1.水的電離平衡：H2O(ι)===== H+(aq) + OH-(aq)

　　(1)水的離子積： KwW=wC(H+)?C(OH-) 250C KwW=1.0×10-14

　　例,在0.1000mol.dm-3HCl溶液中, C(H+)=0.1000mol.dm-3, C(H+)?C(OH-)= KwW

　　C(OH-)= (2) pH值: pH=-lg{C(H )}, pOH=-lg{C(OH )},

　　pH + pOH=14

　　例, 0.1000mol.dm-3HCl溶液,pH=1,pOH=14-1=13

　　2.酸堿質子理論

　　(1)酸：凡能給出H+的物質稱為酸。

　　(2)堿：凡能接受H+的物質稱為堿。

　　一個酸給出質子變為其共軛堿, 一個堿給出質子變為其共軛酸.

　　HA　 ===== H+ +　 A-

　　共軛酸 共軛堿

　　例如, 共軛酸堿對:HAc―NaAc、HF―NH4F、NH4Cl―NH3、H2CO3―HCO3-、HCO3-―CO32-、

　　H2PO4-―HPO42-等。

　　有的物質既可作為酸給出質子，又可作為堿得到質子，因此具有兩性。如，

　　HCO3-、H2PO4-、HPO42-等。

　　3.一元弱酸的解離平衡：如,HAc(aq) ===== H+ (aq) + Ac-(aq)

　　弱酸的解離常數： Ka=

　　若弱酸比較弱，Ka<10-4則：ceq(H+)≈ ;

　　解離度α= ×100% ,ceq(H+)=cα;

　　HAc(aq) ===== H+ (aq) + Ac-(aq)

　　平衡濃度/mol?dm-3 c -cα cα cα

　　若弱酸比較弱，Ka≈cα2

　　α≈ …….稱溶液的稀釋定律

　　說明：

　　(1)Ka越大則酸性越強。Ka只與溫度有關,在一定溫度下, Ka為一常數,Ka不隨濃度變化而變。

　　(2)在一定的溫度下, 解離度α大小可隨濃度c而變,溶液稀釋時,濃度c下降, 則解離度α升高;

　　(3)稀釋雖然增加了解離度，但由于體積增大,總濃度卻減少,一般,解離度增大的程度比濃度減少的程度要小的多,因此總的說來,溶液稀釋, H+降低.

　　例1. 求0.100mol.dm-3 HAc溶液的PH值。(Ka=1.8×10-5)

　　解: ceq(H+)≈ = pH =2.88

　　例2.某溫度時, 已知0.100mol.dm-3 HCN的電離度為0.010%,則該溫度時，HCN的解離常數Ka是多少?

　　解：Ka=cα2=0.100×(0.010%)2=1.00×10-9

　　4.一元弱堿的解離平衡：如,NH3(aq)+H2O(ι) ===== NH4+(aq)+OH-(aq)

　　弱堿的解離常數：Kb= 若弱堿比較弱，Kb<10-4則：

　　Ceq(OH-)≈ Ceq(H+)=

　　例:求0.100mol.dm-3 氨水溶液的PH值。(Kb=1.8×10-5)

　　解：Ceq(OH-)≈ = Ceq(H+)= = PH=11.13

　　5.多元弱酸解離平衡：

　　多元弱酸堿二級解離往往比一級解離弱得多，可近似按一級解離處理。如,

　　H2S(aq)=H+(aq)+HS-(aq),Ka1=9.1×10-8

　　HS-(aq)= H+(aq)+ S2-(aq),Ka2=1.1×10-12

　　Ka1>>Ka2,忽略二級解離，按一級解離處理：

　　ceq(H+)≈

　　因ceq(H+)≈ceq(HS-),根據二級解離平衡, 故 ceq(S2-)≈Ka2

　　6.鹽類水解平衡及溶液的酸堿性

　　(1)強堿弱酸鹽的水解: 強堿弱酸鹽水解生成弱酸和強堿,溶液呈堿性。

　　例如NaAc水解： Ac-+H2O=HAc+OH-

　　(2)強酸弱堿鹽的水解: 強酸弱堿鹽水解生成弱堿和強酸,溶液呈酸性。

　　例如NH4Cl水解： NH4++H2O=NH3.H2O+H+

　　(3)弱酸弱堿鹽水解：水解生成弱酸和弱堿,溶液酸堿性視弱酸Ka和弱堿Kb相對強弱大小。

　　例如NH4Ac水解溶液呈中性： NH4Ac+ H2O= NH3.H2O+ HAc

　　(4)強酸強堿鹽水解：溶液呈中性。如NaCl溶液, pH=7。

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