弱酸和弱碱的解离平衡
H 2O(l) + H 2O(l) H3O+ (aq)
ceq/(mol L-1)
6.510-5
+ OH - (aq)
z
{c(H3O+ )}{c(OH - )} = 6.5 10 -5 z = 1.0 10 -14
6.510-5 z = 1.010-14
z = 1.510-10
c(OH - ) = 1.5 10 -10 mol L-1
HCO
－ 3
(aq)
+
H
2
O(l)
H
3O
+
(aq)
+
CO
2－ 3
(aq)
{ { }{ } } Ka2(H2CO3 ) =
c(H3O+ )
c(CO
2－ 3
)
c(HCO
－ 3
)
= 4.7 10-11
Ka1 103 Ka2
溶液中的H3O+主要来自于第一步解离反应，
c(H3O+ )的计算可按一元弱酸的解离平衡做近似
4.3.1 一元弱酸、弱碱的解离平衡
1.一元弱酸的解离平衡 HA (aq)+H2O(l) H3O+(aq)+A－(aq)
Ka (HA ) =
[c(H3O+ ) / c ][c(A－) / c [c(HA) / c ]
]
Ka (HA )
=
{c(H
3O+ )}{c(A-
{c(HA)}
)}
Ka 越大，酸性越强。
例 4-1：计算25℃时，0.10 mol·L-1 HAc溶液中
H3O+、Ac－、HAc、OH－的浓度及溶液的pH。
解：
HAc(aq)+H2O(l) H3O+(aq)+Ac－(aq)
初始浓度/mol·L-1 0.10
0
0
平衡浓度/mol·L-1 0.10－x
x
x
Ka
( HAc )
=
{c
(
H
O+
3
{c(
K a2 (H 2CO 3 ) = 4.7 10 -11
=
{c(H3O+ )}{c(CO32－)} {c(HCO－3 )}
=
6.510-5 y 6.510-5
y = Ka2 = 4.7 10 -11
c(CO
2－ 3
)
=
K a2
mol
L-1
=
4.7 10 -11 mol
L-1
OH -来自H 2O的解离平衡：
-
)}
NH3(aq) + H2O(l)
NH
+ 4
(aq)
+
OH- (aq)
Kb
(
NH3
)
=
{c(NH4+ )}{c(OH{c( NH3 )}
)}
Kab 越大，碱性越强。
例4-2：已知25℃时， 0.20mol·L-1氨水的pH为
11.27。计算溶液中 OH－ 的浓度、氨的解离常数
Kb 和解离度。 解： pH=11.27 时， pOH=2.73 ，
x- y
Ka1 Ka2 Kw
x + y + z≈ x， x – y ≈ x
K a1(H 2CO 3 ) = 4.2 10 -7
{ }{ } =
c(H3O+ )
c(HCO
－ 3
)
{c(H2CO3 )}
=
x2 0.010－x
0.010－ x 0.010
x = 6.510－5
c(H
3O
+
)
=
c(HCO
c(OH-)=1.9 ×10-3 molL-1，
NH3 (aq) + H2O(l)
NH
+ 4
(aq)
+
OH- (aq)
则：
c(NH
+ 4
)=1.9
×10-3
molL-1，
Kb(
NH3
)
=
{c(
NH4+ )}{c(OH{c(NH3 )}
)}
(1.910-3 )2 = 0.200 -1.910-3
=1.8×10-5
处理。
例4-3：计算 0.010 mol·L-1 H2CO3溶液中的 H3O+,
H2CO3, HCO－3，CO32－和OH－的浓度以及溶液的pH。
解：
H 2CO 3 (aq) + H 2O(l)
ceq/(mol L-1) 0.010 －x
H3O+ (aq) + HCO －3 (aq)
x+ y+ z
Ka
= c 2 1 -
1- 1
{ } Ka（HA）= c 2
=
K a（HA ）
{c}
稀释定律：在一定温度下(Ka 为定值)，某弱 电解质的解离度随着其溶液的稀释而增大。
2. 一元弱碱的解离平衡
B(aq) + H2O(l) BH + (aq) + OH - (aq)
K
b
(B)
=
{c(BH + )}{c(OH {c(B)}
α = 1.910-3 100 % = 0.95%
0.20
4.3.2 多元弱酸的解离平衡
第一步： H2CO 3 (aq) + H2O(l)
H
3O+
(aq)
+
HCO
－ 3
(aq)
{ }{ } Ka1(H2CO3) =
c(H3O+ ) c(HCO－3 )
{c(H2CO3 )}
= 4.210-7
第二步：
pH
=
-lg{c(H
O+
3
)}
=
2.89
解离度(a)
α
已解离的浓度 = 初始浓度 100%
=
c0
- ceq c0
100%
醋酸的解离度α = 1.310-3 100% = 1.3%
0.10
α与 Ka的关系： HA(aq)
H+(Biblioteka q) + A－(aq)平衡浓度/(mol·L-1) c– cα cα cα
无关。
③ 对于二元弱酸，若 c(弱酸)一定时，
c(酸根离子)与 {c (H3O+)}2 成反比。
※
c(H 3O +
)
2c(CO
23
)
H 2A(aq) + H 2O(l) H3O+ (aq) + HA - (aq)
HA - (aq) + H 2O(l) H3O+ (aq) + A 2- (aq)
)}{c(Ac
HAc)}
-
)}
1.8×10-5 = x 2 0.10 - x
x=1.3×10－3
c(H3O+) = c(Ac－) = 1.3×10－3 mol·L-1 c(HAc)=(0.10-1.3×10－3)mol·L-1≈0.10mol·L-1
KW= { c (H3O+)}{c(OH－)}
c(OH－) =7.7×10－12 mol·L-1
{ } pH = - lg c(H3O+ ) = 4.19
结论：
① 多元弱酸的解离是分步进行的，一般
K1 K 2 K3 。溶液中的 H+主要
来自于弱酸的第一步解离，计算 c(H+)或 pH 时可只考虑第一步解离。
② 对于二元弱酸 ，当 K1 K 2 时， c(酸根离子) ≈ K 2，而与弱酸的初始浓度
－ 3
)
=
6.5
10
－5
mol
L－1
c(H 2CO 3 ) = 0.010 mol L－1
根据第二步解离计算
c(CO
2－ 3
)：
HCO－3 (aq) + H2O(l)
H3O+ (aq) + CO32－(aq)
ceq /(mol L-1) 6.5 10－5－y
6.56.51×0－51+0-5y + z y
第八章弱酸和弱碱的解离平衡
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18
第8章 酸碱解离平衡
§8.1 弱酸和弱碱的解离平衡
平衡常数Kw 的性质
A、 一定温度下，水中H3O+浓度与OH-浓 度的乘积为一常数；
B、水的离子积常数不随浓度变，随温 度的升高而增大。
如100℃纯水：Kw =5.43×10-13
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19
第8章 酸碱解离平衡
§8.1 弱酸和弱碱的解离平衡
Kb (N3)H {c(N {c4 (H N )}3c)H ({}O-)H }
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3
第8章 酸碱解离平衡
§8.1 弱酸和弱碱的解离平衡
Kb (NH3)：一元弱碱的解离常数
(Dissolution Constant of Weak Base)
b. 计算公式
以HAc为例：
假定HAc的初始浓度为c mol/L， 达到平衡时c(H+)为xmol/L，依据化学平
例如在平衡体系中
HAc(aq) + H2O(l) H3O+(aq ) +Ac-(aq) 加入强电解质
NaAc(s) H2O(l) Na+(aq) + Ac- (aq)
结果：Ac-浓度增大，平衡左移，HAc解离度减 小，酸性减弱，这就是同离子效应。
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13
第8章 酸碱解离平衡
§8.1 弱酸和弱碱的解离平衡
c(HAc)=0.1-c(H3O+)≈0.1(mol·L-1)
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8
第8章 酸碱解离平衡
§8.1 弱酸和弱碱的解离平衡
c(OH-)
110-14 1.310-3
7. 710-12(moLl 1)
pH = -lg{c(H3O+)}=2.89
大学无机化学第七章试题及答案解析
第七章 酸碱解离平衡本章总目标：1：了解酸碱理论发展的概况2：了解同离子效应和盐效应对解离平衡的影响。
3：掌握酸、碱、盐以及缓冲溶液的pH 值的相关计算。
4：了解离子活度、活度因子、离子强度等概念。
5：了解缓冲溶液的组成；缓冲作用原理；缓冲溶液的性质。
各小节的目标：第一节：弱酸和弱碱的解离平衡1：掌握一元弱酸的解离平衡常数的意义、用途和计算。
2a H K c θ+⎡⎤⎣⎦=2;掌握一元弱碱的解离平衡常数的意义、用途和计算。
20b OH K c OH θ--⎡⎤⎣⎦=⎡⎤-⎣⎦当0400b c K θ>时，OH -⎡⎤=⎣⎦3:解离度概念——平衡时已经解离的浓度与起始浓度之比。
4：同离子效应——在弱电解质的溶液中国，加入与其具有相同离子的强 电解质，使弱电解质的解离平衡左移，从而降低弱电解质的解离度。
5：掌握多元弱酸的解离平衡的计算。
6：了解水的离子积常数、溶液的pH 等基本概念。
7：熟练掌握缓冲溶液pH 值的计算：lg a pH pK θ=-（c 酸/c 盐）；lg bpOH pK θ=-（C 碱/C 盐） 8：可以解释缓冲溶液可以达到缓冲目的的原因。
第二节：盐的水解1：掌握水解平衡常数的计算：1.弱酸强碱盐：Wh aK K K θθθ=；2.强酸弱碱盐：W h b K K K θθθ=；3.弱酸弱碱盐：W h a b K K K K θθθθ=2：可以运用公式——211211ln ()K H K R T T θθ∆=-来解释升温促进水解的原因。
3：掌握单水解过程的计算——OH -⎡⎤==⎣⎦，H +⎡⎤==⎣⎦ 4;掌握双水解pH值的计算：H +⎡⎤=⎣⎦第三节：电解质溶液理论和酸碱理论的发展1：掌握离子强度、活度的概念和离子强度的计算212i i I b z =∑。
2：理解盐效应对弱电解质解离度的影响。
3：了解酸碱质子理论、酸碱溶剂体系理论和酸碱电子理论。
Ⅱ习题一 选择题1.某弱酸HA 的Ka=2.0×10-5，若需配制pH=5.00的缓冲溶液，与100ml ，1.0mol/L 的NaAc 相混合的1.0mol/LHA 体积应为（ ）A. 200mlB.50mlC.100mlD.150ml2.已知相同浓度的盐NaA ，NaB,，NaC ，NaD 的水溶液的pH 依次增大，则相同浓度的下列溶液中解离度最大的是（）(《无机化学例题与习题》吉大版)A .HA B.HB C.HC D.HD3.pH=3和pH=5的两种HCl溶液，以等体积混合后，溶液的pH是（）A .3.0 B.3.3 C.4.0 D.8.04.已知K b0(NH3)=1.8×10-5，其共轭酸的K a0值为（）(《无机化学例题与习题》吉大版)A . 1.8×10-9 B. 1.8×10-10 C. 5.6×10-10 D. 5.6×10-55.难溶电解质M2X的溶解度S与溶度积Ksp之间的定量关系式为（）A.S =KspB.S=（Ksp/2）1/3C. S =Ksp1/2D.S =（Ksp/4）1/36.下列物质中，既是质子酸，又是质子碱的是（）(《无机化学例题与习题》吉大版)A.OH-B.NH4+C.S2-D.PO43-7.欲配制pH=13.00的NaOH溶液10.0L,所需NaOH固体的质量是（）（原子量Na=23）A .40g B.4.0g C.4.0×10-11g D.4.0×10-12g8.H2AsO4-的共轭碱是（）(《无机化学例题与习题》吉大版)A. H3AsO4B. HAsO42- C . AsO43- D. H2AsO3-9.往银盐溶液中添加HCl使之生成AgCl（Ksp=1.56×10-10）沉淀，直至溶液中Cl-的浓度为0.20mol/L为止。
弱酸和弱碱的解离平衡
(
NH
+ 4
)
=x {c}
=
7.510 -6 0.10
=
0.0075
%
影响盐类水解的因素
①盐的浓度： c盐↓ , 水解度增大。h =
Kh c(盐)
② 温度：水解反应为吸热反应，△rHm ＞0 ，
T↑, Kh ↑，水解度增大。 总之，加热和稀释都有利于盐类的水解。
③溶液的酸碱度：加酸可以引起盐类水解平衡
思考：其相关常数等于多少？
25 0 C , pKa + pK b = 14
NH
+的解离度就是所谓的盐
4
类的水解度。
水解平衡时盐水解部分 的浓度
水解度 =
100%
盐的初始浓度
c 0 - c eq
=
100%
c0
例4-4：计算 0.10mol·L-1 NH4Cl溶液的pH和
NH
+ 4
的解离度。
解： Ka (NH4+ )
=
Kw Kb (NH3 )
的移动，例如加酸能抑制下述水解产物的生成。
SnCl2 + H2O Sn(OH)Cl(s) + HCl Bi(NO 3 )3 + H2O BiONO 3 (s) + 2HNO3 SbCl3 + H2O SbOCl(s)+ 2HCl
2 强碱弱酸盐(离子碱)的水解
NaAc , NaCN……一元弱酸强碱盐的水 溶液呈碱性，因为弱酸阴离子在水中发生水 解反应。如在NaAc水溶液中：
无关。
③ 对于二元弱酸，若 c(弱酸)一定时，
c(酸根离子)与 {c (H3O+)}2 成反比。
弱酸弱碱的解离平衡常数与溶液的酸碱性
弱酸弱碱的解离平衡常数与溶液的酸碱性
答：
1、解离平衡常数和溶液的酸碱性之间的关系：
解离平衡常数是指某一物质在一定温度条件下分解物A和B所维持的平衡状态上，A和B之间的物质量之比。
溶液的酸碱性就是指溶液中存在的H+和OH-的量比例所决定的溶液的酸碱性。
从理论上来看，解离平衡常数和溶液的酸碱性之间有紧密的关联。
2、弱酸弱碱的解离平衡常数：
弱酸弱碱是一类强度较小的酸和碱，它们都可以在可溶性时分解成H+和A-或OH-和B+，其中A-和B+都是它们的共价离子。
弱酸弱碱溶液是普通的电耗子溶液，其解离平衡常数是H+和A-或OH-和共价离子B+的比值，称为它们的解离平衡常数Ka和Kb。
3、弱酸弱碱的解离平衡常数与溶液的酸碱性：
当弱酸弱碱的解离平衡常数Ka和Kb较大时，它们的分离程度较高，溶液中H+和OH-含量较低，因此，溶液的酸碱性较弱。
相反，当解离平衡常数较小时，它们的分解程度较低，溶液中H+和OH-含量较高，溶液的酸碱性较强。
因此，可以说，弱酸弱碱的解离平衡常数与溶液的酸碱性是存在着某种关系的。
弱酸弱碱的解离平衡常数与溶液的酸碱性
弱酸弱碱的解离平衡常数与溶液的酸碱性化学作为一门广泛的学科，其中最重要的是探究物质的组成，性质与变化。
在化学反应过程中，酸碱性也是非常重要的知识点，尤其是讨论弱酸弱碱的解离平衡常数与溶液的酸碱性尤为重要。
所以本篇文章将着重讨论弱酸弱碱的解离平衡常数与溶液的酸碱性以及这些对化学反应的影响。
首先，什么是弱酸弱碱的解离平衡常数？解离平衡常数是用于计算溶液中某种物质（通常是弱酸弱碱）以及它的解离物的浓度之比的常数。
这一概念的根本问题是：其中的一种物质会在溶液中解离成它的原子或离子，而另一种物质则会在溶液中维持原状，并与溶液中的水分子相互作用。
因此，解离平衡常数反映了某种物质在溶液中解离的能力，从而可以用于计算弱酸弱碱物质在溶液中的浓度。
其次，弱酸弱碱的解离平衡常数如何影响溶液的酸碱性？由于弱酸弱碱物质能够在溶液中解离成离子，这将导致溶液的pH值发生变化。
从化学的角度来讲，pH值的变化会导致溶液的酸碱性发生变化，进而影响到化学反应的进行。
例如，弱酸弱碱解离物的化学反应会受到溶液的酸碱性的影响，如果 pH值变化较大，则反应的速率也会发生变化。
此外，当弱酸弱碱物质在溶液中解离出离子，离子会形成共价化合物，从而影响溶液中其它物质的酸碱性，这又会影响溶液中物质之间的化学反应。
最后，在实际应用中，弱酸弱碱的解离平衡常数通常用来测定水的pH值。
具体来说，通过测量水中弱酸弱碱物质的解离平衡常数，就可以测出其pH值，从而更好地控制水的酸碱性。
此外，弱酸弱碱解离平衡常数还可以用来研究水，植物和动物结构中的弱酸弱碱物质，从而更好地了解物质的化学结构及特性，从而进行有效的化学反应。
综上所述，弱酸弱碱的解离平衡常数与溶液的酸碱性具有密切的联系。
首先，解离平衡常数因其能够反映弱酸弱碱的解离物的浓度而被广泛应用于计算弱酸弱碱物质的浓度，其次，弱酸弱碱的解离平衡常数会影响溶液的酸碱性，进而影响化学反应的进行，最后，解离平衡常数通常用来测定水的pH值，研究水中弱酸弱碱物质，从而更好地控制水的酸碱性并进行有效的化学反应。
解离平衡实验报告
实验5. 解 离 平 衡一、 实验目的1. 进一步理解和巩固酸碱反应的有关概念和原理（如：同离子效应、盐类的水解及其影响因素）。
2. 学习试管实验的一些基本操作。
3. 学习缓冲溶液的配制及其pH 的测定，了解缓冲溶液的缓冲性能。
4. 掌握酸度计的使用方法。
二、 实验原理 1. 同离子效应弱酸、弱碱的解离平衡：)()()()(32aq A aq O H l O H aq HA)()()()(2aq OH aq BH l O H aq B在弱电解质溶液中，加入与弱电解质含有相同离子的强电解质，解离平衡向生成弱电解质的方向移动，使弱电解质的解离度下降的现象叫做同离子效应。
2. 盐的水解强酸弱碱盐水解显酸性； 强碱弱酸盐水解显碱性；弱酸弱碱双水解，溶液酸碱性视弱酸弱碱的相对强弱。
水解反应是中和反应的逆过程，是吸热反应，因此升高温度有利于盐类的水解。
3. 缓冲溶液1) 弱酸－弱酸盐组成的缓冲溶液的pH 计算：)()(lg)(A c HA c HA pK pH a2) 弱碱－弱碱盐组成的缓冲溶液的pH 计算：)()(lg )(14BH c B c B pK pH b＝)()(lg )(B c BH c BH pK a一般用pH 计精确测定溶液的pH 值。
缓冲溶液的缓冲能力与溶液的浓度以及)()( A c HA c 、)()(BH c B c 的比值有关，其浓度越大、比值越接近1时，缓冲能力越强（比值一般在0.1~10）。
三、 实验步骤 1. 同离子效应1) 用pH 试纸，酚酞试剂测定和检查0.1 mol·L -1 NH 3·H 2O 的pH 及其酸碱性；再加入少量NH 4OAc(s)，观察现象，写出反应方程式，并简要解释之。
2) 用0.1 mol·L -1 HOAc 代替0.1 mol·L -1 NH 3·H 2O ，用甲基橙代替酚酞，重复实验1)。
第九章 酸碱和离子平衡 9.2 弱酸和弱碱的解离平衡计算
凡是能给出质子的分子或离子就是酸；
凡是能接受质子的分子或离子就是碱。
注意：质子实际上就是 H+ 离子，在水溶液中是以水合
质子的形式存在的，但习惯上仍写作 H+ 。
+
H 可写作
+
H3O+
9.1.1 酸碱定义
酸
碱 + H+ 共轭酸碱对
HAc
Ac- + H+ HAc ~ Ac-
NH4+ H3PO4 H2PO4-
对多元弱酸，如果逐级解离常数相差较大，则只考虑 多元弱酸的第一级解离，即按一元弱酸处理。
9.2.2 多元弱酸弱碱的解离平衡
例4: 在0.10 mol·L－1 HCl 溶液中通入H2S至饱和，其浓度
近似为0.10 mol·L－1，计算溶液中H＋，S2-的浓度。
解：对强酸和弱酸的混合溶液，[H+]一般只取决于强酸，
pOH2.88
pH11.12
9.2.3 酸碱平衡的移动 — 同离子效应
加入0.01 mol (NH4)2SO4固体后，设平衡时[OH-]为 x
NH3 + H2O
平衡时 0.10-x
NH4 + + OH-
0.2+x
x
K b o[N [4 N ]H 3 []O H ]x H (0 0 .1 .2 x x )1 .7 4 1 5 0
[H3O][Ac] [HAc]
[H 3O ]Ka o0 .10.0088 1 8.4 310 5
pH4.85
9.3 缓冲溶液
CH3COO CH3COOH
H3O+ CH3COO CH3COOH
OH
CH3COO CH3COOH
弱酸弱碱解离平衡
弱酸弱碱解离平衡弱酸弱碱解离平衡实验14弱酸弱碱解离平衡1.概述(1)弱酸解离和同离子效应弱酸在水溶液中存在着解离平衡，且当加入与弱酸解离相同的离子时，解离平衡将移动。
如在醋酸溶液中加入一定量的醋酸钠，由于醋酸钠为强电解质，因而它的解离将增加溶液中醋酸根离子浓度，一定数目醋酸根离子同溶液中氢离子结合，生成醋酸分子，使醋酸解离平衡向着醋酸分子方向移动:HAcH++Ac-即HAc的解高度降低，溶液中氢离子浓度减少。
这种由于加入相同离子而使弱电解质(弱酸、弱碱等)解离度降低的现象，称为同离子效应。
在化学反应中常常要用到同离子效应这一概念，如:MnS是难溶于水的，如在Mn2+离子的中性溶液中通入H2S气可得到MnS沉淀。
但在Mn2+离子的酸性溶液中不能产生MnS沉淀。
这可用同离子效应解释:由于在酸性溶液中H+离子对氢硫酸的解离产生同离子效应，使氢硫酸解离降低，S2-离子浓度很小，所以不能产生MnS沉淀。
弱碱在水溶液中也存在解离平衡和同离子效应。
(2)缓冲溶液1)缓冲溶液作用原理和pH值当往某些溶液中加入一定量的酸和碱时，有阻碍溶液pH变化的作用，称为缓冲作用，这样的溶液叫做缓冲溶液。
弱酸及其盐的混合溶液(如HAc与NaAc)，弱碱及其盐的混合溶液(如NH3·H2O与NH4Cl)等都是缓冲溶液。
由弱酸HA及其盐NaA所组成的缓冲溶液对酸的缓冲作用，是由于溶液中存在足够量的碱A-的缘故。
当向这种溶液中加入一定量的强酸时，H+离子基本上被A-离子消耗:A-+H+HA所以溶液的pH值几乎不变;当加入一定量强碱时，溶液中存在的弱酸HA消耗OH-离子而阻碍pH的变化:HA+OH-A-+H2O缓冲溶液中H+浓度可通过下面方程计算:式中c(A-)表示弱酸HA和盐NaA解离产生的A-离子的总浓度。
由于弱酸HA生成的A-离子的量与强电解质NaA所生成的A-离子相比，可以忽略不计，所以，c(A-)=完全解离的盐的浓度=c(盐)因为弱酸HA在NaA解离的A-离子所产生的同离子效应下，未解离弱酸的浓度可近似地表示如下:c(HA)=弱酸的总浓度=c(酸)所以等式两边取负对数得:2)缓冲溶液的缓冲能力在缓冲溶液中加入少量强酸或强碱，其溶液pH值变化不大，但若加入酸，碱的量多时，缓冲溶液就失去了它的缓冲作用。
酸碱和离子平衡9.2弱酸和弱碱的解离平衡计算
通过计算弱酸和弱碱的解离常数，可以优化药物分子的结构，提高药物的生物利用度和治疗效果。
在环境监测中的应用
酸雨控制
了解大气中酸性物质的解离平衡，有助于评估酸雨的形成和影响，为制定有效 的控制措施提供科学依据。
污水处理
在污水处理过程中，解离平衡对于控制酸性或碱性废水具有重要意义，通过调 节废水的pH值，可以促进污染物的去除和降解。
酸碱和离子平衡9.2弱酸和弱碱的 解离平衡计算
目录
• 弱酸和弱碱的解离平衡 • 弱酸解离平衡的计算 • 弱碱解离平衡的计算 • 解离平衡的实际应用 • 解离平衡的实验验证
01 弱酸和弱碱的解离平衡
定义与性质
定义
弱酸或弱碱在水溶液中不完全电离， 存在解离平衡。
性质
具有部分电离的特点，其解离程度受 温度、浓度等因素影响。
结果分析2
通过计算得出该弱酸在浓度为0.1mol/L时的氢离子浓度为0.048mol/L。
结果分析3
比较不同温度下的Ka值，可以发现该弱酸在25℃时的解离程度较大，而在其他温度下的解离 程度较小。这表明该弱酸在25℃时更容易解离。
03 弱碱解离平衡的计算
计算公式
弱碱解离平衡常数（Kb）
01
用于描述弱碱在水溶液中的解离程度，计算公式为
温度
温度对解离平衡有显著影响，升高温度可使解离 平衡常数增大，促进弱酸或弱碱的解离。
浓度
浓度对解离平衡也有影响，增大浓度可使解离平 衡常数减小，抑制弱酸或弱碱的解离。
其他因素
除了温度和浓度外，同离子效应、盐效应等因素 也会影响解离平衡。
02 弱酸解离平衡的计算
计算公式
01
弱酸解离平衡常数 （Ka）
步骤4
一元弱酸、弱 的解离平衡
在加入 Ac －前：
0.10 mol·L-1 的 HAc 溶液的 [H+] = 1.3×10-3 mol·L-1 , 其电离度为 1.3% （前面例子）
加入 Ac －后：
溶液的 [H+] = 1.8×10-5 mol·L-1 ， HAc 的电离 度降低为 0.018% 。
2 、盐效应
HAc H Ac
注意 : ① 多元弱酸中 , 若 K1K2K3 , 通常 K1/K2>102,求 [ H+]时 ,
可做一元弱酸处理 . ② 二元弱酸中 , 酸根浓度近似等于二级电离常数, 与酸原始浓
度关系不大 ③ 在多元弱酸溶液中 , 酸根浓度极低 , 在需要大量酸根离子
参加的化学反应中 , 要用相应的盐而不是相应的酸 .
6.3×10 － 8
即 [PO43-] = 1.16×10 － 18
4. [OH-] = Kw/ [H+] = 4.17×10 － 13 mol dm-3
三、同离子效应 和盐 效应
1 、同离子效应 HAc H Ac
平衡移动方向
NaAc Na Ac
同 离 子 效 应 ： 在弱电解质溶液中，加入 与弱电解质含有相同离子的强电解质时，弱电 解质的电离度会下降。
1.9 10-8 0.3 y
[S2-] = y = [HS-] = 1.2 10-15 1.9 10-8 =7.6 10-23 mol·dm3
H2SO4 的电离平衡 H2SO4 = H+ + HSO4HSO4- = H+ + SO42Ka2 = [H+] [SO42- ] = 1.2 10-2
PO
4
)
c(HPO
2 4