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1、弱电解质的电离平衡一.水的电离平衡1.水的离子积常数2pH值和pOH值式中的K称为水的离子积常数，经常用pH表示-lg[H+]Kw表示。pOH表示-lg[OH-]Kw是标准平衡常数，式中的浓度差不多因为[H+][OH-]=1.0上相对浓度。由于本章中使用标准浓度极其因此pH+pOH=14频繁，故省略除以的写法。要注意它的实际pH和pOH一般的取值范围是1-14,意义。但也有时超出,H2O=H++OH-H>0吸热反应。如[H+]=10,则pH=-1温度升高时，K值变大。温度/K273295373Kw0.131.074在溶液中，只要有
2、H2O,H+,OH-三者共存，之间就存在如下的数量关系：[H+][OH-]=Kw不论溶液是酸性，碱性，依旧中性。+常温下，[H]=，表示中性。因为这时:Kw=1.0特不温时，溶液的中性只能是指:[H+]=[OH-]二弱酸和弱减的电离平衡1/61电离平衡常数2关于电离平衡的计算将醋酸的分子式简写成HAc,用Ac-代表醋例1.已知HF的Ka=6.6。求酸根,则醋酸的电离平衡能够表示成:HAc=H++0.01的HF溶液的[H+]。Ac-用表示酸式电离的电离平衡常数，经常简写作。且:不能近似计算氨水NH3·H2O是典型的弱碱，用(简写成+
3、+)表示碱式电离常数，则有:NH3·H2O=NH4-OH解得x=2.26[H+]=2.26若近似计算x=2.57相对误差为14%,过大。以H2S为例，讨论二元弱酸的分步电离平衡，第一步H2S=H++HS-第二步HS-=H++第一步和第二步的两个方程式相加，得:H2S=2H++平衡常数表示处于平衡状态的几种物质的浓度关系，确切地讲是活度的关系。然而在我们的计算中，近似地认为活度系数f=1，即用浓度代替活度。,的大小能够表示弱酸和弱碱的离解程度，K的值越大，则弱酸和弱碱的电离程度越大。例2.求0.10的HAc的[+值例3求0.05H2
4、S溶液的[+-H],pHH],[HS]和和电离度。[],已知K1=1.3,K2=7.1解：2的K1是K2的倍，由第二步电离分析:HS出的H+极少。其余的二元弱酸，如H2CO3,H2C2O4也是如此。这是由于两个方面的缘故造成的。首先，H2S中电离出的H+要克服HS-的吸引，而从HS-中电离出的H+要克服的吸引，故后者更难。其次，从将平衡浓度代入平衡常数的表达式中:平衡的角度看问题，第一步电离出的H+,使第二步的电离平衡左移。结论是，二元弱酸的[H+]由第一步电离决定。2/6电离度专门小，电离掉的HAc也专门少。这一值得注意的是，点
5、从K=1.8就差不多专门清晰了。1）二元弱酸的酸根的浓度等于K2，起始浓度用C0表示，C0=0.10,已解离部分2）在同一溶液中，同一种离子只能有一个浓度。第为x=1.33,C0>>x,能够近似地有C0-x二步电离出的[H+]与[]一定相等，但计算过C0,0.10-x0.10.利用这种近似，能够程中任何一个[H+]都不表示第二步的[H+]。简化计算，幸免用公式法解一元二次方程。[]的又一种求法：H2S=2H++则有:误差专门小。近似计算要有条件，以保证误差小。当能够近似计算。若不满足条件而进行近似计算，误差就会专门大。三缓冲溶液1
6、同离子效应HAc=H++Ac-达到平衡，向溶液中加入固体NaAc，强电解质完全电离:NaAc=Na++Ac-由于Ac-的引入，破坏了已建立的弱电解质的电离平衡.HAc=H++Ac-2缓冲溶液的概念某化学反应:要求在pH=7的条件下进行(6-8亦可).现在1的水溶液中，拟将0.01mol的转化成MY。实际上，当反应进行5%时，即产生1.0mol的，使溶液的pH=Ac-增多,使平衡左移，使HAc的电离度减小。3,早已破坏了反应条件。如何操纵反应体系的定义:在弱电解质的溶液中，加入与其具有相同离pH值，以满足反应的条件呢？子的强电解质
7、，从而使电离平衡左移，降低弱电解质的人们研究出一种能够抵抗外来少量酸碱的阻电离度。这种现象称为同离子效应。碍和较多水的稀释的阻碍，保持体系pH值变化3/6例4已知=1.8,计算0.10的不大的溶液，我们称之为缓冲溶液。NH3·H2O的[-使[NH4若向1pH=7的水中，加入酸碱，则:OH]；若向其中加入固体NH4Cl,+]的浓度达到0.20,求[OH-]。0.010molHClpH=20.010molNaOHpH=12若向1的[HCN]=0.10+[NaCN]=0.10溶液中（pH=9.40),加入酸碱，则加入:0.010molH
8、ClpH=9.310.010molNaOHpH=9.49而用水稀释，体积扩大10倍时，pH差不多不变。能够认为0.10HCN和0.10NaCN的混合溶液，是一种缓冲溶液，能够维持体系的pH值为9.40左右。[OH-]=9.0,[OH-]明显降低，%
