酸碱平衡及其PH值计算
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.
比较下列弱酸弱碱的强弱
HAc + H2O
H3O+ + Ac-
Ka (H)A cc(H 3O c( H )c)(A A cc )1.81 0 5
NH4+ + H2O
H3O+ + NH3
K a (N4 H )c(H 3O c( N )c 4 (H )N3H )5.61 1 00
HS- + H2O
H3O+ + PO43-Ka 3 c(H c( H )c(P P 4 24 )3 O O )4.41 0 13
三种酸的强度为：H3PO4 ＞H2PO4- ＞HPO42-
.
总结
可见，在共轭酸碱对中，若酸的酸性越强，则其共轭 碱的碱性就越弱；若碱的碱性越强，则其共轭酸的酸性 就越弱。
酸
H3PO 4
Ka1 Kb3
.
弱电解质的解离平衡
解离平衡：当体系中未解离的分子浓度和解离出 的离子浓度都维持一定的数值时，体系所处的状 态。
解离平衡是一种动态平衡
解离常数
Ka
[H][A] [HA]
酸的解离常数
Kb
[B][OH] [BOH]
碱的解离常数
.
酸碱的强弱取决于酸给出质子或碱接受质子的
能力。用解离常数 Ka 和 Kb 可以定量地说明酸碱
的强弱程度。
HAc + H2O
H3O+ + Ac－
Ka＝ c(H+ )c(Ac- ) c(HAc)
K a 1.8 10 5
HAc 的共轭碱的解离常数 Kb 为：
Ac－+ H2O
HAc + OH－
c(OH- )c(HAc)
K＝ b
c(Ac- )
Ka·Kb = c(H+)c(OH－) = Kw = 10-14 （25℃）
.
稀释定律:
初始浓度 平衡浓度
HAc c c c
H+ + Ac
0
0
c c
∴
Ka = (c)2/{c (1 )}
当
C 500时 Ka
即 < 5%时，1 ≈ 1
Ka = c2
= Ka
C
稀释定律表明随着溶液浓度的降低，解离度增大
.
酸碱溶液PH的计算
.
对于一元弱酸，其cH+ 值计算如下：
HAc
酸碱平衡 溶液中PH值的计算
.
电解质溶液
➢ 强电解质 理论上100%电离 ➢ 强电解质在水溶液中完全电离
HCl = H+ (aq) + Cl- (aq)
但实际上： ① 对于正负离子都是一价的电解质，如HNO3，KCl等，
其电离度在90%左右； ② 正负离子为二价的电解质溶液的电离度较一价的小； 同时:电解质溶液越浓，电离度越小。
[OH ]2 KNH 3H2OcNH 3H2O[OH ]
KNH 3H2O
[OH][NH 4] [NH 3H2O]
[OH-]
K c NH3 H2O
NH3 H2O
[OH-]
K c K NH3 H2O
NH3 H2O
W
[O ]H K N3H H 2O K 2 N3H H 2O 4N K 3H H 2O cN3H H 2O 2
相同温度下， Ka越大表示酸性越强。 （Ka随T升高而增大）
.
弱电解质的电离
解离平衡常数与电离度的关系？
1、解离平衡常数和解离度
AB
A+ + B-
解离平衡常数 KAB= CA CB CAB
解离度%：平衡时弱电解质的电离百分率 % = (已解离的分子数/原分子数) 100% = (已电离的浓度/初始浓度 ) 100%
H ++
H2P O
4
H2P
O
-
4
Ka2 Kb2
H+ +
2-
HPO 4
HP
O
2-
4
Ka3 Kb1
H+
+
PO
34
碱
Ka1Kb3=Kw Ka2Kb2=Kw Ka3Kb1=Kw
Ka1>Ka2 >Ka3 Kb1>Kb2 >Kb3
指同一反应，编码顺序不一样
.
解离常数的意义：衡量弱电解质解离趋势的大小。 判断同类型的弱酸或弱碱的相对程度
[H]+ ＝ CHACKHAC 1.3 10-3 mol L-1
[H ]
=
[ HAC
]
1.3 10-3 /0.1=1.3%
.ห้องสมุดไป่ตู้
b．一元弱碱的电离过程
NH3·H2O(aq) 起 cb 平 cb-cOH-
NH4+(aq) + OH-(aq)
0
0
c NH4 +
cOH-
当反应达到平衡时 [OH-]=[NH4+]
.
2
当c ka
50时 0,即5%时
cHAc-[H+]≈cHAc
KH
Ac
[H ]2 cHAc
[H ] K HAc cHAc
当 k c a50 时 ,即 0 5 % 时 ,cHA 2 c K 0 W
[H ] K HAc cHAc KW
当c ka
50时 0,即 5% 时KHAc
[H]2 cHAc[H]
NH3 + H2O
OH- + NH4+
K b (N H 3)c(N H c4 (N )H c(3O )H )1.810 5
称为碱的解离常数。 越K b大，碱的强度越大。一种
酸K b的酸性越强，其 值K越a 大，则其相应的共轭碱的碱
性越弱，其 值K 越b 小。
.
多元弱酸、弱碱在水溶液中是逐级解离的:
H3PO4 + H2O H2PO4- + H2O
H3O+ + H2PO4- K a 1c(H c ()H c3 (P H 24 P O )4 O )7.61 0 3 H3O+ + HPO42- Ka 2 c(H c(H )c2(P H4 O P )4 2)O 6.31 0 8
HPO42- + H2O
H+ + Ac-
起 cA 平 cA-cH+
00 cH+ cAc-
当反应达到平衡时 [H+]=[Ac-]
KHAccH[AHc[]H2 ]
KHAc[H[H][AAc]c]
[H ] K HAc c HAc
[H ] K HAc cHAc KW
[H ]KHA c K2 HA c4K HA ccHAc
即[得 H ] ： K HA cK 2 HA 4 c H K A cc HAc 2
.
例：计算下列0.1 mol ·L-1的HAc溶液的[H]+ 和电离度
已知：KHAC=1.76 x 10-5
解：
HAc
H+ + Ac-
平衡时 cA-x
xx
（1）x2/(0.1-x) = Ka
cA /Ka 500， 0.1-x 0.1
H3O+ + S2-
Ka (HS )c(H 3c O (H ) cS )(S2)7.11 0 15
K
a
越大，酸的强度越大,由
Ka (HAc) ＞
Ka (NH4) ＞ Ka (HS)
可知酸的强弱顺序为：. HAc＞NH4+＞HS-。
Ac- + H2O
OH- + HAc
K b (Ac )c(Hc()A A c( c O c ) H )5.61 0 10
比较下列弱酸弱碱的强弱
HAc + H2O
H3O+ + Ac-
Ka (H)A cc(H 3O c( H )c)(A A cc )1.81 0 5
NH4+ + H2O
H3O+ + NH3
K a (N4 H )c(H 3O c( N )c 4 (H )N3H )5.61 1 00
HS- + H2O
H3O+ + PO43-Ka 3 c(H c( H )c(P P 4 24 )3 O O )4.41 0 13
三种酸的强度为：H3PO4 ＞H2PO4- ＞HPO42-
.
总结
可见，在共轭酸碱对中，若酸的酸性越强，则其共轭 碱的碱性就越弱；若碱的碱性越强，则其共轭酸的酸性 就越弱。
酸
H3PO 4
Ka1 Kb3
.
弱电解质的解离平衡
解离平衡：当体系中未解离的分子浓度和解离出 的离子浓度都维持一定的数值时，体系所处的状 态。
解离平衡是一种动态平衡
解离常数
Ka
[H][A] [HA]
酸的解离常数
Kb
[B][OH] [BOH]
碱的解离常数
.
酸碱的强弱取决于酸给出质子或碱接受质子的
能力。用解离常数 Ka 和 Kb 可以定量地说明酸碱
的强弱程度。
HAc + H2O
H3O+ + Ac－
Ka＝ c(H+ )c(Ac- ) c(HAc)
K a 1.8 10 5
HAc 的共轭碱的解离常数 Kb 为：
Ac－+ H2O
HAc + OH－
c(OH- )c(HAc)
K＝ b
c(Ac- )
Ka·Kb = c(H+)c(OH－) = Kw = 10-14 （25℃）
.
稀释定律:
初始浓度 平衡浓度
HAc c c c
H+ + Ac
0
0
c c
∴
Ka = (c)2/{c (1 )}
当
C 500时 Ka
即 < 5%时，1 ≈ 1
Ka = c2
= Ka
C
稀释定律表明随着溶液浓度的降低，解离度增大
.
酸碱溶液PH的计算
.
对于一元弱酸，其cH+ 值计算如下：
HAc
酸碱平衡 溶液中PH值的计算
.
电解质溶液
➢ 强电解质 理论上100%电离 ➢ 强电解质在水溶液中完全电离
HCl = H+ (aq) + Cl- (aq)
但实际上： ① 对于正负离子都是一价的电解质，如HNO3，KCl等，
其电离度在90%左右； ② 正负离子为二价的电解质溶液的电离度较一价的小； 同时:电解质溶液越浓，电离度越小。
[OH ]2 KNH 3H2OcNH 3H2O[OH ]
KNH 3H2O
[OH][NH 4] [NH 3H2O]
[OH-]
K c NH3 H2O
NH3 H2O
[OH-]
K c K NH3 H2O
NH3 H2O
W
[O ]H K N3H H 2O K 2 N3H H 2O 4N K 3H H 2O cN3H H 2O 2
相同温度下， Ka越大表示酸性越强。 （Ka随T升高而增大）
.
弱电解质的电离
解离平衡常数与电离度的关系？
1、解离平衡常数和解离度
AB
A+ + B-
解离平衡常数 KAB= CA CB CAB
解离度%：平衡时弱电解质的电离百分率 % = (已解离的分子数/原分子数) 100% = (已电离的浓度/初始浓度 ) 100%
H ++
H2P O
4
H2P
O
-
4
Ka2 Kb2
H+ +
2-
HPO 4
HP
O
2-
4
Ka3 Kb1
H+
+
PO
34
碱
Ka1Kb3=Kw Ka2Kb2=Kw Ka3Kb1=Kw
Ka1>Ka2 >Ka3 Kb1>Kb2 >Kb3
指同一反应，编码顺序不一样
.
解离常数的意义：衡量弱电解质解离趋势的大小。 判断同类型的弱酸或弱碱的相对程度
[H]+ ＝ CHACKHAC 1.3 10-3 mol L-1
[H ]
=
[ HAC
]
1.3 10-3 /0.1=1.3%
.ห้องสมุดไป่ตู้
b．一元弱碱的电离过程
NH3·H2O(aq) 起 cb 平 cb-cOH-
NH4+(aq) + OH-(aq)
0
0
c NH4 +
cOH-
当反应达到平衡时 [OH-]=[NH4+]
.
2
当c ka
50时 0,即5%时
cHAc-[H+]≈cHAc
KH
Ac
[H ]2 cHAc
[H ] K HAc cHAc
当 k c a50 时 ,即 0 5 % 时 ,cHA 2 c K 0 W
[H ] K HAc cHAc KW
当c ka
50时 0,即 5% 时KHAc
[H]2 cHAc[H]
NH3 + H2O
OH- + NH4+
K b (N H 3)c(N H c4 (N )H c(3O )H )1.810 5
称为碱的解离常数。 越K b大，碱的强度越大。一种
酸K b的酸性越强，其 值K越a 大，则其相应的共轭碱的碱
性越弱，其 值K 越b 小。
.
多元弱酸、弱碱在水溶液中是逐级解离的:
H3PO4 + H2O H2PO4- + H2O
H3O+ + H2PO4- K a 1c(H c ()H c3 (P H 24 P O )4 O )7.61 0 3 H3O+ + HPO42- Ka 2 c(H c(H )c2(P H4 O P )4 2)O 6.31 0 8
HPO42- + H2O
H+ + Ac-
起 cA 平 cA-cH+
00 cH+ cAc-
当反应达到平衡时 [H+]=[Ac-]
KHAccH[AHc[]H2 ]
KHAc[H[H][AAc]c]
[H ] K HAc c HAc
[H ] K HAc cHAc KW
[H ]KHA c K2 HA c4K HA ccHAc
即[得 H ] ： K HA cK 2 HA 4 c H K A cc HAc 2
.
例：计算下列0.1 mol ·L-1的HAc溶液的[H]+ 和电离度
已知：KHAC=1.76 x 10-5
解：
HAc
H+ + Ac-
平衡时 cA-x
xx
（1）x2/(0.1-x) = Ka
cA /Ka 500， 0.1-x 0.1
H3O+ + S2-
Ka (HS )c(H 3c O (H ) cS )(S2)7.11 0 15
K
a
越大，酸的强度越大,由
Ka (HAc) ＞
Ka (NH4) ＞ Ka (HS)
可知酸的强弱顺序为：. HAc＞NH4+＞HS-。
Ac- + H2O
OH- + HAc
K b (Ac )c(Hc()A A c( c O c ) H )5.61 0 10