第五章 电离平衡和酸碱理论
§本章摘要
<font color="#.强电解质的电离
<font color="#.弱电解质的电离平衡
　　　　　
<font color="#.盐类的水解
<font color="#.酸碱理论的发展
§4.酸碱理论的发展
　　最初阶段人们从性质上认识酸碱， 酸:使石蕊变红，有酸味； 碱:使石蕊变蓝，有涩味。当酸碱相混合时，性质消失。
当氧元素发现后，人们开始从组成上认识酸碱，以为酸中一含有氧元素；盐酸等无氧酸的发现，又使人们认识到酸中一定含有氢元素。
　　Arrhenius 的电离学说，使人们对酸碱的认识发生了一个飞跃。
　　HA = H+ + A- 电离出的正离子全部是
　　MOH = M+ + OH-
电离出的负离子全部是 OH- 。
　　进一步从平衡角度找到了比较酸碱强弱的标准，即 Ka , Kb
Arrhenius 理论在水溶液中是成功的。但其在非水体系中的适用性，却受到了挑战。 试比较下列两组反应：
　　　　2 H2O = OH-
+ H3O+ 　　　NaOH +
(H3O)Cl = NaCl + 2 H2O
　　　　2 NH3 = NH2-
+ NH4+ 　　NaNH2 +
NH4Cl = NaCl + 2 NH3
　　溶剂自身的电离和液氨中进行的中和反应 ，无法用 Arrhenius 的理论去讨论，因为根本找不到符合定义的酸和碱。
　一 酸碱的质子理论 （ Bronsted 理论 ）
<font color="#
酸碱的定义 　　
　　在反应中给出质子的物质叫做酸 在反应中接受质子的物质叫做碱
<font color="#
酸碱的共轭关系
　　酸给出质子后，变成碱，
同理，碱接受质子后，变成酸。故有： 酸 = 碱 + 质子
　　处于上述关系中的一对酸和碱，互称为共轭酸碱。Cl- 是 HCl
的共轭碱 , 而 HCl 是 Cl- 的共轭酸。H2O
作为一种酸时，其共轭碱是 OH- ; 而 H2O
作为 一种碱 时，其共轭酸是 H3O+。
<font color="# 两性物质
　　H2O 既可以给出质子作为酸，如在反应 H2O = H+
+ OH- 中； 又可以接受质子作为碱，如在反应 H2O + H+
= H3O+ 中。 这种既能给出质子，又能接受质子的物质叫做两性物质。判断一种物质是酸还是碱，一定要在具体的反应中根据质子得失关系来判断。
<font color="#
酸和碱的反应
　　强酸的电离
　　弱酸的电离平衡
　　弱碱的电离平衡
　　中和反应
　　弱酸盐的水解
　　弱碱盐的水解
　　酸和碱反应的实质是质子的转移，质子从酸Ⅰ转移给碱Ⅱ，从而生成酸 Ⅱ 和碱Ⅰ。
<font color="#
酸碱的强弱和反应的方向
　　拉平效应和分辨效应
　　酸的强弱是通过给出质子的能力来判断的。于是一方面要看酸自身的能力，另一方面又和碱接受质子的能力有关。 比较 HClO4
, H2SO4 , HCl 和 HNO3 的强弱，若在
H2O 中 进行,由于 H2O 接受质子的能力所致，四者均完全电离，故比较不出强弱。若放到
HAc 中，由于 HAc 接受质子的能力比 H2O 弱得多，所以尽管四者给出质子的能力没有变，但是在
HAc 中却是部分电离。于是根据 Ka 的大小，可以比较其酸性的强弱
　　所以四者从强到弱依次是 HClO4 , H2SO4
, HCl , HNO3 。HAc 对四者有分辨效应， HAc 是四者的分辨试剂；
而 H2O 对四者有拉平效应， H2O
是四者的拉平试剂。
　　酸碱的强弱
　　对于大多数的弱酸，H2O 是分辨试剂 ，可以根据它们在水中的电离平衡常数比较酸性的强弱。酸性次序如下：
　　　　　　　　　　HClO4
　　　　　　　　　　H2SO4
& H3O+ & HF
& HAc & NH4+ & H2O
　　　　　　　　　　HCl
　　　　　　　　　　HNO3
　　在水中，Ka 可以体现出一种酸给出 H+ 的能力。例如 HAc ,
　　如何体现其共轭碱 Ac- 接受 H+ 的能力呢 ？　其碱式电离常数为
Kb。 但从水解平衡角度看，这个 Kb 正是 Kh 。
可见一对共轭酸碱的 Ka , Kb 之间有如下关系：
Ka ? Kb = Kw
， Ka 和 Kb 之积为常数。
　　一对共轭酸碱中，酸的 Ka 越大，则其共轭碱的 Kb 越小，所以从酸性的次序就可以推出其共轭碱的强度次序。
　　　　　　　　　　ClO4-
　　　　　　　　　　HSO4- & H2O
& F- & Ac-
& NH3 & OH-
　　　　　　　　　　Cl-
　　　　　　　　　　NO3-
　　反应的方向
　　酸碱反应中，质子总是从强酸向强碱转移，生成弱酸和弱碱。 例如， HCl + H2O　= H3O+
　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　强酸 强碱 　　弱酸 弱碱
　　又如反应 HAc + H2O　= H3O+ + Ac-
　　　　　　　弱酸 弱碱 　　强酸 强碱
　　　反应自发进行的方向是从右向左，
从强酸强碱生成弱酸弱碱。
　　HNO3 + H2O = H3O+ + NO3-
完全电离，在水中 比 H3O+ 更强的 HNO3 一定会和强碱
H2O 反应，生成 H3O+ 和弱碱 NO3-
。可以作出结论： 在水中能大量存在的最强的质子酸是 H3O+ 。同理，在水中能大量存在的最强的质子碱是
OH- 。比 OH- 更强的碱，如
将与 H2O 反应生成 OH- 　　　
　　酸碱的质子理论也有局限性： 对于不含有质子的物质，如
, 等不好归类，对于无质子转移的反应，如
+ Cl- = AgCl　　也难以讨论。
　二 酸碱的电子理论 （ Lewis 理论 ） 　　
<font color="#
酸碱的定义
　　凡是能提供电子对的物质都是碱，碱是电子对的给予体。如，
OH- , CN- , NH3
　　凡是能接受电子对的物质都是酸，酸是电子对的接受体。如，
H+ , BF3 , Na+
, Ag+ 等。
<font color="#
酸碱反应和酸碱配合物
　　对于酸碱的识别，也要在具体的反应中进行。几乎所有的金属离子都是 Lewis 酸 ，负离子几乎都是碱，而酸和碱的反应的生成物都是酸碱配合物。
<font color="#
　　酸取代反应
H+ 取代了酸碱配合物[Cu(NH3)4]2+中的酸
　　　　　H+
取代了酸碱配合物 Al(OH)3 中的 。
　　碱取代反应
　　　　OH-
取代 NH3 。
　　双取代反应
　　　　两种酸碱配合物交换成分。
　　酸碱的电子理论适应性强，大多数物质都可以包括在酸，碱及其配合物中，大多数的化学反应都可以归为酸，碱及其配合物之间的反应。其不足之处在于酸碱的特征不明确。当前位置：
＞＞＞常温下经测定某溶液中离子只有Na+、Ac-、H+、OH-四种，且离子浓度..
常温下经测定某溶液中离子只有Na+、Ac-、H+、OH-四种，且离子浓度大小的排列顺序为：c(Ac-)＞c(Na+)＞c(H+)＞c(OH-)，其可能的情形是
A．该溶液中由水电离的c(H+) & 10-7mol/L B．该溶液由0．1mol/L 的HAc溶液与等物质的量浓度等体积的NaOH溶液混合而成C．该溶液由V1L cmol/L的HAc溶液与V2Lcmol/L的NaOH溶液混合而成，且V1&V2D．在上述溶液中加入适量NaOH，可使溶液中离子浓度改变为：c(Ac-)＞c(Na+)＞c(OH-)＞c(H+)
题型：单选题难度：中档来源：0111
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粒子浓度大小的比较
离子浓度大小比较方法：
(1)考虑水解因素：如溶液 所以(2)不同溶液中同一离子浓度的比较要看溶液中其他离子对它的影响。如相同浓度的三种溶液中，由大到小的顺序是c&a&b。 (3)混合液中各离子浓度的比较要综合分析水解因素、电离因素。如相同浓度的的混合液中，离子浓度顺序为：的电离程度大于的水解程度。盐溶液的“三大守恒”: ①电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷数与所有的阴离子所带的负电荷数相等。如NaHCO3溶液中：推出：②物料守恒：电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化变成其它离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变的。如NaHCO3溶液中nc(Na+)：nc(C)＝1：1，推出：③质子守恒：电解质溶液中分子或离子得到或失去质子（H+）的物质的量应相等。例如在NH4HCO3溶液中H3O+、H2CO3为得到质子后的产物；NH3、OH-、CO32-为失去质子后的产物，故有以下关系：(2)粒子浓度大小比较的方法： ①单一溶液中离子浓度大小的比较 A. 一元弱酸盐溶液中离子浓度的关系是： c(不水解离子)&c(水解离子)&c(显性离子)&c(水电离出的另一离子) 如：在CH3COONa溶液中各离子浓度大小关系： B. 二元弱酸盐溶液中离子浓度的关系是： c(不水解离子)&c(水解离子)&c(显性离子)& c(二级水解离子)&c(水电离出的另一离子) 如：Na2CO3溶液中离子浓度的关系： ②比较不同电解质溶液中同一种粒子浓度的大小。应注意弱酸、弱碱电离程度的大小以及影响电离度的因素，盐类水解及水解程度对该粒子浓度的影响。 ③比较经过反应化学反应后离子浓度的大小： A. 确定电解质溶液的成分 B. 确定溶液中含哪些粒子(分子、离子)，此时要考虑物质的电离和水解情况 C. 确定各种粒子的浓度或物质的量的大小 D. 根据题目要求做出判断 注：要抓住“两小”。即弱电解质电离程度小，故未电离的弱电解质分子数远多于已电离出离子数目；盐的水解程度小，故未水解的粒子数目远多于水解生成的粒子数目
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