第三章 酸碱解离平衡
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酸碱解离平衡和沉淀-溶解平衡
01
沉淀的生成或溶解会改变溶液 中离子的浓度，进而影响酸碱 解离平衡。
02
在沉淀-溶解平衡过程中，沉淀 的生成或溶解会消耗或释放氢 离子或氢氧根离子，从而影响 酸碱解离平衡。
离平衡的移动，例如某些 难溶性盐的溶解度与溶液的pH 值有关。
酸碱解离平衡与沉淀-溶解平衡的相互影响
01
02
03
酸碱解离平衡和沉淀-溶解平衡 是相互依存的，它们之间存在动 态的相互作用。
在一定条件下，酸碱解离平衡和 沉淀-溶解平衡可以相互转化， 例如某些弱酸或弱碱在水溶液中 可以形成离子对或共轭酸碱对。
在实际应用中，了解酸碱解离平 衡与沉淀-溶解平衡的相互影响 对于化学反应的调控和分离提纯 等方面具有重要意义。
4. 用分光光度计测定上清液中待测离 子的吸光度，分析酸碱解离平衡和沉 淀-溶解平衡之间的相互影响。
05 酸碱解离平衡和沉淀-溶 解平衡的实际应用
在化学工业中的应用
01 02
酸碱反应控制
酸碱解离平衡在化学工业中用于控制反应条件，例如中和反应、酸洗、 碱洗等过程。通过调节酸碱度，可以实现对反应速度、产物纯度和产率 的优化。
02
沉淀-溶解平衡是化学平衡的一种 ，也是热力学平衡的一种表现。
影响沉淀-溶解平衡的因素
01
02
03
温度
温度对沉淀-溶解平衡有显 著影响，一般来说，温度 升高，溶解度增大，反之 亦然。
浓度
溶液中溶质的浓度对沉淀溶解平衡也有影响，一般 来说，浓度越高，沉淀的 量越多。
溶液的离子强度
溶液的离子强度对沉淀-溶 解平衡也有影响，一般来 说，离子强度越高，溶解 度越低。
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第三章 酸 碱 理 论和水的解离平衡和溶液的pH
二、溶液的pH
在水溶液中同时存在H+和OH-，它们 的含量不同，溶液的酸碱性也不同。 pH：定义为氢离子活度的负对数值。
pH lgaH
在稀溶液中，浓度和活度的数值十分接 近，可用浓度的数值代替活度。 pH = -lg[H+]
21
由于 [H+]· [OH-]＝ Kw 对 [H+]· [OH-]＝ Kw 两边取负对数得： （－lg[H+]）＋（－lg[OH-] ）=－lg Kw
中性物质，如金属离子Na+，Ca+等。
(3) 在酸碱质子理论中，排除了盐的概念。
(4) 酸碱质子理论体现了酸和碱这对矛盾相互转化
和相互依存的关系，并且扩大了酸碱物质的范围。
5
（二）酸碱反应的本质
酸碱半反应式 : 酸 H+ + 碱
例如HAc在水溶液中的存在两个酸碱半反应：
酸碱半反应1
酸碱半反应2
+
－ 4 － 4
12
将各种不同强度的酸拉平到溶剂化质子
（在这里是水化质子H3O+）水平的效应 称为拉平效应(leveling effect)。
具有拉平效应的溶剂称为拉平性溶剂。
13
区分效应：酸碱强度被溶剂区分开来的 作用。
在冰醋酸中，酸的强度顺序：
14
HClO4＞HBr＞HCl＞H2SO4＞HNO3 区分溶剂 ：可把酸碱强度区分开来的溶剂。
§3.4 水的解离平衡和溶液的pH
Dissociation equilibrium of Water
and pH of Solution
17
§3.4 水的解离平衡和溶液的PH
一、水的解离平衡 H2O＋H2O 质子自递反应
第三章 酸碱解离平衡
概念
举例说明：
50 mL 纯水 pH = 7 50 mLHAc—NaAc (c(HAc)=c(NaAc)=0.10mol· -1) L pH = 4.74 加入1滴(0.05ml) 1mol· -1 HCl L pH = 3 加入1滴(0.05ml) 1mol· -1 NaOH L pH = 11
H2O H++OH-
实验测得295K时，1L纯水中仅有10-7 mol水分子电离， 所以[H+]=[OH-]=10-7 mol· -1。根据化学平衡原理， L
Kw=[H+] [OH-]=1.0×10-14
Kw称为水的离子积常数。简称水的离子积。
Kw意义：一定温度下，水溶液中[H+] 和[OH-]之积为 一常数，温度升高， Kw增大，但常温下一般可认为 Kw=1.0×10-14。
Ac–和H2O，当达到新平衡时， c(Ac–)略有增加， c(HAc)略有
19 减少， c ( Ac ) 变化不大，因此溶液的c(H+)或pH值基本不变。
c ( HAc )
缓冲溶液pH值的计算
弱酸弱碱盐组成的缓冲溶液:HAc—NaAc，H2CO3—NaHCO3
初始浓度 平衡浓度 HA ca ca – x H+ 0 x + A－ cs cs + x
x y x
( x y z )( x y ) 0 . 100 x x
2
x
2
0 . 100 x
K 1 1 . 32 10
θ 4
7
又 K 1 很小，
4 1
θ
则
0 . 100 x 0 . 100
4
举例说明：
50 mL 纯水 pH = 7 50 mLHAc—NaAc (c(HAc)=c(NaAc)=0.10mol· -1) L pH = 4.74 加入1滴(0.05ml) 1mol· -1 HCl L pH = 3 加入1滴(0.05ml) 1mol· -1 NaOH L pH = 11
H2O H++OH-
实验测得295K时，1L纯水中仅有10-7 mol水分子电离， 所以[H+]=[OH-]=10-7 mol· -1。根据化学平衡原理， L
Kw=[H+] [OH-]=1.0×10-14
Kw称为水的离子积常数。简称水的离子积。
Kw意义：一定温度下，水溶液中[H+] 和[OH-]之积为 一常数，温度升高， Kw增大，但常温下一般可认为 Kw=1.0×10-14。
Ac–和H2O，当达到新平衡时， c(Ac–)略有增加， c(HAc)略有
19 减少， c ( Ac ) 变化不大，因此溶液的c(H+)或pH值基本不变。
c ( HAc )
缓冲溶液pH值的计算
弱酸弱碱盐组成的缓冲溶液:HAc—NaAc，H2CO3—NaHCO3
初始浓度 平衡浓度 HA ca ca – x H+ 0 x + A－ cs cs + x
x y x
( x y z )( x y ) 0 . 100 x x
2
x
2
0 . 100 x
K 1 1 . 32 10
θ 4
7
又 K 1 很小，
4 1
θ
则
0 . 100 x 0 . 100
4
03酸碱平衡和pH的计算
酸碱的强度
影响酸碱强弱的因素： 酸碱本身给出或接受质子的能力
+ 酸碱 质 子
溶剂给出或接受质子的能力
-
+ H A c H O A c + + H O 2 3
水溶液中，酸碱的强弱用其离解常数Ka或Kb衡量。
酸碱离解常数的定义
酸
[ c (H O )/ c][ c (Ac )/ c] 3 K θ c (HAc)/ c
HA2- = Ka1 Ka2 [H+] / ([H+]3 + Ka1 [H+]2+ Ka1 Ka2 [H+]+ Ka1 Ka2 Ka3)
H2A= HA2-
Ka1 [H+]2
[H+] p[H+]
=
= =
Ka1 Ka2 [H+]
Ka2 pKa2
溶液中离子浓度的计算
• 以NaHCO3为例，溶于水后，水中的离子和分子有： H2O,Na+ 无需计算或直接得到 H+和OH确定H+后，就可以确定OHHCO3-，CO32-, H2CO3: 确定氢离子浓度后，可 根据分布系数和总浓度进行计算 • 综上所述,溶液中各存在形式平衡浓度的计算可归结 为H+浓度的获得
如何获得H+浓度
• 常用的简单溶液，使用下面介绍的近似式进行 计算
• 不能满足近似式要求的，可以使用平衡关系进 行精确或部分近似计算 • 混合溶液或复杂溶液，根据化学平衡关系进行 理论计算比较困难且不准确，通常用pH计(酸 度计)测量
酸碱溶液pH值的近似计算
• • • • • 强酸（碱） 一元弱酸（碱） 记忆，会用 多元弱酸（碱） 最简近似公式 两 性 物 质 混合酸碱……………根据平衡关系计算， 特别掌握一种特殊的 混和酸碱----缓冲溶液
酸碱解离平衡
多元酸在水中是分步电离的，以氢硫酸的解离为例：
H2S H+ ＋ HS－
[H ][HS ] Ө K1 1.1 107 [H 2S]
HS－
H+ ＋ S2－
2 [H ][S ] 13 Ө K2 1.3 10 [HS ]
在常温常压下，H2S 气体在水中的饱和浓度约为 0.10
平衡常数表达式 KӨ ＝[H+][OH－]，称其为水的离子
积常数，经常用 KwӨ 表示。常温下 KwӨ ＝1.0×10–14。
KwӨ 与反应的 ΔrGmӨ 有关系，由 KwӨ 可求得上述反应
的ΔrGmӨ值。
2
溶液的 pH
pH＝－lg[H+] pOH＝－lg[OH－]
因为常温下： KwӨ ＝[H+][OH－] ＝1.0×10–14 故常温下有 ： pH＋pOH＝14
但当某温度下，水的离子积常数 KwӨ不等于 1.0×10–
14，p
KwӨ 不等于14时，中性溶液中 pH = pOH ，但都不 pH = pOH 是中性溶液的根本标志。
等于 7。
3
酸碱指示剂 借助于颜色的改变来指示溶液pH的物质叫做酸碱指
示剂。酸碱指示剂通常是一种复杂的有机物，并且都是弱
酸或弱碱。 例如甲基橙指示剂就是一种有机弱酸:
[H+] = [HS－] = 3.32×10–5 mol· dm–3
第二步电离平衡
2
Ө
HS－
5
H+ ＋ S2－
2
[H ][S ] 3.32 10 [S ] 2 K2 [S ] 5 [HS ] 3.32 10
故 [S2–]＝ 1.3×10–13 mol· dm–3
酸碱理论弱酸弱碱的解离平衡酸碱PPT课件
例题
第30页/共67页
四、多元弱碱溶液 浓度的计算
离
当 ；
Kb1cb
/
c
20Kw
时，可以忽略水的解
Kb1cb / c 40Kb2
当
时，可以忽略多元弱碱的
第
二级解c离eq (。OH ) 相K对b1浓 度(的Kb1近)2似 4计cb算Kb1公/ c式为：
c
2
若 cb /[Kb1c ] 400，上式可进一步简化为：
H2PO4 H3O+
Ka1
(H3PO4
)
[ceq
(H2PO4 ) / c ][ceq (H3O+ ceq (H3PO4 ) / c
)
/
c
]
第14页/共67页
第二步解离：
H2PO4 H2O HPO42 H3O+
Ka2
(H3PO4
)
[ceq
(HPO42 ) / c ][ceq (H3O+ ceq (H2PO4 ) / c
利用软硬酸碱规则可以判断配合物的稳定 性和预测有关化学反应的方向。一切化学反应 都有朝着硬酸与硬碱结合或软酸与软碱结合的 方向进行的趋势。 第9页/共67页
第二节 弱酸、弱碱的解离平衡
一、一元弱酸、弱碱的解离平衡 二、多元弱酸、弱碱的解离平衡 三、共轭酸碱对 Ka 与 Kb 的关系
第10页/共67页
OH H3O+
ceq (H3O+) ceq (HA) 2ceq (A2) ceq (OH)
根据得失质子相等的原则：
第28页/共67页
水的解离c(：H当2A)Ka1 (H2A) / c 20Kw
时，可以忽略
ceq (H3O+ ) ceq (HA) 2ceq (A2)
酸碱反应和沉淀反应
2015-1-3
在0.100mol· L-1NH3· H2O溶液中，加 入固体NH4Cl, 使其浓度为0.100mol· L-1， 计算溶液中c(H+)、NH3· H2O的解离度。 解： NH3· H2O NH4+ + OH平衡浓度/(mol· 利用同离子效应 L-1) 0.100-x 0.100+ : x x -)=1.8×10-5 mol· -1 c(OH L 可调节溶液的酸碱性; -5 1.8 × 10 控制弱酸溶液中酸根离子浓度， α = ×100%=0.018% 0.100 达到离子分离、提纯的目的。 -14 1.0 × 10 + -10 mol· -1 c(H ) = =5.6 × 10 L 1.8×10-5 未加NH4Cl的0.100mol· L-1NH3· H2O溶液 α＝1.34%,
2015-1-3
3-2-5 解离平衡的移动
同离子效应
在弱电解质溶液中，加入含有相同离子 的易溶强电解质，使弱电解质解离度降 3-2-5 解离平衡的移动 同离子效应 低的现象。 平衡向左移动
如 HOAc H+ + OAcNaOAc → Na+ + OAc2015-1-3
例 在0.100mol· L-1NH3· H2O溶液中，加入 固体NH4Cl,使其浓度为0.100mol· L-1，计算 溶液中c(H+)、NH3· H2O的解离度。 解： NH3· H2O NH4+ + OH平衡浓度/(mol· L-1) 0.100-x 0.100+x x x(0.100+x) Kb= 0.100-x =1.8×10-5 因为 (c/c )/Kb=0.100/(1.8×10-5)>500 所以 0.100-x≈0.100, 0.100+x≈0.100 -5 0.100x x =1.8 × 10 -5 =1.8 × 10 0.100 c(OH-)=1.8×10-5 mol· L-1
在0.100mol· L-1NH3· H2O溶液中，加 入固体NH4Cl, 使其浓度为0.100mol· L-1， 计算溶液中c(H+)、NH3· H2O的解离度。 解： NH3· H2O NH4+ + OH平衡浓度/(mol· 利用同离子效应 L-1) 0.100-x 0.100+ : x x -)=1.8×10-5 mol· -1 c(OH L 可调节溶液的酸碱性; -5 1.8 × 10 控制弱酸溶液中酸根离子浓度， α = ×100%=0.018% 0.100 达到离子分离、提纯的目的。 -14 1.0 × 10 + -10 mol· -1 c(H ) = =5.6 × 10 L 1.8×10-5 未加NH4Cl的0.100mol· L-1NH3· H2O溶液 α＝1.34%,
2015-1-3
3-2-5 解离平衡的移动
同离子效应
在弱电解质溶液中，加入含有相同离子 的易溶强电解质，使弱电解质解离度降 3-2-5 解离平衡的移动 同离子效应 低的现象。 平衡向左移动
如 HOAc H+ + OAcNaOAc → Na+ + OAc2015-1-3
例 在0.100mol· L-1NH3· H2O溶液中，加入 固体NH4Cl,使其浓度为0.100mol· L-1，计算 溶液中c(H+)、NH3· H2O的解离度。 解： NH3· H2O NH4+ + OH平衡浓度/(mol· L-1) 0.100-x 0.100+x x x(0.100+x) Kb= 0.100-x =1.8×10-5 因为 (c/c )/Kb=0.100/(1.8×10-5)>500 所以 0.100-x≈0.100, 0.100+x≈0.100 -5 0.100x x =1.8 × 10 -5 =1.8 × 10 0.100 c(OH-)=1.8×10-5 mol· L-1
第三章 酸碱解离平衡和沉淀-溶解平衡
得质子产物
零水准
失质子产物
2 H3PO4 H2PO4-
H3O+
HPO42H2O
PO43-
忘了什O么H-吗？
比如说系数？
例2 c mol/mL的NH4 H2PO4的质子条件式
零水准——NH4+，H2PO4-，H2O [H3PO4]+ [H+] = [NH3]+ [HPO42-]+ 2[PO43-]+ [OH-]
按得失质子 相等列式子
溶液中大量存在
参与质子转移
质子条件式书写方法
等式左边——得质子后产物 等式右边——失质子 后产物根据质子得失相等原则列出质子条件式
40
例1： cmol/ml的Na2HPO4的质子条件式 零水准——HPO42-，H2O
[H2PO4-] + 2[H3PO4] + [H +] = [PO43-]+ [OH-]
水溶液的pH值
• 定义： pH= -lg［H+］ • 关系：pH+pOH=14 • 酸性pH<7 碱性pH >7 • 中性pH=7
二、弱酸、弱碱的解离平衡
• 根据酸碱质子理论，酸和碱的强度取决于物 质给出质子或接受质子能力的大小。
• 水溶剂系统中，酸或者碱给出接受质子能力 的的大小可用酸或碱的解离平衡常数Ka或Kb 来衡量。
1
强弱电解质
2
酸碱理论
3
水溶液中的酸碱平衡
4
酸碱溶液pH值的计算
5
缓冲溶液
第一节 强弱电解质
一、电解质溶液的定义及分类:
电解质 (electrolyte) 熔融或溶液状态下
强电解质
无机及分析化学第三章酸碱平衡
c(H )1. 310－ 3
pH2.89
c(H )1.313 01.312 01.3%
c0
0.1
28
Question
(2) 0.10 mol·L–1的HAc溶液中加入少量固体NaAc，使NaAc的浓度为0.10 mol·L–1
解:在HAc水溶液中加入NaAc固体，由于同离子效应， HAc的解离度更小
25
3.2.5 同离子效应和盐效应
向HAc溶液中加入少量固 体NaAc固体可以使甲基橙指示 剂由红色变成黄色，为什么？
向体系中加入NaAc固体后， Ac¯浓度增大， 平衡向逆反应方向移动，HAc解离度降低。
HAc H+ + AcNaAc →Na+ + Ac-
在弱酸或者弱碱中加入其共轭碱或者共轭 酸，从而使平衡向着降低弱酸或者弱碱解离度方 向移动的作用称为同离子效应。
27
Question
解：
例3-1 计算下列两溶液的pH值和HAc的解离度： (1) 0.10 mol·L–1的 HAc溶液；
（1） 在HAc水溶液中存在如下解离平衡
HA + H2O
H3O+ + A¯
Ka (HA c(cH c)() H c(A A － )c c 1).810 5 K a (H A c c((c H H )2 ) A c(H 0 c .1 ))21.815 0
c0
0 .1
29
3.3 弱酸（碱）溶液中的型体分布
3.3.1酸（碱）的分析浓度
酸（碱）的浓度（分析浓度）是指某溶液中所含某酸 （碱）的总的物质的量浓度，它等于溶液中酸（碱） 各种型体的浓度之和，通常以c0来表示。
溶液的酸（碱）度是指溶液中H+（OH－）的浓度，通常 以pH（pOH）来表示。
在水溶液中,酸,碱的解离也是质子的转移反应.
第三章酸碱反应与配位反应一、教学基本要求1. 酸碱理论概述熟悉酸碱质子理论。
2. 电解质溶液的解离平衡。
了解强电解质溶液、表观解离度、活度、活度系数、离子强度等基本概念；熟悉水的解离平衡；掌握弱酸弱碱的解离平衡；了解酸碱的相对强弱。
3. 电解质水溶液pH值的计算理解分布系数；掌握质子平衡式与[H+]的计算（掌握各种溶液[H+]计算的最简式）。
4. 缓冲溶液掌握缓冲溶液的原理及计算。
5. 配位平衡及其移动掌握配合物的基本概念、定义、组成和命名，配合物的类型；掌握配合物在水溶液中的离解平衡；掌握配体过量时的计算；掌握配离子与配离子之间的转化及相关计算。
二、学时分配:三、教学内容§3.1质子酸碱理论酸碱物质和酸碱反应是化学研究的重要内容。
在科学实验和生产实际中有着广泛的应用。
人们对酸碱物质的认识是不断深化的。
1887年阿仑尼乌斯(S．A．Arrhenius)在解离理论学说的基础上把酸碱定义为：酸是在水溶液中解离生成的正离子全部是H+离子的物质；碱是在水溶液中解离生成的负离子全部是OH－离子的物质。
酸碱反应的实质是H+离子和OH－离子结合生成H20的反应。
这一酸碱解离理论对化学，尤其是酸碱理论的发展起了积极作用，至今仍广泛地应用着。
随着生产和科学技术的发展和进步，酸碱的解离理论显现了局限性，于是先后又提出多种酸碱理论，其中比较重要的有质子酸碱理论和酸碱的电子理论。
3.1.1质子酸碱理论一、酸碱定义根据酸碱的解离理论，在水溶液中许多酸碱反应都有质子参与，也就是说酸碱反应是涉及质子的传递反应。
1923年丹麦化学家布朗斯特(J ．N ．Bronsted)和英国化学家劳莱(T ．M ．Lowry)各自独立提出质子酸碱理论。
该理论认为：酸是能给出质子的物质；碱是能接受质子的物质。
简单地说，酸是质子的给予体，而碱是质子的接受体。
这个定义不像解离理论那样只限于水溶液中。
如-+-+-+++→+→+→Cl H HCl HPO H PO H NH H NH 244234二、按照酸碱质子理论，可从以下几方面加深理解酸碱概念1． 酸碱可以是阳离子、阴离子、中性分子及两性物质，有些物质既可作为酸，也可作为碱。
南医化学第三章酸碱解离平衡
表达式： 表达式：
离 度 α) = 解 (
已 解 弱 解 分 数 离 的 电 质 子 ×100 ％ 溶 中 有 弱 解 分 总 液 原 的 电 质 子 数
电解质愈弱，解离度就愈小 电解质愈弱，解离度就愈小!
20
解离度的大小可通过测定电解质溶液 解离度的大小可通过测定电解质溶液 的依数性如△ 等求得。 的依数性如△Tf、△Tb或Π 等求得。
∆Tb = K b ⋅ bB ∆T f = K f ⋅ bB
∏渗透 = RT ⋅ cB = K ⋅ cB
21
弱电解质的离解平衡 （Dissocation equilibrium of weak electrolyte） ）
一元弱酸、 (一）一元弱酸、弱碱的解离平衡 (二） 多元弱酸或弱碱的离解 二
HAc
H + + Ac19
在平衡状态下，弱电解质在水溶液中的解离程度的 在平衡状态下， 大小可以定量地用解离度来表示： 大小可以定量地用解离度来表示： 解离度来表示 解离度(degree of ionization)：符号为 解离度 ：符号为α 是指在一定温度下当解离达到平衡时， 是指在一定温度下当解离达到平衡时 ， 已解离的分 子数与解离前分子总数之比。 子数与解离前分子总数之比。
强电解质(strong electrolyte)： 在水溶液中 强电解质 ： 能完全解离成离子的化合物。 能完全解离成离子的化合物。
特点： 、不可逆性； 特点：1、不可逆性； 2、导电性强； 、导电性强； 例如： 例如：NaCl HCl
离子型化合物） Na+ + Cl- （离子型化合物）
H+ + Cl-
弱电解质分子与其离子之间的平衡。 弱电解质分子与其离子之间的平衡
酸碱解离平衡
8
二、离子的活度和活度因子
（activity and activity coefficient) 一般来说，aB<cB， B <1。溶液愈稀，离子
间的距离愈大，阴、阳离子间的牵制作用愈
弱，离子氛和离子对出现的概率愈小，活度
与浓度间的差别就愈小。
当溶液中的离子浓度很小，且离子所带电荷
数也少时，活度接近浓度，即B 趋近于1
相同浓度的不同电解质，它们的离解度 分别与其离解平衡常数的平方根成正比。
22
2、多元弱酸碱的离解平衡
H3PO4
＋ H+ H2 PO4
θ Κ a1 [Η ][Η 2 PO4 ] 7.52 10 3 [Η 3 PO4 ]
H2 PO
4
2 HPO4 ＋ H+
Κ
2 HPO4
25
例 ：25℃时，向lL浓度为0.1mol· L-1HAc溶液 中加入0.1molNaAc，求HAc的解离度。(设溶 液总体积不变，KθHAc=1.76×10-5) 解、 HAc 0.100－x H+ ＋Acx 0.100+x
x(0.100 x ) 1.76 10 5 0.100 x
1 （3） I [b z 2 (K ) b z 2 (Br ) (Br ) 2 (K )
1 [(0.020mol kg1)( 1)2 (0.020mol kg1)( 1)2 2 (0.030mol kg1)( 2)2 (0.030mol kg1)( 2)2]
§3.2 弱电解质溶液
一、弱电解质的离解平衡 HA H + + A-
[H ][A ] θ Ki [HA]
二、离子的活度和活度因子
（activity and activity coefficient) 一般来说，aB<cB， B <1。溶液愈稀，离子
间的距离愈大，阴、阳离子间的牵制作用愈
弱，离子氛和离子对出现的概率愈小，活度
与浓度间的差别就愈小。
当溶液中的离子浓度很小，且离子所带电荷
数也少时，活度接近浓度，即B 趋近于1
相同浓度的不同电解质，它们的离解度 分别与其离解平衡常数的平方根成正比。
22
2、多元弱酸碱的离解平衡
H3PO4
＋ H+ H2 PO4
θ Κ a1 [Η ][Η 2 PO4 ] 7.52 10 3 [Η 3 PO4 ]
H2 PO
4
2 HPO4 ＋ H+
Κ
2 HPO4
25
例 ：25℃时，向lL浓度为0.1mol· L-1HAc溶液 中加入0.1molNaAc，求HAc的解离度。(设溶 液总体积不变，KθHAc=1.76×10-5) 解、 HAc 0.100－x H+ ＋Acx 0.100+x
x(0.100 x ) 1.76 10 5 0.100 x
1 （3） I [b z 2 (K ) b z 2 (Br ) (Br ) 2 (K )
1 [(0.020mol kg1)( 1)2 (0.020mol kg1)( 1)2 2 (0.030mol kg1)( 2)2 (0.030mol kg1)( 2)2]
§3.2 弱电解质溶液
一、弱电解质的离解平衡 HA H + + A-
[H ][A ] θ Ki [HA]
普通化学第三章补充习题及答案
第3章 水化学与水污染重点内容概要 1. 溶液的通性难挥发非电解质的稀溶液的蒸汽压下降，沸点上升——ΔT bp = k bp m 凝固点下降——ΔT fp = k fp m 渗透压cRT =∏难挥发电解质溶液也具有蒸汽压下降、沸点上升，凝固点下降和渗透压等现象，由于电解这些稀溶液的依数性与浓度关系有一定偏差（引入i 值） 2. 酸碱的近代概念，酸碱的解离平衡和缓冲溶液的概念（1）酸碱质子理论人为：凡能给出质子的物质都是酸；凡能与质子结合的物质都是碱。
酸碱共轭关系：共轭酸⇔质子+ 共轭碱 w b a K K K =•（2）一元酸碱的解离平衡αα-=12c K a 2ααc K a≈很小时 c K a ≈α c K Hc a ⋅=+)( αα-=12c K b 2ααc K b≈很小时 cK b ≈α c K OHc b ⋅=-)(由于解离度与c 成反比，与)(b a K 或成正比，所以c/Ka 越大，解离度越小。
当c/Ka>500时，可采用近似计算。
注意：上述计算公式只适用于水溶液中只有弱酸或弱碱的计算。
若溶液中又添加了影响解离平衡的离子（如H + 、弱酸根离子则要考虑同离子效应，根据平衡具体分析计算。
不要随便套公式。
（3）多元酸碱的解离平衡 分级解离 1a K 2a K +H浓度近似按一级解离计算注意：解离度和解离平衡常数都可以反应弱酸、碱的强弱， 但 a K b K 与浓度无关，α与浓度有关。
（4）同离子效应与缓冲溶液同离子效应——实质是平衡移动问题，导致弱酸、碱的解离度减低缓冲溶液——由弱的共轭酸及其共轭碱或弱的共轭碱及其共轭酸组成；具有外加少量酸、碱或稀释时，pH 基本不变的性质。
缓冲溶液的pH 计算：共轭碱）共轭酸）((lg eqeq a c c pK pH -= 共轭碱）共轭酸）((lg00c c pK a -≈缓冲溶液的缓冲能力：c(共轭酸)=c(共轭碱),能力大。
c(共轭酸)、c(共轭碱)大时,能力大c(共轭酸)大时对碱缓冲大，c(共轭碱)大时对酸缓冲大。
3-2 酸碱解离平衡
注意
酸碱反应的术语
根据酸碱定义，酸失去质子变成碱，
碱得到质子变成酸——共轭关系。
因质子得失而相互转化的每一对酸 碱——共轭酸碱对。 (conjugated pair of acid-base) 通式 酸 H+ + 碱 酸碱半反应
例如 H2PO4H+ + HPO42NH4+ H+ + NH3 Fe(H2O)63+ H+ + Fe(H2O)5(OH)2+
胃 液 柠檬汁 醋 葡萄汁 橙 汁
唾液 牛奶 纯水 血液 眼泪 氧化镁乳
尿 液 暴露在空气中的水
2) 一元弱酸水溶液的pH
酸- acid
碱 -base
•解离平衡 (Dissolution Equilibrium)
HA(aq) + H2O(l)
H3O+(aq)+A–(aq)
[c(H3O+ )/ c ][ c(A- )/ c ] Ka (HA) = [c(HA) / c ]
凡是能给出质子(H3O+)的物质都 是酸 凡是能得到质子(H3O+)的物质都 是碱 既能给出质子又能得到质子的物 质是两性物质
如:
HCl HAC NH4+ Fe(H2O)63+
如: Cl- AC- CO32NH3 [Fe(H2O)5(OH)]2+ 如: HCO3-, H2O
质子理论中无盐的概念，电离理论中的盐， 在质子理论中都是酸、碱或是非酸非碱物质，如 NaCO3中的CO32-是碱， Na+是非酸非碱物质.
酸碱电子理论摆脱了酸必须含有H的限制，包括的范围更广。
2. 酸碱离子平衡及pH计算
吉林大学《无机化学(含实验)》第三章(2) 期末考试学习资料
吉大《无机化学（含实验）》第三章（2） 酸碱解离平衡1、酸碱滴定原理（一）变色范围 HIn H+ + In-酸式 碱式故指示剂的理论变色范围是: pH=pKHIn ±1由于人眼对深色比浅色灵敏，实际变色范围与理论推算的的变色范围并不完全相同。
pKa 理论范围 实际范围 酸色 碱色甲基橙 ~ ~ 红 黄甲基红 ~ ~ 红 黄酚酞 ~ ~ 无 红百里酚酞 ~ ~ 无 蓝注：一般而言，人们观察指示剂颜色的变化约有～单位的误差，称之为观测终点的不确定性，用△pH 来表示，一般按△pH=±来考虑，作为使用指示剂目测终点的分辨极限值。
（二）影响指示剂变色范围的因素1. 指示剂的用量对于双色指示剂用量多少对色调变化有影响，用量太多或太少都使色调变化不鲜明。
对于单色指示剂用量多少对色调变化影响不大，但影响变色范围和终点。
指示剂本身都是弱酸或弱碱，也会参与酸碱反应。
2. 温度：温度变时指示剂常数和水的离子积都会变，则指示剂的变色范围也随之发生改变。
3. 中性电解：溶液中中性电解质的存在增加了溶液的离子强度，使指示剂的表观离解常数改变，将影响指示剂的变色范围。
某些盐类具有吸收不同波长光波的性质，也会改变指示剂颜色的深度和色调。
[][][][][][]-+-+==In HIn K H HIn In H K HInHIn ,[][]HIn In pK pH HIn -+=lg [][]的颜色时，看到的是，即当－In pK pH HIn In HIn 110+≥≥-[][]的颜色时，看到的是，即当HIn pK pH HIn In HIn 1101-≤≤-4.滴定程序：为了达到更好的观测效果，在选择指示剂时还要注意它在终点时的变色情况。
例如：酚酞由酸式无色变为碱式红色，易于辨别，适宜在以强碱作滴定剂时使用。
同理，用强酸滴定强碱时，采用甲基橙就较酚酞适宜。
例：下列各种弱酸、弱碱，能否用酸碱滴定法直接测定?如果可以，应选用哪种指示剂?为什么?CH2ClCOOH，HF，苯酚，羟胺，苯胺。
酸碱理论与解离平衡
酸碱的定义
01
阿累尼乌斯酸碱理论
认为凡是在水溶液中电离出的阳离子全部是氢离子的物质就是酸，电离
出的阴离子全部是氢氧根离子的物质就是碱。
02 03
酸碱质子理论
认为凡是可以释放质子（氢离子）的任何物质（分子或离子）都是酸； 凡是能接受质子的任何物质都是碱。简单地说，酸是质子的给予体，而 碱是质子的接受体。
在生物化学中的应用
1 2
生物酶活性
酸碱解离平衡在生物化学中具有重要应用，如酶 的活性受pH值影响，可以通过调节pH值来控制 酶促反应的速度。
生物分子结构
生物分子如蛋白质、核酸等在酸碱环境中会发生 解离和结合，从而影响其结构和功能。
3
生物代谢过程
酸碱平衡对于生物体的正常代谢过程至关重要， 如酸碱平衡失调可能导致代谢紊乱和疾病。
详细描述
酸解离常数通常用$K_a$表示，其计算公式为$K_a = frac{[H^+][A^{}]}{[HA]}$，其中$[H^+]$、$[A^{-}]$和$[HA]$分别表示氢离子、酸根离子和 未解离的酸的浓度。
碱解离常数的计算
总结词
碱解离常数是描述碱解离能力的参数， 其值越大表示该碱的解离能力越强。
VS
详细描述
碱解离常数通常用$K_b$表示，其计算公 式为$K_b = frac{[B^{-}] [OH^{}]}{[HB]}$，其中$[B^{-}]$、$[OH^{-}]$ 和$[HB]$分别表示碱根离子、氢氧根离子 和未解离的碱的浓度。
酸碱解离平衡的计算实例
总结词
通过具体的计算实例，可以深入理解酸碱解离平衡的计算方法。
酸碱电子理论
认为酸是任何可以接受电子的分子或离子，而碱则是任何可以给出电子 的分子或离子。
酸碱解离平衡
第三章 酸碱解离平衡
第一节
酸碱理论
第二节
水溶液中酸碱平衡 第三节
弱酸、弱碱溶液H3O+或OH浓度的计算
目的要求：
二、主要教学内容 1.掌握酸碱质子理论；酸、 碱、两性物质及其共轭酸 碱。 2.掌握弱电解质的解离平衡、 解离平衡常数，溶液pH的简 化计算。
1.酸碱概念的发展，酸碱 质子理论；共轭酸碱概念，酸 碱反应的本质，共轭酸碱的强 弱关系。 2.弱电解质的离解平衡、 离解平衡常数。
2.一元弱碱溶液 cb Kb > 20Kw
Ka Ka 4Ka ca [H ]= 2
+
2
K b Kb 4Kbcb [OH ]= 2
c/Kb > 400
2
c/Ka>400
[H ]= Ka c
+
[OH ]
Kbcb
【例 1 】计算 0.10mol· L-1HAc 溶液中 [H+] 和 pH 值。已知 Ka=1.74×10-5 。 解： ∵ c/Ka= c· Ka>20Kw
第三节 酸碱溶液pH的计算
酸度：溶液中H+的浓度 （pH值）。 pH=-lg[H+] pOH=-lg[OH-]
∵
∴
[H+] [OH-] = KW
pH + pOH = pKW 即 pH + pOH = 14
一、一元弱酸溶液[H3O+]的简化计算
一元弱酸HB在水溶液中，存在着两种质子传递平衡：
HB + H2O
＋
Kw
若此时也可以忽略水提供的H3O+，即 Ka· ca>20Kw， 上式中(Ka• ca + Kw)≈ Ka• ca
第一节
酸碱理论
第二节
水溶液中酸碱平衡 第三节
弱酸、弱碱溶液H3O+或OH浓度的计算
目的要求：
二、主要教学内容 1.掌握酸碱质子理论；酸、 碱、两性物质及其共轭酸 碱。 2.掌握弱电解质的解离平衡、 解离平衡常数，溶液pH的简 化计算。
1.酸碱概念的发展，酸碱 质子理论；共轭酸碱概念，酸 碱反应的本质，共轭酸碱的强 弱关系。 2.弱电解质的离解平衡、 离解平衡常数。
2.一元弱碱溶液 cb Kb > 20Kw
Ka Ka 4Ka ca [H ]= 2
+
2
K b Kb 4Kbcb [OH ]= 2
c/Kb > 400
2
c/Ka>400
[H ]= Ka c
+
[OH ]
Kbcb
【例 1 】计算 0.10mol· L-1HAc 溶液中 [H+] 和 pH 值。已知 Ka=1.74×10-5 。 解： ∵ c/Ka= c· Ka>20Kw
第三节 酸碱溶液pH的计算
酸度：溶液中H+的浓度 （pH值）。 pH=-lg[H+] pOH=-lg[OH-]
∵
∴
[H+] [OH-] = KW
pH + pOH = pKW 即 pH + pOH = 14
一、一元弱酸溶液[H3O+]的简化计算
一元弱酸HB在水溶液中，存在着两种质子传递平衡：
HB + H2O
＋
Kw
若此时也可以忽略水提供的H3O+，即 Ka· ca>20Kw， 上式中(Ka• ca + Kw)≈ Ka• ca
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=
[H
[H
][HS
2
]
[H 2 S]
=8.91×10-8 =1.12×10-12
+S
K
2-
][S
]
K
a2
[HS
]
∴
任何多元弱酸中：
K a1
>>
1
a2
K a K a K a
2
3
离解特点：部分解离；
分步解离，以第一步为主。
例5 计算0.10mol· -1H2S溶液中的[H+]、[HS-]及[S2-]。 L 已知Ka1=8.91×10-8，Ka2=1.12×10-12。 解：设[H+]=χmol· -1，并忽略第二步电离 L
解出 x = 1.76×10-5 (mol· -1) L
c(H ) c ( HAc )
100 %
1 . 76 10 0 . 10
5
100 % 0 . 0176 %
第三节 ①等体积的 H2O 甲基橙 HAc-NaAc
2d
缓冲溶液
少滴HCl
HCl
多滴HCl
黄
溶 液
红
结果表明：HAc-NaAc具有抗酸能力， 2O无抗酸能力。 H
6
pH 14 pOH 14 lg( 7 . 54 10
注 ： K a K b ,co n j. K w
) 8 . 88
3. 多元弱酸溶液
能释放出多个质子的酸称为多元弱酸 如：
H 2 S+H 2 O
HS + H 2 O
-
H 3 O + HS
H 3O
+
+
-
K a1
= =
HAc H+ + Ac-
NaAc
Na+ + Ac-
NaAc完全解离，由于同离子效应，降低了HAc 的解离度，这时[HAc]和[Ac-]都较大，而且存在着 [HAc]解离平衡。 当加入少量H+时，H+和溶液中的Ac-结合生成 HAc，使解离平衡向左移动，达到新平衡时H+浓度不 会显著增加； 如果在上述溶液中加入少量的碱，增加的OH-与 溶液中的H+结合为水，这时HAc的解离平衡向右移动， 以补充H+离子的减少。
HAc
Ka
H+ + Acc ( H ) c ( Ac ) c ( HAc )
c(H ) K a
c ( HAc ) c ( Ac )
c ( HAc ) c c ( H ) c ( HAc ) = c( 共轭酸 )
c ( Ac ) c ( NaAc ) c ( H ) c ( NaAc ) = c(共轭碱 )
3
[H ]
Ka c
1 . 76 10
5
0 . 100
1
1 . 33 10
3
( mol L )
2 . 87
p H lg [ H ] lg 1 . 33 10
3
例 3 计算0.100mol· -1 NH4Cl溶液中的[H+]及pH值 L
3 3
= 4.66
△pH
= 4.66 – 4.75 = - 0.09
pH值基本不变
加入1mL 1.00mol· -1NaOH溶液 L pH=4.84
pK
a
△pH
= 4.84 – 4.75 = 0.09
1
称缓冲范围
（缓冲比： ~
1
10
1 10
）
五、缓冲溶液的选择和配制
①选择合适的缓冲系：
pH pK
c ( HAc ) c ( Ac )
5
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
1 . 76 10
0 . 100 0 . 100
1 . 76 10
5
5
pH lg c ( H ) lg 1 . 76 10
4 . 75
c(H ) c
100 %
1 .7 6 1 0 0 .1 0 0
②等体积的
酚酞 HAc-NaAc 2d
H2O
少滴NaOH
NaOH 多滴NaOH 无
溶 液
红
结果表明： HAc-NaAc具有抗碱能力， 2O无抗碱能力。 H
③等体积的
NaOH（稀）
△pH（大）
测pH 加水 测pH HCl（稀） 稀释 HAc-NaAc
△ pH（大）
△ pH（小）
结果表明： HAc-NaAc具有抗稀释能力， 稀NaOH、HCl无抗稀释能力；
c(H ) K a
c( 共轭酸 )
c( 共轭碱 )
缓冲公式
pH pK
a
lg
c( 共轭酸 )
注意：
c( 共轭碱 )
pH pK
a
lg
c( 共轭碱 ) c( 共轭酸 )
① pK a ——共轭酸的解离常数 ② H2CO3-HCO3HCO3--CO32③ NH3-NH4
+
K a K a1
3. 多元弱酸溶液
设[S2-]=y mol· -1 L
HS-
H+ + S2-
平衡浓度/mol· -1 L
χ
[H ] [S
2
χ
]
y
Ka
2
[HS ]
∴ [S2-]≈ Ka2 = 1.1×10-12 (mol· -1） L
3. 多元弱酸溶液
结论：
①
[H ]
Ka c
1
②
二元弱酸 H2A
6
0 . 100
1
7 . 5 10
( mol L )
p H lg [ H ] lg 7 . 5 10 6 5 . 12
2. 一元弱碱溶液
N H 3 H 2O NH4
+
+
OH
Kb
[N H 4 ][O H ] [N H 3 H 2 O ]
若
+
H 2S
H
+
≈χ
HS
-
平衡浓度/mol· -1 L
Ka
1
0.10-χ
χ
x
2
[H
][H S ]
[H 2S ]
8
0 .1 0 x
8 .9 1 1 0
∴ [H+]≈ [HS-]≈9.44×10-5mol· -1 L
也可直接用一元弱酸的近似公式计算： [H+]≈ [HS-]≈
K c = 8 . 91 10 8 0 . 10 =9.44×10-5mol· -1 L a1
K a K a2
K a K a ( NH
4
)
K K b ( NH
w 3
H 2O )
④ 适当稀释缓冲溶液， c( 共轭碱 ) c( 共轭酸 )
= 缓冲比 比值不变
pH不变
例7 (1)计算含有0.100mol· -1HAc与0.100mol· -1 NaAc L L 的缓冲溶液的水合H+浓度、pH值和HAc的离解度。 (2)若往100mL上述溶液中加入1mL 1.00mol· -1HCl溶液 L 后，则溶液的pH值变为多少？ 解： (1) c ( H ) K a
a
②缓冲液要有一定的总浓度 ③用缓冲公式计算出符合要求的缓冲比 ④用pH计校正缓冲溶液的pH值
c [H ]
当
c / K a 500 时 Ka c
c -[H ] c
[H ]
最简式
例2 计算0.100mol· -1 HAc溶液中的[H+]及pH值。 L 已知： a 1 .7 6 1 0 5 K 解：
c Ka
0 . 100 1 . 76 10
5
5 . 68 10 ＞ 500
5
1 0 0 % 0 . 0176 %
(2)
p H p K a lg
c( Ac ) c(HAc)
4 .7 5 lg
0 .1 0 0 1 0 0 1 0 0 .1 0 0 1 0 0 1 0
3 3
1 .0 0 1 1 0 1 .0 0 1 1 0
向弱电解质溶液中加入与弱电解质无关的 强电解质盐类，而使弱电解质的解离度增大的 效应——盐效应。 0.1molNaCl → 0.1mol·L-1 HAc c(H+): 1.33×10-3 → 1.82×10-3 α: 1.33% → 1.82%
例6：向1升0.10mol· -1HAc溶液中加入0.10mol固 L 体NaAc，求HAc的c(H+)和α各为多少？ 解： 设平衡时c(H+) = x mol· -1 L HAc H+ + Ac0 0.10 [初始] 0.10
第三章
酸碱解离平衡
第一节 酸碱概念
第二节 弱酸、弱碱的解离平衡和溶液pH的计算 第三节 缓冲溶液
第一节
酸碱概念
一 酸碱定义 凡能给出质子（H+）的物质称为酸 凡能接受质子（H+）的物质称为碱 既能给出质子，又能接受质子的物质称为两性物质 酸 碱 如： HCl H+ + ClHAc H+ + Ac-
第二节
一
弱酸、弱碱的解离平衡和溶液pH的计算
[H
[H
][HS
2
]
[H 2 S]
=8.91×10-8 =1.12×10-12
+S
K
2-
][S
]
K
a2
[HS
]
∴
任何多元弱酸中：
K a1
>>
1
a2
K a K a K a
2
3
离解特点：部分解离；
分步解离，以第一步为主。
例5 计算0.10mol· -1H2S溶液中的[H+]、[HS-]及[S2-]。 L 已知Ka1=8.91×10-8，Ka2=1.12×10-12。 解：设[H+]=χmol· -1，并忽略第二步电离 L
解出 x = 1.76×10-5 (mol· -1) L
c(H ) c ( HAc )
100 %
1 . 76 10 0 . 10
5
100 % 0 . 0176 %
第三节 ①等体积的 H2O 甲基橙 HAc-NaAc
2d
缓冲溶液
少滴HCl
HCl
多滴HCl
黄
溶 液
红
结果表明：HAc-NaAc具有抗酸能力， 2O无抗酸能力。 H
6
pH 14 pOH 14 lg( 7 . 54 10
注 ： K a K b ,co n j. K w
) 8 . 88
3. 多元弱酸溶液
能释放出多个质子的酸称为多元弱酸 如：
H 2 S+H 2 O
HS + H 2 O
-
H 3 O + HS
H 3O
+
+
-
K a1
= =
HAc H+ + Ac-
NaAc
Na+ + Ac-
NaAc完全解离，由于同离子效应，降低了HAc 的解离度，这时[HAc]和[Ac-]都较大，而且存在着 [HAc]解离平衡。 当加入少量H+时，H+和溶液中的Ac-结合生成 HAc，使解离平衡向左移动，达到新平衡时H+浓度不 会显著增加； 如果在上述溶液中加入少量的碱，增加的OH-与 溶液中的H+结合为水，这时HAc的解离平衡向右移动， 以补充H+离子的减少。
HAc
Ka
H+ + Acc ( H ) c ( Ac ) c ( HAc )
c(H ) K a
c ( HAc ) c ( Ac )
c ( HAc ) c c ( H ) c ( HAc ) = c( 共轭酸 )
c ( Ac ) c ( NaAc ) c ( H ) c ( NaAc ) = c(共轭碱 )
3
[H ]
Ka c
1 . 76 10
5
0 . 100
1
1 . 33 10
3
( mol L )
2 . 87
p H lg [ H ] lg 1 . 33 10
3
例 3 计算0.100mol· -1 NH4Cl溶液中的[H+]及pH值 L
3 3
= 4.66
△pH
= 4.66 – 4.75 = - 0.09
pH值基本不变
加入1mL 1.00mol· -1NaOH溶液 L pH=4.84
pK
a
△pH
= 4.84 – 4.75 = 0.09
1
称缓冲范围
（缓冲比： ~
1
10
1 10
）
五、缓冲溶液的选择和配制
①选择合适的缓冲系：
pH pK
c ( HAc ) c ( Ac )
5
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
1 . 76 10
0 . 100 0 . 100
1 . 76 10
5
5
pH lg c ( H ) lg 1 . 76 10
4 . 75
c(H ) c
100 %
1 .7 6 1 0 0 .1 0 0
②等体积的
酚酞 HAc-NaAc 2d
H2O
少滴NaOH
NaOH 多滴NaOH 无
溶 液
红
结果表明： HAc-NaAc具有抗碱能力， 2O无抗碱能力。 H
③等体积的
NaOH（稀）
△pH（大）
测pH 加水 测pH HCl（稀） 稀释 HAc-NaAc
△ pH（大）
△ pH（小）
结果表明： HAc-NaAc具有抗稀释能力， 稀NaOH、HCl无抗稀释能力；
c(H ) K a
c( 共轭酸 )
c( 共轭碱 )
缓冲公式
pH pK
a
lg
c( 共轭酸 )
注意：
c( 共轭碱 )
pH pK
a
lg
c( 共轭碱 ) c( 共轭酸 )
① pK a ——共轭酸的解离常数 ② H2CO3-HCO3HCO3--CO32③ NH3-NH4
+
K a K a1
3. 多元弱酸溶液
设[S2-]=y mol· -1 L
HS-
H+ + S2-
平衡浓度/mol· -1 L
χ
[H ] [S
2
χ
]
y
Ka
2
[HS ]
∴ [S2-]≈ Ka2 = 1.1×10-12 (mol· -1） L
3. 多元弱酸溶液
结论：
①
[H ]
Ka c
1
②
二元弱酸 H2A
6
0 . 100
1
7 . 5 10
( mol L )
p H lg [ H ] lg 7 . 5 10 6 5 . 12
2. 一元弱碱溶液
N H 3 H 2O NH4
+
+
OH
Kb
[N H 4 ][O H ] [N H 3 H 2 O ]
若
+
H 2S
H
+
≈χ
HS
-
平衡浓度/mol· -1 L
Ka
1
0.10-χ
χ
x
2
[H
][H S ]
[H 2S ]
8
0 .1 0 x
8 .9 1 1 0
∴ [H+]≈ [HS-]≈9.44×10-5mol· -1 L
也可直接用一元弱酸的近似公式计算： [H+]≈ [HS-]≈
K c = 8 . 91 10 8 0 . 10 =9.44×10-5mol· -1 L a1
K a K a2
K a K a ( NH
4
)
K K b ( NH
w 3
H 2O )
④ 适当稀释缓冲溶液， c( 共轭碱 ) c( 共轭酸 )
= 缓冲比 比值不变
pH不变
例7 (1)计算含有0.100mol· -1HAc与0.100mol· -1 NaAc L L 的缓冲溶液的水合H+浓度、pH值和HAc的离解度。 (2)若往100mL上述溶液中加入1mL 1.00mol· -1HCl溶液 L 后，则溶液的pH值变为多少？ 解： (1) c ( H ) K a
a
②缓冲液要有一定的总浓度 ③用缓冲公式计算出符合要求的缓冲比 ④用pH计校正缓冲溶液的pH值
c [H ]
当
c / K a 500 时 Ka c
c -[H ] c
[H ]
最简式
例2 计算0.100mol· -1 HAc溶液中的[H+]及pH值。 L 已知： a 1 .7 6 1 0 5 K 解：
c Ka
0 . 100 1 . 76 10
5
5 . 68 10 ＞ 500
5
1 0 0 % 0 . 0176 %
(2)
p H p K a lg
c( Ac ) c(HAc)
4 .7 5 lg
0 .1 0 0 1 0 0 1 0 0 .1 0 0 1 0 0 1 0
3 3
1 .0 0 1 1 0 1 .0 0 1 1 0
向弱电解质溶液中加入与弱电解质无关的 强电解质盐类，而使弱电解质的解离度增大的 效应——盐效应。 0.1molNaCl → 0.1mol·L-1 HAc c(H+): 1.33×10-3 → 1.82×10-3 α: 1.33% → 1.82%
例6：向1升0.10mol· -1HAc溶液中加入0.10mol固 L 体NaAc，求HAc的c(H+)和α各为多少？ 解： 设平衡时c(H+) = x mol· -1 L HAc H+ + Ac0 0.10 [初始] 0.10
第三章
酸碱解离平衡
第一节 酸碱概念
第二节 弱酸、弱碱的解离平衡和溶液pH的计算 第三节 缓冲溶液
第一节
酸碱概念
一 酸碱定义 凡能给出质子（H+）的物质称为酸 凡能接受质子（H+）的物质称为碱 既能给出质子，又能接受质子的物质称为两性物质 酸 碱 如： HCl H+ + ClHAc H+ + Ac-
第二节
一
弱酸、弱碱的解离平衡和溶液pH的计算