内蒙古民族大学无机化学(吉大武大版)-第8章-酸碱解离平衡.ppt

第8章酸碱解离平衡 非电解依数性只与溶质的粒子数质溶液有关 而与溶质本质无关 电解质溶液 强电解质溶液弱电解质溶液 易溶强电解质难溶强电解质 弱酸 弱碱的电离平衡盐的水解酸碱理论的发展 溶液 8 1强电解质溶液理论1 存在的实际问题 在强电解质溶液中 前面已学习了非电解质溶液的依数性理论 对于强电解质溶液来说 运用该理论时 与实际结果出现了偏差 例如 运用依数性解决KCl H2O 已知 H2O的Kf 1 86 273K KCl水溶液 m 0 20mol 1 求该溶液的凝固点降低值 理论计算 1 根据难挥发非电解质稀溶液依数性计算 Tf Kfm 1 86 0 20 0 372K 2 根据强电解质完全电离 粒子质量浓度m 2m 0 40mol 1 Tf Kf m 1 86 0 40 0 744K实际测得 0 673K 介于0 372 0 744之间 以上事实如何解释呢 有人提出了新的理论 即强电解质溶液理论 2 离子氛和离子强度 活度和活度系数1923年Debye和Huckel提出了强电解质溶液理论 强电解质在水溶液中完全电离 但因离子间的相互作用 离子的行动并不完全自由 因此溶液真正表现出的离子浓度总是低于完全电离时的浓度 于是出现了上述与实验结果相矛盾的问题 就此提出了三个问题 离子的行动为什么不完全自由 离子氛形成的结果离子的相互作用大小如何衡量 离子强度电解质溶液中实际发挥作用的浓度如何计算 有效浓度 活度 和活度系数 Debye和Huckel较好的解释了强电解质溶液的某些性质与依数性实验结果之间的偏差 并构成了强电解质溶液理论 1 离子氛 在强电解质溶液中 电解质完全电离 相同电荷的离子相斥 相反电荷离子相吸 所以在正离子周围负离子多一些 在负离子周围正离子多一些 在强电解质溶液中 一种离子被异号离子所包围的现象称为离子氛 ionicatmosphere Debye和H ckel认为强电解质在溶液中是完全电离的 但是由于离子间的相互作用 每一个离子都受到相反电荷离子的束缚 由于离子氛使离子的运动受到相互牵制 这种离子间的相互作用使溶液中的离子并不完全自由 其表现是 溶液导电能力下降 电离度下降 依数性异常 正离子周围负离子多一些 在负离子周围正离子多一些 离子氛示意图 2 离子强度 用I表示I是用来衡量溶液中离子与它的离子氛之间的作用强弱的 显然离子浓度越大 离子所带电荷越高 离子与离子氛之间的作用越强 离子强度I越大 正负离子间作用力越大 I 1 2 mizi2I 离子强度 mol 1mi i离子的质量摩尔浓度Zi i离子的电荷数例 求0 01mol 1的BaCl2溶液的离子强度解mBa2 0 01mol 1mCl 0 02mol 1ZBa2 2ZCl 1所以I 1 2 mizi2 1 2 0 01 22 0 02 1 2 0 03mol 1 3 活度 a 和活度系数 f 在电解质溶液中 由于离子之间存在着相互作用 使得离子不能完全发挥其作用 不论在讨论导电性方面还是讨论依数性方面的实验中 真正发挥作用的总是比完全电离时应达到的离子浓度少 我们把电解质溶液中离子实际发挥作用的浓度称为有效浓度或称为活度 显然活度要小于浓度 用a表示 a fcf为活度系数一般说 离子电荷高 离子强度大 则f越小 表明离子之间相互作用大 活度与浓度之间差别也越大 则此时必须用活度进行有关计算 否则结果将偏离实际较大 规律 离子强度越大 离子间相互作用越显著 活度系数越小 离子强度越小 活度系数约为1 稀溶液接近理想溶液 活度近似等于浓度 离子电荷越大 相互作用越强 活度系数越小 离子的f值和离子强度的关系 8 2弱酸 弱碱的解离平衡 2 1一元弱酸 弱碱的解离平衡1 电离常数和解离度作为弱电解质的弱酸 弱碱在水溶液中只有一部分发生电离 存在着电离平衡 例如 HAc和NH3 H2O的电离平衡如下 HAc H2OH3O Ac NH3 H2ONH4 OH 或写作 HAcH Ac NH3 H2ONH4 OH HAc和NH3 H2O的电离平衡表达式可分别写成 2 HAc H a a a K HAc Ac H a q 2 3 4 O H NH OH NH Kb 由于弱电解质的稀溶液a cf 1 0 弱酸电离常数用Ka表示 弱碱电离常数用Kb表示 不同的物质Ka Kb值不同 与弱酸弱碱的浓度无关 它们既然属于平衡常数 当然与温度有关 但由于弱电解质解离的效应很小 所以温度变化对Ka Kb值的影响很小 常用酸碱电离平衡常数可以从书中查到 利用酸碱电离平衡常数可以进行有关的计算 例 对于一元弱酸 令初始的浓度为C0HAcH Ac 初始 C000平衡 C0 H H Ac 平衡时 H Ac 已知KHAc 1 76 10 5解方程即可得 H 当C0 Ka 400时 则C0 H C0则可以简化计算Ka H 2 C0 同理 Ka和Kb都是平衡常数 它能表示弱酸 弱碱解离出离子的趋势的大小 K值越大表示解离的趋势越大 一般把Ka值小于10 2的酸称为弱酸 弱碱也可以按Kb的大小分类 弱酸 弱碱在溶液中解离的百分数可以用解离度 电离度 表示 例 298K时 HAc的电离常数为1 76 10 5 计算0 10mol L 1HAc溶液的H 离子浓度和解离度 电离前浓度 mol L 10 1000 电离后浓度 mol L 10 10 H H Ac H 因为Ka很小 0 10 H 0 10 H 1 76 10 5 0 10 1 33 10 3mol L 1 100 100 1 33 当C0 Ka 400时 则C0 H 中的 H 不能忽略 也不能简化计算 如 计算1 0 10 5mol L 1HAc溶液的H 离子浓度和解离度Ka x2 1 0 10 5 x 1 76 10 5C0 Ka 1 0 10 5 1 76 10 5 400不能简化 只能解一元二次方程得x H 7 16 10 6mol dm3 H C0 7 16 10 6 1 0 10 5 71 6 由此可见C0越小 越大 Ka Kb C0与 之间的关系 稀释定律 当C0 Ka 400时 2 同离子效应和盐效应 电离平衡同其他平衡一样 当外界条件 离子浓度 温度 改变时 旧的平衡被破坏 新的平衡又建立 所以离子浓度的变化是影响电离平衡的重要因素 1 同离子效应 例在HAc的平衡体系中加入NaAcHAcH Ac NaAc Na Ac 由于Ac 浓度增大 平衡左移 使HAc的电离度降低 同样在NH3 H2O溶液中加入NH4Cl会使NH3 H2O的电离度降低 在弱电解质溶液中 加入具有相同离子的强电解质 使电离平衡左移 电离度降低的效应叫同离子效应 例 如果在0 10mol dm3的HAc溶液中加入固体NaAc 使NaAc的浓度达到0 20mol dm3 求 HAc溶液中 H 和电离度 解 HAcH Ac 初始 0 1000 2平衡 0 10 xx0 2 xx H Ka x 0 2 x 0 1 x C0 Ka 400且加入NaAc平衡左移 0 2 x 0 20 1 x 0 1Ka 0 2x 0 1x 1 2Ka 1 2 1 76 10 5 9 10 6mol dm3 H C0 9 10 6 0 1 9 10 5 与上题 相比减小了144倍 由上例我们可以得到具有同离子效应溶液的 H 的计算公式 以HAc NaAc缓冲溶液为例HAcH Ac Ac 来自NaAc 初始 C酸0C盐平衡 C酸 xxC盐 x由于同离子效应 C酸 x C酸 C盐 x C盐Ka H Ac HAc x C盐 C酸 H x Ka C酸 C盐或取负对数 pH pKa lgC酸 C盐同理 OH x Kb C碱 C盐或取负对数 pOH pKb lgC碱 C盐 2 盐效应 在弱电解质的溶液中加入不含相同离子的强电解质时 该弱电解质的电离度将会略有增大 这种影响叫盐效应 如 HAc溶液中加入大量NaCl 可略增加HAc的电离度 盐效应是由于溶液中的离子强度增大 使离子的活度降低 从而使平衡向右移动 但这种电离度增大并不显著 所以计算中常可以忽略由盐效应引起的弱电解质的电离度的变化 2 2水的离子积和溶液的pH值1 水的离子积 水是一种很弱的电解质 只发生极少的电离 2H2OH3O OH 或简写 H2OH OH 在一定的温度下 水的电离达到平衡时有Kw H OH Kw称为水的离子积常数 简称为离子积 常温下 Kw H OH 1 0 10 14水的电离是吸热的 温度升高 平衡右移 Kw变大 例如 295K Kw 1 0 10 14313K Kw 3 80 10 14由于变化不是很大 常温下通常取Kw 1 0 10 14计算 2 溶液的酸度和pH值Kw H OH 当 H OH KW 1 0 10 7mol L 1中性溶液当 H OH or H 1 0 10 7mol L 1酸性溶液当 H OH or H 1 0 10 7mol L 1碱性溶液因此 可以用H 的浓度表示溶液的酸碱性酸度 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的负对数叫做pH值pH log H 同理pOH log OH 当 H m 10 n时 pH n logm pH和pOH的关系 H OH KW 10 14pH 7则pOH 7中性溶液pH7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3 酸碱指示剂借助颜色的变化来指示溶液pH值的物质叫酸碱指示剂 其本身就是一种有机的弱酸或有机弱碱 其分子离子状态颜色差别显著 如甲基橙 是一种有机弱酸 HInH In 红黄橙 当 In HIn 1时呈现橙色Ka H PH PKa理论变色点 当 In HIn 10时明显呈现 In 的颜色 黄色Ka 10 H pH pKa 1 当 In HIn 0 1时呈现红色Ka 0 1 H pH pKa 1所以理论上把pH间隔称为指示剂的变色范围 指示剂的变色范围 即pH pKa 1 但是由于各种颜色之间相互掩盖能力不一样 因此各指示剂变色范围要查表得知 与理论变色范围有一定的差别 例如 甲基橙 3 2 4 4酚酞 8 3 10 0红 黄无 红酸 碱色酸 碱变色范围中pH小的一侧的颜色称为指示剂的酸色 而变色范围中pH大的一侧的颜色称为指示剂的碱色 指示剂对酸碱越敏感越好 指示剂的变色范围越窄越好 酸碱指示剂在分析化学中 用来指示滴定终点 用于测定溶液的pH 应用非常广泛 8 3多元弱酸的电离平衡1 多元弱酸的电离平衡常数 在水溶液中一个分子能电离出一个以上H 的弱酸叫多元弱酸 如 H2CO3 H2S为二元酸 H3PO4三元酸 多元弱酸在水溶液中分步电离 如 H2S H2S H HS Ka10 H HS H2S 1 3 10 7HS H S2 Ka20 H S2 HS 7 1 10 15多元弱酸的电离平衡常数逐渐变小 K0a1 K0a2 K0a3 原因 HS 带负电 再电离出H 比中性分子更难 第一步电离出H 对第二步电离产生同离子效应 即HS 只有极少部分电离 所以可以认为 H HS 2 二元弱酸体系中有关离子浓度计算弱酸溶液中 如何进行有关离子浓度的计算呢 以H2S饱和溶液为例来说明 例 已知H2S饱和溶液的浓度为0 10mol dm3 计算H2S饱和溶液中 H HS 和 S2 已知Ka10 1 3 10 7 Ka20 7 1 10 15解 H2S H HS 起始 0 1平衡 0 1 xxxC0 Ka10 4000 1 x 0 1Ka10 H HS H2S x2 0 10 1 3 10 7x H HS 1 14 10 4mol dm3 注意 在同一溶液中各离子的平衡同时建立 涉及多个平衡的离子 其浓度必须同时满足该溶液中所有的平衡 这是解决多元弱酸平衡共存问题的一条重要原则 基于这一原则 第二步HS 电离 HS H S2 平衡时 HS H Ka20 H S2 HS 1 14 10 4 S2 1 14 10 4 S2 S2 Ka20 7 1 10 15mol dm3 对于二元弱酸H2A H 由第一级电离决定 可以认为 H HA A2 Ka20比较二元弱酸的强弱只比较二元弱酸的Ka10即可 如果将Ka10 Ka20有 H2S 2H S2 K0 H 2 S2 H2S Ka10 Ka20 9 23 10 22这一平衡体现了 H S2 和 H2S 之间的关系 可用此平衡进行有关的计算 例2在0 10mol L的H 中通入H2S至饱和 求 S2 解 盐酸完全电离 H 的初始浓度 0 10mol dm3H2S 2H S2 起始 0 10 1平衡 0 1 x0 1 2xx0 1 x 0 10 1 2x 0 1K0 H 2 S2 H2S 0 12x 0 1 9 23 10 22 S2 x 9 23 10 21 计算结果表明 当有0 10mol dm3 H 存在时 H2S溶液中 S2 由原来的 S2 K0a2 7 1 10 15mol dm3降至现在的 S2 9 23 10 21mol dm3 3 三元弱酸体系中有关离子浓度的计算 以H3PO4为例来说明 由于H3PO4的Ka10 Ka20 Ka30相差很大 所以纯的H3PO4中 H 也看成是由第一步电离决定的 所以求出 H 后 根据各级平衡常数的表达式求出各步酸根的浓度 例3试计算0 10mol dm3H3PO4溶液中的 H3PO4 PO43 H2PO4 HPO42 H 及 OH 解 1 设 H 为x H3PO4 H H2PO4 起始 0 1000平衡 0 10 xxxKa10 H H2PO4 H3PO4 7 6 10 37 6 10 3 x2 0 10 x C0 Ka10 0 1 7 6 10 3 13 400不能利用近似公式 解一元二次方程x H H2PO4 2 4 10 2mol dm3 H3PO4 0 1 x 0 1 2 4 10 2 0 076mol dm3 解 2 设 HPO42 为x H2PO4 HPO42 H H2PO4 H 2 4 10 2x 2 4 10 2Ka20 H HPO42 H2PO4 6 3 10 8 2 4 10 2x 2 4 10 2x K0a2 6 3 10 8 HPO42 计算结果表明 第二步电离出的 H 即 HPO42 远远小于溶液中的 H 的 所以 H 由第一步电离决定是完全正确的 解 3 设 PO43 为yHPO42 PO43 H 平衡时6 3 10 8y2 4 10 2Ka30 H PO43 HPO42 4 4 10 134 4 10 13 2 4 10 2 y 6 3 10 8y PO43 1 16 10 18可见第三步电离出的H 更小 不得不忽略掉 解 4 根据Kw0 H OH 1 0 10 14 OH Kw0 H 1 0 10 14 2 4 10 2 4 17 10 13mol dm3 8 4酸碱理论的发展1 阿仑尼乌斯酸碱电离理论2 布朗斯特 劳莱酸碱质子理论3 路易斯酸碱电子对理论4 酸碱质子理论中酸碱的强度 在化学发展的过程中 最早被提出的酸碱理论是阿仑尼乌斯的酸碱电离理论 既我们大家现在所知道的酸碱的定义 后来随着化学的不断发展 又出现了其它酸碱理论 下面我们将分别讨论之 阿仑尼乌斯酸碱电离理论 1 酸碱的概念及范围 酸碱 H OH 适用于水溶液 对于非水体系无能为力 2 酸碱反应类型 酸 碱 盐 水 电离 2 布朗斯特 劳莱酸碱质子理论 1 酸碱的概念酸 能给出H 的分子 离子是酸 碱 能接受H 的分子 离子是碱 酸 H 碱 共轭酸碱对 水溶液体系 H2O 非水质子溶剂体系 如NH3 HAc 适用于 酸 分子 正离子 负离子 碱 分子 正离子 负离子 Cl H2O H3O OH NH3 PO43 H2PO42 两性物质 H2O H H3O H2O H OH 是酸还是碱视具体环境 2 酸碱反应类型酸碱电离 HCl H2O H3O Cl 强酸电离 阿氏 酸 碱 酸 碱 HAc H2O H3O Ac 弱酸电离 阿氏 NH3 H2O NH4 OH 弱碱电离 阿氏 酸碱中和 H3O OH H2O H2O酸碱中和 阿氏 盐的水解 H2O Ac HAc OH 强碱弱酸盐水解 NH4 H2O H3O NH3强酸弱碱盐水解水的自电离 H2O H2O H3O OH 非水质子溶剂反应 NH3 NH3 NH4 NH2 HClO4 HAc H2Ac ClO4 3 几点说明 酸碱质子理论中 酸碱反应可以认为是质子转移的反应 从上面可知 它不仅把水溶液中的离子反应归为质子转移反应 同时把非水溶剂中的反应也归为质子转移反应 质子转移反应中 反应方向是由强酸 强碱到弱酸弱碱反应 上述反应中 是由强酸 强碱到弱酸弱碱 反应从左向右自发进行 其余从左到右皆是由弱酸 弱碱到强酸 强碱 所以这些反应平衡常数很小 进行程度很小 缺点 不能讨论不含质子的物质 不能研究无质子转移的反应 3 路易斯酸碱电子对理论 1 酸碱的概念及范围 酸 凡是能接受电子对的物质 例 H Na BF3等均可接受电子对 碱 凡是能给出电子对的物质 例 OH CN NH3 F 给出电子对 反应的实质是生成酸碱加合物 形成配位键 适用范围 水溶的体系非质子溶剂体系非水溶剂体系 适用范围极广泛 2 酸碱反应类型 酸碱加合形成配合物NH3 Cu2 4NH3 NH3 Cu NH3 2 NH3 BF3 F BF4 H OH H2OAg Cl AgCl 酸取代反应 Cu NH3 4 2 4H Cu2 4NH4 Al OH 3 3H Al3 3H2O 碱的取代反应 Cu NH3 4 2 4OH Cu OH 2 4NH3BaCl2 NaSO4 BaSO4 2NaCl 3 几点说明 一种物质究竟是属于酸 碱或酸碱加合物 应在具体的反应中确定 不能脱离环境去辨认物质的归属 按这一理论 几乎所有的正离子都能起酸的作用 负离子都能起碱的作用 绝大多数物质都能归为酸 碱或酸碱配合物 可见这一理论应用范围极广 这也正是这一理论的不足之处 4 酸碱质子理论中酸碱的强度 在阿氏理论中 酸碱强度用电离平衡常数表示 例Ka0越大 酸性越强 但对于强酸 在水溶液中完全电离 所以无法比较强酸的强弱 例 H2SO4 HNO3 HCl究竟谁更强 阿氏理论无法说明 因为H2O对强酸给出H 的能力大小无法区别 结果将它们的能力扯平了 在酸碱质子理论中 将强酸放在比水更难接受质子的溶剂中 例在HAc中 就能分辨给出质子的能力 在HAc中测定电离平衡常数 在HAc中测定电离平衡常数 HClO4 HAc ClO4 H2Ac pKa0 5 8Ka0 1 58 10 6H2SO4 HAc HSO4 H2Ac pKa0 8 2Ka0 6 0 10 9HCl HAc Cl H2Ac pKa0 8 8Ka0 1 0 10 9HNO3 HAc NO3 H2Ac pKa0 9 4Ka0 3 98 10 10 由此可见 HClO4是最强的酸 Ka0最大 对于这四种酸 HAc是个分辨试剂 具有分辨效应 而水是拉平试剂 具有拉平效应 对于大多数弱酸 水是分辨试剂 可根据其在水中的电离平衡常数的大小比较强弱 HAc在水中 HAc H2O H3O Ac Ka0共轭碱在水中 Ac H2O HAc OH Kb0 Kw0 Ka0一对共轭酸碱 Ka0 Kb0 Kw0酸越强 Ka0越大 其共轭碱越弱 Kb0越小 例 HCl H3O 共轭碱Cl H2O 8 5缓冲溶液一 缓冲溶液的定义能够抵抗外加少量酸 少量碱或稀释 而本身pH值不发生显著变化的作用称缓冲作用 具有缓冲作用的溶液称为缓冲溶液 下面是一份实验报告 溶液 PH值 一滴0 1MHCl后的pH值 一滴0 1MNaOH后的pH值 4mlH2O7 0311 4mlHAc NaAc 均为0 1mol L 1 4 74 74 7 上述实验结果表明 水不具有缓冲作用 HAc NaAc体系溶液具有缓冲作用 它是一种缓冲溶液 二 缓冲溶液的组成和作用原理 组成 抗碱组份 抗酸组分 弱质子酸 弱质子碱 1 弱酸及其盐溶液HAc NaAc2 酸式盐溶液NaHCO3 NaHCO33 酸式盐及其次级盐溶液NaH2PO4 Na2HPO44 弱碱及其盐溶液NH4Cl NH3 作用原理 以HAc NaAc体系为例说明 HAc H2OH3O Ac OH H2O 加入少量H 它与Ac 结合生成HAc 平衡向左移动 不论加酸还是加碱 溶液的酸度保持相对稳定 加入少量OH 它与H 结合生成水 平衡向右移动 三 缓冲溶液的pH值计算1 弱酸及其盐体系 平衡浓度 C酸 H H C盐 H C酸 C盐 2 弱碱及其盐体系类似上述推导可得 HAH A 解 1 缓冲溶液的pH值 例 乳酸HLac的平衡常数Ka 1 4 10 4 含有1mol L的HLac和1mol LNaLac的缓冲溶液 其pH为多少在该缓冲溶液中加酸 使cH 0 01mol L 1 溶液的pH是多少 加碱使cOH 0 01mol L 1 pH又是多少 HLacH Lac 2 加入0 01molH 时的pH值 假设加入的酸全部与酸根结合为乳酸 则起始浓度为 C酸 1 0 01 1 01mol L 1C盐 1 0 01 0 99mol L 1 3 加入0 01molOH 时的pH值 假设加入的碱全部与酸反应为乳酸根 则起始浓度为 C酸 1 0 01 0 99mol L 1C盐 1 0 01 1 01mol L 1 四 缓冲溶液的选择和配制 上述例子还告诉我们 缓冲对的浓度相等时 缓冲溶液的PH PKa 这时溶液对酸和对碱的缓冲能力相等 因此选择缓冲溶液应考虑 1 需要一定PH值的缓冲溶液 应当选择PKa值接近PH值的缓冲对 2 PKa PH时 可以适当改变缓冲对的比值 使溶液的PH值达到要求 3 缓冲溶液不能与反应物或生成物发生反应 药用缓冲溶液还应考虑是否有毒性等 五 缓冲溶液的配制例 配制1 0升pH 5的缓冲溶液 如果溶液中HAc浓度为0 20mol L 1 需1mol L 1的HAc和1mol L 1NaAc各多少 pKa 4 75 解 1 计算缓冲溶液中NaAc的浓度 C盐 0 36 mol L 1 2 根据C1V1 C2V2计算所需酸和盐的体积需1mol L 1的HAc的体积VHAc 0 20 1 1 0 20L需1mol L 1的NaAc的体积VNaAc 0 36 1 1 0 36L 8 6盐类水解6 1弱酸强碱盐弱酸强碱盐就是弱质子碱 可用弱碱的有关公式进行有关计算一 一元弱酸强碱盐的水解1 水解常数 1 H2O H OH Kw 10 14 2 HAc H Ac Ka 1 76 10 5 1 2 Ac H2O HAc OH Kh 5 68 10 10 Ka Kh KW 水解度 h h OH C盐 100 例 计算0 10mol L 1NaAc溶液的PH和h 已知 KHAc 1 76 10 5解 POH log 7 5 10 6 5 1PH 14 5 1 8 9h OH C盐 100 0 0075 第一级水解 第二级水解 二 多元弱酸强碱盐的水解多元弱酸盐的水解是分步进行的 与多元弱酸一样 多步水解一般只考虑一级水解 例 计算碳酸盐的水解常数H2CO3 H HCO3 K1 4 3 10 7HCO3 H CO32 K2 5 6 10 11H2O H OH KW 1 0 10 14 CO32 H2O HCO3 OH Kh1 Kw K2 1 8 10 4 HCO3 H2O H2CO3 OH Kh2 Kw K1 2 3 10 8 例 计算0 10mol L 1Na2CO3溶液的PH和水解度h K1 4 30 10 7K2 5 61 10 11 解 1 计算pH值Kh1 1 78 10 4 POH 3 lg4 22 2 37PH 14 2 37 11 63 2 计算水解度h OH C盐 100 4 22 H2CO3 是水解产生的OH 浓度 CO32 是电离产生的H 浓度 它与OH 中和 整理得 H K1 Kw K2 HCO3 HCO3 当K2C0 K2 HCO3 Kw时 H K1K2上式表明 酸式盐的PH值与盐的浓度无关 三 弱酸的酸式盐酸式盐在溶液中有两种变化 HCO3 H CO32 K2 5 6 10 11HCO3 H2O H2CO3 OH Kh2 Kw K1 2 3 10 8Kh2 K2 溶液呈碱性 OH H2CO3 CO32 6 2弱碱强酸盐的水解 一 一元弱碱强酸盐的水解 这类盐就是弱质子酸 可引用弱酸的的处理结果 Kh KW Kb H2OH OH KW NH3 H2ONH4 OH Kb NH4 NH3 H 已知NH3的Kb 1 78 10 5 试计算0 1mol L 1的NH4Cl的PH值 解 Kh 10 14 1 78 10 5 5 62 10 10 H KhC盐 7 5 10 6 pH 6 lg7 5 5 1 二 高价金属阳离子的水解 高价金属离子的水解同样是分步进行的 同样也是以一级水解为主 阳离子的电荷越高 水解的程度就越大