第6章 酸碱理论与解离平衡
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无机化学第五章 酸碱平衡页数:71
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第六章酸碱平衡和酸碱滴定法习题及答案
第六章酸碱平衡和酸碱滴定法习题及答案第六章酸碱平衡和酸碱滴定法习题1.是⾮判断题1-1在⽔溶液中解离度⼤的物质，其溶解度也⼤。
1-2由于⼄酸的解离平衡常数)()()(HAc c Ac c H c K a -+=θ，所以只要改变⼄酸的起始浓度即c(HAc)，a K θ必随之改变。
1-3在浓度均为0.01 mol ·L -1的HCl ，H 2SO 4，NaOH 和NH 4Ac 四种⽔溶液中，H + 和OH -离⼦浓度的乘积均相等。
1-4弱碱溶液越稀，其解离度越⼤，因⽽酸度也越⼤。
1-5将10mL 0.1 mol ·L -1NH 3·H 2O 溶液稀释⾄100mL ，则NH 3·H 2O 的解离度增⼤，OH -离⼦浓度也增⼤。
1-6在⼀定温度时，稀释溶液，解离常数不变⽽解离度增⼤。
1-7将氨⽔的浓度稀释⼀倍，溶液中OH - 离⼦浓度就减⼩到原来的⼀半。
1-8弱酸浓度越⼩，解离度越⼤，因此溶液中H + 离⼦浓度也就增⼤。
1-9根据稀释定律，弱碱溶液越稀，其解离度就越⼤，故溶液中（OH -）越⼤，溶液pH 值越⼤。
1-10 NaHCO 3中含有氢，故其⽔溶液呈酸性。
1-11 pH 值⼩于7的溶液⼀定是酸。
1-12⽔的离⼦积在18℃时为6.4×10-15，25℃时为1.00×10-14，即在18℃时⽔的pH 值⼤于25℃时的pH 值。
1-13浓度为1.0×10-7 mol ·L -1的盐酸溶液的pH 值=7.0。
1-14稀释10mL 0.1 mol ·L -1HAc 溶液⾄100mL ，则HAc 的解离度增⼤，平衡向HAc 解离⽅向移动，H +离⼦浓度增⼤。
1-15两种酸溶液HX 和HY ，其pH 值相同，则这两种酸溶液浓度也相同。
1-16在0.1 mol ·L -1 H 2C 2O 4溶液中，c(H +)=2c(C 2O 42-)。
完整版第6章酸碱理论与解离平衡习题及全解答
第 6 章酸碱理论与解离平衡习题及全解答1. 根据酸碱质子理论，判断下列物质那些是酸，那些是碱，哪些是两性物质，哪些是共轭酸碱对？——3+ 2- + ———HCN,H3AsO4,NH3,HS—,HCOO—,[Fe(H 2O)6] 3+，CO32-，NH4+，CN—，H2O，H2PO4—，ClO4—，HCO—, NH-NH2 (联氨)，[Zn(H2O)6]2+,PH3,H2S,C2Q2—,HF,HSQ— H2SQ答：酸：HCN, H3AsO4, [Fe(H 2O)6] 3+, NH 4+, H 2O, [Zn(H 2O)6]2+, H 2S, HF, H 2SO3, HS —, H 2PO4 —, HCO3—, HSO3—，H2O2 ———2——————碱：NH, CO3 ,CN ,ClO4 ,NHb-NH2, PH 3, C 2O4 , HCQQ , HS , H 2PQ , HCQ3 , HSQ3 ,H2O两性：HS , H 2PO4 , HCO3 , HSO3 ，H2O 共轭酸碱对：NH3-NH4+, HCO3 CO32 , HSO3H2SO3, HS H2S,HCN-CN2. 在酸碱质子理论中为什么说没有盐的概念？下列各物质是质子酸还是质子碱？指出它们的共轭物质。
3+ + 2Ac ,CCl 4,[Al(H 2O)6]3+,[Al(H 2O)4(OH)2]+,HC2O4 ,HPO42答：在酸碱质子理论中，盐也可以看作是离子酸或离子碱，故没有盐的概念。
2 3+ 23 2+酸：HC2O4 ,HPO42，[Al(H 2O)6]3+, ( 共轭碱：C2O42,PO43，[Al(H2O)5(OH)] 2+)+ 2+碱：Ac ,CCl 4,SO2,[Al(H 2O)4(OH)2] +, (共轭酸：HAc,[Al(H 20) 5(OH)] 2+)3. 根据酸碱质子理论：酸越强，其共轭碱就越 ________ ；碱越强，其共轭酸就越________ 。
酸碱理论
答案：
(a) 前者, 中心离子电荷高, 对O的极化能力大, H＋易解离；
(b) 前者, 中心离子半径小, 对O的极化能力大, H＋易解离；
(c) 前者, 中心离子半径小, 对O的极化能力大, H＋易解离； (d) 、 (e)、 (f) 均为后者，非羟基氧原子多。
酸碱反应特征
（1） 酸碱反应的实质
两个共轭酸碱对之间的质子传递
Solution
(1) 在水中，O2－的碱性太强以致无法用实验研究;
(2) 在水中， 4和 NO 的碱性太弱以致无法用实验 ClO 3 研究；
CO 3 (3) 在水中， 2可直接测定其强度。
水的解离平衡与溶液的pH值 1.水的解离平衡 H2O (l) + H2O(l) H2O (l) 或
3、弱酸、弱碱的解离平衡
（1）．一元弱酸的解离平衡
H2O(l) + HAc(aq) 初始浓度/mol· -1 L 平衡浓度/mol· -1 L 0.10 0.10－x H3O+ (aq) + Ac-(aq) 0 x 0 x
c(H 3O ) c(Ac ) K a (HAc) c(HAc)
高中化学竞赛辅导六
酸碱理论与酸碱 反应
初赛要求
弱酸、弱碱的电离常数。溶度积。
决赛要求
酸碱质子理论、缓冲溶液的基本概念、典型缓冲体系的配制 和pH计算。利用酸碱平衡常数的计算。溶度积原理及有关计算。
一. 无机化学的酸碱概念
1889年瑞典科学家Arrhenius从他的电离学说出发，提 出了酸碱的电离理论。 酸：是在水溶液里能电离生成氢离子的一类化合物。 如：HCl, H2SO4, HNO3 碱：是在水溶液里或熔融状态时能电离生成氢氧根 离子，而且生成的阴离子只有氢氧根离子的一 类化合物。 如：NaOH, Ca(OH)2 酸碱中和反应实质：氢离子和氢氧根离子结合，生成 水分子的反应。
6第六章 酸碱平衡
例如： HAc 在水中为弱酸， 但在液氨中为强酸！
酸碱的强弱 用 Ka 和Kb(电离平衡常数）来表征
在水溶液中, HAc电离： HAc + H2O = H3O+ + AcHAc 酸电离常数
[H3O ][Ac ] Ka [HAc]
Ac –碱电离常数
Ac H2O HAc OH
[HAc][OH ] Kb [Ac ]
一些“溶液”的pH值 ： 人血液 雨 葡萄酒 胃液 7.4 5.7 3.4 1.3 牛奶 番茄汁 柠檬汁 6.8 4.2 2.2
人血液 pH 超出±0.4将有生命危险。
pH 标度适用范围: 0 ≥ pH ≥ 14.0
1 ≥ [ H+]≥ 1 10-14 如超出此适用范围，应使用c(H+) 或 c(OH-)
四、酸碱反应的实质—质子传递 酸1 + 碱2 ＝ 碱1 + 酸2 HAc +H2O = Ac- +H3O+ 电离反应 NH3 + H2O = NH4+ +OHHCl + NH3=NH4+ + Cl中和反应 Ac- + H2O = HAc + OH水解反应 NH4+ + H2O = NH3 + H3O+
酸碱指示剂
借助颜色变化指示溶液酸碱性的物质，称为 “酸碱指示剂”。
6.3 弱酸弱碱的电离平衡
电离度：电离平衡时电解质的解离百分率。
从理论上讲，强电解质的 ＝ 1 ，弱电解质 的<<1。
表示电解质在指定条件下电离的程度（类似于 “化学平衡”讨论中的“转化率”），它不但与 K有关，而且与电解质的起始浓度有关。
酸碱理论弱酸弱碱的解离平衡酸碱PPT课件
例题
第30页/共67页
四、多元弱碱溶液 浓度的计算
离
当 ；
Kb1cb
/
c
20Kw
时，可以忽略水的解
Kb1cb / c 40Kb2
当
时，可以忽略多元弱碱的
第
二级解c离eq (。OH ) 相K对b1浓 度(的Kb1近)2似 4计cb算Kb1公/ c式为：
c
2
若 cb /[Kb1c ] 400，上式可进一步简化为：
H2PO4 H3O+
Ka1
(H3PO4
)
[ceq
(H2PO4 ) / c ][ceq (H3O+ ceq (H3PO4 ) / c
)
/
c
]
第14页/共67页
第二步解离：
H2PO4 H2O HPO42 H3O+
Ka2
(H3PO4
)
[ceq
(HPO42 ) / c ][ceq (H3O+ ceq (H2PO4 ) / c
利用软硬酸碱规则可以判断配合物的稳定 性和预测有关化学反应的方向。一切化学反应 都有朝着硬酸与硬碱结合或软酸与软碱结合的 方向进行的趋势。 第9页/共67页
第二节 弱酸、弱碱的解离平衡
一、一元弱酸、弱碱的解离平衡 二、多元弱酸、弱碱的解离平衡 三、共轭酸碱对 Ka 与 Kb 的关系
第10页/共67页
OH H3O+
ceq (H3O+) ceq (HA) 2ceq (A2) ceq (OH)
根据得失质子相等的原则：
第28页/共67页
水的解离c(：H当2A)Ka1 (H2A) / c 20Kw
时，可以忽略
ceq (H3O+ ) ceq (HA) 2ceq (A2)
第六章酸碱平衡
H O + HAc 2
+ NH H O 3 2
+ H O Ac 3 +
在氨水溶液中加入NH4Cl；
+ NH + 4 OH
这种在弱酸或弱碱水溶液中加入含有相同离子的易 溶性强电解质，使弱酸或弱碱的解离度降低的现象 称为同离子效应。 例题
若在醋酸溶液中加入不含相同离子的强电解 质： + H O A H O + 3 + HAc 2 由于离子强度I增大，导致溶液中离子间 的相互作用增大，使HAc的解离度略有增大。 这种效应称为盐效应。 解释：
不同温度下，纯水的pH值： 25℃时，Kw＝1.0×10－14，pH=7.00 T＞25 ℃， Kw ＞ 1.0×10－14， [H+] ＞1.0×10-7， pOH=-lg[OH-] 判断题：pH＜7的溶液一 水溶液： 定是酸性溶液。 K [ H][ OH ] W pH＜7.00
两边取负对数， pK pH pOH W
25℃时，pH+pOH=14
返回
第三节
弱酸弱碱电离平衡
（一）一元弱酸在水中的质子转移平衡 （二）一元弱碱在水中的质子转移平衡 （三）共轭酸碱对的Ka与Kb之间的关系 （四）多元弱酸(碱)在水溶液中的质子转移 平衡 （五）质子转移平衡的移动
（六）酸碱水溶液中相关离子浓度的计算
返 回
（一）一元弱酸在水中的质子转移平衡 一元弱酸HB在水中的质子转移平衡反应式： HB＋H2O＝H3O＋＋B－ 在一定温度下，Ki与 [H O ] [ B ] 3 Ki [H2O ]为常数。 [HB] [H 2O] [H ][B ] Ka [HB] Ka称为酸的质子转移平衡常数，酸的解离平衡 常数，简称酸常数。其大小与酸本身的性质、温度 有关。T增大，酸常数如何变化？ Ka越大，酸越容易失去质子，酸的酸性越强。 问题：是否溶液的酸度也越强？
+ NH H O 3 2
+ H O Ac 3 +
在氨水溶液中加入NH4Cl；
+ NH + 4 OH
这种在弱酸或弱碱水溶液中加入含有相同离子的易 溶性强电解质，使弱酸或弱碱的解离度降低的现象 称为同离子效应。 例题
若在醋酸溶液中加入不含相同离子的强电解 质： + H O A H O + 3 + HAc 2 由于离子强度I增大，导致溶液中离子间 的相互作用增大，使HAc的解离度略有增大。 这种效应称为盐效应。 解释：
不同温度下，纯水的pH值： 25℃时，Kw＝1.0×10－14，pH=7.00 T＞25 ℃， Kw ＞ 1.0×10－14， [H+] ＞1.0×10-7， pOH=-lg[OH-] 判断题：pH＜7的溶液一 水溶液： 定是酸性溶液。 K [ H][ OH ] W pH＜7.00
两边取负对数， pK pH pOH W
25℃时，pH+pOH=14
返回
第三节
弱酸弱碱电离平衡
（一）一元弱酸在水中的质子转移平衡 （二）一元弱碱在水中的质子转移平衡 （三）共轭酸碱对的Ka与Kb之间的关系 （四）多元弱酸(碱)在水溶液中的质子转移 平衡 （五）质子转移平衡的移动
（六）酸碱水溶液中相关离子浓度的计算
返 回
（一）一元弱酸在水中的质子转移平衡 一元弱酸HB在水中的质子转移平衡反应式： HB＋H2O＝H3O＋＋B－ 在一定温度下，Ki与 [H O ] [ B ] 3 Ki [H2O ]为常数。 [HB] [H 2O] [H ][B ] Ka [HB] Ka称为酸的质子转移平衡常数，酸的解离平衡 常数，简称酸常数。其大小与酸本身的性质、温度 有关。T增大，酸常数如何变化？ Ka越大，酸越容易失去质子，酸的酸性越强。 问题：是否溶液的酸度也越强？
无机及分析-酸碱平衡
离子强度I：反映离子之间相互作用强弱的物理量。
I
1 2
ci zi2
2021/4/16
第6章 酸碱平衡
9
离子强度越大，活度系数 值越小。当离子强 度小于1×10-4时， γ值接近于1，即活度近似等于 实际浓度。高价离子的γ 值小于低价离子，特别 是在较大离子强度的情况下两者的差距很大。
电解质溶液的浓度和活度之间一般是有差别的， 严格地说，都应该用活度来进行计算，但对于稀 溶液、弱电解质溶液、难溶强电解质溶液作近似 计算时，通常就用浓度进行计算。这是因为在这 些情况下，溶液中的离子浓度很低，离子强度很 小， γ值十分接近于1的缘故。
第6章 酸碱平衡
28
2) 酸碱的相对强弱
弱酸弱碱的解离常数Ki(一)
2021/4/16
第6章 酸碱平衡
29
弱酸弱碱的解离常数Ki(二)
K
θ a
102
~ 107
K
θ a
107
K
θ b
通常把 Ka=102～ 107的酸称为弱酸，把 Ka 107的酸 称为极弱酸；同理，弱碱也可以按 Kb的大小进行分类。
2021/4/16
第6章 酸碱平衡
32
4)多元弱酸弱碱的解离
H 3PO 4 H 2O
H 3O
H
2
PO
4
Ka1
c(H
3O
)c(H
2PO
4
)
c(H3PO 4 )
7.6 10 3
H
2
PO
4
H2O
H 3O
HPO
2 4
Ka2
c(H3O
)c(HPO
2 4
)
c(H2PO4 )
第6章 电解质溶液
课程名称：无机化学第六章电解质溶液6-1 水的解离与溶液的pH值6-1-1 酸碱的解离理论酸碱的解离理论1884年瑞典化学家阿仑尼乌斯（S.A.Arrhenius,1859～1927年）提出的酸碱理论认为：酸是在水溶液中解离产生的阳离子全部是氢离子（H+）①的化合物；碱是在水溶液中最离产生的阴离子全部是氢氧根离子（OH-）的化合物。
酸碱中和反应的实质就是H+和OH-结合为H2O的反应。
酸碱的相对强弱可以根据它们在水溶液中电离出H+或OH-程度的大小来衡量。
①水溶液中的氢离子实际上是质子(H+) 和水结合生成的H3O+离子及其水合离子，但书写时除非必须注明其物态，一般仍可简写为H+。
6-1-2 水的解离反应和溶液的pH值1. 水的解离反应用精密的电导仪测量，发现纯水有极微弱的导电能力。
其原因是水有微弱的解离，使纯水中存在极微量的H3O+和OH-。
经实验测知，298.15K时纯水中c(H+)和c(OH-)均为1.0×10-7mol·L-1。
研究揭示，在纯水或稀溶液中，存在着水的解离平衡：课程名称：无机化学H2O(1 ) H+(aq) + OH-(aq)而且 {c(H+)/cθ}{c(OH-)/cθ}=称为水的离子积。
与其它平衡常数一样，是温度的函数。
不同温度下水的离子积见表6-1。
表6-1 不同温度下水的离子积t/℃ 5 10 20 25 50 100/10-40.185 0.292 0.681 1.007 5.47 55.12. 溶液的酸碱性和pH溶液的酸碱性取决于溶液中c(H+)与c(OH-)的相对大小:酸性溶液c(H+) ＞1.0×10-7 mol·L-1 ＞c(OH-)纯水(或中性溶液) c(H+) =1.0×10-7 mol·L-1=c(OH-)碱性溶液c(H+) ＜1.0×10-7 mol·L-1＜c(OH-)当溶液中c(H+)或c(OH-)小于1 mol·L-1时,用浓度直接表示溶液的酸碱性显得不方便, 可采用pH表示之: pH=-lg{c(H+)/cθ}根据；pH=-lg{·cθ/c(O H-)}则pH= p- p OH = 14 - p OH酸性溶液pH＜7纯水(或中性溶液) pH=7碱性溶液pH＞7[例6-1]比较下列溶液的pH值年月日x0404-08课程名称：无机化学(1) 0.10 mol·L -1的HOAc 溶液；(2) 纯水 ；(3) 0.10 mol·L -1 NH 3·H 2O 溶液。
第六章酸碱平衡与酸碱滴定法
温度：温度变化会引起KHIn的改变 影响变色范围的因素 溶剂：溶剂不同，pKHIn不同 指示剂用量：只对单色指示剂有影响
滴定顺序： 浅 →深
指示剂 甲基橙 甲基红 酚 酞 酸色～碱色 红～黄 红～黄 无～红 变色范围(pH) 3.1~4.4 4.4~6.2 8.0~10.0
常用酸碱指示剂
14
2、滴定曲线及指示剂的选择
滴定突跃范围
等量点前后±0.1%范围内，pH发生了急剧变化的范 围。 指示剂的变色范围全部或部分的落在滴定的
指示剂的选择原则
pH突跃范围之内。
(1)酸碱标准溶液的浓度一般为0.1 mol∙L-1左右
强酸强碱互滴的特点
(2)滴定突跃与被滴定溶液的浓度有关,浓度越大,滴定突 跃范围越大。 (3)强碱滴定强酸与强酸滴定强碱的滴定曲线形状互为反
缓冲作用原理
由于同离子效应，该体系存在大量的HAc和Ac-。
(1)抗酸作用：加入少量的酸,H+与Ac-结合,使系统中Ac-略有减少,HAc略有增加, PH基本不变。
10
(2)抗碱作用：加入少量的碱,OH-与HAc结合,使系统中Ac-略有增加,HAc略有减少, PH基本不变。 (3)抗稀释作用：加水稀释,CH K HAc 缓冲溶液PH计算 （1）弱酸－弱酸盐体系
比较精确式
5
一元弱碱溶液COH-的计算公式 条 件 公 式 名 称
CKb≥20KW C/Kb≥500 CKb≥20KW C/Kb＜500 CKb＜20KW C/Kb≥500
COH CKb
COH Kb Kb 2 4CKb 2
最简式
近似式
COH CKb K w
比较精确式
C HCl V2 10 3 M Na2CO3 m试样
无机化学课件第6章 酸碱理论与解离平衡
共轭碱 -H+ NH3
两性物质 +H+ NH4Ac
NH4+ + H2O NH3 + H3O+ Ac－ + H2O HAc + OH－
共轭酸 HAc
无机化学
6.1 酸碱理论
小结：酸碱反应的类型
① 酸碱中和反应是质子转移反应
H+
H3O+(aq) + OH-(aq)
2H2O (l)
无机化学
6.1 酸碱理论
NH3+·CH2·COOH
NH3+·CH2·COO－+H2O NH2·CH2·COO－ + H3O+ Ka = 1.56×10－10 NH3+·CH2·COO－+ H2O NH3+·CH2·COOH +OH－ Kb′= 2.24×10－12
无机化学
两性物质4---弱酸弱减盐---如：NH4Ac
凡能接受质子H+的分子或离子是碱。
实例：HAc
H+ + Ac－（反应不能独立存在）
实质：HAc + H2O 2。质子传递反应
H3O+ + Ac－
通式： 酸1 + 碱2 酸2 + 碱1
H+ 无机化学
质子传递反应说明： （1）口诀1：有碱才有酸，有酸才有碱。 酸半反应---酸给出质子形成共轭碱的反应 碱半反应---碱接受质子形成共轭酸的反应 质子传递反应由酸半反应和碱半反应组成，
6.1.1 酸碱理论的发展
人们对酸碱的认识经历了一个由浅入深、由低级到 高级的认识过程。 ◆ 最初
酸：有酸味，能使蓝色石蕊试纸变红的物质 碱：有涩味、滑腻感，使红色石蕊试纸变蓝，并能与酸
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HCO3-/CO32-, H2O/OH-
两性物质：既能给出质子又能接受质子的物质。 如：
H2CO3
H3O + + H+ + H+
HCO3–
H2O
– H+ – H+
CO32–
OH–
思考：根据酸碱质子理论，下列物质哪些是酸，哪些是碱，
哪些是两性物质？
(1) HCN (5) NH4+ (2) HCO3– (6) H2O (3) NH3 (7) ClO4– (4) CO32– (8) H2SO3
NaCl + H2O
软硬酸碱原则 *
软硬酸碱是根据路易斯酸的受电子原子和路易斯 碱的给电子原子的价电子性质的不同而对路易斯酸碱 的进一步分类。
硬酸 (hard acids)：酸中受电子原子的体积小，带正电 荷多、没有易变形和易失去的电子，即受电子原子对 外层电子的吸引力很强。 软酸 (soft acids)：酸中受电子原子的体积大，带正电 荷少或不带电荷，有若干易变形或易失去的电子，即 受电子原子对外层电子的吸引力弱。
凡能给出质子 (H+) 的物质都是酸；凡能结合质子 (H+) 的物质都是碱。简单的说，酸是质子的给体，碱是 质子的受体。
如在水溶液中：
HCl(aq） HAc(aq) NH4+(aq) HCO3-(aq) Al(H2O)63+ 酸 H+(aq) H+(aq) H+(aq) H+(aq) H+(aq) 质子 + + + + + + Cl-(aq) Acˉ(aq) NH3(aq) CO32-(aq) Al(H2O)5(OH-)2+ 碱
如果要区分各种强酸之间的真实强弱，那么要选取 比水的碱性更弱的碱，如冰醋酸为溶剂，才能体现出区 分效应。 如：下列强酸在冰醋酸中不完全解离，酸性强度依次为： HI ＞ HClO4 ＞ HCl ＞ H2SO4 ＞ HNO3
溶剂的碱性愈强时溶质表现出来的酸性愈强。故 区分强酸要用弱碱，弱碱对强酸有区分效应。 同样， 对碱来说，溶剂也存在着“区分效应”和“拉平效 应”。
• 酸碱中和反应可以用质子转移反应来表示
H+ H3O+ + OH酸1 碱2 H2O + H2O 酸2 碱1
•
酸碱解离反应是质子转移反应 如 HAc 在水溶液中的解离反应是由给出质子的半 反应和接受质子的半反应组成的： HAc H+ + AcH3O+
(1)
(2)
H+ + H2O (1) + (2): H+ HAc + H2O
• 酸碱电离理论的意义及缺陷：
首次赋予了酸碱以科学的定义，是人们对酸碱认识从现 象到本质的一次飞跃。 对化学学科的发展起到了积极作用，目前仍普遍应用。 局限性：把酸、碱局限于以水为溶剂的系统；无法解释 NH3、Na2CO3 均不含 OH-，但也具有碱性。
6.1.2 酸碱质子理论
酸碱质子理论内容
酸碱电离理论
• 酸碱电离理论内容：
酸是在水溶液中经电离生成的阳离子全部是 H+ 的 化合物；碱是水溶液中经电离生成的阴离子全部是 OH– 的化合物。
例如：
酸：硫酸 (H2SO4) 磷酸 (H3PO4) 盐酸 (HCl) 亚硫酸 (H2SO3) 硝酸 (HNO3) 亚硝酸 (HNO2)
碱：氢氧化钠 (NaOH) 氢氧化钙 (Ca(OH)2)
的“拉平效应”。 强酸与水之间的酸碱反应几乎是不可逆的，强酸
在水中完全解离，水能够同等程度地将 HClO4、HCl、
HNO3等强酸的质子全部夺取过来，以水来区分它们 给出质子能力的差别就不可能了；或者说，水对这些 强酸起不到区分作用，水把它们之间的强弱差别拉平 了。 溶剂水对很强的酸或极弱的酸都没有区分效应， 只有拉平效应。
6.1.1 酸碱理论的发展
人们对酸碱的认识经历了一个由浅入深、由低级到 高级的认识过程。
最初
酸：有酸味，能使蓝色石蕊试纸变红的物质。 碱：有涩味、滑腻感，使红色石蕊试纸变蓝，并能与酸 反应生成盐和水的物质。
18世纪：法国化学家拉瓦锡提出所有的酸都含有 O 元素。 19世纪：英国化学家戴维认为酸中的共同元素是 H，而
因此，酸性强度：HCl > HAc; 碱性强度：Ac- > Cl-。
决定酸碱强度的主要因素
• 酸和碱的强度与酸gt; HAc > HCN （氢氰酸） （盐酸） （醋酸）
• 酸和碱的强度与溶剂的性质有关
同一种酸在不同的溶剂中，呈现出不同的强度。 如硝酸（ HNO3 ）在水中为强酸，当其溶于冰醋酸 中时，其酸度大大降低，而如果溶于纯硫酸中时， 却显碱性。所以讨论酸碱强度时，必须以同一溶剂 作为比较标准。
溶剂的“区分效应”和“拉平效应”
• 区分效应：用一个溶剂能把酸或碱的相对强弱区分开
来，称为溶剂的“区分效应”。
如：H2O 可以区分 HAc、HCN 酸性的强弱。 HAc Ka 1.8 ×10-5 HCN 5.8×10-10
酸性强度： HAc > HCN
• 拉平效应：溶剂将酸或碱的强度拉平的作用，称为溶剂
酸碱的相对强度 酸和碱的强度是指酸给出质子的能力和碱接受质子 的能力的强弱。 给出质子能力强的物质是强酸，接受质子能力强的 碱是强碱；反之，便是弱酸和弱碱。 在具有共轭关系的酸碱对中，其强度是相互制约 的。酸强，其共轭碱就弱；酸弱，其共轭碱就强。
• HCl 在水中是强酸，其共轭碱 Cl- 就是较弱的碱； • HAc 在水中是弱酸，其共轭碱 Ac- 就是较强的碱。
6.1.3 酸碱电子理论
酸碱电子理论（路易斯酸碱理论）内容 凡能接受电子对的物质是酸（路易斯酸），凡能给 出电子对的物质是碱（路易斯碱）。 即： 酸是电子对的接受体 (electron pair acceptor) 如： Fe3+、 Fe、Ag+、 BF3 等。 碱是电子对的给予体 (electron pair donor) 如： X-、:NH3、:CO、H2O: 等。
酸碱反应的实质 酸碱反应的实质是酸碱之间发生加合反应生成酸 碱配合物的过程。
A + B （路易斯酸） （路易斯碱）
H+ Ag+ + + ׃OH ׃NH3
A←B （酸碱加合物）
H+←OH[NH3→Ag←NH3]+
在路易斯酸碱电子理论中，酸碱的定义既无对溶剂品 种的限制，并且也适用于无溶剂的体系。电子理论的酸碱范 围极为广泛，酸碱配合物几乎无所不包。凡是金属离子都是 酸，与金属离子结合的不管是阴离子或中性分子都是碱。而 电离理论中所谓盐类如 MgSO4 、 SnCl4 等，金属氧化物如 CuO 、Fe2O3 等和各种配合物如 [FeCl4]-、[Cu (NH3)4]2+ 等 都是酸碱配合物。
共轭酸碱
酸 (质子给予体） H+ + 碱 (质子接受体）
酸与对应的碱的这种相互依存、相互转化的关系称为 酸碱共轭关系。 共轭碱：酸失去质子后形成的碱被称为该酸的共轭碱。 共轭酸：碱结合质子后形成的酸被称为该碱的共轭酸。 共轭酸与它相应的共轭碱一起称为共轭酸碱对。 例如:
HAc H+ + AcH2O+ NH4+ HCO3- + OHH3O+ +NH3 CO32- + H2O 共轭酸碱对 HAc/Ac-, NH4+ /NH3, H3O+/ H2O
酸碱反应的类型 根据酸碱电子理论，酸碱反应可以分为以下四种类型： 1）酸碱加合反应，如：
Cu2+ + 4NH3
2）碱取代反应，如： HCN + H2O 3）酸取代反应，如： Al(OH)3 + 3H+ 4）双取代反应，如：
[Cu(NH3)4]2+
H3O+ + CN－ Al3+ + 3H2O
HCl + NaOH
常见路易斯酸碱的分类
硬 酸
H+, Li+, Na+, Mg2+, Ca2+, Mn2+, Cr3+, Co3+, Fe3+, BF3, AlCl3, AlH3, SO3, CO2, I7+, I5+, Cl7+, Cr6+ H2O, OH-, O2-, F-, PO43-, SO42-, Cl-, CO32-, ClO4-, NO3-, ROH, RO-, R2O, NH3, RNH2, N2H4, N2, O2, F2
人的血液 pH 要保持在 7.35 ~ 7.45 之间； 胃中消化液的主要成分是稀 HCl；
土壤和水的酸碱性对某些植物和动物的生长有重大
的影响；
地质过程中岩石的风化、钟乳石的形成的等也受
到水的酸碱性的影响。
6.1 酸碱理论
6.1.1 酸碱理论的发展 6.1.2 酸碱质子理论 6.1.3 酸碱电子理论
交界
Fe2+, Co2+, Ni2+, Cu2+, Zn2+, Pb2+, Sn2+, Sb3+, Bi3+, SO2, NO+, Cr2+ C6H5NH2, C6H5N, N3-, Br-, NO2- SO32-, N2, SCN-
软
金属原子, Cu+, Ag+, Au+, Hg+, Tl+, Cd2+, Hg2+, Tl3+, Pt2+, Pt4+, BH3, O, Cl, Br, I, N R2S, RSH, RS-, I-, SCN-, S2O32-, S2-, R3P, AsR3, CN-, CO, C2H4, C6H6, H-, R-, 烯烃, 芳烃, 异腈