第8章 酸堿解離平衡 主要內容 鹽的水解 電解質溶液理論和酸堿理論的發展 將醋酸的分子式CH3COOH簡寫成HAc 其中Ac 代表醋酸根CH3COO 1解離平衡常數 8 1弱酸和弱堿的解離平衡 8 1 1一元弱酸 弱堿的解離平衡 H Ac 和 HAc 分別表示H Ac 和HAc的平衡濃度 若用c0表示醋酸溶液的起始濃度 則有 解該一元二次方程 可以在已知弱酸的起始濃度和平衡常數的前提下 求出溶液的 H 當解離平衡常數K很小 酸的起始濃度c0較大時 則有c0 H 于是式 在一元弱酸體系中 其適用條件為 c0 400Ka 近似計算公式 若用c0表示氨水的起始濃度 則有 與一元弱酸類似 當c0Kb 400時 可以近似計算 Ka和Kb值越大 表示弱酸 弱堿解離出離子的趨勢越大 一般把Ka小于10 2的酸稱為弱酸 堿也類似 Ka和Kb與溫度有關 但由于弱電解質解離過程的熱效應不大 所以溫度變化對二者影響較小 2解離度 弱酸 弱堿在溶液中解離的程度可以用解離度 表示 HAc的解離度 表示平衡時已經解離的醋酸的濃度與醋酸起始濃度之比 即 解離度 常用百分數表示 平衡常數Ka和Kb不隨濃度變化 但解離度 卻隨起始濃度的變化而變化 從上式可以看出 K一定時起始濃度c0越小 解離度 值越大 例8 1 1 計算0 10mol dm 3HAc溶液的 H 和解離度 已知HAc的Ka 1 8 10 5 NH3 H2O的Kb 1 8 10 5 2 計算1 0 10 3mol dm 3NH3 H2O的 OH 和解離度 平衡相對濃度0 10 xxx 起始相對濃度0 1000 其中x表示平衡時已解離的HAc的濃度 例8 1 1 計算0 10mol dm 3HAc溶液的 H 和解離度 平衡相對濃度0 10 xxx HAcAc H 起始相對濃度0 1000 1 8 10 5 由于c0 400Ka 故可以使用近似計算公式 故 H 1 34 10 3mol dm 3 即平衡時已解離的 H 1 34 10 3mol dm 3 若不使用近似計算公式 得x 1 33 10 3 與1 34 相比 近似計算的誤差很小 2 計算1 0 10 3mol dm 3NH3 H2O的 OH 和解離度 解 1 反應方程式 起始相對濃度1 0 10 300 其中y表示平衡時已解離的NH3 H2O的濃度 平衡相對濃度1 0 10 3 yyy NH3 H2ONH4 OH NH3 H2ONH4 OH 平衡相對濃度1 0 10 3 yyy 1 8 10 5 由于c0 400Ka 不能近似計算 解一元二次方程得y 1 25 10 4 故 OH 1 34 10 4 與12 5 相比 近似計算的誤差較大 近似計算要有條件 以保證誤差小 不滿足條件而進行近似計算 誤差會很大 這種近似計算條件的實質 是起始濃度足夠大 解離常數足夠小 以保證解離部分可以忽略 達到平衡后 向溶液中加入固體NaAc 3同離子效應 強電解質完全解離NaAc Na Ac 由于Ac 的引入 將破壞已建立的弱電解質的解離平衡 Ac 增多 弱電解質的解離平衡左移 使HAc的解離度減小 在氨水中加入NH4Cl時 同樣會使氨水的解離度降低 在弱電解質的溶液中 加入與其具有相同離子的強電解質 從而使解離平衡左移 降低弱電解質的解離度 這種現象稱為同離子效應 例8 2如果在0 10mol dm 3HAc溶液中加入固體NaAc 使NaAc的濃度達到0 20mol dm 3 求該溶液的 H 和解離度 t00 1000 t平0 10 xx0 20 x 其中x代表已解離的醋酸濃度 c0 400Ka 加上同離子效應 可以近似計算 即0 20 x 0 10 x 0 10 t平0 10 xx0 20 x 解離度明顯降低 得x 9 0 10 6 與例8 1中 1 34 相比 這就是同離子效應 解離度 9 0 10 3 8 1 2水的解離平衡和溶液的pH 1水的離子積常數 K H OH K稱為水的離子積常數 經常用Kw表示 常溫下Kw 1 0 10 14 Kw是標準平衡常數 式中都是相對濃度 注意 有單位的濃度是實際濃度 T升高時 K值變大 降低時 K值變小 在溶液中 只要H2O H 和OH 共存 三者之間就存在如下的數量關系 H OH Kw 不論溶液是酸性 堿性 還是中性 常溫下 H 10 7mol dm 3表示中性 非常溫時 溶液的中性標志只能是 H OH 2溶液的pH pH表示 lg H pOH表示 lg OH 所以pKw pH pOH 所以常溫下pH pOH 14 因為Kw H OH 因為常溫下Kw 1 0 10 14 但當某溫度下 水的離子積常數Kw不等于1 0 10 14 pKw不等于14時 中性溶液中pH和pOH都不等于7 pH pOH是中性溶液的根本標志 pH和pOH的取值范圍一般是1 14 但也有時超出 如 H 10mol dm 3 則可以認為pH 1 3酸堿指示劑 能通過顏色變化指示溶液的酸堿性的物質 如石蕊 酚酞 甲基橙等 稱為酸堿指示劑 現以甲基橙為例 說明指示劑的變色原理 酸堿指示劑一般是弱的有機酸 甲基橙 指示劑 簡單表示為HIn 甲基橙的解離平衡可以表示為 分子HIn顯紅色 溶液中 In HIn 時 溶液顯橙色 而酸根離子In 顯黃色 向橙色溶液中加酸 H 增大 平衡左移 HIn 增多 到一定程度時 溶液顯紅色 向橙色溶液中加堿 OH 增大 平衡右移 In 增多 到一定程度時 溶液顯黃色 Ki為指示劑甲基橙的酸式解離常數 溶液中 In HIn 這時溶液顯橙色 介于紅色和黃色之間 當 H Ki 即pH pKi時 pH pKa稱為指示劑的理論變色點 距離理論變色點很近時 顯色并不明顯 因為任何一種物質的優勢都還不夠大 當 HIn 10 In 時 顯紅色 當 In 10 HIn 時 顯黃色 這時有關系式pH pKa 1這是指示劑的變色范圍 其理論變色點為pH pKi 3 4 各種顏色互相掩蓋的能力并不相同 所以各種指示劑的實際變色范圍并不恰好在pKa 1間隔中 而當 In 10 HIn 時 才顯黃色即堿色 紅色易顯色 對甲基橙 當 HIn 2 In 時 就可以顯紅色 即酸色 故甲基橙的實際變色范圍pH在3 1 4 4之間 常見的幾種酸堿指示劑 8 1 3多元弱酸的解離平衡 對于多元酸的判斷 要根據分子中可以解離的氫原子的個數 有時酸分子中的某個氫原子不能解離 如亞磷酸H3PO3分子中有三個氫原子 但它是二元酸 因為只有兩個可以解離的氫原子 多元酸在水中是分步電離的 以氫硫酸的解離為例 H2S的K1是K2的106倍 由第二步解離出的H 極少 K1 1 1 10 7K2 1 3 10 13 其余的二元弱酸 如H2CO3 H2C2O4也是這樣 可以從兩個方面說明其原因 首先 H2S中第一步解離出的H 要克服負一價離子HS 的引力 故第二個H 的解離更難 而第二步從HS 中解離出的H 要克服負二價離子S2 的引力 其次 從平衡的角度看問題 也給第二個H 的解離增加難度 第一步解離出的H 使第二步的解離平衡左移 結論 二元弱酸的 H 由第一步解離決定 第二步解離中 解離掉的HS 與第二步解離得到的H 一樣少 也可以忽略 故溶液的 HS 也由第一步解離所決定 在常溫常壓下 H2S氣體在水中的飽和濃度約為0 10mol dm 3 據此可以計算出硫化氫飽和溶液中的 H HS 和 S2 K1 1 1 10 7 足夠小 可近似計算 t00 1000t平0 10 xxx 1 1 10 7 解得x 1 05 10 4 且 HS 1 05 10 4mol dm 3 即 H 1 05 10 4mol dm 3 雖然是第二步解離平衡 但K2表達式中的 H 并不表示第二步的產生的 H 它是兩步解離出的 H 的總和 近似等于第一步的 H 式中 HS 是第一步產生的減去第二步消耗的 但近似等于第一步產生的 HS 因為 H HS S2 即 S2 K2 1 3 10 13mol dm 3 結論 二元弱酸的酸根的濃度在數值上等于K2 在同一溶液中 同一種離子只能有一個濃度 這是處理溶液中平衡問題的關鍵 例8 3 1 求0 010mol dm 3的H2S溶液中H HS 及S2 的濃度 2 若向上述溶液中加幾滴濃鹽酸 使其濃度達到0 010mol dm 3 求溶液中S2 的濃度 已知K1 1 1 10 7K2 1 3 10 13 t00 01000t平0 010 xx 1 1 10 7 解 1 二元弱酸的 H 由第一步解離決定 解得x 3 3 10 5 即 H HS 3 3 10 5mol dm 3 因為 H HS S2 即 S2 K2 1 3 10 13mol dm 3 2 鹽酸完全解離 使體系中 H 0 010mol dm 3 在這樣的酸度下 已解離的 H2S 以及H2S解離出的 H 均可以忽略不計 設 S2 為y 故有 1 4 10 20 解得y 1 4 10 20 即 S2 1 4 10 20mol dm 3 和二元酸相似 三元酸也是分步解離的 K1 K2 K3相差很大 從多元酸的討論中可得類似結論 3 負二價的酸根離子的濃度等于第二級電離常數K2 1 其 H 是由第一步解離決定 2 負一價酸根離子的濃度等于體系中的 H 例8 4已知H3PO4的各級解離常數K1 7 1 10 3K2 6 3 10 8K3 4 8 10 13 解 因為K1 K2 K3 體系中的 H 由磷酸的第一步解離決定 起始濃度 c000 平衡濃度 c0 H H H 求H3PO4的起始濃度c0多大時 體系中PO43 的濃度為4 0 10 18mol dm 3 平衡濃度 c0 H H H 式中 HPO42 K2 7 6 10 3 將 H 代入式 8 1 1 6 10 2 故H3PO4的起始濃度為1 6 10 2mol dm 3 現擬在1dm3的水溶液中 將0 01mol的M2 轉化成MY 8 1 4緩沖溶液 實際上 當反應完成5 時 即產生1 0 10 3molH 使溶液pH 3 反應能否實現 早已破壞了反應條件 因此反應不能進行下去 如何控制反應體系的pH 以滿足反應的條件呢 人們研究出一種能夠抵抗外來少量酸堿的影響 和較多水的稀釋的影響 保持體系pH變化不大的溶液 我們稱之為緩沖溶液 下面以HAc和NaAc為例 對問題進行分析 緩沖作用的原理與前面講過的同離子效應有密切的關系 緩沖溶液一般是由弱酸和弱酸鹽組成或由弱堿和弱堿鹽組成的 例如HAc和NaAc NH3 H2O和NH4Cl等都可以配制成保持不同pH的緩沖溶液 c平c酸 H H c鹽 H 近似有c酸 H c鹽 溶液中存在起始濃度為c酸的弱酸的解離平衡 由于起始濃度為c鹽的強電解質弱酸鹽NaAc的存在 故平衡時各物質的濃度如下 上式說明 緩沖溶液的pH首先決定于弱酸的Ka值 其次決定于弱酸和弱酸鹽的濃度之比 例8 5緩沖溶液中有1 00mol dm 3的HAc和1 00mol dm 3的NaAc 試計算 求 1 緩沖溶液的pH 2 將10 0cm31 00mol dm 3HCl溶液加入到1 0dm3該緩沖溶液中引起的pH變化 3 將10 0cm31 00mol dm 3NaOH溶液加入到1 0dm3該緩沖溶液中引起的pH變化 因為c酸 c鹽 1 00mol dm 3 故pH pKa 4 74 4 將1 0dm3該溶液加水稀釋至10dm3 引起的pH變化 Ac 1 0 0 01 0 99 HAc 1 0 0 01 1 01 2 在1 0dm3緩沖溶液中 含HAc和NaAc各1 0mol 加入的鹽酸相當于0 01molH 它將消耗0 01molNaAc并生成0 01molHAc 故有濃度 加入10 0cm31 00mol dm 3HCl溶液后 緩沖溶液的pH幾乎沒有變化 若將這些HCl溶液加入到1 0dm3純水中 pH將從7變化為2 4 73 HAc 1 0 0 01 0 99 Ac 1 0 0 01 1 01 3 在1 0dm3緩沖溶液中 加入的氫氧化鈉相當于0 01molOH 它將消耗0 01mol的HAc并生成0 01molNaAc 故有濃度 加入10 0cm31 00mol dm 3NaOH溶液后 緩沖溶液的pH幾乎沒有變化 若將這些NaOH溶液加入到1 0dm3純水中 pH將從7變化為12 4 75 故該緩沖溶液的pH不變 3 將1 0dm3該溶液加水稀釋至10dm3 c酸和c鹽的數值均變化為原來的十分之一 但兩者的比值不變 例題的計算結果說明 分別加入這些鹽酸和NaOH 純水的pH將改變5個單位 相比之下可以清楚地看到緩沖溶液對外來少量強酸和強堿的抵抗作用 在HAc和NaAc的混合溶液中 Ac 可以抵抗H 或者說其可與H 結合生成HAc 上例中的HAc和Ac 即為緩沖對 而HAc可以抵抗OH 或者說其可與OH 反應生成Ac 緩沖溶液中發揮作用的弱酸和弱酸鹽 或弱堿和弱堿鹽 稱為緩沖對 緩沖對的濃度大時 緩沖溶液抵抗外來少量酸堿的影響 保持體系pH不變化的能力強 我們說它的緩沖容量大 若稀釋的倍數過大時 pH的變化也會增大 即使稀釋后溶液的pH變化還不大 但緩沖對的濃度變小 會影響緩沖溶液的緩沖容量 為了保證緩沖能力的均衡 緩沖對中兩種物質的濃度要接近為好 這時有pH pKa 1 這一pH范圍 稱為緩沖范圍 下面討論以弱堿 弱堿鹽NH3 H2O NH4Cl配制的緩沖溶液 緩沖溶液的pH計算公式為 pH 10的緩沖溶液 其pOH 4 lg1 8 10 5 4 0 74 使用氨水和氯化銨配制上述緩沖溶液時 兩者的濃度均不得過低 注意保證緩沖容量 8 2鹽的水解 鹽解離出的離子 與水作用 使水的解離平衡發生移動從而影響溶液的酸堿性 水解過程中 溶液pH經常發生變化 這種作用叫做鹽的水解 8 2 1水解平衡常數 1弱酸強堿鹽 水解平衡常數用Kh表示 5 56 10 10 2強酸弱堿鹽 5 6 10 10 由于鹽的水解平衡常數相當小 故計算中可以采用近似的方法來處理 3弱酸弱堿鹽 3 1 10 5 NH4Ac的雙水解的平衡常數為3 1 10 5 與Ac NH4 各自的水解平衡常數5 6 10 10相比 是相當大的 水解后生成的弱酸和弱堿 其解離平衡常數Ka和Kb越小 則鹽類的水解平衡常數Kh越大 在其他條件相同時 其水解程度越大 綜合以上結論 例如 同樣條件下 NaAc比NaF的水解程度大 生成的溶液的堿性更強 這是由于Ka HAc 1 8 10 5小Ka HF 6 3 10 4大 鹽類水解反應吸熱 H 0 T增高時 Kh增大 故升高溫度有利于水解反應的進行 若不加熱 水解不明顯 例如Fe3 的水解 8 2 2水解度和水解平衡的計算 1單水解過程的計算 NaAc水解反應的方程式如下 起始濃度 c000 平衡濃度 c0 xxx Kh很小 近似有 Ac c0 即 用h表示水解度 則 關鍵是已經水解掉的鹽的濃度c鹽 用什么來代表 例如 可以用 OH 表示已經水解了的 Ac NH4Cl是典型的強酸弱堿鹽 其水解反應的方程式 H 以及水解度表達式如下 例8 7求0 10mol dm 3的NH4Cl溶液的pH和水解度 H 7 5 10 6 所以pH 5 13 7 5 10 3 水解度用h表示 則 可以看出 當水解平衡常數Kh一定時 鹽的起始濃度c0越小 水解度h越大 即稀溶液的水解度比較大 從水解度的計算公式 溶液稀釋后水解度會增大也可從平衡角度得出 稀釋至原體積的10倍時 各濃度均為原平衡濃度的十分之一 反應商用Q表示 則 因為Q Kh 水解平衡右移 水解度增大 例8 7中曾計算出 0 10mol dm 3的NH4Cl溶液h 7 45 10 3 同理也可以計算出 0 010mol dm 3的NH4Cl溶液h 2 4 10 2 計算結果表明 較稀的NH4Cl溶液 水解度大 故改變體系的pH會使平衡移動 此外 水解的產物中 肯定有H 或OH 2雙水解過程的計算 Ka和Kb分別表示HA和MOH的解離平衡常數 本課程研究的弱酸弱堿鹽 僅限于由一元弱酸HA和一元弱堿MOH所生成的鹽MA 下面討論起始濃度為c0的弱酸弱堿鹽MA溶液的 H MOH 等于生成的 H HA 等于生成的 OH H 將與生成的OH 結合成H2O而被消耗掉 故溶液中 H MOH HA 1 注意 下面的推導 其目標是將式 1 中的 H 用已知的數據表示出 這些數據包括鹽的起始濃度c0 解離平衡常數Ka Kb Kw 水解平衡常數Kh 和Kh 等 H MOH HA 1 先將式 1 中的 MOH 用已知數據表示出 H MOH HA 1 式 2 中還有不滿足要求的數據 它就是 M 再將式 1 中的 HA 用已知的數據表示出來 H MOH HA 1 式 3 由解離平衡推導 極為簡單 注意式 3 中仍有非已知數據 待后面近似處理 H MOH HA 1 將式 2 式 3 兩式同時代入式 1 去分母 得 移項 整理得 當Kh很小時 水解程度不大 故 M 和 A 基本都等于起始濃度c0 于是有 亦即KaKb Kw 表面上看 H 似與鹽的濃度無關 實際上要求鹽的起始濃度c0不能太低 對0 10mol dm 3NH4Ac溶液 由Ka Kb 1 8 10 5 根據公式 但當Ka和Kb不相等時 溶液則不顯中性 可知 H 1 0 10 7mol dm 3 即溶液顯中性 例8 8求0 10mol dm 3NH4F溶液的pH 所以 H 5 9 10 7 解 Ka HF 6 3 10 4Kb NH3 H2O 1 8 10 5 由于c0 Ka KaKb Kw 所以符合使用公式的條件 pH 6 23 8 3電解質溶液理論和酸堿理論的發展 8 3 1強電解質溶液理論 阿侖尼烏斯認為 電解質在水溶液中是解離的 包括KCl這樣的強電解質在內 這種解離都是不完全的 他的根據是 KCl若完全解離 其溶液中的微粒數目將是KCl分子數目的2倍 其冰點下降值 Tf應為相同濃度葡萄糖溶液的2倍 但實驗結果卻表明這個倍數小于2 就是說KCl這類電解質在水中是完全解離的 現代結構理論和測試手段均證明 KCl這樣的鹽類 不僅溶于水中不以分子狀態存在 就是在晶體中也不以分子狀態存在 這一矛盾現象的發現 促進了電解質溶液理論的發展 1923年 荷蘭人德拜 Debye 和德國人休克爾 H ckel 提出了強電解質溶液理論 成功地解釋了上面提出的矛盾現象 1離子強度 德拜 休克爾理論指出 強電解質溶液中不存在分子 解離是完全的 由于離子間的靜電作用 正離子的周圍圍繞著負離子 負離子的周圍圍繞著正離子 由于離子間作用的存在 離子的活動受到限制 正負離子間相互制約 離子的行動并不完全自由 因此1mol的離子不能發揮1mol粒子的作用 溶液中離子的濃度越大 離子所帶電荷數目越多 離子之間的相互作用就越強 用離子強度I衡量一種溶液對于存在于其中的離子的影響的大小 式中 bi表示i種離子的的質量摩爾濃度zi表示溶液中i種離子的電荷數 離子強度I的單位為mol kg 1 如0 1mol dm 3鹽酸和0 1mol dm 3CaCl2溶液等體積混合 所形成的溶液中 各種離子的質量摩爾濃度分別約為 0 2 mol kg 1 2活度系數 若強電解質的離子濃度為c 由于離子強度的存在 其發揮的有效濃度為a 則有真分數f存在 使 a f c 式中 c為濃度 a為有效濃度或稱為活度 f稱為活度系數 用f修正后 得到活度a 它能更真實地體現溶液的行為 這時 活度a偏離濃度c越遠 a f c 溶液的離子強度越大 離子自身的電荷數越大 離子自身的濃度越大 則其活度系數f的數值越小 這種情況下 若用濃度進行計算 所得結果將偏離實際情況較遠 故這時有必要用活度計算和討論問題 弱電解質的溶液中 離子強度較小 且是更重要的是解離平衡的存在 因此不必考慮活度和活度系數 但討論問題 有時要用到a和f 但在本章的計算中 如不特殊說明 則近似地認為a c f 1 3鹽效應 在HAc中加入NaAc 這種影響稱為鹽效應 實驗表明 鹽效應將使解離度增大 除了Ac 離子對HAc電離平衡產生同離子效應使解離度減小以外 Na 離子對平衡也有一定的影響 在例8 1中曾計算0 10mol dm 3HAc溶液的 H 和解離度 結果是 H 1 34 10 3mol dm 3 這是忽略了溶液中離子之間的相互作用 以濃度代替活度的近似結果 或者說成是認為f 1的近似結果 用活度表示 1 8 10 5 現向0 10mol dm 3的HAc中加入NaCl 使NaCl的濃度達到0 2mol dm 3 若不考慮活度 或者說認為f 1 則 H 1 34 10 3 它表示解離掉的 HAc 實際上加入NaCl 使溶液中的離子濃度增大 離子氛的作用加強 活度系數f變小 當 NaCl 0 2mol dm 3時 活度系數f 0 7 由a f H 1 9 10 3 H 1 9 10 3mol dm 3 所得數據 H 1 9 10 3mol dm 3說明已經解離出的 已經解離出的 H 可以代表已解離掉的 HAc 故 1 9 與未加入NaCl時 1 34 相比 加入NaCl 解離度增大 加入NaCl以后 1 9 在弱電解質中加入與其沒有共同離子的強電解質 會使弱電解質的解離度有所增加 這種作用稱為鹽效應 關于鹽效應 要注意以下問題 1 鹽效應的影響不大 2 有同離子效應存在時 不必考慮鹽效應 3 不要求計算 只要求會運用鹽效應概念討論問題 阿侖尼烏斯的電離學說 使人們對酸堿的認識發生了一個質的飛躍 電離學說明確地給出了酸堿的定義 酸解離產生的正離子全部是H 堿解離產生的負離子全部是OH 電離學說進一步從平衡角度找到了比較酸堿強弱的標準 即平衡常數Ka Kb 8 3 2酸堿質子理論 阿侖尼烏斯理論在水溶液中是成功的 但其在非水體系中的適用性 卻受到了挑戰 20世紀20年代丹麥人布朗斯特和英國人勞萊提出的酸堿質子理論 該理論大大地擴大了酸堿的物種范圍 使酸堿理論的適用范圍擴展到非水體系乃至無溶劑體系 1酸堿定義 在反應中給出質子的分子或離子叫做酸 在反應中接受質子的分子或離子叫做堿 負離子HCO3 SO42 H2PO4 HCO3 質子酸質子堿分子HCl H2SO4NH3 酸給出質子后 變成堿 同理 堿接受質子后 變成酸 處于上述關系中的一對酸堿 互為共軛酸堿 Cl 是HCl的共軛堿 而HCl是Cl 的共軛酸 H2O作為一種酸時 其共軛堿是OH 而H2O作為一種堿時 其共軛酸是H3O 這種既能給出質子 又能接受質子的物質叫做兩性物質 判斷一種物質是酸還是堿 一定要在具體的反應中根據質子得失關系來判斷 故HSO4 是兩性物質 2酸堿的強弱及反應的方向 在質子酸堿理論中仍可用解離平衡常數來表示酸和堿的強度 例如 強酸 H3O HF HAc NH4 H2O 堿的強弱可以用如下的思路來考慮 Ac 是HAc的共軛堿 它與H2O發生反應時起堿的作用 結合了質子生成了酸 可以看出 水解反應的平衡常數Kh正是HAc的共軛堿Ac 接受H 反應的平衡常數Kb 這就是前面講到的水解反應 即Ka和Kb之積為常數 或Ka Kb Kw 一對共軛酸堿中 酸的Ka越大 則其共軛堿的Kb越小 所以從酸性的次序就可以推出其共軛堿的堿性次序 強酸 H3O HF HAc NH4 H2O 強酸根 H2O F Ac NH3 OH 其實質是強酸I將質子轉移給強堿II 生成弱酸II和弱堿I 阿侖尼烏斯理論中許多不同類型的反應 在酸堿質子理論中呈現出其共性 如強酸的解離 方向是強酸和強堿反應生成弱酸和弱堿 方向似乎是弱酸和弱堿生成強酸和強堿 反應自發進行的方向 仍是從強酸強堿生成弱酸弱堿 對于阿侖尼烏斯酸堿體系中弱酸鹽的水解 弱堿鹽的水解以及水的自偶解離等均可以看成質子轉移反應 只要知道酸堿的強弱 就可以知道質子轉移的方向 知道反應進行的方向 酸堿質子理論的優越性在于它不僅適用于水溶液體系 更適用于所有含質子的非水溶劑所形成的溶液體系 常見的無機非水質子溶劑有液氨 HAc和HF等 液氨的自偶解離也可以表示為酸堿的質子轉移反應 高氯酸在冰醋酸中的解離平衡也可以表示為質子轉移反應 比較HClO4 H2SO4 HCl和HNO3的強弱 在水中是不能完成的 由于水接受質子的能力較強 使四者均完全解離 故比較不出強弱 若放到HAc中 由于HAc接受質子的能力比H2O弱得多 所以盡管四者給出質子的能力沒有改變 但是在HAc中卻是部分解離 于是根據在HAc中Ka或pKa的大小可以比較四者酸性的強弱 所以四者從強到弱依次是HClO4 H2SO4 HCl 而H2O對三種強酸有拉平效應 是三者的拉平試劑 HAc對三種強酸有區分效應 HAc是四者的區分試劑 酸堿質子理論的優越性在于 它不僅適用于水溶液體系 更適用于所有含質子的非水溶劑所形成的溶液體系 酸堿質子理論的局限性在于 它僅適用含質子體系 對于不含有質子的物質 如Cu2 Ag 等不好歸類 對于無質