酸碱平衡及其PH值计算

酸碱平衡溶液中PH值的计算强电解质理论上100%电离强电解质在水溶液中完全电离HCl=H+(aq)+Cl-(aq)电解质溶液但实际上：①对于正负离子都是一价的电解质，如HNO3，KCl等，其电离度在90%左右；②正负离子为二价的电解质溶液的电离度较一价的小；同时:电解质溶液越浓，电离度越小。弱电解质的解离平衡解离平衡：当体系中未解离的分子浓度和解离出的离子浓度都维持一定的数值时，体系所处的状态。][]][[HAAHKa解离平衡是一种动态平衡][]][[BOHOHBKb解离常数酸的解离常数碱的解离常数酸碱的强弱取决于酸给出质子或碱接受质子的能力。用解离常数Ka和Kb可以定量地说明酸碱的强弱程度。HAc+H2OH3O++Ac－5a1081.KHAc的共轭碱的解离常数Kb为：Ac－+H2OHAc+OH－Kb＝Ka·Kb=c(H+)c(OH－)=Kw=10-14（25℃）Ka＝HAc)()Ac()H(+ccc-)Ac()HAc()OH(--cccHAc+H2OH3O++Ac-NH4++H2OH3O++NH3HS-+H2OH3O++S2-104334106.5)()()()(NHcNHcOHcNHKa1523101.7)()()()(HScScOHcHSKa53108.1)()()()(HAccAccOHcHAcKa比较下列弱酸弱碱的强弱aK越大，酸的强度越大,由)(HAcKa)(4NHKa)(HSKa＞＞可知酸的强弱顺序为：HAc＞NH4+＞HS-。Ac-+H2OOH-+HAcNH3+H2OOH-+NH4+称为碱的解离常数。越大，碱的强度越大。一种酸的酸性越强，其值越大，则其相应的共轭碱的碱性越弱，其值越小。10106.5)()()()(AccOHcHAccAcKb5433()()()1.810()bcNHcOHKNHcNHaKbKbKbK多元弱酸、弱碱在水溶液中是逐级解离的:H3PO4+H2OH3O++H2PO4-H2PO4-+H2OH3O++HPO42-HPO42-+H2OH3O++PO43-三种酸的强度为：H3PO4＞H2PO4-＞HPO42-3)()()(106.743421POHcPOHcHcaK8)()()(103.642242POHcHPOcHcaK13)()()(104.424343HPOcPOcHcaK可见，在共轭酸碱对中，若酸的酸性越强，则其共轭碱的碱性就越弱；若碱的碱性越强，则其共轭酸的酸性就越弱。酸H3PO4H+H2PO4+-H2PO4H+HPO4HPO4H+PO42-2-3--++Ka1Kb3Ka2Kb2Ka3Kb1碱Ka1Kb3=KwKa2Kb2=KwKa3Kb1=Kw指同一反应，编码顺序不一样Ka1Ka2Ka3Kb1Kb2Kb3总结解离常数的意义：衡量弱电解质解离趋势的大小。判断同类型的弱酸或弱碱的相对程度相同温度下，Ka越大表示酸性越强。（Ka随T升高而增大）弱电解质的电离1、解离平衡常数和解离度ABA++B-解离平衡常数KAB=解离度%：平衡时弱电解质的电离百分率%=(已解离的分子数/原分子数)100%=(已电离的浓度/初始浓度)100%ABBACCC解离平衡常数与电离度的关系？稀释定律表明随着溶液浓度的降低，解离度增大稀释定律:HAcH++Ac初始浓度c00平衡浓度cccc∴Ka=(c)2/{c(1)}当即5%时，1≈1Ka=c2=CKa时500aKC酸碱溶液PH的计算HAcH++Ac-起cA00平cA-cH+cH+cAc-对于一元弱酸，其cH+值计算如下：2c4KKK][HHAcHAc2HAcHAc][]][[HAcAcHKHAc当反应达到平衡时][][2HcHKHAcHAc[H+]=[Ac-]时即时当%5,500akc2c4KKK][HHAcHAc2HAcHAc即得：cHAc-[H+]≈cHAcHAcHAccHK2][时即时当%5,500akc][][2HcHKHAcHAcWHAcaKckc20,%5,500时即时当解：HAcH++Ac-平衡时cA-xxx（1）x2/(0.1-x)=KacA/Ka500，0.1-x0.1[H]+＝1.310-3molL-1=1.310-3/0.1=1.3%例：计算下列0.1mol·L-1的HAc溶液的[H]+和电离度已知：KHAC=1.76x10-5HACHACKC][][HACHb．一元弱碱的电离过程NH3·H2O(aq)NH4+(aq)+OH-(aq)起cb00平cb-cOH-cNH4+cOH-][]][[23423OHNHNHOHKOHNH当反应达到平衡时[OH-]=[NH4+]2c4KKK][OHOHNHOHNH2OHNHOHNH23232323][][23232OHcOHKOHNHOHNHbK例4-6计算0.050mol.L-1NH3·H2O溶液的pH值。已知=1.8×10-5[0H-]==9.49×10-4POH=3.02pH=14-POH=10.98bck5001078.2108.1050.035bKC5、多元弱酸、弱碱的电离平衡特点：分步进行a．二元弱酸的电离平衡H2SH++HS-Ka1=[H+][HS-]/[H2S]=9.110-8HS-H++S2-Ka2=[H+][S2-]/[HS-]=1.110-12Ka1Ka2=K=[H+]2[S2-]/[H2S]=1.010-19例:计算0.1molL-1的H2S水溶液(饱和水溶液)的[H+]、[HS-]、[S2-]。（Ka1=1.310-7,Ka2=7.110-15）H2SH++HS-起始浓度0.100平衡浓度0.1-xxxc/Ka1500,近似地：0.1-x=0.1x2/0.1=Ka1x=[H+]=[HS-]=1.110-4mol·L1由二级平衡:HS-H++S2-平衡浓度:1.110-41.110-4yKa2=[H+][S2-]/[HS-]=7.110-15y=Ka2=[S2-]=7.110-15酸根离子浓度近似等于二级电离常数K1/K2102可做一元弱酸处理结论:多元弱酸中,若K1K2K3…,通常K1/K2102,求[H+]时,可做一元弱酸处理。二元弱酸中,酸根离子浓度近似等于二级电离常数,与酸原始浓度关系不大。两性物质的溶液在溶液中，既能给出质子，又能接受质子。酸式盐、弱酸弱碱盐和氨基酸等都是两性物质。)(21,][202121aaaaaPKPKPHKKHKC时，当结论：两性物质溶液的PH值与溶液自身的浓度大小无关。盐类的水解：盐的离子与溶液中水电离出的H+离子或OH_离子作用产生弱电解质的反应，称为盐的水解。一、一元弱酸或弱碱的水解1、一元弱酸强碱盐的水解NaAc→Na++Ac-（完全电离）+H2OOH-+H+HAc离子方程式为Ac+H2OHAc+OH上述水解反应是溶液中水、弱酸电离平衡的总反应即弱酸强碱盐的水解实际上是阴离子发生水解，使溶液呈碱性。][][][]][[][]][[HHAcOHHAcAcOHHAckhkwkHAcHAcwhkkk盐溶液PH值的计算Ac_+H2OHAc+OH_平衡时cs-xxxx2KwKh==一般当cs/Kh≥500cs-xKa即cs-x≈cssscxxcx22awshskkcKcOH][结论：一定温度下，Ka越小（生成的酸越弱),盐的浓度cs越大，溶液的碱性越强。2、一元强酸弱碱盐的水解NH4Cl→NH4++Cl-（完全电离）NH4++H2OH++NH3·H2OKh当cs/Kh5,同理有cH+=√(Kw/Kb)cs3、一元弱酸弱碱盐的水解NH4Ac→NH4++Ac-（完全电离）NH4++OHNH3·H2O1/KbAc+H+HAc1/Ka+)H2OH++OH－KWNH4++Ac-+H2ONH3·H2O+HAcKhKh=KW/(Ka·Kb)弱酸弱碱盐水解趋势很大。同理我们推导下式可近似计算H+的浓度：cH+=√KwKa/Kb盐类的溶液的酸碱性有下列三种情况：1）Ka＞Kb时，呈酸性；2）Ka＜Kb时，呈碱性；3）Ka＝Kb时，呈中性。结论：弱酸弱碱盐水解，仅取决于所生成弱酸和弱碱的相对强弱，而与盐溶液的浓度无关。盐类的水解小结难溶不水解，有弱才水解，无弱不水解；谁弱谁水解，越弱越水解，都弱都水解；谁强显谁性，同强显中性，弱弱具体定；越弱越水解，越热越水解，越稀越水解例1、将2.45g固体NaCN配成500ml水溶液，计算溶液的pH值？(已知MNaCN=49HCN的Ka＝4.910-10)解：NaCN的浓度＝2.45/490.5=0.1molL-1CN-+H2OHCN+OH-平：0.1-xxxKh=Kw/Ka=2.0×10-5=x2/(0.1-x)cs/Ka≥5000.1-x≈0.1x=[OH-]=1.410-3mol/mlpOH=2.85,pH=11.15我们将在弱电解质中加入含有相同离子的易溶的强电解质，使弱电解质电离度降低的现象称为同离子效应4、同离子效应与盐效应在平衡HAcH++Ac-中加入NaAc→Na++Ac-NaAc是强电解质，在溶液中完全电离，使溶液中Ac-的量大大增加，使平衡向左移动，降低HAc的电离度。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溶液，使其电离度稍有增加的现象。“盐效应”＜“同离子效应”如：把NaCl(s)加入到HAc溶液中无共同离子AcHHAcClNaNaCl(s)aq↑50mLHAc—NaAc[c(HAc)=c(NaAc)=0.10mol·L-1]pH=4.74缓冲溶液：具有能保持本身pH值相对稳定性能的溶液(也就是不因加入少量强酸或强碱而显著改变pH值的溶液)。加入1滴(0.05ml)1mol·L-1HCl加入1滴(0.05ml)1mol·L-1NaOH实验50ml纯水pH=7pH=3pH=11pH=4.73pH=4.75缓冲溶液按其缓冲范围一般分为两大类：弱酸及其共轭碱HAc-NaAc、弱碱及其共轭酸NH3-NH4Cl、多元弱酸的酸式盐及次级盐（NaH2PO4－Na2HPO4）组成。一般缓冲范围：2pH12强酸或强碱缓冲溶液——强酸或强碱组成。如：HCl、HNO3、NaOH、KOH等。一般缓冲范围：pH2,pH12结论：少量外来酸碱的加入不会影响溶液的pH值，但缓冲溶液的缓冲能力有一定限度。缓冲原理：HAcH++Ac-NaAcNa++Ac-加入酸，如HCl，H+与Ac-结合，生成HAc平衡左移，[H+]变化不大。Ac-发挥了抗酸的作用。加入碱，如NaOH，H+与OH-结合，生成H2O，平衡右移，[H+]也变化不大。HAc发挥了抗碱的作用。缓冲溶液为什么能控制溶液PH值基本不变？以HAc＋NaAc为例：例：向1L0.1mol·L-1HAc-NaAc混合液中分别滴加0.1mL1mol·L-1HCl或NaOH溶液，pH改变多少？解：⑴0.1mol·L-1HAc-NaAc溶液的pH值：[不滴加任何溶液时]HAcH++Ac-0.10.1c[HAc]c[H+]=Kac[Ac-]pH=pKa=4.75aK=1.76×10-5⑵滴加0.1mL1mol·L-1HCl后：HAcH++Ac-0.1+1×10-40.1-1×10-4(0.1+1×10-4)/1.0001c[H+]=Ka0.1-1×10-4/1.0001pH=pKa=4.75结论：加入少量酸碱pH值不发生改变(3)滴加0.1mL1mol·L-1NaOH后：HAcH++Ac-0.1-1×10-40.1+1×10-40.1-1×1