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=27.15 kJ·mol-1
ln K
=
-∆rGm RT
-27.15×1000 = 8.314×298.15
= -10.95
Ka (HOAc)=1.8×10-5
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2021/3/23
3-2-2 解离度和稀释定律 解离度
解离度(α)＝ 3-2-2解离度和
稀解 未释离 解部 离分 前弱 弱电 电解解质质浓浓度度×100%
c(OH-)/mol·L-1
酸性 >1.0×10-7 <1.0×10-7
中性 1.0×10-7 1.0×10-7
碱性 <1.0×10-7 >1.0×10-7
[c(H+)/c ][c(OH-)/c ]= 1.0×10-14 = Kw
pH=-lg [c(H+)/c ]
溶液酸碱性 pH
酸性 <7
中性 =7
一元弱酸
HA度计H算+ + A-
若(c/c )/Ka ≥500, c(H+) << c, c-c(H+)≈c [c(H+)/c ]2 [c(H+)]2
Ka = [c- c(H+)]/c ≈ c·c
c(H+)≈
(c·c )Ka
第12页/共79页
2021/3/23
（2）一元弱碱溶液中c(H+)的计算
一元弱碱
)cc
若c/Ki ≥500, 1-α≈1
Ki ≈(
c c
)α2
α≈
Ki
c/c
α与 c 有关，Ki 与 c 无关
第11页/共79页
2021/3/23
3-2-3 弱酸或弱碱溶液中离子浓度计算
1、一元弱电解质溶液中离子浓度的计算
若Ki >>Kw 且浓度不很小, 可忽略水的解离
（31-）2一-元3弱弱酸溶酸液或中c弱(H碱+)的溶计算液中离子浓
Ki 与浓度无关，与温度有关 由于温度对Ki 影响不大, 室温下一般可不考虑 其影响
第8页/共79页
2021/3/23
例 试计算298.15K、标准态下Ka(HOAc)值
解：
HOAc H+ + OAc-
∆fGm/(kJ·mol-1) -396.46 0 369.31 ∆rGm=[(-369.31)-(-396.46)]kJ·mol-1
BOH B+ + OH-
同理
c(OH-)≈ (c·c )Kb
pOH= -lg
c(OH-) c
pH=14 +lgc(cOH-)
第13页/共79页
2021/3/23
例 计算0.100mol·L-1氨水溶液中的c(OH-)、pH 和氨水的解离度
解：
NH3·H2O
O平H衡- 浓度/(mol·L-1) 0.100-x
2021/3/23
3-1-1 酸碱的电离理论
近代酸碱理论
阿仑尼乌斯(Arrhenius)电离理论 富兰克林3(F-r1a-n1kl酸in)碱溶的剂电理论离理论 布朗斯泰德(Bronsted)质子理论 路易斯(Lewis)电子理论 皮尔逊(Pearson)软硬酸碱理论
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2021/3/23
] 数
简化为
Ki (HA)=
c(H+)·c(A-) c(HA)
Ki —— 标准解离常数 Ka 、Kb——分别表示弱酸、弱碱标准解离常数
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2021/3/23
解离常数
Ki 表示弱电解质解离限度大小的特性常数
Ki 越小, 弱电解质解离越困难, 电解质越弱 弱电解质：一般Ki ≤10-4 中强电解质：Ki =10-2~10-3
K13a(2)=
[c(H+)/c ][c(S2-)/c [c(HS-)/c ]
碱性 >7
pOH=-lg [c(OH-)/c ]
pH=pKw-pOH=14-pOH
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2021/3/23
酸碱指示剂
能在一定pH范围内保持一定颜色的某些 有机弱酸或弱碱
3.1 ~ 4.4 甲基橙 红← 橙 → 黄
石蕊 酚酞
5.0 ~ 8.0 红← 紫 →蓝
无色← 粉红 →红
8.0 ~ 10.0
纯水或稀溶液中
H2O(Biblioteka Baidu)
H+(aq) + OH-(aq)
3-1-2 水的解{c离(H反+)/c应}{c(OH-)/c }=Kw 和 溶 液 的K酸w—碱—性水的离子积
Kw与温度有关, 随温度升高变大
Kw(298.15K)=1.0×10-14
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2021/3/23
溶液的酸碱性和pH
溶液的酸碱性 溶液酸碱性 c(H+)/mol·L-1
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2021/3/23
α= c(OcH-)×100%= 1.304.×10100×-3 100%=1.34%
第15页/共79页
2021/3/23
3-2-4 多元弱酸的分步解离
多元弱酸在水溶液中分步解离
如
H2S
H+ + HS-
HS- H+ + S2-
Ka(1)=3[c-(H2+-[)c/4c(H多]2[Sc(元)H/cS弱-])/c酸] 的=1分.1×步10解-7
定律
解离度可表示弱电解质解离程度的大小
在温度、浓度相同条件下, α越小, 电解质越弱
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2021/3/23
稀释定律
一元弱酸
起始浓度 平衡浓度
HA(aq)
c c-cα
H+(aq) + A-(aq)
cα
cα
Ka
(HA)=
[c(H+)/c ][c(A-)/c [c(HA)/c ]
] =(1α-2α
NH4+ + x
x K=1b=.8×[1c0([cN-5(HN4+H)3/c·H][2cO(O)/cH-])/c ] =0.1x0·x0-x
(c/c )/Kb(NH3·H2O)=0.100/(1.8×10-
5)>500
0.100-x≈x
则 x=1.34×10-3
c(OH-)=1.34×10-3 mol·L-1 pH=-lg(7.5×10-12)=11.12
阿仑尼乌斯酸碱电离理论
酸：在水溶液中解离产生的阳离子全部是H+ 的化合物
碱：在水溶液中解离产生的阴离子全部是 OH-的化合物
酸碱中和反应的实质： H+和OH-结合生成H2O
酸碱的相对强弱可根据在水溶液中解离 出来的H+和OH-程度来衡量
第2页/共79页
2021/3/23
3-1-2 水的解离反应和溶液的酸碱性 水的解离反应
pH试纸在不同的pH溶液中显不同的颜色
第5页/共79页
2021/3/23
第二节弱3电-2解质弱的电解 解质的解离反应
离反应
第6页/共79页
2021/3/23
3-2-1 解离平衡和解离常数
解离平衡
弱电解质在水中部分解离, 存在解离平衡
一元弱酸 HA(aq) H+(aq) + A-(aq)
K3i-(2H-A1)=解[c离(H平+[)c/衡c(H和]A[c)解(/Ac离-)]/常c
ln K
=
-∆rGm RT
-27.15×1000 = 8.314×298.15
= -10.95
Ka (HOAc)=1.8×10-5
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3-2-2 解离度和稀释定律 解离度
解离度(α)＝ 3-2-2解离度和
稀解 未释离 解部 离分 前弱 弱电 电解解质质浓浓度度×100%
c(OH-)/mol·L-1
酸性 >1.0×10-7 <1.0×10-7
中性 1.0×10-7 1.0×10-7
碱性 <1.0×10-7 >1.0×10-7
[c(H+)/c ][c(OH-)/c ]= 1.0×10-14 = Kw
pH=-lg [c(H+)/c ]
溶液酸碱性 pH
酸性 <7
中性 =7
一元弱酸
HA度计H算+ + A-
若(c/c )/Ka ≥500, c(H+) << c, c-c(H+)≈c [c(H+)/c ]2 [c(H+)]2
Ka = [c- c(H+)]/c ≈ c·c
c(H+)≈
(c·c )Ka
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（2）一元弱碱溶液中c(H+)的计算
一元弱碱
)cc
若c/Ki ≥500, 1-α≈1
Ki ≈(
c c
)α2
α≈
Ki
c/c
α与 c 有关，Ki 与 c 无关
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3-2-3 弱酸或弱碱溶液中离子浓度计算
1、一元弱电解质溶液中离子浓度的计算
若Ki >>Kw 且浓度不很小, 可忽略水的解离
（31-）2一-元3弱弱酸溶酸液或中c弱(H碱+)的溶计算液中离子浓
Ki 与浓度无关，与温度有关 由于温度对Ki 影响不大, 室温下一般可不考虑 其影响
第8页/共79页
2021/3/23
例 试计算298.15K、标准态下Ka(HOAc)值
解：
HOAc H+ + OAc-
∆fGm/(kJ·mol-1) -396.46 0 369.31 ∆rGm=[(-369.31)-(-396.46)]kJ·mol-1
BOH B+ + OH-
同理
c(OH-)≈ (c·c )Kb
pOH= -lg
c(OH-) c
pH=14 +lgc(cOH-)
第13页/共79页
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例 计算0.100mol·L-1氨水溶液中的c(OH-)、pH 和氨水的解离度
解：
NH3·H2O
O平H衡- 浓度/(mol·L-1) 0.100-x
2021/3/23
3-1-1 酸碱的电离理论
近代酸碱理论
阿仑尼乌斯(Arrhenius)电离理论 富兰克林3(F-r1a-n1kl酸in)碱溶的剂电理论离理论 布朗斯泰德(Bronsted)质子理论 路易斯(Lewis)电子理论 皮尔逊(Pearson)软硬酸碱理论
第1页/共79页
2021/3/23
] 数
简化为
Ki (HA)=
c(H+)·c(A-) c(HA)
Ki —— 标准解离常数 Ka 、Kb——分别表示弱酸、弱碱标准解离常数
第7页/共79页
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解离常数
Ki 表示弱电解质解离限度大小的特性常数
Ki 越小, 弱电解质解离越困难, 电解质越弱 弱电解质：一般Ki ≤10-4 中强电解质：Ki =10-2~10-3
K13a(2)=
[c(H+)/c ][c(S2-)/c [c(HS-)/c ]
碱性 >7
pOH=-lg [c(OH-)/c ]
pH=pKw-pOH=14-pOH
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2021/3/23
酸碱指示剂
能在一定pH范围内保持一定颜色的某些 有机弱酸或弱碱
3.1 ~ 4.4 甲基橙 红← 橙 → 黄
石蕊 酚酞
5.0 ~ 8.0 红← 紫 →蓝
无色← 粉红 →红
8.0 ~ 10.0
纯水或稀溶液中
H2O(Biblioteka Baidu)
H+(aq) + OH-(aq)
3-1-2 水的解{c离(H反+)/c应}{c(OH-)/c }=Kw 和 溶 液 的K酸w—碱—性水的离子积
Kw与温度有关, 随温度升高变大
Kw(298.15K)=1.0×10-14
第3页/共79页
2021/3/23
溶液的酸碱性和pH
溶液的酸碱性 溶液酸碱性 c(H+)/mol·L-1
第14页/共79页
2021/3/23
α= c(OcH-)×100%= 1.304.×10100×-3 100%=1.34%
第15页/共79页
2021/3/23
3-2-4 多元弱酸的分步解离
多元弱酸在水溶液中分步解离
如
H2S
H+ + HS-
HS- H+ + S2-
Ka(1)=3[c-(H2+-[)c/4c(H多]2[Sc(元)H/cS弱-])/c酸] 的=1分.1×步10解-7
定律
解离度可表示弱电解质解离程度的大小
在温度、浓度相同条件下, α越小, 电解质越弱
第10页/共79页
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稀释定律
一元弱酸
起始浓度 平衡浓度
HA(aq)
c c-cα
H+(aq) + A-(aq)
cα
cα
Ka
(HA)=
[c(H+)/c ][c(A-)/c [c(HA)/c ]
] =(1α-2α
NH4+ + x
x K=1b=.8×[1c0([cN-5(HN4+H)3/c·H][2cO(O)/cH-])/c ] =0.1x0·x0-x
(c/c )/Kb(NH3·H2O)=0.100/(1.8×10-
5)>500
0.100-x≈x
则 x=1.34×10-3
c(OH-)=1.34×10-3 mol·L-1 pH=-lg(7.5×10-12)=11.12
阿仑尼乌斯酸碱电离理论
酸：在水溶液中解离产生的阳离子全部是H+ 的化合物
碱：在水溶液中解离产生的阴离子全部是 OH-的化合物
酸碱中和反应的实质： H+和OH-结合生成H2O
酸碱的相对强弱可根据在水溶液中解离 出来的H+和OH-程度来衡量
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2021/3/23
3-1-2 水的解离反应和溶液的酸碱性 水的解离反应
pH试纸在不同的pH溶液中显不同的颜色
第5页/共79页
2021/3/23
第二节弱3电-2解质弱的电解 解质的解离反应
离反应
第6页/共79页
2021/3/23
3-2-1 解离平衡和解离常数
解离平衡
弱电解质在水中部分解离, 存在解离平衡
一元弱酸 HA(aq) H+(aq) + A-(aq)
K3i-(2H-A1)=解[c离(H平+[)c/衡c(H和]A[c)解(/Ac离-)]/常c