5.1弱酸弱堿溶液

在化學曆程中，酸堿性的控制是每個化學反應都無法回避的問題

水溶液的酸堿性是酸堿性控制的核心内容之一

人體質量的70%是水，人體的反應都是水的弱酸弱堿反應

5.1.1 三種酸堿理論

5.1.1.1酸堿電離理論

此理論是阿倫尼烏斯建立的，就是前面我們講化學反應速率時候的那個阿倫尼烏斯，阿倫尼烏斯是瑞典最偉大的化學家，并且以此獲得了1903年的諾貝爾化學獎（還記得1903年諾貝爾物理獎是誰的嗎？）.酸堿電離理論在中學化學裡重點講過，其重點就是：能電離出氫離子的是酸，電離出的氫氧根離子的是堿。

5.1.1.2酸堿質子理論

凡能給出質子的物質(proton donor)都是酸；凡能結合質子的物質(proton acceptor)都是堿。（這裡的質子就是氫離子）

如：HCl、H2SO4、HSO4–、HNO3 、H3PO4、H2PO4–、 HPO42–、NH4 、NH3、H2CO3、HCO3–、H2S、HS–、H2O

凡能結合質子的物質(proton acceptor)都是堿。

如：Cl–、HSO4–、 SO42–、 NO3– 、 H2PO4–、 HPO42–、 PO43–、 NH3、 NH2–、 HCO3–、 CO32– 、 HS–、 S2–、 OH–

既能給出質子顯酸性又能接受質子顯堿性的物質稱為兩性物質(ampholyte) 。

如：HSO4–、H2PO4–、 HPO42–、NH3、HCO3–、HS–

酸堿質子理論能更好地解釋了堿的定義。比如：氫氧化鎂是電離不出氫氧根離子的，但氫氧化鎂可以結合氫離子，所以，根據酸堿質子理論，氫氧化鎂就是堿。

酸堿質子理論中的酸堿

酸、堿可以是分子，也可以是離子。酸給出質子後可以再結合質子，因此酸給出質子後就變為堿

酸堿質子理論的酸堿是共生共存相互轉化的

酸與對應的堿的這種相互依存、相互轉化的關系稱為酸堿共轭關系。酸失去一個質子後形成的堿被稱為該酸的共轭堿；堿結合該質子後形成的酸被稱為該堿的共轭酸。共轭酸與它的共轭堿一起稱為共轭酸堿對。

5.1.1.3酸堿電子理論

凡能接受電子對的物質是酸，凡能給出電子對的物質是堿，也稱為路易斯（Lewis）酸堿理論。這種理論在第二章中配合物中提到過。

H ׃OH = H2O

酸 堿 = 酸堿加合物

配合物最基本的理論就是酸堿電子理論

酸堿電子理論擺脫了酸必須含有質子H的限制，包括的範圍更廣。

比如：根據酸堿電離理論和酸堿質子理論，三氧化硫不是酸堿，但三氧化硫可以接受氨氣中的氮元素的孤對電子，可以生成硫酸铵，根據酸堿電離理論，三氧化硫就是酸，這種酸叫做路易斯酸。根據酸堿電子理論，能形成配合物的中心原子和離子都是路易斯酸。

5.1.2pH值的提出：

關于pH值的定義，在第二章液體時提到過，現在我們再重複一遍

1909年索倫森(Sorensen，本節的封面人物)提出pH值的概念：

pH=-lg[c(H ) /cө]

pOH=-lg[c(OH-) /cө]

在298.15K時，pH pOH=14

pH的範圍一般在1-14之間，在酸/堿度為極大或者極小時，其範圍也會為0或者負數

溶液pH值的測試包括pH試紙、 pH計（酸度計）

溶液的酸度(H 離子濃度)常用pH值表示， pH = –lgc(H /cө), 溶液的堿度(OHˉ離子濃度)可用pOH表示。

酸堿的範圍不止在1-14之間

例1：人體的胃酸中含有大約含量為0.2%~0.4%鹽酸，試計算胃酸大緻的pH範圍。（胃酸密度設定為1kg•L-1,并且不含其它酸性物質）

解：1L胃酸中含有2-4g鹽酸，

c(H )=c(HCl)=2~4/36.5=0.055~0.11(mol•L-1)

pH=-lg[c(H ) /cө]=-lg(0.055）~-lg(0.11)=1.26~0.96

這種pH的計算，首先要計算氫離子濃度，就根據其定義進行計算。

例2：将pH=2.00和pH=4.00的強酸1:1混合，求混合後的pH值，體積比1:5/1:10比例混合呢（忽略體積變化）

解：pH=2,c(H )=1.0×10-2mol•L-1

pH=4,c(H )=1.0×10-4mol•L-1

1:1混合後，c(H )={1.0×10-2 1.0×10-4}/2=5.05×10-3mol•L-1

pH=-lg[c(H ) /cө]=3-lg5.05=2.30（可不是pH值的算術平均值噢）

1:5混合後c(H )={1×1.0×10-2 5×1.0×10-4}/（1 5）=1.75×10-3mol•L-1

pH=-lg[c(H ) /cө]=3-lg1.75=2.76

1:10混合後c(H )={1×1.0×10-2 10×1.0×10-4}/（1 10）=1×10-3mol•L-1

pH=-lg[c(H ) /cө]= 3.00

這種酸堿計算中，萬變不離其宗，先計算氫離子濃度，再計算pH值

例3：将pH=2.00的強酸和pH=11.00的強堿1:1混合，計算混合後的pH值

解：pH=2,c(H )=1.00×10-2mol•L-1

pH=11,c(H )=1.00×10-11mol•L-1

c(OH-)=1.00×10-3mol•L-1

混合後，H OH- =H2O中和後剩餘的H /OH- 才用于計算pH值

c(H )=[c(H )-c(OH-)]/(1 1)=4.5*10-3mol•L-1

pH=-lg[c(H ) /cө]= 3-lg4.5=2.76

如果是pH=3.00的強酸和pH=12.00的強堿等體積混合，其pH值是多少（答案見文後評論）

先計算中和量，再計算剩餘酸堿的pH值

下一節我們講弱酸弱堿的酸堿解離平衡

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