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1、弱酸弱堿的解離常數(shù) 解離度和稀釋定律化學(xué)二組回顧：阿累尼烏斯的酸堿電離理論布朗斯特的酸堿質(zhì)子理論路易斯的酸堿電子理論阿累尼烏斯的酸堿電離理論1887年瑞典的阿累尼烏斯(Arrhenius)提出：酸——溶于水時(shí)能電離出H+的物質(zhì)堿——溶于水時(shí)能電離出OH-的物質(zhì)酸堿反應(yīng)：酸+堿=鹽+水優(yōu)點(diǎn)：酸堿的概念明確，關(guān)系清楚。局限性：（1）只適用于水溶液，不適用于非水溶液。（2）不能解釋NH3、NH4Cl、NaAc等的酸堿性。布朗斯特的酸堿質(zhì)子理論1923年丹麥的布朗斯特(Bronsted)和英國(guó)的勞里(Lowry)提出：酸——能給出質(zhì)子(H+)的物質(zhì)堿——能接受質(zhì)子(H+)的
2、物質(zhì)兩性物質(zhì)——既能給出質(zhì)子又能接受質(zhì)子的物質(zhì)非酸非堿物質(zhì)——既不能給出質(zhì)子又不能接受質(zhì)子的物質(zhì)優(yōu)點(diǎn)：（1）適用于水溶液和非水溶液。（2）酸堿的范圍較寬。（3）沒有了鹽的概念。局限性：不能解釋不含氫的化合物，如BF3的酸性、CO的堿性。路易斯的酸堿電子理論1923年美國(guó)的路易斯(Lewis)提出：酸——能接受電子對(duì)的物質(zhì)(有價(jià)層空軌道)堿——能給出電子對(duì)的物質(zhì)(有價(jià)層孤對(duì)電子)酸堿反應(yīng)：通過配位鍵形成酸堿配合物BF3+NH3==F3BNH3Ni+4CO==Ni(CO)4優(yōu)點(diǎn)：酸堿范圍極其廣泛，適用于各種溶劑以至無(wú)溶劑的體系，也不受某種離子或質(zhì)子的限制。缺點(diǎn)：對(duì)酸堿的
3、認(rèn)識(shí)過于籠統(tǒng)，因而不易掌握酸堿的特性，也不易確定酸堿的相對(duì)強(qiáng)度。一些酸堿反應(yīng)離解反應(yīng)：HAc+H2O==H3O++Ac?NH3+H2O==NH4++OH?水解反應(yīng)：Ac?+H2O==HAc+OH?NH4++H2O==NH3+H3O+中和反應(yīng)：HAc+NH3==Ac-+NH4+H3O++OH?==H2O+H2O酸堿反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行的方向：強(qiáng)酸1+強(qiáng)堿2→弱堿1+弱酸2弱酸弱堿的離解平衡和離解常數(shù)HAc+H2O==H3O++Ac-NH3+H2O==NH4++OH-H2S+H2O==H3O++HS-HS-+H2O==H3O++S2-共軛酸堿對(duì)的Ka?與Kb?的關(guān)系質(zhì)子酸堿的強(qiáng)
4、弱與給出質(zhì)子或接受質(zhì)子的能力有關(guān)。酸越強(qiáng)，越容易給出質(zhì)子；堿越強(qiáng)，越容易得到質(zhì)子。酸給出質(zhì)子后變?yōu)閴A，堿得到質(zhì)子后變?yōu)樗?。酸與堿的這種關(guān)系稱為共軛關(guān)系，酸與失去質(zhì)子后所生成的堿稱為共軛酸堿對(duì)。共軛酸==H++共軛堿HAc==H++Ac-NH4+==H++NH3H3PO4==H++H2PO4-H2PO4-==H++HPO42-HPO42-==H++PO43-HAc-Ac-和NH4+-NH3(1)HAc+H2O==H3O++Ac-Ka?(HAc)(2)Ac?+H2O==HAc+OH?Kb?(Ac-)(3)H2O+H2O==H3O++OH?KW?因?yàn)椋?1)+(2)=(3
5、)所以：Ka?(HAc)?Kb?(Ac-)=KW?(1)NH4++H2O==H3O++NH3Ka?(NH4+)(2)NH3+H2O==NH4++OH?Kb?(NH3)(3)H2O+H2O==H3O++OH?KW?因?yàn)椋?1)+(2)=(3)所以：Ka?(NH4+)?Kb?(NH3)=KW?酸越強(qiáng)，其共軛堿越弱；堿越強(qiáng)，其共軛酸越弱。即強(qiáng)酸的共軛堿是弱堿；強(qiáng)堿的共軛酸是弱酸。思考題1：寫出下列酸的共軛堿或堿的共軛酸寫出下列酸的共軛堿或堿的共軛酸ClO4-,HSO4-,HCO3-,HAc,H2S,HO2-,HPO4-,HS-,H3O+,H2O,NH4+，HCl計(jì)算CO3
6、2-的Kb1?和Kb2?注意共軛關(guān)系同理，對(duì)PO43-的Kb1?、Kb2?和Kb3?
