第八章酸碱解离平衡

pH＝n - log m
7
2. pH 和 pOH 关系
[H+][OH-] = KW = 10-14 pH + pOH = pKW = 14 pH = 7 则 pOH = 7 中性溶液 pH < 7 则 pOH > 7 酸性溶液, pH越小酸性越强 pH > 7 则 pOH < 7 碱性溶液,pH越大碱性越强
解:
HAc
平衡浓度 0.10-[H+]
H+ [H+]
+ Ac- Ka 0.20+[H+]
=
[H+][Ac-]
————
[HAc]
≈0.10
≈0.20
[H+]＝—[[HA—Ac—-c]—]×Ka＝9×10-6mol·L-1
与例1比较 结果如何？
解离度：α＝
[H+]
——
×100
%
＝
0.009%
CHAc
答：（略） 5
= ————
[HIn]
pH=PK
i
橙色，指示剂的理论变色点
pH=PK
i
1
指示剂的变色间隔或变色范围
9
8-1-3 多元弱酸的解离平衡
一、多元弱酸的解离是分步进行的
<1> H2S <2> HS-
<1>+<2>： H2S
H+ + HSH+ + S22H+ + S2-
K1 = 1.1×10-7 K2 = 1.3×10-13
称中性溶液 称酸性溶液 称碱性溶液
因此，可以用 H+ 的浓度表示溶液的酸碱性。
1.酸度──水溶液中H+的浓度称为溶液的酸度。
当H+的浓度较小时,通常用pH表示溶液的酸度。
水溶液中氢离子浓度 pH = -log[H+] 的负对数叫做pH值
类似地 pOH＝-log[OH-] pKw＝-log Kw
当[H+]＝m×10-n 时 ：
为10-2 mol·L-1 ，因此反应完全后OH- 的浓度为10-2 mol·L-1
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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。酸碱指示剂通常是弱酸或弱碱。
甲基橙指示剂（HIn）在水溶液中存在着下列平衡：
指示剂的解离平衡 常数
HIn
K
i
H+ + In-
[H+][In-]
解：
HAc
H+ + Ac-
起始浓度/mol·L-1 0.10
0
0
解离后浓度/mol·L-1 0.10 - [H+] [H+] [Ac-] = [H+]
[H+]2
K
a
= ——
[HAc]
[H+] = Ka×(0.10 - [H+])
因为C0﹥400
K
a
,
0.10
-
[H+]≈0.10
[H+] = 1.76×10-5×0.10
NH4+ + OH-
K
=
b
[—NH—4+]—[O—H-]
[NH3]
c0
400
K
b
[OH-]＝
K
b
c0
2
2.解离度
已经解离的浓度
1.弱酸弱碱在溶液中的 解离程度，用α表示
α＝ ———起—始——浓—度———×100%
HAc
H+ + Ac-
初时浓度 平衡浓度
C0 C0-C0α
00 C0α C0α 弱碱的解离度
KK
aa
=
—(CC0—0–αC—0)α2=
—1C-0—αα2
当 c0/Ka>400时, 1-α≈1
K
b
c0
因此
Ka＝C0α2 KaC0＝[H+]2 [H+] =KaC0
K
a
c0
此式表明，在一定温度下，起 始浓度越小，解离度越大。
3
例1 298K时，HAc的解离常数为1.76×10-5。计算0.10 mol·L-1 HAc溶液的H+离子浓度和解离度。
=1.33×10-3 mol·L-1
α=
[H+]
——×100%
=
—1.3—3×—10—-3
= ×100%
=
1.33%
CHAc
0.1
4
3 同离子效应
在弱电解质溶液中，加入与其含有相同离子的强电解 质时，使弱电解质的解离度降低的现象称同离子效应。
例 在0.10 mol·L-1 HAc溶液中加入少量NaAc,使其浓 度为0.20 mol·L-1,求该溶液的H+浓度和解离度。
表3-2 水的离子积常数与温度的关系
常温下KW 通常取10-14 进行计算
T/K
KW
T/K
KW
273 1.310-15 298 1.2710-14
291 7.410-15 323 5.610-14
295 1.0010-14 373 7.410-13
6
2 溶液的pH
Kw，= [H+][OH-]
当: [H+]＝[OH-]＝ KW ＝1.0×10-7mol·L-1 当:[H+]>[OH-] or [H+]>1.0×10-7 mol·L-1 当:[H+]<[OH-] or [H+]<1.0×10-7 mol·L-1
第8章 酸碱解离平衡
8-1 弱酸和弱碱的解离平衡 8-2 盐的水解 8-3 电解质溶液理论和酸碱理论的发展
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8-1 弱酸和弱碱的解离平衡
8-1-1 一元弱酸、弱碱的解离平衡
一.解离平衡常数 HAc H+ + Ac-
K
a
=
—[H—+]—[Ac—-]
[HAc]
c
0
400
K
a
[H+]＝
K
a
c0
NH3·H2O
[H+]2 ＝[S2-]≈K2＝1.3×10-13(mol·L-1)
在一种溶液中各离子的平衡是同时建立的，涉及多种平
衡的离子，其浓度表现同时满足该溶液中的所有平衡，
这是求解多种平衡共存问题的一条重要原则
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8-1-4 缓冲溶液
一．缓冲溶液的定义
能够抵抗外加少量强酸、少量强碱和水的稀释， 而本身pH值不发生显著变化的作用称缓冲作用。
K = K1×K2 = 1.4×10-20
溶液的酸度主 要来自弱酸的 第一步解离
[H+]1 =K1C
（饱和H2S的浓度 约为0.1 mol·L-1)
= 1.1×10-7 ×0.1 = 1.05×10-4 (mol·L-1)
第二步解离远 比第一步小
[H+]≈[HS-] K2 = —[H[H+—]S[S-—]2-] = [S2-]
1、pH = 3 的HCl溶液和 pH = 11 的NaOH溶
课堂 液等体积混合，所得溶液pH是多少？（pH=7）
练习 2、pH = 5 的HCl溶液和 pH = 13 的NaOH
溶液等体积混合，再稀5倍体积水，所得
溶液pH是多少？
（pH=12，混合加水后，H+的浓度是10-6 mol·L-1 ，OH- 的浓度
8-1-2 水的解离平衡和溶液的pH
1 水的离43; H2O H2O
H3O+ + OHH+ + OH-
水的解离平衡常数 Kw称为水的离子积 常数
平衡常数:Kw= [H+][OH-] 295K时, KW = 1.0×10-14
想一想:解离为吸热过程,温度升高,KW将如何变化?