第九章 酸碱和离子平衡 9.2 弱酸和弱碱的解离平衡计算
电离平衡常数计算公式
电离平衡常数计算公式
电离平衡常数（也称为酸碱离解常数）是描述酸碱溶液中酸
碱反应强弱的重要参数。
其计算公式可以根据不同的酸碱反应
类型进行推导和定义。
对于一般的弱酸或弱碱的离解反应，其电离平衡常数的计算
公式可以通过数学表达式的推导得到。
以弱酸HA的电离反应
为例，其离解方程式可以表示为：
HA⇌H++A
根据电离平衡常数的定义，可以得到以下关系：
Kw=[H+][A]/[HA]
其中，Kw为水的离子积，具体数值为1.0×10^14（在25℃下）。
根据酸碱离解常数的定义，则可得到以下等式：
Ka=[H+][A]/[HA]
其中，Ka为弱酸HA的离解常数。
通过上述两个等式结合，可以得到：
Ka=Kw/[H+]
根据以上推导，可以得出弱酸HA的电离平衡常数的计算公
式为：
Ka=[H+][A]/[HA]
对于一般的弱碱离解反应，同理可得到其电离平衡常数的计算公式。
需要注意的是，对于不同的酸碱反应类型，其推导和定义方式可能会有所不同，但基本思想是相似的。
总结起来，电离平衡常数的计算公式根据具体的化学反应类型有所差异，但一般都可以通过离子浓度之间的关系来推导和定义。
通过计算公式，可以定量描述酸碱溶液中酸碱反应的强弱程度。
八大离子平衡计算公式
八大离子平衡计算公式在化学反应中，离子平衡是指溶液中正负电荷离子的浓度达到稳定的状态，即离子的生成和消失速率相等。
离子平衡计算公式可以用来计算离子浓度和判断溶液的酸碱性。
以下是八大离子平衡的计算公式：1.水的离解平衡:在纯水中，水分子可以自发地分解为氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-）。
这个过程可以用离子平衡公式来描述：H2O↔H++OH-2.强酸的离解平衡:强酸完全离解，生成相应的氢离子。
例如，盐酸（HCl）完全离解为氯离子和氢离子：HCl↔H++Cl-3.强碱的离解平衡:强碱完全离解，生成氢氧根离子。
例如，氢氧化钠（NaOH）完全离解为钠离子和氢氧根离子：NaOH↔Na++OH-4.弱酸的离解平衡:弱酸只部分离解，生成的氢离子浓度小于总浓度。
例如，乙酸（CH3COOH）的离解平衡可以用以下公式表示：CH3COOH↔H++CH3COO-5.弱碱的离解平衡:弱碱也只部分离解，生成的氢氧根离子浓度小于总浓度。
例如，氨（NH3）的离解平衡可以用以下公式表示：NH3+H2O↔NH4++OH-6.酸碱中和反应的离子平衡:酸碱中和反应发生时，氢离子和氢氧根离子反应生成水。
例如，盐酸和氢氧化钠反应的离子平衡公式为：H++OH-↔H2O7.溶解度平衡:一些物质在水中溶解时，会产生离子。
溶解度平衡用来描述物质的溶解情况。
例如，氯化银（AgCl）在水中溶解时会生成银离子和氯离子：AgCl↔Ag++Cl-8.水解反应的离子平衡:一些盐在水中发生水解反应，生成酸和碱。
例如，氯化铵（NH4Cl）发生水解时，生成氨气、氯化氢和水：NH4Cl+H2O↔NH3+HCl+H2O通过上述离子平衡计算公式，我们可以计算出溶液中各种离子的浓度，帮助我们了解酸碱中和反应和溶解度等化学反应的平衡情况。
酸碱平衡基础知识讲义
强酸,10-5左右为弱酸,10-10左右为极弱酸.
弱碱也可以按Kb的大小进行相应分类.
电离常数为平衡常数.所以也与浓度无关
,而只受体系本身性质和温度的影响.
问 题
9-3.2:电离度和电离常数均可表示弱电解质的 电离程度,它两各自有何特点和区别以及联 系?(B级掌握)
解:虽然两者均可表示弱电解质的电离程度, 但有区别,当体系确定时,电离常数只与温度 有关,而电离度还与浓度有关.
Ka
[H][Ac] [HAc]
平 平 浓衡浓衡 度
度
一元弱碱的电离如NH3的电离平衡:
H2O + NH3
NH4+ + OH-
其平衡常数: 碱常数
Kb
[NH4][OH] [NH3]
平 平 浓衡浓衡 度 度
一般Ka(或Kb)值越大,表示酸或碱的电离程 度就越大.通常把Ka在10-2左右的酸称为中
6) 交界碱：介于软碱与硬碱之间的碱.如 NO2-,SO32-,Br,N2,C6H5NH2,C6H5N,N3-等.
2. 软硬酸碱的结合原则
电子理论指出：硬酸配硬碱,软酸配软碱;但 软硬不相配(即形成的酸碱加合物稳定性差)
因为硬-硬,软-软结合能形成稳定配合物,且 反应速度较快.而硬-软结合的倾向较小,所形成 的配合物不够稳定,且反应速度较慢.交界酸碱 不论对象是硬还是软,均能与之反应,所形成的 配合物的稳定性及反应速度适中.
9-2 水的离子积和pH
一：水的离子积（C级掌握）
在任何水溶液中有下列平衡存在:
H2O + H2O H3O+ + OH或简写为: H2O H+ + OH-
其平衡常数 Kw [H]O [ H ]
第九章酸碱平衡
第九章酸碱平衡本章总目标：1：了解酸碱理论发展的概况2：了解同离子效应和盐效应对解离平衡的影响。
3：掌握酸、碱、盐以及缓冲溶液的pH值的相关计算。
4：了解离子活度、活度因子、离子强度等概念。
5：了解缓冲溶液的组成；缓冲作用原理；缓冲溶液的性质。
各小节的目标：第一节：弱酸和弱碱的解离平衡1：掌握一元弱酸的解离平衡常数的意义、用途和计算。
2;掌握一元弱碱的解离平衡常数的意义、用途和计算。
当时，3:解离度概念——平衡时已经解离的浓度与起始浓度之比。
4：同离子效应——在弱电解质的溶液中国，加入与其具有相同离子的强电解质，使弱电解质的解离平衡左移，从而降低弱电解质的解离度。
5：掌握多元弱酸的解离平衡的计算。
6：了解水的离子积常数、溶液的pH等基本概念。
7：熟练掌握缓冲溶液pH值的计算：（c酸/c盐）；（C碱/C盐）8：可以解释缓冲溶液可以达到缓冲目的的原因。
第二节：盐的水解1：掌握水解平衡常数的计算：1.弱酸强碱盐：；2.强酸弱碱盐：；3.弱酸弱碱盐：2：可以运用公式——来解释升温促进水解的原因。
3：掌握单水解过程的计算——，4;掌握双水解pH值的计算：第三节：电解质溶液理论和酸碱理论的发展1：掌握离子强度、活度的概念和离子强度的计算。
2：理解盐效应对弱电解质解离度的影响。
3：了解酸碱质子理论、酸碱溶剂体系理论和酸碱电子理论。
Ⅱ习题一选择题1.某弱酸HA的Ka=2.0×10-5，若需配制pH=5.00的缓冲溶液，与100ml，1.0mol/L的NaAc相混合的1.0mol/LHA体积应为（）A. 200mlB.50mlC.100mlD.150ml2.已知相同浓度的盐NaA ，NaB,，NaC，NaD的水溶液的pH依次增大，则相同浓度的下列溶液中解离度最大的是（）(《无机化学例题与习题》吉大版)A .HA B.HB C.HC D.HD3.pH=3和pH=5的两种HCl溶液，以等体积混合后，溶液的pH是（）A .3.0 B.3.3 C.4.0 D.8.04.已知Kb0(NH3)=1.8×10-5，其共轭酸的Ka0值为（）(《无机化学例题与习题》吉大版)A . 1.8×10-9 B. 1.8×10-10 C. 5.6×10-10 D.5.6×10-55.难溶电解质M2X的溶解度S与溶度积Ksp之间的定量关系式为（）A.S =KspB.S=（Ksp/2）1/3C. S =Ksp1/2D.S =（Ksp/4）1/36.下列物质中，既是质子酸，又是质子碱的是（）(《无机化学例题与习题》吉大版)A.OH-B.NH4+C.S2-D.PO43-7.欲配制pH=13.00的NaOH溶液10.0L,所需NaOH固体的质量是（）（原子量Na=23）A .40g B.4.0g C.4.0×10-11g D.4.0×10-12g8.H2AsO4-的共轭碱是（）(《无机化学例题与习题》吉大版)A. H3AsO4B. HAsO42- C . AsO43- D.H2AsO3-9.往银盐溶液中添加HCl使之生成AgCl（Ksp=1.56×10-10）沉淀，直至溶液中Cl-的浓度为0.20mol/L为止。
弱酸弱碱的解离平衡常数与溶液的酸碱性
弱酸弱碱的解离平衡常数与溶液的酸碱性
答：
1、解离平衡常数和溶液的酸碱性之间的关系：
解离平衡常数是指某一物质在一定温度条件下分解物A和B所维持的平衡状态上，A和B之间的物质量之比。
溶液的酸碱性就是指溶液中存在的H+和OH-的量比例所决定的溶液的酸碱性。
从理论上来看，解离平衡常数和溶液的酸碱性之间有紧密的关联。
2、弱酸弱碱的解离平衡常数：
弱酸弱碱是一类强度较小的酸和碱，它们都可以在可溶性时分解成H+和A-或OH-和B+，其中A-和B+都是它们的共价离子。
弱酸弱碱溶液是普通的电耗子溶液，其解离平衡常数是H+和A-或OH-和共价离子B+的比值，称为它们的解离平衡常数Ka和Kb。
3、弱酸弱碱的解离平衡常数与溶液的酸碱性：
当弱酸弱碱的解离平衡常数Ka和Kb较大时，它们的分离程度较高，溶液中H+和OH-含量较低，因此，溶液的酸碱性较弱。
相反，当解离平衡常数较小时，它们的分解程度较低，溶液中H+和OH-含量较高，溶液的酸碱性较强。
因此，可以说，弱酸弱碱的解离平衡常数与溶液的酸碱性是存在着某种关系的。
弱酸弱碱的解离平衡常数与溶液的酸碱性
弱酸弱碱的解离平衡常数与溶液的酸碱性化学作为一门广泛的学科，其中最重要的是探究物质的组成，性质与变化。
在化学反应过程中，酸碱性也是非常重要的知识点，尤其是讨论弱酸弱碱的解离平衡常数与溶液的酸碱性尤为重要。
所以本篇文章将着重讨论弱酸弱碱的解离平衡常数与溶液的酸碱性以及这些对化学反应的影响。
首先，什么是弱酸弱碱的解离平衡常数？解离平衡常数是用于计算溶液中某种物质（通常是弱酸弱碱）以及它的解离物的浓度之比的常数。
这一概念的根本问题是：其中的一种物质会在溶液中解离成它的原子或离子，而另一种物质则会在溶液中维持原状，并与溶液中的水分子相互作用。
因此，解离平衡常数反映了某种物质在溶液中解离的能力，从而可以用于计算弱酸弱碱物质在溶液中的浓度。
其次，弱酸弱碱的解离平衡常数如何影响溶液的酸碱性？由于弱酸弱碱物质能够在溶液中解离成离子，这将导致溶液的pH值发生变化。
从化学的角度来讲，pH值的变化会导致溶液的酸碱性发生变化，进而影响到化学反应的进行。
例如，弱酸弱碱解离物的化学反应会受到溶液的酸碱性的影响，如果 pH值变化较大，则反应的速率也会发生变化。
此外，当弱酸弱碱物质在溶液中解离出离子，离子会形成共价化合物，从而影响溶液中其它物质的酸碱性，这又会影响溶液中物质之间的化学反应。
最后，在实际应用中，弱酸弱碱的解离平衡常数通常用来测定水的pH值。
具体来说，通过测量水中弱酸弱碱物质的解离平衡常数，就可以测出其pH值，从而更好地控制水的酸碱性。
此外，弱酸弱碱解离平衡常数还可以用来研究水，植物和动物结构中的弱酸弱碱物质，从而更好地了解物质的化学结构及特性，从而进行有效的化学反应。
综上所述，弱酸弱碱的解离平衡常数与溶液的酸碱性具有密切的联系。
首先，解离平衡常数因其能够反映弱酸弱碱的解离物的浓度而被广泛应用于计算弱酸弱碱物质的浓度，其次，弱酸弱碱的解离平衡常数会影响溶液的酸碱性，进而影响化学反应的进行，最后，解离平衡常数通常用来测定水的pH值，研究水中弱酸弱碱物质，从而更好地控制水的酸碱性并进行有效的化学反应。
弱酸弱碱的解离平衡
弱酸弱碱的解离平衡第三节弱酸弱碱的解离平衡弱酸弱碱的电离存在平衡.高中的电离平衡即解离平衡.一.一元弱酸和弱碱的解离平衡弱电解质的解离过程就是质子的传递过程.1.一元弱酸的解离常数例如醋酸:HAc+H 2O H 3O ++Ac -此式可简化成:HAc H ++Ac -在一定温度下达到电离平衡时有:[H +][Ac -]/[HAc]=K a (酸常数)2.一元弱碱的解离常数例如:氨水:NH 3+H 2O NH 4++OH -在一定温度下达到解离平衡时:[OH -][NH 4+]/[NH 3]=K b (碱常数)结论:K 的大小表示了弱电解质在水溶液中的解离程度.在温度相同时,K 越大表示解离程度越大,该弱电解质相对越强.K=10-2-10-7之间的酸或碱为弱酸或弱碱.K<10-7的弱酸或弱碱为极弱酸或极弱碱.3.对一对共轭酸碱,应有K a K b =K WNH 3+H 2O NH 4++OH - K b =[OH -][NH 4+]/[NH 3]NH 4++H 2O H 3O ++NH 3 K a =[H 3O +][NH 3]/[NH 4+] 显然有K a K b =K W[例题]教材P78的7题.解答如下:溶液的pH=9.25,则[H +]=10-9.25mol ·L -1,所以[OH -]=K W /[H +]=10-4.5mol ·L -1 NaX →Na ++X - X -+H 2O HX+OH -K b =[OH -][HX]/[X -]=10-4.5×10-4.5/0.3=10-9/0.3 K a =K W /K b =3×10-6二.弱电解质的解离度(电离度)与浓度和解离常数的关系1.解离度的概念(1)概念:一定温度下弱电解质在水溶液中达到解离平衡时,已解离的弱电解质分子占原来弱电解质分子的百分数叫该弱电解质的解离度.(2)公式:α= ×100% 请看教材P59表. 说明:公式中的分子和分母可用浓度代替.2.解离度与解离常数及弱电解质浓度的关系这里以HAc 为例分析如下.设HAc 的浓度为cmol ·L -1,解离度为α. 已解离的弱电解质分子数原来弱电解质分子总数HAc H+ + Ac-起始浓度mol·L-1 c 0 0平衡浓度mol·L-1 c-cα cα cαK a=[H+][Ac-]/[HAc]=c2α2/(c-cα)=cα2/(1-α) 当α很小时,1-α=1.则有K a=cα2或α=√K a/c容易得到[H+]=cα=√K a c对一元弱碱是类似的.以上公式是近似的,一般当α≤5%即C/K a≥500时才能用.[例题]教材P78的4题.解答提示:(1)方法一:直接代入K a=cα2=0.1×(2%)2=4×10-5.方法二:HAc H+ + Ac-起始浓度mol·L-1 0.1 0 0平衡浓度mol·L-1 0.098 0.002 0.002K a=[H+][Ac-]/[HAc]=0.0022/0.098=4.1×10-5(2)利用α=√K a/c 将K a=4.1×10-5和c=0.001mol·L-1代入得α=20%.(3)将α=1%和K a=4.1×10-5代入α=√K a/c 可得c=0.4mol·L-1[练习]教材P78的5题.解答提示:对0.2mol·L-1HAc,[H+]=√K a c 先查表(教材P172 pK a=4.76→K a=10-4.76=1.76×10-5)得K a 值. 将c和K a代入,结果是[H+]=1.88×10-3mol·L-1[练习]教材P78的3题.解答提示:先由质量分数计算NH3溶液的物质的量浓度:c=0.5mol·L-1.再查表P59氨水的K b=1.77×10-5,利用[OH-]=√K b c =2.97×10-3.利用[H+]=K W/[OH-]=3.367×10-12.则pH=11.47.此处也可查教材P172的NH4+的pK a=9.25,即K a=10-9.25,利用K W=K a K b得到K b=10-4.65=1.77×10-5[作业习题讲解]教材P78的8题(1)加NaAc溶液好.因为HCl电离出的H+可以和NaAc电离出的Ac-结合H++Ac- HAc,使[H+]降低.若加入HAc则其电离产生[H+],[H+]浓度不会有大的变化.(2)设原HCl溶液和加入的NaAc溶液各1LHCl+NaAc→NaCl+HAc反应后溶液中含[Ac-]=0.9mol·L-1,[HAc]=0.1mol·L-1HAc H++Ac-K a=[H+][Ac-]/[HAc]则[H+]=K a[HAc]/[Ac-]=1.76×10-5×0.1/0.9=1.956×10-6pH=5.7(3)设原HCl与加入的NaOH溶液各1LHCl+NaOH→NaCl+H2O 反应后[NaOH]=0.9mol·L-1[H+]=K W/[OH-]=10-14/0.9=1.11×10-14 pH=13.95(4)加入HAc溶液后,[HCl]=0.1mol·L-1,[HAc]=1mol·L-1.HAc的电离被抑制,则[H+]=0.1mol·L-1 pH=1[选学]三.多元弱酸和弱碱的解离平衡1.多元弱酸弱碱的含义凡在水溶液中释放出两个或多个质子的弱酸称为多元弱酸.能够接受两个或多个质子的碱称为多元弱碱.多元弱酸和弱碱是分步电离的.H2S H++HS- K a1=[H+][HS-]/[H2S]=9.1×10-8HS- H++S2- K a2=[H+][S2-]/[HS-]=1.1×10-12显然K a1>>K a2,当K a1/K a2≥100时,考虑第一步电离就可以了.我们一般也只考虑第一步电离.2.计算举例[例题]计算饱和H2S溶液(0.1mol·L-1)中的[H+]、[HS-]、[S2-]和H2S的解离度.(已知:K a1=9.1×10-8, K a2=1.1×10-12)(说明:有时需查表,例如教材P172的H2S的pKa1=7.05,pK a2=11.95→K a1=10-7.05=9.1×10-8,K a2=10-11.95=1.1×10-12) 解.(1)由于K a1>>K a2,则按一元弱酸处理.设[H+]=xmol·L-1H2S H++HS-平衡浓度mol·L-1 0.1-x x xK a1=[H+][HS-]/[H2S]=9.1×10-8由于c/K a1>500则可直接代入[H+]=[HS-]=√K a1c =9.5×10-5(2)计算[S2-]HS- H++S2- K a2=[H+][S2-]/[HS-]=1.1×10-12由于第二步解离极微弱,可认为[H+]=[HS-]则K a2=1.1×10-12mol·L-1(3)求H2S的解离度α=9.5×10-5/0.1=0.095%3.结论(1)计算多元弱酸溶液的[H+],按一元弱酸处理,[H+]=√K a1c(2)二元弱酸溶液中,酸根离子浓度近似等于K a2(3)需要高浓度的多元弱酸根时,用其盐.[选学]四.两性物质的解离平衡常见的两性物质有:多元弱酸的酸式酸根离子(HCO3-、HS-、H2PO4-、HPO42-)和弱酸弱碱盐(NH4Ac)及氨基酸等.1.酸式酸根离子(1)HCO3-作为酸:HCO3- H++CO32- K a2=[H+][CO32-]/[HCO3-]=5.6×10-11作为碱:HCO3-+H2O H2CO3+OH-K b2=[OH-][H2CO3]/[HCO3-]=K W/K a1=2.3×10-8K b2>>K a2.则溶液显碱性.经数学推导有:[H+]=√K a1K a2(2)H2PO4-作为酸:H2PO4- H++HPO42- K a2=[H+][HPO42-]/[H2PO4-]=6.23×10-8作为碱:H2PO4-+H2O OH-+H3PO4K b3=[OH-][H3PO4]/[H2PO4-]=K W/K a1=1.3×10-12K a2>>K b3.则溶液显酸性.经数学推导有:[H+]=√K a1K a2对HPO42-有:[H+]=√K a2K a3(3)弱酸弱碱盐①例如NH4Ac溶液,NH4+显酸性,Ac-显碱性NH4++H2O NH3+H3O+ K a(NH4+)=[NH3][H3O+]/[NH4+]=K W/K b(NH3)Ac-+H2O HAc+OH- K b(Ac-)=[HAc][OH-]/[Ac-]=K W/K a(HAc) 数学推导有:[H+]=√K W K a/K b =√K a K a’[H+]=√K W K a(HAc)/K b(NH3) =√K a(HAc)/K a(NH4+)②结论:K a K a’=K W为中性,K a K a’K W,为酸性.五.同离子效应和盐效应1.同离子效应例如向HAc中加入NaAc则HAc的解离平衡左移.同理向NH3溶液中加入NH4Cl则使NH3的解离平衡左移.HAc H++Ac- NH3+H2O NH4++OH-NaAc=Na++Ac- NH4Cl=NH4++Cl-向弱电解质溶液中加入与该弱电解质有共同离子的强电解质而使解离平衡左移,从而降低弱电解质的解离度的现象叫同离子效应.2.存在同离子效应时的计算[作业习题讲解]教材P79的10题.(1)混合后HCl和NaOH中和,余HCl0.05mol,[HCl]=0.1mol·L-1,pH=1(2)NH4Cl和NaOH恰好反应,得到的[NH3]=0.01/0.1=0.1mol·L-1利用[OH-]=√CK b =√0.1×1.77×10-5=1.33×10-3mol·L-1则[H+]=7.518×10-12mol·L-1则pH=11.12(3)NH4Cl和NaOH溶液反应后,余[NH4Cl]=0.067mol·L-1[NH3]=0.067mol·L-1NH3+H2O NH4++OH-K b=[NH4+][OH-]/[NH3]代入则K b=[OH-]=1.77×10-5mol·L-1则[H+]=K W/[OH-]=5.65×10-10mol·L-1则pH=9.25(4)NH4Cl和NaOH溶液反应后NaOH剩余,[NaOH]=0.005/0.075=0.067mol·L-1[NH3]=0.005/0.075=0.067mol·L-1OH-主要来源于NaOH,则[OH-]=0.067mol·L-1[H+]=K W/[OH-]=10-14/0.067=1.49×10-13mol·L-1 pH=12.82(5)反应后剩余NaOH0.01mol [NaOH]=0.01/0.05=0.2mol·L-1[H+]=5×10-4mol·L-1,pH=13.33.盐效应在弱电解质溶液的平衡体系中,加入不含弱电解质离子的强电解质,将促进弱电解质的电离,称为盐效应.解释:离子浓度加大,离子间互相牵制作用增强,离子结合成弱电解质分子的机会减小.同离子效应的同时也有盐效应,只不过是盐效应微弱.[复习思考题](教材P66的2-4题)2.相同浓度的盐酸和醋酸溶液的pH相等吗?相同pH值的盐酸和醋酸溶液的浓度相等吗?用相同浓度的NaOH溶液中和相同pH值的盐酸和醋酸溶液,哪个用量大?为什么?3.醋酸溶液稀释一倍,[H+]是原来的一半吗?为什么?4.在HAc溶液中分别加入HCl、NaAc、NaOH,对电离平衡有何影响.。
弱酸和弱碱的解离平衡
H 2O(l) + H 2O(l) H3O+ (aq)
ceq/(mol L-1)
6.510-5
+ OH - (aq)
z
{c(H3O+ )}{c(OH - )} = 6.5 10 -5 z = 1.0 10 -14
6.510-5 z = 1.010-14
z = 1.510-10
c(OH - ) = 1.5 10 -10 mol L-1
HCO
－ 3
(aq)
+
H
2
O(l)
H
3O
+
(aq)
+
CO
2－ 3
(aq)
{ { }{ } } Ka2(H2CO3 ) =
c(H3O+ )
c(CO
2－ 3
)
c(HCO
－ 3
)
= 4.7 10-11
Ka1 103 Ka2
溶液中的H3O+主要来自于第一步解离反应，
c(H3O+ )的计算可按一元弱酸的解离平衡做近似
4.3.1 一元弱酸、弱碱的解离平衡
1.一元弱酸的解离平衡 HA (aq)+H2O(l) H3O+(aq)+A－(aq)
Ka (HA ) =
[c(H3O+ ) / c ][c(A－) / c [c(HA) / c ]
]
Ka (HA )
=
{c(H
3O+ )}{c(A-
{c(HA)}
)}
Ka 越大，酸性越强。
例 4-1：计算25℃时，0.10 mol·L-1 HAc溶液中
H3O+、Ac－、HAc、OH－的浓度及溶液的pH。
第九章 酸碱和离子平衡 9.2 弱酸和弱碱的解离平衡计算
凡是能给出质子的分子或离子就是酸；
凡是能接受质子的分子或离子就是碱。
注意：质子实际上就是 H+ 离子，在水溶液中是以水合
质子的形式存在的，但习惯上仍写作 H+ 。
+
H 可写作
+
H3O+
9.1.1 酸碱定义
酸
碱 + H+ 共轭酸碱对
HAc
Ac- + H+ HAc ~ Ac-
NH4+ H3PO4 H2PO4-
对多元弱酸，如果逐级解离常数相差较大，则只考虑 多元弱酸的第一级解离，即按一元弱酸处理。
9.2.2 多元弱酸弱碱的解离平衡
例4: 在0.10 mol·L－1 HCl 溶液中通入H2S至饱和，其浓度
近似为0.10 mol·L－1，计算溶液中H＋，S2-的浓度。
解：对强酸和弱酸的混合溶液，[H+]一般只取决于强酸，
pOH2.88
pH11.12
9.2.3 酸碱平衡的移动 — 同离子效应
加入0.01 mol (NH4)2SO4固体后，设平衡时[OH-]为 x
NH3 + H2O
平衡时 0.10-x
NH4 + + OH-
0.2+x
x
K b o[N [4 N ]H 3 []O H ]x H (0 0 .1 .2 x x )1 .7 4 1 5 0
[H3O][Ac] [HAc]
[H 3O ]Ka o0 .10.0088 1 8.4 310 5
pH4.85
9.3 缓冲溶液
CH3COO CH3COOH
H3O+ CH3COO CH3COOH
OH
CH3COO CH3COOH
酸碱和离子平衡9.2弱酸和弱碱的解离平衡计算
通过计算弱酸和弱碱的解离常数，可以优化药物分子的结构，提高药物的生物利用度和治疗效果。
在环境监测中的应用
酸雨控制
了解大气中酸性物质的解离平衡，有助于评估酸雨的形成和影响，为制定有效 的控制措施提供科学依据。
污水处理
在污水处理过程中，解离平衡对于控制酸性或碱性废水具有重要意义，通过调 节废水的pH值，可以促进污染物的去除和降解。
酸碱和离子平衡9.2弱酸和弱碱的 解离平衡计算
目录
• 弱酸和弱碱的解离平衡 • 弱酸解离平衡的计算 • 弱碱解离平衡的计算 • 解离平衡的实际应用 • 解离平衡的实验验证
01 弱酸和弱碱的解离平衡
定义与性质
定义
弱酸或弱碱在水溶液中不完全电离， 存在解离平衡。
性质
具有部分电离的特点，其解离程度受 温度、浓度等因素影响。
结果分析2
通过计算得出该弱酸在浓度为0.1mol/L时的氢离子浓度为0.048mol/L。
结果分析3
比较不同温度下的Ka值，可以发现该弱酸在25℃时的解离程度较大，而在其他温度下的解离 程度较小。这表明该弱酸在25℃时更容易解离。
03 弱碱解离平衡的计算
计算公式
弱碱解离平衡常数（Kb）
01
用于描述弱碱在水溶液中的解离程度，计算公式为
温度
温度对解离平衡有显著影响，升高温度可使解离 平衡常数增大，促进弱酸或弱碱的解离。
浓度
浓度对解离平衡也有影响，增大浓度可使解离平 衡常数减小，抑制弱酸或弱碱的解离。
其他因素
除了温度和浓度外，同离子效应、盐效应等因素 也会影响解离平衡。
02 弱酸解离平衡的计算
计算公式
01
弱酸解离平衡常数 （Ka）
步骤4
第9章酸碱平衡
二、弱电解质 弱电解质跟强电解质一样是经典电离理论确立的 概念，它是指弱酸和弱碱在水中的不完全电离。例 如 HAcH++AcH2O+NH3NH4++OH1.电离度α
电离度α=已电离分子数/总分子数×100% 注: 浓度越稀，弱电解质的电离度越大。 （见p316表9-2）
2.电离常数
弱酸电离常数用Ka表示，又称酸常数； 弱碱电离常数用Kb表示，又称碱常数。
五、酸碱两性物质的电离
NaHA
Na H2PO4 Na2HPO4
H
K a1 K a 2 K a1 K a 2
H
H
Ka 2 Ka 3
例：计算下列溶液的pH. 0.10mol/L NaHCO3 (H2CO3:Ka1=4.2×10-7, Ka2=5.6×10-11) 解：为两性物质
当
C K a 20KW
（忽略水的离解）
H
当
Ka
K a 4C K a 2
2
近似式
C K a 500
（忽略酸的离解） 且
C K a 20 KW
H
CK a
最简式***
例：计算下列溶液的pH.
(1)0.05mol/L HCl (2)0.01mol/L HCN(Ka=6.2×10-10) (3)0.10mol/L NH4+(Kb=1.77×10-5) 解（1）[H+]=c0=0.05mol/L pH=-lg[H+]=-lg0.05=1.30 (2)c/Ka=0.01/6.2×10-10=1.6×107>>500
1.77×10-5 4.751
弱酸与弱碱的离解与酸碱度
汇报人：XX
01 添 加 目 录 文 本
02 弱 酸 与 弱 碱 的 离 解
酸碱度的概念及意 03 义
弱酸与弱碱的酸碱 04 度 计 算
弱酸与弱碱的离解 05 与 酸 碱 度 的 关 系
弱酸与弱碱的离解 06 与 酸 碱 度 的 应 用
单击添加文档标题
弱酸与弱碱的离解
弱酸：在水溶液中只能部分电离的酸，如醋酸、碳酸等 弱碱：在水溶液中只能部分电离的碱，如氨水、氢氧化铁等
弱酸与弱碱的 离解与酸碱度 可影响人体内 环境
弱酸与弱碱的 离解与酸碱度 可用于诊断疾 病
弱酸与弱碱的 离解与酸碱度 可用于治疗疾 病
01
0 2
03
04
汇报人：XX
弱酸与弱碱的离解 常数定义
离解常数与酸碱度 的关系
离解常数的应用
离解常数的测定方 法
酸碱度的概念及意义
酸碱度是描述溶液酸碱性的指标，通常用pH值表示。 pH值范围为0-14，其中7为中性，小于7为酸性，大于7为碱性。 酸碱度对生物体内的化学反应和酶活性有影响，是生物体正常生理功能的重要因素。 酸碱度也用于工业生产和环境保护等领域，如污水处理和化学反应控制等。
弱酸离解：随着酸度的增加，离解程度减小 弱碱离解：随着碱度的增加，离解程度增大 酸碱度对离解平衡的影响：酸碱度改变，离解平衡常数随之改变 实例分析：不同酸碱度下，弱酸弱碱的离解情况
弱酸和弱碱的离解 程度与酸碱度有关， 酸碱度越高，离解
程度越大。
离解后的离子会影 响溶液的酸碱度， 离解程度越大，对 酸碱度的影响越大。
影响酶的活性：弱酸和 弱碱可以影响生物体内 的酶活性，从而影响生 物体的代谢过程。
调节渗透压：弱酸和 弱碱可以调节生物体 内的渗透压，从而维 持细胞的正常功能。
弱酸弱碱的解离平衡常数与溶液的酸碱性
弱酸弱碱的解离平衡常数与溶液的酸碱性现代化工、医药、农业等众多领域中，对于溶液的酸碱性有着重要的意义。
而在探讨溶液的酸碱性时，非常重要的是弱酸弱碱的解离平衡常数。
因此，本文将以《弱酸弱碱的解离平衡常数与溶液的酸碱性》为标题，深入介绍这一重要研究内容及其对实际应用的意义。
首先，本文将概括解释“弱酸弱碱”这一名词，并系统介绍它们的主要特征及行为。
简而言之，所谓弱酸弱碱，指的是那些不能完全在水中解离的酸或碱，其解离常数K的值，通常较小，小于1，即K p <1。
由此可知，弱酸弱碱有着与传统酸碱不同的性质，它们不能完全在水中解离，而且它们的解离反应的伸缩程度较小，这就要求其解离常数K的值必须非常准确地计算出来，因此研究弱酸弱碱的解离常数具有重要意义。
其次，本文将详细介绍计算弱酸弱碱解离常数K的方法及其具体过程，并介绍一些常用的模型。
例如，采用定义K的物理学方法，即首先定义酸碱配体的缔合状态，然后用Hauser-Feshbach方程计算出其不可逆结合常数，从而计算出K的值；另外，还可以采用回归方法，即基于经过验证的有关数据，拟合出最佳的回归方程，进而计算出K 的值。
综上所述，本文详细阐释了弱酸弱碱解离常数的特点及其计算方法，同时也解释了它们对研究和计算溶液酸碱性的重要性。
因此，以弱酸弱碱解离平衡常数为基础，可以更加精确有效地研究溶液的酸碱性，为实施实践中的应用提供有力支撑。
酸碱中和与离子平衡的计算与实验
酸碱中和与离子平衡的计算与实验在化学领域中，酸碱中和和离子平衡是两个重要的概念。
它们不仅在实验室中有着广泛的应用，也在日常生活中发挥着重要的作用。
本文将探讨酸碱中和和离子平衡的计算与实验，并介绍它们的相关原理和实际应用。
首先，我们来了解酸碱中和的概念和计算方法。
酸碱中和是指酸和碱反应生成盐和水的过程。
在这个过程中，酸和碱的浓度以及化学反应的平衡常数起着重要的作用。
根据酸碱中和反应的化学方程式，我们可以通过计算酸和碱的摩尔浓度和平衡常数来确定反应的进行程度。
在实验室中，我们可以通过酸碱滴定实验来确定酸和碱的浓度。
滴定实验是一种常用的定量分析方法，通过向反应溶液中滴加一种已知浓度的溶液，直到反应达到中和点，从而确定反应物的浓度。
滴定实验需要使用酸碱指示剂来指示反应的中和点。
常用的指示剂有酚酞、溴酚蓝等。
通过实验数据的记录和计算，我们可以得到酸和碱的浓度。
除了实验方法，我们还可以通过酸碱中和反应的平衡常数来计算酸和碱的浓度。
平衡常数是指在特定温度下，反应物和生成物浓度之比的平方根。
通过测定反应物和生成物的浓度，我们可以计算出平衡常数，从而确定酸和碱的浓度。
接下来，我们来了解离子平衡的概念和计算方法。
离子平衡是指溶液中各种离子之间的浓度关系达到稳定状态的情况。
在溶液中，离子的浓度受到溶解度积的影响。
溶解度积是指溶解度限度下离子浓度的乘积。
通过测定溶液中某些离子的浓度，我们可以计算出其他离子的浓度，从而确定离子平衡的情况。
在实验室中，我们可以通过溶解度实验来确定离子的浓度。
溶解度实验是一种常用的定量分析方法，通过测定溶液中某些离子的浓度和溶解度积，我们可以计算出其他离子的浓度。
溶解度实验需要使用离子选择性电极和离子选择性电极计来测量离子的浓度。
除了实验方法，我们还可以通过离子平衡的计算公式来计算离子的浓度。
通过测定溶液中某些离子的浓度和溶解度积，我们可以利用离子平衡的关系式计算出其他离子的浓度。
这种方法需要根据溶液的化学方程式和离子平衡的关系式进行计算。
弱酸和弱碱的奥秘：酸碱离解和pH的计算
饮食与酸碱平衡
酸性食物与 碱性食物的
对比
碱性食物有助于 维持体液的酸碱
平衡
健康饮食的 建议
均衡摄入碳水化 合物、蛋白质和 脂肪有助于维持
酸碱平衡
食物对酸碱 平衡的影响
酸性食物会增加 体内酸性负担
酸碱平衡与疾病预防
酸碱失衡与常见疾 病的关系
长期酸性体质易导致高血 压、糖尿病等慢性疾病
酸碱平衡调节与疾 病预防
● 03
第3章 pH计算和应用
pH值的计算公式
pH值是描述一个溶 液酸碱性强弱的指标， 其计算公式为pH log[H+]。除了pH值 的计算外，还可以通 过pH值和pOH之间 的关系，来更好地理 解溶液的酸碱特性。 在实际计算中，可以 通过一些具体的例子 来进行演示，加深对 pH值计算方法的理 解。
化学元素氢离子 概念
弱酸的离解平衡
弱酸的离解反应方 程式
HA(aq) ⇌ H+(aq) + A(aq)
弱酸的离解常数Ka
Ka [H+][A-] / [HA]
pH 和 弱 酸 的 浓 度 关 系
pH = -log [H+] pH越低，溶液越酸
弱碱的离解平衡
01 弱碱的离解反应方程式
B(aq) + H2O(l) ⇌ OH-(aq) + BH+(aq)
第2章 酸碱滴定与指示剂选 择
酸碱中和反应的 原理
酸碱滴定是通过酸和 碱之间的化学反应来 确定它们的浓度。酸 碱中和反应在滴定过 程中发生，产生中和 点。滴定曲线可以通 过PH计测定，中和 点对应着PH值的变 化。
酸碱指示剂的选择原则
酸碱指示剂 的工作机制
指示剂的颜色变 化与PH值变化
溶液中的酸碱离子平衡与解题方法
溶液中的酸碱离子平衡与解题方法溶液中的酸碱离子平衡是化学领域中一个重要的概念，它涉及到物质在水溶液中的电离过程以及酸碱中的反应平衡。
在本文中，我将探讨溶液中酸碱离子平衡的性质以及如何解决相关的问题。
一、溶液中的酸碱离子平衡性质1. 酸碱溶液的电离在溶液中，酸分子或碱分子会发生电离反应，形成酸离子或碱离子。
例如，盐酸（HCl）在水中会完全电离为氯离子（Cl-）和氢离子（H+）。
而钠氢碱（NaOH）也会完全电离为钠离子（Na+）和氢氧根离子（OH-）。
2. 水的自离化与pH水分子在室温下会自发地发生自离化反应，形成氢离子和氢氧根离子。
这个过程可以用以下方程式表示：H2O ⇌ H+ + OH-。
溶液中氢离子的浓度可以通过pH值来表示，pH = -log[H+]。
当pH小于7时，溶液呈酸性；当pH大于7时，溶液呈碱性；当pH等于7时，溶液呈中性。
3. 酸碱中的平衡反应酸碱反应中，酸性物质会和碱性物质发生中和反应，生成盐和水。
这个过程可以用以下方程式表示：酸 + 碱→ 盐 + 水。
例如，盐酸和钠氢碱反应生成氯化钠和水的方程式为：HCl + NaOH → NaCl + H2O。
二、解题方法当涉及到溶液中的酸碱离子平衡问题时，以下几个方法可用于解答问题：1. 离子方程式法离子方程式法是解题中常用的方法之一。
首先，根据已知条件编写酸碱反应的离子方程式。
然后，根据反应中离子的摩尔比例计算所需的量或浓度。
最后，根据题目的要求，计算所需物质的质量或体积。
2. pH计算法当需要计算溶液的pH值时，可以利用已知条件和化学方程式来计算氢离子浓度。
通过计算，可以确定溶液的酸碱性质或浓度。
3. 反应平衡法当涉及酸碱中的反应平衡问题时，需要根据已知条件来推断反应的平衡位置。
通过确定反应物和生成物的浓度或物质的质量，可以判断反应是向右偏离（生成物增加）还是向左偏离（反应物增加）。
4. 滴定法滴定法是一种常用于测定酸碱浓度的方法。
通过在酸碱溶液中逐滴加一定量的酸碱试剂，直到滴定终点显示颜色变化，从而确定溶液中酸碱物质的浓度。
弱酸和弱碱的解离平衡
(
NH
+ 4
)
=x {c}
=
7.510 -6 0.10
=
0.0075
%
影响盐类水解的因素
①盐的浓度： c盐↓ , 水解度增大。h =
Kh c(盐)
② 温度：水解反应为吸热反应，△rHm ＞0 ，
T↑, Kh ↑，水解度增大。 总之，加热和稀释都有利于盐类的水解。
③溶液的酸碱度：加酸可以引起盐类水解平衡
思考：其相关常数等于多少？
25 0 C , pKa + pK b = 14
NH
+的解离度就是所谓的盐
4
类的水解度。
水解平衡时盐水解部分 的浓度
水解度 =
100%
盐的初始浓度
c 0 - c eq
=
100%
c0
例4-4：计算 0.10mol·L-1 NH4Cl溶液的pH和
NH
+ 4
的解离度。
解： Ka (NH4+ )
=
Kw Kb (NH3 )
的移动，例如加酸能抑制下述水解产物的生成。
SnCl2 + H2O Sn(OH)Cl(s) + HCl Bi(NO 3 )3 + H2O BiONO 3 (s) + 2HNO3 SbCl3 + H2O SbOCl(s)+ 2HCl
2 强碱弱酸盐(离子碱)的水解
NaAc , NaCN……一元弱酸强碱盐的水 溶液呈碱性，因为弱酸阴离子在水中发生水 解反应。如在NaAc水溶液中：
无关。
③ 对于二元弱酸，若 c(弱酸)一定时，
c(酸根离子)与 {c (H3O+)}2 成反比。
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xx
K
o a
[H 3O ][Ac [HAc]
]
x2 c x
9.2.1 一元弱酸弱碱的解离平衡
解出：
x
K
o a
K
o a
2
4cK
o a
（
条
件
：cK
o a
20
K
o）
w
2
如：c Kao 500, 则解离的HAc很小，可近似认为c – x c
K
o a
x2 c x
x2 c
x [H ] cKao
平衡时 0.10-x
NH4 + + OH-
0.2+x
x
K
o b
[NH4 ][OH ] [NH3 ]
x(0.2 x) 0.1 x
1.74105
近 似 认 为 ：0.2 x 0.2; 0.1 x 0.1
2x 1.74105
x 8.7106mol L1
反应①是弱酸的解离平衡；反应②是弱碱的解离平
衡；反应③是非水系统的酸碱反应；反应④是水的自偶平 衡(质子自递反应)。按质子理论，它们都是酸碱反应。
9.1.2 酸碱强弱和酸碱解离常数
1. 弱酸与弱碱的解离平衡常数 一元弱酸如 HAc 的解离平衡为:
HAc + H2O 解离平衡常数为:
Ac- + H3O+
称为水的离子积，当温度为298K时，K
o w
1.0 10 14
对多元弱酸如 H2S 的解离平衡为:
H2S+H2O
HS-+H3O+
K ao1
[H3O ][HS [H2S]
]
HS-+H2O S2-+H3O+
K
o a2
[H 3O ][S 2 ] [HS ]
9.1.2 酸碱强弱和酸碱解离常数
若用二次式计算，可解出 [H ] 1.31103
相对误差约为0.8%，所以用最简式计算是合理的。
9.2.1 一元弱酸弱碱的解离平衡
例2:计算0.100 mol·L－1 HCOONH4(甲酸铵)溶液的pH值。
解：查表得
Ko a,HCOOH
1.77104,
Ko b, NH3
1.74105
K
o a1
K
o a2
1.351020
9.2.2 多元弱酸弱碱的解离平衡
例4: 在0.10 mol·L－1 HCl 溶液中通入H2S至饱和，其浓度
近似为0.10 mol·L－1，计算溶液中H＋，S2-的浓度。
续解：因为H2S的浓度为0.10 mol·L－1，H+的浓度已求得
为0.10 mol·L－1，代入下式
[Ac ] 50 0.20 2 0.50 0.088mol L1 50 50 2
[HAc] 50 0.20 2 0.50 0.108mol L1
可忽略弱酸的解离。[H ] [HCl] 0.1mol L-1
H2S + H2O + HS- + H2O
HS- + H3O+ S2- + H3O+
K
o a1
1.07 107
K
o a2
1.261013
H2S + H2O S2- + 2H3O+
K
o a
[H3O ]2[S2 ] [H 2S]
弱酸的初始浓度 100%
HAc+H2O
起始浓度：c
Ac-+H3O+
00
平衡浓度：c－x
xx
K
o a
x2 c x
x
c
若 cxc
K
o a
c
9.2.1 一元弱酸弱碱的解离平衡
例1:计算(1)1.0×10-5 molL-1HAc溶液, (2)0.1molL-1
HAc溶液的pH值。
5.751010
pH = －lg [H＋]= 6.50
9.2.2 多元弱酸弱碱的解离平衡
例3: 计算0.10 mol·L－1 H2S水溶液中H＋，S2-的浓度。
解： H2S + H2O
HS- + H3O+
K
o a1
1.07 107
HS- + H2O
S2- + H3O+
K
o a2
1.26 1013
HS- + H3O+
K
o a1
S2- + H3O+
K
o a2
HS- +
K
o b1
H2S
+ OH-
K
o b2
K
o w
K
o a1
K
o b2
K
o w
K
o a2
K
o b1
9.2.1 一元弱酸弱碱的解离平衡
以HAc水溶液为例，溶液中H+的来源有二：
(1) 来自HAc的解离
(2) 来自H2O的解离
由于H2O的 K
式的相对数量发生改变，导致溶液颜色的变化。
一般，酸碱指示剂的变色范围为.4 ~ 6.2） 酚酞指示剂（8.0 ~ 10.0）
9.3 缓冲溶液
缓冲溶液演示实验
9.3 缓冲溶液
例6：（1）计算50.0mL 0.20 molL－1 HAc与50.0mL 0.20
cKao1
20K
o w
,
且
c
K
o a1
500 ，可用最简式计算
[H ]
cK
o a1
1.03104mol
L1
pH 3.99
因为H2S的第二级解离常数很小，近似有[H3O+] [HS-]
K
o a2
[H 3O ][S 2 ] [HS ]
[S 2 ]
[S 2 ] 1.261013mol L1
一元弱碱溶液中[OH－]的计算方法与一元弱酸完全相
同,
只需将计算式中的
K
o a
和H3O＋，相应换成
K
o b
和OH－。
[OH ]
K
o b
K
o2 b
4cK
o b
或 [OH ]
cK
o b
2
9.2.1 一元弱酸弱碱的解离平衡
有时也用解离度 来表示弱酸（碱）的解离能力。
平衡时解离的弱酸浓度
解：查表得
Ko a,HAc
1.75105
(1)
cKao
20K
o w
,
且
c Kao
500
[H
]
K
o a
K
o2 a
4cK
o a
7.11106
2
pH lg[H ] 5.15
若用最简式计算：
[H ] cKao 1.32105
pH 4.88
9.2.1 一元弱酸弱碱的解离平衡
9.2.3 酸碱平衡的移动 — 同离子效应
HAc+H2O
Ac-+H3O+
在上述解离平衡中分别加入NaAc和HCl，HAc将下降。
例5: 计算在100ml 0.10 mol·L－1 氨水中加入0.01 mol的
(NH4)2SO4固体，计算氨水溶液的pH变化。
解： 查表得氨水的
K
o b
1.74105
9.1 酸碱质子理论
1923年丹麦的布朗斯特和 剑桥大学的劳莱同时提出了酸 碱的质子理论。
布朗斯特
9.1.1 酸碱定义
凡是能给出质子的分子或离子就是酸；
凡是能接受质子的分子或离子就是碱。
注意：质子实际上就是 H+ 离子，在水溶液中是以水合
质子的形式存在的，但习惯上仍写作 H+ 。
+
H 可写作
+
H3O+
例1:计算(1)1.0×10-5 molL-1HAc溶液, (2)0.1molL-1
HAc溶液的pH值。
解：查表得
Ko a,HAc
1.75105
(2)
cKao
20K
o w
,
且
c Kao
500 ，可用最简式计算
[H ] cKao 1.32103
pH lg[H ] 2.88
酸 具有溶解别的物质的 能力，能使某些蓝色植物染料 变红。
碱 具有滑腻的感觉，具 有洗涤作用，能溶解油和硫， 具有使酸的性质消失的能力。
9.1 酸碱质子理论
阿仑尼乌斯
1887年瑞典化学家阿仑尼 乌斯提出了酸碱的电离理论。 认为酸就是在水溶液中电离产 生H+的物质，酸的强度与溶液 中的H+ 浓度成正比；碱就是 在水溶液中电离产生OH-的物 质。酸碱中和反应是H+ 和OH化合生成水的反应。
o w
=1.0×10－14,
是很弱的两性物质,
其自偶
反应趋势很弱。只要酸(或碱)的浓度不是太小, 酸(或碱)的
强度与水相比不是太弱,
当
cK
o a
20
K
o w
(或
cK
o b
20
K
o w