基于酸堿質(zhì)子理論的酸堿反應(yīng)及其溶液pH的探討

申揚(yáng)帆

【摘要】本文以酸堿質(zhì)子理論為基礎(chǔ)，闡述了酸堿的強(qiáng)度、酸堿反應(yīng)的類型及方向，并詳細(xì)地探討了各種類型酸堿反應(yīng)后溶液pH的計算方法。

【關(guān)鍵詞】 質(zhì)子理論 酸堿反應(yīng) pH

【中圖分類號】O61 【文獻(xiàn)標(biāo)識碼】A 【文章編號】2095-3089（2015）03-0189-01

無機(jī)化學(xué)反應(yīng)多數(shù)是在水溶液中進(jìn)行的，參與這些反應(yīng)的物質(zhì)主要是酸、堿、鹽。酸堿反應(yīng)是無機(jī)化學(xué)最常見且非常重要的一大類型反應(yīng)。隨著科學(xué)的發(fā)展，酸堿的范圍越來越廣泛，越來越多的化學(xué)物質(zhì)被列入酸堿的范圍之內(nèi)，因此大量的化學(xué)變化也歸納于酸堿反應(yīng)的范疇之中。本文以酸堿質(zhì)子理論為基礎(chǔ)，就酸堿強(qiáng)度、酸堿反應(yīng)及反應(yīng)后溶液的pH等問題，做如下探討。

1.酸堿質(zhì)子理論的基本要點

根據(jù)Bronsted-Lowry酸堿質(zhì)子理論的觀點：凡能給出質(zhì)子（H+）的物質(zhì)稱為酸；凡能接受質(zhì)子（H+）的物質(zhì)稱為堿。如：HCl、HAc、NH■■、HCO■■、HSO■■等都是酸；Cl-、Ac-、NH3、CO■■、SO■■等都是堿。所以質(zhì)子理論中的酸和堿既可是中性分子也可是陰、陽離子，且沒有鹽的概念。并把僅相差一個質(zhì)子的對應(yīng)酸、堿稱為共軛酸堿對。即：

酸？葑堿+質(zhì)子

酸堿質(zhì)子理論認(rèn)為：每一個共軛酸堿對都是構(gòu)成酸堿反應(yīng)的半反應(yīng)，共軛酸堿對的半反應(yīng)是不能單獨存在的。因為酸不能自動放出質(zhì)子，堿也不能自動接受質(zhì)子，只有酸、堿同時存在時，酸堿的性質(zhì)才能通過質(zhì)子轉(zhuǎn)移而體現(xiàn)出來?？梢?，質(zhì)子理論中的酸堿反應(yīng)，其實質(zhì)就是兩個共軛酸堿對之間的質(zhì)子傳遞反應(yīng)。

2.酸堿的強(qiáng)度

酸堿的強(qiáng)弱不僅取決于酸堿本身釋放質(zhì)子和接受質(zhì)子的能力，同時也取決于溶劑接受和釋放質(zhì)子的能力。因此要比較各種酸、堿的強(qiáng)度，必須固定溶劑。一般以水作為溶劑，測定各種弱酸弱堿的電離常數(shù)，根據(jù)電離常數(shù)數(shù)值的大小，即可比較酸堿的強(qiáng)弱。相同條件下，酸的酸性越強(qiáng)，其共軛堿的堿性越弱；反之，亦然。

3.酸堿反應(yīng)的類型

根據(jù)參加反應(yīng)的酸堿的強(qiáng)弱，酸堿反應(yīng)主要可以分為以下三種類型：

3.1強(qiáng)酸和強(qiáng)堿的反應(yīng)

強(qiáng)酸和強(qiáng)堿在水溶液中完全離解出H+和OH-，OH-有強(qiáng)烈接受質(zhì)子（H+）傾向，所以強(qiáng)酸強(qiáng)堿的反應(yīng)實質(zhì)上就是強(qiáng)酸的質(zhì)子（H+）傳遞給強(qiáng)堿的OH-生成H2O的反應(yīng)，即：

H+ （aq） + OH- （aq） =H2O（l）

其平衡常數(shù)K=■=■=1.0×1014。由于其K值很大，所以反應(yīng)進(jìn)行得很徹底。

3.2強(qiáng)酸和弱堿的反應(yīng)

強(qiáng)酸和弱堿的反應(yīng)，其實就是該弱堿之共軛酸的電離平衡的逆反應(yīng)或Arrhenius酸堿電離理論中的強(qiáng)酸弱堿鹽的水解反應(yīng)的逆反應(yīng)。反應(yīng)平衡常數(shù)是共軛弱酸電離常數(shù)的倒數(shù)或該水解平衡常數(shù)的倒數(shù)。例如，HCl和NaAc發(fā)生下列反應(yīng)：

H++Ac-？葑HAc

k=■=■=■=5.68×104

因此，強(qiáng)酸與弱堿的反應(yīng)，弱堿的堿性越強(qiáng)（Kb 越大），或其共軛酸酸性越弱（Ka 越?。?，則反應(yīng)進(jìn)行得越徹底。這也是強(qiáng)酸置換弱酸的反應(yīng)。

3.3 強(qiáng)堿與弱酸的反應(yīng)

強(qiáng)堿與弱酸的反應(yīng)，實際上是Arrhenius酸堿電離理論中的強(qiáng)堿弱酸鹽的水解反應(yīng)的逆反應(yīng)，反應(yīng)平衡常數(shù)就是該水解平衡常數(shù)的倒數(shù)。例如：

OH-+HAc？葑Ac-+H2O

k=■=■=■=■=1.76×109

3.4弱酸與弱堿的反應(yīng)

弱酸與弱堿的反應(yīng)實際上是較強(qiáng)的弱酸置換較弱的弱酸或較強(qiáng)的弱堿置換較弱的弱堿的反應(yīng)。例如：

HAc+CN-？葑HCN+Ac-

其中K =■=■=3.57×104反應(yīng)平衡常數(shù)很大，能向右進(jìn)行。

較強(qiáng)的弱酸的酸性越強(qiáng)（Ka 越大）、置換出的較弱的弱酸酸性越弱（Ka 越?。?，反應(yīng)的平衡常數(shù)越大，反應(yīng)進(jìn)行得越徹底。這實際也是較強(qiáng)酸置換較弱酸的反應(yīng)。

綜上所述：酸堿反應(yīng)總是由較強(qiáng)的酸和較強(qiáng)的堿向生成較弱的酸和較弱的堿的方向進(jìn)行。且其酸性或堿性越強(qiáng)，這種置換反應(yīng)進(jìn)行得越徹底。

4.酸堿反應(yīng)后溶液的pH

不少酸堿反應(yīng)的平衡常數(shù)都較大，因此常利用酸堿反應(yīng)（主要是強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的反應(yīng)、強(qiáng)酸與弱堿的反應(yīng)、強(qiáng)堿與弱酸的反應(yīng)）來進(jìn)行酸或堿的定量分析和制備化合物。這就涉及到酸堿反應(yīng)后溶液的pH的計算問題，主要有以下兩種情況：

4.1酸與堿按酸堿反應(yīng)方程式前的系數(shù)比反應(yīng)

4.1.1強(qiáng)酸與強(qiáng)堿完全反應(yīng)而無剩余時，溶液呈中性，pH=7。

4.1.2強(qiáng)酸與弱堿完全反應(yīng)而無剩余時，產(chǎn)物中有弱酸，這時溶液呈酸性，溶液的pH可按弱酸的電離平衡來計算。

4.2酸堿反應(yīng)后酸或堿過量

4.2.1強(qiáng)酸與強(qiáng)堿反應(yīng)，強(qiáng)酸或強(qiáng)堿過量：由于反應(yīng)生成的產(chǎn)物是中性的，則溶液的pH是由剩余的強(qiáng)酸或強(qiáng)堿的濃度來決定。

4.2.2強(qiáng)酸與弱堿或強(qiáng)堿與弱酸的反應(yīng)，強(qiáng)酸或強(qiáng)堿過量：則過量的強(qiáng)酸或強(qiáng)堿將抑制由反應(yīng)產(chǎn)生的弱酸或弱堿的電離（或水解）。因此，溶液的pH主要由剩余的強(qiáng)酸或強(qiáng)堿的濃度來決定。如剩余的強(qiáng)酸或強(qiáng)堿的濃度極稀時，則應(yīng)考慮水的電離。

酸堿質(zhì)子理論不僅擴(kuò)大了酸堿的范圍，揭示了酸和堿的對立統(tǒng)一關(guān)系，而且還擴(kuò)展了酸堿反應(yīng)的范圍，統(tǒng)一了水溶液中的一些反應(yīng)。如：水溶液中的電離反應(yīng)、中和反應(yīng)、鹽的水解反應(yīng)以及酸堿參與的復(fù)分解反應(yīng)都可看成是質(zhì)子傳遞的酸堿反應(yīng)。此外，質(zhì)子理論也能像電離理論一樣，應(yīng)用平衡常數(shù)來定量地衡量在某溶劑中酸和堿的強(qiáng)度，這是質(zhì)子理論得到廣泛應(yīng)用的原因。

在生產(chǎn)和科學(xué)研究中，控制和測定溶液的pH非常重要。如在藥物分析和藥物制劑中，經(jīng)常需要控制溶液的pH。所以溶液pH的計算是《無機(jī)化學(xué)》中有關(guān)計算部分的重點內(nèi)容，而各類酸堿反應(yīng)后溶液pH的計算又是其中的難點，本文的探討解決了這個難點。

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