文档介绍：酸碱平衡与酸碱滴定
Acid-Base Equilibrium and Acid-Base Titration
第四章
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电解质溶液
酸碱理论
溶液离子积常数
1)水的离子积常数与温度的关系
水的解离是吸热反应，温度升高，离子积常数也升高。
T/ºC
0
25
40
60

×10-14
×10-14
×10-14
×10-14
室温下常采用此数值
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2) 溶液的酸碱性

c(H+)= c(OH)=1107molL1 溶液显中性
c(H+)1107molL1， c(H+) c(OH) 溶液显酸性
c(H+)1107molL1， c(H+) c(OH) 溶液显碱性
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2. 弱酸、弱碱的解离平衡1) 弱酸、弱碱的解离常数
Ka：酸常数

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Kb：碱常数
NH3 + H2O NH4++ OH



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2) 酸碱的相对强弱
弱酸弱碱的解离常数Ki(一)
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通常把 Ka=102～ 107的酸称为弱酸，把 Ka 107的酸称为极弱酸；同理，弱碱也可以按 Kb的大小进行分类。
弱酸弱碱的解离常数Ki(二)



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3) 共轭酸碱对的Ka与Kb之间的关系




KaKb=c(H+)•c(OH)= Kw=1014
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NH4+ +H2O NH3+H3O+
例：
NH3 + H2O NH4+ +OH-
Ө
Ө
Ө
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4)多元弱酸弱碱的解离
Ө
Ө
Ө
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?
Ө
Ө
Ө
Ө
Ө
Ө
Ө
Ө
Ө
Ө
Ө
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三元酸：
二元酸：
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3. 解离度和稀释定律
1) 解离度和解离常数之间的区别
解离常数属平衡常数，其值不受电解质浓度的影响；解离度属平衡转化率，表示弱电解质在一定条件
下的解离百分数，大小与电解质浓度有关。
溶液浓度/(mol•L-1)
解离度
解离常数

×10-5

×10-5

×10-5

×10-5
HAc溶液的解离度与解离常数
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c0 0 0
对弱电解质：当 <5% 时，1-≈1
2)解离度和解离常数之间的关系
Ө
Ө
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稀释定律
稀释定律:弱电解质溶液的解离度与其浓度的平方根成反
比，与其解离常数的平方根成正比。
（温度一定的条件下，浓度越稀，其解离度越大）
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例4-1：L1 HAc溶液稀释到
什么体积才能使解离度增加一倍？
解：
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解：因为解离度 <5% ，所以可以用公式(4－3)计算，即
故
例4-2：氨水是一弱碱，
1时，NH3•H2O的解离度％，问
1时NH3•H2O的解离度为
多少？
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* 酸碱电子理论
酸碱定义
酸——电子对接受体，接受电子对的物质为酸；
碱——电子对给予体，提供电子对的物质为碱。
酸碱反应
A + :B = A:B
Lewis酸 Lewis碱酸碱加合物
如： H+ + :OH = H2O
BF3 + :F = BF