<1> H2CO3 ＝ H+ + HCO3- K1 = 4.3×10-7
<2> HCO3- ＝ H+ + CO32- K2 =5.6×10-11
<3> H2O ＝ H+ + OH-
KW = 1.0×10-14
根据多重平衡原则：
多元弱酸盐的水解是分
Kh1＝Kw/K2＝1.8×10-4
步进行的,与多元弱酸一 样,多步水解一般只考虑
HAc + HCl ，
HAc的离解度降低。
若在HAc溶液中加入不含相同离 子的强电解质，由于溶液中离子间相 互牵制作用增强， H+和Ac-结合成分 子 的机会减小，分子化的速率减小， 故表现为解离度略有所增加，这种效 应称为盐效应
在发生同离子效应的同时，必 然伴随着盐效应的产生。与同离子效 应相比，盐效应要小得多。
溶液中c (H+)时，只考虑第一步离解，可
近似把它作为一元弱酸，用Ka1来计算。
例：计算0.1mol/LH2S溶液的pH值和 S2- 浓度。 解：因为C/Ka1 ≥ 500，且Ka1 ≫ Ka2
c(H ) Ka1 ca 0.1 9.1108 9.54105(mol / L)
pH = - lg c(H+)= 4.02
滴一滴0.1M HCl 后的pH值
3
4.7
滴一滴0.1M NaOH后的pH值
11
4.7
§9-3 缓冲溶液
一、缓冲作用原理和计算公式
加入少量H+ ，它与Ac-结合 生成HAc，平衡向左移动，
HAc + H2O
H+ + Ac-
+
OH-
H2O
加入少量OH- ，它与H+结
合生成水，平衡向右移动，
不论加酸还是加碱，溶液的酸度保持相对稳定
§9-2 溶液的酸碱性
2、一元强酸弱碱盐的水解
<1> H2O
H+ + OH-
KW
<2> NH3 + H2O
NH4+ + OH- Kb
<1> - <2>: NH4+
NH3 + H+
[H+] = KhC盐
§9-2 溶液的酸碱性
例：已知NH3的Kb=1.78×10-5 , 试计算0.1 mol·L-1的NH4Cl的pH值。
第五章 电解质溶液
内容提要
在热力学平衡、化学平衡的基础 上本章讨论水溶液的有关平衡问题， 以酸碱电离论为基础，讨论弱电解质 的电离平衡，水解平衡，沉淀溶解平 衡、平衡移动规律、缓冲溶液相关理 论及计算。最后简要介绍酸碱理论。
学习要求
★ 熟悉弱电解质解离平衡的计算，了解活 度、离子强度等概念。
★ 掌握缓冲溶液的原理和计算。 ★ 明确近代酸碱理论的基本概念。
§9-2 溶液的酸碱性
２、稀释有利于促进水解 ３、 加热有利于促进水解
§9-3 缓冲溶液
能够抵抗外加少量酸、少量碱或稀释， 而本身pH值不发生显著变化的作用称缓冲 作用。具有缓冲作用的溶液称为缓冲溶液。
溶液 溶液pH值
4ml H2O
7.0
4ml HAc +NaAc
(均为0.1 mol·L-1)
4.7
教学内容
§ 9-1强电解质溶液和弱电解的解离平衡。 § 9-2 溶液的酸碱性。〈水的解离和 pH；盐
类水解的酸碱性及影响因素。〉 § 9-3 缓冲溶液。〈缓冲作用原理及计算公式；
在生物等方面的重要意义。〉 § 9-4 酸碱理论。〈质子理论；电子理论 〉
§ 9-1 弱电解的解离平衡和强电解质溶液
在溶液中，能够发生解离的物质称电解质， 不能能够发生解离的物质称非电解质。在溶液中能， 完全解离的电解质为强电解质，只能部分解离的物 质称弱电解质。
电离为吸热过程，温度升高，Kw愈大。
水的离子积常数与温度的关系
§9-2 溶液的酸碱性
pH = 7 则 pOH = 7 pH < 7 则 pOH > 7 pH > 7 则 pOH < 7
中性溶液 酸性溶液,pH越小酸性越来自 碱性溶液,pH越大碱性越强∵ Kw=[H+][OH-]=10-14
∴ pH + pOH = pKW = 14
3、与溶剂有关。
§ 9-1 弱电解的解离平衡和强电解质溶液
当 <5％ 或 c酸/Ka 400时 1-
≈1
即Ka≈c 2 ∴ =
稀 释
定
此式表明，在一定温度下，浓度越
律
稀，电离度越大。
例 1：计算0.1mol/L HAc溶液 中氢离子浓度及离解度。
解：
HAc = H+ + Ac-
起始： 0.1
0
HS- = H+ + S2-
Ka2
c (
H
)
c (
S 2
)
c( HS )
1.11012
因为
c（HS-）≈c(H+)
所以 c（S2-）= Ka2 = 1.1×10-12 （mol/L）
注意： c（S2-）= Ka2 ，只能用于H2S水溶液中。
§9-2 溶液的酸碱性
一、水的离解和pH标度 纯水有微弱的导电能力
H2O H++OH实验测得295K时1升纯水仅有10-7mol水 分 子电离，所以[H+]=[OH-]=10-7mol/L 平衡原理：
Kw=[H+][OH-]=10-14
Kw=[H+][OH-]=10-14
Kw为水的离子积常数。简称水的离子积。
Kw的意义为：一定温度时，水溶液中[H+]和 [OH-]之积为一常数。
电解质的强弱可以通过其导电能力的大小来判断。
强电解质—— 能完全解离的电解质
电
NaOH、HCl、AgCl（强酸、强碱和大部分的
解
盐类）
化质 合
弱电解质——只能部分解离的物质称弱电解质。
物
HAc、H2S、NH3 （弱酸弱碱类等化合物）
非
电 解
在溶液中不能发生解离的化合物
质
CH4、CCl4、C6H12O6 （大部分的有机化合
(3) HAc
Ac- + H+
(1)-(2)-(3): NH4+ + Ac因此： Kh = —KKWa—Kb
Ka NH3 + HAc
§9-2 溶液的酸碱性
４、多元弱酸强碱盐的水解
CO32- + H2O＝ HCO3- + OH- 第一级水解 Kh1
HCO3- + H2O ＝ H2CO3 + OH- 第二级水解 Kh2
Kh2＝Kw/K1＝2.3×10-8
一级水解。
§9-2 溶液的酸碱性
NH4+ + Ac- NH3 + HAc
Kh
= —[NH—3]—[HA—c]=[H—A—c]2
[NH4+][Ac-] [Ac- ]2
=
[H+]2
—Ka—2
=
—KKWa—Kb
[H+] = —KKW—bKa
因此，弱酸弱碱盐的pH值与盐的浓度 无关，与Ka和Kb的相对大小有关。与盐的 浓度无关。
0
平衡： 0.1-x x
x
x２ Ka = ————— =1.76×10-5
0.1-x
ca 500 则0.1－x≈0.1 Ka
C (H+) = 1.33×10-3 (mol·L-1)
a=1.33 ×10-3 /0.1 = 1.33%
例 2：在1升0.1mol/L HAc溶液中加入0.1mol NaAc晶体（体积不变），计算 溶液中氢离 子浓度及离解度。
§9-2 溶液的酸碱性
二、盐类水溶液的酸酸碱性
１、一元强碱弱酸盐的水解
Ac- + H2O
HAc + OH- (1)
Kh
H2O H+ + OH- (2)
Kw
HAc H+ + Ac-
(3)
Ka
反应(1)＝反应(2)－反应(3) 根据多重平衡原则： K h＝ K w／ Ka
§9-2 溶液的酸碱性
反应(1)＝反应(2)－反应(3) 根据多重平衡原则： K h＝ K w／ Ka
三、多元弱酸、弱碱的离解平衡
含有一个以上可置换的氢原子的酸叫多元酸
H2S = H+ + HSHS- = H+ + S2-
K a1
c c (H ) (HCO3 ) c(H2S )
9.1108
Ka2
c (H
)
c( S 2
)
c (
H
S
)
1.11012
由于 Ka1 >>Ka2 ，即 Ka1/Ka2>104 时，H+主要来源于第一步离解，因此计算
§9-3 缓冲溶液
弱酸及其盐体系（ HAc － NaAc）
HA
H+ + A-
平衡浓度 C酸-[H+] ≈C酸
[H+]
C盐+[H+] ≈C盐
[H+]＝Ka×
—C—酸—
C盐
pH = pKa - log—CC酸 盐—
汉德森公式
§9-3 缓冲溶液
二、缓冲溶液的配制
选择缓冲溶液应考虑：
１、需要一定pH值的缓冲溶液，应当选择pKa 值接近pH值的缓冲对。
强电解质的电离度与弱电解质的电 离度的意义完全不同，它仅表示了离子 间相互牵制作用的能力，故称为表观电 离度。