酸堿平衡

1、第五章酸堿平衡5.1酸堿質(zhì)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(chǎn)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(yīng)生成氯化銨。這樣的一些事實(shí)電離理論解釋不了。1923年丹麥化學(xué)家J.N.Bronsted和英國化學(xué)家T.M.Lowry同時獨(dú)立的提出了酸堿質(zhì)子理論。所以質(zhì)子理論又稱Bronste

2、dLowry酸堿理論。酸堿質(zhì)子理論：凡能給出質(zhì)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(zhì)子，它們都是酸。酸可以是分子、陰離子或陽離子。凡能接受質(zhì)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(zhì)子理論強(qiáng)調(diào)酸與堿之間的相互關(guān)系，酸給出質(zhì)子后余下的那部分就是堿，堿接受質(zhì)子后就變成為酸。酸和堿不是孤立存在的，而是相互聯(lián)系，酸堿之間的這種依賴關(guān)系稱為共軛關(guān)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(yīng)的一對酸堿被稱為共軛酸堿對。每一個酸（或堿）要表現(xiàn)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(zhì)子理論認(rèn)為：酸

4、堿解離（電離）反應(yīng)是質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應(yīng)。在水溶液中酸堿的電離是質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應(yīng)。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(shí)際上HF在水溶液中的解離反應(yīng)是由給出質(zhì)子的半反應(yīng)和接受質(zhì)子的半反應(yīng)組成的，每一個酸堿半反應(yīng)中就有一對共軛酸堿對?？煞謩e以側(cè)標(biāo)（1）和（2）表示：反應(yīng)實(shí)質(zhì)：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(yīng)很快達(dá)到平衡，平衡時H3O和OH的濃度很小。水的解離反應(yīng)反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)表達(dá)式為（51a）通常簡寫為（51b）稱為水的離子積常數(shù)，下標(biāo)表示水。的意義為：一定溫度時，水溶液中和、]之積為一常數(shù)，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(shù)不受溶質(zhì)濃度的影響，但隨溫度的升高而增大。水的解離是比較強(qiáng)烈的吸熱反應(yīng)。根據(jù)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(dá)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(jù)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(qiáng)弱。一般稀溶液中和范圍在（101～1014）之間。與是相互聯(lián)系的，水的離子積常數(shù)正表明了二者間的數(shù)量關(guān)系。根據(jù)它們的相互聯(lián)系可以用一個統(tǒng)一的標(biāo)準(zhǔn)來表示溶液的酸堿性。在化學(xué)科學(xué)中，通常習(xí)慣于以的負(fù)對數(shù)來表示其很小的數(shù)量級。即pH＝－lg與pH對應(yīng)的還有pOH，即pOH=－lg25℃時，在水溶液中，將等式兩邊分別取負(fù)對數(shù)，得14令則pH是用來表示水溶液酸堿性的一種標(biāo)度。pH愈小，愈大，溶液的酸性愈強(qiáng)，堿性愈弱。溶液的酸堿性

8、與，pH的關(guān)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(shí)際應(yīng)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