酸堿溶液pH計(jì)算

情境二：常用酸和堿任務(wù)五：溶液酸堿性變化與應(yīng)用知識(shí)點(diǎn)：酸堿溶液pH的計(jì)算課程：化學(xué)及生物物料的識(shí)用強(qiáng)酸、強(qiáng)堿和所有的鹽類在經(jīng)典電離理論中稱為強(qiáng)電解質(zhì)，當(dāng)它們進(jìn)入水中，將完全電離，生成離子，如：

HCl→H+（aq）+Cl-（aq）再如，H2SO4在水中的“完全電離”僅指其一級(jí)電離生成H+和HSO4-而已，而HSO4-的電離則并不完全，屬于中強(qiáng)酸的范疇。

上述的“完全電離”只對(duì)稀溶液才是合理的近似，對(duì)于濃溶液，情況就完全不同了。一、強(qiáng)酸強(qiáng)堿pH的計(jì)算

計(jì)算0.1mol/L

鹽酸溶液的pH和pOH值？HClH+＋Cl-解：鹽酸為強(qiáng)電解質(zhì)。在水中完全離解:因?yàn)閏（HCl）＝0.1mol/L

所以溶液中[H+]＝0.1mol/L

pH＝-lg[H+]=-lg0.1＝1.00pOH＝14.00-pH＝14.00–1.00＝13.00一、強(qiáng)酸強(qiáng)堿pH的計(jì)算弱電解質(zhì)跟強(qiáng)電解質(zhì)一樣是經(jīng)典電離理論確立的概念，它是指弱酸和弱堿在水中的不完全電離。例如HAcH++Ac-H2O+NH3NH4++OH-電離度α電離度α=已電離分子數(shù)/總分子數(shù)×100%

濃度越稀，弱電解質(zhì)的電離度越大。二、弱酸弱堿pH的計(jì)算1.一元弱酸

如求濃度為c的HA溶液的pH。設(shè)平衡時(shí)H+離子濃度為[H+]HA

H++A-

初始濃度c

0

0

平衡濃度c-[H+]

[H+]

[H+]

Ka=[H+]

2/(c-[H+])二、弱酸弱堿pH的計(jì)算當(dāng)（忽略水的離解）近似式當(dāng)

且最簡(jiǎn)式二、弱酸弱堿pH的計(jì)算例：298K時(shí)，HAc的電離常數(shù)為1.76×10-5。計(jì)算0.10mol·L-1HAc溶液的H+離子濃度和電離度。電離前濃度/mol·L-1

0.1000電離后濃度/mol·L-1

0.10-[H+]

[H+]

[Ac-]=[H+]Ka=——

[H+]2[HAc][H+]=Ka×(0.10-[H+])因?yàn)镵a很小,0.10-[H+]≈0.10

[H+]=1.76×10-5×0.10

=1.33×10-3mol·L-1α=——×100%=————=×100%=1.33%[H+]CHAc1.33×10-30.1解：

HAcH++Ac-

二、弱酸弱堿pH的計(jì)算練習(xí)1：計(jì)算下列溶液的pH。(1)0.05mol/LHCl(2)0.01mol/LHCN(Ka=6.2×10-10)(3)0.10mol/LNH4+(Kb=1.77×10-5)二、弱酸弱堿pH的計(jì)算解

（1）[H+]=c0=0.05mol/L

pH=-lg[H+]=-lg0.05=1.30

(2)c/Ka=0.01/6.2×10-10=1.6×107>>500

pH=-lg[H+]=5.60

(3)Ka=Kw/1.77×10-5=5.65×10-10且c/Ka>>500

pH=-lg[H+]=5.12(1)0.05mol/LHCl(2)0.01mol/LHCN(Ka=6.2×10-10)(3)0.10mol/LNH4+(Kb=1.77×10-5)二、弱酸弱堿pH的計(jì)算2.一元弱堿最簡(jiǎn)式近似式二、弱酸弱堿pH的計(jì)算練習(xí)2：計(jì)算下列溶液的pH。(1)0.10mol/L氨水(Kb=1.77×10-5)(2)0.10mol/LKCN溶液(Ka=4.93×10-10)解

(1)c/Kb=0.10/1.77×10-5>>500

pOH=-lg[OH-]=2.88，pH=11.12(2)Kb=Kw/4.93×10-10=2.01×10-5且c/Kb>>500

pOH=-lg[OH-]=2.85，pH=11.15二、弱酸弱堿pH的計(jì)算3．多元弱酸堿（1）多元弱酸：以第一步電離為主，設(shè)二元酸分析濃度為Ca

：（2）多元弱堿：以第一步電離為主，設(shè)二元弱堿分析濃度為Cb：二、弱酸弱堿pH的計(jì)算計(jì)算室溫下飽和硫化氫水溶液中H+濃度溶液的酸度主要來(lái)自弱酸的第一步電離[H+]1=K1C飽和H2S的濃度約為0.1mol·L-1

=

5.7×10-8×0.1=

7.5×10-5

(mol·L-1)第二步電離遠(yuǎn)比第一步小[H+]≈[HS-][H+]2＝[S2-]≈K2＝1.2×10-15(mol·L-1)K2=———=[S2-][H+][S2-][HS-]水電離的H+濃度是[H+]W=[OH-]=KW/[H+]=1.3×10-10(mol·L-1)<1>

H2SH++HS-K1=5.7×10-8<2>HS-

H++S2-K2=1.2×10-15二、弱酸弱堿pH的計(jì)算(1)兩性陰離子溶液以HCO3-為例，HCO3-+H2OH3O++CO32-HCO3-+H2OOH-+H2CO3當(dāng)cKa2＞20Kw，且c＞20Ka1時(shí)，

兩性陰離子溶液的pH值與濃度無(wú)關(guān)。4.酸堿兩性物質(zhì)的電離二、弱酸弱堿pH的計(jì)算Na

H2PO4

Na2HPO4

二、弱酸弱堿pH的計(jì)算例：計(jì)算下列溶液的pH。

（1）0.10mol/LNaHCO3(H2CO3:Ka1=4.2×10-7,Ka2=5.6×10-11)

（2）0.20mol·L-1NaH2PO4溶液的pH。（H3PO4

：

Ka1=7.52×10-3,Ka2=6.23×10-8；Ka3=2.2×10-13)解均為兩性物質(zhì)

pH=-lg[H+]=8.31二、弱酸弱堿pH的計(jì)算(2)由弱酸和弱堿組成的兩性物質(zhì)溶液以NH4Ac為例，NH4++H2ONH3+H3O+Ac-+H2OHAc+OH-當(dāng)cKa(NH4+)＞20Kw，且c＞20Ka(HAc)時(shí)，或

pH=

[pKa(NH4+)+pKa(HAc)]二、弱酸弱堿pH的計(jì)算也可表示為

Ka表示正離子酸(NH4+)的離解常數(shù)Ka表示負(fù)離子堿(Ac-)的共軛酸(HAc)的離解常數(shù)。NH4Ac的pH？二、弱酸弱堿pH的計(jì)算【例】計(jì)算0.10mol·L-1HCOONH4溶液的pH。已知NH4+

Ka＝5.64×10-10，pKa＝9.25HCOOHKa＝1.77×10-4，pKa＝3.75解：二、弱酸弱堿pH的計(jì)算例計(jì)算0.10mol·L-1NH4CN溶液的pH值，已知NH4+的Ka為5.59×10-10，HCN的Ka’為6.17×10-10。解：由于cKa＞20Kw，且c＞20Ka’，故NH4CN溶液的pH值為二、弱酸弱堿pH的計(jì)算

已知H3PO4的pKa1=2.12，pKa2=7.20，pKa3=12.36。求其共軛堿PO43－的p