文档介绍：酸碱平衡和酸碱滴定法
第六章
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酸碱电离理论
25岁的瑞典科学家于1884年提出。
电离时产生的阳离子全部是H+的化合物称为“酸”；电离时产生的阴离子全部是OH-的化合物称为“碱” 。
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或 =( K Ø / c ) ½
上式称“稀释定律”—对于弱酸（弱碱）,在指定温度下,浓度越小，解离度越大
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一元弱酸（碱）溶液的简化公式
（1）水本身的电离可忽略
（2） HA的电离度 5% ，或 c/KØ 500
其中，c 为HA的起始浓度；K 为平衡常数。一元弱酸（碱）溶液的 [H3O+ ] （ [OH–]) 的简化公式：
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例1：求 HAc溶液的pH和电离度
(298 K, Ka = 10 -5)。
解： HAc = H+ + Ac-
起始相对浓度 0 0
平衡相对浓度 – x x x
（1）精确解上述方程
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（2）用近似公式:
c / Ki Ø =5682 500
KaØ = X2
得：
与精确解10-3)相对误差<1%
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（或写为 % = )
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二、多元弱酸弱碱的解离平衡
分部电离
H2S： H2S + H2O H3O+ + HS–
Ka1 = [H3O+] [HS–] / [H2S]
= × 10–7
HS– + H2O H3O+ + S2–
Ka2 = [H3O+] [S2–] / [HS–]
= × 10–13
一般来说，第二部电离较第一步电离更难， Ka1 较Ka2 大几个数量级。
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例：H3PO4 + H2O = H3O+ + H2PO4- Ka1 = 10-3
H2PO4- + H2O = H3O+ + HPO42- Ka2 = 10-8
HPO42- + H2O = H3O+ + PO43- Ka3 = 10-13
（一）特点
;
2. Ka1 Ka2 Ka3
原因：
(1)从负离子H2PO4- 和HPO42-电离出H+比从H3PO4电离出H+困难 得多;
(2)第一步电离生成的 H+抑制第二步电离和第三步电离.
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例1
解： H2S + H2O H3O+ + HS–
平衡浓度：-x x+y x-y
HS– + H2O H3O+ + S2–
x-y x+y y
Ka1 = [H3O+] [HS–] / [H2S]
= × 10–7
Ka2 = [H3O+] [S2–] / [HS–]
= × 10–13
∵ Ka1 >> Ka2 ，且 c / × 10–7 >> 500
∴ [H3O+] ＝ x+y ≈ x
＝ （ × 10–8 ) = × 10–4 （mol/dm3 ）
mol/ml H2S 水溶液的 [H3O+] 和 [S2–]，以及 H2S 的电离度。
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H2S(aq)中[S2-]与[H+]的关系
常温常压下， H2S饱和溶液中的c（ H2S ）＝
H2S(aq)= H+ + HS-