酸碱平衡及pH值计算

酸弱平衡及计算*一元弱酸、弱碱；*多元酸碱；*两性物质溶液1）一元弱酸HA溶液平衡时：越大，酸性越强。Ka解离常数酸常数与弱酸的本性有关与温度有关与初始浓度无关1.一元弱酸、弱碱简写Ka=[H+][A-][HA]

在一元弱酸HA溶液中，质子转移平衡：（质子转移平衡；电荷平衡）即[H+]=[A-]+[OH-]当[A-]≥20[OH-](即Kac≥20Kw)由[H+]=[A-]+[OH-]得[H+]≈[A-][OH-]忽略不计即忽略水质子自递转移产生的H+的浓度Ka=[H+][A-][HA]=[H+]2c-[H+][H+]=-Ka+2Ka2+4Kac----近似式c与α

、Ka关系?当Kac≥20Kwc/Ka

≥400orα＜5%c-[H+]≈c

Ka=[H+]2c-[H+]（最简式）[H+]=Kac2)一元弱碱A溶液中Kb碱常数（标准解离常数）越大，碱性越强。平衡时：Kb=[OH-][HA+][A][OH-]=[H+]+[HA+]当Kbc≥20Kw[OH-]=-Kb+2Kb2+4Kbc------近似式c/Kb

≥400orα＜5%[OH-]=Kbc----最简式当Kbc≥20Kw共轭酸碱HA-A-3)共轭酸碱Ka

与Kb的关系Ka×Kb=KwpKa+pKb=pKw=14例已知298K时，HAc的Ka=1.8×10-5，计算Ac-的Kb。解：Ac-是HAc的共轭碱，Ac-的Kb

为：wa(Ac-)(HAc)KKbK=1.0×10-14=5.6×10-101.8×10-5=例计算0.10mol·L-1HAc溶液的pH

（Ka(HAc)＝1.76×10-5）解pH=2.88cKa=1.76×10-5>20Kwc/Ka=5.68×103

>400[H+]=

Kac=1.33×10-3例计算0.010mol·L-1NH3溶液的pH，已知

298K时Kb(NH3)=1.8×10-5。解cKb=1.8×10-7>20Kwc/Kb

=5.6×102

>400[OH-]=KbcpH=pKw-pOH=14+lg(4.2×10-4)=10.622.多元酸、碱在水溶液中的解离是分步进行1)多元酸第一步Ka1=[H3O+][H2PO4-][H3PO4]

第二步Ka2=[H3O+][HPO42-][H2PO4-]第三步Ka3=[H3O+][PO43-][HPO42-]*总式其仅表示并H+,PO43-,H3PO4

三者的关系，而不表示H3PO4的解离方式。H3PO4+3H2O3H3O++PO43-

K总=Ka1Ka2Ka3K总

=[H3O+]3[PO43-][H3PO4]*溶液中的H3O+离子主要来自H3PO4的第一步解离。多元酸的相对强弱就取决于Ka1的相对大小，

Ka1越大，酸性越强。*由于Ka1>>Ka2>>Ka3计算[H+]时可按酸常数为Ka1的一元弱酸处理。第二步质子转移产生的共轭碱浓度[HPO42-]=Ka2问题0.1mol·L-1H3PO4

溶液中含有那些分子和离子？其浓度大小顺序如何？（计算说明）例计算0.1mol·L-1H2S溶液的[H3O+]、pH、[S2-]、[HS-]和H2S的解离度。已知Ka1=9.1×10-8，Ka2=1.1×10-12Ka1/Ka2＞100

cKa1

＞20KW第一步解离产生[H+]最主要

同时c/Ka1＞400

可按最简式计算[H3O+][H3O+]=Ka1c=0.1×9.1×10-8=9.5×10-5mol·L-1pH=4.02解[S2-]=Ka2=1.1×10-12[HS-］≈[H3O+]=9.5×10-5mol·L-1α=(9.5×10-5/0.1)×100%=0.095%[OH-］=？[H2S］=？第二步：第一步：2)多元碱Kb1=[OH-][HCO3-][CO32-]Kb2=[OH-][H2CO3][HCO3-][Na2CO3]忽略水的解离忽略多元弱碱的第二级解离Kb1>>Kb2当c/Kb1

≥400orα＜5%[OH-]=Kb1c[OH+]=-Kb1+2Kb12+4Kb1c当Kb1c≥20Kw多元弱碱溶液OH-浓度的计算3、两性物质溶液H3O+浓度的计算两性物质NaHA在溶液中完全解离：溶液中存在下列质子转移平衡：根据得失质子相等的原则将平衡关系代入得：[H+]+[H2A]=[A2-]+[OH-][H+]=Ka1+[HA-]Ka1(Ka2[HA-]+Kw)HA-给出质子或得到质子得能力都很小[HA-]≈c[H+]=Ka1+cKa1(Ka2

c+Kw)[H+]=Ka’+cKa’(Ka

c+Kw)则上式可以简化为：[H+]=Ka

Ka’当Kac≥20Kw当c≥20Ka’Ka

酸碱两性物质HA-

作酸时的酸常数Ka’酸碱两性物质HA-

作碱时其共轭酸的酸常数。pH=(pKa+pKa’)/2[H+]=Ka’+cKa’(Ka

c+Kw)例题⑴0.1mol·L-1NaHCO3溶液pH=?⑵0.1mol·L-1NH4Ac溶液pH=?思考题计算0.10mol·L-1Na2HPO4溶液的pH。

计算0.10mol·L-1NaH2PO4溶液的pH。影响解离度和解离平衡的因素1.浓度对酸碱解离度的影响

设HA的初始浓度为c，解离度为a则

HA＋H2OH3O+

＋A-

初始浓度c00

平衡浓度

c－cαcαcα

弱电解质a

＜0.05，则1－a≈1----稀释定律Ki

=ca2iKc

a=[H3O+][Ac-][HAc]Ka=c-caca×ca=HAc解离度降低1)同离子效应弱电解质HAc

同离子效应在弱电解质溶液中加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，使弱电解质的解离平衡左移，解离度降低，抑制了弱电解质解离的现象。加入NaAc晶体NaAcAc-

+

Na+2、同离子效应和盐效应的影响

在HAc溶液中加入NaCl晶体，溶液的离子强度增大，使Ac-与H3O+结合为HAc的速率减慢，解离度略有增大。盐效应在弱电解质溶液中加入不含有共同离子的强电解质，使弱电解质的解离度增大的现象。