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电解质溶液和离子平衡

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第三章 溶液中的离子平衡

第三章 溶液中的离子平衡

11:08
26
（3）缓冲原理：以HAc－NaAc为例。
加H＋：解离平衡左移，H＋与Ac－结合成HAc，建立新的平衡后，消耗了少量 Ac－，HAc浓度略有增大，而H＋浓度基本不变。（实际上是溶液中大 量的Ac－中和了H＋，抵抗了酸的影响。） 加OH－：H＋浓度降低，这时解离平衡右移，建立新的平衡后，HAc浓度略 有降低，Ac－浓度略有增大，而H＋浓度基本不变。（溶液中大量 HAc的存在补充了被OH－中和的H＋，抵抗了碱的影响）。
11:08 3
AB →A+ + B- (不可逆）强电解质的解离 AB A+ + B-（可逆）弱电解质的解离
弱电解质在水溶液中，存在着解离的正、负 离子和未解离的分子之间的平衡——解离平衡 (dissociation equilibrium)。
11:08
4
§3-1 弱电解质的解离平衡 一、解离平衡和解离常数
11:08
pH<7 pH>7
9
二、解离度及其影响因素
1、解离度(degree of ionization)
已解离的分子数 解离的分子浓度 100 ％＝ 100 ％ 分子总数 分子总浓度
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
11:08
25
（二）溶液pH 值的控制 1、缓冲溶液(buffer solution)的概念 （1）定义：能抵抗少量外来酸、碱或稀释的冲 击，其pH值基本保持不变的溶液。 （2）组成：
弱酸－弱酸盐： HAc NaAc H2CO3 NaHCO 3
H3PO4 NaH2PO4
弱碱－弱碱盐：NH3 H2O NH4Cl NaHCO 3 Na2CO 3 组成缓冲溶液的两种物质称为缓冲对。

医用基础化学电解质溶液

医用基础化学电解质溶液

OH-
§3.3 水溶液中的质子转移平衡及有关计算
例 已知NH3的Kb为1.79×10-5，试求NH4+的Ka。 解 NH4+是NH3的共轭酸，故 Ka=Kw/Kb =1.00×10-14/(1.79×10-5)
ห้องสมุดไป่ตู้
=5.59×10-10
§3.3 水溶液中的质子转移平衡及有关计算
(2)多元弱酸或多元弱碱
2、离子的活度和活度因子 （1）活度：电解质溶液中实际上起作用的浓度，用 aB 表示，单位为一。活度与浓度的关系
aB B cB / cB
γB称为溶质B的活度因子。 cB 称为标准浓度，单 位为mol/L。
§3.1
强电解质溶液理论
（2）活度因子 由于aB＜cB，故B ＜1 当溶液中的离子浓度很小时， B≈1。 通常把中性分子、弱电解质溶液的活度因子视为1。
25℃时
Kw= 1.00×10-14
§3.3 水溶液中的质子转移平衡及有关计算
水的离子积不仅适用于纯水，也适用于所有稀水溶液。 25℃的纯水中
[H+] = [OH-] = K w =1.0×10-7 mol· -1 L
中性溶液中 [H+] = [OH-] = 1.0×10-7 mol· -1 L
酸性溶液中 [H+] ＞1.0×10-7 mol· -1＞ [OH-] L
§3.1
强电解质溶液理论
3、解离度：达解离平衡时，已解离的分子数和分 子总数之比。单位为一，可以百分率表示。
通常0.1 mol· kg-1溶液中,强电解质α>30%；弱电解 质α<5%；中强电解质α=5%～30%。
表3-1 强电解质水溶液的解离度 (298K,0.10mol· L-1)

2025届高三化学一轮复习,电解质溶液中的三大守恒

2025届高三化学一轮复习,电解质溶液中的三大守恒
−
c X
2−
的H2A、HA 、A 的物质的量分数 (X)随pH的变化如图所示[已知 (X) = c H A + c HA− + c A2−
2
下列叙述错误的是( D )
A．pH=1.2时，c(HA-)=c(H2A)
B．常温下，H2A的电离平衡常数Ka2=10−4.2
C．pH=2.7时，c(HA−)＞c(H
两式联立消去K+
质子守恒：2c(H+)＋c(HC2O4-)+3c(H2C2O4)＝c(C2O42-)+2c(OH-)
质子守恒
在电解质溶液中由于电离、水解等过程的发生，往往存在质子(H+)的
转移，溶液中分子或离子得到质子(H+)的总数 = 失去质子(H+)的总数
溶液中水电离出的H+个数与水电离出的OH-个数相等
③ KHC2O4溶液
④ KHC2O4:K2C2O4=1:1混合溶液
⑤ K2C2O4溶液
物料守恒
特点及适用
物料守恒书写方法
③KHC2O4溶液
K+ ：C2O42-=1：1
H2C2O4 HC2O4-
C2O42-
整理得：c(K+)＝ c(H2C2O4) +c(HC2O4-) ＋c(C2O42-)
④KHC2O4:K2C2O4=1:1混合溶液
②多元弱酸根分步水解，主要是第一步水解
电荷守恒
1、什么是电荷守恒？
2、如何才能正确书写电荷守恒？
电解质溶液呈电中性
阳离子所带正电荷总数 = 阴离子所带负电荷总数
根据电离和水解找出溶液中所有离子
n(电荷) = n(离子) x 离子所带电荷数

大学化学 电解质溶液和电离平衡(第4章)

大学化学 电解质溶液和电离平衡(第4章)

非电解质(稀 溶液的通性 溶液的通性——稀溶液定律 非电解质 稀)溶液的通性 稀溶液定律 对于非电解质(稀 溶液来说 溶液来说， 对于非电解质 稀)溶液来说，一些物理化学性 质具有特殊性：性质的值仅与溶剂物质、 质具有特殊性：性质的值仅与溶剂物质、溶液浓 度有关，而与溶质物质是什么无关——稀溶液的 度有关，而与溶质物质是什么无关 稀溶液的 依数性。 依数性。 这些性质包括：蒸气压下降、沸点升高、凝固点 蒸气压下降、沸点升高、 蒸气压下降 下降及渗透压等。 下降及渗透压等。
外界压（KPa） 103.3 沸点（K） 373 202.6 393 405.2 416 810.4 443
3.凝固点:某物质液相蒸气压和固相蒸气压达到 3.凝固点 凝固点: 相等的温度. 相等的温度.
273 温度（K） 蒸汽压（Kpa）0.61 271 269 0.52 0.44 267 0.37 265 0.31
1、溶液的蒸气压下降 、 2、沸点上升及凝固点下降 、 3、渗透压与反渗透技术 、
一 溶液的蒸气压下降
(一)纯水的蒸气压 沸点和凝固点 纯水的蒸气压 什么叫蒸发?什么叫凝聚 什么叫凝聚? 什么叫蒸发 什么叫凝聚
蒸发
水(液态 液态) 液态
凝聚
水(气态 气态) 气态
1.水的饱和蒸气压:平衡时,水蒸气所具有的压力. 1.水的饱和蒸气压 平衡时,水蒸气所具有的压力. 水的饱和蒸气压: 水的蒸气压与温度有关
沸点上升及凝固点下降： 沸点上升及凝固点下降： p/kPa B 101.325 0.611 A
∆p
O O’ ∆Tfp Tfp 0
B’ 纯水 溶液 ∆Tbp 100 Tbp T/℃ ℃ 下降多少？ 下降多少？
图3-1 冰、水及溶液的蒸气压曲线

电解质溶液的浓度计算方法：化学教案

电解质溶液的浓度计算方法：化学教案

电解质溶液的浓度计算方法化学中，电解质溶液指的是含有电离物质（即能够生成离子的化合物）的溶液。

在测量、制备和调节电解质溶液中离子的浓度时，需要使用一些特定的计算方法。

本文将介绍一些常见的电解质溶液浓度计算方法，帮助大家更好地理解电解质溶液的性质。

1.电解质溶液的浓度表示电解质溶液的浓度通常用“摩尔浓度”（M）来表示。

1摩尔浓度电解质溶液指的是1升溶液中含有1摩尔的离子。

若某个化合物的摩尔质量为M，则其1摩尔占有的体积为Vm升。

据此，可以得出计算公式：M = n/Vm其中，n表示化合物的摩尔数，Vm表示1摩尔该化合物占有的溶液体积。

有时，为了方便计算，还会用用更为简便的表述方式——“克分数浓度”（w/w%）。

克分数浓度表示出1升溶液中某一种化合物所占的质量比。

若某种溶质的摩尔质量为M，其在1升溶液中的克分数浓度表示式为：w/w% = (m/M) x 100%其中，m表示该化合物在1升溶液中所占的质量（单位为克）。

2.多种离子的电解质浓度计算在电解质溶液中，一个化合物往往会分解成多种离子，也就意味着每种离子的浓度都需要单独计算。

例如，一些电解质溶液中，离子种类有Na+、Cl-和SO42-。

针对这样的情况，可以使用下列方法进行浓度计算。

2.1.离子浓度的计算在某些情况下，可以通过电解质分子流动速率和离子效应系数的转化来计算溶液中每种离子的浓度。

电解质在溶液中的电导率（Λ）可以用来计算离子移动度的次序。

若某种电解质在水中的电导率为Λ0，则其在溶液中的电导率为Λ。

任意离子浓度的表达式为：C = (Λ / Λ0) * C0其中，C0为电解质溶液的总浓度，Λ0表示电解质在水中的电导率、Λ表示溶液中电解质的电导率、C表示一个离子的浓度。

需要注意的是，公式并不是所有情况下都适用。

当电解质样品的浓度很高或溶液的温度很低时，离子间交互作用可能很大，从而导致误差。

2.2.溶液的离子平衡当电解质溶液中含有两种离子时，其离子平衡分析可以使用溶液的化学平衡原理来求解。

化学选修第3章《水溶液中的离子平衡》知识点总结

化学选修第3章《水溶液中的离子平衡》知识点总结

化学选修第3章《水溶液中的离子平衡》知识点总结一、电解质、非电解质，强弱电解质的比较1．电解质、非电解质的概念2．强电解质与弱电解质的概念3．强弱电解质通过实验进行判断的方法（以醋酸HAc为例）：（1）溶液导电性对比实验：相同条件下，HAc溶液的导电性明显弱于强酸（盐酸、硝酸）（2）测0.01mol/L HAc溶液的pH>2（3）测NaAc溶液的pH值：常温下，pH>7（4）测pH=a的HAc稀释100倍后所得溶液pH<a+2（5）将物质的量浓度相同的HAc溶液和NaOH溶液等体积混合后溶液呈碱性（6）中和10mL pH=1的HAc溶液消耗pH=13的NaOH溶液的体积大于10mL（7）将pH=1的HAc溶液与pH=13的NaOH溶液等体积混合后溶液呈酸性（8）比较物质的量浓度相同的HAc溶液与盐酸，分别与同样的锌粒反应产生气体的速率，后者快特别提醒：1．SO2、NH3、CO2的水溶液虽然能导电，但它们仍属于非电解质。

2．电解质强弱的判断，关键是看电解质在水溶液中是否完全电离。

电解质电离程度与溶解度无直接关系，溶解度大的不一定是强电解质（如醋酸），溶解度小的不一定是弱电解质（如硫酸钡）。

3．电解质溶液导电性取决于溶液中自由移动离子浓度和离子所带电荷数的多少。

一般来说，相同浓度的强电解质的导电性明显强于弱电解质。

弱酸（碱）与弱碱（酸）反应生成了强电解质，溶液的导电性明显增强。

4．电解质的强弱与溶液的导电性没有直接的关系。

如难溶物BaCO 3，它溶于水的部分能完全电离，故属于强电解质，但溶液的导电性几乎为零。

二、弱电解质电离平衡及电离平衡常数要点一：影响电离平衡的因素：1．温度：升高温度，促进电离（因为电离过程吸热），离子浓度增大2．浓度：溶液稀释促进电离，离子浓度反而变小3．同离子效应：加入与弱电解质具有相同的离子的物质，将抑制电离，相关离子浓度增大；4．加入能反应的物质，促进电离，但相关离子浓度降低。

(整理)第03章电解质溶液与离子平衡

一、选择题(14×1'=14')1、一种酸的强度与它在水溶液中的哪一种数据有关？（ ）A 、浓度B 、活度C 、解离常数D 、解离度2、下列溶液中，H +浓度最大的是（ ）A 、1.0mol/L HAcB 、1.0mol/L H 3PO 4（K a,1=6.92×10-3）C 、0.40mol/L HC1D 、0.30mol/L H 2SO 43、对于强电解质溶液，下列说法错误的是（ ）A 、浓度越大，活度系数越大B 、浓度越大，活度系数越小C 、浓度极稀时，活度系数接近于1D 、活度系数越小，表观电离度也越小4、下列各组分子离子中，不属于共轭关系的是（ ）A 、HC1~C1-B 、H 2CO 3~CO 32-C 、H 2CO 3~HCO 3-D 、NH 4+~NH 35、乙酸在液氨和在液态HF 中分别是（ ）A 、弱酸和强碱B 、强酸和强碱C 、强酸和弱碱D 、弱酸和弱碱6、0.05mol/L HCN 溶液中，若有0.01%的HCN 解离，则HCN 的解离常数为（ ）A 、5×10-8B 、5×10-6C 、5×10-10D 、2.5×10-77、下列物质按碱性由弱到强排列顺序是（ ）A 、OH -<HPO 42-<NH 3<HSO 4-<H 2OB 、HPO 42-<OH -<NH 3<H 2O<HSO 4-C 、HSO 4-<H 2O<HPO 42-<NH 3<OH -D 、HPO 42-<OH -<H 2O<NH 3<HSO 4-8、将0.20mol NaOH 和0.20mol NH 4NO 3溶于足量水中，使溶液体积为1.0L ，则此溶液的pH 为（ ）A 、10.27B 、11.27C 、9.27D 、12.279、0.10mol/L HC1和0.10mol/L HAc 等体积混合，溶液中总的[H +]为（ ）A 、0.050mol/LB 、0.10mol/LC 、0.1013mol/LD 、0.0509mol/L10、已知K a (HAc)=1.76×10-5，K b (NH 3)=1.79×10-5，NH 4Ac 溶液的pH 为（ ）A 、明显＞7B 、≈7C 、明显＜7D 、=011、BaSO 4在下列哪种溶液中溶解度最大？ （ ）A 、1mol/L NaC1B 、1mol/L H 2SO 4C 、2mol/L BaC12D 、纯水12、难溶硫化物如FeS 、CuS 、ZnS 等有的溶于盐酸溶液，有的则不溶，主要是因为它们的（ ）A 、酸碱性不同B 、溶解速度不同C 、K Sp 不同D 、晶体结晶不同。

精选电解质溶液-同离子效应实验报告六篇

一、实验目的（1）加深对弱电解质的解离平衡、同离子效应、盐类水解等基本概念的理解。

了解缓冲溶液的缓冲作用及配制。

（2）掌握难溶电解质的多相离子平衡及沉淀的生成和溶解的条件。

二、实验原理在弱电解质的解离平衡或难溶电解质的沉淀一溶解平衡体系中，加入与弱电解质或难溶电解质具有相同离子的易溶强电解质，则平衡向左移动，产生使弱电解质的解离度或难溶电解质的溶解度明显降低的现象，叫做同离子效应。

三、实验用品（仪器、药品）试管、药匙、氨水、醋酸铵固体、酚酞。

甲基橙、碘化铅。

碘化钾。

四、实验内容及操作步骤（l）在小试管中加入1cm30.lmol·dm-3NH3水溶液和1滴酚酞指示剂，观察溶液颜色。

再加入少许NH4Ac晶体，振荡使其溶解，观察溶液颜色的变化并进行解释（2）自己设计一实验，验证同离子效应使HAc溶液中的H+浓度降低。

（3）在试管中加入3滴PbI2饱和溶液，加入2滴0.lmol·dm-3KI溶液。

观察现象，解释之。

五、实验现象及结论（l）在小试管中加入1cm30.lmol·dm-3NH3水溶液和1滴酚酞指示剂，观察溶液颜色。

再加入少许NH4Ac晶体，振荡使其溶解，因同离子效应OH-浓度降低，碱性降低，红色溶液颜色变浅或褪去，（2）自己设计一实验，验证同离子效应使HAc溶液中的H+浓度降低。

在小试管中用滴管加入1毫升0.1摩尔/升醋酸水溶液和1滴甲基橙指示剂，因醋酸溶液呈酸性，使甲基橙溶液有无色变为红色。

再用药匙向小试管中加入少许醋酸铵晶体，振荡使其溶解，因同离子效应，氢离子浓度降低，酸性降低，橙红色溶液颜色变为橙黄色或黄色。

（3）在试管中加入3滴PbI2饱和溶液，加入2滴0.lmol·dm-3KI溶液。

有黄色沉淀碘化铅生成。

一、实验目的(1)加深对弱电解质的解离平衡、同离子效应、盐类水解等基本概念的理解。

了解缓冲溶液的缓冲作用及配制。

(2)掌握难溶电解质的多相离子平衡及沉淀的生成和溶解的条件。

第二章 电解质


H2NO3+ + HSO4- HNO3为弱碱
2. 水的质子自递作用和溶液的 pH
(1)水的自递作用和离子积
H
+
H2O + H2O
OH + H3O
-
+
[H3O ][OH ] K [H 2O][H 2O]
•
[H2O]看成常数，与K合并 Kw= [H3O+][OH-] 简作 Kw= [H+][OH-] 质子自递平衡常数Kw又称水的离子积 0 ℃时 Kw= 1.10×10-15 25℃时 Kw= 1.00×10-14 100℃时 Kw= 5.50×10-13。
注意：共轭酸碱对是不能单独存在的半反应
2.2.2 酸碱反应的实质
如： HCl + H2O
HAc + H2O
H3O+ + ClH3 O+ + Ac解离
H2O + NH3
H3O+ + OH-
NH4+ + OHH2O + H2O 中和 水解
H2O + AcNH4+ + H2O H+ A1 B2 或
HAc + OHH3O+ + NH3 H+ A2 B1
两性物质: 既能给出质子，又能接受质子
H2O , HCO3- , H2PO4 -, HPO42-
HB
酸 共轭
B- + H+
碱
BH—B-为共轭酸碱对（cojugate pair of acid-base)
例：下列各组属于共轭酸碱对的是 2A．H3PO4—H2PO4 B. H3PO4—HPO4 32C. H3PO4—PO4 D. H2PO4 —HPO4 323E. H2PO4 —PO4 F. HPO4 —PO4

举例说明弱电解质在溶液中的电离平衡及其移动

举例说明弱电解质在溶液中的电离平衡及其移动以醋酸（CH3COOH）为例，其在溶液中的电离平衡可以表示为：CH3COOH+H2O⇌CH3COO-+H3O+
这个电离平衡可以理解为：醋酸在溶液中部分电离为离子，同时离子也会结合成醋酸分子。

这个平衡可以受到多种因素的影响，包括温度、浓度和同离子效应等。

1.温度：电离过程是吸热过程，因此升温会使平衡向右移动，即增加电离程度。

简记为“越热越电离”。

2.浓度：在稀释溶液时，离子浓度一般会减小，平衡向右移动，即“越稀越电离”。

3.同离子效应：向醋酸溶液中加入醋酸钠晶体，增大了CH3COO-的浓度，平衡左移，电离程度减小；加入稀盐酸，平衡也会左移。

4.能反应的物质：向醋酸溶液中加入锌或NaOH溶液，平衡右移，电离程度增大。

以上信息仅供参考，如果还有疑问，建议查阅化学书籍或咨询专业化学专业人士。

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溶液中H+和OH-浓 度可以表示溶液 的酸碱性，但直 接使用不方便!
?????
可见，pH越小，溶液的 酸性越强；pH越大，溶 液的碱性越强。PH范围
为：0─14
例题: 计算0.05 mol•L-1盐酸溶液的pH和pOH值
分析
盐酸0为.0强5酸mHo，Cl在l•L溶→-1液中H+全+部C离l解― ：
3.2.1．溶液的的酸碱性和pH
为了方便起见，用pH或pOH表示:
pH = -lgc(H+)
生活中常见水溶液的pH值
pOH = -lgc(OH―)
常温下:c(H+) • c(OH―) = KwӨ = 10-14 溶液的的酸碱性与pH的关系为：
pH + pOH = pKwӨ = 14
酸性溶液 c( H + ) > 10 -7 pH < 7 中性溶液 c( H + ) = 10 -7 pH = 7 碱性溶液 c( H + ) < 10 -7 pH > 7
c( H+ ) • c(OH―) = KӨ • c(H2O) = KwӨ
Kw KwӨ称为水的离子积,25℃时，纯水中c(H+)= c(OH―)=10-7mol•L-因此: Ө =10-14
(1)KwӨ与浓度无关,随温度的升高而增大，但常温下忽略温度的影响， 即:常温下KwӨ=10-14
(2) KwӨ不仅适用于纯水，对于电解质的稀溶液同样适用
例如: 氢硫酸是二元弱酸离解.
两步离解:
第一步离解:
H2S = H+ + HS―
Ka1Ө(H2S) = c(H+)•c(HS―)/c(H2S) = 1.32×10-7
第二步离解:
HS― = H+ + S2―
Ka2Ө(HS-) = c(H+)•c(S―)/c(HS-) = 7.10×10 -15 结论：
由于上K例ӨHA题c的算值出很25小℃，时加，之0同.离10子m效ol应•，L-因1的此HAc溶液离解α=1.3%
（二）缓冲溶液 1．缓冲溶液及缓冲作用原理 (1) 缓冲溶液
加1.0mL 1.0mol • L- 加1.0mL 1.0mol • L-1的NaOH
1的HCl溶液
溶液
1
1.0L纯水
pH从7.0变为3.0，改
血液中的缓冲系
• 人体血液中的PH值：7.35 ~ 7.45 碱储
• 血浆中的缓冲系主要有: H2CO3 OH-HCO3-
H2PO4---HPO4 2 -
÷
H+
H n P---H n-1 P -
肺呼出
CO2
肾
红细胞中的缓冲系主要有：HHb --- Hb -
HHbO2---HbO2- H2CO3---HPO3 2 - H2PO4---HPO4 2 -
常见酸碱指示剂的变色范围： 甲基橙 0 红 3.1 橙 4.4
多是一些有机染料，随着溶
黄 液p生H1变的4 化改而变引，起本颜身色的改结变构发
甲基红 0 红 4.4 橙 6.2 黄 14
石 蕊 0 红 5.0 紫 8.0 蓝 14
酚 酞 0 无色 8.2 粉红 10.0 红 14
pH试纸：对不同的pH溶液能显示不同的颜色（色阶）。 常用：广泛pH试纸和精密pH试纸
KaӨ = cα2
α= √ (KaӨ/c) c(H+)= √ (KaӨ/c)
例题: (1) 已知25℃时，KӨ(HAc)=1.75×10-5。计算该温度下0.10 mol•L-1的HAc溶
液中H+、Ac―离子的浓度以及溶液的pH，并计算该浓度下HAc的离解度；(2) 如将此溶液稀释至0.010 mol•L-1，求此时溶液的H+离子浓度及离解度
变4个单位
pH从7.0变为11，改变4个单位
1.0L溶液中含有
0.10mol HAc和
pH从4.76变为4.75， pH从4.76变为4.77，改变0.01
2
0.10mol NaAc
改变0.01个单位
个单位
1.0L溶液中含有
0.10mol NH3和
pH从9.26变为9.25， pH从9.26变为9.27，改变0.01
为什么这样的体系能 抵抗外加少量酸（或 碱）而保持其pH基本
不变呢？ 平衡时，溶液中有较多的HAC分子和AC-。当外加酸时，如HCl→H++Cl, H+与AC-结合成难 电离的HAC分子，同时阻止HAC进一步电离，故不会使溶液中[H+]急剧增大，从而保持pH
基本不变.
如果外加少量碱,则由强碱电离出来的OH-就会与HAC电离出来的H+结合成H2O，这时[H+] 似乎应大大减少，但就电离来说，[H+]下降，平衡会向着电离方向移动来补充H+，从而 不会使[H+]因加入碱而明显改变，即仍保持pH基本不变。
若在此系统中加入NaAc，c(Ac― )增加，平衡左移，c( H+)减小α(HAc)降低； 若在此系统中加入HCl，c(H+)增加，平衡左移，c(Ac―)减α(HAc)降低在弱电解 质的溶液中，加入与其含有相同离子的易溶强电解质，使弱电解质离解度降低的 现象叫做同离子效应
例题: 向1.0 L浓度为0.10mol• L-1的HAc溶液中加入固体NaAc0.10 mo（假定溶液
分析 分析与
(1)HAc为弱电解质，离解平衡式为:
起始浓(度2)c如0 /将m此ol溶•L-液1 稀释至0.001.010mol• L0-1
同平理衡可浓得度: c/ mol•L-1
0.10-χ χ
0 χ
解与答： 解答：
K1cα(.caH7Ө(==5+H(=×)+4χ)=.1c2=20√/×(-(5H(014+=1.0c.).1-2(4χ70×/H•502A-×1./χ)c00(1(-10)400A.m-)15o―××0l)•01-L.0χ-0011%)0=代)4.入2=% 数4.据2×1可释0-见时4 ，，弱α酸虽稀然
增大，但
χ= √ (1.75×10-5×0.10) = 1.3×10– 3 c(H+)减小
c(H+) = c(Ac―) = 1.3×10-3mol• L-1
pH=-lg c(H+)=-lg1.3×10-3=2.89 α=(1.3×10-3/0.10)×100%=1.3%
（二）多元弱酸的离解平衡
多元弱酸在水中的离解是分步进行的。
第一HS步―离=解H: + + S2― H2S = H+ + HS―
平衡浓度c / mol•L-1 0.10-χ χ
χ
近c因(χ似为S2认K=―a)1为√Ө=1>.0K>3a.221KӨ×(0aH2Ө21-，S0)χ×所-7c≈以×( 0H0.cS.1(―10H0+))=/≈1c.(1cH0+()×HS1―0)-4
与 解答：
可得: c(H+) = 0.05 mol•L-1
盐酸离解出的H+ 浓度不小，可忽略水的离解平衡：
pH =-lgc(H+)= -lg0.05 mol•L-1=1.3
根据: pH +pOH = pKwӨ =14
pOH = 14 – pH = 14-1.3 = 12.7
．酸碱指示剂
测定pH的方法有： 酸碱指示剂、pH试纸及酸度计
0
代平入衡α平浓=衡度√常c 数(K表cbӨ(达/1c-式)α中)： ccα(0H-c)α=√ (KaӨ/c)
KaӨ = c针(对H某+)一• c弱(电A―解)/质而c(言HA，) = 当cα浓•度c越α稀/时c，(1离-α解)度越= cα2 /(1-α)
当(c/K大aӨ)，该> 关50系0时称为，稀可释认定为律1-α≈1，此时：
多，f越小弱电解质中f→1，近似计算时c代替a
离子氛示意图
3.2．水的离解和溶液的pH
水是一种极弱的电解质，大部分以水分子的形式存在，仅能离解出 少量的H+和OH-。水的平衡表达式为：
其标准平衡常数： H2O = H+ + OH―
KӨ = c( H+ ) • c(OH―) c(H2O)
由于极大部分水以水分子的形式存在，因此c/(H2O)可以视 为常数，合并入KӨ项
2．离解度（α）
α=（已离解的弱电解质浓度/弱电解质的起始浓度)×100%
3．稀释定律
离解度、离解常数和浓度之间的关系。
例如: 一一元元弱弱酸碱HAB：OH
在同温、同浓度条件下，离解度越大， 该弱电解质相对越强。离解度与温度
和溶液的浓度有关
HA = H+ + A―
同起理始浓可度得c:0 KcbӨ = cα02
多元弱酸的分步离解常数 Ka1Ө >> Ka2Ө>> Ka3Ө，所以计算多元弱酸 溶液中c(H+)时，只考虑第一步离解.
例题: 室温下H2S饱和溶液的浓度为0.10 mol• L-1，
求H+和S2―的浓度.
分析 与
解答：
已离溶知解液H.2SS的2-中Ka是1Ө 由>>第K二a2步Ө 计离算解溶产液生中：c(H+)时，只考虑第一步
c(c(SH2+―) )= =1.K1a20Ө×(H12S0)- 4=m7o.l10•×L1-01 -15
当二元弱酸的Ka1Ө >> Ka2Ө时，其酸根浓度 近似等于Ka2Ө，与起始浓度无关!
3.4．同离子效应和缓冲溶液
（一）同离子效应 一定温度下，HAc溶液存在下列离解平衡：
HAc = H+ + Ac–