5.1弱酸弱堿溶液

上一節講了不同的酸堿理論（這一章重點用到酸堿質子理論）和pH值的定義及計算。這一節我們講在弱酸弱堿中的解離平衡

5.1.3弱酸弱堿的解離平衡與解離常數

5.1.3.1電解質：強電解質、弱電解質

強電解質：在水溶液中（或者熔融狀态下）完全電離的電解質，在溶液中完全以離子的形式存在

例：強酸（HCl、H2SO4、HNO3等）/強堿（NaOH、Ba(OH)2等）/鹽類（NaCl、KNO3等）

不考慮溶解度大小，隻要溶解的那部分完全電離就是強電解質，比如BaSO4，其溶解度極小，但溶解的那部分是以鋇離子和硫酸根離子的形式存在，它也是強電解質。

弱電解質：在水溶液中（或者熔融狀态下）部分電離的電解質，在溶液中分子和離子共存的形式存在

例：弱酸（HF、HClO、HAc等）/弱堿（NH3·H2O等）/H2O

5.1.3.2解離平衡

除少數強酸、強堿外，大多數酸和堿溶液都存在解離平衡，其平衡常數稱為解離常數Ka或Kb，其值可由熱力學數據求算，也可由實驗測定。

以一元弱酸為例

解離平衡常數是标準平衡常數的一個特例

對Ka值進行求對數，得到的數值叫做pKa，pKa=-lgKa（和pH的定義很像），并且依據pKa值的大小把酸分為強酸、中強酸（中等強度的酸，簡寫為：中強酸）和弱酸三種。一般認為Ka值大于4的，是弱酸；一般認為Ka值小于4但大于1的，是中強酸；一般認為Ka值小于1的，是強酸

堿也是相同的分類，不同的是它使用的Kb和pKb

5.1.3.3解離度與離子濃度計算

不同教材裡，出于對誤差率要求不同的原因，對c/Ka值的範圍要求也不同

解離度和濃度、解離平衡常數之間的關系式是最常用的公式，但在使用前要區分是酸還是堿。

溶液的酸度(H 離子濃度)常用pH值表示， pH=-lg[c(H ) /cө]

溶液的堿度(OHˉ離子濃度)可用pOH表示。

解離度： α=弱電解質已解離濃度/弱電解質解離前的濃度×100%

舉例如下：例1

弱酸的解離平衡

例2

熟練了之後可以直接套用公式

共轭酸堿對之間的解離常數

共轭酸堿對之間的解離平衡常數之間的關系

比如上例中，铵離子的Ka值是5.65*10-10（5.65乘以10的-10次方），铵離子的共轭堿是NH3,那麼NH3的pKb值是1*10-14/5.65*10-10=1.77*10-5

5.1.3.4解離平衡常數也是一種平衡，可以用熱力學方式求解

弱酸弱堿的解離平衡常數是特殊的标準平衡常數，所以關于标準平衡常數的知識在這裡都可以使用

5.1.3.5多元弱酸弱堿的解離

多元酸：在水溶液中，可以給出2個或者2個以上的H ，就此成為多元酸

H2S，H2CO3,H3PO4等

多元酸的解離特點：分步進行

如果Ka1/Ka2＞500以上，在求解pH值的時候，可以不考慮其第二步解離。如果是求解其他值，能否忽略第二步解離要看具體情況。

下一節講弱酸弱堿平衡中的同離子效應和緩沖溶液

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