电离平衡和缓冲溶液
第五章：电离平衡与酸碱理论
HNO3+HAc H2AcNO3
Kao 4.21010
5、缺点： 不能说明无质子溶剂（SO3、BF3）的酸碱反应，酸 的定义并没有变化。
Practice Exercise：What is the conjugate base of each
of the following acids： H C lO 4 ， H 2 S ， P H 4 + ， H C O 3 -
度，即：
Kwo aHaOH
水的自偶电离是一个吸热反应，故Kwθ值随温度升高
而增大。
lgKw o1 Kw o2
2 .3 0H 3RTT 21 T2T1(H0)
*pH值和pOH pH＝-lgaH+ pOH＝-lg aOH-
pKw o=pH+pOH
例1: pH=14和pH=1的两种强电解质溶液等体 积混合, 求混合后溶液的pH值.
pH = 6.91
三、一元弱碱的电离
用处理一元酸的方法 ,可以导出精确公式：
Kbo
[OH
]
Kwo [OH
]
[OH
]
C0
[OH
]
Kwo [OH
]
当 K c 0 b o 5 0 0 ,C 0 K b 2 0 K w ,[ O H ] K 2 b oK 4 b o 2 K b o c 0 当 K c 0 b o 5 0 0 ,C 0 K b 2 0 K w ,[O H ]K b o c 0 + K w o
理论变色范围 0.1 [In] 10
[HIn]
即：pKa1
实际变色点是变色区间内酸式色与碱式色浓度 相等时的pH值。色浓度相等不是浓度相等。
影响指示剂变色范围的各种因素 （1）指示剂的用量 （2）温度的影响——对Kaθ的影响 （3）离子强度的影响——Ka θ与Kac θ的差别增大 （4）溶剂的影响
电离平衡
一、多元弱酸的电离是分步进行的
<1> H2S <2> HS<1>+<2>： H2S 溶液的酸度主 要来自弱酸的 第一步电离 第二步电离远 比第一步小 水电离的H+ 浓度是
[H+]1 =K1C
[H+]≈[HS-]
= 5.7×10-8 ×0.1 = 7.5×10-5 (mol·L-1)
[H+][S2-] K2 = ——— = [S2-] [HS-] [H+]2 ＝[S2-]≈K2＝1.2×10-15(mol·L-1) [H+]W = [OH- ] = KW /[H+] = 1.3×10-10(mol·L-1)
2、区分效应 溶剂能使物质的相对酸碱性区分出来
的作用，称为溶剂的区分效应。该溶剂称为区分溶剂。
例如 在非水溶剂如甲醇中，可以区分出氢卤酸的相对强弱 为HI>HBr>HCl，甲醇是这些强酸的区分溶剂，甲醇的作用 称为区分效应。
第13页
第三节
一.电离常数
HAc
电解质的电离
弱酸电离常数用Ka表示， 弱碱电离常数用Kb表示 [H+][Ac-] Ka = ———— [HAc]
2、写出下列各分子或离子的共轭碱的化学式：
NH4+ 、H2S 、H2SO4 、H2PO4- 、HSO4-
NH3 、HS- 、HSO4- 、HPO42- 、SO42常见的共轭酸碱对列于表3-1 （P75）
课堂练习
第7页
1-3 酸碱的电子理论
一.酸碱电 凡是可以接受电子对的物质称为酸， 子理论定义 凡是可以给出电子对的物质称为碱 二、酸碱反 应的实质
α = ———×100% = ——————— ×100% =0.768%
第六章酸碱平衡
+ NH H O 3 2
+ H O Ac 3 +
在氨水溶液中加入NH4Cl；
+ NH + 4 OH
这种在弱酸或弱碱水溶液中加入含有相同离子的易 溶性强电解质，使弱酸或弱碱的解离度降低的现象 称为同离子效应。 例题
若在醋酸溶液中加入不含相同离子的强电解 质： + H O A H O + 3 + HAc 2 由于离子强度I增大，导致溶液中离子间 的相互作用增大，使HAc的解离度略有增大。 这种效应称为盐效应。 解释：
不同温度下，纯水的pH值： 25℃时，Kw＝1.0×10－14，pH=7.00 T＞25 ℃， Kw ＞ 1.0×10－14， [H+] ＞1.0×10-7， pOH=-lg[OH-] 判断题：pH＜7的溶液一 水溶液： 定是酸性溶液。 K [ H][ OH ] W pH＜7.00
两边取负对数， pK pH pOH W
25℃时，pH+pOH=14
返回
第三节
弱酸弱碱电离平衡
（一）一元弱酸在水中的质子转移平衡 （二）一元弱碱在水中的质子转移平衡 （三）共轭酸碱对的Ka与Kb之间的关系 （四）多元弱酸(碱)在水溶液中的质子转移 平衡 （五）质子转移平衡的移动
（六）酸碱水溶液中相关离子浓度的计算
返 回
（一）一元弱酸在水中的质子转移平衡 一元弱酸HB在水中的质子转移平衡反应式： HB＋H2O＝H3O＋＋B－ 在一定温度下，Ki与 [H O ] [ B ] 3 Ki [H2O ]为常数。 [HB] [H 2O] [H ][B ] Ka [HB] Ka称为酸的质子转移平衡常数，酸的解离平衡 常数，简称酸常数。其大小与酸本身的性质、温度 有关。T增大，酸常数如何变化？ Ka越大，酸越容易失去质子，酸的酸性越强。 问题：是否溶液的酸度也越强？
第六章 电解质溶液(8)
【例1】 计算0.010mol· -1 NaCl溶液的离子强度，活度 kg 系数以及活度。
解： I = 1/2[ b(Na+)z2(Na+)+b(Cl-)z2(Cl-)]
= 1/2[0.010×(+1)2+0.010× (-1)2]
= 0.010 mol· -1 kg
0.01 lg γ 0.509 (1) 0.30 0.01 1 0.01 γ 0.90
θ a
c α 或α
2
θ Ka c
θ K b c α 2或α
θ Kb c
稀释定律：弱电解质溶液的电离度与其浓度的平方 根成反比，浓度越小，电离度越大。
第27页
④一元弱酸、弱碱的近似计算 以弱酸HA为例，设HA的起始浓度为c酸，则平衡 时：cH+= cAcHA= c酸 - cH+ H+(aq) + A-(aq) 0 cH+ 0 cH+
0.372 K
如果NaCl百分之百电离，则i =2:
T f 0.2 1.86 2 0.774 K
而实验测得的ΔTf却是0.694K
第14页
二、离子氛与离子强度 中心离子周围的那些异号离子群叫做离子氛。
+ -
ห้องสมุดไป่ตู้
+
-
+
+
+
+
第15页
离子强度：溶液中存在的离子所产生的电场强度 稀溶液中，bB CB 的量度，表示当溶液中含有多种离子时，每一种
θ a
Ac- (ag) + H+ (ag)
K
第4章 解离平衡
NaAc的水解（相当于Ac－弱碱的离解） Ac- + H2O OH- + HAc
共轭酸碱对
醋酸与氨在水溶液中的中和反应 HAc + NH3 NH4+ + Ac5
共轭酸碱对
小结 !!!
酸碱半反应不可能单独发生 酸碱反应是两对共轭酸碱对共同作用的结果 酸碱反应的实质是质子的转移 质子的转移是通过溶剂合质子来实现的
无量纲，而Ka的最终结果可以有单位。
22
同理，一元弱碱的解离平衡式为：
MOH M+ + OH电离平衡常数为：
Kθ b= Kb=[M+][OH-]/[MOH] Kθ a和Kθ b是化学平衡常数的一种形式，利用解
离常数数值的大小，可以估计弱电解质电离的趋势。 可统一用Kθ 表示。Kθ 值越大，解离常数越大。
α =γ · θ c/c
(4-8b)
式中γ 称为溶质B的活度系数，cθ 为标准态的浓度 (即1 mol· -1)。由于α ＜c，故γ ＜1。，溶液愈稀， L 离子间的距离愈大，离子间的牵制作用愈弱，活度 与浓度间的差别就愈小。 19
3、离子强度 离子的活度系数，反映了溶液中离子间的相
互作用力，与溶液中的离子浓度和所带的电荷有
HAc（酸1） + H2O （碱2）
共轭酸碱对 氨在水中的离解：
半反应1
半反应2
NH3（碱1）+
H2O（酸2）
H+
NH4+（酸1）
OH-（碱2）+ H+ OH- （碱2） + NH4+ （酸1）
4
NH3（碱1） + H2O （酸2）
第4章酸碱电离平衡
对于H 3 PO4
对于 PO3 4
K a,1 K a,2 K a,2
K h,1 K h,2 K h,3
例：计算0.10mol· L-1Na3PO4溶液的pH值。 解：
PO H 2O HPO OH
3 4 2 4
平衡 (mol· L-1 ) 0.10 – x
= 71.6 %
三、水的自偶电离和pH值 1．水的离子积常数Kw
H2O + H2O H2O 298K，纯水中的 [H+] = [OH] = 1.0 107 mol·dm3 H3O+ + OH H+ + OH
Kw =[H+] [OH] = 1.0 1014
Kw---水的离子积常数 定义： pA = -lg[A]
cA- x cA
x2 = Ka cA
x [H ] K a cA
[ H ] / cA K a / cA
稀释定律：随着溶液浓度的降低，电离度增大。
例 计算下列各浓度的HAc溶液的[H+] 和电离度
（1）0.1 mol dm-3
(2) 1.0 10-5 mol dm-3
ln Ka = -10.95,
[H 3O ] / c [Ac ] / c K [HAc]/c 0
0 a 0 -
Ka = 1.74 10-5
0
0 Ka 酸的电离平衡
常数， a－acid
G r m H+(aq)+ Ac-(aq)+H O(l) HAc(aq)+ H2O(l) ——— 2
第三节 盐的水解
1、弱酸强碱盐 Ac + H2O ＝ OH + HAc
专题八：电离平衡及溶液的PH值
第1讲电离平衡一、电解质与非电解质1、电解质：水或熔化导电化合物2、非电解质：水和熔化都不导电化合物注意：1)、电解质和非电解质研究的对象必须是化合物2)、必须是它自身电离而导电。
3)、化合物隐含的条件必须是纯净物二、强、弱电解质1、强电解质：水中完全电离电解质常见种类：强酸、强碱、大多数盐、金属氧化物注意：象BaSO4、AgCl的溶解度虽然很小，但是溶于水的部分完全电离，所以它们属于是难溶的强电解质。
2、弱电解质：水中不完全电离电解质常见种类：弱酸、弱碱、水、某些盐(CH3COO)2Pb区分的关键是：看它们在水溶液中能否完全电离；三、电离方程式的书写强：HCl=H++Cl- KOH=K++OH- NaNO3=Na++NO3-弱：CH3COOH⇌CH3COO-+H+ NH3·H2O⇌NH4++OH- H2O⇌H++OH-多元弱酸：H2CO3⇌H++HCO3-第一级电离→难HCO3-⇌H++CO32-第二级电离→更难（因为一级电离产生的H+对二级电离起到抑制作用）四、溶液导电能力强弱：关键：取决于溶液中自由移动离子浓度的大小。
五、电离程度的判断（对弱电解质而言）：电离程度=（已电离的量/起始的总量）×100%注意：“量”是指：物质的量或物质的量浓度等。
六、电离平衡（弱电解质）1、定义：在一定条件下、弱电解质、分子→离子的速率与离子→分子的速率相等、且各微粒浓度保持不变；2、特征：逆、等、定、动、变、3、外界条件对电离平衡的影响（一）浓度（1）C分子↑：向电离方向移动；电离程度减小、各粒子的浓度增大；C离子↓：（加入能与离子反应的物质来实现）向电离方向移动；电离程度增大；各微粒的浓度具体确定；（2）C离子↑：（加入含同种离子的物质来实现）向合成分子方向移动；电离程度↓；各微粒浓度具体确定；（3）加水稀释：向电离方向移动；电离程度↑；各微粒浓度均↓；（二）温度（电离都是吸热的）T↑：向电离方向移动；电离程度↑、C分子↓、C离子↑T↓：向合成分子方向移动；电离程度↓、C分子↑、C离子↓4、电离平衡常数（1）定义：一定温度下，弱电解质电离到达平衡时，离子浓度的系数次方的积与分子浓度的比值。
溶液反应中的四大平衡
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② 酸度计 利用原电池的电动势与pH的关系，将两电极
插入待测液构成原电池，通过测定电池的电 动势，决定溶液的pH——可定量。 ③ 酸碱滴定
如对酸性溶液，用已知浓度的标准碱液滴定， 即向酸性溶液滴入碱液，溶液则由酸性逐渐向 碱性转化，指示剂则由酸色转化为碱色，溶液 颜色一变化就停止滴碱，由标准碱液的消 耗量→原溶液中的H+浓度→可定量溶液的pH。
蒸发，因为溶剂量的变化，引起的酸(或碱)和
盐的浓度同比变化，故不会引起溶液酸度的变
化。
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[例] 缓冲液的组成为1.0M的NH3·H2O和1.0M的NH4Cl， 求：（1）缓冲液的pH；
（2）向50ml缓冲液加入浓度为1.0M的NaOH溶
[H ] cH Ka
K
2 a
4Kac0
2
或
Ka
K
2 a
4Kac0
2c0
可见，溶液的酸性与酸的初始浓度c0和酸常数
Ka的大小有关。若Ka很小，则：
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cH Kac0 ,
摩尔浓度 0.1mol·dm-3 0.08mol·dm-3 0.03mol·dm-3 0.01mol·dm-3 0.001mol·dm-3
K
2 b
4Kbc0
2
Kbc0
或
Kb
K
2 b
4Kbc0
Kb
2c0
c0
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4.同离子效应与缓冲溶液
☆同离子效应
由于共同离子的影响，使电解质电离度降低
的现象。这是因为共同离子的加入，破坏了原
平衡，造成平衡逆向移动。如向氨水加入y mol
实验九电离平衡与沉淀溶解平衡
3. 缓冲溶液
弱酸及其共轭碱（如 HAc - NaAc）, 弱碱及其共轭酸 （如 NH3· H2O - NH4Cl）具有抵抗外加酸碱而保持 pH 基本不变的作用，即缓冲作用。此溶液称为缓冲溶液。 缓冲溶液之所以具有缓冲作用，是由于外加少量酸碱时， 质子在共轭酸碱之间发生转移以维持质子浓度基本不变 而造成的。配制缓冲溶液和计算缓冲溶液的 pH 时，根 据下式计算
SbCl3 + H2O
SbOCl↓+ 2HCl
一氯一氧化锑
加 HCl 使以上平衡左移，沉淀消失； 加水稀释使以上平衡右移，沉淀重新生成。
(3) Fe3+ 的水解：
[Fe(H2O)6]3+ + H2O [Fe(OH)(H2O)5]2+ + H3O+
黄色
加酸使以上平衡左移，故黄色变浅。 加热促进水解，使以上平衡右移，故颜色加深。 5. 沉淀的生成和溶解 （1）Cl- + Ag+ = AgCl↓(白色) 滴加 NH3· H2O 时， AgCl + 2NH3 [Ag(NH3)2]+ + Cl致使沉淀溶解。
实验报告（示例）—— 性质实验
实验步骤
1. pH 试纸试验 0.1 mol· L-1 HCl HAc NH3· H2 O NaOH 2. 同离子效应 （1）1 mL 0.1 mol· L-1 HCl + 甲基橙 + 甲基橙 + NaAc （2）………………………… ………………………… ………………………… ………………………… …… 色 …… 色 …… 色 …… 色 ………………………… ………………………… ………………………… …………………………
五、注意事项
第六章 酸碱平衡
第三节
弱酸弱碱电离平衡
（一）一元弱酸在水中的质子转移平衡 （二）一元弱碱在水中的质子转移平衡 （三）共轭酸碱对的Ka与Kb之间的关系 （四）多元弱酸(碱)在水溶液中的质子转移 平衡 （五）质子转移平衡的移动
（六）酸碱水溶液中相关离子浓度的计算
返 回
（一）一元弱酸在水中的质子转移平衡 一元弱酸HB在水中的质子转移平衡反应式： HB＋H2O＝H3O＋＋B－ 在一定温度下，Ki与 [H3O ] [B ] Ki [H2O ]为常数。 [HB] [H2O] [H ] [B ] Ka [HB] Ka称为酸的质子转移平衡常数，酸的解离平衡 常数，简称酸常数。其大小与酸本身的性质、温度 有关。T增大，酸常数如何变化？ Ka越大，酸越容易失去质子，酸的酸性越强。 问题：是否溶液的酸度也越强？
返回
（四）多元弱酸(碱)在水溶液中的质子转移平衡 特点：在水溶液中的解离是分步进行的。
H3P O4 + H2O H2P O4- + H2O HP O42- + H2O
H3O H3O
+
+
H2P O4HP O423P O4
H3O+ +
+
+
[H2 PO4 ][H3O ] Ka1 6.92103 [H3PO4 ]
K W [H ] ([H ] [B ]) KW [B ] [H ] (4) [H ]
KW [H ] ([H ] ) [H ] 将(4)代入(1)中，K a KW c ([H ] ) [H ] K a K W 化简：K a c K a [H ] [ H ]2 K W [H ]
化学管理--水溶液中的四大平衡
c0
0
0
c0－cHAc
cH+
cAc-
KaccH 0ccA Hc
c2 H
c0cH
cHKa
Ka24Kac0 2
KaΘ是酸式电离平衡常数
根据电离度的定义式，也可将KaΘ表示如下：
HAc === H+ + Ac-
t = 0 时 c0
0
0
平衡时 c0(1－α)
c0α
c0α
Ka
2 1
c0
1
K
a
c0
cH c0
[
cIn c
[
c HIn c
]
]
cIn (紫红色) cHIn(无色)
Ka cH
c
酸碱指示剂的变色范围 肉眼能观察到颜色变化的pH值范围
[HIn]:[In-] = 1中间颜色，此点称为理论变色点 [HIn]:[In-] ≥ 10 无色（酸色） [HIn]:[In-] ≤ 10 紫红色（碱色）
酸碱指示剂的变色范围：
pOHpKb
lgc0,(碱) c(盐)
例题：缓冲溶液的组成是1.00mol·L-3的NH3·H2O和 1.00mol·L-3的NH4Cl，求： 1）缓冲溶液的pH值； 2 ） 将 1.0cm31.00mol·L-3NaOH 溶 液 加 入 到 50.0cm3 该缓冲溶液中引起的pH值变化； 3）将同量的NaOH加入到50.0Cm3纯水中引起的pH 值变化。
(一 ). 电离平衡与酸碱平衡
电 表示弱电解质的电离程度 (α)
离 度
α = 已电离的电解质浓度 ×100%
电解质的原始浓度
弱电解质AmDn的电离反应：
AmDn == mAn+ + nDm-
缓冲液的配制
缓冲液的配制缓冲液是一种能在加入少量酸或碱时抵抗pH改变的溶液。
PH缓冲系统对维持生物的正常pH值，正常生理环境起重要作用。
多数细胞仅能在很窄的pH范围内进行活动，而且需要有缓冲体系来抵抗在代谢过程中出现的pH变化。
在生物体中有三种主要的pH缓冲体系，它们时蛋白质、重碳酸盐缓冲体系。
每种缓冲体系所占的分量在各类细胞和器官中是不同的。
在生化研究工作中，常常要用到缓冲溶液来维持实验体系的酸碱度。
研究工作的溶液体系pH值的变化往往直接影响到我们工作的成效。
如果提取酶实验体系的pH值变化或变化过大，会使酶活性下降甚至完全失活。
所以我们要学会配制缓冲溶液。
由弱酸及其盐组合一起使具有缓冲作用。
生化实验室常常用的缓冲系主要有磷酸、柠檬酸、碳酸、醋酸、巴比妥酸、Tiris（三羟甲基氨基甲烷）等系统，在生化实验或研究工作中要慎重地选择缓冲体系，因为有时影响实验结果的因素并不是缓冲液的pH值，而是缓冲液中的某种离子。
如硼酸盐、柠檬酸盐、磷酸盐和三羟甲基甲烷等缓冲剂都可能产生不需要的反应。
硼酸盐：硼酸盐与许多化合物形成复盐、如蔗糖。
柠檬酸盐：柠檬酸盐离子容易与钙结合，所以存在有钙离子的情况下不能使用。
磷酸盐：在有些实验，它是酶的抑止剂或甚至是一个代谢物，重金属易以磷酸盐的形式从溶液中沉淀出来。
而且它在pH7.5以上时缓冲能力很小。
三羟甲基氨基甲烷：它可以和重金属一起作用，但在有些系统中也起抑止的作用。
其主要缺点时温度效应。
这点往往被忽视，在室温pH是7.8的Tris一缓冲液，在4℃时是8.4，在37℃时是7.4，因此，4℃配制的缓冲液拿到37℃测量时，其氢离子浓度就增加了10倍。
而且它在pH7.5以下，缓冲能力很差。
缓冲液的pH值由哪些因素决定？设缓冲系统的弱酸的电离常数为K（平衡常数），平衡时弱酸的浓度为[酸]，弱酸盐的浓度为[盐]，则由弱酸的电离平衡式可得下式：根据此式可得出下列几点结论：（1）缓冲液的pH值与该酸的电离平衡常数K及盐和酸的浓度有关。
无机化学电离平衡
第15页
a. Ka是水溶液中酸强度的量度，表示酸
在水中释放质子能力的大小。
b. Ka值愈大，酸性愈强。其值大于10时 为强酸。
HAc ＞ HClO ＞ HCN 6.2×10-10 Ka 1.75×10-5 3.9×10-8
第16页
一些酸在水溶液中的Ka和pKa值(25℃)
酸HA H3O+ H2C2O4 H3PO4 HC2O4HAc H2CO3 H2PO4HCO3HPO42H2O Ka (aq) /
H +CO3
+ HCO3 +H
第30页
二．酸碱反应的实质 酸碱反应是共轭酸碱对之间的质子传递反应。 例如，HAc在水溶液中： 酸碱半反应1 HAc(aq) H+(aq) + Ac-(aq) 酸1 碱1 酸碱半反应2 H+(aq) + H2O(l) H3O+(aq) 碱2 酸2 H+ 总反应 HAc(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + Ac-(aq) 酸1 碱2 酸2 碱1
0.15mol kg
1
lg Na
0.15 0.509 1 ( 0.30 0.15) 1 0.15
2
0.1192
Na 0.76
第13页
Na Na bNa 0.076 mol k g
1
lg SO2
4
0.15 0.509 (2) ( 0.30 0.15) 1 0.15
开始时c： 平衡时c：
H+ + 0 cα
A0 cα
c c – cα
[ H ][ A ] (c ) 2 c 2 则有： K a [ HA] c c 1
实验三、四-离解平衡--沉淀溶解平衡
(3)取上面制得的NaAc溶液，加1滴酚酞指示剂，加热，观察溶液颜色变化，并解释之。
(4)将(3)制得的Fe(NO3)3溶液分成三份，第一份保留作比较用；第二份中加入2mol·L-1HNO31~2滴，观察溶液颜色变化；第三份用小火加热，观察颜色的变化，解释上述现象。
实验三解离平衡
实验日期：＿＿年＿＿月＿＿日星期：＿＿＿
班级：＿＿＿姓名：＿＿＿
[实验目的]
1.掌握弱酸、弱碱的解离平衡；
2.掌握盐类水解溶液酸碱性的规律；
3.掌握缓冲溶液的配制和使用原则。
[实验操作]
实验步骤
现象记录
解释或结论、反应式
一、电离平衡
1.弱电解质的同离子效应
(1)在两支试管中各加入0.1mol/LHAc溶液2mL,再分别加1滴甲基橙，然后在一支试管中，加少量固体NH4Ac,振荡使其溶解，观察溶液颜色变化，与另一支试管进行比较，并解释之。
NH4++H2O→NH3·H2O+ H+
Mg(OH)2+2 H+→Mg2++ 2H2O
Ca2++C2O42-→CaC2O4↓
CaC2O4+2H+→Ca2++ 2CO2↑+H2O
Pb2++ 2I-→PbI2↓
盐效应
Ag++NH3·H2O→AgOH↓+NH4+
AgOH+2NH3·H2O→[Ag(NH3)2]OH + 2H2O
(2)取0.1mol/LPb(NO3)25滴，加入0.1mol/LKI溶液10滴，观察并记录现象，写出反应方程式。
电离平衡与酸碱理论
§1. 电解质溶液（electrolytic solution）
电解质溶液的依数性
(colligative
properties
of
electrolytic solution) 溶质粒子间以及溶质和溶剂间相互作用大大增强
电解质溶液的反常行为
电解质溶液的凝固点下降, 蒸气压下降，沸点升高 和渗透压都比同浓度非电解质稀溶液数值大得多。
注意：不能只从电离度来判断强弱电解质
§2.弱酸弱碱电离
(Dissociation of weak acid and basic) 一、水的电离 Kw 和pH
(the dissociation of water and PH)
H2O=H++OH-
[H+][ OH-]= Kwθ
Kwθ称为水的离子积常数(ionic product)
[HIn]
[HIn]=[In-]时 ，pH=pKa
指示剂的变色点
理论变色点：pKa
理论变色范围 0.1 [In ] 10
[HIn]
即：pKa1
实际变色点是变色区间内酸式色与碱式色浓度 相等时的pH值。
影响指示剂变色范围的各种因素 （1）指示剂的用量 -指示剂具有酸碱性质，会与滴定剂作用，用量过 大会引起较大的误差 （2）温度的影响——对Kaθ的影响 （3）离子强度的影响—活度代替浓度， 变色点会移动
离子强度和活度系数之间的定量关系：
Lewis 经验方程：
l0×10-4mol/kg, M+, f = 0.99； M2+, f = 0.95 M3+, f = 0.90； M4+, f = 0.83
也可由 I 查表，求f
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电离平衡和缓冲溶液
一、实验目的
1、进一步巩固电解质电离的特点和影响平衡移动的因素
2、 巩固pH 值的概念，掌握酸碱指示剂和pH 试纸的使用
3、学习缓冲溶液的配制试验及其性质
二、实验原理
① 基本概念：在弱酸或弱碱等弱电解质溶液中，加入与弱酸或弱碱解离后具有相同离子的易溶强电解质，使弱电解质解离度降低的现象称同离子效应。
在一定程度上能抵抗外加少量酸、碱或稀释，而保持溶液pH 值基本不变的作用称为缓冲作用。
具有缓冲作用的溶液称为缓冲溶液。
② 缓冲溶液组成及计算公式：
缓冲溶液一般是由共轭酸碱对组成的，例如弱酸和弱酸盐，或弱碱和弱碱盐(NH3·H 2O - NH4Cl)。
如果缓冲溶液由弱酸和弱酸盐 (例如HAc-NaAc)组成，则 其PH 计算的公式为:
可见缓冲溶液的PH 首先取决于PKa,即取决于弱酸的解离常数Ka 的大小,同时又与C a 和Cb 的比值有关. ③缓冲溶液性质： a.抗酸/碱,抗稀释作用
因为缓冲溶液中具有抗酸成分和抗碱成分，所以加入少量强酸或强碱，其pH 值基本上是不变的。
稀释缓冲溶液时，酸和碱的浓度比值不改变，适当稀释不影响其pH 值。
b.缓冲容量
缓冲容量是衡量缓冲溶液缓冲能力大小的尺度。
缓冲容量的大小与缓冲组分浓度和缓冲组分的比值有关。
缓冲组分浓度越大，缓冲容量越大；缓冲组分比值为 1:1 时，缓冲容量最大。
b
a
a c c pK pH lg
-=θ
三、仪器和药品
试管，量筒(100mL，10mL)，烧杯(100mL，50mL)，吸量管(10mL)等。
HAc(0.1mol/L)，NaAc(0.1mol·L-1，1mol·L-1), NaH2PO4 (0.1 mol·L-1)，Na2HPO4 (0.1 mol·L-1) NH3·H2O (0.1 mol·L-1)，NH4Cl (0.1 mol·L-1)，HCl (0.1 mol·L-1)，NaOH (0.1 mol·L-1，1 mol·L-1)，pH=4的HCl，pH＝10的NaOH，pH=4.00标准缓冲溶液，pH=9.18标准缓冲溶液，甲基红溶液，广泛pH 试纸，精密pH试纸，吸水纸等。
四、实验步骤
思考题
(1) 为什么缓冲溶液具有缓冲作用？
(2) NaHCO3溶液是否具有缓冲作用，为什么？
(3) 用pH计测定溶液pH值时，已经标定的仪器，“定位”调节是否可以改变位置，为什么？。