酸碱理论与解离平衡课件

6.2弱酸弱碱的解离平衡6.2.1水的解离平衡与酸碱指示剂

6.2.2一元弱酸、弱碱的解离平衡6.2.3多元弱酸溶液的解离平衡6.2.4盐溶液的酸碱平衡

6.2弱酸弱碱的解离平衡6.2弱酸弱碱的解离平衡6.2.1水的解离平衡与酸

6.2.1水的解离平衡与酸碱指示剂（1）水的解离平衡

H2O(l)+H2O(l)H3O+(aq)+OH－(aq)

或H2O(l)H+(aq)+OH－(aq)KøW

—水的离子积常数，简称水的离子积。6.2弱酸弱碱的解离平衡6.2.1水的解离平衡与酸碱指示剂KøW—水的离25℃纯水：100℃纯水：H2O(l)H+(aq)+OH－(aq)6.2弱酸弱碱的解离平衡25℃纯水：100℃纯水：H2O(l)H+（2）溶液的pH6.2弱酸弱碱的解离平衡1909年，丹麦生理学家索仑生（Sorensen)提出pH表示水溶液的酸度：（2）溶液的pH6.2弱酸弱碱的解离平衡190说明：

水的离解平衡随水中c(H30+)和c(OH-)的变化而发生移动。在纯水中，c(H30+)＝c(OH-)。如果在纯水中加入某种电解质，如少量的HCl或NaOH，形成稀溶液，c(H30+)或c(OH-)改变，水的离解平衡发生移动。达到新的平衡时，c(H30+)≠c(OH-)；但是c(H30+)·c(OH-)=KWθ

这一关系式仍然成立。若已知c(H30+)，可求c(OH-)，反之亦然。说明：水的离解平衡随水中c(H30+)和c(OH-酸性溶液：pH<7<pOH中性溶液：pH=7=pOH碱性溶液：pH>7>pOH

pH是用来表示水溶液中酸碱性的一个标度。pH愈小，c(H3O+)愈大，溶液酸性愈强，碱性愈弱；反之，pH愈大，溶液的碱性愈强，酸性愈弱。溶液酸碱性与pH的关系：6.2弱酸弱碱的解离平衡酸性溶液：pH<7<pOHpH是用来表示水说明：

pH值一般仅适用于c(H30+)或c(OH-)为1mo1·L-1以下的溶液；如果c(H30+)>1mo1·L-1，则pH<0；如果c(OH-)>1mo1·L-1，则pH>14。在这种情况下，就直接写出c(H30+)或c(OH-)表示，通常不用pH值来表示这种溶液的酸碱性。

pH1234567891011121314强酸性中性强碱性

溶液中氢离子和氢氧根浓度：？说明：pH值一般仅适用于c(H30+)或c(O问题：酸性c(H+)c(OH)碱性c(H+)c(OH)

中性c(H+)c(OH)

酸性pH<7碱性pH>7

中性pH7

常温下下列表述有何区别？酸性溶液是否[OH-]=0,碱性溶液是否[H+]=0问题：酸性c(H+)c(OH)酸性pH常见液体的pH液体名称pH液体名称pH胃液柠檬汁醋葡萄汁橙汁尿1.0~3.02.43.03.23.54.8~8.4唾液牛奶纯水血液眼泪6.5~7.56.57.07.34~7.457.46.2弱酸弱碱的解离平衡常见液体的pH液体名称pH液体名称pH胃液1.0~3说明：

pH值一般仅适用于c(H30+)或c(OH-)为1mo1·L-1以下的溶液；如果c(H30+)>1mo1·L-1，则pH<0；如果c(OH-)>1mo1·L-1，则pH>14。在这种情况下，就直接写出c(H30+)或c(OH-)表示，通常不用pH值来表示这种溶液的酸碱性。

pH1234567891011121314强酸性中性强碱性

溶液中氢离子和氢氧根浓度：？说明：pH值一般仅适用于c(H30+)或c(O溶液的酸碱性和pH测定酸碱指示剂——可确定pH值大概范围石蕊酚酞碱蓝红酸红不变

pH试纸(广泛、精密)——测出pH的粗略值3)pH计（仪器）——精确测出pH值4)滴定法——测出酸、碱浓度溶液的酸碱性和pH测定酸碱指示剂——可确定pH值大概范围石蕊计算在25℃时浓度为1.0108mol·L1盐酸溶液的pH.c(H+)1.0108mol·L-1,pH8酸的溶液显碱性，为什么？没有考虑水的离解!例：计算在25℃时浓度为1.0108mol·L1盐在100oC，水的Kw

5.51013c(H+)7.4107pHpOH=6.1，此时溶液为中性pH6.5的水溶液一定为酸性吗？问题：在100oC，水的Kw5.51013cA.定义和组成（3）酸碱指示剂能借助颜色的改变来指示溶液pH值的物质，它的组成一般是有机的弱酸或弱碱，且分子的颜色与离子的颜色不同。

英国化学家、物理学家波义耳(RobertBoyie,1646年)为什么会指示溶液酸碱性呢？石蕊是由各种地衣制得的蓝色色素，其主要成份是石蕊精C7H7O4NA.定义和组成（3）酸碱指示剂能借助颜色的改变来指示溶B.酸碱指示剂的变色原理红色

蓝色当c(HIn)=c(In-)时溶液呈紫色，此时指示剂的电离度为50%，c(H+)=Kaθ，溶液的PH值为该指示剂变色点。

符号In来自英文Indicator，HIn表示指示剂的共轭酸，称谓“酸型”，In表示指示剂的共轭碱，称谓“碱型”。B.酸碱指示剂的变色原理红色酚酞-单色在酸性溶液无色，在碱性溶液中转化为醌式后显红色（phenolphthaleinPP）酚酞-单色在酸性溶液无色，在碱性溶液中转化为醌式后显红色（甲基橙-双色

pH≤3.1,酸式色，红色；pH≥4.4,碱式色，黄色；

pH=3.1-4.4，两种形式共存，为混合色，橙色。（methylorange,MO

）甲基橙-双色pH≤3.1,酸式色，红色；自制酸碱指示剂下列植物花或叶，捣碎研磨，加入酒精，取浸出液，加入酸或碱，观察颜色变化。自制酸碱指示剂下列植物花或叶，捣碎研磨，加入酒精，取浸C.指示剂的变色范围：思考题：由弱碱组成的指示剂变色范围？C.指示剂的变色范围：思考题：由弱碱组成的指示剂变色范围？说明：

变色范围 酸色中间色碱色甲基橙 3.1～4.4 红

橙

黄酚酞 8.0～10.0 无色粉红

红石蕊 3.0～8.0 红

紫

蓝一般情况下每种指示剂它的变色点上下各一个pH单位为其变色范围，但由于人的肉眼对各种颜色的敏锐程度不同，因此其范围也各有差异。说明： 变色范围 酸色中间色碱色一指示剂用量：指示剂用量的多少对它的变色范围是有影响的。离子强度和溶剂的影响：增加离子强度，指示剂的理论变色点变小。问题：温度是否对指示剂的变色范围有影响？为什么？指示剂用量：指示剂用量的多少对它的变色范围是有影响的。问混合指示剂（mixedindicator）

同时使用两种指示剂，利用彼此颜色之间的互补作用，使变色更加敏锐。如溴甲酚绿和甲基红。若由指示剂与惰性染料混合也是利用颜色的互补作用提高变色的敏锐度。如亚甲基蓝，靛蓝二磺酸钠。若滴定终点限制在很窄的pH范围内，可采用混合指示剂。终点颜色变化的不确定度由±0.3pH提高到±0.2pH。混合指示剂（mixedindicator）同6.2.2一元弱酸、弱碱的解离平衡1．一元弱酸的解离平衡

H2O(l)+HA(aq)H3O+(aq)+A-(aq)当反应达平衡时，有：——弱酸HA的解离常数，它的数值表明了酸的相对强弱。在相同T下，大的是较强的酸，其给出质子的能力较强。6.2弱酸弱碱的解离平衡6.2.2一元弱酸、弱碱的解离平衡1．一元弱酸的解离平衡当确定了弱酸的解离常数，就可以计算已知浓度的弱酸溶液的平衡组成。同样可以借助于pH计测定溶液的pH值来确定弱酸的解离常数。或简写成：6.2弱酸弱碱的解离平衡确定了弱酸的解离常数，就可以计算已知浓度的弱实际上，在弱酸溶液中同时存在弱酸和水的两种解离平衡：

H2O(l)+H2O(l)H3O+(aq)+OH-(aq)

H2O(l)+HA(aq)H3O+(aq)+A-(aq)它们都能解离出H3O+，两者之间相互联系，相互影响。通常情况下，，只要c(HA)不是很小，H3O+主要由HA解离产生，因此，计算HA溶液中的c(H3O+)时，可以不考虑水的解离平衡。6.2弱酸弱碱的解离平衡实际上，在弱酸溶液中同时存在弱酸和水的两种解初始浓度/mol·L-10.1000平衡浓度/mol·L-10.10－xxxx=1.3×10-3（mol·L-1

）解：

H2O(l)+HAc(aq)H3O+(aq)+Ac-(aq)例：计算0.10mol·L-1HAc溶液中的H3O+、Ac-、HAc、OH-浓度及溶液pH。6.2弱酸弱碱的解离平衡初始浓度/mol·L-10.10c(H3O+)=c(Ac-)=1.3×10-3mol·L-1c(HAc)=(0.10－1.3×10-3)mol·L-1≈0.10mol·L-1c(OH－)=7.7×10-12mol·L-16.2弱酸弱碱的解离平衡c(H3O+)=c(Ac-)=1.3×10-3m可见，若，且c(HA)不是很小，HA溶液中的c(H3O+)及pH可用下列简化公式计算：6.2弱酸弱碱的解离平衡可见，若,ca-xca

此式为弱酸溶液酸度的近似计算公式，其使用的条件是ca/Ka≥500,其酸的电离度α＜5%,可以使氢离子浓度等的计算误差小于或等于2.2%,可以满足一般的运算要求。讨论：,ca-xca此式为弱酸溶

ca/Ka、离解度和最简式计算的相对误差ca/Kaα相对误差/%1009.53%+5.23005.6%+2.95004.4%+2.210003.1%+1.6ca/Ka、离解度和最简式计算的相对误差ca/Kaα解离度(a)：已解离的分子数与分子总数之百分比弱酸的解离度的大小也可以表示酸的相对强弱。在温度、浓度相同的条件下，α大的酸，大，其pH值小，为较强的酸；反之，α小的酸，小，其pH值大，为较弱的酸。6.2弱酸弱碱的解离平衡解离度(a)：已解离的分子数与分子总数之百分比稀释定律：在一定温度下（KaØ为定值），某弱电解质的解离度随着其溶液的稀释而增大。

解离度α与KaØ的关系：

HA(aq)H+(aq)+A-(aq)初始浓度 c 0 0平衡浓度 c–ca

ca

ca6.2弱酸弱碱的解离平衡稀释定律：在一定温度下（KaØ为定值），某弱电解质解离度α2.一元弱碱的解离平衡一元弱碱的解离平衡组成的计算与一元弱酸的解离平衡组成计算类似。

B(aq)+H2O(l)BH+(aq)+OH-(aq)——弱碱B的解离常数对于一元弱碱：6.2弱酸弱碱的解离平衡2.一元弱碱的解离平衡一元弱碱的解离平衡例：已知25℃时，0.200mol·L-1氨水的解离度为0.95%，求c(OH-)、pH值和氨的解离常数。解：NH3(aq)+H2O(l)NH4+(aq)+OH-(aq)c00.20000ceq0.200(1–0.95%)0.200×0.95%0.200×0.95%6.2弱酸弱碱的解离平衡例：已知25℃时，0.200mol·L-1氨水的解离度为在计算结果出来后应进行分析，在误差较大时也可用逐步逼近法进行计算。若存在同离子效应，则可用下述公式进行计算：注意：为什么？同学课后自行推出！在计算结果出来后应进行分析，在误差较大时也可用逐步逼近法一元弱酸(弱碱)溶液[H+]和pH值计算公式：6.2弱酸弱碱的解离平衡一元弱酸(弱碱)溶液[H+]和pH值计算公式：6.2弱讨论：500bbcKq³讨论：500bbcKq³---稀释定律ca,---稀释定律ca,离解（电离）度和电离常数

电离度和电离常数都可以用来比较弱电解质的相对强弱，电离常数是化学平衡常数的一种表现形式，电离度是转化率的一种表现形式；电离常数不受浓度影响，对于某一弱电解质来说，它是一个特征常数，而电离度则随浓度而变化。离解（电离）度和电离常数电离度和电离常数都可以用1.[H+]<cHAc，弱电解质；2.

cHAc↑，a↓；cHAc↓，a

↑，但[H+]↓。

CHAc/mol.L-1[H+][Ac-][HAc]pHα/%163.44×10-23.44×10-215.9661.460.22101.36×10-21.36×10-29.92641.870.3614.24×10-34.24×10-30.99582.370.420.11.34×10-31.34×10-30.09872.871.340.014.24×10-44.24×10-40.00963.374.240.0011.34×10-41.34×10-40.00093.8713.40.00014.24×10-54.24×10-50.000064.3742.4注：CHAc为16.10mol.L-1时，需解一元二次方程。讨论：1.[H+]<cHAc，弱电解质；CHAc/mol.L-6.2.3多元弱酸溶液的解离平衡(分步解离）HCO3-是两性物质。6.2弱酸弱碱的解离平衡6.2.3多元弱酸溶液的解离平衡(分步解离）HCO3-是两在多元弱酸的溶液中，实际上除了酸自身的多步解离平衡外，还存在着水的解离平衡。这些平衡中都有H3O+产生，平衡时溶液中c(H3O+)才保持恒定，此时，c(H3O+)满足各平衡常数表达式的数量关系。关键是各平衡的Kθ相对大小不同，它们解离出的H3O+对溶液中H3O+的总浓度的贡献不同。6.2弱酸弱碱的解离平衡在多元弱酸的溶液中，实际上除了酸自身的多步解离6.2弱酸弱碱的解离平衡6.2弱酸弱碱的解离平衡例：计算0.010mol·L-1H2CO3溶液中的H3O+、H2CO3、HCO3-、CO32-、OH-浓度及溶液的pH值（已知Ka1Ø=4.2×10-7,Ka2Ø=4.7×10-11）。∵Ka1Ø/Ka2Ø＞103∴解:

H2CO3+H2O=H3O++HCO3-Ka1ø平衡浓度:0.010-xxx例：计算0.010mol·L-1H2CO3溶液中的H3O酸碱理论与解离平衡课件

例：试计算0.1mol·L-1H3PO4

溶液中H+、H2PO4-、HPO42-、PO43-

和H3PO4

的浓度。解：(1)例：试计算0.1mol·L-1H3PO4溶液中(2)c(H2PO4-)=c(H+)=2.410-2mol·L-1

(3)

c(HPO42-)=Ka2=6.310-8mol·L-1(2)c(H2PO4-)=c(H+)=(4)c(PO43-)=1.210-18mol·L-1(5)c(H3PO4)=0.1-2.410-2-6.310-8-1.210-18 =0.076mol·L-1(4)c(PO43-)=1.210-18mol·L-结论：⑴多元弱酸的解离是分步进行的。一般，溶液中的H+主要来自于弱酸的第一步解离，计算c(H+)或pH时可只考虑第一步解离。⑵二元弱酸中，c(A2-)≈Ka2Ø，而与弱酸的初始浓度无关。⑶二元弱酸溶液中，c(H3O+)≠2c(A2-)。6.2弱酸弱碱的解离平衡结论：⑴多元弱酸的解离是分步进行的。⑵二元弱酸中，c即：在二元弱酸溶液中，H3O+主要来自强酸。若c(H2A)一定，则c(A2-)与c2(H3O+)成反比。6.2弱酸弱碱的解离平衡即：在二元弱酸溶液中，H3O+主要来自强酸。若c(H2A多元弱酸(弱碱)溶液[H+]和pH值计算公式：6.2弱酸弱碱的解离平衡多元弱酸(弱碱)溶液[H+]和pH值计算公式：6.2弱酸6.2.4盐溶液的酸碱平衡1.强酸弱碱盐（离子酸）——NH4+的水解常数。6.2弱酸弱碱的解离平衡6.2.4盐溶液的酸碱平衡——NH4+的水解常数。6.2与其共轭碱NH3的解离常数之间有一定的联系：6.2弱酸弱碱的解离平衡与其共轭碱NH3任何一对共轭酸碱的解离常数均符合这一关系：6.2弱酸弱碱的解离平衡任何一对共轭酸碱的解离常数均符合这一关系：6.2弱酸弱碱NH4+的解离度就是通常所说的水解度。6.2弱酸弱碱的解离平衡NH4+的解离度就是通常所说的水解度。6.2弱酸弱碱的解离解：由附表三查得：平衡时0.10-xxx例：计算0.10mol·L-1NH4Cl溶液的pH和NH4+的解离度。x=7.5×10-6=c(H3O+)所以：pH=5.126.2弱酸弱碱的解离平衡解：由附表三查得：平衡时0.10-x酸碱理论与解离平衡课件酸碱理论与解离平衡课件酸碱理论与解离平衡课件酸碱理论与解离平衡课件酸碱理论与解离平衡课件酸碱理论与解离平衡课件酸碱理论与解离平衡课件酸碱理论与解离平衡课件酸碱理论与解离平衡课件酸碱理论与解离平衡课件酸碱理论与解离平衡课件酸碱理论与解离平衡课件酸碱理论与解离平衡课件

NH4+的解离度：6.2弱酸弱碱的解离平衡NH4+的解离度：6.2弱酸弱碱的解离平衡小结：

若存在多级水解，可近似只考虑一级水解，近似计算公式的判据：C/Kaθ仍然有效。④②

①弱的（阳离子——离子酸）水解、溶液显强的（阴离子）性质——酸性小结：若存在多级水解，可近似只考虑一级水解，④②①2.弱酸强碱盐（离子碱）一元弱酸强碱盐(NaAc,NaCN等)的水溶液呈碱性，因为弱酸强碱盐完全解离产生的阴离子在水中发生水解反应。例：NaAc水溶液6.2弱酸弱碱的解离平衡2.弱酸强碱盐（离子碱）一元弱酸强碱盐(Na多元弱酸强碱盐（例如Na2S、Na2CO3、Na3PO4等)也呈碱性，它们在水中解离产生的阴离子（S2-、CO32-、PO43-等）都是多元离子碱。如同多元弱酸一样，它们与水之间的质子转移反应（水解）也是分步进行的。平衡时有相应的水解常数，其共轭酸碱解离常数间的关系也符合：6.2弱酸弱碱的解离平衡多元弱酸强碱盐（例如Na2S、Na2CO3例如Na3PO4的水解:例如Na3PO4的水解:这说明的第一级水解是主要的，计算Na3PO4溶液pH值时，可只考虑第一步水解反应。对于其它多元离子碱溶液pH的计算也可照此处理。6.2弱酸弱碱的解离平衡这说明的第一级水解是主要的，计算Na3

例：计算0.10mol·L-1Na3PO4溶液的pH。

ceq/(mol·L-1)

0.10–x

x

x解：6.2弱酸弱碱的解离平衡例：计算0.10mol·L-1Na3PO4溶液的pH。小结：

③近似计算公式的判据：C/Kaθ仍然有效。④若存在多级水解，由于其一级比一级困难，因此，可近似只考虑其一级的水解。②

①弱的阴离子水解（离子碱离解）、溶液显强的（阳离子）性质——碱性小结：③近似计算公式的判据：C/Kaθ仍然有效。④3.酸式盐多元酸的酸式盐(如NaHCO3,NaH2PO4,Na2HPO4等)溶于水后，完全解离产生的阴离子既能给出质子，又能接受质子，是两性的。其水溶液的酸碱性取决于其解离与水解趋势的相对大小，即取决于其酸常数和碱常数的相对大小。6.2弱酸弱碱的解离平衡3.酸式盐6.2弱酸弱碱的解离平衡例：结论：离解大于水解的溶液显弱酸性；离解小于水解的溶液显弱碱性。

思考：其相关常数等于多少？例：结论：离解大于水解的溶液显弱酸性；例：NaHCO3水溶液中pH的计算。解：

HCO3-能发生如下质子转移反应：(1)(2)(3)6.2弱酸弱碱的解离平衡例：NaHCO3水溶液中pH的计算。(1)(2)(3)6.反应达平衡时，HCO3-,CO32-,H2CO3,H3O+,OH-的浓度都是未知的，为了求解，必须建立5个联立方程

。质量守恒：设HCO3-的初始浓度为c0，平衡时有：(4)电荷守恒：任何电解质溶液必定保持电中性，溶液中正电荷数等于负电荷数此外：(5)6.2弱酸弱碱的解离平衡反应达平衡时，HCO3-,CO32-,H(5)-(4)得：(6)(7)由(1)得：由(2)得：(8)由(3)得：(9)6.2弱酸弱碱的解离平衡(5)-(4)得：(6)(7)由(1)得：由(2)得：(8)将(7)，(8)，(9)代入(6)得：(10)由于均很小，即HCO3-的解离和水解程度均很小，当NaHCO3溶液不是很稀时，可认为平衡时c(HCO3-)≈c0，则(10)变成：(11)6.2弱酸弱碱的解离平衡将(7)，(8)，(9)代入(6)得：(10)由于如果c0>>Ka1θ，(11)式中Ka1θ+c0≈c0，则若，则只要符合上述有关近似条件，就可以利用上式计算出酸式盐溶液的pH值。这种粗略计算出的pH值与酸式盐的初始浓度无关。6.2弱酸弱碱的解离平衡如果c0>>Ka1θ，(11)式中Ka1θ+c0≈c0，同理，

Na2HPO4溶液：

NaH2PO4溶液：6.2弱酸弱碱的解离平衡同理，6.2弱酸弱碱的解离平衡

酸式盐溶液[H+]和pH值计算公式：6.2弱酸弱碱的解离平衡酸式盐溶液[H+]和pH值计算公式：6.2弱酸弱碱的解离4.弱酸弱碱盐6.2弱酸弱碱的解离平衡4.弱酸弱碱盐6.2弱酸弱碱的解离平衡若Ka＞Kb，溶液显酸性：若Ka＜Kb，溶液显酸性：若Ka=Kb，溶液显中性：若Ka＞Kb，溶液显酸性：若Ka＜Kb，溶液显酸性：若K例如：6.2弱酸弱碱的解离平衡例如：6.2弱酸弱碱的解离平衡pH~7强酸强碱盐NaCl，KNO3，BaI2弱酸弱碱盐KaΘ=KbΘ,NH4AcpH>7弱酸强碱盐NaAc，NaCN，Na2CO3酸式盐Na2HPO4，NaHCO3弱酸弱碱盐KaΘ<KbΘ,(NH4)2CO3，NH4CNpH<7强酸弱碱盐NH4Cl，AlCl3，FeCl3酸式盐NaH2PO4弱酸弱碱盐KaΘ>KbΘ,NH4F，NH4(HCOO)盐溶液的酸碱性的一般规律：6.2弱酸弱碱的解离平衡pH~7强酸强碱盐NaCl，KNO3，BaI2p5.影响盐类水解的因素⑴盐的浓度：T一定，c盐↓,水解度增大(稀释定律)⑵温度：水解反应为吸热反应，＞0，T↑,

水解度增大。加热和稀释对水解有利。6.2弱酸弱碱的解离平衡5.影响盐类水解的因素⑴盐的浓度：T一定，c盐↓,水解⑶溶液的酸碱度：加酸可引起盐类水解平衡的移动。

例如加酸能抑制下述水解产物的生成：有些盐类，如Al2S3、(NH4)2S可以完全水解。6.2弱酸弱碱的解离平衡⑶溶液的酸碱度：加酸可引起盐类水解平衡的有些盐类，如Al6.2弱酸弱碱的解离平衡6.2.1水的解离平衡与酸碱指示剂

6.2.2一元弱酸、弱碱的解离平衡6.2.3多元弱酸溶液的解离平衡6.2.4盐溶液的酸碱平衡

6.2弱酸弱碱的解离平衡6.2弱酸弱碱的解离平衡6.2.1水的解离平衡与酸

6.2.1水的解离平衡与酸碱指示剂（1）水的解离平衡

H2O(l)+H2O(l)H3O+(aq)+OH－(aq)

或H2O(l)H+(aq)+OH－(aq)KøW

—水的离子积常数，简称水的离子积。6.2弱酸弱碱的解离平衡6.2.1水的解离平衡与酸碱指示剂KøW—水的离25℃纯水：100℃纯水：H2O(l)H+(aq)+OH－(aq)6.2弱酸弱碱的解离平衡25℃纯水：100℃纯水：H2O(l)H+（2）溶液的pH6.2弱酸弱碱的解离平衡1909年，丹麦生理学家索仑生（Sorensen)提出pH表示水溶液的酸度：（2）溶液的pH6.2弱酸弱碱的解离平衡190说明：

水的离解平衡随水中c(H30+)和c(OH-)的变化而发生移动。在纯水中，c(H30+)＝c(OH-)。如果在纯水中加入某种电解质，如少量的HCl或NaOH，形成稀溶液，c(H30+)或c(OH-)改变，水的离解平衡发生移动。达到新的平衡时，c(H30+)≠c(OH-)；但是c(H30+)·c(OH-)=KWθ

这一关系式仍然成立。若已知c(H30+)，可求c(OH-)，反之亦然。说明：水的离解平衡随水中c(H30+)和c(OH-酸性溶液：pH<7<pOH中性溶液：pH=7=pOH碱性溶液：pH>7>pOH

pH是用来表示水溶液中酸碱性的一个标度。pH愈小，c(H3O+)愈大，溶液酸性愈强，碱性愈弱；反之，pH愈大，溶液的碱性愈强，酸性愈弱。溶液酸碱性与pH的关系：6.2弱酸弱碱的解离平衡酸性溶液：pH<7<pOHpH是用来表示水说明：

pH值一般仅适用于c(H30+)或c(OH-)为1mo1·L-1以下的溶液；如果c(H30+)>1mo1·L-1，则pH<0；如果c(OH-)>1mo1·L-1，则pH>14。在这种情况下，就直接写出c(H30+)或c(OH-)表示，通常不用pH值来表示这种溶液的酸碱性。

pH1234567891011121314强酸性中性强碱性

溶液中氢离子和氢氧根浓度：？说明：pH值一般仅适用于c(H30+)或c(O问题：酸性c(H+)c(OH)碱性c(H+)c(OH)

中性c(H+)c(OH)

酸性pH<7碱性pH>7

中性pH7

常温下下列表述有何区别？酸性溶液是否[OH-]=0,碱性溶液是否[H+]=0问题：酸性c(H+)c(OH)酸性pH常见液体的pH液体名称pH液体名称pH胃液柠檬汁醋葡萄汁橙汁尿1.0~3.02.43.03.23.54.8~8.4唾液牛奶纯水血液眼泪6.5~7.56.57.07.34~7.457.46.2弱酸弱碱的解离平衡常见液体的pH液体名称pH液体名称pH胃液1.0~3说明：

pH值一般仅适用于c(H30+)或c(OH-)为1mo1·L-1以下的溶液；如果c(H30+)>1mo1·L-1，则pH<0；如果c(OH-)>1mo1·L-1，则pH>14。在这种情况下，就直接写出c(H30+)或c(OH-)表示，通常不用pH值来表示这种溶液的酸碱性。

pH1234567891011121314强酸性中性强碱性

溶液中氢离子和氢氧根浓度：？说明：pH值一般仅适用于c(H30+)或c(O溶液的酸碱性和pH测定酸碱指示剂——可确定pH值大概范围石蕊酚酞碱蓝红酸红不变

pH试纸(广泛、精密)——测出pH的粗略值3)pH计（仪器）——精确测出pH值4)滴定法——测出酸、碱浓度溶液的酸碱性和pH测定酸碱指示剂——可确定pH值大概范围石蕊计算在25℃时浓度为1.0108mol·L1盐酸溶液的pH.c(H+)1.0108mol·L-1,pH8酸的溶液显碱性，为什么？没有考虑水的离解!例：计算在25℃时浓度为1.0108mol·L1盐在100oC，水的Kw

5.51013c(H+)7.4107pHpOH=6.1，此时溶液为中性pH6.5的水溶液一定为酸性吗？问题：在100oC，水的Kw5.51013cA.定义和组成（3）酸碱指示剂能借助颜色的改变来指示溶液pH值的物质，它的组成一般是有机的弱酸或弱碱，且分子的颜色与离子的颜色不同。

英国化学家、物理学家波义耳(RobertBoyie,1646年)为什么会指示溶液酸碱性呢？石蕊是由各种地衣制得的蓝色色素，其主要成份是石蕊精C7H7O4NA.定义和组成（3）酸碱指示剂能借助颜色的改变来指示溶B.酸碱指示剂的变色原理红色

蓝色当c(HIn)=c(In-)时溶液呈紫色，此时指示剂的电离度为50%，c(H+)=Kaθ，溶液的PH值为该指示剂变色点。

符号In来自英文Indicator，HIn表示指示剂的共轭酸，称谓“酸型”，In表示指示剂的共轭碱，称谓“碱型”。B.酸碱指示剂的变色原理红色酚酞-单色在酸性溶液无色，在碱性溶液中转化为醌式后显红色（phenolphthaleinPP）酚酞-单色在酸性溶液无色，在碱性溶液中转化为醌式后显红色（甲基橙-双色

pH≤3.1,酸式色，红色；pH≥4.4,碱式色，黄色；

pH=3.1-4.4，两种形式共存，为混合色，橙色。（methylorange,MO

）甲基橙-双色pH≤3.1,酸式色，红色；自制酸碱指示剂下列植物花或叶，捣碎研磨，加入酒精，取浸出液，加入酸或碱，观察颜色变化。自制酸碱指示剂下列植物花或叶，捣碎研磨，加入酒精，取浸C.指示剂的变色范围：思考题：由弱碱组成的指示剂变色范围？C.指示剂的变色范围：思考题：由弱碱组成的指示剂变色范围？说明：

变色范围 酸色中间色碱色甲基橙 3.1～4.4 红

橙

黄酚酞 8.0～10.0 无色粉红

红石蕊 3.0～8.0 红

紫

蓝一般情况下每种指示剂它的变色点上下各一个pH单位为其变色范围，但由于人的肉眼对各种颜色的敏锐程度不同，因此其范围也各有差异。说明： 变色范围 酸色中间色碱色一指示剂用量：指示剂用量的多少对它的变色范围是有影响的。离子强度和溶剂的影响：增加离子强度，指示剂的理论变色点变小。问题：温度是否对指示剂的变色范围有影响？为什么？指示剂用量：指示剂用量的多少对它的变色范围是有影响的。问混合指示剂（mixedindicator）

同时使用两种指示剂，利用彼此颜色之间的互补作用，使变色更加敏锐。如溴甲酚绿和甲基红。若由指示剂与惰性染料混合也是利用颜色的互补作用提高变色的敏锐度。如亚甲基蓝，靛蓝二磺酸钠。若滴定终点限制在很窄的pH范围内，可采用混合指示剂。终点颜色变化的不确定度由±0.3pH提高到±0.2pH。混合指示剂（mixedindicator）同6.2.2一元弱酸、弱碱的解离平衡1．一元弱酸的解离平衡

H2O(l)+HA(aq)H3O+(aq)+A-(aq)当反应达平衡时，有：——弱酸HA的解离常数，它的数值表明了酸的相对强弱。在相同T下，大的是较强的酸，其给出质子的能力较强。6.2弱酸弱碱的解离平衡6.2.2一元弱酸、弱碱的解离平衡1．一元弱酸的解离平衡当确定了弱酸的解离常数，就可以计算已知浓度的弱酸溶液的平衡组成。同样可以借助于pH计测定溶液的pH值来确定弱酸的解离常数。或简写成：6.2弱酸弱碱的解离平衡确定了弱酸的解离常数，就可以计算已知浓度的弱实际上，在弱酸溶液中同时存在弱酸和水的两种解离平衡：

H2O(l)+H2O(l)H3O+(aq)+OH-(aq)

H2O(l)+HA(aq)H3O+(aq)+A-(aq)它们都能解离出H3O+，两者之间相互联系，相互影响。通常情况下，，只要c(HA)不是很小，H3O+主要由HA解离产生，因此，计算HA溶液中的c(H3O+)时，可以不考虑水的解离平衡。6.2弱酸弱碱的解离平衡实际上，在弱酸溶液中同时存在弱酸和水的两种解初始浓度/mol·L-10.1000平衡浓度/mol·L-10.10－xxxx=1.3×10-3（mol·L-1

）解：

H2O(l)+HAc(aq)H3O+(aq)+Ac-(aq)例：计算0.10mol·L-1HAc溶液中的H3O+、Ac-、HAc、OH-浓度及溶液pH。6.2弱酸弱碱的解离平衡初始浓度/mol·L-10.10c(H3O+)=c(Ac-)=1.3×10-3mol·L-1c(HAc)=(0.10－1.3×10-3)mol·L-1≈0.10mol·L-1c(OH－)=7.7×10-12mol·L-16.2弱酸弱碱的解离平衡c(H3O+)=c(Ac-)=1.3×10-3m可见，若，且c(HA)不是很小，HA溶液中的c(H3O+)及pH可用下列简化公式计算：6.2弱酸弱碱的解离平衡可见，若,ca-xca

此式为弱酸溶液酸度的近似计算公式，其使用的条件是ca/Ka≥500,其酸的电离度α＜5%,可以使氢离子浓度等的计算误差小于或等于2.2%,可以满足一般的运算要求。讨论：,ca-xca此式为弱酸溶

ca/Ka、离解度和最简式计算的相对误差ca/Kaα相对误差/%1009.53%+5.23005.6%+2.95004.4%+2.210003.1%+1.6ca/Ka、离解度和最简式计算的相对误差ca/Kaα解离度(a)：已解离的分子数与分子总数之百分比弱酸的解离度的大小也可以表示酸的相对强弱。在温度、浓度相同的条件下，α大的酸，大，其pH值小，为较强的酸；反之，α小的酸，小，其pH值大，为较弱的酸。6.2弱酸弱碱的解离平衡解离度(a)：已解离的分子数与分子总数之百分比稀释定律：在一定温度下（KaØ为定值），某弱电解质的解离度随着其溶液的稀释而增大。

解离度α与KaØ的关系：

HA(aq)H+(aq)+A-(aq)初始浓度 c 0 0平衡浓度 c–ca

ca

ca6.2弱酸弱碱的解离平衡稀释定律：在一定温度下（KaØ为定值），某弱电解质解离度α2.一元弱碱的解离平衡一元弱碱的解离平衡组成的计算与一元弱酸的解离平衡组成计算类似。

B(aq)+H2O(l)BH+(aq)+OH-(aq)——弱碱B的解离常数对于一元弱碱：6.2弱酸弱碱的解离平衡2.一元弱碱的解离平衡一元弱碱的解离平衡例：已知25℃时，0.200mol·L-1氨水的解离度为0.95%，求c(OH-)、pH值和氨的解离常数。解：NH3(aq)+H2O(l)NH4+(aq)+OH-(aq)c00.20000ceq0.200(1–0.95%)0.200×0.95%0.200×0.95%6.2弱酸弱碱的解离平衡例：已知25℃时，0.200mol·L-1氨水的解离度为在计算结果出来后应进行分析，在误差较大时也可用逐步逼近法进行计算。若存在同离子效应，则可用下述公式进行计算：注意：为什么？同学课后自行推出！在计算结果出来后应进行分析，在误差较大时也可用逐步逼近法一元弱酸(弱碱)溶液[H+]和pH值计算公式：6.2弱酸弱碱的解离平衡一元弱酸(弱碱)溶液[H+]和pH值计算公式：6.2弱讨论：500bbcKq³讨论：500bbcKq³---稀释定律ca,---稀释定律ca,离解（电离）度和电离常数

电离度和电离常数都可以用来比较弱电解质的相对强弱，电离常数是化学平衡常数的一种表现形式，电离度是转化率的一种表现形式；电离常数不受浓度影响，对于某一弱电解质来说，它是一个特征常数，而电离度则随浓度而变化。离解（电离）度和电离常数电离度和电离常数都可以用1.[H+]<cHAc，弱电解质；2.

cHAc↑，a↓；cHAc↓，a

↑，但[H+]↓。

CHAc/mol.L-1[H+][Ac-][HAc]pHα/%163.44×10-23.44×10-215.9661.460.22101.36×10-21.36×10-29.92641.870.3614.24×10-34.24×10-30.99582.370.420.11.34×10-31.34×10-30.09872.871.340.014.24×10-44.24×10-40.00963.374.240.0011.34×10-41.34×10-40.00093.8713.40.00014.24×10-54.24×10-50.000064.3742.4注：CHAc为16.10mol.L-1时，需解一元二次方程。讨论：1.[H+]<cHAc，弱电解质；CHAc/mol.L-6.2.3多元弱酸溶液的解离平衡(分步解离）HCO3-是两性物质。6.2弱酸弱碱的解离平衡6.2.3多元弱酸溶液的解离平衡(分步解离）HCO3-是两在多元弱酸的溶液中，实际上除了酸自身的多步解离平衡外，还存在着水的解离平衡。这些平衡中都有H3O+产生，平衡时溶液中c(H3O+)才保持恒定，此时，c(H3O+)满足各平衡常数表达式的数量关系。关键是各平衡的Kθ相对大小不同，它们解离出的H3O+对溶液中H3O+的总浓度的贡献不同。6.2弱酸弱碱的解离平衡在多元弱酸的溶液中，实际上除了酸自身的多步解离6.2弱酸弱碱的解离平衡6.2弱酸弱碱的解离平衡例：计算0.010mol·L-1H2CO3溶液中的H3O+、H2CO3、HCO3-、CO32-、OH-浓度及溶液的pH值（已知Ka1Ø=4.2×10-7,Ka2Ø=4.7×10-11）。∵Ka1Ø/Ka2Ø＞103∴解:

H2CO3+H2O=H3O++HCO3-Ka1ø平衡浓度:0.010-xxx例：计算0.010mol·L-1H2CO3溶液中的H3O酸碱理论与解离平衡课件

例：试计算0.1mol·L-1H3PO4

溶液中H+、H2PO4-、HPO42-、PO43-

和H3PO4

的浓度。解：(1)例：试计算0.1mol·L-1H3PO4溶液中(2)c(H2PO4-)=c(H+)=2.410-2mol·L-1

(3)

c(HPO42-)=Ka2=6.310-8mol·L-1(2)c(H2PO4-)=c(H+)=(4)c(PO43-)=1.210-18mol·L-1(5)c(H3PO4)=0.1-2.410-2-6.310-8-1.210-18 =0.076mol·L-1(4)c(PO43-)=1.210-18mol·L-结论：⑴多元弱酸的解离是分步进行的。一般，溶液中的H+主要来自于弱酸的第一步解离，计算c(H+)或pH时可只考虑第一步解离。⑵二元弱酸中，c(A2-)≈Ka2Ø，而与弱酸的初始浓度无关。⑶二元弱酸溶液中，c(H3O+)≠2c(A2-)。6.2弱酸弱碱的解离平衡结论：⑴多元弱酸的解离是分步进行的。⑵二元弱酸中，c即：在二元弱酸溶液中，H3O+主要来自强酸。若c(H2A)一定，则c(A2-)与c2(H3O+)成反比。6.2弱酸弱碱的解离平衡即：在二元弱酸溶液中，H3O+主要来自强酸。若c(H2A多元弱酸(弱碱)溶液[H+]和pH值计算公式：6.2弱酸弱碱的解离平衡多元弱酸(弱碱)溶液[H+]和pH值计算公式：6.2弱酸6.2.4盐溶液的酸碱平衡1.强酸弱碱盐（离子酸）——NH4+的水解常数。6.2弱酸弱碱的解离平衡6.2.4盐溶液的酸碱平衡——NH4+的水解常数。6.2与其共轭碱NH3的解离常数之间有一定的联系：6.2弱酸弱碱的解离平衡与其共轭碱NH3任何一对共轭酸碱的解离常数均符合这一关系：6.2弱酸弱碱的解离平衡任何一对共轭酸碱的解离常数均符合这一关系：6.2弱酸弱碱NH4+的解离度就是通常所说的水解度。6.2弱酸弱碱的解离平衡NH4+的解离度就是通常所说的水解度。6.2弱酸弱碱的解离解：由附表三查得：平衡时0.10-xxx例：计算0.10mol·L-1NH4Cl溶液的pH和NH4+的解离度。x=7.5×10-6=c(H3O+)所以：pH=5.126.2弱酸弱碱的解离平衡解：由附表三查得：平衡时0.10-x酸碱理论与解离平衡课件酸碱理论与解离平衡课件酸碱理论与解离平衡课件酸碱理论与解离平衡课件酸碱理论与解离平衡课件酸碱理论与解离平衡课件酸碱理论与解离平衡课件酸碱理论与解离平衡课件酸碱理论与解离平衡课件酸碱理论与解离平衡课件酸碱理论与解离平衡课件酸碱理论与解离平衡课件酸碱理论与解离平衡课件

NH4+的解离度：6.2弱酸弱碱的解离平衡NH4+的解离度：6.2弱酸弱碱的解离平衡小结：

若存在多级水解，可近似只考虑一级水解，近似计算公式的判据：C/Kaθ仍然有效。④②

①弱的（阳离子——离子酸）水解、溶液显强的（阴离子）性质——酸性小结：若存在多级水解，可近似只考虑一级水解，④②①2.弱酸强碱盐（离子碱）一元弱酸强碱盐(NaAc,NaCN等)的水溶液呈碱性，因为弱酸强碱盐完全解离产生的阴离子在水中发生水解反应。例：NaAc水溶液6.2弱酸弱碱的解离平衡2.弱酸强碱盐（离子碱）一元弱酸强碱盐(Na多元弱酸强碱盐（例如Na2S、Na2CO3、Na3PO4等)也呈碱性，它们在水中解离产生的阴离子（S2-、CO32-、PO43-等）都是多元离子碱。如同多元弱酸一样，它们与水之间的质子转移反应（水解）也是分步进行的。平衡时有相应的水解常数，其共轭酸碱解离常