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第三章电解质溶液(Electrolytic

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基础化学：第三章 电解质溶液

基础化学：第三章 电解质溶液

第一节 强电解质溶液
É lectrolyte 电解质
—substance qui conduit le courant électrique en solution aqueuse ou à l’état de fusion.
Le rôle de solution électrolytique : maintenir la concentration osmotique des liquides du corps humain, valeur de pH et les autres fonctions physiologiques et biochimiques
为了表达溶液中离子氛或离子对的影响，引入活度 活度(activité)a ：concentration effective des ions 离子有效浓度
aΒ=γB ·cB / cθ
量纲：一
γB ：活度因子 coefficient d’activité Cθ：标准摩尔浓度, 1 mol·L-1
∵aB＜ cB，∴γ B ＜1
les électrolyte fort se dissocient complètement dans l’eau. la force électrostatique inter ionique forme l’atmosphère
ionique离子氛, empêche le mouvement libre des ions.
体液（血浆、胃液、泪水、尿液）含有许多 电解质离子，如Na+、K+、Ca2+、Mg2+、Cl-、 HCO3-、CO32-、HPO42-、H2PO4-、SO42- 等， 它们维持着体液渗透浓度、pH值.
一、Électrolyte 电解质 et degréde dissociation 解离度

物理化学电解质溶液PPT课件

物理化学电解质溶液PPT课件
阴 极 ：1 2O2+2H++2e-1 H2O
总 反 应 ：12O2H2H2O
6
可编辑课件PPT
负极 正极
正极
负极
7
可编辑课件PPT
原电池：化学能转化为电能的装置； 电解池：电能转化为化学能的装置。
正极(positive electrode)——电势高的电极 负极(negative electrode)——电势低的电极
34
可编辑课件PPT
4.求难溶盐的溶解度和溶度积★
难溶盐本身的电导率很低，这时水的电导率就不能忽略
κH溶2O液————难所溶用盐水饱的和电溶导液率的。电导率；
盐 溶 液H2O
Λm
c
Λm
35
c
盐
Λ m ,盐
可编辑课件PPT
步骤：
1.用已知电导率的高纯水配制难溶盐的饱和溶液； 2.测定此饱和溶液的电导率，从中扣去水的电导率后即为盐的 电导率； 3.用难溶液盐的 Λm∞ 代替 Λm 计算难溶盐的溶解度 c； 4.求 KSp 。
14
q V 1 q V
可编辑课件PPT
通入4mol电量
迁移过程：q+ ＋ │q－│＝q
15
q V 3 q V
可编辑课件PPT
定义：电解质溶液中各种离子的导电份额或导电百分数， 用tB 表示，tB无量纲。
def
tB
qB / q
qB—B种离子传输的电量 q—通过溶液的总电量
对于只含有一种正离子和一种负离子的电解质溶 液而言，正、负离子的迁移数分别为
由于溶液中导电物质的量已给定为1mol，所以，当浓度降低 时，粒子之间相互作用减弱，正、负离子迁移速率加快，溶液的 摩尔电导率必定升高。

3-1酸碱质子理论2010

3-1酸碱质子理论2010
一 、强电解质和弱电解质
离 型 合 子 化 物（ NaCl、 SO4 ) Cu 电 质 强 解 极 分 强 性 子 (HCl) + NaCl Na +Cl 弱 解 （ 、A 电 质 NH3 ⋅ H2O H c） + H + Ac HAc
§3-2 酸碱的质子理论
NaHCO3 HCO3H+ + CO32-
HCO3NH4Ac NH4
43;
H2CO3
H+ + NH3
Ac- + H+
HAc
4.中性物质 中性物质 既不能接受质子又不能放出质子的物质 (如Na+等) 如
5.排除了盐的概念 如Na2CO3是碱 排除了盐的概念(如 是碱) 排除了盐的概念
(二)酸碱共轭关系 1.有酸必有碱,有碱必有酸；
pH=-lg[H+]，pOH=-lg[OH-] pH+pOH=14
注 1.二者换算一定要熟悉 二者换算一定要熟悉
例如：将pH=10.47的NaOH稀释一倍， 求溶液的pH值。 pH=10.47 pOH=3.53 [OH-]=10-3.53=3.0×10-4mol/L 稀释一倍后 [OH-]=10-3.53/2=1.5×10-4mol/L pOH=-lg（1.5×10-4）=3.82 pH=14-3.82=10.18
同一酸碱在不同溶剂中，由于溶剂的酸碱性不同， 同一酸碱在不同溶剂中，由于溶剂的酸碱性不同， 可表现出不同的酸碱性。 可表现出不同的酸碱性。
2. 可以计算离子碱 离子酸的 b及Ka值; 可以计算离子碱, 离子酸的K 一元弱酸碱
NH 已知NH3( Kb= 1.79 × 10 ）.求 4 的 K a(NH4+)

基础化学第三章(电解质溶液)5

基础化学第三章(电解质溶液)5

Kb1 =
10-14 Ka ( HPO 2-)
4
=
10-14 Ka3
Kb2 = Ka (H Kb3 = Ka (H
10-14
PO 2 4)
10-14
3PO4)
10-14 = Ka2 10-14 = Ka1
三、酸碱平衡的移动 1、浓度对酸碱平衡的影响
酸溶液
H C

C Ka

第三章 电解质溶液 （Electrolytic solution）
• 体液（血浆、胃液、泪水、尿液）含有许多 电解质离子，如Na+、K+、Ca2+、Mg2+、Cl-、 HCO3-、CO32-、HPO42-、H2PO4-、SO42- 等，它 们维持体液渗透浓度、pH值。 • 体液中的电解质溶液是其他生理功能的必需 成分，并对神经、肌肉等组织的生理、生化 功能起着重要的作用
(二)水溶液的pH
中性溶液： [H+ ] = [OH- ]= 1.010-7 mol · L-1 酸性溶液 ：[H+ ] >1.010-7 mol · L-1 > [OH- ] 碱性溶液： [H+ ] <1.010-7 mol · L-1 < [OH- ] pOH= -lg OH- pH= -lg H+ pH + pOH = -lg H+OH-= - lg 10-14 = 14.00
• 钾的代谢：
来源：食物，婴儿每天需2.0-3.0mmol/kg，成人只
需1.0-1.5mmol/kg。饥饿者进食后，由于细胞代谢
的需要，钾的需求增多。其中90%以上由尿排出，其 余大部分由粪便排出。
第一节
强电解质溶液

电解质溶液课件

电解质溶液课件
REPORTING
电导的定义与测量
总结词
电导是衡量电解质溶液导电能力的物理量，其测量方法包括 电导率仪直接测量和电导池法。
详细描述
电导是电解质溶液导电能力的量度，定义为单位时间内通过 电导池的两个电极之间的电流与电位差的比值。电导率则是 指电解质溶液的电导值与其截面积和长度之比。
电导率与电导的关联
详细描述
在工业上，电导可用于监测和控制电解、电镀等工业过程，保证产品质量和节约能源。在环保领域， 电导可用于水质监测，评估水体的污染程度。在医疗领域，电导可用于研究生物体的生理和病理状态 ，如监测病人电解质平衡和肾功能等。
PART 05
电极过程动力学
REPORTING
电极过程动力学基础
定义
电极过程动力学是研究电极反应 速度以及影响电极反应速度因素
电解质溶液的性质
总结词
电解质溶液的性质主要包括导电性、离子反应和渗透压等。
详细描述
导电性是电解质溶液最基本的性质，其导电能力与电解质的种类、浓度和温度等因素有关。离子反应是电解质溶 液中的离子之间相互作用的过程，涉及到离子之间的结合、交换和分离等。渗透压是指电解质溶液对于半透膜的 压强，与电解质的种类和浓度有关，对于维持细胞内外平衡具有重要意义。
解离平衡常数（Ka或Kb）是描述解离平衡的重要参数，其值越大，解离程度越大。
解离常数
解离常数是平衡常数的一种，表 示电解质在水中解离成离子的平
衡状态。
解离常数的大小取决于电解质的 性质和温度，是判断电解质强弱
的重要依据。
解离常数的应用广泛，可以用于 计算电解质的浓度、比较不同浓
度电解质溶液的解离程度等。
温度对电极反应速率的影响比较复杂。一 般来说，温度越高，电极反应速率越快， 但也有例外情况。

电化学之电解质溶液PPT课件

电化学之电解质溶液PPT课件

弱电解质: (1)随着浓度下降，m也缓慢升高，但变化
不大。等稀到一定程度，
迅速增大。
m
(能2用) 外m推与法得c 到不。呈现线形关系。m 也不
7.离子独立移动定律
在无限稀释溶液中，完全电离，每种离子独立移动
，忽略离子间相互作用，每种离子对电解质的无限稀
释摩尔电导率都有贡献 Cv Av vC z v Az
n(后) n(前) n(迁移) n(电解)
（2）界面移动法 （3）电动势法
t
Vc n
tB
n迁移 n电解
8
毫安培计
Pt
开关
b b'
HCl a
a'
电源ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
CdCl2 Cd
可变电阻
电量 计
界面移动法测定迁移数的装置
9
Hittorf 法中必须采集的数据：确定某一区域的某一离子
1. 通入的电量，由库仑计中称重阴极质量的增加而得，计算时必
Au
6
（二）离子迁移数
1.离子电迁移率
(离子淌度）uB
vB
uB
dE dl
或vB
uB
E l
2.离子迁移数
tB def
IB QB IQ
单位：m2/V·s
tB
IB I
AscB zBvB F AscB zBvB F
tB 1
t
v v v
u u u
t
v v v
u u u
7
（二）离子迁移数
3. 迁移数的测定方法 （1）Hittorf 法
离子独立移动定律在无限稀释溶液中完全电离每种离子独立移动忽略离子间相互作用每种离子对电解质的无限稀释摩尔电导率都有贡献溶液中完全电离每种离子独立移动忽略离子间相互作用每种离子对电解质的无限稀释摩尔电导率都有贡献???zmzmmacac三电导电导率摩尔电导率???zzvvavcvac158

3 电解质溶液-1

3 电解质溶液-1
c( NaCl ) ≈ 0.0089mol ⋅ L
Π = icB RT = 2 × 0.0089 × 8.314 × 298.15 = 44.1kPa
实验值： 实验值：43.1kPa； ； 不考虑活度的计算值： 不考虑活度的计算值：49.6 kPa。 。 在生物体中，离子强度对酶、 在生物体中，离子强度对酶、激素和维生素的功 能影响不能忽视。 能影响不能忽视。
离子氛、 离子氛、离子对示意图
第一节 强电解质溶液理论
第一节 强电解质溶液理论
二、离子活度和活度因子 活度（ 活度（activity ， B ） ：电解质溶液中实际上 a 能起作用的离子浓度（ 能起作用的离子浓度（离子的有效浓度 ）。
a B = γ B ⋅ bB / b
或
θ
aB = γ B ⋅ cB / c
第二节 酸碱质子理论
例：下列分子或离子中，哪些只是酸？哪些只是碱？ 下列分子或离子中，哪些只是酸？哪些只是碱？ 哪些是酸碱两性物质？ 哪些是酸碱两性物质？ HS-、SO32-、HPO42-、NH4+、HAc、OH-、H2O、 、 、 NO3-、HCl。 。 解：酸：NH4+、HAc、HCl； 、 ； 碱：SO32-、OH-、NO3-； 酸碱两性物质： 酸碱两性物质：HS-、HPO42-、H2O。 。
第二节 酸碱质子理论
讨论——根据酸碱质子理论，试说明下列两性物质， 根据酸碱质子理论，试说明下列两性物质，
并指出其共轭酸或共轭碱： 并指出其共轭酸或共轭碱：H2O、H2PO4- 。 、 H2O： ：
H 2O
H 2O + H
+
H + OH
H 3O
+
−
+

西南交通大学基础化学课程课件第三章 电解质溶液

西南交通大学基础化学课程课件第三章 电解质溶液

在实际测量时发现测量结果小于理论推算，研究发现电离后 的离子之间存在相互作用，自由度下降，使一般情况下溶液 中实际起作用的离子浓度（活度α）小于质量摩尔浓度bB 。表
达式为： aB B bB / b
式中提出了活度因子的概念γB 。其实质就是离子理论浓度 和实际起作用浓度的比值关系。 γB 越大，则离子的自由程 度越高。
数近似相等。
Pe 0 (r 1)E
离子氛的形成
在溶液中，离子之间的相互作用形式是静电的 吸引和排斥。由于离子相互作用的结果，每一离子 周围在一端时间内总有一些带异号电荷的离子包围， 前一种离子称为中心离子，周围带异号电荷的离子 就形成了所谓的“离子氛”。该氛围随时形成又随 时拆散。由于离子氛的存在，离子受到影响而不能 完全独立行动，使强电解质解离出的离子不能完全 发挥个体的作用，因而实际测到的电离度小于1。
继续研究离子在溶液中受到的影响，发现离子的电荷数对
离子间的作用有影响，引入离子强度的概念后，其关系可
定量为：
I def
1 2
i 1
bi Zi2
I 值越大，离子之间的作用力越大，活度越小。
1 强电解质和弱电解质
实验结果表明，在相同的浓度下，不同的电解质的i 值相差可以很大，其对应的电离度相差也很大，有 的电解质的电离度可以80%或 90 %以上，而有的却 比0.1%还要小。根据电离度的大小，把可溶于水的 电解质相对的分为强电解质和弱电解质。
从强电解质的本质上讲，在水中是完全电离成 离子的，而解离度是实验测定值（又称为表观解离 度），它说明强电解质完全电离后其离子并不是完 全自由的，不能象非电解质溶液中的微粒那样发挥 完全独立的微粒作用。如：NaCl溶液的校正因子、 范特霍夫(Van’t Hoff)系数 i 就小于2。

电离平衡与酸碱理论

电离平衡与酸碱理论

§1. 电解质溶液（electrolytic solution）
电解质溶液的依数性
(colligative
properties
of
electrolytic solution) 溶质粒子间以及溶质和溶剂间相互作用大大增强
电解质溶液的反常行为
电解质溶液的凝固点下降, 蒸气压下降，沸点升高 和渗透压都比同浓度非电解质稀溶液数值大得多。
注意：不能只从电离度来判断强弱电解质
§2.弱酸弱碱电离
(Dissociation of weak acid and basic) 一、水的电离 Kw 和pH
(the dissociation of water and PH)
H2O=H++OH-
[H+][ OH-]= Kwθ
Kwθ称为水的离子积常数(ionic product)
[HIn]
[HIn]=[In-]时 ，pH=pKa
指示剂的变色点
理论变色点：pKa
理论变色范围 0.1 [In ] 10
[HIn]
即：pKa1
实际变色点是变色区间内酸式色与碱式色浓度 相等时的pH值。
影响指示剂变色范围的各种因素 （1）指示剂的用量 -指示剂具有酸碱性质，会与滴定剂作用，用量过 大会引起较大的误差 （2）温度的影响——对Kaθ的影响 （3）离子强度的影响—活度代替浓度， 变色点会移动
离子强度和活度系数之间的定量关系：
Lewis 经验方程：
l0×10-4mol/kg, M+, f = 0.99； M2+, f = 0.95 M3+, f = 0.90； M4+, f = 0.83
也可由 I 查表，求f

基础化学第三章 电解质溶液

基础化学第三章 电解质溶液

第二节 酸碱的质子理论
局限性： 把酸碱限制在水溶液中， 局限性：1, 把酸碱限制在水溶液中， 无法解释： 无法解释： 如 非水溶剂中的酸碱反应 NH3 + HCl = NH4Cl 无法解释： 无法解释：
2,把碱限制为氢氧化物 把碱限制为氢氧化物. 把碱限制为氢氧化物
NaHCO3、Na3PO4等水溶液呈碱性
第一节 强电解质溶液理论
三、强电解质溶液理论 1923年, Debye P和 年 和 Hückel E 提出电解质 1. 离子相互作用理论 (ion interaction theory) 强电解质在水中全部解离 离子间静电力相互作用（同性相斥，异性相吸） 离子间静电力相互作用（同性相斥，异性相吸） 形成离子氛
HPO42-+H2O
3−
PO43-+H3O+
K a3
[ PO 4 ][ H 3 O + ] = = 4 . 79 × 10 − 13 2− [ HPO 4 ]
第三章 电解质溶液 (Electrolytic Solution)
第一节
强电解质溶液理论
一、电解质溶液的定义及分类: 电解质溶液的定义及分类
电解质 (electrolyte) 熔融或溶液状态 下能导电的化合 物 强电解质 强酸 在水溶液中几乎 强碱 完全解离成离子 盐 弱电解质 在水溶液中只 弱酸 一元 能部分解离成 二元 弱碱 离子 三元
3.水溶液的 值 水溶液的pH值 水溶液的 定义： 定义： pH = - lg aH+ ( 稀溶液中 pH= -lg［H+］) ［ 关系： 关系：pH+pOH=14 酸性pH<7 碱性 碱性pH >7 酸性
写出下列物质的共轭酸或共轭碱， 例1 写出下列物质的共轭酸或共轭碱，并指出 其酸碱性。 其酸碱性。 HCO3- SO32 - H2PO4H2O NH2解： H2CO3 CO32- HSO3 - H3PO4 HPO42H3O+ OHNH3 同温度的HCl、 NH3 · H2O、HAc溶液 例2 同温度的 、 、 溶液 间 (pH + pOH) 相等。这句话对吗? 相等。这句话对吗 ture

第三章电解质溶液1

第三章电解质溶液1

第三章 电解质溶液
HAc是一元弱酸(Monoprotic weak acid)（一个分 子只解离出一个质子H+），对于多元弱酸(Polyprotic weak acids)来说，它们的解离是多级解离，分步进行 的，每一级都有一个相应的解离常数，如： H2S
H2S
HHS Ka1c(H c()H c2(S H ) S )9.11 08
因此，只能根据平衡常数的公式：
x2 K a
1.77 1 04
0.010x
解一元二次方程得： x=1.24×10-3 mol·dm-3 pH=-lg(1.24×10-3 )=2.91 = (1.24×10-3 )/0.010 ×100%=12.4%
第三章 电解质溶液
水的电离与溶液的酸碱性
第三章 电解质溶液
第三章 电解质溶液
(Electrolyte Solution)
传统化学中有四大平衡问题：
1.弱电解质的解离平衡
本章
2.难溶电解质的沉淀、溶解平衡
3.氧化还原平衡——第四章
4.配位平衡——第七章
第三章 电解质溶液
§3.1 弱电解质的解离平衡
(Dissociation equilibrium of weak electrolyte)
解法2：设解离度为 ，∵
c K

500
,可作近似计算：
K1.7 6 15 01.3 3 10 21.3% 3
c
0.1
c ( H ) c ( A ) c c 0 . 1 1 . 3 % 3 1 1 .-m 3 3 0 d 3 3 o m
第三章 电解质溶液
0.1
c (H ) c (A ) c 1 .1 3 -m 3 0 3 d o 3 m l
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+ HA- + H3O + A2- + H3O
Ka1 Ka2
H3O+ + OH-
(1)当Ka2.C≥20Kw，忽略水的质子自递平衡 (2)Ka1/Ka2＞102，忽略第二步质子传递反应，相当于一元弱酸 (3)C/Ka1≥500，则[H+]=（C.Ka1）1/2
Ka2 =
A2HA= H+ = Ka2
=7.5×10
-6
pH=5.13
b 一元弱碱 NH3.H2O 、 、 Ac （ C ≥ 500 条件: CN ）
[OH ] =
−
K .C
0.100mol/L NH3.H2O
[OH ] =
−
Kb .C = 1.8×10−5 ×0.1 =1.3×10
pH=11.13
-3
Kb
练习: 1.求0.1 mol/L HAc溶液的pH.（Pka=1.76×10-5） 2.求0.1 mol/L NaCN溶液的pH.（Pka=4.93×10-10）
H+ + AH3O++OH+ −
[H O ]⋅ [A ] =
3
[HA]
K w = H 3 O + ⋅ OH −
[
][
]
（1）当Ka·Ca≥20Kw 时，忽略水的质子自递平衡
HA C H+ + A0 0 Cα Cα
初始浓度
平衡浓度 C－Cα C2α 2 Ka = C－Cα
（2）当Ca/Ka≥500即α＜5% 时，1-α=1
(二)酸碱共轭关系 1. 有酸必有碱,有碱必有酸,酸失去一个质子,得到相应的共 轭碱; 碱得到一个质子变成相应的共轭酸.
NH4+ H+ + NH3
NH4+是NH3的共轭酸(conjugate acid) NH3 是NH4+的共轭碱(conjugate base) 例:写出HAc的共轭碱以及共轭酸 共轭碱Ac共轭酸H2Ac+
是非题:由于存在离子氛和离子对,所以强电解质不是全 部离解, 溶液浓度越大,离解度越小。 答案：错误
本章专业外文单词 1.electrolytic solution （电解质溶液） 2.activity （活度） 3.proton theory of acid and base（酸碱质子理论） 4.conjugate acid （共轭酸） 5.conjugate base （共轭碱） 6.amphoeric substance（两性物质） 7.ion product of water（水的离子积） mon ion effect（同离子效应） 9.salt effect （盐效应）
（二）共轭酸碱解离平衡常数的关系
[H3O+ ][B- ] [HB][OH-] [HB] [B-]
Ka . Kb=
= [H3O+ ] [OH-] =Kw=10-14
[H+ ][OH- ]=Kw=10-14
意义: 1. Ka大，则其共轭碱的Kb小 证明: 一个酸越强, 其共轭碱的碱性越弱 2. 可以计算离子碱, 离子酸的Kb及Ka
H+ + PO43HPO42- + OHH2PO4- + OHH3PO4 + OHKb1 Kb2 Kb3
多元碱PO4
PO43- + H2O HPO42- + H2O H2PO4- + H2O
Kb1 =
10-14 Ka ( HPO 2-)
4
=
10-14 Ka3
10-14 Kb2 = Ka (H PO -) = K 2 4 a2 10-14 10-14 Kb3 = = Ka1 Ka (H PO )
NH 已知NH3( Kb= 1.79 × 10-5）.求 4+ 的酸常数K a(NH4+)
K a(NH4+)
-10 10-14 =5.59 × 10 = 10-5 1.79 ×
-5 HAc ( Ka= 1.76 × 10 ）,求 Ac 的碱常数Kb(Ac ) 已知
10-14 -10 Kb(Ac-) = =5.62 × 10 -5 1.76 × 10
§3-2酸碱理论
一 酸碱的质子理论 (proton theory of acid and base)
(一)酸、碱定义 1.酸—能给出质子的物质(分子、离子) 分子酸 离子酸
HAc
NH4+
H+ + Ac
H+ + NH3
2.碱—能接受质子的物质 分子碱 离子碱
NH3 + H2O NH4+ + OHHAc + OH
§3-1 强电解质溶液理论
一 强电解质和弱电解质
离子型化合物（NaCl） 强电解质（NaCl、CuSO 4、HCl） 1. 电解质 强极性分子（HCl） 弱电解质（NH 3 ⋅ H 2 O、HAc）
NaCl → Na +Cl
&#+ + OH-
2.解离度 α
[H ] =
+
− K a + K a + 4CK a
2
2
否 不作要求
物质名称
公式
举例及计算
[H ]=
+
Ka .C
0.05mol/L（NH4 ）SO4，NH4 浓度为 0.1 mol/L
+
+
一元弱酸 + （HAc 、NH4 ）
条件:
C ≥ 500 Ka
[H ]=
+
Ka .C =
0.1×10−14 1.8×10−5
离子活度和活度因子(activity) 三 离子活度和活度因子
1.离子活度 a=γ·C 离子的有效浓度(a) γ-----活度因子 a-----离子活度(有效浓度) c-----离子真实浓度(理论浓度)
活度因子γ反映了溶液中离子之间作用力的大小； 活度因子越小，作用力越大； 注（1）对于溶液中的水以及纯液态、固态的物质 （如AgCl等），认为a=1。
HO CH3
C
OH
写出NH3的共轭碱以及共轭酸 共轭碱NH2共轭酸NH4+
2. 共轭酸碱对只相差一个H+; 例如:H2CO3 与CO32-非共轭关系 3. 酸强碱必弱,碱强酸必弱; 酸的强度用Ka表示,碱 的强度用Kb表示 且Ka ·Kb=Kw=10-14 例如:HCl>HAc Cl-<Ac-
练习: 共轭酸 H2CO3 H 2PO4H3PO4 HPO42-
例如：把pH=2与pH=4的强酸液等体积混合，溶液pH=? (10-2+10-4) /2=10-2/2=5×10-3 pH=2.30 当[H+]或[OH-]大于1mol/L时，可直接用H+、OH-浓度 来表示。 2.pH值与酸、碱性关系 pH值越大，[H+]越小，[OH-]越大，溶液碱性愈强 pH值越小，[H+]越大，[OH-]越小，溶液酸性愈强
二元酸H2CO3
H2CO3 HCO3
-
H + HCO3 H + CO3
+ 2-
+
-
[ H+ ] [HCO3-] Ka1 = [H2CO3 ] [ H+ ][CO32- ] Ka2 = [ HCO3- ]
三元酸H3PO4 H3PO4
H2PO4HPO423-
H+ + H2PO4 2H+ + HPO4
Ka1 ＞＞Ka2 ＞＞Ka3
H+
HAA2-
例1.H3PO4(0.100mol/L)溶液pH=? [H2PO4-]=? [HPO42-]=? [PO43-]=?
K a1 = 6.92 ×10 −3 K a 2 = 6.23 ×10 −8 K a 3 = 4.79 ×10 −13 C ⋅ K a 2 ≥ 20 K w且K a1 / K a 2 〉10 2
3 4
10-14
§3-3 酸碱溶液中有关离子浓度的计算
0.1mol/LHCl 10-10mol/LHCl 0.1mol/LHAc [H+]=0.1mol/L [H+]=10-7mol/L [H+]=?
一 一元弱酸或弱碱溶液
酸浓度与酸度区别
一元弱酸HA水溶液存在两种质子传递平衡
HA
H2O+H2O
Ka
强酸+强碱→弱酸+弱碱
+ -
在水中 Ac − 在浓硫酸中 在液氨中
HAc+H2O
H3O +Ac
弱酸 碱性物质 强酸
简写为:
HAc H++Ac-
水的质子自递平衡和水溶液的pH值 二 水的质子自递平衡和水溶液的 值
(一)水的质子自递平衡和水的离子积
H2O+H2O H3O++OH-
酸性:H3O+＞H2O
三 酸碱的强度
(一)酸和碱的解离平衡常数 1. 一元酸、碱
HB+H2O
+
H3O++B[H3O ][B ] [HB][H2O]
[H3O+][B-] [HB]
-
B-+H2O
HB+OH-
K=
[HB][OH-] K= [B-][H2O] [HB][OH-] [B-]
Ka=
Kb=
Ka酸质子转移平衡常数
Kb碱质子转移平衡常数
1.
[H ]=
+
-
K a .C = 0.1 × 1.76 × 10 −5 =1.33×10
-3
pH=2.88