【正文】 時(shí)溶液呈酸性 ， ＜ 溶液呈堿性 。 又 20 ， / 500， 采用近似式： pH= ?1aK?2aKac ?1aK ?WK ac ?1aK22222212)(24)(/)(111???????????????????????cKKKlmo lHcaaa???2. 多元弱酸（堿）溶液 例 410 計(jì)算 Na2CO3溶液的 pH值 。 因此可按一元弱酸處理 。 由 HAc的 = 105可得 Ac的 = / ＝ 1010 。 ， 但 ， 用近似式 （ 4－ 7）求算 ， pH = 322220212)(24)(/)(???????????????????????cKKKlmo lHcaaa???ac?aK20a a Wc K K???/ 500aacK ? ?1. 一元弱酸（堿） 例 46 計(jì)算 pH值 。 [H+] = [OH—] 酸堿溶液 pH的計(jì)算 1. 一元弱酸 （ 堿 ） 一元弱酸 HA的 PBE為： c(H+） = c (A) + c (OH) 由平衡常數(shù)式可得： ， 代入 PBE中得： )()()(?? ??HcHAcKAc a?)()( ?? ?HcKOHc w?)()()()(??? ???HcKHcHAcKHc wa ????wa KHAcKHc ???? )()(1. 一元弱酸（堿） ??wa KHAcKHc ???? )()(當(dāng) 時(shí) ， 可忽略 （ 即水解離所產(chǎn)生的 H＋ 是可以忽略的 ） 。 該關(guān)系式可理解為： 平衡時(shí)相對(duì)于零水準(zhǔn)物質(zhì)得質(zhì)子的總濃度與失質(zhì)子的總濃度相等。 Proton Balance Equaton(質(zhì)子平衡方程 ， 簡稱質(zhì)子平衡 )——得質(zhì)子產(chǎn)物的得質(zhì)子數(shù)必定等于失質(zhì)子產(chǎn)物的失質(zhì)子數(shù) 。 混合指示劑 另一類是由一種酸堿指示劑與一種惰性染料按一定的比例配成 。 雙色指示劑 ，顏色決定于比值，用量影響不大，但多則色調(diào)深，觀察色變不明顯，對(duì)判斷終點(diǎn)不利。 影響酸堿指示劑變色范圍的因素： ?人眼對(duì)不同顏色的敏感程度不同 （ 甲基橙問題 ） ( ) 1apH K HI n???酸堿指示劑變色范圍的影響因素 酸堿指示劑變色范圍的影響因素 ? 溫度、溶劑以及一些強(qiáng)電解質(zhì)的存在 ? 與顯色反應(yīng)相關(guān)的 各種常數(shù)均是溫度的函數(shù) ，溫度的變化會(huì)改變其變色范圍。 若以 HIn表示一種弱酸型指示劑 ， In為其共軛堿 HIn H+ + In )H I n()In()H()H I n(cccKa?? ???2. 酸堿指示劑 )H()H I n()H I n()In(???cKcc a?)( H InK a? 在一定條件下為一常數(shù) ， 就只 取決于溶液中 的大小 ， 所以酸堿指示劑能指示溶液酸度 。 AB A＋ ＋ B－ 起始濃度 （ ） c0 0 0 平衡濃度 （ ） c0－ c0α c0α c0α ?bK?aK???????????1)( 200020 cccccccKABBA當(dāng)弱電解質(zhì) α5％ 時(shí) ， 1－ α≈1， 于是可用以下近似關(guān)系式表示 弱酸： α = ； 弱堿： α = （ 4－ 3） 0cKa?0cKb?例 43 氨水是一弱堿 ， 當(dāng)氨水濃度為 ，NH3H2O的解離度 α為 ％ ， 問當(dāng)濃度為 NH3H2O時(shí)解離度 α為多少 ？ 解 ： 因?yàn)榻怆x度 α5％ ， 所以可以用公式 （ 4－ 3） 計(jì)算 ， 即 = 故 % )( 222112 ?????cc ??222211 ?? cc ? ?bK 溶液的 pH值與指示劑 1. 溶液的 pH值 pH = lgc(H+) pOH = lgc(OH) 在常溫下 ， 水溶液中有： c(H+)c(OH－ )= 1014 則有 ， 即 酸堿平衡 ? ? ? ?? ?l g l g Wc H c O H k ???? ? ?14 .0 0WpH pO H pK ?? ? ? 酸堿平衡 ? 酸性溶液中： c(H+)＞ c(Ｏ H－ )， pH＜ 7＜ pOH ? 中性溶液中： c(H+) = c(Ｏ H－ ) ， pH = 7 = pOH ? 堿性溶液中： c(H+) ＜ c(Ｏ H－ ) ， pH ＞ 7＞ pOH 如果 pH＜ 0，則 c（ H+）＞ ，如果 pH＞ 14，則 c（ OH－ ）＞ ，此時(shí)，用物質(zhì)的量濃度（ ）更方便。并判斷NaH2PO4水溶液是呈酸性還是呈堿性 。 104334 )()()()( ???? ????NHcNHcOHcNHKa?1523 )()()()( ????? ????HScScOHcHSKa??aK ?aK)(HAcK a? )( 4?NHK a? )( ?HSK a?53 )()()()( ??? ????H A ccAccOHcH A cKa?Ac + H2O OH + Hac NH3 + H2O OH + NH4+ 稱為堿的解離常數(shù)，也叫堿常數(shù)。 作為溶劑的純水 ， 其分子與分子之間也有質(zhì)子的傳遞 H2O +H2O H3O+ + OH 反應(yīng)的平衡常數(shù)稱為水的質(zhì)子自遞常數(shù) 。 共軛酸堿對(duì)：如 HCl和 Cl， NH4+ 和 NH3 ， 以及 H2PO4 和HPO42 均互為共軛酸堿對(duì) 。當(dāng) k為負(fù)值時(shí)則有鹽溶作用，增大溶解度。 =| Z+ .Z| I1/2 = 1 1 ()1/2 γ177。 =| Z+ .Z| I1/2 ??????IBaIAii 1lg1lg ????其中 921216232110)(5 0 3108 2 )(0??????????TBTZZA也可以按下式計(jì)算 lgγ177。 活度與活度系數(shù) 用離子強(qiáng)度 (I)衡量溶液中正負(fù)離子作用的大小。 離子的有效濃度稱為活度 。 。 電解質(zhì)的電離 酸堿質(zhì)子理論 酸堿平衡 緩沖溶液 弱酸 （ 堿 ） 溶液中物種的分布 酸堿滴定法 第四章 酸堿平衡與酸堿滴定 AcidBase Equilibrium And AcidBase Titration ， 了解活度 、 離子強(qiáng)度等概念 。 。 這主要是由于離子參加化學(xué)反應(yīng)的有效濃度要比實(shí)際濃度低 。 其數(shù)值與溶液中離子的總濃度有關(guān) ， 還與離子的價(jià)態(tài)有關(guān) 。ckel）極限公式 公式比較好 lgγ177。 Z2 (Cl)) = 1/2( 12 + 1 2 )= lgγ177。就溶解平衡而言，使溶解度變小，則有鹽析作用，故而稱 k為鹽析系數(shù)。 酸 堿 十 質(zhì)子 HCl Cl + H+ HAc Ac +H+ NH4+ NH3 + H+ H3PO4 H2PO4 +H+ H2PO4 HPO42 +H+ 酸堿可以是中性分子 、 正離子或負(fù)離子 。 HAc H++ Ac 酸 1 堿 1 H2O + H+ H3O+ 堿 2 酸 2 總反應(yīng)為 HAc + H2O H3O+ + Ac 酸 1 堿 2 酸 2 堿 1 NH3 + H2O OH + NH4+ 堿 1 酸 2 堿 2 酸 1 HCl + NH3 NH4+ + Cl NH4Cl中的 NH4+是酸 NaAc中的 Ac是堿 HAc與 NaOH的中和反應(yīng) HAc + OH H2O + Ac NaAc的水解反應(yīng) H2O + Ac HAc + OH 酸堿反應(yīng)總是由較強(qiáng)的酸與較強(qiáng)的堿作用 ， 向著生成較弱的酸和較弱的堿的方向進(jìn)行 。 越大 ， 酸的強(qiáng)度越大 ,由 ＞ ＞ ，可知酸的強(qiáng)弱順序?yàn)椋?HAc＞ NH4+＞ HS。共軛酸堿對(duì) HAcAc一 的 與 之間： = = = )()()()( ???? ????AccOHcH A ccAcKb?5433( ) ( )( ) 1 . 8 1 0()bc N H c O HK N Hc N H????? ???aK?aK?bK?bK?aK ?bK)()()( 3H A ccAccOHc ?? ? ?)()()(???AccOHcHA cc)()( 3 ?? ? OHcOHc ?WK多元弱酸、弱堿在水溶液中是逐級(jí)解離的 : H3PO4 + H2O H