第8章-酸堿平衡-大學一年級-無機化學-課件

第8章酸堿平衡酸和堿是化學中最為古老悠久的概念之一。眾多的化學變化屬于酸堿反應(yīng)，

酸堿反應(yīng)是最重要的化學反應(yīng)之一。

酸堿平衡是化學平衡中的一種，學習掌握酸堿反應(yīng)的規(guī)律，是化學生產(chǎn)實踐和理論研究的重要任務(wù)。

IonicEquilibriumofAcidsandBases在水中電離時生成的陽離子全部是H+的物質(zhì)叫做酸;HCl，HNO3，H2SO4，

在水中電離時生成的陰離子全部是OH-的物質(zhì)叫做堿.NaOH，KOH，Ca(OH)2，

強酸HCl、HNO3、；強堿NaOH、KOH

在水中能夠完全電離：弱酸CH3COOH

：弱堿NH3

在水中只能部分電離（阿倫尼烏斯學說）一.酸堿電離理論CH3COOHCH3COO-+H+HCl

H++Cl-8-1弱酸弱堿的電離平衡二.水的電離和溶液的酸堿性

H2O

[H+][OH-]＝

KW

＝1×10-14水的離子積常數(shù)

水溶液中,[H+]和[OH-]的乘積不變.水電離屬于化學平衡.2.溶液的pH[H+]＞[OH-]酸性pH＜7[H+]＝[OH-]中性pH＝7[H+]＜[OH-]堿性pH＞7

25℃1.水的離子積常數(shù)水能導電弱電解質(zhì)[H+]=10-PH電離平衡純水的導電性H++OH-pH=－log[H+]

例如顏色酸色堿色pka

甲基橙紅

黃3.4

pH=pki±1指示劑的理論變色范圍.實際變色范圍是由人眼觀察出來的,與理論有一定偏差.用酸堿指示劑指示溶液的pH,在化學實踐中有廣泛的應(yīng)用。理論變色范圍

實際變色范圍P227常用酸堿指示劑.8.0—9.63.1—4.4酚酞無紅9.12.44.48.110.1也可以用來忽悠人、欺騙人！三.一元弱酸的電離平衡CH3COOH。HAc+H2OC00C

[H

+][H

+][Ac

-]

Ka=[H+][Ac-][HAc]=[H

+]2C

[H

+][H+]2=KaC-Ka[H+][H

+]2-KaC+Ka[H

+]=0[H

+]=-Ka+

√Ka2+4KaC2求一元弱酸中[H+]精確公式簡寫為HAc，Ac=CH3COO-H3O++Ac-常寫為:HAcH+

+Ac-

[H+]=[Ac-]t=0時:t=t時:HAcH++Ac-t=t時C-[H+][H+][Ac-]

Ka=[H+][Ac-][HAc]=[H+]2C

[H+]若平衡時溶液中[H+]<<C，

[H

+]=√CKa求一元弱酸溶液中[H+]的近似公式

Ka=≈[H+]2C[H+]2C

[H+][H+]2=KaC[H

+]=-Ka+

√Ka2+4KaC2此外，Ka愈小，HA愈不容易電離.CKa≥400時，C

[H+]≈C，綜合兩方面考慮:則則C

[H+]≈C精確公式例1、計算0.1mol/LHAc溶液中的H+濃度和PH值。解：查表得：Ka=1.80×10-5a、用精確公式求解[H+]=-1.8×10-5+√(1.8×10-5)2+4×1.80×10-5×0.12[H+]=1.33×10-3mol/LpH=2.88近似公式的計算結(jié)果相當好例1、計算0.1mol/LHAc溶液中的H+濃度和PH值。解：查表得：Ka=1.80×10-5a、用精確公式求解b、用近似公式計算[H+]=-1.8×10-5+√(1.8×10-5)2+4×1.80×10-5×0.12[H+]=1.33×10-3mol/LpH=2.88[H+]=√KaC=√1.8×10-5×0.100=1.34×10-3

pH=2.87CKa=5555＞400∵例2、計算0.100MCH2ClCOOH溶液的PH值。解：∵

KaC=0.1001.40×10-3=71.4﹤400故用精確公式計算[H+]=-1.40×10-3+√1.40×10-3+4×1.40×10-3×0.12[H+]=1.12×10-2MpH=1.95例3.計算0.100mol/LCH3CHOHCOOH溶液的[H+],Ka=8.4×10-4解：因為KaC=0.1008.4×10-4=119<400∴[H+]=-8.4×10-4+√(8.4×10-4)2+4×8.4×10-4×0.12=8.7×10-3mol/L故用精確公式計算氨是個典型的一元弱堿[NH4+][OH-][NH3]=KbKb(NH3)=1.8×10-5四.一元弱堿的電離平衡常見的一元弱堿及其電離平衡常數(shù)見P390附錄11與HAc的電離程度相當NH3+H2ONH4+

+OH-[OH-]=√KbCCKb≥400時，Kb=[BH+][OH-][B]=[OH

-]2C

[OH

-]求一元弱堿溶液中[OH-]的精確公式同理求一元弱堿溶液中[OH-]的近似公式B+H2OBH++OH-t=0C00t=tC-[OH-][BH+][OH-][BH+]=[OH-]當-Kb+

√Kb2+4KbC2[OH-]=例4：計算0.100MNH3溶液的pH值.Kb=1.8×10-5解：∵CKb=5555≥400，∴用近似公式：[OH-]=√KbC=√0.1×1.8×10-5=1.34×10-3MpOH=2.87pH

pOH=14pH=14.00-2.87=11.13pH

=

14

pOH五．電離度已電離的分子數(shù)與溶質(zhì)分子總數(shù)之比，用

表示.對于弱酸

=C[H+]×100%對于弱堿

=×100%[OH-]C弱酸的電離度

隨濃度C的降低增大。

=√Ka/C

=√Kb/C弱堿的電離度

隨濃度C的降低增大。[H+]=√KaC∵同理六．同離子效應(yīng)弱電解質(zhì)在水中存在著電離平衡:加入NaAc時：HAcH++Ac-

X’<X

在弱電解質(zhì)溶液中加入具有相同離子的強電解質(zhì)，

=x/cC-XXXC鹽C鹽C-X’X’C鹽+X’

’=X’/cHAcH++Ac-平衡逆向移動NaAc

Na++Ac-C鹽

同離子效應(yīng)。必然發(fā)生:醋酸也降低!!使弱電解質(zhì)的電離度和酸度減小的現(xiàn)象弱酸鹽,正鹽設(shè)H+

+

Ac-

HAc∴

’

<

即醋酸電離度降低!結(jié)果導致

’=X’/cKa=[H+][Ac-][HAc]=X’(C弱酸鹽+X’)C弱酸-X’∵C弱酸

X’(HAc，

=1.33%,

'﹤1.33%)∴C弱酸-X’≈C弱酸C弱酸鹽

X'∵鹽與酸至少在同一量級!∴

C弱酸鹽+X’≈C弱酸鹽∴Ka≈X’C弱酸鹽C弱酸∴[H+]=KaC弱酸C弱酸鹽HAcH++Ac-

C-X’X’C鹽+X’

有同離子效應(yīng)時H+計算公式例6、設(shè)溶液中同時含有HAc和NaAc，濃度都為0.10mol/L。求[H+]及HAc的電離度。解：[H+]=KaC弱酸C鹽=1.8×10-5

×0.100.10=1.8×10-5

MpH=5-lg1.8=5-0.255=4.745

’

=×100%=0.018%

1.8×10-5

0.10對比之下可以看出同離子的影響之大,

減小了74倍.沒有同離子效應(yīng)時的HAc，

=1.33%1:74運用存在同離子效應(yīng)時H+計算公式:七、多元弱酸的電離平衡在溶液中能電離出多個H+的酸—多元酸。多重平衡Ka1

Ka2∴只有第一級電離是最主要的,多元酸在溶液中是分步電離的：

H2SH++HS-HS-

H++S2-Ka1=1.1×10-7Ka2=1.3×10-13②第一級電離的H+對第二級有抑制

大106倍∴溶液中H+主要是由一級電離產(chǎn)生的,

①HS-對H+的吸引﹥H2S對H+的吸引；

第二級可忽略(數(shù)量).可作近似處理.①

H2SH++HS-X例7、室溫下，H2S氣體在水中的飽和濃度為0.1mol/L。試計算H2S飽和溶液中[H+]、[HS-]和[S2-]。Ka1=1.1×10-7；Ka2=1.3×10-13解.H2S屬于二元弱酸.可忽略二級電離，當一元弱酸處理：Ka1Ka2

1001.1×10-71.3×10-13=

=1060.1-XX設(shè)0.1-X

X2=ka1∴[H+]=-Ka1+√Ka12+4Ka1C2CKa1≥400，且[H

+]=√CKa1[H+]=1.05x10-4代入計算得:[HS-]=1.05x10-4mol/L

②HS-H++S2-[S2-]≈Ka2二元弱酸酸根B2-濃度近似等于Ka2!Ka2=[H+][S2-][HS-]=1.3×10-13mol/L[H+]=[HS-]八．緩沖溶液1、定義HAcH+

+Ac-[H+]=KaC弱酸C弱酸鹽溶液中[H+]取決于酸/鹽濃度的比值,而不僅僅是酸的濃度①.向溶液中加入少量強堿NaOH時:HAc+OH

-

H2O

+Ac-C弱酸略為減小，C弱酸鹽略為增大，但由于加入強堿的量很小(與HAc相比)溶液中[H+]基本保持不變.含NaAc時:在同時含有弱酸及弱酸鹽的溶液中：結(jié)果：∴引起酸/鹽濃度比值改變很小,Ka=[H+]

C弱酸鹽C弱酸②.向溶液中加入少量強酸時：H++Ac-

HAc溶液中Ac-的量稍有減小，HAc的量稍有增大。引起酸/鹽濃度比值改變很小,這種能夠抵抗少量強酸和強堿而能保持溶液酸度或pH值基本不變的溶液——緩沖溶液.常見的緩沖溶液：①弱酸—弱酸鹽HAc+NaAcH2CO3+NaHCO3H3PO4+NaH2PO4②弱堿—弱堿鹽NH3+NH4Cl[H+]=KaC弱酸C弱酸鹽溶液中[H+]基本保持不變.抗酸抗堿之定性解釋HAc+NaAc+H+時：H++Ac-

HAc+OH-時：

它能對抗溶液中H+濃度的變化，從而對溶液的酸度起到穩(wěn)定作用。HAc+OH-

H2O+

Ac-[H+]=KaC弱酸C弱酸鹽2、具體實例A、50mL純水中加入0.05mL1.0mol/LHCl溶液，1×0.0550+0.05≈0.00099mol/LpH=3

50mL純水中加入0.05mL1.0mol/LNaOH溶液，OH-濃度增加1×0.0550+0.05≈0.001M，pH=11水的pH均變化了4個單位,酸度改變了一萬倍.∴純水沒有緩沖作用!H+濃度增加為≈0.001mol/L純水的pH=7B、50mL0.1mol/LHAc—0.1mol/L

NaAc溶液[H+]=Ka[HAc][Ac-]=Ka

=1.8×10-5

[Ac-]=0.1-CHCl=0.1-0.001=0.099[HAc]=0.1+CHCl=0.1+0.001=0.101=1.84×10-5M[H+]=Ka[HAc][Ac-]=1.8×10-5×0.0990.101H++Ac-

HAc①向溶液中加入0.05mL1.0MHCl溶液,pH=4.74pH變化很小(－0.01)[H+]

=KaC弱酸C弱酸鹽同離子效應(yīng):pH=4.73HAcH+

+Ac-[H+]增加1×0.0550+0.050.001M②向溶液中加入0.05mL1.0MNaOH,

=0.101mol/L0.1010.099=1.8×10-5×=1.8×10-5MHAc+OH-

H2O+

Ac-0.1+0.0010.1-0.001pH

=

4.75pH變化很小(＋0.01)=0.099mol/L[H+]=KaC弱酸C弱酸鹽③向此HAc—NaAc溶液中加水稀釋至500mL，pH=？∵C弱酸、C弱酸鹽數(shù)值均變?yōu)樵瓉淼?/10,都為0.01mol/L,則:[H+]=Ka[HAc][Ac-]=Ka

=1.8×10-5

pH=4.74△pH

=

0[OH-]增加0.001M綜上，HAc—NaAc溶液中加入強酸、強堿，其pH值只變化了0.01；而在同樣條件下，純水的pH值變化了4個單位,說明HAc—NaAc溶液對于外來少量強酸和強堿具有顯著的抵抗作用

緩沖作用。緩沖溶液中發(fā)揮作用的弱酸、弱酸鹽稱為緩沖對,如HAc／NaAc緩沖對的濃度越大,加入強酸或強堿時其濃度值及其比值改變就越小,即抵抗酸堿影響的能力越強.即緩沖對濃度越大，其緩沖容量(能力)越大。[H+]=KaC弱酸C弱酸鹽HAcH+

+Ac-HAc—

NaAc混合溶液中同理:C弱堿[OH-]=KbC弱堿鹽C弱堿pOH=pKb

lgC弱堿鹽4、弱堿

弱堿鹽NH3+H2ONH4++OH-3、緩沖溶液的計算公式pH

=

pKa

lgC弱酸鹽C弱酸[H+]=KaC弱酸C弱酸鹽HAc—NaAc溶液NH3—NH4Cl弱酸

弱酸鹽pH

pOH=14pH=14

pOH弱酸及其鹽的濃度都較大且大致相等時，緩沖容量最大；人的血液中,有H2CO3—NaHCO3緩沖對,pH=7.4,

保持人體內(nèi)許多化學反應(yīng)正常!大量喝汽水or可口可樂不利?

5、緩沖容量HAc—NaAc緩沖溶液中：HAcH++Ac-[H+]=KaC弱酸C弱酸鹽弱堿與其鹽的濃度都較大且大致相等時，緩沖容量最大.只有當加入的強酸、強堿的量與緩沖溶液中的弱酸、弱堿鹽的量相比是比較小的情況下，并且弱酸、弱堿鹽的濃度接近于1:1時，溶液才有緩沖作用.作業(yè)P249:1,

2,3,5,7,8,12,13,14,168-2鹽的水解鹽的水溶液似乎都應(yīng)該是中性的(如NaCl、KCl溶液),但其實不然！？事實上，鹽在水中得到的溶液可能是中性、酸性或者堿性。例如：Na2CO3、NaAc的水溶液顯堿性，能使紅色石蕊變藍。NH4Cl、FeCl3的水溶液顯酸性，能使藍色石蕊變紅。NH4Ac水溶液顯中性。鹽的水溶液的酸堿性，取決于鹽的類型。在溶液中鹽離解產(chǎn)生的離子與水作用,使水的電離平衡發(fā)生移動從而改變?nèi)芤旱乃釅A性

TheHydrolysisofSalts這種現(xiàn)象是由于——鹽的水解。??1．弱酸強堿鹽

Ac-

+H+HAc

Ac-+H2OHAc+OH-[HAc][OH-][Ac-][H2O]=Kh

在稀溶液中:[HAc][OH-][Ac-]=Kh水解平衡常數(shù)代表水解程度的大小。CH3COONa.NaAcH2OH+

+OH

-

NaAc

Na++Ac-是強電解質(zhì),溶于水完全電離:同時,作用:

結(jié)果:

而任何水溶液中都有:[HAc]KW[Ac-][H+]=Kh[HAc][Ac-][H+]=KaKh=KWKa由上可知,NaAc的水解實際上是Ac-的水解,它涉及HAc與H2O的電離平衡。代入Kh:

[HAc][OH-][Ac-]=Kh[H+][OH-]=KW[OH-]=KW/[H+]∴對于NaAc：Kh=1.0×10-14

1.8×10-5

=5.6×10-10

弱酸強堿鹽的水解程度與弱酸的酸性成反比1例2、計算0.50mol/LNaAc溶液的[OH

-]=?解:NaAc→Na++Ac-

Ac-+H2OHAc+OH-t=00.500t=t0.5-XXXKh=X20.5-XX2=0.5Kh-XKhX2-0.5Kh+XKh=0X=2-Kh+√Kh2+4×KhCKh=5.6×10-10

X=1.76×10-5

[OH-]=X=1.76×10-5POH=4.77pH=14-4.77=9.23∴弱酸強堿鹽水解顯堿性!2．弱堿強酸鹽NH4Cl→NH4++Cl-H2OH++OH-作用：OH-

+NH4+NH3+H2O結(jié)果溶液的[OH-]↘，[H+]↗，溶液顯酸性。實質(zhì):H2O

+NH4+NH3H2O+H+

Kh=KWKb對于NH4Cl：Kh=1.0×10-14

1.8×10-5

=5.6×10-10

同理可導出計算公式H2O

+NH4+NH3H2O+H+

t=0C00t=tC-[H+][NH3][H+][NH3][H+]C-[H+]Kh=[H+]2C-[H+]Kh=[H+]2-KhC+Kh[H+]=0[H+]=2-Kh+√Kh2

+4KhC當CKh≥400時，[H+]=√KhC例3．計算1.0mol/LNH4Cl溶液的[H+]。解:Kh=KWKb∵CKh=5555∴[H+]=√KhC=√5.6×10-10×1=2.4×10-5mol/L

400NH4Cl中NH3的Kb=1.8×10-5∵弱堿強酸鹽∴會發(fā)生水解！=5.6×10-10pH=5-0.28=4.723．弱酸弱堿鹽NH4Ac

NH4+

+Ac-NH4+

+H2ONH3H2O+H+

Ac-+H2OHAc+OH-H++OH-H2ONH4++Ac-+H2O

HAc+NH3H2O

Kh=KWKaKb可以導出平衡常數(shù)對于NH4AcKh=3.1×10-5從Kh可知NH4Ac的雙水解程度比NaAc或NH4Cl大了105倍十萬倍!三式相加:雙水解過程水解顯什么性質(zhì)？①Ka＜Kb時,水解顯堿性.②Ka=Kb時,水解顯中性.③Ka＞Kb時,水解顯酸性.Kh=KWKaKb

[H+]=√

KaKWKb可導出例4．計算0.10mol/LNH4F溶液的pH.[H+]=√

KWKaKb

KHF

=6.3×10-4KNH3=1.8×10-5解:查表P390附錄11代入計算:[H+]=5.9×10-7MpH=6.23∵Ka＞Kb∴弱酸弱堿鹽水解顯酸性.判斷:弱酸弱堿鹽4、強酸強堿鹽

NaCl、KCl、NaNO3、Na2SO4……強酸強堿鹽的離子沒有與水作用生成弱電解質(zhì)的傾向,所以不發(fā)生水解。顯中性！*鹽的水解度h

—鹽溶解在水中發(fā)生水解的濃度與其原始濃度的比值.①組成鹽的酸（或堿）越弱，水解度越大;②鹽的濃度越稀，其水解程度越大;③溫度越高，水解度越大。P237-2398-3酸堿理論的發(fā)展一、阿侖尼烏斯酸堿理論在水中能電離出H+的化合物—酸.如HCl、HNO3…在水中能電離出OH-的化合物—堿.如NaOH、Ba(OH)2…以水為溶劑,以電離為基礎(chǔ).把酸堿限制在以水為溶劑的體系,有很大的局限性.NH3在水中是堿不能給予說明.Na2CO3溶于水顯堿性不能解釋.很多化合物雖不含OH-但卻顯堿性.二、酸堿質(zhì)子理論1.定義:

質(zhì)子論從物質(zhì)本身的組成來下酸堿定義，離開溶劑。按照酸堿質(zhì)子理論，酸堿不是彼此分隔的，而是統(tǒng)一在對質(zhì)子的關(guān)系上：1923年Bronsted&Lowrey凡能與質(zhì)子H+結(jié)合的分子或離子都是堿：凡能給出質(zhì)子H+的分子或離子都是酸：HCl、NH4+、H2PO4-等.NaOH、NH3、Ac-、HPO42-等。NH4+NH3+H+

HAcAc-+H+

酸堿+H+

H2PO4-HPO42-+H+

HClCl-+H+

AB+H+

HPO42-PO43-+H+

酸給出質(zhì)子后余下的部分是堿.“共軛關(guān)系”“共軛酸堿對”[Al(H2O)6]3+[Al(H2O)5(OH)]2++H+

有的離子，在一個共軛酸堿對中是堿從上可知:酸、堿可以是分子、陽離子或陰離子.堿接受質(zhì)子后即成為酸.在另一個中卻是酸。酸堿關(guān)系：“酸中有堿，堿中有酸，知酸便知堿，知堿便知酸”。以水為溶劑時：HCl﹥H3+O﹥HF﹥HAc﹥NH4+﹥H2O﹥H2S﹥HS-堿性：Cl-﹤H2O﹤F-

﹤Ac-

﹤NH3﹤OH-﹤HS-﹤S2-酸性：2.

酸堿的強弱酸越弱,它的共軛堿越強.酸越強,它的共軛堿越弱.HCl/Cl-HAc/Ac-HAcH++Ac-

HCl

H++

Cl-強酸：HClO4、H2SO4、HCl、HNO3酸性：HClO4、H2SO4、HCl、HNO3上述四種酸在水中：HY+H2O→Y-+H3+O但在HAc中:HClO4+HAcClO4-+H2Ac+H2SO4+HAcHSO4-+H2Ac+HCl+HAcCl-+H2Ac+HNO3+HAcNO3-+H2Ac+PKa=4.8PKa=7.2PKa=8.9PKa=9.4∴HClO4﹥H2SO4﹥HCl﹥HNO3﹥HAc﹥HF﹥H2O同等強度,都是強酸∴HAc是這些酸的強度的分辨試劑。H2O則是這些酸的強度的拉平試劑。強酸在水中完全電離，水不能分辨出它們的強弱,換言之，水把這幾種酸的強弱拉平了——拉平效應(yīng)。再例如在水中：HCl﹥HAc在NH3中：HCl+NH3→NH4++Cl-HAc+NH3→NH4++Ac-HCl、HAc皆為強酸。堿性比水強的液氨把強酸和弱酸的差別拉平了的現(xiàn)象——拉平效應(yīng)。質(zhì)子論的基本觀點是質(zhì)子的接受?！嗨岜仨毢蠬原子且能給出。對于無質(zhì)子的酸、堿反應(yīng)則不能說明(局限性)???三、路易斯酸堿理論（電子論）1、定義：凡是能給出電子對的分子(離子、基團)——堿。凡是能接受電子對的分子(離子、基團)——酸。例：酸堿酸堿絡(luò)合物電子對接受體電子對給予體H++OH-→H:OH

FFB+:F-→FFFBFF配合物中（配位鍵）凡金屬離子都是酸與金屬離子結(jié)合的都是堿：中性分子、陰離子電子云集中的雙鍵部位也可看作是堿。

CH3CH=CH2+HI→CH3CHCH3→CH3CHCH3

II-⊕Cu2++4:NH3

NH3作業(yè)P249:1,

2,3,5,7,8,12,13,14,168-4.電解質(zhì)溶液理論1．電解質(zhì)的分類①在水溶液中能完全電離的物質(zhì)—強電解質(zhì)

ABA+

+B-

離子型化合物強極性共價化合物：大部分強酸HCl，HNO3

HAH++A-

{強堿NaOH，KOH

大部分鹽類NaCl，CaCl2

②在水溶液中僅能部分電離的物質(zhì)—弱電解質(zhì)

弱極性共價鍵化合物:CH3COOH、HCN、NH3

H2OP241-2432．電離度弱電解質(zhì)的電離是可逆過程：HA

H++A-

r正

=

r逆時，達成電離平衡.此時電離度α=

如：0.1MHAc溶液中，[H+]=1.33×10-3M電離度α=(1.33×10-3/0.1)×100%=1.33%≈1%3．強電解質(zhì)溶液理論上，強電解質(zhì)在水中完全電離：α=100%實際上KCl81%，NaOH91%，HCl92%，H2SO461%，ZnSO440%……？？？

原因：弱電解質(zhì)稀溶液中，離子濃度較小，離子間作用可忽略不計。但是在強電解質(zhì)溶液中，離子濃度較大，由于靜電作用力關(guān)系，每一個離子周圍分布著許多帶相反電荷的離子，使離子不能完全自由運動?！嚯娊赓|(zhì)溶液中所含的實際離子數(shù)比理論數(shù)少，單位體積電解質(zhì)溶液中：實際含有的離子濃度—離子的有效濃度.

活度aNaCl液濃度0.0001M0.001M0.01M0.1MNaCl液活度0.00009820.0009620.009030.0779NaCl活度系數(shù)

0.9820.9620.9030.779溶液越濃,f越小,溶液實際濃度與理論濃度偏差越大.溶液越稀,f越接近1,溶液實際濃度與理論濃度越接近.

f反映溶液中離子間互相作用力大小

f

：活度系數(shù)

c：電解質(zhì)理論濃度(表觀)a=f

c{大，f小小，f大當溶液無限稀釋時,f=1,a=c以下為備用！一元弱酸的電離平衡t=0時C00t=t時C

[H

+][H

+][Ac

-]

Ka=[H+][Ac-][HAc]=[H

+]2C

[H

+][H+]=-Ka+√Ka2+4KaC2精確公式HAcH+

+Ac-

[H+]=[Ac-]CKa≥400時，當[H

+]=√CKa近似公式[OHˉ]=-Kb+√Kb2+4KbC2[OH-]=√KbCCKb≥400時，當Kb=[BH+][OH-][B]=[OH

-]2C

[OH

-]精確公式近似公式B+H2OBH++OH-t=0C00t=tC-[OH-][BH+][OH-][BH+]=[OH-]一元弱堿的電離平衡例3.桔子汁的PH=2.8，求它的[H+]和[OH-]各為多少？解：pH=-㏒[H+][H+]=10-2.8=1.6×10-3[OH-]=KW/

[H+]=6.3×10-12例4、計算①1.0×10-2mol/LHCl的PH；②5.0×10-3mol/LKOH的PH。解：①[H+]=1×10-2PH=-㏒[H+]=2②[OH-]=5.0×10-3

[H+]=（1×10-14）/（5.0×10-3）=2×10-12pH=-㏒[H+]=11.7例1.計算0.1mol/LNaOH溶液中H+濃度。例2.計算0.1mol/LNH3中的H+濃度,已知[OH-]=1.34×10-3M/L例5：（P231）已知0.01M氨水的電離度為4.2%，計算NH3的Kb。解：NH3+H2ONH4++OH-[OH-]=[NH4+]=αC=0.042×0.01=4.2×10-4M[NH3]=0.01-4.2×10-4=9.6×10-3MKb==1.8×10-5(4.2×10-4)29.6×10-3Kb==α2C2C-αCα2C1-α４．同離子效應(yīng)疑問解答

弱電解質(zhì)在水中存在著多種電離平衡：

0.1mol/L

HAc