【正文】 解離度 630[ H ] 9 .0 1 0 9 .0 1 0 %0 .1ac????? ? ? ? 在弱電解質的溶液中，加入與其具有共同離子的強電解質，使弱電解質的解離平衡左移，從而降低弱電解質的解離度。 1 范圍之內， pH約等于 pKa； (3)具有足夠的緩沖容量，緩沖組分的濃度在 mol/L之間，且緩沖組分的濃度相接近。 解： NaOH+HAc=NaAc+H2O, HAcNaAc緩沖溶液體系 cAc=( 50)/(50+100)= mol/L cHAc=( 50)/(50+100)= mol/L [H+]=KacHAc/cAc= 105 105 mol/L pH= (確認 cHAc 20[H+]， cAc20[H+]) 緩沖溶液 pH的計算 例： 計算含有 mL HAc和 103 mol/L NaAc溶液 pH 解：利用最簡式求得溶液近似 H+濃度： [H+]=Ka(cHAc/cAc)= 105 ( 103) = 104 mol/L cHAc 20[H+]， cAc 與 [H+] 相近 故采用近似式： [H+]=Ka(cHB –[H+])/(cB+[H+]) ≈ 105 ( 103+[H+]) [H+]= 104 mol/L, pH= 最簡式和近似式計算誤差： ( 104 – 104)/ 104 ＝ 18％ 緩沖溶液 pH的計算 緩沖溶液具有 緩沖容量 緩沖容量的大小與共軛酸堿的濃度及其比值有關。 dm–3 的 HAc 溶液中加入固體 NaAc，使 NaAc 的濃度達 mol =Kw/Kb) 5. 混合溶液 (1) 兩弱酸混合溶液 [H+]=(KHAcHA+KHBcHB) 1/2 (2) 強酸與弱酸混合溶液近似公式 [H+]=[(cHClKa)+{(cHClKa)2＋ 4Ka(cHCl+cHA)} 1/2 ]/2 cHCl20[A], 最簡式： [H+] = cHCl 緩沖溶液 緩沖溶液的概念及緩沖溶液的 重要性 緩沖溶液 pH的計算 緩沖容量與緩沖范圍 緩沖溶液的種類、選擇和配制 緩沖溶液的概念及緩沖溶液的重要性 50 mL H2O, pH= + mol/L HCl mL pH= + mol/L NaOH mL pH= 50 mL mol/L HAc+ mol/L NaAc溶液 , pH= + mol/L HCl mL pH= + mol/L NaOH mL pH= 緩沖溶液的概念及緩沖溶液的重要性 緩沖溶液： 具有保持 pH相對穩(wěn)定性能的溶液叫做緩沖溶液 (buffer solution)。 (c 106mol/L) 強酸 (c106mol/L) 強堿 例： 計算 107mol/L HCl溶液的 pH值 解： c 106 mol/L, [H+]= [c+(c2+4Kw)1/2]/2 = 107 mol/L, pH= 2w+ ( c + c + 4 K )[ H ] = 22w ( c + c + 4 K )[ O H ] = 2 酸堿溶液的 pH的計算 一元弱酸，弱堿溶液 [H+]2+Ka[H+]cKa= 0 ， cKa≧ 20Kw，且 c/Ka≧ 500，則用最簡式 [H+] = (Kac)1/2 cKa20Kw，而 c/Ka≧ 500，則采用 [H+] = (Kw+Kac)1/2 一元弱酸 [H+]的近似公式 （公式推導略） 條 件 2a a a+ ( K + K + 4 K C )[ H ] = 2例 :計算 mol/L HAc溶液的 pH。 ? 表示： δ ? δ ：分布系數(shù)決定于該組分的電離常數(shù)和溶液 的酸度。 dm–3 HAc 溶液的 [H+] 和離解度； b) 計算 10–3 mol 化學平衡的特點： 化學平衡常數(shù) 在一定的溫度下，對于任一可逆反應達到化學平衡： a A ＋ b B ? g G ＋ h H 化學平衡常數(shù)為： ( G ) ( H )( A ) ( B )ghaccKc c b?2. 弱酸和弱堿的電離平衡 一元弱酸 、 弱堿的電離平衡 電離平衡常數(shù) 醋酸 CH3COOH (簡寫做 HAc) 溶液中存在著平衡： 或： HAc ＋ H2O H3O+ ＋ Ac－ HAc H+ ＋ Ac－ 其平衡常數(shù)表達式可寫成： 式中 Ka 是酸式電離平衡常數(shù) ， [H+]、 [Ac－ ] 和 [HAc] 分別表示 H+ 、 Ac－ 和 HAc 的平衡濃度。通常用下式表示： a = γ c 式中 : a 表示活度， c 表示濃度， γ 稱為活度系數(shù)。 離子強度： 用來衡量一種溶液對于存在于其中的離子的影響的大小。Debye)和休克爾 (E 堿： 凡能離解而產生溶劑負離子的物質為堿。 水溶劑： H2O H+ + OH 液氨溶劑： 2NH3 NH4+ + NH2（液氨） NH4Cl NH4+ + Cl NaNH2 Na+ + NH2 酸堿反應： NH4Cl + NaNH2 － NaCl + NH3 經典酸堿理論的擴展 局限性： 僅適用于溶劑能離解系統(tǒng)，例如水、 氨、 醇、冰乙酸、丙酮等體系 酸堿質子理論 (1) 酸： 凡在反應中能給出質子的物質為酸。H252。用 I 表示溶液的離子強度，則： 212 iiI c z??式中 zi 表示溶液中 i 種離子的電荷數(shù)， ci 表示 i 種離子的的摩爾濃度，離子強度 I 的單位為 mol 當溶液的濃度較大，離子強度較大，濃度與活度之間的偏差較大。 ? 若用 c0 表示醋酸溶液的起始濃度，則有： a[ H ][ A c ][ H A c ]K??－? 2a0[ H ][ H ]Kc??? ? 當電離平衡常數(shù) Ka 很小，酸的起始濃度 c0 較大時，則有 c0?[H+] ，于是上式可簡化成 ： 適用條件： ① c0 ＞ 500 Ka? ； ② 一元弱酸體系 。 dm–3 NH3 酸度對弱酸溶液中各組分濃度的影響 例：一元弱酸 HB溶液中各組分的分布 (推導略） δHB= [H+] [H+]＋ Ka δB = Ka [H+]＋ Ka ， [HB] = cδHB ， [B] = cδB [HB] C = = [B] C δHB + δB =