第8章 酸碱解离平衡.ppt

第8章 酸碱解离平衡 主要内容 盐的水解 电解质溶液理论和酸碱理论的发展 将醋酸的分子式CH3COOH简写成HAc 其中Ac 代表醋酸根CH3COO 1解离平衡常数 8 1弱酸和弱碱的解离平衡 8 1 1一元弱酸 弱碱的解离平衡 H Ac 和 HAc 分别表示H Ac 和HAc的平衡浓度 若用c0表示醋酸溶液的起始浓度 则有 解该一元二次方程 可以在已知弱酸的起始浓度和平衡常数的前提下 求出溶液的 H 当解离平衡常数K很小 酸的起始浓度c0较大时 则有c0 H 于是式 在一元弱酸体系中 其适用条件为 c0 400Ka 近似计算公式 若用c0表示氨水的起始浓度 则有 与一元弱酸类似 当c0Kb 400时 可以近似计算 Ka和Kb值越大 表示弱酸 弱碱解离出离子的趋势越大 一般把Ka小于10 2的酸称为弱酸 碱也类似 Ka和Kb与温度有关 但由于弱电解质解离过程的热效应不大 所以温度变化对二者影响较小 2解离度 弱酸 弱碱在溶液中解离的程度可以用解离度 表示 HAc的解离度 表示平衡时已经解离的醋酸的浓度与醋酸起始浓度之比 即 解离度 常用百分数表示 平衡常数Ka和Kb不随浓度变化 但解离度 却随起始浓度的变化而变化 从上式可以看出 K一定时起始浓度c0越小 解离度 值越大 例8 1 1 计算0 10mol dm 3HAc溶液的 H 和解离度 已知HAc的Ka 1 8 10 5 NH3 H2O的Kb 1 8 10 5 2 计算1 0 10 3mol dm 3NH3 H2O的 OH 和解离度 平衡相对浓度0 10 xxx 起始相对浓度0 1000 其中x表示平衡时已解离的HAc的浓度 例8 1 1 计算0 10mol dm 3HAc溶液的 H 和解离度 平衡相对浓度0 10 xxx HAcAc H 起始相对浓度0 1000 1 8 10 5 由于c0 400Ka 故可以使用近似计算公式 故 H 1 34 10 3mol dm 3 即平衡时已解离的 H 1 34 10 3mol dm 3 若不使用近似计算公式 得x 1 33 10 3 与1 34 相比 近似计算的误差很小 2 计算1 0 10 3mol dm 3NH3 H2O的 OH 和解离度 解 1 反应方程式 起始相对浓度1 0 10 300 其中y表示平衡时已解离的NH3 H2O的浓度 平衡相对浓度1 0 10 3 yyy NH3 H2ONH4 OH NH3 H2ONH4 OH 平衡相对浓度1 0 10 3 yyy 1 8 10 5 由于c0 400Ka 不能近似计算 解一元二次方程得y 1 25 10 4 故 OH 1 34 10 4 与12 5 相比 近似计算的误差较大 近似计算要有条件 以保证误差小 不满足条件而进行近似计算 误差会很大 这种近似计算条件的实质 是起始浓度足够大 解离常数足够小 以保证解离部分可以忽略 达到平衡后 向溶液中加入固体NaAc 3同离子效应 强电解质完全解离NaAc Na Ac 由于Ac 的引入 将破坏已建立的弱电解质的解离平衡 Ac 增多 弱电解质的解离平衡左移 使HAc的解离度减小 在氨水中加入NH4Cl时 同样会使氨水的解离度降低 在弱电解质的溶液中 加入与其具有相同离子的强电解质 从而使解离平衡左移 降低弱电解质的解离度 这种现象称为同离子效应 例8 2如果在0 10mol dm 3HAc溶液中加入固体NaAc 使NaAc的浓度达到0 20mol dm 3 求该溶液的 H 和解离度 t00 1000 t平0 10 xx0 20 x 其中x代表已解离的醋酸浓度 c0 400Ka 加上同离子效应 可以近似计算 即0 20 x 0 10 x 0 10 t平0 10 xx0 20 x 解离度明显降低 得x 9 0 10 6 与例8 1中 1 34 相比 这就是同离子效应 解离度 9 0 10 3 8 1 2水的解离平衡和溶液的pH 1水的离子积常数 K H OH K称为水的离子积常数 经常用Kw表示 常温下Kw 1 0 10 14 Kw是标准平衡常数 式中都是相对浓度 注意 有单位的浓度是实际浓度 T升高时 K值变大 降低时 K值变小 在溶液中 只要H2O H 和OH 共存 三者之间就存在如下的数量关系 H OH Kw 不论溶液是酸性 碱性 还是中性 常温下 H 10 7mol dm 3表示中性 非常温时 溶液的中性标志只能是 H OH 2溶液的pH pH表示 lg H pOH表示 lg OH 所以pKw pH pOH 所以常温下pH pOH 14 因为Kw H OH 因为常温下Kw 1 0 10 14 但当某温度下 水的离子积常数Kw不等于1 0 10 14 pKw不等于14时 中性溶液中pH和pOH都不等于7 pH pOH是中性溶液的根本标志 pH和pOH的取值范围一般是1 14 但也有时超出 如 H 10mol dm 3 则可以认为pH 1 3酸碱指示剂 能通过颜色变化指示溶液的酸碱性的物质 如石蕊 酚酞 甲基橙等 称为酸碱指示剂 现以甲基橙为例 说明指示剂的变色原理 酸碱指示剂一般是弱的有机酸 甲基橙 指示剂 简单表示为HIn 甲基橙的解离平衡可以表示为 分子HIn显红色 溶液中 In HIn 时 溶液显橙色 而酸根离子In 显黄色 向橙色溶液中加酸 H 增大 平衡左移 HIn 增多 到一定程度时 溶液显红色 向橙色溶液中加碱 OH 增大 平衡右移 In 增多 到一定程度时 溶液显黄色 Ki为指示剂甲基橙的酸式解离常数 溶液中 In HIn 这时溶液显橙色 介于红色和黄色之间 当 H Ki 即pH pKi时 pH pKa称为指示剂的理论变色点 距离理论变色点很近时 显色并不明显 因为任何一种物质的优势都还不够大 当 HIn 10 In 时 显红色 当 In 10 HIn 时 显黄色 这时有关系式pH pKa 1这是指示剂的变色范围 其理论变色点为pH pKi 3 4 各种颜色互相掩盖的能力并不相同 所以各种指示剂的实际变色范围并不恰好在pKa 1间隔中 而当 In 10 HIn 时 才显黄色即碱色 红色易显色 对甲基橙 当 HIn 2 In 时 就可以显红色 即酸色 故甲基橙的实际变色范围pH在3 1 4 4之间 常见的几种酸碱指示剂 8 1 3多元弱酸的解离平衡 对于多元酸的判断 要根据分子中可以解离的氢原子的个数 有时酸分子中的某个氢原子不能解离 如亚磷酸H3PO3分子中有三个氢原子 但它是二元酸 因为只有两个可以解离的氢原子 多元酸在水中是分步电离的 以氢硫酸的解离为例 H2S的K1是K2的106倍 由第二步解离出的H 极少 K1 1 1 10 7K2 1 3 10 13 其余的二元弱酸 如H2CO3 H2C2O4也是这样 可以从两个方面说明其原因 首先 H2S中第一步解离出的H 要克服负一价离子HS 的引力 故第二个H 的解离更难 而第二步从HS 中解离出的H 要克服负二价离子S2 的引力 其次 从平衡的角度看问题 也给第二个H 的解离增加难度 第一步解离出的H 使第二步的解离平衡左移 结论 二元弱酸的 H 由第一步解离决定 第二步解离中 解离掉的HS 与第二步解离得到的H 一样少 也可以忽略 故溶液的 HS 也由第一步解离所决定 在常温常压下 H2S气体在水中的饱和浓度约为0 10mol dm 3 据此可以计算出硫化氢饱和溶液中的 H HS 和 S2 K1 1 1 10 7 足够小 可近似计算 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 虽然是第二步解离平衡 但K2表达式中的 H 并不表示第二步的产生的 H 它是两步解离出的 H 的总和 近似等于第一步的 H 式中 HS 是第一步产生的减去第二步消耗的 但近似等于第一步产生的 HS 因为 H HS S2 即 S2 K2 1 3 10 13mol dm 3 结论 二元弱酸的酸根的浓度在数值上等于K2 在同一溶液中 同一种离子只能有一个浓度 这是处理溶液中平衡问题的关键 例8 3 1 求0 010mol dm 3的H2S溶液中H HS 及S2 的浓度 2 若向上述溶液中加几滴浓盐酸 使其浓度达到0 010mol dm 3 求溶液中S2 的浓度 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 由第一步解离决定 解得x 3 3 10 5 即 H HS 3 3 10 5mol dm 3 因为 H HS S2 即 S2 K2 1 3 10 13mol dm 3 2 盐酸完全解离 使体系中 H 0 010mol dm 3 在这样的酸度下 已解离的 H2S 以及H2S解离出的 H 均可以忽略不计 设 S2 为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 三元酸也是分步解离的 K1 K2 K3相差很大 从多元酸的讨论中可得类似结论 3 负二价的酸根离子的浓度等于第二级电离常数K2 1 其 H 是由第一步解离决定 2 负一价酸根离子的浓度等于体系中的 H 例8 4已知H3PO4的各级解离常数K1 7 1 10 3K2 6 3 10 8K3 4 8 10 13 解 因为K1 K2 K3 体系中的 H 由磷酸的第一步解离决定 起始浓度 c000 平衡浓度 c0 H H H 求H3PO4的起始浓度c0多大时 体系中PO43 的浓度为4 0 10 18mol dm 3 平衡浓度 c0 H H H 式中 HPO42 K2 7 6 10 3 将 H 代入式 8 1 1 6 10 2 故H3PO4的起始浓度为1 6 10 2mol dm 3 现拟在1dm3的水溶液中 将0 01mol的M2 转化成MY 8 1 4缓冲溶液 实际上 当反应完成5 时 即产生1 0 10 3molH 使溶液pH 3 反应能否实现 早已破坏了反应条件 因此反应不能进行下去 如何控制反应体系的pH 以满足反应的条件呢 人们研究出一种能够抵抗外来少量酸碱的影响 和较多水的稀释的影响 保持体系pH变化不大的溶液 我们称之为缓冲溶液 下面以HAc和NaAc为例 对问题进行分析 缓冲作用的原理与前面讲过的同离子效应有密切的关系 缓冲溶液一般是由弱酸和弱酸盐组成或由弱碱和弱碱盐组成的 例如HAc和NaAc NH3 H2O和NH4Cl等都可以配制成保持不同pH的缓冲溶液 c平c酸 H H c盐 H 近似有c酸 H c盐 溶液中存在起始浓度为c酸的弱酸的解离平衡 由于起始浓度为c盐的强电解质弱酸盐NaAc的存在 故平衡时各物质的浓度如下 上式说明 缓冲溶液的pH首先决定于弱酸的Ka值 其次决定于弱酸和弱酸盐的浓度之比 例8 5缓冲溶液中有1 00mol dm 3的HAc和1 00mol dm 3的NaAc 试计算 求 1 缓冲溶液的pH 2 将10 0cm31 00mol dm 3HCl溶液加入到1 0dm3该缓冲溶液中引起的pH变化 3 将10 0cm31 00mol dm 3NaOH溶液加入到1 0dm3该缓冲溶液中引起的pH变化 因为c酸 c盐 1 00mol dm 3 故pH pKa 4 74 4 将1 0dm3该溶液加水稀释至10dm3 引起的pH变化 Ac 1 0 0 01 0 99 HAc 1 0 0 01 1 01 2 在1 0dm3缓冲溶液中 含HAc和NaAc各1 0mol 加入的盐酸相当于0 01molH 它将消耗0 01molNaAc并生成0 01molHAc 故有浓度 加入10 0cm31 00mol dm 3HCl溶液后 缓冲溶液的pH几乎没有变化 若将这些HCl溶液加入到1 0dm3纯水中 pH将从7变化为2 4 73 HAc 1 0 0 01 0 99 Ac 1 0 0 01 1 01 3 在1 0dm3缓冲溶液中 加入的氢氧化钠相当于0 01molOH 它将消耗0 01mol的HAc并生成0 01molNaAc 故有浓度 加入10 0cm31 00mol dm 3NaOH溶液后 缓冲溶液的pH几乎没有变化 若将这些NaOH溶液加入到1 0dm3纯水中 pH将从7变化为12 4 75 故该缓冲溶液的pH不变 3 将1 0dm3该溶液加水稀释至10dm3 c酸和c盐的数值均变化为原来的十分之一 但两者的比值不变 例题的计算结果说明 分别加入这些盐酸和NaOH 纯水的pH将改变5个单位 相比之下可以清楚地看到缓冲溶液对外来少量强酸和强碱的抵抗作用 在HAc和NaAc的混合溶液中 Ac 可以抵抗H 或者说其可与H 结合生成HAc 上例中的HAc和Ac 即为缓冲对 而HAc可以抵抗OH 或者说其可与OH 反应生成Ac 缓冲溶液中发挥作用的弱酸和弱酸盐 或弱碱和弱碱盐 称为缓冲对 缓冲对的浓度大时 缓冲溶液抵抗外来少量酸碱的影响 保持体系pH不变化的能力强 我们说它的缓冲容量大 若稀释的倍数过大时 pH的变化也会增大 即使稀释后溶液的pH变化还不大 但缓冲对的浓度变小 会影响缓冲溶液的缓冲容量 为了保证缓冲能力的均衡 缓冲对中两种物质的浓度要接近为好 这时有pH pKa 1 这一pH范围 称为缓冲范围 下面讨论以弱碱 弱碱盐NH3 H2O NH4Cl配制的缓冲溶液 缓冲溶液的pH计算公式为 pH 10的缓冲溶液 其pOH 4 lg1 8 10 5 4 0 74 使用氨水和氯化铵配制上述缓冲溶液时 两者的浓度均不得过低 注意保证缓冲容量 8 2盐的水解 盐解离出的离子 与水作用 使水的解离平衡发生移动从而影响溶液的酸碱性 水解过程中 溶液pH经常发生变化 这种作用叫做盐的水解 8 2 1水解平衡常数 1弱酸强碱盐 水解平衡常数用Kh表示 5 56 10 10 2强酸弱碱盐 5 6 10 10 由于盐的水解平衡常数相当小 故计算中可以采用近似的方法来处理 3弱酸弱碱盐 3 1 10 5 NH4Ac的双水解的平衡常数为3 1 10 5 与Ac NH4 各自的水解平衡常数5 6 10 10相比 是相当大的 水解后生成的弱酸和弱碱 其解离平衡常数Ka和Kb越小 则盐类的水解平衡常数Kh越大 在其他条件相同时 其水解程度越大 综合以上结论 例如 同样条件下 NaAc比NaF的水解程度大 生成的溶液的碱性更强 这是由于Ka HAc 1 8 10 5小Ka HF 6 3 10 4大 盐类水解反应吸热 H 0 T增高时 Kh增大 故升高温度有利于水解反应的进行 若不加热 水解不明显 例如Fe3 的水解 8 2 2水解度和水解平衡的计算 1单水解过程的计算 NaAc水解反应的方程式如下 起始浓度 c000 平衡浓度 c0 xxx Kh很小 近似有 Ac c0 即 用h表示水解度 则 关键是已经水解掉的盐的浓度c盐 用什么来代表 例如 可以用 OH 表示已经水解了的 Ac NH4Cl是典型的强酸弱碱盐 其水解反应的方程式 H 以及水解度表达式如下 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 则 可以看出 当水解平衡常数Kh一定时 盐的起始浓度c0越小 水解度h越大 即稀溶液的水解度比较大 从水解度的计算公式 溶液稀释后水解度会增大也可从平衡角度得出 稀释至原体积的10倍时 各浓度均为原平衡浓度的十分之一 反应商用Q表示 则 因为Q Kh 水解平衡右移 水解度增大 例8 7中曾计算出 0 10mol dm 3的NH4Cl溶液h 7 45 10 3 同理也可以计算出 0 010mol dm 3的NH4Cl溶液h 2 4 10 2 计算结果表明 较稀的NH4Cl溶液 水解度大 故改变体系的pH会使平衡移动 此外 水解的产物中 肯定有H 或OH 2双水解过程的计算 Ka和Kb分别表示HA和MOH的解离平衡常数 本课程研究的弱酸弱碱盐 仅限于由一元弱酸HA和一元弱碱MOH所生成的盐MA 下面讨论起始浓度为c0的弱酸弱碱盐MA溶液的 H MOH 等于生成的 H HA 等于生成的 OH H 将与生成的OH 结合成H2O而被消耗掉 故溶液中 H MOH HA 1 注意 下面的推导 其目标是将式 1 中的 H 用已知的数据表示出 这些数据包括盐的起始浓度c0 解离平衡常数Ka Kb Kw 水解平衡常数Kh 和Kh 等 H MOH HA 1 先将式 1 中的 MOH 用已知数据表示出 H MOH HA 1 式 2 中还有不满足要求的数据 它就是 M 再将式 1 中的 HA 用已知的数据表示出来 H MOH HA 1 式 3 由解离平衡推导 极为简单 注意式 3 中仍有非已知数据 待后面近似处理 H MOH HA 1 将式 2 式 3 两式同时代入式 1 去分母 得 移项 整理得 当Kh很小时 水解程度不大 故 M 和 A 基本都等于起始浓度c0 于是有 亦即KaKb Kw 表面上看 H 似与盐的浓度无关 实际上要求盐的起始浓度c0不能太低 对0 10mol dm 3NH4Ac溶液 由Ka Kb 1 8 10 5 根据公式 但当Ka和Kb不相等时 溶液则不显中性 可知 H 1 0 10 7mol dm 3 即溶液显中性 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条件 pH 6 23 8 3电解质溶液理论和酸碱理论的发展 8 3 1强电解质溶液理论 阿仑尼乌斯认为 电解质在水溶液中是解离的 包括KCl这样的强电解质在内 这种解离都是不完全的 他的根据是 KCl若完全解离 其溶液中的微粒数目将是KCl分子数目的2倍 其冰点下降值 Tf应为相同浓度葡萄糖溶液的2倍 但实验结果却表明这个倍数小于2 就是说KCl这类电解质在水中是完全解离的 现代结构理论和测试手段均证明 KCl这样的盐类 不仅溶于水中不以分子状态存在 就是在晶体中也不以分子状态存在 这一矛盾现象的发现 促进了电解质溶液理论的发展 1923年 荷兰人德拜 Debye 和德国人休克尔 H ckel 提出了强电解质溶液理论 成功地解释了上面提出的矛盾现象 1离子强度 德拜 休克尔理论指出 强电解质溶液中不存在分子 解离是完全的 由于离子间的静电作用 正离子的周围围绕着负离子 负离子的周围围绕着正离子 由于离子间作用的存在 离子的活动受到限制 正负离子间相互制约 离子的行动并不完全自由 因此1mol的离子不能发挥1mol粒子的作用 溶液中离子的浓度越大 离子所带电荷数目越多 离子之间的相互作用就越强 用离子强度I衡量一种溶液对于存在于其中的离子的影响的大小 式中 bi表示i种离子的的质量摩尔浓度zi表示溶液中i种离子的电荷数 离子强度I的单位为mol kg 1 如0 1mol dm 3盐酸和0 1mol dm 3CaCl2溶液等体积混合 所形成的溶液中 各种离子的质量摩尔浓度分别约为 0 2 mol kg 1 2活度系数 若强电解质的离子浓度为c 由于离子强度的存在 其发挥的有效浓度为a 则有真分数f存在 使 a f c 式中 c为浓度 a为有效浓度或称为活度 f称为活度系数 用f修正后 得到活度a 它能更真实地体现溶液的行为 这时 活度a偏离浓度c越远 a f c 溶液的离子强度越大 离子自身的电荷数越大 离子自身的浓度越大 则其活度系数f的数值越小 这种情况下 若用浓度进行计算 所得结果将偏离实际情况较远 故这时有必要用活度计算和讨论问题 弱电解质的溶液中 离子强度较小 且是更重要的是解离平衡的存在 因此不必考虑活度和活度系数 但讨论问题 有时要用到a和f 但在本章的计算中 如不特殊说明 则近似地认为a c f 1 3盐效应 在HAc中加入NaAc 这种影响称为盐效应 实验表明 盐效应将使解离度增大 除了Ac 离子对HAc电离平衡产生同离子效应使解离度减小以外 Na 离子对平衡也有一定的影响 在例8 1中曾计算0 10mol dm 3HAc溶液的 H 和解离度 结果是 H 1 34 10 3mol dm 3 这是忽略了溶液中离子之间的相互作用 以浓度代替活度的近似结果 或者说成是认为f 1的近似结果 用活度表示 1 8 10 5 现向0 10mol dm 3的HAc中加入NaCl 使NaCl的浓度达到0 2mol dm 3 若不考虑活度 或者说认为f 1 则 H 1 34 10 3 它表示解离掉的 HAc 实际上加入NaCl 使溶液中的离子浓度增大 离子氛的作用加强 活度系数f变小 当 NaCl 0 2mol dm 3时 活度系数f 0 7 由a f H 1 9 10 3 H 1 9 10 3mol dm 3 所得数据 H 1 9 10 3mol dm 3说明已经解离出的 已经解离出的 H 可以代表已解离掉的 HAc 故 1 9 与未加入NaCl时 1 34 相比 加入NaCl 解离度增大 加入NaCl以后 1 9 在弱电解质中加入与其没有共同离子的强电解质 会使弱电解质的解离度有所增加 这种作用称为盐效应 关于盐效应 要注意以下问题 1 盐效应的影响不大 2 有同离子效应存在时 不必考虑盐效应 3 不要求计算 只要求会运用盐效应概念讨论问题 阿仑尼乌斯的电离学说 使人们对酸碱的认识发生了一个质的飞跃 电离学说明确地给出了酸碱的定义 酸解离产生的正离子全部是H 碱解离产生的负离子全部是OH 电离学说进一步从平衡角度找到了比较酸碱强弱的标准 即平衡常数Ka Kb 8 3 2酸碱质子理论 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 20世纪20年代丹麦人布朗斯特和英国人劳莱提出的酸碱质子理论 该理论大大地扩大了酸碱的物种范围 使酸碱理论的适用范围扩展到非水体系乃至无溶剂体系 1酸碱定义 在反应中给出质子的分子或离子叫做酸 在反应中接受质子的分子或离子叫做碱 负离子HCO3 SO42 H2PO4 HCO3 质子酸质子碱分子HCl H2SO4NH3 酸给出质子后 变成碱 同理 碱接受质子后 变成酸 处于上述关系中的一对酸碱 互为共轭酸碱 Cl 是HCl的共轭碱 而HCl是Cl 的共轭酸 H2O作为一种酸时 其共轭碱是OH 而H2O作为一种碱时 其共轭酸是H3O 这种既能给出质子 又能接受质子的物质叫做两性物质 判断一种物质是酸还是碱 一定要在具体的反应中根据质子得失关系来判断 故HSO4 是两性物质 2酸碱的强弱及反应的方向 在质子酸碱理论中仍可用解离平衡常数来表示酸和碱的强度 例如 强酸 H3O HF HAc NH4 H2O 碱的强弱可以用如下的思路来考虑 Ac 是HAc的共轭碱 它与H2O发生反应时起碱的作用 结合了质子生成了酸 可以看出 水解反应的平衡常数Kh正是HAc的共轭碱Ac 接受H 反应的平衡常数Kb 这就是前面讲到的水解反应 即Ka和Kb之积为常数 或Ka Kb Kw 一对共轭酸碱中 酸的Ka越大 则其共轭碱的Kb越小 所以从酸性的次序就可以推出其共轭碱的碱性次序 强酸 H3O HF HAc NH4 H2O 强酸根 H2O F Ac NH3 OH 其实质是强酸I将质子转移给强碱II 生成弱酸II和弱碱I 阿仑尼乌斯理论中许多不同类型的反应 在酸碱质子理论中呈现出其共性 如强酸的解离 方向是强酸和强碱反应生成弱酸和弱碱 方向似乎是弱酸和弱碱生成强酸和强碱 反应自发进行的方向 仍是从强酸强碱生成弱酸弱碱 对于阿仑尼乌斯酸碱体系中弱酸盐的水解 弱碱盐的水解以及水的自偶解离等均可以看成质子转移反应 只要知道酸碱的强弱 就可以知道质子转移的方向 知道反应进行的方向 酸碱质子理论的优越性在于它不仅适用于水溶液体系 更适用于所有含质子的非水溶剂所形成的溶液体系 常见的无机非水质子溶剂有液氨 HAc和HF等 液氨的自偶解离也可以表示为酸碱的质子转移反应 高氯酸在冰醋酸中的解离平衡也可以表示为质子转移反应 比较HClO4 H2SO4 HCl和HNO3的强弱 在水中是不能完成的 由于水接受质子的能力较强 使四者均完全解离 故比较不出强弱 若放到HAc中 由于HAc接受质子的能力比H2O弱得多 所以尽管四者给出质子的能力没有改变 但是在HAc中却是部分解离 于是根据在HAc中Ka或pKa的大小可以比较四者酸性的强弱 所以四者从强到弱依次是HClO4 H2SO4 HCl 而H2O对三种强酸有拉平效应 是三者的拉平试剂 HAc对三种强酸有区分效应 HAc是四者的区分试剂 酸碱质子理论的优越性在于 它不仅适用于水溶液体系 更适用于所有含质子的非水溶剂所形成的溶液体系 酸碱质子理论的局限性在于 它仅适用含质子体系 对于不含有质子的物质 如Cu2 Ag 等不好归类 对于无质