化學(xué)基本原理-酸堿平衡（醫(yī)用化學(xué)課件）

醫(yī)用化學(xué)弱酸弱堿的解離平衡

你知道這瓶白醋的pH是多少嗎？如何計算？一二三【一元弱酸弱堿溶液的解離平衡】【弱酸弱堿共軛酸堿對Ka和Kb的關(guān)系】【同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng)】一元弱酸（弱堿）溶液的解離平衡H+Ac-H+Ac-H2OH2OH2OH2OH2OH2OH2OH2OH+H2OH2OH2OH2OH2OAc-H2OH2O+解離結(jié)合H2OH+H2OH2OH2OH2OH2OAc-H2OH2O+H+Ac-Ag+Cl-H2OH2OH2OH2OH+Ac-H2OH2OH2OH2OHAc(l)+H2O(l)H+

(aq)+Ac-

(aq)

在一定條件下，當(dāng)弱電解質(zhì)（如HAc）分子解離成離子的速度率與離子結(jié)合成分子的速率相等時的狀態(tài)。具有等、定、動、變的化學(xué)平衡特征。HAc+H2OH3O++Ac–解離結(jié)合解離平衡KaKb弱酸的解離常數(shù)弱堿的解離常數(shù)例：298K水溶液中HAcKa=1.76×10￣5

HCNKa=4.93×10￣10（1）Ka(或Kb)的大小可表示弱酸(或弱堿)在水溶液中的解離程度，其值越大，弱酸（或弱堿）解離程度越大，酸(或堿)越強（2）Ka(或Kb)取決于電解質(zhì)本身的性質(zhì)，與溫度、溶劑有關(guān)，與電解質(zhì)的濃度無關(guān)。大多數(shù)的酸,堿的酸度常數(shù)。堿度常數(shù)都能從參考書中查找到的。解離常數(shù)例如：298K0.1mol/LCH3COOHα=1.33%0.1mol/LHF

α=0.01%

α=已解離的弱電解質(zhì)分子數(shù)弱電解質(zhì)分子總數(shù)×100%=

已解離的弱電解質(zhì)濃度弱電解質(zhì)起始濃度×100%α①α反映了弱電解質(zhì)的電離程度。其大小主要取決于電解質(zhì)的本性，同時又與溶劑、溫度、溶液的濃度等因素有關(guān)，

c，α。②一般：強電解質(zhì)α＞30％，弱電解質(zhì)α<5％

中強電解質(zhì)α5％～30％解離度Ka×

Kb？Ka

？KbHAc+H2OAc-+H3O+Ac-+H2OHAc

+OH-在HAc-Ac?溶液中，存在以下平衡：一元弱酸（弱堿）共軛酸堿對的Ka和Kb的關(guān)系

已知298K時HCN的Ka4.93×10?10，計算CN?的Kb

。解：∵CN?是HCN的共軛堿

例

：NaAc(aq)

→Na+(aq)+Ac-(aq)平衡移動方向？電離度由1.33%下降為0.0176%HAc(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+Ac-(aq)

弱電解質(zhì)溶液中，加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的易溶強電解質(zhì)，使弱電解質(zhì)的解離度降低的現(xiàn)象，稱為同離子效應(yīng)。同離子效應(yīng)

在弱電解質(zhì)溶液中，加入與弱電解質(zhì)不具有相同離子的強電解質(zhì)，弱電解質(zhì)的解離度增大，這種現(xiàn)象稱為鹽效應(yīng)。同離子效應(yīng)與鹽效應(yīng)的作用相反，但因同離子效應(yīng)遠超過鹽效應(yīng)，在離子濃度較小的溶液中，常常忽略鹽效應(yīng)的影響。例如：在0.1mol/LHAc溶液中，加入0.1mol/LNaCl，弱電解質(zhì)電離度由1.33%增加為1.68%。鹽效應(yīng)平衡常數(shù)Ka(Kb)Ka(Kb)表示弱酸（弱堿）解離程度越大，其弱酸（弱堿）的強度就越強。

Ka(Kb)與溫度與有關(guān)，與濃度無關(guān)共軛酸堿對：Ka?Kb

=Kw=1.0×10-14解離平衡的移動同離子效應(yīng)鹽效應(yīng)解離度水的質(zhì)子自遞平衡平衡常數(shù)Kw=[H3O+][OH–]常溫時，Kw=1.0×10?14

小結(jié)：1.已知HAc的Kaθ=1.76×10-5，則反應(yīng)Ac-+H2O=HAc+OH-的平衡常數(shù)Kθ為_________，共軛酸堿對為____________。2.在氨水中加入酚酞指示劑，溶液顯紅色，加入少許氯化銨晶體，紅色變淺？為什么？

解2.發(fā)生了同離子效應(yīng)，使平衡左移，堿性減弱，酸性增強。NH4ClNH4++Cl–NH3·H2ONH4++OH–隨堂練習(xí)醫(yī)用化學(xué)水溶液的酸堿性與pH計算演示實驗不同電解質(zhì)的酸堿性測定

在潔凈點滴板中放入9片pH試紙，按下表序號分別吸取不同電解質(zhì)溶液2滴于試紙上，觀察試紙顏色變化，并與比色卡比較，讀出對應(yīng)pH值。點滴板序號123456789電解質(zhì)HClHAcNH4ClNaClNaHCO3NaAcNH3H2ONa2CO3NaOHpH試紙顏色變化pH測際序號123456789電解質(zhì)HClHAcNH4ClNaClNaHCO3NaAcNH3H2ONa2CO3NaOHpH試紙顏色變化紅色紅色紅色黃色淺藍色淺藍色藍色藍色深藍色pH測際1357891111.513pH理論12.885.1278.38.811.211.6213表1不同電解質(zhì)溶液的酸堿性比較問題：為何不同水溶液呈現(xiàn)不同酸堿性？溶液酸堿性與什么有關(guān)？演示實驗不同電解質(zhì)的酸堿性水的質(zhì)子自遞平衡水溶液的酸堿性一二三強酸強堿溶液的pH計算

水溶液的酸堿性H2O+H2OH3O++OH-一、水的質(zhì)子自遞平衡KW稱為的質(zhì)子自遞平衡常數(shù)，簡稱水的離子積。22℃（295K）純水Kw適用于純水和稀溶液體系[H3O+]與[OH-]可互求。1.水的質(zhì)子自遞平衡2.水的離子積表4-2不同溫度下水的離子積常數(shù)Kw值隨T升高而增大T/K

Kw

T/KKw

2731.139×10-15

2981.008×10-14

2832.920×10-153235.474×10-14

2951.000×10-14

3735.500×10-13

一、水的質(zhì)子自遞平衡二、水溶液的酸堿性酸性溶液堿性溶液[H3O+]＞1×10?7mol/L＞[OH?][H3O+]＜

1×10?7mol/L＜

[OH?]H2O+H2OH3O++OH-HCl+H2OH3O+

+Cl–H2O+H2OH3O++OH-

NaOH

Na++OH–為什么水溶液會呈現(xiàn)不同的酸堿性？二、水溶液的酸堿性中性溶液酸性溶液堿性溶液水溶液中：[H3O+]越大，酸性越強，堿性越弱。

[OH?]越大，堿性越強，酸性越弱。常溫下[H3O+]=1×10?7mol/L=[OH?][H3O+]＞1×10?7mol/L＞[OH?][H3O+]＜1×10?7mol/L＜[OH?]1.氫離子濃度與溶液酸堿性

pH適用范圍:

0~14；298K時，pH<7：酸性溶液；pH=7：中性溶液；pH>7：堿性溶液pH=-lg[H3O+]pH

，酸性越強；pH，堿性越強；pOH

，堿性越強；pOH

，酸性越強pOH=－lg[[OH?]pH+pOH=14一般：若[H+]=m×10-n

則：pH=n-lgm2.pH與溶液酸堿性二、水溶液的酸堿性溶液pH人血液7.4牛奶6.8雨水5.7番茄汁4.2葡萄酒3.4檸檬汁2.2胃液1.3人血液pH超出±0.4將有生命危險?。?！堿性增強酸性增強常見溶液的pH三、強酸強堿溶液的pH計算

例

計算298K時，0.10mol/LHCl和NaOH的pH。HClH++Cl–解：HCl和NaOH為強電解質(zhì)，全部解離[H+]=0.1mol/L

pH=-lg[H3O+]=-lg0.1=1NaOH→Na++OH–[OH-]=0.1mol/L

pOH=-lg[OH-]=-lg0.1=1pH=14-pOH=14-1=13

堿性溶液：pH>7酸性溶液：pH<7中性溶液：pH=7298KpH=-lg[H3O+]

[H3O+]pH

酸性越強；[H3O+],

pH

堿性越強pOH=－lg[[OH?]pH+pOH=14一般：若[H+]=m×10-n則：pH=n-lgm一、溶液酸堿性pH適用范圍：0~14；對應(yīng)[H+]適用范圍：1~110-14mol/L水溶液酸堿性小結(jié)二、pH計算[H3O+]=1×10?7mol/L=[OH?][H3O+]＞1×10?7mol/L＞[OH?][H3O+]＜

1×10?7mol/L＜

[OH?]你知道這瓶白醋的pH是多少嗎？如何計算？一元弱酸弱堿溶液的解離平衡一二三同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng)弱酸弱堿的解離平衡弱酸弱堿共軛酸堿對Ka和Kb的關(guān)系H+Ac-H+Ac-H2OH2OH2OH2OH2OH2OH2OH2OH+H2OH2OH2OH2OH2OAc-H2OH2O+解離結(jié)合H2OH+H2OH2OH2OH2OH2OAc-H2OH2O+H+Ac-Ag+Cl-H2OH2OH2OH2OH+Ac-H2OH2OH2OH2OHAc(l)+H2OI(l)H+(aq)+Ac-(aq)一、一元弱酸（弱堿）溶液的解離平衡1.解離平衡在一定條件下，當(dāng)弱電解質(zhì)分子解離成離子的速度率與離子結(jié)合成分子的速率相等時的狀態(tài)。具有等、定、動、變的化學(xué)平衡特征。一、一元弱酸（弱堿）溶液的解離平衡HB+H2OH3O++B–解離結(jié)合2.解離常數(shù)KaKb弱酸的解離常數(shù)弱堿的解離常數(shù)例：298K水溶液中HAcKa=1.76×10￣5

HCNKa=4.93×10￣10（1）Ka(或Kb)的大小可表示弱酸(或弱堿)在水溶液中的解離程度，其值越大，弱酸（或弱堿）解離程度越大，酸(或堿)越強（2）Ka(或Kb)取決于電解質(zhì)本身的性質(zhì)，與溫度、溶劑有關(guān)，與電解質(zhì)的濃度無關(guān)。一、一元弱酸（弱堿）溶液的解離平衡某些常見酸在水中的解離常數(shù)（298K）大多數(shù)的酸,堿的酸度常數(shù)。堿度常數(shù)都能從參考書中查找到的。例如：298K0.1mol/LCH3COOH，α=1.33%0.1mol/LHCN，α=0.01%

α=已解離的弱電解質(zhì)分子數(shù)弱電解質(zhì)分子總數(shù)×100%3.解離度=

已解離的弱電解質(zhì)濃度弱電解質(zhì)起始濃度×100%α①α反映了弱電解質(zhì)的電離程度，其大小主要取決于電解質(zhì)的本性，與溶劑、溫度、溶液的濃度等因素有關(guān)，

c，α。②一般：強電解質(zhì)α30％＞α～α＞5％與弱電解質(zhì)α一、一元弱酸（弱堿）溶液的解離平衡Ka×

Kb？Ka

？KbHAc+H2OAc-+H3O+Ac-+H2OHAc

+OH-二、一元弱酸（弱堿）共軛酸堿對的Ka和Kb的關(guān)系例：已知298K時HCN的Ka4.93×10?10，計算CN?的Kb

。解：∵CN?是HCN的共軛堿（1）（2）請寫出HAc、Ac?的質(zhì)子轉(zhuǎn)移平衡表達式

⑤同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng)NaAc(aq)→Na+(aq)+Ac-(aq)平衡移動方向？0..1mol/L醋酸電離度由1.33%下降為0.0176%HAc(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+Ac-(aq)

弱電解質(zhì)溶液中，加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的易溶強電解質(zhì)，使弱電解質(zhì)的解離度降低的現(xiàn)象，稱為同離子效應(yīng)。三、同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng)1.同離子效應(yīng)2.鹽效應(yīng)

在弱電解質(zhì)溶液中，加入與弱電解質(zhì)不具有相同離子的強電解質(zhì)，弱電解質(zhì)的解離度增大，這種現(xiàn)象稱為鹽效應(yīng)。同離子效應(yīng)與鹽效應(yīng)作用相反，但同離子效應(yīng)遠超過鹽效應(yīng)，在離子濃度較小的溶液中，常常忽略鹽效應(yīng)的影響。

例如：在0.1mol/LHAc溶液中，加入0.1mol/LNaCl，弱電解質(zhì)電離度由1.33%增加為1.68%。三、同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng)1.已知氨水的Kb=1.76×10-5，則其共軛酸NH4+的酸常數(shù)Ka

為?2.酚酞指示劑的變色范圍是：pH8.0（無色）~10（紅色）；在氨水中加入酚酞指示劑，溶液顯紅色，加入少許氯化銨晶體，紅色變淺？為什么？

解2.發(fā)生了同離子效應(yīng)，使平衡左移，堿性減弱，酸性增強。NH4ClNH4++Cl–NH3·H2ONH4++OH–解1.5.71×10-10解離平衡解離常數(shù)酸常數(shù)Ka堿常數(shù)Kb共軛酸堿對Ka與Kb關(guān)系解離度鹽效應(yīng)解離平衡的移動同離子效應(yīng)鹽效應(yīng)酸堿平衡小結(jié)你知道這瓶白醋的pH是多少嗎？如何計算？一元弱酸溶液pH的近似計算一元弱堿溶液pH的近似計算一二弱酸弱堿溶液的pH近似計算

一、一元弱酸溶液的pH近似計算

HA+H2O

H3O++A?（近似式）[H3O+]≈[A?][HA]≈ca－[H3O+]

當(dāng)ca/Ka≥500時，ca－[H3O+]≈ca時（最簡式）

當(dāng)弱酸的Ka?ca≥20Kw時，忽略水的解離對H3O+濃度的影響，只考慮弱酸的解離對H3O+濃度的貢獻。例1計算298K時0.10mol/LHAc的pH和α。已知HAc的Ka=1.76×10?5Ca/Ka=0.10/1.76×10–5＞500解：Ka?Ca=1.76×10-5×0.10=

1.76×10-6

＞20Kw∵∴pH=-lg[H3O+]=-lg(1.33×10?3)=2.88Ka?ca=5.6×10?11＞20Kw，ca/Ka=0.10/5.6×10?10＞500pH=-lg[H3O+]=-lg(7.5×10?6)=5.12例2計算常溫下0.10mol/LNH4Cl溶液的pH值。已知NH3?H2O的Kb=1.8×10?5NH4Cl→NH4++Cl?

NH4+∵∴解:Cl?是極弱的堿，該溶液的酸堿性主要取決于NH4+，按一元弱酸計算。∵當(dāng)Kb?cb≥20Kw且cb/Kb＜500時，當(dāng)Kb?cb≥20Kw且cb/Kb≥500時，(近似式)(最簡式)二、一元弱堿溶液的pH近似計算

A-+H2O

OH-+HA?Cb/Kb=0.10/1.8×10-5

＞500例3計算0.10mol/L

NH3?H2O溶液的pH。已知NH3?H2O的Kb=1.8×10-5。解：Kb?Cb

=

1.8×10-5×0.1=

1.8×10-6

＞

20Kw∴∵pOH=-lg[OH?]=-lg(1.34×10?3)=2.87pH=14－pOH=14－2.87=11.13pOH=-lg[OH?]=-lg(7.5×10?6)=5.12因Na+不參與酸堿平衡，溶液的酸堿性主要取決于Ac?。Ac?Cb/Kb=0.10/5.68×10-11

＞500Kb?Cb=5.68×10-10×0.10=

5.68×10-11

＞

20Kw∵∴解：

NaAc→Na++Ac?pH=14－pOH=14－5.12=8.88例4計算常溫下0.10mol/LNaAc溶液的pH。請計算質(zhì)量濃度大于4.0g/100ml白醋的pH是多少？Ca/Ka=0.667/1.76×10–5＞500解：Ka?Ca=1.76×10-5×0.667=

1.76×10-6

＞20Kw∵∴pH=-lg[H3O+]=-lg(3.43×10?3)=2.46已知該白醋的質(zhì)量濃度為40g/L∵[H3O+]=3.43×10?3=mol/L∵水溶液pH的計算小結(jié)一元弱堿：cb?Kb≥20Kw，cb/Kb≥500時，多元弱酸：ca?Ka1≥20Kw,且ca/Ka1≥500時，多元弱堿：cb?Kb1≥20Kw,且cb/Kb1≥500時，一元弱酸：ca?Ka≥20Kw，ca/Ka≥500時，pH的計算公式：醫(yī)用化學(xué)弱酸弱堿的pH計算-微課

你知道這瓶白醋的pH是多少嗎？如何計算？一元弱酸溶液的pH近似計算HA+H2O

H3O++A?（近似式）[H3O+]≈[A?][HA]≈ca－[H3O+]

當(dāng)ca/Ka≥500時，ca－[H3O+]≈ca時（最簡式）

當(dāng)弱酸的Ka?ca≥20Kw時，忽略水的解離對H3O+濃度的影響，只考慮弱酸的解離對H3O+濃度的貢獻。

計算298K時0.10mol/LHAc的pH和α。已知HAc的Ka=1.76×10?5Ca/Ka=0.10/1.76×10–5＞500解：Ka?Ca=1.76×10-5×0.10=

1.76×10-6

＞20Kw∵∴pH=-lg[H3O+]=-lg(1.33×10?3)=2.88

例1：Ka?ca=5.6×10?11＞20Kw，ca/Ka=0.10/5.6×10?10＞500pH=-lg[H3O+]=-lg(7.5×10?6)=5.12

計算常溫下0.10mol/LNH4Cl溶液的pH值。已知NH3?H2O的Kb=1.8×10?5NH4Cl→NH4++Cl?

NH4+∵∴解Cl?是極弱的堿，該溶液的酸堿性主要取決于NH4+，按一元弱酸計算。

例2：當(dāng)Kb?cb≥20Kw且cb/Kb＜500時，當(dāng)Kb?cb≥20Kw且cb/Kb≥500時，(近似式)(最簡式)A-

+H2O

OH-

+HA?一元弱堿溶液的pH近似計算cb/Kb=0.10/1.8×10-5

＞500

計算0.10mol/L

NH3?H2O溶液的pH。已知NH3?H2O的Kb=1.8×10-5。解：Kb?cb

=

1.8×10-5×0.1=

1.8×10-6

＞

20Kw∴∵pOH=-lg[OH?]=-lg(1.34×10?3)=2.87pH=14－pOH=14－2.87=11.13

例1：pOH=-lg[OH?]=-lg(7.5×10?6)=5.12因Na+不參與酸堿平衡，溶液的酸堿性主要取決于Ac?。Ac?cb/Kb=0.10/5.68×10-11

＞500Kb?cb=5.68×10-10×0.10=

5.68×10-11

＞

20Kw∵∴解：

NaAc→Na++Ac?pH=14－pOH=14－5.12=8.88計算常溫下0.10mol/LNaAc溶液的pH。

例4：

請計算質(zhì)量濃度大于4.0g/100mL白醋的pH是多少？ca/Ka=0.667/1.76×10–5＞500解：Ka?ca=1.76×10-5×0.667=

1.76×10-6

＞20Kw∵∴pH=-lg[H3O+]=-lg(3.43×10?3)=2.46已知該白醋的質(zhì)量濃度為40g/L∵[H3O+]=3.43×10?3=mol/L∴兩性物質(zhì)：c/Ka′≥20，c?Ka≥20Kw時,

一元弱堿：cb?Kb≥20Kw，cb/Kb≥500時，多元弱酸：ca?Ka1≥20Kw,且ca/Ka1≥500時，多元弱堿：cb?Kb1≥20Kw,且cb/Kb1≥500時，一元弱酸：ca?Ka≥20Kw，ca/Ka≥500時，電解質(zhì)溶液pH的計算公式：

小結(jié)：醫(yī)用化學(xué)水溶液的酸堿性與pH計算演示實驗不同電解質(zhì)的酸堿性測定

在潔凈點滴板中放入9片pH試紙，按下表序號分別吸取不同電解質(zhì)溶液2滴于試紙上，觀察試紙顏色變化，并與比色卡比較，讀出對應(yīng)pH值。點滴板序號123456789電解質(zhì)HClHAcNH4ClNaClNaHCO3NaAcNH3H2ONa2CO3NaOHpH試紙顏色變化pH測際序號123456789電解質(zhì)HClHAcNH4ClNaClNaHCO3NaAcNH3H2ONa2CO3NaOHpH試紙顏色變化紅色紅色紅色黃色淺藍色淺藍色藍色藍色深藍色pH測際1357891111.513pH理論12.885.1278.38.811.211.6213表1不同電解質(zhì)溶液的酸堿性比較問題：為何不同水溶液呈現(xiàn)不同酸堿性？溶液酸堿性與什么有關(guān)？演示實驗不同電解質(zhì)的酸堿性水的質(zhì)子自遞平衡水溶液的酸堿性一二三強酸強堿溶液的pH計算

水溶液的酸堿性H2O+H2OH3O++OH-一、水的質(zhì)子自遞平衡KW稱為的質(zhì)子自遞平衡常數(shù)，簡稱水的離子積。22℃（295K）純水Kw適用于純水和稀溶液體系[H3O+]與[OH-]可互求。1.水的質(zhì)子自遞平衡2.水的離子積表4-2不同溫度下水的離子積常數(shù)Kw值隨T升高而增大T/K

Kw

T/KKw

2731.139×10-15

2981.008×10-14

2832.920×10-153235.474×10-14

2951.000×10-14

3735.500×10-13

一、水的質(zhì)子自遞平衡二、水溶液的酸堿性酸性溶液堿性溶液[H3O+]＞1×10?7mol/L＞[OH?][H3O+]＜

1×10?7mol/L＜

[OH?]H2O+H2OH3O++OH-HCl+H2OH3O+

+Cl–H2O+H2OH3O++OH-

NaOH

Na++OH–為什么水溶液會呈現(xiàn)不同的酸堿性？二、水溶液的酸堿性中性溶液酸性溶液堿性溶液水溶液中：[H3O+]越大，酸性越強，堿性越弱。

[OH?]越大，堿性越強，酸性越弱。常溫下[H3O+]=1×10?7mol/L=[OH?][H3O+]＞1×10?7mol/L＞[OH?][H3O+]＜1×10?7mol/L＜[OH?]1.氫離子濃度與溶液酸堿性

pH適用范圍:

0~14；298K時，pH<7：酸性溶液；pH=7：中性溶液；pH>7：堿性溶液pH=-lg[H3O+]pH

，酸性越強；pH，堿性越強；pOH

，堿性越強；pOH

，酸性越強pOH=－lg[[OH?]pH+pOH=14一般：若[H+]=m×10-n

則：pH=n-lgm2.pH與溶液酸堿性二、水溶液的酸堿性溶液pH人血液7.4牛奶6.8雨水5.7番茄汁4.2葡萄酒3.4檸檬汁2.2胃液1.3人血液pH超出±0.4將有生命危險?。?！堿性增強酸性增強常見溶液的pH三、強酸強堿溶液的pH計算

例

計算298K時，0.10mol/LHCl和NaOH的pH。HClH++Cl–解：HCl和NaOH為強電解質(zhì)，全部解離[H+]=0.1mol/L

pH=-lg[H3O+]=-lg0.1=1NaOH→Na++OH–[OH-]=0.1mol/L

pOH=-lg[OH-]=-lg0.1=1pH=14-pOH=14-1=13

堿性溶液：pH>7酸性溶液：pH<7中性溶液：pH=7298KpH=-lg[H3O+]

[H3O+]pH

酸性越強；[H3O+],

pH

堿性越強pOH=－lg[[OH?]pH+pOH=14一般：若[H+]=m×10-n則：pH=n-lgm一、溶液酸堿性pH適用范圍：0~14；對應(yīng)[H+]適用范圍：1~110-14mol/L水溶液酸堿性小結(jié)二、pH計算[H3O+]=1×10?7mol/L=[OH?][H3O+]＞1×10?7mol/L＞[OH?][H3O+]＜

1×10?7mol/L＜

[OH?]你知道這瓶白醋的pH是多少嗎？如何計算？一元弱酸弱堿溶液的解離平衡一二三同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng)弱酸弱堿的解離平衡弱酸弱堿共軛酸堿對Ka和Kb的關(guān)系H+Ac-H+Ac-H2OH2OH2OH2OH2OH2OH2OH2OH+H2OH2OH2OH2OH2OAc-H2OH2O+解離結(jié)合H2OH+H2OH2OH2OH2OH2OAc-H2OH2O+H+Ac-Ag+Cl-H2OH2OH2OH2OH+Ac-H2OH2OH2OH2OHAc(l)+H2OI(l)H+(aq)+Ac-(aq)一、一元弱酸（弱堿）溶液的解離平衡1.解離平衡在一定條件下，當(dāng)弱電解質(zhì)分子解離成離子的速度率與離子結(jié)合成分子的速率相等時的狀態(tài)。具有等、定、動、變的化學(xué)平衡特征。一、一元弱酸（弱堿）溶液的解離平衡HB+H2OH3O++B–解離結(jié)合2.解離常數(shù)KaKb弱酸的解離常數(shù)弱堿的解離常數(shù)例：298K水溶液中HAcKa=1.76×10￣5

HCNKa=4.93×10￣10（1）Ka(或Kb)的大小可表示弱酸(或弱堿)在水溶液中的解離程度，其值越大，弱酸（或弱堿）解離程度越大，酸(或堿)越強（2）Ka(或Kb)取決于電解質(zhì)本身的性質(zhì)，與溫度、溶劑有關(guān)，與電解質(zhì)的濃度無關(guān)。一、一元弱酸（弱堿）溶液的解離平衡某些常見酸在水中的解離常數(shù)（298K）大多數(shù)的酸,堿的酸度常數(shù)。堿度常數(shù)都能從參考書中查找到的。例如：298K0.1mol/LCH3COOH，α=1.33%0.1mol/LHCN，α=0.01%

α=已解離的弱電解質(zhì)分子數(shù)弱電解質(zhì)分子總數(shù)×100%3.解離度=

已解離的弱電解質(zhì)濃度弱電解質(zhì)起始濃度×100%α①α反映了弱電解質(zhì)的電離程度，其大小主要取決于電解質(zhì)的本性，與溶劑、溫度、溶液的濃度等因素有關(guān)，

c，α。②一般：強電解質(zhì)α30％＞α～α＞5％與弱電解質(zhì)α一、一元弱酸（弱堿）溶液的解離平衡Ka×

Kb？Ka

？KbHAc+H2OAc-+H3O+Ac-+H2OHAc

+OH-二、一元弱酸（弱堿）共軛酸堿對的Ka和Kb的關(guān)系例：已知298K時HCN的Ka4.93×10?10，計算CN?的Kb

。解：∵CN?是HCN的共軛堿（1）（2）請寫出HAc、Ac?的質(zhì)子轉(zhuǎn)移平衡表達式

⑤同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng)NaAc(aq)→Na+(aq)+Ac-(aq)平衡移動方向？0..1mol/L醋酸電離度由1.33%下降為0.0176%HAc(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+Ac-(aq)

弱電解質(zhì)溶液中，加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的易溶強電解質(zhì)，使弱電解質(zhì)的解離度降低的現(xiàn)象，稱為同離子效應(yīng)。三、同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng)1.同離子效應(yīng)2.鹽效應(yīng)

在弱電解質(zhì)溶液中，加入與弱電解質(zhì)不具有相同離子的強電解質(zhì)，弱電解質(zhì)的解離度增大，這種現(xiàn)象稱為鹽效應(yīng)。同離子效應(yīng)與鹽效應(yīng)作用相反，但同離子效應(yīng)遠超過鹽效應(yīng)，在離子濃度較小的溶液中，常常忽略鹽效應(yīng)的影響。

例如：在0.1mol/LHAc溶液中，加入0.1mol/LNaCl，弱電解質(zhì)電離度由1.33%增加為1.68%。三、同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng)1.已知氨水的Kb=1.76×10-5，則其共軛酸NH4+的酸常數(shù)Ka

為?2.酚酞指示劑的變色范圍是：pH8.0（無色）~10（紅色）；在氨水中加入酚酞指示劑，溶液顯紅色，加入少許氯化銨晶體，紅色變淺？為什么？

解2.發(fā)生了同離子效應(yīng)，使平衡左移，堿性減弱，酸性增強。NH4ClNH4++Cl–NH3·H2ONH4++OH–解1.5.71×10-10解離平衡解離常數(shù)酸常數(shù)Ka堿常數(shù)Kb共軛酸堿對Ka與Kb關(guān)系解離度鹽效應(yīng)解離平衡的移動同離子效應(yīng)鹽效應(yīng)酸堿平衡小結(jié)你知道這瓶白醋的pH是多少嗎？如何計算？一元弱酸溶液pH的近似計算一元弱堿溶液pH的近似計算一二弱酸弱堿溶液的pH近似計算

一、一元弱酸溶液的pH近似計算

HA+H2O

H3O++A?（近似式）[H3O+]≈[A?][HA]≈ca－[H3O+]

當(dāng)ca/Ka≥500時，ca－[H3O+]≈ca時（最簡式）

當(dāng)弱酸的Ka?ca≥20Kw時，忽略水的解離對H3O+濃度的影響，只考慮弱酸的解離對H3O+濃度的貢獻。例1計算298K時0.10mol/LHAc的pH和α。已知HAc的Ka=1.76×10?5Ca/Ka=0.10/1.76×10–5＞500解：Ka?Ca=1.76×10-5×0.10=

1.76×10-6

＞20Kw∵∴pH=-lg[H3O+]=-lg(1.33×10?3)=2.88Ka?ca=5.6×10?11＞20Kw，ca/Ka=0.10/5.6×10?10＞500pH=-lg[H3O+]=-lg(7.5×10?6)=5.12例2計算常溫下0.10mol/LNH4Cl溶液的pH值。已知NH3?H2O的Kb=1.8×10?5NH4Cl→NH4++Cl?

NH4+∵∴解:Cl?是極弱的堿，該溶液的酸堿性主要取決于NH4+，按一元弱酸計算?！弋?dāng)Kb?cb≥20Kw且cb/Kb＜500時，當(dāng)Kb?cb≥20Kw且cb/Kb≥500時，(近似式)(最簡式)二、一元弱堿溶液的pH近似計算

A-+H2O

OH-+HA?Cb/Kb=0.10/1.8×10-5

＞500例3計算0.10mol/L

NH3?H2O溶液的pH。已知NH3?H2O的Kb=1.8×10-5。解：Kb?Cb

=

1.8×10-5×0.1=

1.8×10-6

＞

20Kw∴∵pOH=-lg[OH?]=-lg(1.34×10?3)=2.87pH=14－pOH=14－2.87=11.13pOH=-lg[OH?]=-lg(7.5×10?6)=5.12因Na+不參與酸堿平衡，溶液的酸堿性主要取決于Ac?。Ac?Cb/Kb=0.10/5.68×10-11

＞500Kb?Cb=5.68×10-10×0.10=

5.68×10-11

＞

20Kw∵∴解：

NaAc→Na++Ac?pH=14－pOH=14－5.12=8.88例4計算常溫下0.10mol/LNaAc溶液的pH。請計算質(zhì)量濃度大于4.0g/100ml白醋的pH是多少？Ca/Ka=0.667/1.76×10–5＞500解：Ka?Ca=1.76×10-5×0.667=

1.76×10-6

＞20Kw∵∴pH=-lg[H3O+]=-lg(3.43×10?3)=2.46已知該白醋的質(zhì)量濃度為40g/L∵[H3O+]=3.43×10?3=mol/L∵水溶液pH的計算小結(jié)一元弱堿：cb?Kb≥20Kw，cb/Kb≥500時，多元弱酸：ca?Ka1≥20Kw,且ca/Ka1≥500時，多元弱堿：cb?Kb1≥20Kw,且cb/Kb1≥500時，一元弱酸：ca?Ka≥20Kw，ca/Ka≥500時，pH的計算公式：醫(yī)用化學(xué)水溶液的酸堿性在潔凈9孔點滴板中放入9片pH試紙，按下表序號分別吸取不同電解質(zhì)溶液2滴于試紙上，觀察試紙顏色變化，并與比色卡比較，讀出對應(yīng)pH值。點滴板序號123456789電解質(zhì)HClHAcNH4ClNaClNaHCO3NaAcNH3H2ONa2CO3NaOHpH試紙顏色變化pH測際演示實驗不同電解質(zhì)的酸堿性測定點滴板序號123456789電解質(zhì)HClHAcNH4ClNaClNaHCO3NaAcNH3H2ONa2CO3NaOHpH試紙顏色變化紅色紅色紅色黃色淺藍色淺藍色藍色藍色深藍色pH測際1357891111.513pH理論12.885.1278.38.811.211.6213問題：為什么不同水溶液呈現(xiàn)不同的酸堿性？溶液的酸堿性與什么有關(guān)？實驗現(xiàn)象及數(shù)據(jù)記錄表一二【水的質(zhì)子自遞平衡】【水溶液的酸堿性】一【強酸強堿溶液的pH計算】H2O+H2OH3O++OH-KW稱為的質(zhì)子自遞平衡常數(shù)，簡稱水的離子積。Kw適用于純水和稀溶液體系[H3O+]與[OH-]可互求298K時水的質(zhì)子自遞平衡在任何水溶液中H3O+和OH?都同時存在！Kw在一定溫度下是定值！表4-2不同溫度下水的離子積常數(shù)T升高Kw值增大T/K

Kw

T/KKw

2731.139×10-15

2981.008×10-14

2832.920×10-153235.474×10-14

2951.000×10-14

3735.500×10-13

實驗測定，22℃（295K）純水酸性溶液堿性溶液[H3O+]＞1×10?7mol/L＞[OH?][H3O+]＜

1×10?7mol/L＜

[OH?]H2O+H2OH3O++OH-HCl+H2OH3O+

+Cl–H2O+H2OH3O++OH-

NaOH

Na++OH–為什么水溶液會呈現(xiàn)不同的酸堿性？水溶液的酸堿性中性溶液酸性溶液堿性溶液水溶液中:

[H3O+]越大，酸性越強，堿性越弱。

[OH?]越大，堿性越強，酸性越弱。常溫下[H3O+]=1×10?7mol/L=[OH?][H3O+]＞1×10?7mol/L＞[OH?][H3O+]＜

1×10?7mol/L＜

[OH?]氫離子濃度與溶液酸堿性堿性溶液：pH>7酸性溶液：pH<7中性溶液：pH=7295KpH=-lg[H3O+]pH↓

，酸性越強；pH↑

，堿性越強pOH=－lg[[OH?]pH+pOH=14pOH↓，堿性越強；pOH↑

，酸性越強一般：若[H+]=m×10-n

則：pH=n-lgmpH適用范圍:1.0

mol/L≥[H+]≥1.0

10-14mol/LpH與溶液酸堿性溶液pH人血液7.4牛奶6.8雨水5.7番茄汁4.2葡萄酒3.4檸檬汁2.2胃液1.3人血液pH超出±0.4將有生命危險?。?！堿性增強酸性增強常見溶液的pH例

計算298K時，0.10mol/LHCl和NaOH的pH。HCl→

H+

+Cl–解：HCl和NaOH為強電解質(zhì)，全部解離：[H+]=0.1mol/L

pH=-lg[H3O+]=-lg0.1=1NaOH→Na++OH–[OH-]=0.1mol/L

pOH=-lg[OH-]=-lg0.1=1pH=14-pOH=14-1=13強酸強堿溶液的pH計算

將下列強酸或強堿溶液等體積混合，求：混合后溶液的pH。1）pH=2、pH=5

2）pH=2、pH=123）pH=11、pH=13隨堂練習(xí)解：1）為強酸溶液等體積混合，故混合后[H+]為，pH=2.3

2）同濃度強酸與強堿溶液等體積混合，酸堿完全反應(yīng)，故混合后[H+]為10-7，pH=73）為強堿溶液的等體積混合，故混合后[OH-]為，pOH=1.3pH=12.7醫(yī)用化學(xué)水溶液的酸堿性與pH計算演示實驗不同電解質(zhì)的酸堿性測定

在潔凈點滴板中放入9片pH試紙，按下表序號分別吸取不同電解質(zhì)溶液2滴于試紙上，觀察試紙顏色變化，并與比色卡比較，讀出對應(yīng)pH值。點滴板序號123456789電解質(zhì)HClHAcNH4ClNaClNaHCO3NaAcNH3H2ONa2CO3NaOHpH試紙顏色變化pH測際序號123456789電解質(zhì)HClHAcNH4ClNaClNaHCO3NaAcNH3H2ONa2CO3NaOHpH試紙顏色變化紅色紅色紅色黃色淺藍色淺藍色藍色藍色深藍色pH測際1357891111.513pH理論12.885.1278.38.811.211.6213表1不同電解質(zhì)溶液的酸堿性比較問題：為何不同水溶液呈現(xiàn)不同酸堿性？溶液酸堿性與什么有關(guān)？演示實驗不同電解質(zhì)的酸堿性水的質(zhì)子自遞平衡水溶液的酸堿性一二三強酸強堿溶液的pH計算

水溶液的酸堿性H2O+H2OH3O++OH-一、水的質(zhì)子自遞平衡KW稱為的質(zhì)子自遞平衡常數(shù)，簡稱水的離子積。22℃（295K）純水Kw適用于純水和稀溶液體系[H3O+]與[OH-]可互求。1.水的質(zhì)子自遞平衡2.水的離子積表4-2不同溫度下水的離子積常數(shù)Kw值隨T升高而增大T/K

Kw

T/KKw

2731.139×10-15

2981.008×10-14

2832.920×10-153235.474×10-14

2951.000×10-14

3735.500×10-13

一、水的質(zhì)子自遞平衡二、水溶液的酸堿性酸性溶液堿性溶液[H3O+]＞1×10?7mol/L＞[OH?][H3O+]＜

1×10?7mol/L＜

[OH?]H2O+H2OH3O++OH-HCl+H2OH3O+

+Cl–H2O+H2OH3O++OH-

NaOH

Na++OH–為什么水溶液會呈現(xiàn)不同的酸堿性？二、水溶液的酸堿性中性溶液酸性溶液堿性溶液水溶液中：[H3O+]越大，酸性越強，堿性越弱。

[OH?]越大，堿性越強，酸性越弱。常溫下[H3O+]=1×10?7mol/L=[OH?][H3O+]＞1×10?7mol/L＞[OH?][H3O+]＜1×10?7mol/L＜[OH?]1.氫離子濃度與溶液酸堿性

pH適用范圍:

0~14；298K時，pH<7：酸性溶液；pH=7：中性溶液；pH>7：堿性溶液pH=-lg[H3O+]pH

，酸性越強；pH，堿性越強；pOH

，堿性越強；pOH

，酸性越強pOH=－lg[[OH?]pH+pOH=14一般：若[H+]=m×10-n

則：pH=n-lgm2.pH與溶液酸堿性二、水溶液的酸堿性溶液pH人血液7.4牛奶6.8雨水5.7番茄汁4.2葡萄酒3.4檸檬汁2.2胃液1.3人血液pH超出±0.4將有生命危險?。?！堿性增強酸性增強常見溶液的pH三、強酸強堿溶液的pH計算

例

計算298K時，0.10mol/LHCl和NaOH的pH。HClH++Cl–解：HCl和NaOH為強電解質(zhì)，全部解離[H+]=0.1mol/L

pH=-lg[H3O+]=-lg0.1=1NaOH→Na++OH–[OH-]=0.1mol/L

pOH=-lg[OH-]=-lg0.1=1pH=14-pOH=14-1=13

堿性溶液：pH>7酸性溶液：pH<7中性溶液：pH=7298KpH=-lg[H3O+]

[H3O+]pH

酸性越強；[H3O+],

pH

堿性越強pOH=－lg[[OH?]pH+pOH=14一般：若[H+]=m×10-n則：pH=n-lgm一、溶液酸堿性pH適用范圍：0~14；對應(yīng)[H+]適用范圍：1~110-14mol/L水溶液酸堿性小結(jié)二、pH計算[H3O+]=1×10?7mol/L=[OH?][H3O+]＞1×10?7mol/L＞[OH?][H3O+]＜

1×10?7mol/L＜

[OH?]你知道這瓶白醋的pH是多少嗎？如何計算？一元弱酸弱堿溶液的解離平衡一二三同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng)弱酸弱堿的解離平衡弱酸弱堿共軛酸堿對Ka和Kb的關(guān)系H+Ac-H+Ac-H2OH2OH2OH2OH2OH2OH2OH2OH+H2OH2OH2OH2OH2OAc-H2OH2O+解離結(jié)合H2OH+H2OH2OH2OH2OH2OAc-H2OH2O+H+Ac-Ag+Cl-H2OH2OH2OH2OH+Ac-H2OH2OH2OH2OHAc(l)+H2OI(l)H+(aq)+Ac-(aq)一、一元弱酸（弱堿）溶液的解離平衡1.解離平衡在一定條件下，當(dāng)弱電解質(zhì)分子解離成離子的速度率與離子結(jié)合成分子的速率相等時的狀態(tài)。具有等、定、動、變的化學(xué)平衡特征。一、一元弱酸（弱堿）溶液的解離平衡HB+H2OH3O++B–解離結(jié)合2.解離常數(shù)KaKb弱酸的解離常數(shù)弱堿的解離常數(shù)例：298K水溶液中HAcKa=1.76×10￣5

HCNKa=4.93×10￣10（1）Ka(或Kb)的大小可表示弱酸(或弱堿)在水溶液中的解離程度，其值越大，弱酸（或弱堿）解離程度越大，酸(或堿)越強（2）Ka(或Kb)取決于電解質(zhì)本身的性質(zhì)，與溫度、溶劑有關(guān)，與電解質(zhì)的濃度無關(guān)。一、一元弱酸（弱堿）溶液的解離平衡某些常見酸在水中的解離常數(shù)（298K）大多數(shù)的酸,堿的酸度常數(shù)。堿度常數(shù)都能從參考書中查找到的。例如：298K0.1mol/LCH3COOH，α=1.33%0.1mol/LHCN，α=0.01%

α=已解離的弱電解質(zhì)分子數(shù)弱電解質(zhì)分子總數(shù)×100%3.解離度=

已解離的弱電解質(zhì)濃度弱電解質(zhì)起始濃度×100%α①α反映了弱電解質(zhì)的電離程度，其大小主要取決于電解質(zhì)的本性，與溶劑、溫度、溶液的濃度等因素有關(guān)，

c，α。②一般：強電解質(zhì)α30％＞α～α＞5％與弱電解質(zhì)α一、一元弱酸（弱堿）溶液的解離平衡Ka×

Kb？Ka

？KbHAc+H2OAc-+H3O+Ac-+H2OHAc

+OH-二、一元弱酸（弱堿）共軛酸堿對的Ka和Kb的關(guān)系例：已知298K時HCN的Ka4.93×10?10，計算CN?的Kb

。解：∵CN?是HCN的共軛堿（1）（2）請寫出HAc、Ac?的質(zhì)子轉(zhuǎn)移平衡表達式

⑤同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng)NaAc(aq)→Na+(aq)+Ac-(aq)平衡移動方向？0..1mol/L醋酸電離度由1.33%下降為0.0176%HAc(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+Ac-(aq)

弱電解質(zhì)溶液中，加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的易溶強電解質(zhì)，使弱電解質(zhì)的解離度降低的現(xiàn)象，稱為同離子效應(yīng)。三、同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng)1.同離子效應(yīng)2.鹽效應(yīng)

在弱電解質(zhì)溶液中，加入與弱電解質(zhì)不具有相同離子的強電解質(zhì)，弱電解質(zhì)的解離度增大，這種現(xiàn)象稱為鹽效應(yīng)。同離子效應(yīng)與鹽效應(yīng)作用相反，但同離子效應(yīng)遠超過鹽效應(yīng)，在離子濃度較小的溶液中，常常忽略鹽效應(yīng)的影響。

例如：在0.1mol/LHAc溶液中，加入0.1mol/LNaCl，弱電解質(zhì)電離度由1.33%增加為1.68%。三、同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng)1.已知氨水的Kb=1.76×10-5，則其共軛酸NH4+的酸常數(shù)Ka

為?2.酚酞指示劑的變色范圍是：pH8.0（無色）~10（紅色）；在氨水中加入酚酞指示劑，溶液顯紅色，加入少許氯化銨晶體，紅色變淺？為什么？

解2.發(fā)生了同離子效應(yīng)，使平衡左移，堿性減弱，酸性增強。NH4ClNH4++Cl–NH3·H2ONH4++OH–解1.5.71×10-10解離平衡解離常數(shù)酸常數(shù)Ka堿常數(shù)Kb共軛酸堿對Ka與Kb關(guān)系解離度鹽效應(yīng)解離平衡的移動同離子效應(yīng)鹽效應(yīng)酸堿平衡小結(jié)你知道這瓶白醋的pH是多少嗎？如何計算？一元弱酸溶液pH的近似計算一元弱堿溶液pH的近似計算一二弱酸弱堿溶液的pH近似計算

一、一元弱酸溶液的pH近似計算

HA+H2O

H3O++A?（近似式）[H3O+]≈[A?][HA]≈ca－[H3O+]

當(dāng)ca/Ka≥500時，ca－[H3O+]≈ca時（最簡式）

當(dāng)弱酸的Ka?ca≥20Kw時，忽略水的解離對H3O+濃度的影響，只考慮弱酸的解離對H3O+濃度的貢獻。例1計算298K時0.10mol/LHAc的pH和α。已知HAc的Ka=1.76×10?5Ca/Ka=0.10/1.76×10–5＞500解：Ka?Ca=1.76×10-5×0.10=

1.76×10-6

＞20Kw∵∴pH=-lg[H3O+]=-lg(1.33×10?3)=2.88Ka?ca=5.6×10?11＞20Kw，ca/Ka=0.10/5.6×10?10＞500pH=-lg[H3O+]=-lg(7.5×10?6)=5.12例2計算常溫下0.10mol/LNH4Cl溶液的pH值。已知NH3?H2O的Kb=1.8×10?5NH4Cl→NH4++Cl?

NH4+∵∴解:Cl?是極弱的堿，該溶液的酸堿性主要取決于NH4+，按一元弱酸計算?！弋?dāng)Kb?cb≥20Kw且cb/Kb＜500時，當(dāng)Kb?cb≥20Kw且cb/Kb≥500時，(近似式)(最簡式)二、一元弱堿溶液的pH近似計算

A-+H2O

OH-+HA?Cb/Kb=0.10/1.8×10-5

＞500例3計算0.10mol/L

NH3?H2O溶液的pH。已知NH3?H2O的Kb=1.8×10-5。解：Kb?Cb

=

1.8×10-5×0.1=

1.8×10-6

＞

20Kw∴∵pOH=-lg[OH?]=-lg(1.34×10?3)=2.87pH=14－pOH=14－2.87=11.13pOH=-lg[OH?]=-lg(7.5×10?6)=5.12因Na+不參與酸堿平衡，溶液的酸堿性主要取決于Ac?。Ac?Cb/Kb=0.10/5.68×10-11

＞500Kb?Cb=5.68×10-10×0.10=

5.68×10-11

＞

20Kw∵∴解：

NaAc→Na++Ac?pH=14－pOH=14－5.12=8.88例4計算常溫下0.10mol/LNaAc溶液的pH。請計算質(zhì)量濃度大于4.0g/100ml白醋的pH是多少？Ca/Ka=0.667/1.76×10–5＞500解：Ka?Ca=1.76×10-5×0.667=

1.76×10-6

＞20Kw∵∴pH=-lg[H3O+]=-lg(3.43×10?3)=2.46已知該白醋的質(zhì)量濃度為40g/L∵[H3O+]=3.43×10?3=mol/L∵水溶液pH的計算小結(jié)一元弱堿：cb?Kb≥20Kw，cb/Kb≥500時，多元弱酸：ca?Ka1≥20Kw,且ca/Ka1≥500時，多元弱堿：cb?Kb1≥20Kw,且cb/Kb1≥500時，一元弱酸：ca?Ka≥20Kw，ca/Ka≥500時，pH的計算公式：醫(yī)用化