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第四章 酸碱平衡与酸碱滴定法
Chapter 4 Acid-base Equilibrium and Acid-base Titration 第一节 酸碱平衡
一、水的离子积常数Kw
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H+
2O + H2O ? H3O + OH?
H+
2O ? H + OH?
Kw = C(H+
3O)· C(OH?)
Kw叫做水的离子积常数。 常温下， Kw= 1.0 ? 10?14
纯水中的:
C(H+
3O)= C(OH?)= 1.0 ? 10?7
mol· L?1
同理，pKw= —lgKw pKa= —lgKa pKb= —lgKb pM= —lgCM pI=—lgCI pX=-lgCx
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例1．0.1mol · L?1
HCl溶液中，
[H+] = 0.1mol · L?
1
pH = ?lg(0.1mol · L?1
) = 1.0
pOH = 14.0 ? 1.0 = 13.0
例2．0.1mol · L?1
NaOH溶液中，
[OH?] = 0.1mol · L?1
pOH = ?lg(0.1mol · L?1
) = 1.0
pH = 14.0 ? 1.0 = 13.0
二、解离平衡常数与解离度 AB ? A+
+ B-
c(A?)c(B?K?)c(AB)
平衡时弱电解质的解离百分率称为离解度? a?已电离弱电解质分子数溶液中原有弱电解质分子总数?100% ?已解离的浓度初始浓度?10000
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三、一元弱酸、弱碱的解离平衡
1．一元弱酸的解离平衡 HA ? H + A?
+
c(H?)c(A?)
Ka?c(HA)
弱酸的解离平衡常数Ka 的大小可用来衡量同类型弱酸的相对强弱， 在相同温度下， Ka 越大表示酸性越强， Ka随T升高而增大。
2.稀释定律:
例: HAc ? H + Ac?
+
初始浓度 c。 0 0 平衡浓度 c。? c。? c。? c。? ∴ Ka = (c。?)/{c。 (1? ?)}
当? < 5%时， 1 ? ? ≈ 1
2
2
a? Ka = c。? — 稀释定律
表明随着溶液浓度的降低，解离度增大。 弱酸弱碱的解离平衡常数列于501页附录七。 3、同离子效应
HAc ? H + Ac
+
-
Kac?第44页 44
NaAc → Na + Ac
NaAc是强电解质，在溶液中完全解离，使溶液中Ac的浓度大大增加，使平衡向左移动，降低HAc的解离度。
即,在弱电解质溶液中,加入含有弱电解质离子的强电解质后,抑制 +-
-
了弱电解质的解离,这种作用称为同离子效应。
四、多元弱酸、弱碱的解离平衡 特点：分步进行 如．二元弱酸的解离平衡:
H+ -
2S ? H + HS (1) K+--7
a1 = C(H)C(HS)/C(H2S) = 1.3 ? 10 HS- ? H+ + S2-
(2) K+2---15
a2 = C(H)C(S)/C(HS)= 7.1 ? 10 (1)+(2) 得: H+2-
2S ? 2 H + S K = K+22-
a1 ? Ka2 = C(H)C(S)/C(H2S) = 9.2 ? 10-22
三元弱酸的解离平衡 如H3PO4：
H-+
3PO4 + H2O ? H2PO4 + H3O
K?c(H?2PO4)c(H?)a1c(H3PO4)第45页 45