• α= 已离解的分子数 / 原有分子总数
• α= C(H +) / Co(HA) • = [Kθ(HA) / Co(HA)]1/2 • 稀释定律：弱酸的浓度越小，离解度越大。
（α与Co(HA)呈反比）
例、实验测得0.02mol/L某酸溶液的pH值为 3.23，求该一元酸的电离度和离解常数。
• 解： pH = 3.23
• 弱酸及其盐组成的缓冲溶液： • C(H+) = Kθa C(酸)/C(盐) • pH = p Kθa - lg C(酸)/C(盐) • 弱碱及其盐组成的缓冲溶液： • C(OH-) = Kθb C(碱)/C(盐) • pOH = p Kθb - lg C(碱)/C(盐)
• 例：在50ml 0.5mol/L HAc溶液中加入50ml 0.2mol/L NaOH溶液，计算溶液的pH值，以 及将1ml 1mol/L HCl和NaOH溶液分别加入 该溶液后的pH值。
•
C(H+) = 5.89×10-4 (mol/L)
•
α= 5.89×10-4/0.02 = 2.9 %
•
Kθ(HA) = C2(H+) / Co(HA)
•
= (5.89×10-4)2 / 0.02
•
= 1.73×10-5
• 答：……。
• 一元弱碱溶液的离解常数
•
B + H2O = HB+ + OH-
三、同离子效应和缓冲溶液
例：在0.1mol/L HAc溶液中加入NaAc使浓度为 0.1mol/L ， 计 算 并 对 比 加 入 NaAc 前 后 溶 液 中 HAc的离解度？
解：加NaAc前
HAc + H2O = H3O+ + Ac-
0.1-x
x
x
Kθ(HAc)= x2/0.1-x ≈ x2/0.1
• 二、弱酸、弱碱的解离平衡及解离常数
• 弱酸、弱碱是指一些在水溶液中只能部分离解而 不能完全离解的酸、碱，溶液中始终存在着已离 解的离子和未离解的酸、碱分子之间的平衡。
• （1）、一元弱酸溶液的离解平衡。
• 以HA代表一元弱酸，A--为该弱酸的酸根，HA水溶 液中存在的离解反应为
•
HA + H2O = H3O+ + A-
• Kθ(B) = C(OH-)C(HB+) / C(B)
•
= C2(OH-) / Co(B) - C(OH-)
• 近似处理 Co(B) - C(OH-) ≈ Co(B)
• 近似公式 C(OH-) = [Kθ(B) Co(B)]1/2
• 多元酸溶液的离解平衡
• 多元酸是指能离解出两个或两个以上H+的 酸，如H2S, H2CO3, H3PO4,……。
• 缓冲溶液通常是由弱酸(或弱碱)与其共轭 碱（酸）所组成，组成缓冲溶液的一对共 轭酸碱称为缓冲对。 其中一种物质和 外来H+作用，另一种则能和外来OH-作用,作 用的结果，使溶液中C(H+)或C(OH-)变化不 大。
• 缓冲溶液酸、碱度的计算实际上就是同离 子效应的平衡组成的计算，整理成公式为：
•
α* =1.75×10-5/0.1 =0.0175 %
• 比较加入NaAc前后α的变化。
• 同离子效应：在弱电解质溶液中，由于加 入与其具有相同离子的强电解质而使电离 平衡逆向移动，从而降低了弱电解质的离 解度，这种效应称为同离子效应。
•
一实验结果(pH)如下
•
1滴1mol/L HCl 1滴1mol/L NaOH
• 50 ml H2O 7.0 • 50ml溶液 4.76
3.0 11.0 4.75 4.77
• ( 溶 液 为 0.1mol/L HAc 和 0.1mol/L NaAc 等 量混合液)
• 弱酸及其盐或弱碱及其盐的混合溶液能在 一定程度上对外来酸或碱起缓冲作用，这 种具有保持pH值相对稳定性能的溶液称为 缓冲溶液。
•
Co(HA) - C(H+) ≈ Co(HA)
• 得到近似公式，
•
Kθ(HA) = C2 (H +) / Co(HA)
•
C(H+) = [Kθ(HA) Co(HA)]1/2
使 用 近 似 公 式 的 条 件 为 ： Co(HA) / Kθ(HA)≥400，即α≤ 5%，计算误差≤2%。 • α为离解度（电离度）：
• 解 ： C(Ac-) = C(OH-) = 50×0.2/100 = 0.1(mol/L)
• C(HAc) = (50×0.5 - 50×0.2)/100 = 0.15(mol/L)
= 1.75×10-5
x = 1.333×10-3(mol/L)
α=1.333×10-3/0.1 =1.333 %
• 加NaAc后
•
HAc + H2O = H3O+ + Ac-
• 0.1-x *
x*
0.1+x*
• Kθ(HAc)= x*(0.1+x*)/0.1-x*
•
≈ x*0.1/0.1
•
= x* = 1.75×10-5
• Kθ2(H2S) = C(H+)C(S-2) / C(HS-)
•
= 7.1×10-15
• 总的离解反应
•
H2S + 2H2O = 2H3O+ + S-2
• Kθ(H2S) = C2(H+)C(S-2) / C(H2S)
• = Kθ1(H2S)Kθ2(H2S) = 9.4×10-22
多元弱酸溶液的酸性主要源于酸的一 级离解，二级离解出来的C(H+)与一级 离解出来的C(H+)相比微不足道。比较 多元弱酸的酸性强弱时，只需比较一级 离解常数。计算多元弱酸溶液的酸性， 也可以只计算一级离解反应，就象一元 弱酸。
• Kθ(HA) = C(H +)C(A-) / C(HA)
•
= C(H +)C(A-) / Co(HA) - C(H +)
• Kθ(HA)称为HA的离解常数或电离常数。 • ∵ C(H +) = C(A-)
• ∴ Kθ(HA) = C2 (H +) / Co(HA) - C(H +)
• 弱酸溶液中Co(HA) >> C(H +)，
• 多元酸的离解是分步进行的，称为分级离 解。每一级反应都有相应的离解常数。
• 以H2S水溶液为例： • 一级离解反应
• H2S + H2O = H3O+ + HS-
• Kθ1(H2S) = C(H+)C(HS-) / C(H2S)
•
= 1.32×10-7
• 二级离解反应
• HS-பைடு நூலகம்+ H2O = H3O+ + S-2