1.蒸气压下降渗透压测定的应用这几个关系式是弱酸溶液计算的基本关系式，要求初步掌握其计算.式中，Ka,3<a,1，每级解离常数差3～6个数量级。因此，H+浓度的计算以一级解离为主。头发4.5－5.5皮肤5－6体液7.35
－7.45三个酸雨重灾区：欧洲中部（工业发达，燃煤较多）北美加美交界我国西南山区如重庆，山区，燃烧
氧化物会久久滞留加拿大总理给科学家们一个天然湖做实验，当pH=6~7时，鱼虾很活泼；pH=5时，不活泼；4.5小鱼死大鱼不会生育
；4时鱼死光了。长沙：无雨不酸·计算结果表明，50cm3HAc-NaAc缓冲溶液中，若加入少量的强酸(0.05cm31
.0mol·dm-3的盐酸)，溶液的pH由4.76降至4.74，仅改变0.02；但若在50cm3纯水中加入0.05cm31.0
mol·dm-3HCl溶液，则由于H+的浓度约为0.001mol·dm-3，pH等于3。即pH改变了4个单位。缓冲溶液可控制
溶液的pH，应用很广。在硅半导体器件生产过程中用氢氟酸腐蚀以除去硅片表面没有用胶膜保护的那部分氧化膜SiO2，反应为:
SiO2+6HF＝H2[SiF6]+2H2O单独用HF溶液作腐蚀液，H＋浓度大，随
着反应的进行H＋浓度会发生变化，pH值不稳定，造成腐蚀的不均匀。因此需应用HF和NH4F的混合溶液进行腐蚀，才能达到工艺的要求。
缓冲对中任一种物质的浓度过小都会使溶液丧失缓冲能力。因此两者浓度之比值最好趋于1。缓冲能力主要与以下因素有关：缓冲溶液中
共轭酸的pKa值：缓冲溶液的pH在其pKa值附近时，缓冲能力最大。缓冲对的浓度：缓冲对的浓度均较大时，缓冲能力较大。缓冲对的浓
度比:为1:1或相近(0.1~10)时,缓冲能力较大。据所需pH选择缓冲对缓冲溶液的pH不仅取决于缓冲对中共轭酸的Ka，还取
决于缓冲对中两种物质浓度的比值。缓冲对中任一物质的浓度过小都会使溶液丧失缓冲能力，故两者浓度之比最好趋近于1，此时缓冲能力最强。
当c(共轭酸)=c(共轭碱)时，pH=pKa因此选择缓冲体系时，应选择共轭酸的pKa与要求的pH相近的缓冲对。一般认为
，当缓冲对的浓度比在0.1和10之间才具有缓冲作用，因此，缓冲溶液的pH和pKa之间有以下关系：pH=pKa±1
配离子的稳定性可以用稳定常数Kf(FormationConstant或K生成)表示一些与pH值密切相关的。。。Acid
rain：pH=5.6pH<5.6pH=6~7pH=5pH=4.5pH=4pH=3正常的雨：
食醋:pH=2.4~3.4皮肤:头发:血液:pH=4.5~5.5pH=5~6pH=7.35~7.4
5天然水域：（1）同离子效应和缓冲溶液当弱电解质溶液中加入具有相同离子的强电解质时，弱电解质的解离平衡会移动，使弱电
解质的解离度下降，这种现象叫同离子效应。3.缓冲溶液和pH的控制同离子效应：Experimentation酚酞+NaO
H(若干滴)pH无明显变化甲基橙+HCl(若干滴)②(HAc+NaAc)酚酞+NaOH(1滴)溶液pH变化大甲基橙+
HCl(1滴)①纯水→红色→红色不变色不变色溶液的pH值能在一定范围内不因稀释或外加的少量酸或碱而发生显著变化
弱酸＋共轭碱或溶液具有这样的性质：缓冲溶液(buffersolution)：弱碱＋共轭酸组成缓冲
溶液的一对共轭酸碱对叫做缓冲对。能抵抗少量外来强酸或强碱的加入而保持自身的pH值基本不变的溶液叫做缓冲溶液。为
什么这样的体系能抵抗外加少量酸（或碱）而保持其pH基本不变呢？HAc(aq)H＋(aq)＋
Ac－(aq)（2）缓冲原理以HAc-NaAc系统为例:加入少量强酸，H＋离子与Ac－离子结合形成HAc分
子，平衡向左移动，溶液中H＋浓度不会有显著变化；加入少量强碱，强碱会与H＋结合，平衡向右移动，H＋浓度仍不会有显
著变化。大量极少量大量抗酸组分抗碱组分Ka=ceq(H+)·ceq(共轭碱)ce
q(共轭酸)HA（3）缓冲溶液pH值的计算ceq(H+)＝Ka×ceq(共轭酸)ceq(共轭碱)(pK
a=-lgKa)pH=pKa－lgceq(共轭酸)ceq(共轭碱)缓冲溶液中存在的平衡：
H＋＋A－共轭碱共轭酸(1)计算含有0.100mol·dm-3HAc与0.100mol·dm-3
NaAc的缓冲溶液的水合H+浓度、pH值和HAc的解离度。Example3.2（Ka=1.76×10-5）(2)若往1
00cm3上述缓冲溶液中加入1.00cm31.00mol·dm-3的HCl溶液后，则溶液的pH值变为多少？ceq(H+
)＝Ka×ceq(共轭酸)ceq(共轭碱)解：由于Ka=1.76×10-5HAc的解离度:ceq(H
Ac)＝c(HAc)-x≈c(HAc)=0.100mol·dm-3所以ceq(H+)≈(1.76×10-5×
0.100/0.100)mol·dm-3=1.76×10-5
mol·dm-3ceq(Ac-)=c(Ac-)+x≈c(Ac-)=0.100mol·dm-3(1)根据
因HCl在溶液中完全解离，可以认为这些加入的H+可与Ac-完全结合成HAc分子，从而使溶液中Ac-浓度减小，HAc浓度增大。
若忽略体积改变的微小影响，则(2)加入的1.00mol·dm-3HCl由于稀释，浓度变为上述缓冲溶液不加盐酸时，pH值为4.
75；加入1.00cm31.00mol·dm-3HCl后，pH值为4.66。两者相差0.09，说明pH值基本不变。ceq(
HAc)≈(0.100+0.0100-x)mol·dm-3=(0.110-x)mol·dm-3ceq(Ac-)≈(0.100-0
.0100+x)mol·dm-3=(0.090+x)mol.dm-3(4)缓冲溶液的应用▲金属腐蚀与防护
在硅半导体器件生产过程中用需应用HF和NH4F的混合溶液进行腐蚀，才能达到工艺的要求。
SiO2+6HF＝H2[SiF6]+2H2O▲金属电镀电镀液中，常常采用H2PO4--HPO4
2-来控制溶液的pH值。▲制革、染料在制革、染料等工业以及化学分析中也需应用缓冲溶液。▲土壤pH控制土壤中由于含有
H2CO3－NaHCO3和NaH2PO4—Na2HPO4以及其他有机弱酸及其共轭碱所组成的复杂的缓冲系统，能维持一定的pH值。▲
血液pH控制依赖H2CO3-NaHCO3等所形成的缓冲系统以维持pH值在7.4附近。如果酸碱度突然发生改变，当pH值的改变超
过0.5时，就可能会危及生命。(5)缓冲溶液的选择原则:所选择的缓冲溶液，除了参与和
H+或OH–有关的反应以外，不能与反应体系中的其它物质发生副反应pH值应选择的缓冲组分pKab.所
选缓冲对弱酸的pKa尽量接近于所需pHc.缓冲溶液的总浓度要适当，一般在0.1-0.5mol·dm-3之间d.缓冲
对浓度之比最好趋近于1，此时缓冲能力最大e.缓冲溶液的缓冲能力是有限的3.2.2配离子的解离平衡配离子（络
离子）：由一个简单正离子（中心离子）和几个中性分子或它种离子（配位体）结合而成的复杂离子。配位化合物（配盐）：含有配离子的化合物
如：[Ag(NH3)2]＋，[Fe(CN)6]3－[Ag(NH3)2]＋Ag＋
+2NH3Kθ={ceq(Ag＋)/cθ}?{ceq(NH3)/cθ}2{
ceq(Ag(NH3)2+)/cθ}可简化为:Kθ＝KiKi越大，配离子越易解离1.配离子的解离平衡
Kθ={ceq(Ag＋)}?{ceq(NH3)}2{ceq(Ag(NH3)2+)}不稳定常
数[Ag(NH3)2]＋[Ag(NH3)]＋+NH3[Ag(NH3)]
＋Ag＋+NH3[Ag(NH3)2]＋的解离也是分级进行的：不稳定常数Ki
：Ki=K1K2K1={ceq(Ag(NH3)＋)}?{ceq(NH3)}{ceq(A
g(NH3)2+)}K2={ceq(Ag＋)}?{ceq(NH3)}{ceq(Ag(N
H3)+)}Ag＋+2NH3[Ag(NH3)2]＋Kf为稳
定常数Ki=1/KfKf={ceq(Ag＋)}?{ceq(NH3)}2{ceq
(Ag(NH3)2+)}稳定常数Kf：2.配离子解离平衡的移动改变配离子解离平衡的条件，平衡发生移动：①改变[Ag
(NH3)2]＋的浓度[Ag(NH3)2]＋Ag＋+2NH3②改变Ag＋的
浓度③改变NH3的浓度[Cu(NH3)4]2＋Cu2＋+4NH3
在配离子反应中，一种配离子可以转化为另一种更稳定的配离子，即平衡移向生成更难解离的配离子的方向。P129实验：往深蓝色
的Cu(NH3)42+溶液中加入少量稀H2SO4,溶液会由深蓝色转变为浅蓝色。Experimentation解释：这是由
于加入的H＋(aq)与NH3结合，生成了NH4＋(aq)，促使[Cu(NH3)42+]进一步解离：NH3+H＋(aq)
NH4＋(aq)溶液由溶质和溶剂组成，溶液有两大类性质：1）与溶液中溶质的本性
有关：溶液的颜色、比重、酸碱性和导电性等；2）与溶液中溶质的独立质点数有关：而与溶质的本身性质无关————溶液的依数性，如溶液的
蒸气压、凝固点、沸点和渗透压等。但是所有的溶液都具有一些共同的性质，即溶液的通性。下面按溶质的不用分非电解质溶液和电解质溶液分
别讨论。电解质溶液：溶液：非电解质溶液：本性：颜色等
依数性：1.蒸气压下降
2.沸点上升3.凝固点
4.渗透压依数:质点数即溶解溶质的数量溶液的
这些性质是与纯溶剂比较而言的。组成的标度——溶剂A+溶质B1.质量摩尔浓度m：1kg溶剂中所含溶质的物质的量，SI
单位mol?kg-1mB=nB/wAnB—溶质B的物质的量，单位为mol。wA—溶剂的质量
，单位为kg。浓溶液中溶质的微粒数较多，溶质微粒间的相互作用及溶质微粒与溶剂分子间的相互作用复杂，使稀溶液定律的定量关系产生偏
差。而在电解质溶液中，由于电解质的解离，使得稀溶液定律的定量关系不适用。阿仑尼乌斯根据电解质溶液不服从稀溶液定律的现象，提出了
电离理论。1903年他获得了诺贝尔化学奖。电离理论认为电解质分子在水溶液中解离成离子，使得溶液中的微粒数增大，故它们的蒸汽压、沸点
、熔点的改变和渗透压数值都比非电解质大。蒸气压与温度有什么关系：不同溶剂蒸气压不同，相同溶剂温度升高，蒸气压增大。例如：p(
H2O,l,298K)=3167Pap(H2O,l,373K)=101.325kPa水和蔗糖水溶液法国物理学
家拉乌尔据实验得出以下定量关系：在一定温度下，难挥发的非电解质稀溶液的蒸气压下降Δp与溶质的摩尔分数成正比，而与溶质的本性无关。
适用范围：拉乌尔定律仅适用于难挥发的非电解质稀溶液，溶液越稀越符合这一定律。蒸气压下降的应用：干燥剂工作原理CaCl2、Na
OH、P2O5等易潮解的固态物质，常用作干燥剂。因其易吸收空气中的水分在其表面形成溶液，该溶液蒸气压较空气中水蒸气的分压小，使空气
中的水蒸气不断凝结进入溶液而达到消除空气中水蒸气的目的。A：溶剂；B：溶质相同浓度的稀的乙醇的水溶液和乙二醇的
水溶液两种溶液的依数性质是相同的，尽管溶质的种类不同。沸点Tbp：boilingpoint。Kbp：沸点上升常数。蒸气
压与温度有什么关系：不同溶剂蒸气压不同，相同溶剂温度升高，蒸气压增大。例如：p(H2O,l,298K)=3167Pap
(H2O,l,373K)=101.325kPa一切可以形成晶体的纯物质，在给定的条件下，都有一定的凝固点和沸点。但溶液的情
况并非如此。一般由于溶质的加入会使溶剂的凝固点下降、溶液的沸点上升。m：质量摩尔浓度，mol·kg-1。1kg溶剂中所含溶
质的物质的量。沸点和凝固点测定的应用：防冻剂工作原理：冬天为防止汽车水箱结冰，可加入甘油、乙二醇等以降低水的凝固点，避免因结冰
，体积膨胀而使水箱破裂。电解质溶液也有这一性质，如：冷冻剂工作原理：工业冷冻剂如在冰水中加氯化钙固体,由于溶液中水的蒸气压
小于冰的蒸气压,使冰迅速熔化而大量吸热,使周围物质的温度降低。食盐-冰（30gNaCl+100gH2O(s)）
-22℃CaCl2-冰（42.5gCaCl2+100gH2O(s)）-55℃低熔合金的制备：利用固态溶液凝
固点下降原理，可制备许多有很大的实用价值的合金。如33%Pb(mp.327.5℃)与67%Sn(mp.232℃)组成的焊锡，熔点为
180℃，用于焊接时不会使焊件过热，还用作保险丝。又如自动灭火设备和蒸汽锅炉装置的伍德合金，熔点为70℃，组成为Bi：50%、Pb
：25%、Sn：12.5%、Cd：12.5%。半透膜：只允许溶剂分子通过，但不允许溶质分子通过。示意图的描述：加溶剂（
如水），左右液面持平，压力相等；左边加非电解质，溶剂会从右边通过半透膜进入到左边，导致左边液面上升。若想两边液面持平，需在左方加
压力。等渗溶液：人体血液的渗透压约为780kPa，病人注射或输液时，使用0.9%的NaCl溶液（0.16mol·dm-3）或5
%的葡萄糖溶液(0.28mol·dm-3)，这两种溶液与红细胞和血浆都是等渗溶液（即渗透压相等）。反渗透:若外加在溶液上的压力大
于渗透压，则会使溶液中的溶剂向纯溶剂方向流动，使纯溶剂体积增加，该过程叫反渗透。广泛用于海水淡化、工业废水的处理及溶液的浓缩等，关
键在于耐高压半透膜的制备。（如烧伤病人）以上我们讲的是非电解质溶液的通性，下面来看看电解质溶液有哪些通性。
电解质溶液也与非电解质溶液一样具有溶液蒸汽压下降、沸点上升、凝固点下降和渗透压等性质。但是，依数性定律所表达的这些依
数性与溶液浓度的定量关系不适用于电解质溶液。这几种电解质溶液，如果按照难溶的非电解质的稀溶液的一些关系式来计算凝固
点下降，计算值ΔTf/K均为0.186（依数性与溶质是哪一种无关，仅与与溶液中溶质的独立质点数有关）；但是经过实际测量证明
：电解质溶液具有凝固点下降这一系列性质，但不完全复合难溶的非电解质的稀溶液的定量关系如拉乌尔定律等。对于电解质溶液，我们可以得
出的规律是：可以看出，产生的偏差有以下规律：对同一浓度的溶液来说，其沸点高低或渗透压大小的顺序为阿仑尼乌斯根据电解质溶液不服
从稀溶液定律的现象，提出了电离理论。1903年他获得了诺贝尔化学奖。电离理论认为电解质分子在水溶液中解离成离子，使得溶液中的微粒数
增大，故它们的蒸汽压、沸点、熔点的改变和渗透压数值都比非电解质大。相；单相；根据解离度的大小，将电解质分为强电解质和弱电解质
两类。强电解质在水中全部解离，而弱电解质在水溶液中只有部分解离，大部分仍以分子形式存在。我们主要讨论的是弱电解质在水溶液中存在
解离平衡。水溶液中的单相离子平衡一般分为酸、碱的解离平衡及配离子的解离平衡两类。人们对酸碱的认识经历了一个由浅入深、由感
性到理性的过程。最初认为具有酸味，能使蓝色石蕊变红的物质是酸；具有涩味，有滑腻感，能使红色石蕊变蓝的物质是碱。随着生产和科学的发
展，人们逐渐对酸和碱有了更深刻的认识，对酸和碱的定义，也逐渐提出了一些更科学的理论。最主要也是最能得到普遍认可的酸碱理论主要有三种
。阿仑尼乌斯根据电解质溶液不服从稀溶液定律的现象，提出了电离理论。1903年他获得了诺贝尔化学奖。电离理论认为电解质分子在水溶
液中解离成离子，使得溶液中的微粒数增大，故它们的蒸汽压、沸点、熔点的改变和渗透压数值都比非电解质大。电离理论中的盐，在质子理论
中都是离子酸或离子碱，如NH4Cl中的NH4+是离子酸，Cl－是离子碱.两性物质:H2O,HCO3-(所有酸式根
)无盐的概念:NH4Cl(酸碱复合物)酸碱质子理论扩大了酸碱的范围，它比电离理论更广泛，其酸碱的定义只以H+为判
据，与溶剂无关，可以解释NH3、Na2CO3以及NH4Cl等的酸碱性。酸与对应的碱的这种相互依存、相互转化的关系称为酸碱共轭关系
。酸失去质子后形成的碱被称为该酸的共轭碱；碱结合质子后形成的酸被称为该碱的共轭酸。共轭酸与它的共轭碱一起称为共轭酸碱对。例如:
见下页。除少数强酸、强碱外，大多数酸和碱溶液都存在解离平衡，其平衡常数称为解离常数Ka或Kb，其值可由热力学数据求算，也可由
实验测定。大学化学高莹大学化学高莹机电学院材料系高莹第三章水化学与水污染
◇溶液的通性及应用◇可溶电解质在水溶液中的单相离子平衡◇难溶电解质的多相离子平衡◇胶体与界
面化学◇水化学与水污染1）与溶质的本性有关：溶液的颜色、比重、酸碱性和导电性等；2）与溶质的独立质点数有关：而与
溶质的本身性质无关——溶液的依数性，如溶液的蒸气压下降、凝固点下降、沸点上升和溶液渗透压等。溶液有两大类性质：3.1溶液的通
性3.1.1非电解质溶液的通性稀溶液定律（依数性定律）：包括：稀溶液蒸气压的下降、沸点上升、凝固点下降
和稀溶液的渗透压。难挥发的非电解质稀溶液的性质与一定量溶剂中所溶解溶质的数量成正比。蒸气压：蒸气压
下降Δp：在一定温度下，液体及其蒸气达到相平衡时，蒸气所具有的压力称为该温度下液体的饱和蒸气压，简称蒸气压。同一温
度下，纯溶剂的蒸气压力与溶液的蒸气压力之差叫做溶液的蒸气压下降。在一定温度下，难挥发的非电解质稀溶液的蒸气压下降Δp与溶
质的摩尔分数成正比，而与溶质的本性无关。拉乌尔定律：Δp=pA·xB其中xB是溶质B在溶液中的摩尔分数，pA是纯
溶剂的蒸汽压。即：注意：无论有若干种物质，摩尔分数之和总是等于1。沸点：液体蒸气压与外界压力相等时的温度。难挥发
物质的溶液的沸点总是高于纯溶剂的沸点，二者之差为：pT溶剂溶液101.325kPaTbpTbp<101.3
25kPa沸点上升示意图2.溶液的沸点上升△Tbp=Tbp–Tb=kbp?mkbp：溶剂的摩尔沸点上升常
数，单位为K·kg·mol-1m：质量摩尔浓度，mol·kg-1溶液的凝固点总是低于纯
溶剂的凝固点，它们之差为：注意:kfp,kbp只与溶剂种类有关同种溶剂：kfp＞kbp凝固点（熔点）：液相和固相蒸气压
相等时的温度。pT溶剂溶液溶剂的液-固平衡线TfTfp凝固点下降示意图△Tfp=Tfp－Tf=k
fpmkfp称为溶剂的摩尔凝固点下降常数。3.溶液的凝固点下降渗透现象：溶剂通过半透膜进入溶液或溶剂从稀溶液通过半透膜
进入浓溶液的现象（单向扩散）Π渗透压：阻止渗透进行所施加的最小外压,用П表示。在数值上：溶液渗透压示意图4.溶液的渗透压
1.测定分子的相对摩尔质量渗透压有较大数值，容易测定，因此可以准确测定化合物的相对摩尔质量。2.人体注射或静脉输液用等渗溶液
。人体血液：780kPa3.渗透压是水在生物体中运动的推动力。一般植物细胞的渗透压可达2000kPa，所以水分可以从根部运到
数十米高的顶端。人体血液的渗透压约为780kPa，病人注射或输液时，使用0.9%的NaCl溶液（0.16mol·dm-
3）或5%的葡萄糖溶液(0.28mol·dm-3)，这两种溶液与红细胞和血浆都是等渗溶液（即渗透压相等）若外加在溶液上的压力
大于渗透压，则会使溶液中的溶剂向纯溶剂方向流动，使纯溶剂体积增加，该过程叫反渗透。等渗溶液与反渗透等渗溶液反渗透反渗透压示
意图Π鱼儿要不要喝水？？？3.1.2电解质溶液的通性电解质溶液也与非电解质溶液一样具有溶液蒸汽压下降、沸
点上升、凝固点下降和渗透压等性质。但是，依数性定律所表达的这些依数性与溶液浓度的定量关系不适用于电解质溶液。
从部分电解质的0.1mol·kg-1溶液的凝固点下降数值与理论值的比较可以得到电解质溶液的偏差i值电解质实测Δ
T’f/K计算ΔTf/Ki=ΔT’f/ΔTfNaCl 0.348 0.186
1.87HCl 0.355 0.186 1.91K2SO4 0.458 0.186
2.46CH3COOH 0.188 0.186 1.01 A2B(AB2)强电解质>AB强电解
质>AB弱电解质>非电解质对同一浓度的溶液来说，其沸点高低或渗透压大小的顺序为：蒸气压或凝固点的顺序则相反3.2水
溶液中的单相离子平衡单相离子平衡可分为酸、碱的解离平衡及配离子的解离平衡两类。3.2.1酸和碱在水溶液
中的解离平衡1.酸和碱的概念电离理论酸碱质子理论酸碱电子理论电离理论(1)要点由Arrhenius提出●解
离出的正离子全部是H+的物质叫酸●离解出的负离子全部是OH-的物质叫碱●酸碱反应的实质是H
++OH-=H2OArrhenius1859-1927瑞典化学家物理学家(2)优缺点优点：A
rrhenius电离理论简单，是第一个电解质溶液理论，对溶液理论的发展具有重要作用。缺点：把酸碱的概念局限于水溶
液系统内，难于解释非水系统进行的反应。例如，NH3与HCl在气相或者在苯中反应也生成NH4Cl，电离理论就不能解释。
（1）要点酸碱质子理论J.N.Br?nsted等人提出●反应中任何能给出质子的分子或离子，即质子给予体叫做酸.●反应中
任何能接受质子的分子或离子，即质子接受体叫做碱.●酸碱反应是质子由质子给予体向质子接受体的转移过程.布朗斯特(Brons
tedJN,1879-1947)丹麦物理化学家.（2）质子理论的特点▲该定义不涉及发生质子转移的环境，故
而在气相和任何溶剂中均通用.▲质子理论中无盐的概念。▲得失质子的物质组成共轭酸碱对：HB=H
++B-酸＝质子+共轭碱酸与对应的碱的这种相互依存、相互转化的关系称为酸碱共轭关系。酸碱电子
理论（路易斯酸碱理论）●凡能接受电子对的物质都可以叫做酸.摆脱了物质必须含有H的限制●凡能给出电子对的物质都可以叫做
碱.该反应的标准平衡常数Ka叫作酸的解离常数:HA(aq)+H2O(l)A-(aq)+
H3O+(aq){c(A-)eq/cθ}·{c(H3O+)eq/cθ}Ka=———————
—————————{c(HA)eq/cθ}2.酸和碱在水溶液中的离子
平衡及pH值的计算平衡常数Kb叫作碱的解离常数解离常数K水溶液中电解质(electrolyte)是部分解离的
：解离度?(degreeofionization)(1)一元弱酸（碱）的解离度α及溶液pH的计算●醋酸HAc
HAc(aq)+H2O(l)=H3O+(aq)+Ac-(aq)HAc(aq)=H+(aq)+
Ac-(aq)设一元弱酸HAc的浓度为c，解离度为α HAc=H++A
c-当α很小时，1－α≈1溶液的解离度与其浓度平方根成反比。即浓度越稀，解离度越大，这个关系式叫做稀释定律。起
始浓度c0 0平衡浓度c(1-α)ca c
a同理，对于一元弱碱：溶液的酸度(H+离子浓度)常用pH值表示:pH=
–lgceq(H+)溶液的碱度(OH-离子浓度)可用pOH表示:pOH=
–lgceq(OH-)α和Ka都可用来表示酸的强弱但α随初始浓度c而变化在一定温度时，Ka不随
c而变，是一个常数这几个关系式是弱酸（碱）溶液计算的基本关系式，要求初步掌握其计算。思考题：弱酸的浓度越低，其
离解度越高，因而溶液的酸性也越强，pH越低。该说法对吗？为什么？参考答案：不对。因为酸性强弱由溶液中H+浓度确定，虽
然弱酸的浓度越低，离解度越高，但由于浓度降低很多，溶液中氢离子浓度会降低，溶液的pH升高。计算0.100mol·dm-3NH
4Cl溶液中H+浓度及其pH值。解：NH4Cl(aq)=NH4+(aq)+Clˉ(aq)NH4
+(aq)+H2O(l)=NH3(aq)+H3O+(aq)Ka=5.65×10-10pH=–lgceq(H+)=–lg(7.52×10-6)=5.12Example3.1（2）多元酸的解离平衡多元酸的解离是分级进行的，每一级都有一个解离常数思考：根据反应式H2S(aq)=2H+(aq)+S2-，H+浓度是S2-离子浓度的两倍，此结论是否正确？错误。H2S(aq)以一级电离为主，因此H2S溶液中c(H+)≈c(HS-)。计算H+浓度时，当Ka,2/Ka,1<10ˉ3时，可忽略二、三级解离平衡。只考虑第一步离解。计算式与一元酸相同。酸的酸性越强，其共轭碱的碱性就越弱，共轭酸碱的离解常数的乘积等于水的离子积KW.（3）水的离子积常数常温时，Kw=1.0×10-14溶液pH值的实验测定：pH试纸(广泛,精密) 简单、方便、粗略pH计（酸度计） 较精确、可数字显示或自动记录8.0－8.4海水4.5－5（CO2）汽水4.9－5.2胡萝卜5－6尿6.7米饭汤3.5蕃茄汁7.4血液5.5－6.0白面包3.5－4.5葡萄6.5雨水4－5啤酒3.5－4.0果酱6.5－7.5唾液4.5－5.0酱油3.2－4.1樱桃6.5山羊奶6.0－6.5面粉3.2－3.6草莓6.89－7.46马奶2.4－3.4食醋3－4桔汁6.93－7.18母乳4.8黑咖啡2.9－3.3苹果汁6.4－6.8牛奶7－8蛋清2.2－2.4柠檬汁1－3胃液6.3蛋黄4.8－5.2南瓜汁pH品名pH品名pH品名一些常见液体的pH值 |
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