1 / 75

Chapter 1 acid-base equilibrium

Chapter 1 acid-base equilibrium. Chapter 1 acid-base equilibrium. 9-1 酸碱质子理论 proton theory of acid-base 9-2 水的离子积和 pH Ion product of water and pH 9-3 ionization equilibrium in solution of acid and base and salt 9-4 水溶液化学平衡的计算

abena
Download Presentation

Chapter 1 acid-base equilibrium

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript

  1. Chapter 1acid-base equilibrium

  2. Chapter 1acid-base equilibrium 9-1 酸碱质子理论 proton theory of acid-base 9-2 水的离子积和pH Ion product of water and pH 9-3 ionization equilibrium in solution of acid and base and salt 9-4水溶液化学平衡的计算 Calculating of chemical equilibrium in aqueous solution 9-5 同离子效应、缓冲溶液 common-ion effect and buffer solution 9-6 盐类水解hydrolysis of salts 9-7 酸碱指示剂acid-base indicators

  3. 第9章 酸 碱 平 衡 acid-base equilibrium 非水体系(少部分) 无机化学反应 水溶液中(大多数) → 酸碱盐是主要内容 酸碱反应 沉淀反应 氧还反应 配离反应 离子反应

  4. 9-1 酸碱质子理论 proton theory of acid-base 酸碱概念是无机化学中最基本、最重要的概念之一，到现在为止，人们对酸碱的认识已有两百年的历史，经历了一个由感性到理性，由低级到高级的认识过程，随着生产和科学的发展，从十九世纪后期出现了一系列的酸碱理论，其主要理论有：

  5. 1、18世纪拉瓦锡的“氧酸”说和戴维、李必希的“氢酸”说1、18世纪拉瓦锡的“氧酸”说和戴维、李必希的“氢酸”说 2、阿累尼乌斯（1887）的酸碱电离理论。 3、富兰克林（1905）的酸碱溶剂理论。 4、布朗斯特德—劳瑞的（1923）酸碱质子理论。 5、路易斯（1923）的酸碱电子理论。 6、皮尔逊（1963）的硬软酸碱理论。 7、离子移变理论。 8、Usanovich（1939）的酸碱正负理论

  6. 9-1-1 ionization theory of acid-base 1887年瑞典化学家阿仑尼乌斯Svante Arrhenius根据他的电离学说，提出了酸和碱的概念，指出了酸碱反应的本质，从而建立了ionization theory of acid-base 。 Based on his experiments with electrolytes,Arrhenius postulated thatacids produce hydrogen ions in aqueous solution, and base produce hydroxide ions in aqueous solution . SO, proton(H+) is essence of acids，OH- is essence of base, neutralizating reaction of acid-base is that hydrogen ions react hydroxide ions to produce water. For example： H++Cl-+Na++OH- Na++Cl-+H2O

  7. 应用chemical equilibrium原理给出衡量acid-base strength的定量标度：[H+],Ka , Kb , pKa , pKb ,pKw shortcoming：把酸碱理论局限在水溶液中，对气体酸碱及大量非水溶液中进行的化学反应无法解释；把碱定为氢氧化物，因而对氨水呈碱性的事实难以说明，把酸和碱看成是两种绝对不同的物质忽视了酸碱在对立中的相互联系和统一。 故酸碱电离理论还不够完善，如何进一步完善补充？

  8. 9-1-2 proton theory of acid-base 该理论在1923年在丹麦的Brosted和英国的Lowry分别提出的。 一、酸碱定义和组成 An acid is the molecule that donates a proton to a water molecule . The molecule that accepts the proton in water is a Brosted-Lowry base Acid is a proton(H+)donor and base is a proton acceptor.

  9. acid base Neutral molecule HX、HNO3、H2SO4、H2S、H2CO3、H2O、HCN、HAc NH3、H2O、N2H4、NH2OH cations [Al(H2O)6]3+、H3O+、 [Cu(H2O)4]2+、NH4+、 [Al(H2O)5OH]2+、[Cu(H2O)3OH]+ anions HSO4-、H2PO4-、 HCO3-、HS-、HPO42- X-、HSO4-、SO42-、HPO42-、NH2-、HS-、S2-、O2-、Ac-、HCO3-、OH-、H2PO4-

  10. 二、The relation of the unity of opposites for acid-base It can be seen from definition of proton acid-base that ： 酸和碱不是彼此孤立的，而是统一在对质子的关系上，可表示为： Acid base + proton（H+） Acid is changed to base after giving proton，at same time, base is changed to acid after accepting proton，acid is binding system of base and proton 。 HAc Ac- + H+ NH4+ NH3 + H+ HCO3- CO32- + H+

  11. 这样的一对酸碱，它们依赖获得或给出质子相互存在可表示为：这样的一对酸碱，它们依赖获得或给出质子相互存在可表示为： conjugate acid conjugate base+proton 共轭酸碱对conjugate acid-base pairs 这种酸碱共轭关系可归纳为这样的几句话： 酸中有碱，碱可变酸，知酸便知碱，知碱便知酸 这种酸碱共轭关系正好体现了酸碱这对矛盾的相互依存和相互转化的辩证关系。 给出质子能力强——strong acid，对应的共轭碱弱， 接受质子能力强——strong base，对应的共轭酸弱。

  12. 根据定义，由此可排布出常见conjugate acid-base pairs及其相对强弱(由电离常数的大小Ka ， Kb来确定)。 说明：①组成范围广；②两性物质；③没有盐的概念。 三、essence of acid-base reaction and acid strength 根据质子理论观点，any acid-base reaction is transfer reaction of proton between two conjugate acid-base pairs： H+ HCl + NH3 NH4+ + Cl- 强酸I + 强碱II弱酸II + 弱碱I A strong acid yields a relatively weak conjugate base, a strong base yields a relatively weak conjugate acid. Acid-base reaction is process that in which strong base (base II )gained a proton from strong acid(acid I).

  13. So, reaction direction is： 较强的碱与较强的酸作用生成较弱的共轭酸和共轭碱 强强 弱 弱 较弱的化学键 较强的化学键 能量较高 能量较低

  14. 因此，根据酸碱强弱可判断反应的方向。 1、电离作用ionization action ① HCl + H2O H3O + Cl- 正反应： 强酸电离 逆反应：中和反应 酸 性： HCl>>H3O+ H2O>>Cl- reaction direction： 正向进行，强酸完全电离。 ② HAc + H2O H3O+ + Ac－ 正反应： 弱酸电离 逆反应：中和反应 酸 性： H3+O > HAc 碱性： Ac－> H2O reaction direction： 逆向，中和大，电离小(部分电离)。

  15. 2、盐的水解hydrolysis of salts CN- + NH4+ + H2O HCN + NH3·H2O 正反应： 盐的水解 逆反应：酸碱中和 酸 性： NH4+ > HCN 碱 性：CN- > NH3 reaction direction：正向，水解倾向大于中和倾向。 3、中和反应与自偶电离 neutralization reaction and self- ionization OH- + H3O+ H2O + H2O 正反应： 酸碱中和 逆反应：自偶电离 酸 性： H3+O >> H2O 碱 性：OH- >> H2O reaction direction：正向，中和倾向 >> 自偶电离

  16. 四、summation： 质子理论不仅扩大了酸碱的范围，而且把电离水解中和等各类离子反应系统归纳为质子传递的酸碱反应，从而扩大了酸碱反应的范围，并解决了酸碱的定量标度问题，该理论不仅适用于水溶液，而且也适应于非水溶液或无溶剂体系（如NH3与HCl的气相反应）。 反应的本质都是质子的传递 Essence of reaction is transfer of proton 五、evaluating： 该理论明确易懂，实用价值大，应用范围广能解决电离理论所不能解释的某些问题，不足之处全于只限于质子的传递，把非质子物质SO3、BF3等排斥在外。

  17. 9—2 水的离子积和pH Ion product of water and pH 9-2-1 水的电离平衡ionization equilibrium of water 根据酸碱质子理论，水的离解反应可表示为： H2O(l) + H2O(l) H3O+(aq) + OH-(aq) Aqueous：含水的 根据热力学中对溶剂和溶质标准态的规定，水自偶电离反应的标准平衡常数（省略标准浓度Cφ）为： 通常简写为： [H+][OH－]（无单位） （9—1）

  18. 被称为水的离子积常数 ion-product constant of water。25℃时， 1.009×10-14。 meanings of ：一定温度下,水溶液中[H+]和[OH－]之积为一定值，且此定值关系亦适用于任何水溶液体系。 水的电离过程是吸热的(△rHφ = 55.84KJ·mol-1)所以温度升高时， 值略有增大（见P313，表9-1），为了简便，一般采用 = 1.0×10-14 。 9-2-2 acidity-basicity and the pH scale of solution 根据关系式 = [H+][OH－]，任何物质的水溶液中，H+离子和OH－离子之间存在着相互依存、互相制约的关系，溶液所呈现的酸碱性，可由溶液中H+离子与OH－离子浓度的大小所决定。

  19. 室温 acidic solution [H+]＞10-7mol·L-1 [H+]＞[OH-] neutral solution [H+]=[OH-]=10-7 mol·L-1 basic solution [H+]＜10-7 mol·L-1 [OH-]＞[H+] 因此水溶液的酸碱性可用[H+]（溶液的酸度acidity）统一表示，但这种表示方法（C＜1）使用起来很不方便。为了简便，1909年索伦森首先提出用-lg［H+］来表示溶液的酸度，并称 -lg［H+］为pH值，表示为： pH = -lg［H+］ （9—2） 与pH对应的还有 pOH = -lg［OH-］， pHK = -lgK 有效数字的确定 ［H+］= 1.0 × 10-9mol/L pH = 9.00

  20. 由Kwθ= [H+][OH-]=1.0×14，则 pH + pOH = pKwθ= 14.00 （9-3） 所以酸性溶液 pH＜7＜pOH，中性溶液pH = 7 =pOH，碱性溶液pH＞7＞POH 教材P314给出了一些常见水溶液的pH。 pH 0.0 1.0 2.2~2.4 2.4~3.4 盐酸 胃酸 柠檬汁 醋 3.9 4.0~4.5 6.4 汽水 啤酒 牛奶

  21. pH 7.4 7.0~8.3 8.4 血液 海水 小苏打 10.5 11.9 14.0 氢氧化镁乳浊液 家用氨水 氢氧化钠(1mol/l) pH值的测定方法： 1、酸碱指示剂：甲基橙，甲基红，酚酞，溴甲酚蓝 2、pH试纸：广泛pH试纸， 精密pH试纸(1-3, 3-5, 5-7, 7-9, 9-11, 11-13) 3、酸度计:

  22. 9-3ionization equilibrium in solution of acid , base and salt HAc、H2CO3 NH3·H2O、Al(OH)3、HgCl2 Pb(Ac)2 弱极性键 弱酸 弱碱 弱盐 非电解质 无 机 物 弱电解质 电解质 NaOH、 Ba(OH)2 HClO4、HCl 大部分盐类 离子键 强极性键 离子键 强碱 强酸 盐类 强电解质

  23. 9-3-1 strong electrolyte（参见上一章） 根据上面的分类，强碱、强酸和大部分盐类属于强电解质，它们在水溶液中应完全电离。 实际情况如何呢？ 一、表观电离度apparent ionization degree 根据Arrhenius的电离学说，强电解质在水溶液中完全电离，其电离度应等于100%，但实验所测的强电解质的电离度都小于100%。

  24. 电解质 HCl H2CO3 H2CO4 NaOH KOH Ba(OH)2 HBr HI 电离度 92 92 61 91 89 81 92 92 电解质 H3PO4 NaAc KCl ZnSO4 KNO3 AgNO3 CuSO4 Na2SO4 电离度 27 79 86 40 83 81 40 69 这并不说明强解质溶液中有未电离的分子存在，而是a反映了溶液中离子间相互牵制作用hold each other up between ions的程度，因此，称之为表观电离度apparent ionization degree 。那么如何理解“hold each other up between ions”呢？

  25. 二、离子氛理论ion-atmosphere theory 离子氛理论是德国化学家德拜和休克尔于1923年提出的。 1、基本内容 强电解质在水溶液中是完全电离的，但由于离子是带电荷的，离子间的相互吸引attract each other between ions (or repel)，使每个离子都处在异号离子的包围之中，我们把离子周围异号电荷离子形成的包围圈——离子氛ion atmosphere，使相反电荷离子相互牵制，导致离子在溶液中并非完全自由。在弱电解质溶液中，离子浓度小，离子间的作用不显著。 设让电解质溶液导电 负极 离子氛(由阴离子构成 ) 正极 正极 离子氛(由阳离子构成 ) 负极 + + - -

  26. 离子间产生相互牵挂作用→单位时间内应迁移的离子数比理论值要少→迁移速度变慢→相当于离子数减小→电离度降低。离子间产生相互牵挂作用→单位时间内应迁移的离子数比理论值要少→迁移速度变慢→相当于离子数减小→电离度降低。 2、活度与离子强度 activity and ion intensity 为了定量描述强电解质中离子间的牵制作用，特引入activity的概念。 activity——有效浓度effective concentration，即单位体积电解质溶液中，表观上所含有的离子浓度，它等于溶液中离子的actual concentration C乘上一个核正系数f，这个系数叫做活度系数activity coefficient. 即 a = f·c 或 f = a/c （9—4）

  27. 显然活度系数activity coefficient定量地直接反映了电解质溶液中离子活动的自由程度，它不仅受本身浓度的影响，还受溶液中其它离子的浓度及电荷的影响，为了清楚地说明这些影响，我们再引入离子强度ion intensity的概念，离子强度I定义为： （9—5） Ci——i离子浓度，Zi——i离子电荷数 meanings：离子强度是溶液中离子间相互牵制作用的量度ion intensity is the measurement of hold action each other between ions。 C↑、Z↑、I↑, 离子间相互牵制作用↑, 表观 a 越小.

  28. （9—6） 公式（9-6） 计算f → 公式（9- 4）计算a 查表8-8（P307）得f →公式（8 - 8）计算a C → I discuss： 1、溶液越浓, 电荷越高, 离子活动的自由度f小, 活度与 浓度之间的差距越大，尤其在离子强度较大的情况。 2、当I<1.0×10-4 , f 接近于1。

  29. result：溶液越稀,离子氛效应越弱,活度值越接近浓度值。result：溶液越稀,离子氛效应越弱,活度值越接近浓度值。 • 3、弱电解质稀溶液和难溶性强电解度溶液 a = c（离子强度很小） • 4、本书大部分条件下使用C（近似计算）。 • 5、完全电离的含义 • 完全电离并非完全自由 • (2) 完全电离并非不进一步反应(水解是普遍的，溶液pH值变化大) • (3) 完全电离是对稀溶液而言的

  30. 9-3-2 weak electrolyte 弱电解质在水溶液中只有一部分电离，始终存在着分子与离子之间的电离平衡，以HAc为例，其电离方程式为： HAc + H2O H3O+ + Ac-（质子转移反应） 一般简写为： HAc Ac- + H+ 根据平衡定律，其平衡常数的关系式为： 称为HAc的离解常数或电离常数，为简化起见，本课程后面的讨论各离解平衡常数，在其表达式中各物种的平衡浓度不再除以各自的标准态。

  31. 如电离常数 简化为： 用 表示弱酸电离常数Ionization constant of weak acid 同理一元弱碱氨水的电离过程（质子转移反应）为： NH3+H2O NH4+ + OH- there arerelation of conjugate pairs between acid-base。

  32. H2O H+ + OH- conjugating acid HAc Ac- + H+ conjugating base Ac- + H2O HAc+OH- Kaθ= [ Ac- ][H+ ] / [HAc] + Kbθ’ = [HAc][OH-]/[Ac-] (9—7) 即conjugating acid-base pairs的Kaθ、Kbθ互成反比，弱酸的酸性越强（Kaθ越大），其共轭碱的碱性越弱（ Kbθ越小）。

  33. Discuss about 1、 Ionization constant Kaθ、Kbθ是一种平衡常数, Kiθ值越小，电离程度愈小，电解质越弱。 2、 Ionization constant与所有的平衡常数一样，决定于体系的本质，与温度有关，与浓度无关。 3、 Ionization constant 可以通过实验测定，亦可通过热力学数据计算。 = -RTlnKiθ 二、电离度ionization degree HAc Ac- + H+ 达到电离平衡时，已电离的溶质分子数与原有溶质分子总数之比——ionization degree（α）。

  34. α—与电解质本性,溶剂,溶液温度,浓度等因素有关。α—与电解质本性,溶剂,溶液温度,浓度等因素有关。 和α都能反映的电解质的电离程度。 它们之间有什么联系和区别呢？ 它们的关系非常类似于化学平衡常数和转化率之间的关系 1、ionization constant是平衡常数的一种形式与T有关，与C无关。 2、 ionization degree是转化率的一种形式，与T、C、溶剂都有关。 3、在ionization constant允许的条件下， ionization degree可随弱电解质的浓度而变化。

  35. 一、拉平效应leveling effect和区分效应distinguish effect 已知HCl，HClO4，H2SO4，HNO3等强酸在水中几乎全部100%电离，必然得出相同浓度的强酸度相等的结论，可表示为： HA + H2O H3O+ + A- 然而，这些不同强酸中的化学键和强度是各不相同的，为什么会有相同的酸度呢？或者说 这些强酸的相对强弱为什么在水中表现不出来呢？ 这是因为作为两性溶剂amphiprotic solvent的水能够表现出一定的碱性所致，或者说水所表现出的酸性太弱（与强酸相比）所致 HA A-+ H+ 2H2O H3O+ + OH- H2O

  36. 将不同强度的酸拉平到溶剂化质子的作用——拉平效应Leveling effect，具有拉平效应能力的溶剂——拉平溶剂Leveling solvent。 如果把上述强酸配成醋酸溶液，电导实验表明这些溶液具有弱电解质的特征，存在着电离平衡，也就是说这些酸在醋酸中均为弱酸，酸强度顺序： HClO4＞HBr＞H2SO4＞HCl Ka之比KHClO4 : KHBr : KH2SO4 : KHCl = 400 : 160 : 30 : 9 将酸的强弱进行区分的作用—区分效应distinguish effect，具有区分效应能力的溶剂—区分溶剂 distinguish solvent.

  37. 二、discuss 1、凡是酸性比水强的溶剂（如HAc）能区分在水中被拉平和强酸（HClO4、HCl等），但却使水中可区分的弱碱（NH3＞N2H4＞NH2OH）被拉平。 2、凡是碱性比水强的溶剂（如NH3）能区分在水中被拉平的强碱（KOH、NaOH等），但却使水中可区分的弱酸（HClO＞HCN等）被拉平。故溶质和溶剂的相对酸碱性对区分效应和拉平效应均有影响。 3、内涵的延伸

  38. (C a)2 C a 2 C(1- a)(1- a ) Kaθ= 9-4 水溶液化学平衡的计算 Calculating of chemical equilibrium in aqueous solution 9-4-1 一元弱酸mono-weak-acid 弱酸电解质在水溶液中只有一部分电离，始终存在着分子与离子之间的电离平衡，电离常数与电离度有如以下数量关系？以HAc为例，其电离方程式为： HAc + H2O H3O+ + Aｃ- 简化为 HA H+ + A- 初始浓度 C 0 0 平衡浓度C（1-a）C a C a Transfer reaction of proton

  39. 当 / C ＜ 10-4时， a ＜ 10-2， 1-a≈1 则： ≈C a 2 或 （9—8） 上式表示了AB型弱电解质溶液的concentration、 ionization degree and ionization constant之间的定量关系。 显然 ① 浓度C固定时，a随Kaθ的增大而增大； ② when constant T，for a given weak acid, ionization degree increases as the acid becomes more dilute,but [H+]decreases as [HAc]0 decreases。故该式又称为稀释定律 利用上面的思路也可方便地计算溶液的pH值

  40. HA A-+ H+ At equilibrium Ca - [H+] [A-] = [H+] （9—9） ①Ca / ≥400， a＜5% Ca>>[H+] 由此可导出mono-weak-acid溶液中[H+]的简化公式： [H+] =（9—10） C express the initial concentration of weak acid HA ②Ca/ ＜ 400, a ＞5%, 不能近似，需解一元二次方程 （9-11） [H+] =

  41. 9-4-2 一元弱碱 mono-weak-base 同理对mono-weak-base溶液，可得到： （9—12） （9—13）

  42. 9-4-4 多元弱酸 polyprotic weak acids polyprotic acids——acid that can furnish more than one proton per molecule in the aqueous solution. diprotic acids ：H2S、H2CO3、H2SO3 triprotic acids：H3PO4、H3AsO4 多元弱酸的电离平衡比一元弱酸的电离要复杂一些，其特点是分步电离ionization stepwise ，以H2S为例：H2S分两步电离，同时存在两个电离平衡。 第一步离解 H2S HS- + H+ [H+][HS-] [H2S] Ka1θ = = 5.7×10-8

  43. [H+][HS2-] [HS-] = 1.2×10-15 Ka2θ= Ka1θ、Ka2θ分别称为 first、second ionization constant 第二步电离 HS- S2- + H+ discuss： 1、Ka1θ>> Ka2θ，this means that the second ionization is weaker than first ionization，the reason are that： ①electrostatic effect；② common-ion effect；So HS-is weaker acid than H2S。 2、 K1θ >>K2θ，only thefirst step ionizationmakes an important contributionto[H+]。 [H+]=[HS-] 3、the conjugating baseHS- of the first ionization equilibrium becomes the acid in the second step。

  44. [H+][S2-] [HS-] = 1.2×10-15 K2θ = 当C/ Ka1θ ≥ 400时 [H+] = 故比较多元酸强弱时，只须比较 。且一元弱酸与多元弱酸的强弱也可以进行比较。 This means that the calculation of the pH for a solution of polyprotic weak acid is identical to that for a solution of weak monoprotic acid 3、在二元弱酸溶液中,各步离子平衡是同时建立起来的, 涉及各步平衡的离解，其浓度必须同时满足所有平衡——多重平衡规则，再根据 ∴ [S2-] = K2θ = 1.2×10-15 与原浓度关系不大

  45. [H+][HS-] [H+][S2-] [H+]2[S2-] [H2S] [HS-] [H2S] = 6.8×10-23 × = 4、根据多重平衡规则 H2S S2- + 2H+ Kθ= K1θ·K2θ = 此式并非表示H2S是按H2S 2H+ + S2-的方式电离，它仅表示在H2S 溶液中，达到平衡时，[H+]、[S2-]、[H2S]三者之间的关系, [H+]≠2[S2-] 5、 [H2S]o is fixed value in the saturated solution of H2S, and [H2S]o = 0.1mol·L-1，according to H2S S2-+ 2H+ , so

  46. K1θ·K2θ×0.1 6.8×10-24 [H+]2 [H+]2 [S2-] = = [S2-]与[H+]2成反比，通过加酸碱，调节溶液的pH值，即可控制饱和H2S水溶液中的[S2-]。 6、多元弱酸根（如[S2-]）浓度极低，当需要大量此酸根时，往往用其盐（如Na2S）而不用酸。 7、此外，H2S等多元弱酸水溶液中还存在着水的电离平衡H2O H+ + OH-。由于同离子效应common-ion effect ，抑制了该电离过程，从而忽略了由此电离出的H+，但对极弱的酸，且浓度很小时，不能忽略。

  47. 9—5 common-ion effect and buffer solution 9-5-1 同离子效应 common-ion effect 在HAc溶液中，加少量NH4Ac(s)→[Ac- ]↑→电离平衡向左移动→ a↓，[H+]↓， 1、experiments： 2mL0.1mol·L-1HAc溶液 + 1滴甲基橙指示剂indicator→红色 2mL0.1mol·L-1HAc+少量NH4Ac(s)+1滴甲基橙indicator→黄色。 2、principle

  48. Ac- Ac- HAc H+ + NH4Ac NH4+ + Ionization equilibrium of the HAc will be driven to the left by the presence of the Ac- ions from the NH4Ac and [H+] is deceased. There are same experiments phenomenon for the system of NH3·H2O andNH4Ac(s). 3、Definition: The shift in equilibrium position that occurs because of the addition of an ion already involved in the equilibrium reaction is called the common ion effect . 在已建立起离子平衡的弱电解质溶液中，由于加入与弱电解质具有相同离子的另一强电解质，而使平衡向降低弱电解度的电离度方向移动的作用——同离子效应common-ion effect，它是平衡移动原理的应用。

  49. [H+] [Ac-] [HAc] = Kaθ 1.76×10-5 = [H+]× 4、calculating 0.1mol·L-1HAc 0.1mol·L-1 NH4Ac 求[H+]、α？ 解 因0.1mol·L-1HAc的α= 1.3%，加NH4Ac后，α会变低，所以可认为[HAc]≈[HAc]o , [Ac-]≈[NH4Ac]。 代平衡关系式 ∴[H+] = 1.76×10-5 mol·L-1 pH=4.75, 原 0.1mol·L-1HAc 的 pH=2.88 α= [H+] / [HAc]o=1.76×10-5/0.1 = 1.76×10-2 % 约降低74倍

  50. 另一个例子是混合酸溶液的pH值计算（参见P322，） [例9-7] 计算 0.1mol·L-1HAc + 0.1mol·L-1HCl混合酸溶液 的pH值和α。 结 果： pH = 1 α= 0.0176% 原溶液： pH = 2.87 α= 1.33% 约降低74倍 results： （1）弱酸与强酸的混合溶液，弱酸的电离被抑制，电离度明显降低 （2）弱酸与强酸的混合溶液的pH值只需按强酸的浓度计算（即忽略弱酸的电离）

More Related