酸碱平衡及其PH值计算.ppt

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1、酸碱平衡溶液中PH值的计算强电解质理论上100%电离强电解质在水溶液中完全电离HCl=H+(aq)+Cl-(aq)电解质溶液但实际上：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。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酸的解离常数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+H2

2、OH3O++Ac－HAc的共轭碱的解离常数Kb为：Ac－+H2OHAc+OH－Kb＝Ka·Kb=c(H+)c(OH－)=Kw=10-14（25℃）Ka＝HAc+H2OH3O++Ac-NH4++H2OH3O++NH3HS-+H2OH3O++S2-比较下列弱酸弱碱的强弱越大，酸的强度越大,由＞＞可知酸的强弱顺序为：HAc＞NH4+＞HS-。Ac-+H2OOH-+HAcNH3+H2OOH-+NH4+称为碱的解离常数。越大，碱的强度越大。一种酸的酸性越强，其值越大，则其相应的共轭碱的碱性越弱，其值越小。多元弱酸、弱碱在水溶液中是逐级解离的:H3PO4+H2OH3O+

3、+H2PO4-H2PO4-+H2OH3O++HPO42-HPO42-+H2OH3O++PO43-三种酸的强度为：H3PO4＞H2PO4-＞HPO42-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。酸碱指同一反应，编码顺序不一样Ka1>Ka2>Ka3Kb1>Kb2>Kb3总结解离常数的意义：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1、解离平衡常数和解离度ABA++B-解离平衡常数KAB=解离度%：平衡时弱电解质的

4、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%解离平衡常数与电离度的关系？稀释定律表明随着溶液浓度的降低，解离度增大稀释定律:HAcH++Ac初始浓度c00平衡浓度cccc∴Ka=(c)2/{c(1)}当即<5%时，1≈1Ka=c2=酸碱溶液PH的计算HAcH++Ac-起cA00平cA-cH+cH+cAc-对于一元弱酸，其cH+值计算如下：当反应达到平衡时[H+]=[Ac-]cHAc-[H+]≈cHAc解：HAcH++Ac-平衡时cA-xxx（1）x2/(0.1-x)=KacA/Ka5

5、00，0.1-x0.1[H]+＝1.310-3molL-1=1.310-3/0.1=1.3%例：计算下列0.1mol·L-1的HAc溶液的[H]+和电离度已知：KHAC=1.76x10-5b．一元弱碱的电离过程NH3·H2O(aq)NH4+(aq)+OH-(aq)起cb00平cb-cOH-cNH4+cOH-当反应达到平衡时[OH-]=[NH4+]例4-6计算0.050mol.L-1NH3·H2O溶液的pH值。已知=1.8×10-5[0H-]==9.49×10-4POH=3.02pH=14-POH=10.985、多元弱酸、弱碱的电离平衡特点：分步进行a

6、．二元弱酸的电离平衡H2SH++HS-Ka1=[H+][HS-]/[H2S]=9.110-8HS-H++S2-Ka2=[H+][S2-]/[HS-]=1.110-12Ka1Ka2=K=[H+]2[S2-]/[H2S]=1.010-19例:计算0.1molL-1的H2S水溶液(饱和水溶液)的[H+]、[HS-]、[S2-]。（Ka1=1.310-7,Ka2=7.110-15）H2SH++HS-起始浓度0.100平衡浓度0.1-xxxc/Ka1>500,近似地：0.1-x=0.1x2/0.1=Ka1x=[H+]=[HS-]=1.110-4mol·L

7、1由二级平衡:HS-H++S2-平衡浓度:1.110-41.110-4yKa2=[H+][S2-]/[HS-]=7.110-15y=Ka2=[S2-]=7.110-15酸根离子浓度近似等于二级电离常数K1/K2>102可做一元弱酸处理结论:多元弱酸中,若K1K2K3…,通常K1/K2>102,求[H+]时,可做一元弱酸处理。二元弱酸中,酸根离子浓度近似等于二级电离常数,与酸原始浓度关系不大。两性物质的溶液在溶液中，既能给出质子，又能接受质子。酸式盐、弱酸弱碱盐和氨基酸等都是两性物质。结论：两性物质溶液的PH值与溶液自身的浓度大小无关。盐类的

8、水解：盐的离子与溶液中水电离出的H+离子或OH_离子