第八章酸碱解离平衡
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酸碱平衡
第 8 章 酸碱平衡
Chapter 8 Equilibrium of Acid and Base
1
酸碱的概念在不断地发展。 酸碱的概念在不断地发展。Arrhenius的“电离说” 的 电离说” Bronsted-lowry酸碱理论（酸碱质子理论） 酸碱理论（ Lewis酸碱 酸碱理论 酸碱质子理论） 酸碱 理论（酸碱电子论）。 理论（酸碱电子论）。
HI > HClO4 > HBr > HCl > H2SO4
而言， 对HCl和HBr而言，水就是拉平溶剂，冰醋酸是区分 和 而言 水就是拉平溶 溶剂
16
对HCl、HAc而言 、 而言 在水中， 在水中， HCl + H2O HAc + H2O 在液氨中， 在液氨中， HCl + NH3 HAc + NH3 H3O+ + Cl− H3O+ + Ac−
(1) 含氧酸的分类
● 水合酸
水合酸的酸质子处在与金属离子配 位的水分子中， 例如[Fe(H2O)6]3+。相应的布朗 位的水分子中， 例如 斯特平衡为 ：
[Fe(H2O)6]3+ + H2O(l) == [Fe(H2O)5(OH)]2+ + H3O+(aq)
18
● 羟合酸
羟合酸的酸质子处在 相邻位置上没有氧基 (=O)的羟 的羟 基上, 基上 例如 Si(OH)4
● 氧合酸
氧合酸的酸质子同样 处在羟基上， 处在羟基上，但与羟基相联的 中心原子上带有若干个氧基 例如 H2SO4 ：
19
(2) 酸的强度
Pauling 规则 估算含氧酸 pE(OH)q的 pK aθ 值： 估算含氧酸O
Chapter 8 Equilibrium of Acid and Base
1
酸碱的概念在不断地发展。 酸碱的概念在不断地发展。Arrhenius的“电离说” 的 电离说” Bronsted-lowry酸碱理论（酸碱质子理论） 酸碱理论（ Lewis酸碱 酸碱理论 酸碱质子理论） 酸碱 理论（酸碱电子论）。 理论（酸碱电子论）。
HI > HClO4 > HBr > HCl > H2SO4
而言， 对HCl和HBr而言，水就是拉平溶剂，冰醋酸是区分 和 而言 水就是拉平溶 溶剂
16
对HCl、HAc而言 、 而言 在水中， 在水中， HCl + H2O HAc + H2O 在液氨中， 在液氨中， HCl + NH3 HAc + NH3 H3O+ + Cl− H3O+ + Ac−
(1) 含氧酸的分类
● 水合酸
水合酸的酸质子处在与金属离子配 位的水分子中， 例如[Fe(H2O)6]3+。相应的布朗 位的水分子中， 例如 斯特平衡为 ：
[Fe(H2O)6]3+ + H2O(l) == [Fe(H2O)5(OH)]2+ + H3O+(aq)
18
● 羟合酸
羟合酸的酸质子处在 相邻位置上没有氧基 (=O)的羟 的羟 基上, 基上 例如 Si(OH)4
● 氧合酸
氧合酸的酸质子同样 处在羟基上， 处在羟基上，但与羟基相联的 中心原子上带有若干个氧基 例如 H2SO4 ：
19
(2) 酸的强度
Pauling 规则 估算含氧酸 pE(OH)q的 pK aθ 值： 估算含氧酸O
酸碱解离平衡和沉淀-溶解平衡
01
沉淀的生成或溶解会改变溶液 中离子的浓度，进而影响酸碱 解离平衡。
02
在沉淀-溶解平衡过程中，沉淀 的生成或溶解会消耗或释放氢 离子或氢氧根离子，从而影响 酸碱解离平衡。
离平衡的移动，例如某些 难溶性盐的溶解度与溶液的pH 值有关。
酸碱解离平衡与沉淀-溶解平衡的相互影响
01
02
03
酸碱解离平衡和沉淀-溶解平衡 是相互依存的，它们之间存在动 态的相互作用。
在一定条件下，酸碱解离平衡和 沉淀-溶解平衡可以相互转化， 例如某些弱酸或弱碱在水溶液中 可以形成离子对或共轭酸碱对。
在实际应用中，了解酸碱解离平 衡与沉淀-溶解平衡的相互影响 对于化学反应的调控和分离提纯 等方面具有重要意义。
4. 用分光光度计测定上清液中待测离 子的吸光度，分析酸碱解离平衡和沉 淀-溶解平衡之间的相互影响。
05 酸碱解离平衡和沉淀-溶 解平衡的实际应用
在化学工业中的应用
01 02
酸碱反应控制
酸碱解离平衡在化学工业中用于控制反应条件，例如中和反应、酸洗、 碱洗等过程。通过调节酸碱度，可以实现对反应速度、产物纯度和产率 的优化。
02
沉淀-溶解平衡是化学平衡的一种 ，也是热力学平衡的一种表现。
影响沉淀-溶解平衡的因素
01
02
03
温度
温度对沉淀-溶解平衡有显 著影响，一般来说，温度 升高，溶解度增大，反之 亦然。
浓度
溶液中溶质的浓度对沉淀溶解平衡也有影响，一般 来说，浓度越高，沉淀的 量越多。
溶液的离子强度
溶液的离子强度对沉淀-溶 解平衡也有影响，一般来 说，离子强度越高，溶解 度越低。
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大学化学：8 2015第八章酸碱平衡
H+ + H2O(l) H3O+(aq) HF(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + F－(aq)
c. 碱电离
H+
H2O(l) + NH3(l) NH4+ + OH－ 碱(1) 酸(2) 酸(1) 碱(2)
(3) 水解反应
NaAc水解:
H+
Ac－+H2O OH－ + HAc
碱(1) 酸(2) 碱(2) 酸(1)
NH3H2O
H2C2O4 H2SO3 H3PO4 H2CO3
H2S H2SiO3
H2NCH2CH2NH2 N2H4
NH4+ [Al(OH)(H2O)5]2+ [Al(H2O)6]3+等 [Al(OH)2(H2O)4]+等
HSO4-
F-、NO2-、Ac-、 ClO-、CN-
H2PO4H2AsO4-
CO32-、PO43SiO32-、S2-
影响水解的因素
• 外因：盐的浓度、酸度、温度。 • ①水解可视作中和反应的逆反应，吸热。升
高温度，水解程度越大。 • ②控制溶液的酸度，可以控制离子的水解。 • 如Fe3+在pH<1溶液中很难水解。 • 配制SnCl2溶液时，首先要用HCl酸化蒸馏水
，然后才能把SnCl2固体放入水中，否则会 发生水解：
(2) 离解反应 a. 自偶电离
H+
H2O(l)+H2O(l) H3O+(aq) +OH－(aq) 酸(1) 碱(2) 酸(2) 碱(1)
H+
NH3(l) + NH3(l) NH4+ + NH2－ 酸(1) 碱(2) 酸(2) 碱(1)
c. 碱电离
H+
H2O(l) + NH3(l) NH4+ + OH－ 碱(1) 酸(2) 酸(1) 碱(2)
(3) 水解反应
NaAc水解:
H+
Ac－+H2O OH－ + HAc
碱(1) 酸(2) 碱(2) 酸(1)
NH3H2O
H2C2O4 H2SO3 H3PO4 H2CO3
H2S H2SiO3
H2NCH2CH2NH2 N2H4
NH4+ [Al(OH)(H2O)5]2+ [Al(H2O)6]3+等 [Al(OH)2(H2O)4]+等
HSO4-
F-、NO2-、Ac-、 ClO-、CN-
H2PO4H2AsO4-
CO32-、PO43SiO32-、S2-
影响水解的因素
• 外因：盐的浓度、酸度、温度。 • ①水解可视作中和反应的逆反应，吸热。升
高温度，水解程度越大。 • ②控制溶液的酸度，可以控制离子的水解。 • 如Fe3+在pH<1溶液中很难水解。 • 配制SnCl2溶液时，首先要用HCl酸化蒸馏水
，然后才能把SnCl2固体放入水中，否则会 发生水解：
(2) 离解反应 a. 自偶电离
H+
H2O(l)+H2O(l) H3O+(aq) +OH－(aq) 酸(1) 碱(2) 酸(2) 碱(1)
H+
NH3(l) + NH3(l) NH4+ + NH2－ 酸(1) 碱(2) 酸(2) 碱(1)
8 酸碱解离平衡
[ S2－ ] = K2 = 1.3 10－13 mol∙dm－3 H2S 2H+ ＋ S2－
[ H+ ]2 [ S2－ ] KӨ = [ H2S ] = K1 K2 = 1.4×10-20
例: 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，计算溶液中的 [H＋]，[S2-] 。 解：对强酸和弱酸的混合溶液，[H+]一般只取决于强 酸，可忽略弱酸的解离。
20 0.1 50 0.1 0.02 0.05 100 100
ROH 过量，则 ROH 起始浓度 0.05-0.02
R+ + OH0.02 0.02+x 0 x
平衡浓度 0.03 － x
ROH 过量，则 ROH 起始浓度 0.05-0.02
R+ + OH0.02 0.02+x 0 x
1. 解离平衡常数
醋酸的解离平衡可表示成 HAc 或 HAc + H2O H+ + Ac－ H3O+ + Ac－
HAc
H+ + Ac－
Ө 酸式解离的解离平衡常数用 K a 表示。 + ] [ Ac－ ] [ H K aӨ = [ HAc ]
[H+], [Ac－] 和 [HAc] 分别表示 H+, Ac－ 和 HAc 的平衡浓度。
当 [H+] = KiӨ, 即 pH = pKiӨ 时，显橙色； 理论变色点 [HIn] 当 [In－] [In―] 当 [HIn] ≧10 显红色； ≧10 显黄色； 指示剂的变色范围： pH = pKiӨ 1
常见的几种酸碱指示剂
8.1电离平衡(课件)-高考化学一轮复习课件(全国通用)
(3)电离平衡右移,离子的浓度不一定增大,如在CH3COOH溶液中加水稀释或加少量
NaOH固体,都会引起平衡右移,但c(CH3COOH)、c(H+)都比原平衡时要小。
(4)电离平衡右移,电离程度也不一定增大,如增大弱电解质的浓度,电离平衡向右移
动,弱电解质的电离程度减小。
考点二
电离度与电离常数
1. 电离度
[解析]酸溶液中的c(H+)既与酸的电离常数有关,还与酸的浓度有关,电离常数
大的c(H+)不一定大,错误。
ΔH>0
的影响。
改变条件
平衡移动方向
向右
n(H+)
增大
c(H+)
减小
导电能力
减弱
Ka
不变
加水稀释
加入少量冰醋酸
向右
增大
增大
增强
不变
通入HCl(g)
向左
增大
增大
增强
不变
加NaOH(s)
向右
减小
减小
增强
不变
加CH3COONa(s)
向左
减小
减小
增强
不变
加入镁粉
向右
减小
减小
增强
不变
升高温度
向右
增大
增大
增强
增大
[解析]当弱电解质的浓度增大时,电离平衡虽然右移,但电离度减小,错误。
(2)在0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液中,升高温度,电离度增大(
√ )
[解析]电离是吸热过程,升高温度,电离平衡右移,电离度增大,正确。
2 (H+ )·(CO2−
3 )
(3)H2CO3的电离常数表达式:Ka=
NaOH固体,都会引起平衡右移,但c(CH3COOH)、c(H+)都比原平衡时要小。
(4)电离平衡右移,电离程度也不一定增大,如增大弱电解质的浓度,电离平衡向右移
动,弱电解质的电离程度减小。
考点二
电离度与电离常数
1. 电离度
[解析]酸溶液中的c(H+)既与酸的电离常数有关,还与酸的浓度有关,电离常数
大的c(H+)不一定大,错误。
ΔH>0
的影响。
改变条件
平衡移动方向
向右
n(H+)
增大
c(H+)
减小
导电能力
减弱
Ka
不变
加水稀释
加入少量冰醋酸
向右
增大
增大
增强
不变
通入HCl(g)
向左
增大
增大
增强
不变
加NaOH(s)
向右
减小
减小
增强
不变
加CH3COONa(s)
向左
减小
减小
增强
不变
加入镁粉
向右
减小
减小
增强
不变
升高温度
向右
增大
增大
增强
增大
[解析]当弱电解质的浓度增大时,电离平衡虽然右移,但电离度减小,错误。
(2)在0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液中,升高温度,电离度增大(
√ )
[解析]电离是吸热过程,升高温度,电离平衡右移,电离度增大,正确。
2 (H+ )·(CO2−
3 )
(3)H2CO3的电离常数表达式:Ka=
第八章 酸碱平衡与酸碱滴定
二、同离子效应与盐效应
【试验示例】在10ml 1 mol/L HAc溶液中加入2滴甲基 橙，溶液呈红色。向其中加入少量NaAc固体，振摇使之 完全解离，溶液逐渐变为黄色。 甲基橙在pH≤3.1的溶液中呈现红色，在pH≥4.4的溶 液中呈现黄色，上述实验现象表明，少量NaAc固体的加 入，使HAc溶液的酸度降低了。这是由于HAc溶液中存 在下列解离平衡： HAc H+ + Ac— NaAc的加入使溶液中Ac—的浓度增大，上述HAc的解 离平衡向左移动。Ac—浓度的增大，致使H+的浓度减小， HAc的解离度也随之降低。
第一节 酸碱质子理论
一、酸碱概念
酸碱质子理论认为：凡能给出质子( H+ )的物质是酸；凡能接
受质子( H+ )的物质是碱。在一定条件下能给出质子，在另一条件下 又能接受质子的物质是两性物质。当酸HA给出质子后形成A—，A—自 然对质子具有一定的亲和力，故A—是一种碱，亦即酸给出质子生成 相应的碱。同理，碱(A—)接受质子后又生成相应的酸(HA)。这种因 一个质子的得失而相互转化的每一对酸碱（HA和A—）称为共轭酸碱 对。
H+ 0.10-x
x (0.10 x) Ka = 0.10 x
+
Ac—
x
0.10+x
由于HAc本身的解离度较低，又因加入NaAc后同离 子（Ac—）效应的存在，使得HAc的解离度( )更低， 可取[Ac—]═ 0.10+x≈0.10，[HAc]═ 0.10-x≈0.10， 得 即 [H+] ═ 1.75 ×10−5 故
知识窗： 对于多元共轭酸碱对，由共轭酸碱的各级解离平衡，可推导 出各级与间关系： 二元共轭酸碱对H2A—A2−：K a1K b 2 = K a 2K b1 = Kw (8-4) Ka 三元共轭酸碱对H3A—A3−： (8-5) 1 K b3 K a 2 K b 2 K a 3 K b1 K w 对于多元共轭酸碱来说，在计算其解离常数时，应注意各级 K a 、K b 的对应关系。
第8章 酸碱平衡吉林大学无机化学
非水溶剂的分辨区
如果选用冰醋酸作为溶剂，四种酸的强度依次为 HClO4＞H2SO4＞HCl＞HNO3， 由于冰醋酸的碱性较弱，可以分辨出四种酸的强 度差别，这种现象称为区分效应。
Hammett 酸度函数 （适用于H+浓度超过1mol/L的情况）
BH + B+H +
K BH
[B ][H + ] [BH ]
液态N2O4中
Cu( s) (2 n)N2O4 (l ) Cu(NO3 )2 nN2O4 (s) 2NO(g )
(3)酸碱电子理论
1923年 Lewis
酸： 凡是能接受电子对的物质 来自： 凡是能给出电子对的物质A + :B Lewis acid Lewis base A:B acidbase adduct
H A x x
存在的问题： 没有考虑水本身 的解离！
K a
x2 c0 x
a
[H ] x
K
K
a
2
4K a c0
2 若c0 [H ](c0 400K a）时， c0 [H ] c0 .
故可简化为[H ] x = K a c0
[H ]
K BH [BH + ]
[B ]
+ [BH ] lg[H ] lg K BH lg [B ] [B ] H 0 pK BH lg + [BH ]
The value H0 = -12 for pure sulfuric acid must not be interpreted as pH = -12 (which would imply an impossibly high H3O+ concentration of
第8章-1酸碱平衡和酸碱容量分析_ls_2013
第8章 酸碱平衡和酸碱容量分析
教学要求：
1. 了解酸碱理论，掌握pH和pOH的定义。重点掌握酸碱 质子理论及其在盐的水解平衡计算中的相关应用。
2. 掌握一元弱酸、弱碱解离平衡的相关计算，掌握多元弱 酸、弱碱分步解离平衡及相关计算。
3. 了解缓冲作用原理以及缓冲溶液的组成和性质，熟练掌 握缓冲溶液pH的计算，能熟练地配制一定pH的缓冲溶液。
HClO4 + HAc H2SO4 + HAc
ClO4- + H2Ac+ HSO4- + H2Ac+
Ka = 1.58 ×10-6 Ka = 6.31 ×10-9
HCl + HAc HNO3 + H2Ac+
Ka = 1.58 ×10-9 Ka = 3.98 ×10-10
如：NH4Cl、AlCl3、Na2CO3、Na3PO4等
- 5 / 125-
高等教育出版社 高等教育电子音像出版社
一、酸碱理论
2. 酸碱质子理论（Brönsted酸碱理论）：
凡是能给出质子H＋的物质都是酸； 凡是能接受质子H＋的物质都是碱。
丹麦物理学家，曾任哥本哈根大学 化学教授，1923年创建了酸碱质子理 论。
酸和碱既互相对立，又互相依存，它们是相对的。 在一定条件下，酸可以变碱，碱可以变酸，强可以变弱， 弱可以变强。这就是酸碱的辨证关系。
- 12 / 125-
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一、酸碱理论
2. 酸碱质子理论（Brönsted酸碱理论）：
局限性：
质子理论只限于质子的给出和接受，必须含有H+， 不能包括那些不交换质子而又具有酸性的物质。例 如SnCl4、AlCl3这些物质虽然不含有质子H+，但它 们和含氢的酸一样，在非水溶剂中仍然可以中和碱。 这种现象质子理论就不能解释了。
教学要求：
1. 了解酸碱理论，掌握pH和pOH的定义。重点掌握酸碱 质子理论及其在盐的水解平衡计算中的相关应用。
2. 掌握一元弱酸、弱碱解离平衡的相关计算，掌握多元弱 酸、弱碱分步解离平衡及相关计算。
3. 了解缓冲作用原理以及缓冲溶液的组成和性质，熟练掌 握缓冲溶液pH的计算，能熟练地配制一定pH的缓冲溶液。
HClO4 + HAc H2SO4 + HAc
ClO4- + H2Ac+ HSO4- + H2Ac+
Ka = 1.58 ×10-6 Ka = 6.31 ×10-9
HCl + HAc HNO3 + H2Ac+
Ka = 1.58 ×10-9 Ka = 3.98 ×10-10
如：NH4Cl、AlCl3、Na2CO3、Na3PO4等
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一、酸碱理论
2. 酸碱质子理论（Brönsted酸碱理论）：
凡是能给出质子H＋的物质都是酸； 凡是能接受质子H＋的物质都是碱。
丹麦物理学家，曾任哥本哈根大学 化学教授，1923年创建了酸碱质子理 论。
酸和碱既互相对立，又互相依存，它们是相对的。 在一定条件下，酸可以变碱，碱可以变酸，强可以变弱， 弱可以变强。这就是酸碱的辨证关系。
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一、酸碱理论
2. 酸碱质子理论（Brönsted酸碱理论）：
局限性：
质子理论只限于质子的给出和接受，必须含有H+， 不能包括那些不交换质子而又具有酸性的物质。例 如SnCl4、AlCl3这些物质虽然不含有质子H+，但它 们和含氢的酸一样，在非水溶剂中仍然可以中和碱。 这种现象质子理论就不能解释了。
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pH＝n - log m
7
2. pH 和 pOH 关系
[H+][OH-] = KW = 10-14 pH + pOH = pKW = 14 pH = 7 则 pOH = 7 中性溶液 pH < 7 则 pOH > 7 酸性溶液, pH越小酸性越强 pH > 7 则 pOH < 7 碱性溶液,pH越大碱性越强
解:
HAc
平衡浓度 0.10-[H+]
H+ [H+]
+ Ac- Ka 0.20+[H+]
=
[H+][Ac-]
————
[HAc]
≈0.10
≈0.20
[H+]＝—[[HA—Ac—-c]—]×Ka＝9×10-6mol·L-1
与例1比较 结果如何？
解离度：α＝
[H+]
——
×100
%
＝
0.009%
CHAc
答：（略） 5
= ————
[HIn]
pH=PK
i
橙色，指示剂的理论变色点
pH=PK
i
1
指示剂的变色间隔或变色范围
9
8-1-3 多元弱酸的解离平衡
一、多元弱酸的解离是分步进行的
<1> H2S <2> HS-
<1>+<2>： H2S
H+ + HSH+ + S22H+ + S2-
K1 = 1.1×10-7 K2 = 1.3×10-13
称中性溶液 称酸性溶液 称碱性溶液
因此，可以用 H+ 的浓度表示溶液的酸碱性。
1.酸度──水溶液中H+的浓度称为溶液的酸度。
当H+的浓度较小时,通常用pH表示溶液的酸度。
水溶液中氢离子浓度 pH = -log[H+] 的负对数叫做pH值
类似地 pOH＝-log[OH-] pKw＝-log Kw
当[H+]＝m×10-n 时 ：
为10-2 mol·L-1 ，因此反应完全后OH- 的浓度为10-2 mol·L-1
8
3 酸碱指示剂
借助于颜色的改变来指示溶液pH的物质叫做酸碱 指示剂。酸碱指示剂通常是弱酸或弱碱。
甲基橙指示剂（HIn）在水溶液中存在着下列平衡：
指示剂的解离平衡 常数
HIn
K
i
H+ + In-
[H+][In-]
解：
HAc
H+ + Ac-
起始浓度/mol·L-1 0.10
0
0
解离后浓度/mol·L-1 0.10 - [H+] [H+] [Ac-] = [H+]
[H+]2
K
a
= ——
[HAc]
[H+] = Ka×(0.10 - [H+])
因为C0﹥400
K
a
,
0.10
-
[H+]≈0.10
[H+] = 1.76×10-5×0.10
NH4+ + OH-
K
=
b
[—NH—4+]—[O—H-]
[NH3]
c0
400
K
b
[OH-]＝
K
b
c0
2
2.解离度
已经解离的浓度
1.弱酸弱碱在溶液中的 解离程度，用α表示
α＝ ———起—始——浓—度———×100%
HAc
H+ + Ac-
初时浓度 平衡浓度
C0 C0-C0α
00 C0α C0α 弱碱的解离度
KK
aa
=
—(CC0—0–αC—0)α2=
—1C-0—αα2
当 c0/Ka>400时, 1-α≈1
K
b
c0
因此
Ka＝C0α2 KaC0＝[H+]2 [H+] =KaC0
K
a
c0
此式表明，在一定温度下，起 始浓度越小，解离度越大。
3
例1 298K时，HAc的解离常数为1.76×10-5。计算0.10 mol·L-1 HAc溶液的H+离子浓度和解离度。
=1.33×10-3 mol·L-1
α=
[H+]
——×100%
=
—1.3—3×—10—-3
= ×100%
=
1.33%
CHAc
0.1
4
3 同离子效应
在弱电解质溶液中，加入与其含有相同离子的强电解 质时，使弱电解质的解离度降低的现象称同离子效应。
例 在0.10 mol·L-1 HAc溶液中加入少量NaAc,使其浓 度为0.20 mol·L-1,求该溶液的H+浓度和解离度。
表3-2 水的离子积常数与温度的关系
常温下KW 通常取10-14 进行计算
T/K
KW
T/K
KW
273 1.310-15 298 1.2710-14
291 7.410-15 323 5.610-14
295 1.0010-14 373 7.410-13
6
2 溶液的pH
Kw，= [H+][OH-]
当: [H+]＝[OH-]＝ KW ＝1.0×10-7mol·L-1 当:[H+]>[OH-] or [H+]>1.0×10-7 mol·L-1 当:[H+]<[OH-] or [H+]<1.0×10-7 mol·L-1
第8章 酸碱解离平衡
8-1 弱酸和弱碱的解离平衡 8-2 盐的水解 8-3 电解质溶液理论和酸碱理论的发展
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8-1 弱酸和弱碱的解离平衡
8-1-1 一元弱酸、弱碱的解离平衡
一.解离平衡常数 HAc H+ + Ac-
K
a
=
—[H—+]—[Ac—-]
[HAc]
c
0
400
K
a
[H+]＝
K
a
c0
NH3·H2O
[H+]2 ＝[S2-]≈K2＝1.3×10-13(mol·L-1)
在一种溶液中各离子的平衡是同时建立的，涉及多种平
衡的离子，其浓度表现同时满足该溶液中的所有平衡，
这是求解多种平衡共存问题的一条重要原则
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8-1-4 缓冲溶液
一．缓冲溶液的定义
能够抵抗外加少量强酸、少量强碱和水的稀释， 而本身pH值不发生显著变化的作用称缓冲作用。
K = K1×K2 = 1.4×10-20
溶液的酸度主 要来自弱酸的 第一步解离
[H+]1 =K1C
（饱和H2S的浓度 约为0.1 mol·L-1)
= 1.1×10-7 ×0.1 = 1.05×10-4 (mol·L-1)
第二步解离远 比第一步小
[H+]≈[HS-] K2 = —[H[H+—]S[S-—]2-] = [S2-]
1、pH = 3 的HCl溶液和 pH = 11 的NaOH溶
课堂 液等体积混合，所得溶液pH是多少？（pH=7）
练习 2、pH = 5 的HCl溶液和 pH = 13 的NaOH
溶液等体积混合，再稀5倍体积水，所得
溶液pH是多少？
（pH=12，混合加水后，H+的浓度是10-6 mol·L-1 ，OH- 的浓度
8-1-2 水的解离平衡和溶液的pH
1 水的离43; H2O H2O
H3O+ + OHH+ + OH-
水的解离平衡常数 Kw称为水的离子积 常数
平衡常数:Kw= [H+][OH-] 295K时, KW = 1.0×10-14
想一想:解离为吸热过程,温度升高,KW将如何变化?