第三章 弱电解质解离平衡
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高中化学(苏教版)选修四(化学反应原理) 第三章第二课 弱电解质的电离平衡 课件
A. C.
C (OH ) C ( NH 3 H 2 O)
B.
C ( NH 4 ) C (OH )
C ( NH 3 H 2 O) C ( NH 4 )
D.
C (OH )
五、一元强酸HA和一元弱酸HB的比较
相同物质的量浓度、相同体积时 pH 比较 C(H+) 中和碱 与活泼金 与金属反 项目 的能力 属反应产 应的开始 生H2的量 速率
a.盐酸
b．硫
＋
酸
c．醋酸三种酸：
(5)当三者 c(H )相同且体积相同时，同时加入形状、密度、 质量完全相同的锌，若产生相同体积的 H2(相同状况)，则 开始时反应速率的大小关系为 ____________，反应所需时 间的长短关系是__________。 (6)将 c(H＋)相同的三种酸均加水稀释至原来的 100 倍后， c(H＋)由大到小的顺序是____________________________ ____________________________________________。
多元弱酸的电离以第一步为主
讨论：
试从电离平衡影响因素角度分析H3PO4的三步电离常数中为 什么Ka1最大？ 判断H3PO4的酸性强弱，应根据哪个K值？
电离平衡的特征
逆
弱电解质的电离是可逆的
等
动
v电离=v分子化=0
电离平衡是一种动态平衡
定 条件不变，溶液中各分子、离 子的浓度不变，溶液里既有离 子又有分子 变 条件改变时，电离平衡发生移动。
解析 解答本题要注意以下三点： (1)HCl、H2SO4 都是强酸，但 H2SO4 是二元酸。 (2)CH3COOH 是弱酸，在水溶液中不能完全电离。 (3)醋酸溶液中存在 CH3COOH CH3COO－＋H＋的电离 平衡。
C (OH ) C ( NH 3 H 2 O)
B.
C ( NH 4 ) C (OH )
C ( NH 3 H 2 O) C ( NH 4 )
D.
C (OH )
五、一元强酸HA和一元弱酸HB的比较
相同物质的量浓度、相同体积时 pH 比较 C(H+) 中和碱 与活泼金 与金属反 项目 的能力 属反应产 应的开始 生H2的量 速率
a.盐酸
b．硫
＋
酸
c．醋酸三种酸：
(5)当三者 c(H )相同且体积相同时，同时加入形状、密度、 质量完全相同的锌，若产生相同体积的 H2(相同状况)，则 开始时反应速率的大小关系为 ____________，反应所需时 间的长短关系是__________。 (6)将 c(H＋)相同的三种酸均加水稀释至原来的 100 倍后， c(H＋)由大到小的顺序是____________________________ ____________________________________________。
多元弱酸的电离以第一步为主
讨论：
试从电离平衡影响因素角度分析H3PO4的三步电离常数中为 什么Ka1最大？ 判断H3PO4的酸性强弱，应根据哪个K值？
电离平衡的特征
逆
弱电解质的电离是可逆的
等
动
v电离=v分子化=0
电离平衡是一种动态平衡
定 条件不变，溶液中各分子、离 子的浓度不变，溶液里既有离 子又有分子 变 条件改变时，电离平衡发生移动。
解析 解答本题要注意以下三点： (1)HCl、H2SO4 都是强酸，但 H2SO4 是二元酸。 (2)CH3COOH 是弱酸，在水溶液中不能完全电离。 (3)醋酸溶液中存在 CH3COOH CH3COO－＋H＋的电离 平衡。
第三章2节单相离子反应
13
缓冲作用原理
例：在 NH3 · H2O-NH4Cl系统中：
NH4Cl NH4+ + ClNH3 · H2O ⇌ NH4+ + OH– -----(1)
(较大量) (较大量)
* 在溶液里加入少量酸，即加入H+ ，使 (1)平衡向右移动； * 在溶液里加入少量碱，即加入OH-,使 (1)平衡向左移动；
9
3.2.2 同离子效应与缓冲溶液
1. 同离子效应
例题:25℃，0.1mol· dm-3 氨水的解离度为多 少？ NH3 · H2O ⇌ NH4+ +OH–
平衡 c /mol· dm-3 0.1-x
Kb=[(
x
x
x /1)· (x/1)]/[(0.1-x)/1]=1.810-5
x =1.3410-3 , c (OH–)= 1.3410-3 mol· dm-1
HS (aq)
-
+ [c(H )/c ][c(HS )/c ]
c(H2S) /c
-
=1.010-7
二级解离：HS (aq) ⇌ H+ (aq) + S2- (aq)
Ka2=
+ 2[c(H )/c ][c(S )/c ]
c(HS ) /c
-
=7.110-19
6
例题：试计算室温时0.1mol· dm-3H2CO3水， 溶液中c(H+)、c(HCO3-)、c(CO32-)各为多 少？ 解: 一级解离 H2CO3 ⇌ H+ + HCO3-
14
缓冲溶液pH值计算
平衡 c
mol· dm-3
HAc (aq) ⇌ H+ (aq) + Ac- (aq) c(a)-x x c(s)+x
缓冲作用原理
例：在 NH3 · H2O-NH4Cl系统中：
NH4Cl NH4+ + ClNH3 · H2O ⇌ NH4+ + OH– -----(1)
(较大量) (较大量)
* 在溶液里加入少量酸，即加入H+ ，使 (1)平衡向右移动； * 在溶液里加入少量碱，即加入OH-,使 (1)平衡向左移动；
9
3.2.2 同离子效应与缓冲溶液
1. 同离子效应
例题:25℃，0.1mol· dm-3 氨水的解离度为多 少？ NH3 · H2O ⇌ NH4+ +OH–
平衡 c /mol· dm-3 0.1-x
Kb=[(
x
x
x /1)· (x/1)]/[(0.1-x)/1]=1.810-5
x =1.3410-3 , c (OH–)= 1.3410-3 mol· dm-1
HS (aq)
-
+ [c(H )/c ][c(HS )/c ]
c(H2S) /c
-
=1.010-7
二级解离：HS (aq) ⇌ H+ (aq) + S2- (aq)
Ka2=
+ 2[c(H )/c ][c(S )/c ]
c(HS ) /c
-
=7.110-19
6
例题：试计算室温时0.1mol· dm-3H2CO3水， 溶液中c(H+)、c(HCO3-)、c(CO32-)各为多 少？ 解: 一级解离 H2CO3 ⇌ H+ + HCO3-
14
缓冲溶液pH值计算
平衡 c
mol· dm-3
HAc (aq) ⇌ H+ (aq) + Ac- (aq) c(a)-x x c(s)+x
弱电解质的解离平衡
电解质
醋酸 碳酸
解离度（%）
1.32 0.17
硼酸
氨水
0.01
1.3
第三节 水溶液中的质子转移平衡
共轭酸碱对的Ka和Kb的关系
在HA-A−溶液中: HA c+ H2O ⇌ H3O+ + Ac− [H3O+][Ac−] Ka= [HAc] Ac− + H2O ⇌ HAc + OH− [HAc][OH−] Kb= [Ac−]
← →
• NaOH=Na++OH-
• CH3COONa=Na++CH3COO-
←
第三节 水溶液中的质子转移平衡
盐效应 在弱电解质溶液中，加入与弱电解质不具 有相同离子的强电解质，该弱电解质的解离度 增大。这种现象称为盐效应。 同离子效应与盐效应的作用相反，但因同离 子效应远超过盐效应，在离子浓度较小的溶液中， 常常忽略盐效应的影响。
第三节 水溶液中的质子转移平衡
（二）多元弱酸(碱)的逐级解离
H3PO4+H2O ⇌ H3O+ + H2PO4− Ka1=7.52×10−3 298K下 H PO − +H O ⇌ H O+ + HPO 2− K =6.23×10−8 2 4 2 3 4 a2 HPO42− +H2O ⇌ H3O+ + PO43− Ka3=2.2×10−13
特征
动 定
思考: HF、CH3COOH 都是弱电解质 如何比较两者的导电能力强弱 ？
解离平衡常数
弱电解质达到解离平衡时，已解离的各离子
浓度幂的乘积与未解离的分子浓度之比是
一个常数，称为解离平衡常数。
解离平衡常数（K） ------弱电解质解离程度相对大小的参数 对于一元弱酸 HAc H++Ac-，平衡时
醋酸 碳酸
解离度（%）
1.32 0.17
硼酸
氨水
0.01
1.3
第三节 水溶液中的质子转移平衡
共轭酸碱对的Ka和Kb的关系
在HA-A−溶液中: HA c+ H2O ⇌ H3O+ + Ac− [H3O+][Ac−] Ka= [HAc] Ac− + H2O ⇌ HAc + OH− [HAc][OH−] Kb= [Ac−]
← →
• NaOH=Na++OH-
• CH3COONa=Na++CH3COO-
←
第三节 水溶液中的质子转移平衡
盐效应 在弱电解质溶液中，加入与弱电解质不具 有相同离子的强电解质，该弱电解质的解离度 增大。这种现象称为盐效应。 同离子效应与盐效应的作用相反，但因同离 子效应远超过盐效应，在离子浓度较小的溶液中， 常常忽略盐效应的影响。
第三节 水溶液中的质子转移平衡
（二）多元弱酸(碱)的逐级解离
H3PO4+H2O ⇌ H3O+ + H2PO4− Ka1=7.52×10−3 298K下 H PO − +H O ⇌ H O+ + HPO 2− K =6.23×10−8 2 4 2 3 4 a2 HPO42− +H2O ⇌ H3O+ + PO43− Ka3=2.2×10−13
特征
动 定
思考: HF、CH3COOH 都是弱电解质 如何比较两者的导电能力强弱 ？
解离平衡常数
弱电解质达到解离平衡时，已解离的各离子
浓度幂的乘积与未解离的分子浓度之比是
一个常数，称为解离平衡常数。
解离平衡常数（K） ------弱电解质解离程度相对大小的参数 对于一元弱酸 HAc H++Ac-，平衡时
高中化学精品课件：弱电解质的电离平衡
课堂练习
4、化合物HIn在水溶液中存在以下电离平衡，故可作酸碱指示剂
HIn(aq) ⇌ H+(aq)+In-(aq)
(红色)
(黄色)
现把下列物质溶于水配成0.02 mol·L-1的水溶液，其中能使指示剂
显黄色的是（ D ）
①HCl ②SO2 ③NaCl ④NaHSO4 ⑤氨气 ⑥Na2O2 ⑦Na2CO3
【总结】加入同浓度弱电解质溶液： 平衡不移动，各微粒浓度不变、电离程度不变。
二、影响弱电解质电离平衡的因素Biblioteka （3）同离子效应 “同抑异促”
0.1 mol/L CH3COOH溶液中：
CH3COOH
CH3COO- + H+
●加少量CH3COONa固体： 电离平衡逆向移动。
【思考】c(CH3COOH)、c(CH3COO-)怎样变化？ 增大
【问题一】 CH3COOH
电离 结合
CH3COO - + H+
c(CH3COOH) c(H+) c(CH3COO-) v(电离) v(结合)
开始时 最大
0
0
最大 0
接着
减小
增大 增大
减小 增大
最后
不变
不变 不变
不变 不变
CH3COOH分子电离开始时，分子电离成离子的速率随着分子浓度的 减小而逐渐减小；同时离子结合成分子的速率随着离子浓度的增大而
增大
【总结】增大弱电解质浓度：平衡向电离方向移动，电离程度减小。
二、影响弱电解质电离平衡的因素
（2）浓度
0.1 mol/L CH3COOH溶液中：
CH3COOH
CH3COO- + H+
普通化学第三章
院
Chapter 3 电解质溶液
大 学 化 学
中 国 石 油 大 学
化 学 化 工 学
第三章 电解质溶液
（Electrolyte Solution）
College Chemistry
Chapter 3 电解质溶液
大 学 化 学
【四大平衡问题】
弱电解质的解离平衡
难溶电解质的沉淀、溶解平衡 氧化还原平衡——第四章 配位平衡——第七章
College Chemistry 稀释， 会不断增大。
奥斯特瓦尔德，1888年
【注意】：①c 为弱电解质的原始浓度 ② 不断增大，但解离出的离子浓 度不一定大（c ）。
数(dissociation constant)即标准平衡常数KӨ。 弱酸的解离常数：KaӨ ；弱碱的解离常数：
KbӨ。对于具体的弱酸、弱碱，一般可以把分子
College Chemistry
式标在K的右边：KӨ(HAc)、KӨ(NH3· H2O)。
Chapter 3 电解质溶液
大 学 化 学
解离常数的性质： ①弱电解质解离程度大小的标志：KӨ越大，说 明解离程度越大。一般KӨ≤10-4 —弱电解质 ②KӨ值与温度有关，但一般解离过程的热效应
Chapter 3 电解质溶液
大 学 二、解离度及其影响因素 化 1、解离度(degree of ionization) 学 已解离的分子数 解离的分子浓度
分子总数 100％＝ 分子总浓度
100％
（同一溶液体系，可以用浓度代替物质的量）
College Chemistry
解离度与平衡常数的关系：一元弱酸HA HA H A 初始浓度 平衡浓度 c 0 0 c c(1-) c
Chapter 3 电解质溶液
大 学 化 学
中 国 石 油 大 学
化 学 化 工 学
第三章 电解质溶液
（Electrolyte Solution）
College Chemistry
Chapter 3 电解质溶液
大 学 化 学
【四大平衡问题】
弱电解质的解离平衡
难溶电解质的沉淀、溶解平衡 氧化还原平衡——第四章 配位平衡——第七章
College Chemistry 稀释， 会不断增大。
奥斯特瓦尔德，1888年
【注意】：①c 为弱电解质的原始浓度 ② 不断增大，但解离出的离子浓 度不一定大（c ）。
数(dissociation constant)即标准平衡常数KӨ。 弱酸的解离常数：KaӨ ；弱碱的解离常数：
KbӨ。对于具体的弱酸、弱碱，一般可以把分子
College Chemistry
式标在K的右边：KӨ(HAc)、KӨ(NH3· H2O)。
Chapter 3 电解质溶液
大 学 化 学
解离常数的性质： ①弱电解质解离程度大小的标志：KӨ越大，说 明解离程度越大。一般KӨ≤10-4 —弱电解质 ②KӨ值与温度有关，但一般解离过程的热效应
Chapter 3 电解质溶液
大 学 二、解离度及其影响因素 化 1、解离度(degree of ionization) 学 已解离的分子数 解离的分子浓度
分子总数 100％＝ 分子总浓度
100％
（同一溶液体系，可以用浓度代替物质的量）
College Chemistry
解离度与平衡常数的关系：一元弱酸HA HA H A 初始浓度 平衡浓度 c 0 0 c c(1-) c
无机化学 弱电解质的解离平衡
①电离平衡常数和电离度都能反映弱电解质的解离程度，但它们之间 既有联系又有区别。 ② K 是化学平衡常数的一种形式，它不随弱电解质的浓度而变化；
α是转化率的一种形式，它表示弱电解质在一定条件下的电离百分率，
在一定温度下，其可随浓度变化而变化。 ③ K 更好地反映出弱电解质的特征，因此应用范围更广泛。
CHAc
0.1
第二节 弱电解质的电离平衡
一、一元弱酸、弱碱的电离平衡 （二）电离平衡常数
对于一元弱碱 NH3·H2O ⇌ NH4+ + OH‾
当α≤5%既c0/Kb ≥400时
Kb
ceq (OH )2 c0 (NH3 )
ceq (OH ) Kb c0 (NH3 )
第二节 弱电解质的电离平衡
一、一元弱酸、弱碱的电离平衡 （二）电离平衡常数 4. 一元弱酸弱碱的简化计算
c
c
K w 称为水的离子积常数，简称水的离子积
第一节 水的电离与溶液的pH值
一、水的电离
K w 与溶液的浓度没有关系，只是温度的函数 下表为不同温度的 K w
t /0C
0 5 10 20 50 100
K w /×10-14 0.11 0.17 0.30 0.69 5.5 55.0
第一节 水的电离与溶液的pH值
注意：非常温条件时：pH+pOH≠14（pKw ≠14）
12
随堂练习：
选择题：
在室温下，0.00010 mol/L NH3水溶液中的 pKw 是（ ） A. 14 B. 10 C. 4 D. 8 E. 6
第一节 水的电离与溶液的pH值
小结：
1. 水的电离平衡常数表达式：
Kw
ceq (H ) ceq (OH )
α是转化率的一种形式，它表示弱电解质在一定条件下的电离百分率，
在一定温度下，其可随浓度变化而变化。 ③ K 更好地反映出弱电解质的特征，因此应用范围更广泛。
CHAc
0.1
第二节 弱电解质的电离平衡
一、一元弱酸、弱碱的电离平衡 （二）电离平衡常数
对于一元弱碱 NH3·H2O ⇌ NH4+ + OH‾
当α≤5%既c0/Kb ≥400时
Kb
ceq (OH )2 c0 (NH3 )
ceq (OH ) Kb c0 (NH3 )
第二节 弱电解质的电离平衡
一、一元弱酸、弱碱的电离平衡 （二）电离平衡常数 4. 一元弱酸弱碱的简化计算
c
c
K w 称为水的离子积常数，简称水的离子积
第一节 水的电离与溶液的pH值
一、水的电离
K w 与溶液的浓度没有关系，只是温度的函数 下表为不同温度的 K w
t /0C
0 5 10 20 50 100
K w /×10-14 0.11 0.17 0.30 0.69 5.5 55.0
第一节 水的电离与溶液的pH值
注意：非常温条件时：pH+pOH≠14（pKw ≠14）
12
随堂练习：
选择题：
在室温下，0.00010 mol/L NH3水溶液中的 pKw 是（ ） A. 14 B. 10 C. 4 D. 8 E. 6
第一节 水的电离与溶液的pH值
小结：
1. 水的电离平衡常数表达式：
Kw
ceq (H ) ceq (OH )
《主题三 第二节 弱电解质的解离平衡》教学设计
《弱电解质的解离平衡》教学设计方案（第一课时）一、教学目标1. 理解弱电解质的含义及分类。
2. 掌握弱电解质解离平衡的观点和影响因素。
3. 了解弱电解质解离平衡的应用。
二、教学重难点1. 教学重点：弱电解质解离平衡的原理及影响因素。
2. 教学难点：如何将理论知识与实际应用相结合。
三、教学准备1. 准备教学PPT及相关视频、图片素材。
2. 准备实验器械，进行实验预演。
3. 准备习题集，以便学生练习和稳固所学知识。
4. 安排学生预习相关内容，为教室教学做好准备。
四、教学过程：（一）引入课题1. 回顾初中学过的强电解质的观点，让学生讨论什么是弱电解质，并引出本节课的主题。
2. 通过展示一些常见的弱电解质（如醋酸、盐酸等）的实物或图片，让学生直观地了解弱电解质的性质。
（二）新课教学1. 讲解弱电解质的解离平衡：通过实验演示弱电解质的解离过程，让学生了解弱电解质的解离平衡。
2. 介绍影响弱电解质解离平衡的因素：温度、浓度、酸碱度等，并通过实验进行验证。
3. 讲解电离度和电离常数的观点和计算方法，并通过实例进行讲解。
4. 介绍缓冲溶液的观点和作用，通过实验演示缓冲溶液的稳定性，让学生了解其在生活和生产中的应用。
5. 引导学生进行小组讨论：如何在实际生活中应用弱电解质的原理？（三）教室互动1. 提问：影响弱电解质解离平衡的因素有哪些？请举例说明。
2. 小组讨论：如何在实际生活中应用弱电解质的原理？每个小组派代表发言，分享自己的想法和观点。
3. 教师点评和补充：对学生的发言进行点评和补充，强调弱电解质的原理在实际生活中的应用。
（四）安置作业1. 完成教材上的习题，稳固所学知识。
2. 搜集一些生活中的弱电解质应用案例，并记录下来，作为作业的补充。
（五）课后延伸1. 安排学生到实验室参观弱电解质的实验操作，加深对弱电解质的理解。
2. 鼓励学生参与与弱电解质相关的兴趣小组或实验活动，拓展自己的知识面。
教学设计方案（第二课时）一、教学目标1. 理解弱电解质的解离平衡观点，掌握其影响因素。
弱电解质电离平衡ppt课件
H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO
例：250C时，在0.5L0.2mol/L的HA溶液中， 有0.01mol的HA电离成离子。求该温度下HA的 电离常数。
二、电解质的电离方程式书写
强 弱
③多元弱碱分步进行，一步写
等 可 号 逆
多 元 弱 酸 分 步 写
多 元 弱 碱 写 一 步
§3-1 弱电解质的电离
（第二课时）
弱电解质的电离
•思考：冰醋酸加水稀释，醋酸在稀释的过程中微粒的变化包含哪些过程？
CH3COOH
离子化 分子化
CH3COO - + H+
醋酸在电离过程中各微粒浓度的变化
c(H+) c(Ac-) c(HAc)
最小 最大
HAc初溶于水 紧接着 最后
最小
不变
不变
不变
1、电离平衡状态建立
讨论完成表格： CH3COOH
CH3COO-- + H+
---) (Ac C C(HAc)
改变条件C 加 通HCl 热
平衡移 动方向
+) (H C
电离常数
正向
逆向 加 NaOH(s) 正向 加NaAc(s) 逆向
加 CH3COOH 正向 加 水 正向
增大 增大 减小
增大 减小 增大 增大 增大 减小
§3-1 弱电解质的电离
回顾
为什么物质在水溶液里或熔化状态下能够导电？
灯泡亮 导电 溶液中有自由移动的离子
电离：化合物在溶于水或受热熔化时， 离解成自由移动的离子的过程。
相关知识复习
1.电解质与非电解质
电解质 非电解质 在水溶液中和熔化 状态下不能够导电 的化合物 溶质分子 极性键结合共价化 合物
例：250C时，在0.5L0.2mol/L的HA溶液中， 有0.01mol的HA电离成离子。求该温度下HA的 电离常数。
二、电解质的电离方程式书写
强 弱
③多元弱碱分步进行，一步写
等 可 号 逆
多 元 弱 酸 分 步 写
多 元 弱 碱 写 一 步
§3-1 弱电解质的电离
（第二课时）
弱电解质的电离
•思考：冰醋酸加水稀释，醋酸在稀释的过程中微粒的变化包含哪些过程？
CH3COOH
离子化 分子化
CH3COO - + H+
醋酸在电离过程中各微粒浓度的变化
c(H+) c(Ac-) c(HAc)
最小 最大
HAc初溶于水 紧接着 最后
最小
不变
不变
不变
1、电离平衡状态建立
讨论完成表格： CH3COOH
CH3COO-- + H+
---) (Ac C C(HAc)
改变条件C 加 通HCl 热
平衡移 动方向
+) (H C
电离常数
正向
逆向 加 NaOH(s) 正向 加NaAc(s) 逆向
加 CH3COOH 正向 加 水 正向
增大 增大 减小
增大 减小 增大 增大 增大 减小
§3-1 弱电解质的电离
回顾
为什么物质在水溶液里或熔化状态下能够导电？
灯泡亮 导电 溶液中有自由移动的离子
电离：化合物在溶于水或受热熔化时， 离解成自由移动的离子的过程。
相关知识复习
1.电解质与非电解质
电解质 非电解质 在水溶液中和熔化 状态下不能够导电 的化合物 溶质分子 极性键结合共价化 合物
《弱电解质电离平衡》课件
3 举例
乙酸、甲酸、碳酸等都是弱电解质。
弱电解质电离的平衡
电离平衡常数
描述了弱电解质的电离反应， 是反应物浓度和产物浓度的比 值，通常用Kc表示。
反应式
弱电解质的电离反应式一般为 HA + H2O ⇔ A- + H3O+
影响因素
温度、离子强度、化学品浓度 等都会影响弱电解质电离的平 衡。
离子强度和离子活度
根据平衡常数计算pH值比较麻烦，可以通 过Henderson-Hasselb alch方程直接计算pH 值。
总结
弱电解质电离平衡的重要性
弱电解质电离平衡在生命科学和化学领域非常重要，我们必须加深对其实质的理解。
缓冲作用在生命科学中的应用
缓冲溶液是生命科学研究中不可或缺的重要试剂，被广泛应用于生化、药学、医学等领域。
1
离子活度与离子强度的关系
2
Байду номын сангаас
离子活度是指溶液中反应组分实际浓度
与理论浓度之比，通常用ai表示。离子活
度与离子强度呈指数函数关系。
3
离子强度的定义
离子强度是所有离子的总浓度之和，通 常用I表示。
离子活度的计算方法
离子活度可以由各种离子运动率的反比 例关系计算，运动率低的离子活度高。
pH的概念和计算方法
《弱电解质电离平衡》 PPT课件
本课件介绍弱电解质电离平衡的原理和应用，包括离子强度和离子活度的概 念，pH的计算方法，以及缓冲溶液的作用和制备方法。
什么是弱电解质？
1 定义
弱电解质是指在水溶液中只部分离解的物质，电离度较低。
2 特征
弱电解质的离子度随浓度的变化而变化；化学反应较慢，达到化学平衡需要较长的时间。
高考化学(全国通用)：弱电解质的电离平衡(PPT讲解版)
弱电解质的电离平衡
优秀同龄人的陪伴 让你的青春少走弯路
弱电解质的电离平衡的知识点特点
一、【简单好懂，抓好细节】 知识点相对简单，好理解 常考细节，需抓好关键点 二、【弄清原理，举一反三】 积累电离平衡移动的情形 题型较固定，变化不大 弄清原理是关键，举一反三
使用说明-内容说明
PART 1
构建弱电解质的电离平衡知识网络图
4、意义：衡量弱电解质的电离程度 （1）电离常数越大，弱电解质的电离程度越大 （2）相同温度和浓度的弱酸（碱），电离常数越大，酸（碱）性越强。
如：在25℃时，HNO2的K=4.6×10 -4，CH 3COOH的K=1.8×10 -5，HNO 2的酸性比CH 3COOH的强
电离度
1、概念：一定条件下，当弱电解质在溶液中达到电离平衡时，溶液中已经电离的电解质分子数占原来弱电解质 总分子数的百分比。
Ka
=
c(H c(
) c(N HN)
)
ROH(弱碱) R OH
Kb
c(R )gt;>Ka2>>K
a3
H2CO3 H HCO3
注意：
HCO3
H CO32
K a1
c(H ) c(HCO3 ) c(H 2CO3)
Ka2
c(H ) c(CO32 ) c(HCO3 )
答案解析1
1．关于强、弱电解质叙述正确的是（ꢀꢀ） A．强电解质都是离子化合物，弱电解质都是共价化合物 B．强电解质都是可溶性化合物，弱电解质都是难溶性化合物 C．强电解质的水溶液中无溶质分子，弱电解质的水溶液中有溶质分子 D．强电解质的水溶液导电能力强，弱电解质的水溶液导电能力弱
解析： A．氯化氢为强电解质，但氯化氢为共价化合物，氢氧化铝为弱电解质，但它是离子化合物，故A错误； B．硫酸钡为强电解质，难溶于水，醋酸为弱电解质，易溶于水，故B错误； C．强电解质在水中完全电离，不存在溶质分子，弱电解质在水中部分电离，存在溶质分子，故C正确； D．水溶液中导电能力与自由移动的电荷浓度有关，与强弱电解质无关，故D错误。 故选C．
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弱电解质的电离平衡的知识点特点
一、【简单好懂，抓好细节】 知识点相对简单，好理解 常考细节，需抓好关键点 二、【弄清原理，举一反三】 积累电离平衡移动的情形 题型较固定，变化不大 弄清原理是关键，举一反三
使用说明-内容说明
PART 1
构建弱电解质的电离平衡知识网络图
4、意义：衡量弱电解质的电离程度 （1）电离常数越大，弱电解质的电离程度越大 （2）相同温度和浓度的弱酸（碱），电离常数越大，酸（碱）性越强。
如：在25℃时，HNO2的K=4.6×10 -4，CH 3COOH的K=1.8×10 -5，HNO 2的酸性比CH 3COOH的强
电离度
1、概念：一定条件下，当弱电解质在溶液中达到电离平衡时，溶液中已经电离的电解质分子数占原来弱电解质 总分子数的百分比。
Ka
=
c(H c(
) c(N HN)
)
ROH(弱碱) R OH
Kb
c(R )gt;>Ka2>>K
a3
H2CO3 H HCO3
注意：
HCO3
H CO32
K a1
c(H ) c(HCO3 ) c(H 2CO3)
Ka2
c(H ) c(CO32 ) c(HCO3 )
答案解析1
1．关于强、弱电解质叙述正确的是（ꢀꢀ） A．强电解质都是离子化合物，弱电解质都是共价化合物 B．强电解质都是可溶性化合物，弱电解质都是难溶性化合物 C．强电解质的水溶液中无溶质分子，弱电解质的水溶液中有溶质分子 D．强电解质的水溶液导电能力强，弱电解质的水溶液导电能力弱
解析： A．氯化氢为强电解质，但氯化氢为共价化合物，氢氧化铝为弱电解质，但它是离子化合物，故A错误； B．硫酸钡为强电解质，难溶于水，醋酸为弱电解质，易溶于水，故B错误； C．强电解质在水中完全电离，不存在溶质分子，弱电解质在水中部分电离，存在溶质分子，故C正确； D．水溶液中导电能力与自由移动的电荷浓度有关，与强弱电解质无关，故D错误。 故选C．
4.3.1 弱电解质的解离平衡
≈ c(S2−)
c(S2−) = 1.30 × 10−13 mol∙L−1
任何二元弱酸的二价负离子的浓度均约等于 其二级解离常数，而与弱酸的初始浓度无关。
0.40 mol∙L−1的NH3∙H2O水溶液中 c(NH4+) = ? c(OH−) = ?
单相离子平衡
AB
A+ + B− 解离平衡
平衡常数
c(A+) c(B−)
KA⊝B =
c⊝ ▪ c⊝ c(AB)
c⊝
不考虑单位时
KA⊝B =
c(A+) ▪ c(B−) c(AB)
KA⊝B称为弱电解质AB的解离常数
× 100%
解离度是表征弱电解质解离程度大小的 特征常数，在温度、浓度相同的条件下， 解离度越小，电解质越弱。
解离常数与解离度之间的关系
初始浓度 变化量 平衡浓度
AB
c −cα c−cα
A+ + B−
00 +cα &#c(B−) c(AB)
=
(cα)(cα) c − cα
KA⊝B ≤ 10−4 10−3 ≤ KA⊝B ≤ 10−2
弱电解质 中强电解质
水的自偶解离
H2O + H2O
OH− + H3O+ 水的自偶解离
简写为： H2O (l)
H+ (aq) + OH−(aq)
标准平衡常数
K⊝ =
c(H+) c(OH−)
c⊝ ▪
c⊝
c(H2O) c⊝
不考虑单位时 Kw⊝ = c(H+) ▪ c(OH−)
=
cα2 1 −α
当 α < 1% (AB为弱电解质) 时，1− α ≈ 1，则有：
中职化学基础模块(哈尔滨工程大学出版社)《弱电解质的解离平衡》课件
第三节 水的离子积和溶液的pH
Kwθ为水的离子积常数，简称水的离子积。 根据化学平衡原理，水的离子积不仅适用于纯 水，对电解质溶液也同样适用。酸性溶液中不是没 有OH-，只是含有的H+ 多一些；碱性溶液中也不 是没有H+，只是含有的OH- 多一些。
第三节 水的离子积和溶液的pH
二、溶液的酸碱性与pH （一）溶液的酸碱性 在水溶液中，c（H+）与c（OH-）是相互依存、相互制约的， c（H+）与c（OH-）的相 对大小决定了溶液的酸碱性。在室温范围内有以下性质：
1. 下列有关电解质的说法正确的是（ ）。 A. 电解质与非电解质的本质区别是在水溶液或熔化状态下能否电离 B. 强电解质与弱电解质的本质区别是其水溶液导电性的强弱 C. 酸、碱和盐类都属于电解质，其他化合物都是非电解质 D. 常见的强酸、强碱和大部分盐都是强电解质，其他化合物都是弱 电解质
2. 下列物质中，属于强电解质的是（
在水溶液中或熔融状态下，能导电的化合物称为电 解质（如NaCl、CH3COOH等），不能导电的物质称 为非电解质（如蔗糖、酒精等）。
第二节 弱电解质的解离平衡
一、电解质的电离 电解质在溶解或熔化过程中离解为能自由移动的阴、阳离子的过程称为电离。在水 溶液中，电解质电离后，产生一定数量能自由移动的阴、阳离子。当插入电极并接通外 电源时，这些阴、阳离子向与其电荷相反的电极移动，并历经在两极得失电子的过程， 使得外电路中有电子流动，即产生电流，这就是电解质溶液能够导电的原因。非电解质 因其在水溶液中或熔融状态下不能电离出自由移动的离子，故不能导电。
卫生法律法规
第二节 弱电解质的解离平衡
二、弱电解质的电离平衡 弱电解质在溶液中只有少部分解离成离子，大部分仍以分子形式存在，通常用
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2.加少量水稀释时，共轭碱与共轭酸以相同的比例稀释， 缓冲比不变，故缓冲溶液pH几乎不变。 3.在缓冲溶液中，由于 [HB]≈cHB，[B－]≈c B-，故有： c pH pK a lg B cHB 4.在体积一定的缓冲溶液中，上式也可写为：
pH = p Ka + lg nB – nHB
第三章 电解质溶液
第三节 缓冲溶液
第三节 缓冲溶液
例3-2 1L缓冲溶液中，含有0.20mol NaAc和0.10mol HAc， 求该缓冲溶液的pH。(Ka = 1.75×10-5) 解：该溶液的缓冲对为HAc—Ac-
已知pKa = 4.75 cHAc = 0.10mol/L cNaAc = 0.20mol/L
pH pK a lg cB cHB
在弱电解质溶液中加入与其具有相同离子的强电解质， 使弱电解质解离度降低的现象，称为同离子效应。 如：
HAc + H2O H3O+ + Ac
平衡移动的方向
+ Ac + Na+
NaAc
OH + NH4+ NH3 + H2O + 平衡移动的方向
NH4+ + Cl NH4Cl
第三章 电解质溶液 第一节 弱电解质溶液的解离平衡
3
4 5
第一节 弱电解质溶液的解离平衡
一、解离平衡和解离平衡常数
二、解离度
三、同离子效应
张学东 首都医科大学燕京医学院
第三章 电解质溶液
电解质溶液：在水溶液或熔融状态下能 导电的化合物称为电解质，其水溶液称 为电解质溶液。
水溶液或者熔融状态下能够导电的化合物称为 电解质 水溶液或者熔融状态下不能够导电的化合物称 为非电解质
已解离的电解质分子数 100% 电解质分子总数
1.解离度的大小可以定量地表示弱电解质的相对强弱 。 2. 影响弱电解质解离度的因素，除弱电解质的本性和溶 液的温度外，还与溶液的浓度、溶质和溶剂的极性强弱有关。
第三章 电解质溶液 第一节 弱电解质溶液的解离平衡
第一节 弱电解质溶液的解离平衡
三、同离子效应
第一节 弱电解质溶液的解离平衡
（二）解离平衡常数
在一定温度下，当弱电解质达到解离平衡时，溶液中已解 离的离子浓度幂次方的乘积与未解离的弱电解质分子浓度的比 值为一常数，称为解离平衡常数，简称解离常数，用Ki表示。 1.弱酸的解离平衡常数（ Ka）
如HAc的解离常数：
2.弱碱的解离平衡常数（ Kb） 如NH3H2O的解离常数：
第二节 酸碱质子理论
第二节 酸碱质子理论
2.25℃时纯水的Kw= 1.00×10-14。温度升高，Kw值增大。 3.水的离子积Kw不仅适用于纯水，也适用于所有稀水溶液。 只要知道溶液中的[H3O+]，就能计算其中的 [OH-]。 例如：25℃时，在0.10mol/L的HCl溶中，[H3O+]=0.10mol/L， 根据水的离子积 [OH-]= Kw/ [H3O+] = 1.0 10-13mol/L
HB
• 酸
H+ + B
质子 碱
共轭酸碱对
• 1.在组成上仅相差一个质子的一对酸碱称为共轭酸碱对。 • 2.在一对共轭酸碱对中，共轭酸的酸性越强，其共轭碱的 碱性越弱，反之，其共轭碱的碱性越强。 • 3.既可以给出质子，也能够接受质子的物质称为两性物质。
第三章 电解质溶液
第二节 酸碱质子理论
第二节 酸碱质子理论
pKa = -lgKa
pKb = -lgKb pKw 酸碱质子理论
第三节 缓冲溶液
一、缓冲溶液的基本概念和组成
二、缓冲作用机制
三、缓冲溶液pH的计算 四、缓冲容量和缓冲范围 五、缓冲溶液的配制
张学东 首都医科大学燕京医学院
第三章 电解质溶液
第三节 缓冲溶液
第三章 电解质溶液
第三节 缓冲溶液
第三节 缓冲溶液
1.当加入少量强酸时， 大量存在的Ac-接受H+生成 HAc，平衡左移。 所以Ac-是抗酸成分，起抗酸作用。
Ac + H+ HAc
2.当加入少量强碱时，H+和外加的OH -反应生成 H2O,促使平衡右移以补充H+的减少。所以HAc是抗碱成 分，起抗碱作用。
国家卫生和计划生育委员会“十二五”国家级规划教材 全 国 高 等 医 药 教 材 建 设 研 究 会 规 划 教 材 全 国 高 职 高 专 学 校 规 划 教 材
医用化学
第三章 电解质溶液
第三章 电解质溶液
【学习目标】
1.掌握 酸碱质子理论;缓冲溶液的概念、组成和缓
冲作用机制。
2.熟悉 弱电解质的解离平衡、解离度；缓冲溶液 的pH的计算。
第三章 电解质溶液
第三节 缓冲溶液
第三节 缓冲溶液
将HAc和NaAc混合溶液加适量水稀释，其pH也基本不变。
0.5ml 0.1mol/L HCl 0.5ml 0.1mol/L HAc + 0.1mol/L NaAc
加水体积（ml）
加水体积（ml）
1.能够抵抗少量外加强酸、强碱或稀释而保持pH基本不变的 溶液称为缓冲溶液。 2.缓冲溶液对强酸、强碱或稀释的抵抗作用称为缓冲作用。
缓冲比
对上式两边同时取负对数得：
pH = pK a + lg [B ] [HB]
此式称为亨德森—哈塞尔巴赫方程，也称为缓冲公式， 用于计算缓冲溶液的pH。其中[B-]/[HB]比值称为缓冲比。
第三章 电解质溶液 第三节 缓冲溶液
第三节 缓冲溶液
1.缓冲公式表明:缓冲溶液pH的大小主要取决于弱酸的Ka 值和缓冲比。
3.了解 缓冲容量及其影响因素，缓冲范围。
4.能力要求 配制一定pH的缓冲溶液。 5.素质要求 应用缓冲溶液知识，理解机体维持pH 稳定的原理，分析酸碱平衡失调的原因。
第三章 电解质溶液
第三章 电解质溶液
1 2 第一节 弱电解质溶液的解离平衡
第二节 酸碱质子理论 第三节 缓冲溶液 基础与临床
学习要点
第二节 酸碱质子理论
一、酸碱的定义
二、酸碱反应的实质
三、水的质子自递平衡
四、共轭酸碱解离常数的关系
张学东 首都医科大学燕京医学院
第三章 电解质溶液
第二节 酸碱质子理论
•一、酸碱的定义
• 酸碱质子理论认为：凡能给出质子（H+）的物质都是酸， 凡能接受质子（H+）的物质都是碱。酸、碱的关系可表示如下：
抗碱成分 抗酸成分 问题： H2CO3 —Na2CO3，NaOH—H2SO4能组成缓冲对吗？
第三章 电解质溶液
第三节 缓冲溶液
第三节 缓冲溶液
二、缓冲作用机制
以HAc-NaAc组成的缓冲溶液中存在以下两个解离过程：
HAc
NaAc
H+ + Ac
Na+ + Ac
HAc是一种弱电解质，解离度较小，强电解质NaAc完全 解离出的Ac-产生同离子效应，即Ac-与H+结合生成HAc，使 HAc的解离平衡向左移动，HAc的解离度减小，HAc几乎完 全以分子状态存在。所以溶液中存在着大量的HAc、Ac-和少 量H+。 平衡时溶液的特点：两大： [HAc]、 [Ac-]，一小：[ H+]
NH3· H2O NH4+ + OH
+ OH- + Na+ ← NaOH
平衡移动的方向
第三章 电解质溶液 第一节 弱电解质溶液的解离平衡
第一节 弱电解质溶液的解离平衡
二、解离度
在一定条件下，弱电解质达到解离平衡时，溶液中已解 离的弱电解质分子数与解离前分子总数的比值，称为该弱电解 质的解离度，用表示。
Ka =
[H ] [Ac ] [HAc]
Kb=
[NH4+][OH ] [NH3· H2O]
解离常数与弱电解质的本性及温度有关，而与其浓度无关， 其数值的大小可以反映弱电解质解离的趋势。
第三章 电解质溶液 第一节 弱电解质溶液的解离平衡
第一节 弱电解质溶液的解离平衡
3.解离常数与弱电解质的本性及温度有关，而与其浓度无 关，其数值的大小可以反映弱电解质解离的趋势。 如对于同一类型的弱酸（或弱碱），Ka（或Kb）值大的 酸性（碱性）较强。 4.解离平衡移动：改变影响解离平衡的因素（温度、浓 度），弱电解质的解离平衡将被破坏，在新的条件下重新建立 平衡。 如向氨水中加入NaOH，增大了溶液中的OH－浓度，使 解离平衡逆向移动 。
一、缓冲溶液的基本概念 （一）缓冲溶液的概念
向0.1mol/L NaCl溶液、0.1mol/LHAc和0.1mol/L NaAc 混 合溶液中分别加入少量 HCl和 NaOH，溶液的pH变化如下：
待测溶液 1 2 3 4 5 6 1L HAc和NaAc 混合溶液 1L NaCl溶液 对照 加入1滴0.1mol/L HCl 加入1滴0.1mol/L NaOH 对照 加入1滴0.1mol/L HCl 加入1滴0.1mol/L NaOH pH试纸颜色 pH 7 3 11 4.75 4.74 基本不变 4.76 pH变化 减小 增大
0.20 pH = 4.75+ lg = 5.05 0.10
第三章 电解质溶液
第三节 缓冲溶液
第三节 缓冲溶液
例3-3 取0.10 mol/L NaH2PO4 10.0ml与0.10 mol/L Na2HPO4 2.0ml混合，求该缓冲溶液的pH。（已知pKa2 = 7.21） 解：该溶液中的缓冲对为H2PO4- —HPO42n(HPO4 2-) = 0.10×2.0 = 0.2 (mmol) n(H2PO4 -) = 0.10×10.0 = 1.0 (mmol) pH = p Ka + lg nB – nHB
pH = p Ka + lg nB – nHB
第三章 电解质溶液
第三节 缓冲溶液
第三节 缓冲溶液
例3-2 1L缓冲溶液中，含有0.20mol NaAc和0.10mol HAc， 求该缓冲溶液的pH。(Ka = 1.75×10-5) 解：该溶液的缓冲对为HAc—Ac-
已知pKa = 4.75 cHAc = 0.10mol/L cNaAc = 0.20mol/L
pH pK a lg cB cHB
在弱电解质溶液中加入与其具有相同离子的强电解质， 使弱电解质解离度降低的现象，称为同离子效应。 如：
HAc + H2O H3O+ + Ac
平衡移动的方向
+ Ac + Na+
NaAc
OH + NH4+ NH3 + H2O + 平衡移动的方向
NH4+ + Cl NH4Cl
第三章 电解质溶液 第一节 弱电解质溶液的解离平衡
3
4 5
第一节 弱电解质溶液的解离平衡
一、解离平衡和解离平衡常数
二、解离度
三、同离子效应
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第三章 电解质溶液
电解质溶液：在水溶液或熔融状态下能 导电的化合物称为电解质，其水溶液称 为电解质溶液。
水溶液或者熔融状态下能够导电的化合物称为 电解质 水溶液或者熔融状态下不能够导电的化合物称 为非电解质
已解离的电解质分子数 100% 电解质分子总数
1.解离度的大小可以定量地表示弱电解质的相对强弱 。 2. 影响弱电解质解离度的因素，除弱电解质的本性和溶 液的温度外，还与溶液的浓度、溶质和溶剂的极性强弱有关。
第三章 电解质溶液 第一节 弱电解质溶液的解离平衡
第一节 弱电解质溶液的解离平衡
三、同离子效应
第一节 弱电解质溶液的解离平衡
（二）解离平衡常数
在一定温度下，当弱电解质达到解离平衡时，溶液中已解 离的离子浓度幂次方的乘积与未解离的弱电解质分子浓度的比 值为一常数，称为解离平衡常数，简称解离常数，用Ki表示。 1.弱酸的解离平衡常数（ Ka）
如HAc的解离常数：
2.弱碱的解离平衡常数（ Kb） 如NH3H2O的解离常数：
第二节 酸碱质子理论
第二节 酸碱质子理论
2.25℃时纯水的Kw= 1.00×10-14。温度升高，Kw值增大。 3.水的离子积Kw不仅适用于纯水，也适用于所有稀水溶液。 只要知道溶液中的[H3O+]，就能计算其中的 [OH-]。 例如：25℃时，在0.10mol/L的HCl溶中，[H3O+]=0.10mol/L， 根据水的离子积 [OH-]= Kw/ [H3O+] = 1.0 10-13mol/L
HB
• 酸
H+ + B
质子 碱
共轭酸碱对
• 1.在组成上仅相差一个质子的一对酸碱称为共轭酸碱对。 • 2.在一对共轭酸碱对中，共轭酸的酸性越强，其共轭碱的 碱性越弱，反之，其共轭碱的碱性越强。 • 3.既可以给出质子，也能够接受质子的物质称为两性物质。
第三章 电解质溶液
第二节 酸碱质子理论
第二节 酸碱质子理论
pKa = -lgKa
pKb = -lgKb pKw 酸碱质子理论
第三节 缓冲溶液
一、缓冲溶液的基本概念和组成
二、缓冲作用机制
三、缓冲溶液pH的计算 四、缓冲容量和缓冲范围 五、缓冲溶液的配制
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第三章 电解质溶液
第三节 缓冲溶液
第三章 电解质溶液
第三节 缓冲溶液
第三节 缓冲溶液
1.当加入少量强酸时， 大量存在的Ac-接受H+生成 HAc，平衡左移。 所以Ac-是抗酸成分，起抗酸作用。
Ac + H+ HAc
2.当加入少量强碱时，H+和外加的OH -反应生成 H2O,促使平衡右移以补充H+的减少。所以HAc是抗碱成 分，起抗碱作用。
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医用化学
第三章 电解质溶液
第三章 电解质溶液
【学习目标】
1.掌握 酸碱质子理论;缓冲溶液的概念、组成和缓
冲作用机制。
2.熟悉 弱电解质的解离平衡、解离度；缓冲溶液 的pH的计算。
第三章 电解质溶液
第三节 缓冲溶液
第三节 缓冲溶液
将HAc和NaAc混合溶液加适量水稀释，其pH也基本不变。
0.5ml 0.1mol/L HCl 0.5ml 0.1mol/L HAc + 0.1mol/L NaAc
加水体积（ml）
加水体积（ml）
1.能够抵抗少量外加强酸、强碱或稀释而保持pH基本不变的 溶液称为缓冲溶液。 2.缓冲溶液对强酸、强碱或稀释的抵抗作用称为缓冲作用。
缓冲比
对上式两边同时取负对数得：
pH = pK a + lg [B ] [HB]
此式称为亨德森—哈塞尔巴赫方程，也称为缓冲公式， 用于计算缓冲溶液的pH。其中[B-]/[HB]比值称为缓冲比。
第三章 电解质溶液 第三节 缓冲溶液
第三节 缓冲溶液
1.缓冲公式表明:缓冲溶液pH的大小主要取决于弱酸的Ka 值和缓冲比。
3.了解 缓冲容量及其影响因素，缓冲范围。
4.能力要求 配制一定pH的缓冲溶液。 5.素质要求 应用缓冲溶液知识，理解机体维持pH 稳定的原理，分析酸碱平衡失调的原因。
第三章 电解质溶液
第三章 电解质溶液
1 2 第一节 弱电解质溶液的解离平衡
第二节 酸碱质子理论 第三节 缓冲溶液 基础与临床
学习要点
第二节 酸碱质子理论
一、酸碱的定义
二、酸碱反应的实质
三、水的质子自递平衡
四、共轭酸碱解离常数的关系
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第三章 电解质溶液
第二节 酸碱质子理论
•一、酸碱的定义
• 酸碱质子理论认为：凡能给出质子（H+）的物质都是酸， 凡能接受质子（H+）的物质都是碱。酸、碱的关系可表示如下：
抗碱成分 抗酸成分 问题： H2CO3 —Na2CO3，NaOH—H2SO4能组成缓冲对吗？
第三章 电解质溶液
第三节 缓冲溶液
第三节 缓冲溶液
二、缓冲作用机制
以HAc-NaAc组成的缓冲溶液中存在以下两个解离过程：
HAc
NaAc
H+ + Ac
Na+ + Ac
HAc是一种弱电解质，解离度较小，强电解质NaAc完全 解离出的Ac-产生同离子效应，即Ac-与H+结合生成HAc，使 HAc的解离平衡向左移动，HAc的解离度减小，HAc几乎完 全以分子状态存在。所以溶液中存在着大量的HAc、Ac-和少 量H+。 平衡时溶液的特点：两大： [HAc]、 [Ac-]，一小：[ H+]
NH3· H2O NH4+ + OH
+ OH- + Na+ ← NaOH
平衡移动的方向
第三章 电解质溶液 第一节 弱电解质溶液的解离平衡
第一节 弱电解质溶液的解离平衡
二、解离度
在一定条件下，弱电解质达到解离平衡时，溶液中已解 离的弱电解质分子数与解离前分子总数的比值，称为该弱电解 质的解离度，用表示。
Ka =
[H ] [Ac ] [HAc]
Kb=
[NH4+][OH ] [NH3· H2O]
解离常数与弱电解质的本性及温度有关，而与其浓度无关， 其数值的大小可以反映弱电解质解离的趋势。
第三章 电解质溶液 第一节 弱电解质溶液的解离平衡
第一节 弱电解质溶液的解离平衡
3.解离常数与弱电解质的本性及温度有关，而与其浓度无 关，其数值的大小可以反映弱电解质解离的趋势。 如对于同一类型的弱酸（或弱碱），Ka（或Kb）值大的 酸性（碱性）较强。 4.解离平衡移动：改变影响解离平衡的因素（温度、浓 度），弱电解质的解离平衡将被破坏，在新的条件下重新建立 平衡。 如向氨水中加入NaOH，增大了溶液中的OH－浓度，使 解离平衡逆向移动 。
一、缓冲溶液的基本概念 （一）缓冲溶液的概念
向0.1mol/L NaCl溶液、0.1mol/LHAc和0.1mol/L NaAc 混 合溶液中分别加入少量 HCl和 NaOH，溶液的pH变化如下：
待测溶液 1 2 3 4 5 6 1L HAc和NaAc 混合溶液 1L NaCl溶液 对照 加入1滴0.1mol/L HCl 加入1滴0.1mol/L NaOH 对照 加入1滴0.1mol/L HCl 加入1滴0.1mol/L NaOH pH试纸颜色 pH 7 3 11 4.75 4.74 基本不变 4.76 pH变化 减小 增大
0.20 pH = 4.75+ lg = 5.05 0.10
第三章 电解质溶液
第三节 缓冲溶液
第三节 缓冲溶液
例3-3 取0.10 mol/L NaH2PO4 10.0ml与0.10 mol/L Na2HPO4 2.0ml混合，求该缓冲溶液的pH。（已知pKa2 = 7.21） 解：该溶液中的缓冲对为H2PO4- —HPO42n(HPO4 2-) = 0.10×2.0 = 0.2 (mmol) n(H2PO4 -) = 0.10×10.0 = 1.0 (mmol) pH = p Ka + lg nB – nHB