱理论：;2. 酸、碱质子理论（现代酸碱理论）：;酸碱举例;1． 酸碱可以是阳离子、阴离子、中性分子及两性物质，有些物质既可作为酸，也可作为碱。 2． 酸和其释放质子后形成的质子碱形成共轭酸碱对，如NH4+和NH3 及HA c和 Ac- 。 3． 质子酸酸性越强，共轭碱碱性越弱。;（3）酸碱反应的实质——质子传递; 根据”酸碱质子理论”，”阿仑尼乌斯电离学说”的酸碱电离,酸碱中和,盐的水解,都可以归结为”质子传递反应”. ┌─H+ HAc + H2O = Ac- + H3O+ H3O+ + OH- = H2O + H2O H2O + Ac- = OH- + HAc 酸1 碱2 碱1 酸2 ;（4）“区分效应”和“拉平效应”;2、同一酸（或碱），在不同溶剂中可表现出不 同的酸性（或碱性） ;例3：HAc是下列酸的区分试剂。 ;1、优点： （1）扩大了酸、碱范围，不局限于水溶液体系 （2）把阿仑尼鸟斯理论中的电离、中和、盐的水解统一为“质子传递反应”。 ;3 .酸碱电子理论 (Lewis酸碱电子理论 )：; 布朗斯特酸碱概念的核心系于分子或离子间的质子转移，显然无法对不涉及质子转移、但却具有酸碱特征的反应做解释。这一不足在布朗斯特概念提出的同年由美国化学家路易斯提出的另一个更广的酸碱概念所弥补，但后者直到20世纪30年代才开始在化学界产生影响。;1. 定义;2. 路易斯酸的分类; ★ 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–。 ;酸碱理论小结：;二 . 水溶液的酸碱性;相应的浓度平衡常数为： ;令 ;三、酸碱平衡与酸碱的相对强度：;;共轭酸碱对Ka?与Kb?的关系：;Ac-电离： ;普遍地，对于共轭酸碱对：;Ka? ＞ 1 强酸 （碱） =1 ~ 10 -3 中强酸 （碱） ＜ 10 -4 ~ 10 -7 弱酸 （碱） ＜ 10 -7 极弱酸 （碱） 对于指定的酸（碱），K 只与温度和溶剂有关，而与酸（碱）溶液的起始浓度无关。 ;2. 溶液的酸碱性及pH标度;pH标度;例：某水溶液中[H+]=3.0×10-10mol?dm-3,求其pH值。 ; 室温下： pH = 7.0 溶液呈中性  pH 7.0 溶液呈酸性  pH 7.0 溶液呈碱性 同样，定义 pOH = -lg [OH-] 由于水溶液中： 两边取负对数： ;下面是一些“溶液”的pH值 ;电解质在溶液中因溶剂的作用而离解为带正、负电荷的质点——正、负离子，称为“电离”(ionization)。 溶液中电解质只是部分电离： 电解质分子 = 阳离子 + 阴离子 电离的百分率称为“解离度”;定义：即电离平衡时电解质已电离部分占总量的百分比。 ;;例：298K，Ka (HAc)=1.76×10-5 ;K —α关系 即K r与转化率的关系 例1：求0.10mol?dm-3 HAc溶液的pH和电离度 (298 K, Ka = 1.8 ?10 -5)。;（2）用近似公式: c / Ka =5682 ? 400 Ka = X2 / 0.10 得：;例 计算下列各浓度的HAc溶液的[H]+ 和电离度 （1）0.1 mol dm-3 (2) 1.0 ? 10-5 mol dm-3 ;2.活度（Activity,a）;式中，0.509是理论;3.影响电离平衡的因素;;例 HAc+NaAc溶液 ;例：把NaAc(s)加到 ;Ka = 1.76 ? 10-5 = (1.0x)/0.1－x X = [H+] = 1.76 ? 10-6 ?= X / c酸 ? 100% =1.76 ? 10-6/ 0.10 ? 100% = 0.00176% 对比未外加NaAc: x2/0.1-x = Ka ca/K ? 400， 0.1-x ? 0.1 [H]+ ＝ 1.3 ? 10-3 mol dm-3