1、 引言： 酸是指具有酸味，能使藍色石蕊試紙變紅的物質。 堿是指具有澀味，能使紅色石蕊試紙變藍的物質，且與酸反應生成鹽和水。 石蕊試紙是常用的試紙，用它檢驗溶液的酸堿性是最古老的方式之一。有紅色石蕊試紙和藍色石蕊試紙兩種。堿性溶液使紅色試紙變藍，酸性溶液使藍色試紙變紅。 變色范圍：4.58.3。 一 酸堿電離理論1（一）理論 1887年，瑞典物理化學家Arrhenius阿侖尼烏斯提出酸堿電離理論： 凡是在水溶液中能夠電離產生H+的物質是酸（Acid）；能電離產生OH- 的物質是堿（Base）。酸堿反應的實質就是H+與OH-作用生成H2O。HAc H+ + Ac-NaOH Na+ + OH-H2C

2、O3 H+ + HCO3-HCO3- H+ + CO32- 注：多元弱酸、弱堿采用分步電離2（二）電離平衡常數與電離度 電離平衡常數是指弱電解質在一定條件下，電離平衡時，生成的離子濃度計量數次冪乘積與未電離分子濃度計量數次冪乘積的比值。只與溫度有關。 HAc H+ + Ac- ka = 1.710-5 NH3.H2O NH4+ + OH- kb = 1.810-5 H2CO3 H+ + HCO3- ka1 = 4.410-7 HCO3- H+ + CO32- ka2 = 4.710-113 對于多元弱酸，若第一級電離比其他級電離大很多，則可近似看成是第一級電離的結果。若各級電離都不太小且差別不

3、是很大時，常采用酸、堿解離的平衡常數（Ka、Kb）來表征酸堿的強度。 4 Ka、Kb的值的意義： 1、Ka、Kb的值可以衡量弱酸（弱堿）的相對強弱。K10-4，可認為是弱電解質；10-2K 10-3，可認為是中強電解質。 2、同一溫度下，不論弱電解質濃度如何改變，解離常數基本保持不變。 3、Ka、Kb的值隨溫度而改變，不過影響較小，一般可以忽略。5K與關系：對于一元弱酸 HA H+ + A- 初始 c 0 0 平衡 c（1-） c c Ka=c2/(1-)若c/Ka500，即c500Ka，則1-約等于1，有： c2=Ka 解離度 =（Ka/c）1/26K與關系解離度 =（Ka/c）1/2 稀釋

4、定律上式表明：弱電解質的濃度越稀，其解離度越大。根據上式，平衡時H+= c=（c.Ka）1/27 酸度 人們把水溶液中氫離子的濃度定義為酸度，作為在酸堿反應中起作用大小的標志。 PH = -LgH+ 相應地有： POH = -LgOH-8常溫下，在水溶液中有： H+. OH-=Kw=1.0010-14等式兩邊取負對數，有 -Lg H+-LgOH-=-LgKw即 PH + POH = PKw = 14.00PH值越小，酸性越強，堿性越弱。9 （三）酸堿反應（酸堿電離理論） 酸堿反應的實質就是H+與OH-作用生成H2O。 H+ + OH- = H2O 如：鹽酸與氫氧化鈉的反應、醋酸與氫氧化鈉的反應

5、等。10（四）電離理論的優缺點 優點：能簡便地說明酸堿在水溶液中的反應。 不足： 1.由于該理論把酸堿僅限于水溶液中，無法說明非水溶液中的酸堿性。 HCl氣體，NH3氣體，NH4Cl固體等 2.電離理論把堿限制為含氫氧化物，無法解釋本身不含H或OH卻顯酸堿性的物質。 NH3、Na2CO3等11（一）理論 1923年，丹麥化學家布朗斯特和英國化學家勞萊提出。 酸堿質子理論認為：凡能給出質子的物質都是酸，凡能接受質子的物質都是堿，酸是質子的給予體，堿是質子的接受體。HB = H+ + B-二 酸堿質子理論酸 堿12（一）理論 酸（HB）給出一個質子（H+ ）形成堿（B-），堿獲得一個質子形成酸。這

6、種因一個質子的得失而相互轉化的一對酸堿稱為共軛酸堿對。 HB = H+ + B-二 酸堿質子理論酸 堿13（二）共軛酸堿對 酸失去質子后即成為其共軛堿，堿得到質子后即成為其共軛酸。即 酸 = 質子 + 堿 HCl H+Cl H2O + H+ H3O+ HAc H+Ac NH3 H NH4 HCO3 HCO32 HCO3 H H2CO3 因一個質子的得失而相互轉化的一對酸堿稱為共軛酸堿對。14 顯然，酸堿的質子概念是以起反應的方式（接受或給出質子）為依據，而不是以物質的化學組成為標準。因此： 1.酸和堿可以是中性分子，也可以是正負離子。 H2O + H+= H3O+ 2.有些物質(如水)既可以作

7、為酸給出質子，又可以作為堿接受質子，這些物質稱為兩性物質。 3.在質子理論中沒有鹽的概念。15（三）酸堿反應 酸堿反應的實質是兩對共軛酸堿對之間的質子傳遞。 酸堿反應是較強的酸與較強的堿作用，生成較弱的堿和較弱的酸的過程。 較強酸 + 較強堿 = 較弱堿 + 較弱酸16HCl（aq） H(aq) Cl（aq）H（aq） H2O(l) H3O（aq）HCl（aq） H2O（l） H3O Cl（aq）酸1 堿2 酸2 堿117 優點： 擴大了酸和堿的范圍，解決了非水溶液和氣體間的酸堿反應。 缺點： 酸堿質子理論把酸堿只限于質子的給予或接受，不能解釋沒有質子傳遞的酸堿反應。CaO + SO3 CaS

8、O4SO3為酸，但沒有質子存在18酸堿溶液的H+的計算： 物料平衡MBE 電荷平衡CBE 質子平衡PBE 四 溶液pH值的計算191 物料平衡 Mass/Material Balance Equation 在平衡狀態下某一組分的分析濃度等于該組分各種形式的平衡濃度之和，它的數學表達式叫物料平衡，記為MBE。 四 溶液pH值的計算201 物料平衡 Mass/Material Balance Equation eg：寫出0.10mol/L碳酸氫鈉溶液的MBE？ 解：寫出所有反應方程式，確定溶液中各組分存在形式Na+，HCO3-，H+，CO32-，H2CO3，OH-。 與Na+，HCO3-有關的MB

9、E： Na+=0.10mol/L HCO3-+CO32-+H2CO3=0.10mol/L四 溶液pH值的計算21 eg：寫出210-3mol/L Cu(NO3)2與0.2mol/L NH3的混合溶液的MBE？ 解：寫出所有反應方程式，確定溶液中各組分存在形式Cu2+，Cu(NH3)2+，Cu(NH3)22+， Cu(NH3)32+，Cu(NH3)42+，Cu(NH3)52+，NO3-，NH3，NH4+，OH-。 與Cu2+，NO3-和NH3有關的MBE： Cu2+Cu(NH3)2+Cu(NH3)22+Cu(NH3)32+Cu(NH3)42+= 210-3mol/L NO3-=410-3mol/

10、L Cu(NH3)2+2Cu(NH3)22+3Cu(NH3)32+4Cu(NH3)42+NH3= 0.2mol/L22 2 電荷平衡 Charge Balance Equation 當反應處于平衡時，溶液中正電荷總濃度與負電荷總濃度相等，即溶液呈電中性。該規律稱為電荷平衡。CBE eg：寫出c mol/L碳酸鈉溶液的CBE？ 解：寫出所有反應方程式，確定溶液中各組分存在形式Na+，CO32-，HCO3-，H+，H2CO3，OH- Na+H+=OH-+HCO3-+2CO32-23 3 質子平衡 Proton Balance Equation 酸堿反應平衡時，酸失去的質子數應等于堿得到的質子數。P

11、BE 24 質子平衡配平化學方程式的步驟： （1）在酸堿平衡體系中選取零水準(即質子參考水準)，即得失質子數的基礎。 零水準：酸堿平衡系統中，溶液中大量存在并參與質子轉移的物質。也叫質子基準物質。 （2）從零水準出發，判斷其它組分得失質子情況及得失質子數目。 （3）根據得失質子恒等原理寫出質子恒等式。 涉及多級解離的物質時，必須在質子恒等式中乘以其得失質子數。25 eg：寫出NaNH4HPO4溶液的PBE？ 解：寫出所有反應方程式，確定溶液中各組分存在形式Na+，NH4+，HPO42-，NH3，H+，PO43-，H2PO4-，H3PO4，OH- （1）選擇零水準：NH4+，HPO42-和H2O

12、 （2）判斷其它組分得失質子情況：得質子產物有H2PO4-，H3PO4，H+得質子數分別為1，2，1；失質子產物有NH3，PO43-，OH-失質子數為1，1，1 （3）PBE為： H2PO4-+2H3PO4+H+=NH3+PO43-+OH-或H+=NH3+PO43-+OH-H2PO4-2H3PO426（二）酸堿溶液pH值的計算 基礎化學中計算H+濃度或OH-濃度時，通常允許有不超過5%的相對誤差。當兩個數相加減時，若其中的較大數大于較小數的20倍時，可以將較小數忽略不計。27 1 強酸溶液 在一元強酸c mol/L HA 溶液中，存在下列質子轉移平衡： HA H+A 精確式為 H=c+(c2+

13、4Kw)1/2/2 當c10-6mol/L時， H c 2 強堿溶液 同理c10-6mol/L時，OH c28 3 一元弱酸pH值計算公式 近似式為H=-Ka+(Ka2+4Ka.c)1/2/2 (條件：Ka.c20Kw,忽略水的水解)最簡式：H=（Ka.c)1/2 (條件：Ka.c 20Kw,c/Ka 500)29 4 一元弱堿pH值計算公式 近似式為OH-=-Kb+(Kb2+4Kb.c)1/2/2 (條件：Kb.c20Kw,忽略水的水解)最簡式：OH-=（Kb.c)1/2 (條件：Kb.c20Kw,c/Kb 500) 305 多元酸溶液pH值計算公式 近似式為H=-Ka1+(Ka12+4Ka

14、1.c)1/2/2 (條件：Ka1.c 20Kw,忽略水的水解)最簡式：H=（Ka.c)1/2 (條件：Ka1.c 20Kw,2Ka2/H 2Ka2/(Ka1.c)1/20.05,c/Ka1 500)316 多元弱堿溶液pH值計算公式近似式為OH_=-Kb1+(Kb12+4Kb2.c)1/2/2 (條件：Kb1.c 20Kw,忽略水的水解)最簡式：OH_=（Kb1.c)1/2 (條件：Kb1.c 20Kw,2Kb2/OH_ 2Kb2/(Kb1.c)1/20.05,c/Kb1 500)32（一）酸堿指示劑 1 作用原理 酸堿指示劑為弱的有機酸或堿，其酸式和它的共軛堿具有不同的顏色，當溶液pH值改

15、變時，指示劑發生質子的轉移引起結構上的改變而導致顏色的變化。五 酸堿滴定法33 2 變色范圍 指示劑的顏色變化是在一定的pH值范圍內，并不是溶液pH值的任何微小變化都會引起指示劑顏色的變化。 eg：弱酸型指示劑HIn HIn H+In- In-表示指示劑堿的形式，其顏色為堿色Hin表示指示劑酸的形式，其顏色為酸色 34 2 變色范圍 HIn H+In- 離解平衡時：Ka=H+In-/HIn 這里，Ka在一定溫度下是個定值，上式可寫成 In-/HIn=Ka/H+ 可以看出In-/HIn僅為H+函數，改變H+可引起溶液顏色的變化。 35 2 變色范圍 （1）若In-/HIn10，則溶液顯In-顏色

16、，pHpKa-1 （2）若In-/HIn0.1，則溶液顯HIn顏色，pHpKa+1 （3）若0.1In-/HIn10，則溶液顯混合顏色，pH=pKa136 2 變色范圍 In-/HIn=1， pH=pKa 稱為指示劑的理論變色點。 所以，指示劑的變色范圍為則 pH=pKa137 3 影響指示劑變色范圍的因素 在酸式或堿式型體中僅有一種具有顏色的指示劑稱為單色指示劑，如酚酞。 酸式或堿式都有顏色的指示劑稱為雙色指示劑，如甲基橙。 一般說來，指示劑用量對雙色指示劑變色范圍無影響，對單色指示劑有影響。一般用量為3滴。38（二）酸堿滴定曲線 1 強堿滴定強酸或強酸滴定強堿 eg：0.1000mol/L

17、氫氧化鈉滴定20.00mL 0.1000 mol/L鹽酸 解： （1）初始H+=0.1000mol/L pH=1.00 （2）NaOH加量為19.98mL（-0.1%誤差） H+=0.1000（0.02/39.98）=5.010-5mol/L pH=4.30 39 （3）化學計量點，HCl被完全中和 H+=OH-=KW0.5=1.010-7mol/L pH=7.00 （4）NaOH加量20.02mL（+0.1%誤差） OH-=0.1000（0.02/40.02）=5.010-5mol/L pOH=4.30 pH=14-pOH=9.70 滴定突越范圍：化學計量點前后0.1%相對誤差范圍內溶液pH

18、值的變化范圍。 指示劑的一般選用原則：指示劑的變色范圍全部或部分處于滴定突越范圍內。4041 2 強堿滴定弱酸或強酸滴定弱堿 eg：0.1000mol/L氫氧化鈉滴定20.00mL0.1000 mol/L醋酸（ Ka=1.810-5） 解：（1）初始H+=（Kac）0.5=（1.810-50.1）0.5 =1.3410-3mol/L pH=2.87（2）NaOH加量為19.98mL（-0.1%誤差），溶液為HAc-NaAc緩沖體系 pH=pKa + lg CAc-/CHAc HAc=0.10.02/39.98= 0.00005 Ac=0.119.98/39.98=0.05 pH=-lg（1.810-5）+lg（0.05/0.00005）=7.7442（3）化學計量點，NaOH加量為20.00mL OH-=（Kbc）0.5=（KWKac）0.5=5.2710-6 pOH=5.28 pH=14-pOH=8.72（4） NaOH加量為20.02mL（+0.1%誤差） OH-=0.1000 （0.02/40.02）=5.010-5mol/L pOH=4.30 pH=14-pOH=9.7043441、緩沖溶液-當加入少量的強酸、強堿或稍加稀