【正文】 的大小 ， 所以酸堿指示劑能指示溶液酸度 。 例如 ， 酚酞指示劑在水溶液中是一種無色的二元酸 ， 有以下平衡存在： 在不同的酸度條件下具有不同的結(jié)構(gòu)及顏色 。 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。 14123 311 .0 1 0 1 .3 1 07 .6 1 0WbaKKK???????? ? ? ???2aK?3bK3. 解離度和稀釋定律 ， 是在弱電解質(zhì)溶液體系中的一種平衡常數(shù) ， 不受濃度影響 ， 而濃度對(duì)解離度有影響 ， 濃度越稀 ， 其解離度越大 。并判斷NaH2PO4水溶液是呈酸性還是呈堿性 。 一種酸的酸性越強(qiáng)，其 值越大，則其相應(yīng)的共軛堿的堿性越弱，其 值越小。 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)。 在室溫 （ 22～ 25℃ ） 時(shí)純水中的 c（ H3O+） =c（ OH） = 107 則 = 1014， p = ?WK?WK ?? cccc /)(/)OH( OH3 ?? ??WK )OH()OH( 3 ?? ? cc?WK?WK ?WK 酸堿的相對(duì)強(qiáng)弱 HAc + H2O H3O+ + Ac NH4+ + H2O H3O+ + NH3 HS + H2O H3O+ + S2 稱為酸的解離常數(shù) ， 也叫酸常數(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) 。 酸堿質(zhì)子理論 酸堿反應(yīng)實(shí)質(zhì)：任何酸堿反應(yīng)都是兩個(gè)共軛酸堿對(duì)之間的質(zhì)子傳遞反應(yīng) 。 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) 。 理論要點(diǎn) 凡能給出質(zhì)子的物質(zhì)是酸 ， 凡能接受質(zhì)子的物質(zhì)是堿 。當(dāng) k為負(fù)值時(shí)則有鹽溶作用，增大溶解度。 k為正值時(shí)，離子強(qiáng)度愈大，活度系數(shù)愈大。 =| Z+ .Z| I1/2 = 1 1 ()1/2 γ177。 解： 先求出 I， 再求算 γ I = 1/2 ∑ci ZI 2= 1/2(c(Na+) Z2 (Na+)+ c(Cl)。 =| 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。 活度系數(shù)與離子強(qiáng)度的關(guān)系尚無一種十分滿意的定量關(guān)系 ， 現(xiàn)公認(rèn)德拜 —休克爾 （ DebyeH252。 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。 活度系數(shù) ——離子氛現(xiàn)象的存在減弱了中心離子的反應(yīng)能力 ， 反映了反應(yīng)能力的減弱程度 。 離子的有效濃度稱為活度 。 活度與活度系數(shù) 強(qiáng)電解質(zhì)的解離度并沒有達(dá)到 100%。 。 。 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 。 。 。 學(xué)習(xí)要求： 強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì) 強(qiáng)電離質(zhì)在水溶液中完全電離 HCl = H+ (aq) + Cl (aq) 弱電解質(zhì)在水溶液中只有小部分電離 ,未電離的分子與離子之間形成平衡 : HAc = H+ + Ac = OH + NH+4 電解質(zhì)的電離 解離度 (α) %1 0 0?? 分子總數(shù)溶液中原有該弱電解質(zhì) 已解離的分子數(shù)?例如 %，則溶液中各離子濃度是 c (H+)=c (Ac) = %=。 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 。 α=γc 式中 α表示活度 ， γ為活度系數(shù) ， c是溶液的濃度 。 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) 。 I=1/2 ∑ci Zi 2 = 1/2(c1 Z1 2 + c2 Z2 2 +c3 Z3 2 +…… + Zn 2) 其中 C i為第 i種離子的濃度 ， Ｚ i為第 i種離子的電荷數(shù) ． 由于陽離子總電荷數(shù)與陰離子總電荷數(shù)相等 ， 只計(jì)一半 ， 所以離子強(qiáng)度是各種離子 （ 包括陰離子和陽離子 ） 濃度與電荷數(shù)平方乘積求和的 1/2。ckel）極限公式 公式比較好 lgγ177。 =| Z+ .Z| I1/2 例 41 求 Na+和 Cl－ 離子的活度 。 Z2 (Cl)) = 1/2( 12 + 1 2 )= lgγ177。 = α(Na+)=α(Cl)=.010 = 對(duì) 非電解質(zhì) ，如 HCN的 k在 l mol／ kg的硫酸鎂溶液中為 ，醋酸分子的 k值在 LiCl溶液中呈正值而在 KNO3溶液中呈負(fù)值。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)。 在大多數(shù)情況下 K在 ～＋ 圍內(nèi)，就分析化學(xué)中所使用的溶液濃度而言 I 不大于 1 mol/L，故電解質(zhì)的活度系數(shù)取為 1不會(huì)產(chǎn)生多大誤差。 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 。 兩性物質(zhì)：在 H3PO4 － H2PO4 共軛體系中 ， H2PO4 是堿 ，在 H2PO4 － HPO42共軛體系中 ， H2PO4 是酸 。 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 。 以 表示 = 可簡單表示為： ＝ 也稱為水的離子積常數(shù) 。 越大 ， 酸的強(qiáng)度越大 ,由 ＞ ＞ ，可知酸的強(qiáng)弱順序?yàn)椋?HAc＞ NH4+＞ HS。越大，堿的強(qiáng)度越大。共軛酸堿對(duì) HAcAc一 的 與 之間： =