溶液的酸堿性

1、溶液的酸堿性學習目標 掌握水的離子積常數；掌握溶液pH值與溶液酸堿度的關系；熟悉水的質子自遞平衡；了解影響弱電解質電離平衡的因素。一、水的質子自遞平衡水分子是一種兩性物質，它即可以給出質子，又可以接受質子。于是在水分子之間也可發(fā)生質子傳遞反應，稱為水的質子自遞反應。反應式如下：H2O+H2O OH- + H3O+當反應到平衡時，根據化學平衡定律，其平衡常數關系式為：=二、 水的離子積常數相對于H3O+和OH-的濃度而言，水分子的濃度可以看成一個常數，合并于 中，并用 表示，因此上式可寫為=H3O+OH- 為簡便起見，用H+代表水合氫離子H3O+ ，則有： =H+OH- 稱為水的離子積常數，簡稱

2、水的離子積。它表明在一定溫度下，水中的H+和OH-之積為一常數。精密實驗測定，在295K時，1L純水中僅有10-7mol水分子解離，所以中性溶液中H+=OH-=10-7mol·L-1，KW=H+OH-=1.0×10-14。水的離子積不僅適用于純水，也適用于所有稀水溶液。三、溶液的酸堿性：（一）溶液的酸堿性與溶液中H+、OH-濃度的關系中性溶液 H+=1.0×10-7mol·L-1=OH- 酸性溶液 H+1.0×10-7mol·L-1OH-堿性溶液 H+1.0×10-7mol·L-1OH-（二）溶液的酸堿性與pH值的

3、關系當水溶液中H+很小時，常用pH值即溶液中H+濃度的負對數來表示溶液的酸堿性。 pH= -lgH+ 因此在常溫下，根據pH值的大小判斷溶液的酸堿性時就有：pH=7溶液呈中性；pH7溶液呈酸性；pH7溶液呈堿性。同樣也可以用OH-濃度的負數對值來表示溶液的酸堿度。 pOH =-lgOH- 因為常溫下水溶液中：H+OH-=1.0×10-14，故有： pH+pOH=14 常用的pH或pOH值的范圍是014，若溶液中H+的濃度大于1.0mol·L-1時，直接用H+的濃度（mol·L-1）來表示溶液的酸堿度。四、 溶液酸堿性的影響因素（一）溶劑的影響同一種物質在不同的溶劑

4、中，由于溶劑接受或給出H+的能力不同而顯出不同的酸堿性。 例如，NH3在水中是弱堿，而在冰醋酸中則表現出強堿性。+NH3+OH-HAc+NH3+Ac-酸性溶劑能強溶液的堿性，堿性溶劑能增強溶液的酸性。（二）同離子效應在弱電解質溶液中加入與弱電解質具有相同離子的強電解質，使弱電解質的電離度降低的現象，稱為同離子效應。例如，向HAc溶液中加入少量NaAc晶體，NaAc是強電解質， HAc是弱電解質，具有相同的離子醋酸根離子，結果使Hac的電離度降低。HAc+H2OH3O+Ac- NaAc Na+Ac- （三）鹽效應的影響在弱電解質中加入與弱電解質沒有相同離子的強電解質，使弱電解質的解離度略有增大的現象，稱為鹽效應。例如，在0.10mol·L-1HAc溶液中加入0.10mol·L-1NaCl，則HAc的解離度由1.33%增大到1.82%。這是因為加入了強電解質NaCl，使溶液中離子之間的牽制作用加強，離子結合成分子的傾向