第七章 电离平衡和酸碱理论

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1、第七章 电离平衡和酸碱理论本章摘要1. 强电解质的电离问题的提出 德拜-休克尔理论2. 弱电解质的电离平衡水的电离平衡 弱酸和弱减的电离平衡 缓冲溶液 盐效应 酸碱指示剂3. 盐类的水解水解的概念 水解平衡的计算 影响水解平衡的因素4. 酸碱理论的发展酸碱的质子理论(Bronsted理论)酸碱的电子理论(Lewis理论)1. 强电解质的电离一.问题的提出实验结果表明，在1畑3浓度为0.1垃唱加的蔗糖溶液中，能独立发挥作用的溶质的粒子数目是O.lmol个。但 是对于电解质溶液，情况则有所不同。首先讨论强电解质的情形。以0.1垃唱血的KCl溶液为例，在1血3的溶液 中， 发挥作用的粒子的数目并不是

2、 0.1mol 个，也不是 0.2mol 个。而是随着 KCl 的浓度的不同，其粒子数目呈现出规 律性的变化，见下面的表格:0.100.050.010.0050.001N （KCl 个数）0.100.050.010.0050.001实际粒子数是 N 的倍数1.921.941.971.981.99从表中可以看出 KCl 在水溶液发生解离。有两个问题需要解决：一是怎样解离，是KCl = K + Cl(1)还是 KCl = K+ + Cl-(2)KCl 溶液的导电性，说明解离的方式是 (2)第二个问题是解离得是否彻底。 表上的数据说明这种解离是不完全的。理由是没有得到 2 倍的粒子。以上是 1887

3、 年 Arrhenius 提出电离学说时的观点。进一步的研究表明，在 KCl 的水溶液中根本不存在 KCl 分 子。 这一问题的提出，促进了电解质溶液理论的发展。二 德拜 - 休克尔 理论1923年，荷兰人Debye和德国人Huckel提出了强电解质溶液理论，成功地解释了前面提出的矛盾现象。1 离子氛德拜 - 休克尔理论指出，在强电解质溶液中不存在分子， 电离是完全的。由于离子间的相互作用，正离子的周围围 绕着负离子；负离子的周围围绕着正离子。 我们称这种现象为存在离子氛。 由于离子氛的存在，离子的活动受到限制， 正负离子间相互制约。因此 1 摩尔的离子不能发挥 1 摩尔粒子的作用。显然溶液的

4、浓度越大，离子氛的作用就越大， 离子的真实浓度就越得不到正常发挥。从表中看，浓度越大，倍数偏离 2 越远。2 活度系数若强电解质的离子浓度为c,由于离子氛的作用，其发挥的有效浓度为a,则有真分数f存在，使a = fc式中， c 浓度， a 有效浓度即活度， f 活度系数。用 f 修正后, 得到活度 a , 它能更真实地体现溶液的行为。影响活度系数 f 大小的因素有:1) 溶液的浓度:浓度大，活度a偏离浓度c越远，f越小；浓度小，a和c越接近，f越接近于1。2) 离子的电荷:电荷高，离子氛作用大， a 和 c 偏离大， f 小。 电荷低，离子氛作用小， a 和 c 接近， f 接近于 1 讨论问

5、题，有时要用到a和f,但是在本章的计算中，如不特殊指出，则认为 a = c , f = 1。弱电解质的溶液中，也有离子氛存在，但是更重要的是电离 平衡的存在。2.弱电解质的电离平衡一.水的电离平衡1. 水的离子积常数10(1)=呼(旳)+ OH(aq) K = IF OH 式中的K称为水的离子积常数，经常用Kw表示。Kw是标准平衡常数，式中的浓度都是相对浓度。由于本章中使用标准浓度极其频繁，故省略除以*的写法。要注意 它的实际意义。H2O = H+ + OH-AH 0 吸热反应。温度升高时， K 值变大。温度 / K273295373Kw0.13X1.0X： 74* 1 冋在溶液中，只要有 H

6、2O, H+, OH- 三者共存，之间就存在如下的数量关系： H+ OH- = Kw不论溶液是酸性碱性，还是中性。常温下，H+ =，表示中性。因为这时:Kw = 1.0X 101+非常温时，溶液的中性只能是指: H+ = OH- 2 pH 值和 pOH 值pH 表示 - lg H+ pOH 表示-lg OH- 因为H+ OH- = 1.0X 1OH所以 pH + pOH = 14pH 和 pOH 一般的取值范围是 1 - 14 , 但也有时超出, 如 H+ = 10 , 则 pH = -1二 弱酸和弱减的电离平衡1 电离平衡常数将醋酸的分子式简写成HAc ,用Ac-代表醋酸根，则醋酸的电离平衡

7、可以表示成:HAc = H+ + Ac 用枣鱼表示酸式电离的电离平衡常数，经常简写作。且：氨水nh3h2o是典型的弱碱，用 麼叫简写成%）表示碱式电离常数，则有:NH3H2O = NH4+ + OH-阳；塚NH3-H2O瓦=1.8X10-5第一步砂=13X17第二步HS- = H+ + 前h2s为例，讨论二元弱酸的分步电离平衡, _石刃+朋一H2S = H+ + HS-1第一步和第二步的两个方程式相加，得：H2S = 2H+ +2疋K =K1K2=2xW平衡常数表示处于平衡状态的几种物质的浓度关系，确切地说是活度的关系。但是在我们的计算中，近似地认为活 度系数f = 1,即用浓度代替活度。瓦，

8、险的大小可以表示弱酸和弱碱的离解程度，K的值越大，则弱酸和弱碱的电离 程度越大。2关于电离平衡的计算例1.已知HF的Ka = 6.6*山耳。求0.01说。皿1 的HF溶液的H+ 。解：o_=00115 4001,0.10m01dm：的NH3H2O的OH-；若向其中加入固体NH4Cl ,使NH4+的浓OH0OH=l.SxlO-50.10MY + 2 H+NH3-H2OOH- = 1.34 x IO3 tnol dtn3, c = 1.34% 加入 NH4C1 后，NH4+ = 0.20 mol-dm3,NH3-H2O = NH4+ + OHt平 0.10- OH0.20OHK62O0H- 0.2

9、00日-_?”沪0.10“0.10-Off-OH- = 9.o* E 翻曲，OH-明显降低,IO3%电离度也明显降低。2缓冲溶液的概念 某化学反应要求在pH = 7的条件下进行(6 - 8亦可).现在1出曲的水溶液中，拟将0.01 mol的皿黔转化成MY。实际上,当反应进行5 %时，即产生1.0* lmol的Hj 使溶液的pH = 3,早已破坏了反应条件。如何控制反应体系的pH 值，以满足反应的条件呢？人们研究出一种能够抵抗外来少量酸碱的影响和较多水的稀释的影响，保持体系 pH 值变化不大的溶液，我们称之 为缓冲溶液。若向理曲pH = 7的水中，加入酸碱，贝比0.010 mol HCl pH

10、= 20.010 mol NaOH pH = 12若向1出曲的HCN = 0.10垃口皿曲+ NaCN = 0.10垃川唱曲溶液中(pH = 9.40 ),加入酸碱，则加入：0.010 mol HCl pH = 9.310.010 mol NaOH pH = 9.49而用水稀释，体积扩大10倍时，pH基本不变。可以认为0.10垃E记曲HCN和0.10垃E记如NaCN的混合溶液，是一种缓冲溶液，可以维持体系的pH值为9.40 左右。3 缓冲作用原理HCN = 0.10mol-dm3+ NaCN = 0.10mol-dm3的 HCN 和 NaCN 的混合溶液，为什么具有缓冲作用呢？NaCN = N

11、a+ + HCN = H+ +0.10H+CN CN- = 0.10CN0.10由于 Ka = 4.0 , 贬_丹+ 沏- a HCN加上同离子效应，故HCN极少解离，可以认为HCN = 0.10mol dm3忍骼 10当HCN = CN- = 0.10竝”唱曲时，H+ = Ka = 4.0* 山一“ ,pH = 9.40外来少量H+时，CM与之结合生成HCN ,于是HCN 略增，N略减；外来少量OH-时,HCN与之反应生 成CM,于是HCN 略减,CN）略增；但当H+或OH-很少时，总会近似有：HCN = &比=0.10垃”心血, 故pH值变化不大。用水稀释，使体积扩大10倍时，仍会近似有H

12、CN = CM,故pH值变化亦不大。HCN -处其中一个可以抵 抗 H+, 另一个可以抵抗 OH- , 我们称其为缓冲对。若外来的 H+ 或 OH- 的量很大时， HCN 和 CN- 将发生很大的变化，不再近似相等。这时， pH 值的变化就 会大了。若稀释到 Co/Ka 400 , 不能近似计算时， pH 值的变化也会很大。故缓冲对的浓度大时，缓冲能力强，我们说 它的缓冲容量大。下面是缓冲对的一些例子：HAc NaAcNH3 H2O - NHiClH2PO4 hpo42HCO3 - CO32弱酸-弱酸盐 弱碱-弱碱盐 酸式盐-酸式盐 酸式盐-正盐4缓冲溶液的计算 例51也亦5溶液中，NaCN

13、= 0.10值各变成多少。已知HCN解：HCN =C虻叩騎同离芋效应;故有： %札=%因为 % = Cs = 0.10HCN = 0.10 垃口皿沖，组成缓冲溶液，求其H+ 和pH值。当分别向其中加入0.01 mol盐酸和氢氧化钠时，pH的 Ka = 4.0H+ +H+X 1010 ,且忽略体积的微小变化。CN抵+ 屮H+%厅+=恳亠(1) %mo l dm3 ,故H+ = = 4.0 x 10-10 ? pH = 9.40加入0.01mol盐酸，即引入0.01mol H，最大的变化为 +CN-=0.10 - 0.01 = 0.09, HCN = 0.10 + 0.01 = 0.11pH =

14、9.31PKT-加入 0.01mol 氢氧化钠，即引入 0.01mol OH-，最大的变化为:HCN = 0.10 - 0.01 = 0.09, = 0.10 + 0.01 = 0.11对式(1 )取负对数:(2)同理可得H+ = 3.27*心山,pH = 9.49可见缓冲溶液的pH值，由两项决定：电离常数Ka和缓冲对中的 %为了保证缓冲能力的均衡，缓冲对中两种物质的浓度要接近为好。一般应在1 /10 - 10 / 1之间。这时有凹7 =pK 1这一pH 值范围，称为缓冲范围。当然 时最好。式(2)是以弱酸为基础的，以弱碱为基础的公式应为:拟配制 pH = 7 的缓冲溶液，如何从下列信息中选择

15、缓冲 对？配比应如何？HAcH3PO4h2po4hpo42AcH2PO4H+ H+IF + HPO42 IF + PO?p% = 4.74 p% = 2.12 皿=7.21 皿=12.44缓冲范围是pH = plQ plQ= 7.21 的缓冲对 H2PO4- - HPO421,拟使pH = 7,可以选用程旦=叽-pH =7.21-7.0 = 0.21 %.- = 1.62解:可以使NaH2PO4和Na2HpO4的摩尔比为1.62，注意两者的浓度皆不宜太小，以保证缓冲容量。四 盐效应在NH3H2O中加入与其没有共同离子的KCl ,对NH3H2O的电离度是否会有影响呢？实验结果表明，电离度 增大。

16、为什么？ 例 7 向 0.10inol dm51.8X解： KCl 的加入的NH3H2O中加入KCl，使KCl的浓度达到0.2垃记曲5 ，求OH-和电离度。已知使溶液中的离子浓度增大，离子氛的作用加强，活度系数f变小。KCl的浓度达到0.2moldtn5时，f = 0.7 . NH3H2O = NH4+ + OH-用活度表示平衡常数：.二 %-沁 %-)聪砂 010 纣二 1.34x1 屮= 1.8xl0-5若不考虑活度系数，或认为f = 1 ,则OH- = 1.34X 103C-：若考虑活度系数，贝y：1.34 %0.7在此，OH- = 1.9*12,说明已经解离了这些，才使得活度为1.34

17、 * I。：故 心=1.9 % 。加入KCl，使电离 度增大，这种作用称为盐效应。关于盐效应，要注意以下问题： 1）盐效应的影响不大； 2）有同离子效应存在时，不必考虑盐效应； 3）不要求 计算，只要求会讨 论问题。五 酸碱指示剂1 指示剂的变色原理 能通过颜色变化指示溶液的酸碱性的物质，如石蕊，酚酞，甲基橙等，称为酸碱指示剂。酸碱指示剂一般是弱的有 机酸。现以甲基橙为例，说明指示剂的变色原理。甲基橙的电离平衡表示如下：HIn *， In + H+ IQ = 4 x IO4分子态 HIn 显红色， 而酸根离子 In- 显黄色。当体系中 H+ 的浓度大时，平衡左移，以分子态形式居多时，显红 色；

18、当体系中 OH- 的浓度大时，平衡右移，以离子态形式居多时，显黄色。究竟 pH = ? 时，指示剂的颜色发生变化， 则与弱酸 HIn 的电离平衡常数 Ka 的大小有关。2变色点和变色范围1|=4：.： 1|=4仍以甲基橙为例，HIn = In- + H+ Ka = 4当In- = H In 时，H+ = pKa = 4, pH = pKa = 3.4，显橙色，介于红色和黄色之间。当 pH 3.4 , In- 占优势时，黄色成分大；故 pH = pKa 称为指示剂的理论变色点。甲基橙的理论变色点为 pH = 3.4, 酚酞的理论变色点为 pH = 9.1。 距离理 论变色点很近时，显色并不明显，

19、因为一种物质的优势还不够大。 当 HIn = 10 In- 时， 显红色， 当 In- = 10 H In 时，显黄色。这时有关系式pH = pKa 1,这是指示剂的变色范围。各种颜色互相掩盖的能力并不相同。红色易显色，对甲基橙, 当 HIn = 2 In- 时，即可显红色；而当 In- = 10 H In 时，才显黄色。 故甲基橙的实际变色范围为 pH 值在 3.1 和 4.4 之间。酚酞 8.0 - 10.0 。选用指示剂时，可以从手册中查找其变色点和实际变色范围。3.盐类的水解一 水解的概念盐电离出来的离子，与 H2O 电离出的 H+ 和 / 或 OH- 结合成弱电解质的过程叫做盐类的水

20、解。水解过程中，溶液 的 pH 值经常发生变化。例如：Na Ac = Na+ + AcH2O 土三 OH + IFHAc由于弱电解质HAc的生成和存在，溶液中H+ OH-,溶液显碱性。又如NH4C1 = nh4 + + Cl-H2OOH- + H+nhL2o由于弱电解质NH3H20的生成和存在，溶液中OH- H+ ,溶液显酸性。又如:双水解时，溶液的酸碱性要根据两种离子与 OH- 和 H+ 的结合能力来决定。二 水解平衡的计算1强碱弱酸盐（以Na Ac为例）Ac + H20 = H Ac + OH水解平衡常数為冷 乞=二呼阿-0+ = 0TH+二心AjA? H1.SX1Q-5Ac + H20

21、口= H Ac tfl C0t平 C - 0H-0H-iqj艮小，故可以近似计算HAc0H0进一步可以求出 pH 和 pOH 值。0H-滋二沁弩沁L丄冥00 %用h表示水解度，则关键是已经水解掉的盐的浓度用什么来代表，如上述反应中可以 用 OH- 表示已经水解了的 Ac- ，所以例1求 0.10的 NaAc 溶液的 pH 和水解度 h 。H Ac + OH=7.45X10- 1.8xl0_jpH =8.87P 回厂7.45xiQ-b 丁 半 in_3n/h - = 1A5 xlO Vc0.10曲例2求0.10血E唱玳3的Na2CO3溶液的OH-,已知H2CO3的K = 4.2*山, = 5.6

22、*解=水解分两步进行1) CO32 ) Kh很小，即很小，即E + H20 HCO3 + OH疋_眈丐殖_豆+_皿_円+九COMH+UQAH+闪佗g =1.8x10心 r _l.QxlQ-N 疋 5xio-H2CO3 + OH2) HCO3- + H2O -110_14 = 2.4x10-弘-石- 4.2xl0-7S S,故水解产生的OH-由第一歩水解决定0.10的 Na2CO3 溶液的 pH 12 .2 强酸弱碱盐 ( 以 NH4Cl 为例 )NH4+ + H20= NH3- H20 + H+ _回比月口戸+呵护眄 h 阿回T 一 阿P2T3 弱酸弱碱盐 （ 以 NH4Ac 为例 ）NH4+

23、 + Ac + HQ - NH3- H20 + HAcK -叫卫心呼如站_如时“NJ茫|应0T04 Nf茫|3T应丁HAc.瓦= =巴山一 =3.1xio-jR 瓦益 l.Sxio-jxi.8xio-jNH4Ac的双水解的平衡常数为3.1*山,与Ac- , NH4+各自的水解平衡常数5.56*山以相比，是相当大的。本课程研究的弱酸弱碱盐，仅限于由一元弱酸 HB 和一元弱碱 MOH 所生成的盐 MB , Ka 和 Kb 分别表示 HB 和MOH 的电离平衡常数 。现在讨论 MB 水解时，溶液的 H+ 。MB = M+ + BM+ + H2O =? MOH + H+B + H2O HB + OHM

24、OH可以表示生成的H+ ; HB 可以表示生成的OH- 。H+将与生成的OH-结合成h2o而被消耗掉。故溶液中：H+= MOH - HB 1)H+心篇笄二阿旳出阿rt _ HBm = 将，两式同时代入击中，得:去分母忍瓦讯+忍瓦函+-禺胪F矿移项，整理曲畑+心矿)=扎反M，m= 心爲+勺矿当 Kh 很小，水解程度不大时， M+ 和 B- 基本都等于 起始浓度 c ，故有 :注意公式成立的条件：解 ： c Ka ， KaKb Kw ， 符合使用公式的条件。a bw由于 Ka = Kb 故 NH4+ 和 Ac- 的水解程度相同，所以溶液呈中性。a b4Ac- + H O = HAc + OH-2求

25、 Ac- 的水解度，其关键是找出已水解的 Ac- 的代表，不能 用 OH- 来代表，因为这里的 OH- 是双水解的结 果，和例 1 的情形不同。 当用 HAc 代表之。Ac+ H2O =t HAc + OH0.10HAc IO7疋 _-_io-_5io_1q 1*1 - -Ac 0.10H =5.6xl0_t0.10和例1中的Ac-的水解度h = 7.45 x 12%相比较，大得多。例 4 求 0.10垃丛伽一3 的 NH4F 溶液的H+ 。已知 Ka = 6.6* IV* , Kb = 1.8* 105 解 ： c Ka , KaKb Kw ， 符合使用公式的条件。bwl.Sxior5aaH

26、+ OH-,说明F-和NH4+的水解程度不相同。4多元非强酸的酸式盐(以NaHCO3为例)NaHCO3 = Na+ + HCO3hco3-既要进一步电离，又要发生水解：hco3 h+ + co32 K. =5.6xio-11HCO3 + H2O H2CO3 + OH= 2.4x10-8OH = H2CO3 - CO/即 = H2CO3-CO-2 HCQ町|冲H.CCQ為将(2)和(3)两式同时代入(1)式中, 笛_ 肝來乜為凤乜得:护%护去分母 昵=HCq- K,K2HCq 护尸=疋尺+為芯氐乜刃cq站=由于K2和均很小，故有HCO3- c ,则:故h+=tT例如，在0.10 moldiii-

27、5的NaHCO；溶液中 ；+ = 4.2 XW75.6x10- = 4.251, pH =3.31 表面上看H+和c无关，但公式咸立的条件有: 陆疋“即c亦即 门凤，且氏和礼均狼小。三 影响水解平衡的因素1 平衡常数的影响Ka和的影响水解后生成的弱酸和弱碱，其电离平衡常数 Ka 和 Kb 越小，则盐类的水解平衡常数 Kh 越大，在其它条件相同时， 其水解程度越大。例如，同样条件下，NaAc比NaF的水解程度大，生成的溶液的碱性强。这是由于Ka ,HAc = 1.8* 比Ka , HF= 6.6 *山一耳要小。温度的影响Fe3+ + 3 H2O盐类水解反应吸热，AH 0 , T增高时，Kh增大。

28、故升高温度有利于水解反应的进行。例如兔即的水解若不加热，水解不明显。加热时颜色逐渐加深，最后得到深棕色的Fe(OH)3 沉淀。2 反应商的影响稀释的影响H Ac + OH稀释至原体积的ID倍时，各浓度均為原浓度的十分之一,反应商Q = ll因为Q Kh ,水解平衡右移，水解度增大。可以计算出，0.10moldm3+i-i1 rl tri- .一 -M 1 I IX 1的NaAc溶液的h = 7.45% ,而0.010皿唱沖的 NaAc 溶液的 h = 2.36 X % 。pH 值的影响 水解的产物中，肯定有 H+ 或 OH- ，故改变体系的 pH 值会使平衡移动。例如，SnCl2 + H2O

29、= Sn(OH)Cl + HCl为了抑制 SnCl2 的水解，为了抑制 Sn(OH)Cl 的生成，可以用盐酸来配制 SnCl2 溶液4.酸碱理论的发展最初阶段人们从性质上认识酸碱， 酸:使石蕊变红，有酸味； 碱:使石蕊变蓝，有涩味。当酸碱相混合时，性质消失。 当 氧元素发现后，人们开始从组成上认识酸碱，以为酸中一含有氧元素；盐酸等无氧酸的发现，又使人们认识到酸中一定含有 氢元素。Arrhenius 的电离学说，使人们对酸碱的认识发生了一个飞跃。HA = H+ + A- 电离出的正离子全部是 H+ ,MOH = M+ + OH- 电离出的负离子全部是 OH- 。进一步从平衡角度找到了比较酸碱强弱

30、的标准，即 Ka , Kb 。 Arrhenius 理论在水溶液中是成功的。但其在非水体系中 ab的适用性，却受到了挑战。 试比较下列两组反应：2 HO = OH- + HO+NaOH + (H O)Cl = NaCl + 2 H O2 3 3 22 NH = NH - + NH + NaNH + NH Cl = NaCl + 2 NH3 2 4 2 4 3溶剂自身的电离和液氨中进行的中和反应 ，无法用 Arrhenius 的理论去讨论，因为根本找不到符合定义的酸和碱。一 酸碱的质子理论 ( Bronsted 理论 )1 酸碱的定义在反应中给出质子的物质叫做酸 在反应中接受质子的物质叫做碱耸干

31、HC1? H2SO+NHs正离子NH+; AKH2O)t汁31(HQL0H+负离子HCO5-,H2POt-S0+2 HCO3-2 酸碱的共轭关系酸给出质子后，变成碱，HC1 = IF + ci- , HjSOj = IF + HSOd-酸碱 酸碱同理，碱接受质子后，变成酸。故有： 酸 = 碱 + 质子处于上述关系中的一对酸和碱，互称为共轭酸碱。Cl-是HC1的共轭碱,而HC1是Cl-的共轭酸。H20作为一种酸 时，其共轭碱是 OH- ; 而 H2O 作为 一种碱 时，其共轭酸是 H3O+。3 两性物质H2O 既可以给出质子作为酸，如在反应 H2O = H+ + OH- 中；又可以接受质子作为碱

32、，如在反应 H2O + H+ = H3O+ 中。 这种既能给出质子，又能接受质子的物质叫做两性物质。判断一种物质是酸还是碱，一定要在具体的反应中根据质子得失关 系来判断。HSOd- = IF + SO/- HSOt-是酸HSOd + IF = H.SOd H 甜是碱HSO+-是两性物质。HAc = IF + Ac- HAc 是酸|HAc + H+ =巴Ac+ HAc 是誠，其共梔酸拘H出c+HAc是两性物质。4 酸和碱的反应HO碱IT碱IIHjO + NH 而 酸 T II*h3o4 十 ci-强酸的电离H3O+ + Ac-酸H 碱TNH/ + OH-酸H 碱TNH.+ +酸 T ITh30+

33、 + nh3酸TT 碱T弱酸的电离平衡弱碱的电离平衡弱碱盐的水解酸和碱反应的实质是质子的转移，质子从酸I转移给碱II,从而生成酸II和碱I。5 酸碱的强弱和反应的方向拉平效应和分辨效应酸的强弱是通过给出质子的能力来判断的。于是一方面要看酸自身的能力，另一方面又和碱接受质子的能力有关。 比 较 HClO4 , H2SO4 , HCl 和 HNO3 的强弱，若在 H2O 中 进行,由于 H2O 接受质子的能力所致，四者均完全电离，故比较 不出强弱。若放到 HAc 中，由于 HAc 接受质子的能力比 H2O 弱得多，所以尽管四者给出质子的能力没有变，但是在 HAc 中却是部分电离。于是根据 Ka 的

34、大小，可以比较其酸性的强弱aHC1O+ + HAc =cio*-+ H2Ac+pK4 = 5.8H2SO+ + HAc-K HSO+-+ H2Ac+P 瓦=3.2HC1 + HAc ci-+ H2Ac+pK4 = 8.8HNO3 + HAc =t NO H3O+ HF HAc NH4+ H2O HS- HClHN3在水中，Ka可以体现出一种酸给出H+的能力。例如HAc+ Hj0 =足0+ + 2如何体现其共轭碱Ac-接受H+的能力呢？加一 +HAc + OH其碱式电离常数为Kb。但从水b解平衡角度看，这个 Kb 正是 Kh 。 可见一对共轭酸碱的 Ka , Kb 之间有如下关系：bha b，或 KaK = KbwKa 和 Kb 之积为常数。 ab一对共轭酸碱中，酸的 Ka 越大，则其共轭碱的 Kb 越小，所以从酸性的次序就可以推出其共轭碱的强度次序。ClO -4HSO - HO F- Ac NH OH- Ka , 表面上看， H+ 似与浓度无关，实际上要求 c 不能太低;例3求0.10嘶皿加1 * 3的NH4 Ac溶液的pH和水解度h。