§5.1酸碱质子理论(lǐlùn)概述*5.1.1历史回顾（电离理论、质子(zhìzǐ)理论、电子理论）阿仑尼乌斯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。如下反应：2H2O=OH-+H3O+(水的自偶电离)NaOH+HCl=NaCl+H2O2NH3=NH2-+NH4+(液氨的自偶电离)NaNH2+NH4Cl=NaCl+2NH3NH3(g)+HCl(g)=NH4Cl(s)它们都是酸碱反应，但都不符合酸和碱定义(dìngyì)。因此阿仑尼乌斯酸碱理论有其局限性。1、定义酸：凡是(fánshì)能释放出质子(H+)的分子或离子。（质子的给予体）如:HNO3、HCl、H2O、NH4+、H2PO4-等碱：凡是(fánshì)能与质子（H+）结合的分子或离子。（质子的接受体）如:NH3、H2O、H2PO4-、[Al(H2O)5(OH)]2+等酸H++碱例：HAc的共轭碱是Ac－，Ac－的共轭酸是HAc，HAc和Ac－为一对(yīduì)共轭酸碱。①酸碱解离(jiělí)反应是质子转移反应。③盐类水解反应(fǎnyìng)也是离子酸碱的质子转移反应(fǎnyìng)。例如NaAc水解：④非水溶液中的酸碱反应，也是离子(lízǐ)酸碱的质子转移反应。例如NH4Cl的生成：区分效应：用一个溶剂(róngjì)能把酸或碱的相对强弱区分开来，称为溶剂(róngjì)的“区分效应”。例如：H2O可以区分HAc，HCN酸性的强弱。但水对强酸起不到(bùdào)区分作用，水能够同等程度地将HClO4，HCl，HNO3等强酸的质子全部夺取过来。酸越强，其共轭碱越弱；碱越强，其共轭酸越弱。§5.2水的解离平衡(pínghéng)和溶液的pH5.2.1水的解离(jiělí)平衡[OH]§5.3弱酸(ruòsuān)、弱碱的解离平衡1.一元弱酸(ruòsuān)的解离平衡初始(chūshǐ)浓度/mol·L-10.1010-70解离(jiělí)度(a)关于水溶液中水(zhōnɡshuǐ)的电离问题：α与的关系：c00.200010-75.3.2多元弱酸(ruòsuān)的解离平衡例题：计算0.010mol·L-1H2CO3溶液中的H3O+,H2CO3,HCO3-，CO32-和OH－的浓度(nóngdù)以及溶液的pH值。/结论(jiélùn)：※1.强酸弱碱(ruòjiǎn)盐（离子酸）/ceq/mol·L-1xx≈x2.弱酸强碱(qiánɡjiǎn)盐（离子碱）如Na3PO4的水解(shuǐjiě)：/例题：计算(jìsuàn)0.10mol·L-1Na3PO4溶液的pH值。3.酸式盐*4.弱酸(ruòsuān)弱碱盐5.影响(yǐngxiǎng)盐类水解的因素及应用§5.4缓冲溶液(huǎnchōnɡrónɡyè)同离子效应：在弱电解质溶液中，加入与其含有(hányǒu)相同离子的易溶强电解质而使弱电解质的解离度降低的现象。盐效应：在弱电解质溶液中，加入(jiārù)与其不含相同离子的易溶强电解质，使弱电解质的解离度略有增大的现象。50mLHAc—NaAc[c(HAc)=c(NaAc)=0.10mol·L-1]pH=4.74缓冲作用原理(yuánlǐ)⒈弱酸(ruòsuān)—弱酸(ruòsuān)盐：2.弱碱(ruòjiǎn)—弱碱(ruòjiǎn)盐3.由多元弱酸(ruòsuān)酸式盐组成的缓冲溶液②溶液(róngyè)为碱性例2：常见缓冲溶液(huǎnchōnɡrónɡyè)PH值的计算公式：(重点)结论(jiélùn)：例题：求300mL0.50mol·L-1H3PO4和500mL0.50mol·L-1NaOH的混合(hùnhé)溶液的pH。/例题：若在50.00mL0.150mol·L-1NH3(aq)和0.200mol·L-1NH4Cl组成(zǔchénɡ)的缓冲溶液中，加入0.100ml1.00mol·L-1的HCl，求加入HCl前后溶液的pH各为多少？加入(jiārù)HCl后：*5.4.4缓冲(huǎnchōng)范围和缓冲(huǎnchōng)能力欲配制(pèizhì)的缓冲溶液的pH值例题：今有2.0L0.10mol·L-1的Na3PO4溶液和2.0L0.10mol·L-1的NaH2PO4溶液，仅用这两种溶液（不可(bùkě)再加水）来配制的缓冲溶液，能配制多少升这种缓冲溶液？平衡浓度/(mol·L-1)解得x=0.12能配制(pèizhì)缓冲溶液变色范围酸色中间色碱色甲基橙3.1~4.4红橙黄酚酞8.0~10.0无色(wúsè)粉红红石蕊3.0~8.0红紫蓝Lewis酸：凡是可以接受电子对的分子(fēnzǐ)、