高中化学竞赛酸碱解离平衡省公开课一等奖全国示范课微课金奖PPT课件.pptx

,*,酸碱电离平衡,第1页,一.酸碱理论,Arrhenius(,阿仑尼乌斯,),1887,年,酸碱电离理论：凡是在水溶液中能够电离产生阳离子全部都是,H,+,化合物叫酸（,acid,）；电离时产生阴离子全部是,OH,化合物叫碱（,base,）,局限：无法解释,NaCO,3,，,Na,3,PO,4,呈碱性；,NH,4,Cl,现酸性事实；,无法解释非水溶液中酸碱行为,液氨中：,NH,4,+,+NH,2,-,=2 NH,3,第2页,(一).酸碱质子理论,（Br,nsted-Lowry 质子理论）,能给出,H,+,物质为酸,能与,H,+,结合物质为碱,NH,4,+,NH,3,+H,+,Al(H,2,O),6,3+,Al(H,2,O),5,(OH),2+,+H,+,HCO,3,CO,3,2,+H,+,酸 碱 +H,+,第3页,2.酸碱电离平衡（质子理论）,酸,H,+,+,碱,共轭关系,共轭酸 共轭碱,HCl,H,+,+Cl,酸在水中电离（,酸碱必须同时存在,）,HCl +,H,2,O,H,3,O,+,+Cl,（全部）,酸1 碱2 酸2 碱1,NH,4,+,+H,2,O H,3,O,+,+NH,3,（可逆）,酸1 碱2 酸2 碱1,H,+,H,+,H,+,H,2,CO,3,HCO,3,-,;HCO,3,-,CO,3,2-,H,3,PO,4,H,2,PO,4,-,；H,2,PO,4,-,HPO,4,2-,；HPO,4,2-,PO,4,3-,第4页,2.酸碱电离平衡（质子理论）,碱,在水中电离（,酸碱必须同时存在,）,Ac,+H,2,O HAc +OH,（可逆）,碱1 酸2 酸1 碱2,酸碱反应,H,+,“有酸才有碱，有碱才有酸,酸中有碱，碱可变酸”,（酸碱相互依存和转化）,第5页,3.酸碱强弱,取决于（1）酸碱本身释放质子和接收质子能力,（2）溶剂接收和释放质子能力,比如：HAc 在水中为弱酸，但在液氨中为强酸（拉平效应）,HCl、HBr、HI在水中电离无区分，但在甲醇中电离能力显著不一样（区分效应）,酸碱强弱 用 Ka(电离平衡常数）来表征如：,第6页,(二)、Lewis酸碱电子理论,1Lewis酸碱电子理论提出,质子理论无法解释:如SnCl,4,、AlCl,3,等酸碱性行为,2理论关键点：,凡能够接收电子正确分子、原子团、离子为酸（electron pair acceptor）；,凡能够给出电子正确物质为碱（electron pair donor）。,第7页,3酸碱反应实质：酸碱反应实质是形成配位键反应；碱提供电子对，酸以空轨道接收电子对形成配位键。,H,:OH,HOH,AlCl,3,Cl,AlCl,4,Cu,2+,+4,:NH,3,Cu,2+,4(NH,3,),4Lewis电子理论相关酸、碱划分,凡金属阳离子及缺电子分子都是酸；,凡与金属离子结合阴离子或中性分子都是碱。,第8页,5Lewis酸碱电子理论优缺点：,优点：一切化学反应都可概括为酸碱反应,缺点：太笼统，不易掌握酸碱特征,无法判断酸碱性强弱,第9页,(三)、软硬酸碱理论,硬酸：,半径小，电荷高离子如碱土金,属离子和,Ti,4+,Fe,3+,Al,3+,Ln,3+,等,软酸：,半径大，电荷低离子如 Ag,+,Pt,2+,Hg,2+,等,硬碱：,半径小，变形小阴离子如F,O,2,等,软碱：,半径大，变形大阴离子如I,Br,ClO,4,等,优点,：,比电子理论更广泛范围,能够解释化合物稳定性,规则：硬亲硬，软亲软,第10页,第11页,第12页,配合物形成规律,生成稳定配合物反应速度快,生成物不稳定或不能形成，反应速度慢,Bi,3+,（交界酸）+6Br,-,（交界碱）BiBr,6,3-,Cu,2+,（交界酸）+4NH,3,（硬碱）Cu（NH,3,）,4,2+,Pd,2+,（软酸）+4Br,-,（交界碱）PdBr,4,2-,生成物较稳定,反应速度适中,第13页,例 用软硬酸碱理论解释配位离子稳定性次序,（1）HgI,4,2,HgBr,4,2,HgCl,4,2,HgF,4,2,（2）Al F,6,3,AlCl,6,3,AlBr,6,3,AlI,6,3,解 Hg,2,为软酸，而从I,至F,半径减小，从软碱向硬 碱过渡，HgI,4,2,更稳定。,Al,3,为硬酸，从F,至I,半径依次增大，从硬碱向软碱过渡，Al F,6,3,更稳定。,第14页,对配合物中异性双基配位体（SCN-、CNO-、CN-）配位原子选择解释：,O、N硬碱,Fe-（NCS）,6,3-,Ta-（NCS）,6,-,C、S软碱,Hg-（SCN）,4,2-,Cd-（SCN）,4,2-,异双核配合物：,Hg-,（,SCN,）,4,-Co,第15页,判断溶解度,AlF,3,AlCl,3,AlBr,3,AgClAgBrAgI,酸硬度：Ba,2+,Fe,2+,Hg,2+,BaSFeSHgS,H,2,O含有电负性高氧原子，是一个硬碱，但介于F-与其它卤素离子之间,碱硬度：F-Cl-Br-I-,而卤化银中Ag+是软酸，与Cl-、Br-、I-键合较水强，这些盐溶解度就小，但Ag+与F-键合较水弱，AgF溶解度就大。,第16页,8 1,2,水解离平衡和溶液,pH,1,水离子积常数,平衡常数表示式,K,H,+,OH,，称其为水离子积常数，经惯用,K,w,表示。常温下,K,w,1.0,10,14,。,K,w,与反应,r,G,m,相关系，由,K,w,可求得上述反应,r,G,m,值。,rGm,=-79.87kJmol-1,H,2,OH,2,O H,3,O,+,OH,或,H,2,O H,+,OH,第17页,2,溶液,pH,pHlgH,+,pOHlgOH,因为常温下：,K,w,H,+,OH,1.010,14,故常温下有：pHpOH14,但当某温度下，水离子积常数,K,w,不等于 1.010,14,，p,K,w,不等于14时，中性溶液中 pH=pOH，但都不等于 7。,pH=pOH 是中性溶液根本标志。,第18页,8 1,弱酸和弱碱解离平衡,8 1 1,一元弱酸、弱碱解离平衡,1,解离平衡常数,醋酸 CH,3,COOH(经常简写做 HAc)溶液中存在着平衡：,或：,HAc H,2,O H,3,O,+,Ac,HAc H,+,Ac,第19页,其平衡常数表示式可写成：,式中,K,a,是酸式解离平衡常数,，,H,+,、Ac,和 HAc 分别表示 H,+,、Ac,和 HAc 平衡浓度。,若用,c,0,表示醋酸溶液起始浓度，则有：,第20页,当电离平衡常数,K,很小，酸起始浓度,c,0,较大时，则有,c,0,H,+,，于是上式可简化成,：,适用条件：,c,0,400,K,a,；,一元弱酸体系。,所以：,第21页,作为弱碱，氨水也发生部分解离，存在以下平衡,：,其解离平衡常数可表示为：,式中,K,b,是弱碱解离平衡常数,，,c,0,表示碱起始浓度，,OH,代表,平衡时体系中 OH,浓度。,NH,3,H,2,O NH,4,+,OH,K,b,当,c,0,400,K,b,时，有,第22页,K,a,，,K,b,值越大，表示弱酸、弱碱解离出离子趋势越大。,普通把,K,a,小于10,酸称为弱酸,。,一元弱酸,一元弱碱,HClO,2.910,8,(CH,3,),2,NH,5.910,4,HF,6.310,4,C,6,H,5,NH,2,4.010,10,HNO,2,7.210,4,C,5,H,5,N,1.510,9,K,a,K,b,K,a,，,K,b,与温度相关。但因为弱电解质解离过程热效应不大，所以温度改变对二者影响较小。,第23页,2,解离度,弱酸、弱碱在溶液中解离程度能够用解离度,a,表示，HAc 解离度,a,表示平衡时已经电离醋酸浓度与醋酸起始浓度之比，即：,NH,3,H,2,O 解离度为：,第24页,例,：,a,)计算 0.10 mol dm,3,HAc 溶液 H,+,和解离度；,b,)计算 1.010,3,mol dm,3,NH,3,H,2,O OH,和解离度。,已知 HAc,K,a,1.810,5,，NH,3,H,2,O,K,b,1.810,5,平衡常数,K,a,和,K,b,不随浓度改变，但作为转化百分数解离度,a,，却随起始浓度改变而改变。,起始浓度,c,0,越小，解离度,a,值越大。,解离度,a,经惯用百分数表示。,第25页,其中,x,表示平衡时已解离 HAc 浓度,各物质平衡相对浓度 0.10,x,x x,各物质起始相对浓度 0.10 0 0,即,c,0,400,K,a,，有 0.10,x,0.10，能够近似计算：,解：,a,),反应方程式 HAc H,+,Ac,平衡常数表示式为,因为,a,)中,第26页,故 H,+,1.3410,3,mol dm,3,电离度,若不采取近似计算，而将平衡常数值代入其表示式中，则有：,第27页,解一元二次方程得,x,=1.3310,3,即 H,+,1.3310,3,mol dm,3,解离,度,各物质起始相对浓度 1.010,3,0 0,各物质平衡相对浓度 1.010,3,y y y,其中,y,表示平衡时已解离 NH,3,H,2,O 浓度,b,),反应方程式 NH,3,H,2,O NH,4,+,OH,第28页,不能近似计算，将,c,0,1.010,3,mol,dm,3,和,K,b,1.810,5,代入平衡常数表示式中：,解一元二次方程得 OH,1.2510,4,mol dm,3,解离,度,第29页,若用近似计算：,与前面计算结果比较，,计算误差较大。,第30页,8 1,3,多元弱酸解离平衡,多元酸在水中是分步电离，以氢硫酸解离为例：,H,2,S,H,+,HS,HS,H,+,S,2,第31页,在常温常压下，H,2,S 气体在水中饱和浓度约为 0.10 moldm,3,，据此能够计算出 H,2,S 饱和溶液中 H,+,、HS,和 S,2,。,设平衡时已解离氢硫酸浓度为,x,，则 H,+,、HS,近似等于,x,，而,H,2,S,0.10,-,x,0.10 moldm,3,起始浓度：0.10 0 0,平衡浓度：0.10,x,x,H,2,S,H,+,HS,第32页,解得,x,1.0510,4,故 S,2,1.310,13,moldm,3,即 H,+,HS,1.0510,4,moldm,3,第二步电离平衡 HS,H,+,S,2,第33页,对二元弱酸 H,2,S 来说，溶液 H,+,由第一级电离决定，故比较二元弱酸强弱，只须比较其第一级电离常数,K,1,即可。,HS,第二步解离极小能够被忽略，即,HS,H,+,而且,S,2,K,2,假如将,K,1,和,K,2,表示式相乘，即可得到,H,2,S,2H,+,S,2,第34页,其,平衡常数,K,表示式为：,从二元弱酸 H,2,S 讨论中可得到以下结论:,负二价酸根 S,2,等于第二级电离常数,K,2,。,溶液 H,+,由第一级电离决定；,负一价酸根 HS,等于体系中 H,+,；,上述结论完全适合用于普通二元弱酸和二元中强酸。必须注意是，对于二元酸与其它物质混合溶液，以上结论普通不适用。,第35页,例：,a),求,0.010 mol,dm,3,H,2,S,溶液中,H,+,、,HS,、,S,2,及,H,2,S,浓度。,b),若向上述溶液中加几滴浓盐酸，使其浓度到达,0.010 mol,dm,3,，求溶液中,S,2,浓度。,H,2,S,解离平衡常数,K,1,=1.1,10,7,K,2,=1.3,10,13,解：a),H,2,S 起始浓度,c,0,=0.010 moldm,3,，其 H,+,由第一步电离决定。,起始浓度：0.010 0 0,平衡浓度：0.010,x,x,H,2,S,H,+,HS,第36页,解得,x,3.3210,5,即 H,+,=HS,=3.3210,5,moldm,3,故 S,2,1.310,13,moldm,3,第二步电离平衡 HS,H,+,S,2,第37页,b)盐酸完全解离，体系中 H,+,0.010moldm,3,，在这么酸度下，已解离 H,2,S 以及 H,2,S 解离出 H,+,均能够忽略不计。设 S,2,为,y,，则,平衡浓度：0.01 0.010,y,y,1.410,18,即 S,2,1.410,18,moldm,3,H,2,S 2H,+,S,2,第38页,计算结果表明，因为0.010 moldm,3,盐酸存在，使 S,2,降低至原来 9.310,4,分之一，可见同离子效应影响之大。,和二元酸相同，三元酸也是分步电离，因为,K,1,，,K,2,，,K,3,相差很大，三元酸 H,+,也以认为是由第一步电离决定；负一价酸根离子浓度等于体系中 H,+,；,负二价酸根离子浓度等于第二级电离常数,K,2,。,第39页,例:已知 H,3,PO,4,各级电离常数,K,1,=7.110,3,，,K,2,=6.310,8,，,K,3,=4.810,13,。求 H,3,PO,4,起始浓度,c,0,多大时，体系中 PO,4,3,浓度为 4.0,10,18,moldm,-3,。,解：,因为,K,1,K,2,K,3,，体系中 H,+,由 H,3,PO,4,第一步解离决定。,起始浓度：,c,0,0 0,平衡浓度：,c,0,H,+,H,+,H,+,H,3,PO,4,H,+,HPO,4,第40页,平衡常数表示式为：,第三步电离,平衡常数表示式为：,HPO,4,2,H,+,PO,4,3,第41页,所以,式中,第42页,3,同离子效应,若,在 HAc 溶液中加入一些 NaAc,，NaAc 在溶液中完全解离，于是溶液中 Ac,离子浓度增加很多，使醋酸解离平衡左移，从而,降低 HAc 电离度,。,例,：,假如在,0.10 mol,dm,3,HAc,溶液中加入固体,NaAc,，使,NaAc,浓度达,0.20 mol,dm,3,，求该,HAc,溶液,H,+,和解离度,a,。,起始浓度,0.10 0 0,平衡浓度,0.10,x,x,0.20+,x,解：,HAc H,+,Ac,第43页,将各平衡浓度代入平衡常数表示式:,因为,c,0,K,b,400,，同时可认为 0.20,x,0.20，0.10,x,0.10。故平衡常数表示式变为：,第44页,即,H,+,9.0,10,6,mol,dm,3,解离度,与前面计算结果,1.33,相比，加入强电解质后，解离度,缩小了,149,倍,。,上述计算结果说明：,在弱电解质溶液中，加入与其含有共同离子强电解质，使弱电解质解离平衡左移，从而降低弱电解质解离度。这种影响叫做同离子效应。,第45页,3,酸碱指示剂,借助于颜色改变来指示溶液pH物质叫做酸碱指示剂。,酸碱指示剂通常是一个复杂有机物，而且都是弱酸或弱碱。,酸分子 HIn 显红色，酸根离子 In,显黄色，当 HIn和 In,相等时溶液显橙色。,比如甲基橙指示剂就是一个有机弱酸:,HIn H,+,In,其平衡常数表示式为：,第46页,可化成:,式中,K,i,是指示剂解离常数。能够看出，当 H,+,K,i,，即 pHp,K,i,时，溶液中 In,HIn，这时溶液显HIn和In,中间颜色，比如甲基橙橙色。故,将 pHp,K,i,称为指示剂理论变色点,。,当 HInIn,10 时，明确显示 HIn 颜色；,对于普通指示剂：,当 In,HIn10 时，,明确,显示In,颜色。,第47页,指示剂,变色范围pH,酸 色,碱 色,甲基橙,3.2,4.4,红,黄,溴酚蓝,3.0,4.6,黄,蓝,溴百里酚蓝,6.0,7.6,黄,蓝,中性红,6.8,8.0,红,亮黄,酚 酞,8.2,10.0,无色,红,达旦黄,12.0,13.0,黄,红,把这一 pH 间隔称为指示剂变色间隔或变色范围,。,存在关系式：,第48页,8 1,4,缓冲溶液,缓冲溶液是一个能抵抗少许强酸、强碱和水稀释而保持体系 pH 基本不变溶液。,缓冲作用原理与前面讲过同离子效应有亲密关系。,缓冲溶液普通是由弱酸和弱酸盐组成或由弱碱和弱碱盐组成。比如 HAc 和 NaAc，NH,3,H,2,O 和 NH,4,Cl，以及NaH,2,PO,4,和 Na,2,HPO,4,等都能够配制成保持不一样 pH 值缓冲溶液。,第49页,例：,以 HCN 和 NaCN 组成缓冲溶液,溶液中存在起始浓度为,c,酸,弱酸解离平衡，因为起始浓度为,c,盐,强电解质弱酸盐 NaCN 存在，故平衡时各物质浓度以下：,平衡浓度：,c,酸,x,x,c,盐,+,x,因为同离子效应，近似有,c,酸,x,c,酸,，,c,盐,+,x,c,盐,HCN,H,+,CN,故,第50页,上式说明：混合溶液 pH 首先决定于弱酸,K,a,值，其次决定于弱酸和弱酸盐浓度之比。这种溶液就是缓冲溶液。,取负对数,故有,第51页,例:,缓冲溶液中有 1.00moldm,3,HCN 和 1.00moldm,3,NaCN，试计算,1)缓冲溶液 pH；,2)将 10.0cm,3,1.00 moldm,3,HCl 溶液加入到 1.0 dm,3,该缓冲溶液中引发 pH 改变；,3)将 10.0cm,3,1.00 moldm,3,NaOH 溶液加入到 1.0 dm,3,该缓冲溶液中引发 pH 改变；,4)将 1.0 dm,3,该溶液加水稀释至 10 dm,3,，引发 pH改变。,第52页,平衡浓度：,x,2),在 1.0 dm,3,缓冲溶液中，含 HCN 和 NaCN 各是1.0 mol，加入 HCl 相当于 0.01mol H,+,，它将消耗0.01mol NaCN 并生成 0.01mol HCN，故有:,HCN CN,H,+,解：,1),依据,第53页,相对而言，若将 10.0 cm,3,1.00 moldm,3,HCl 溶液加入到 1.0 dm,3,纯水中，pH 将从 7 改变为 2。,依据：,第54页,3),在 1.0 dm,3,缓冲溶液中，含 HCN 和 NaCN 各是1.0 mol，加入 NaOH 相当于 0.01mol OH,，它将消耗0.01mol HCN 并生成 0.01mol CN,离子，故有,平衡浓度：,y,HCN CN,H,+,依据,第55页,相对而言，若将 10.0 cm,3,1.00 moldm,3,NaOH 溶液加入到 1.0 dm,3,纯水中，pH 将从 7 改变为 12。,第56页,4),将 1.0 dm,3,该缓冲溶液加水稀释至 10.0 dm,3,时，,c,酸,和,c,盐,数值均改变为原来十分之一，但二者比值不变。依据,故该缓冲溶液 pH 不变。,缓冲溶液中发挥作用弱酸和弱酸盐(或弱碱和弱碱盐)称为缓冲对。缓冲正确浓度越大，当加入强酸或强碱时其浓度值及其比值改变越小，即抵制酸碱影响作用越强。,第57页,缓冲正确浓度越大，缓冲溶液缓冲容量越大。,配制缓冲溶液时，要先找出与溶液所要控制 pH 值相当 p,K,a,值弱酸，再与该弱酸强碱盐按一定百分比配成浓度适当溶液。当,c,酸,c,盐,值从 0.1 改变到 10 时，则缓冲溶液pH 在 p1 之间改变。,若用弱碱和弱碱盐配成缓冲溶液，其公式则可写成,第58页,所以：,例：用 NH,3,H,2,O 和 NH,4,Cl 配制 pH10 缓冲,溶液，求比值,c,碱,/,c,盐,。,解：,弱碱 NH,3,H,2,O,K,b,1.810,5,，,pH10 缓冲溶液，其 pOH4，,依据：,故：,第59页,8,2,盐水解,8 2,1,水解平衡常数,1,弱酸强碱盐,以 NaAc 溶于水生成溶液为例，能够写出 NaAc 水解平衡式：,水解结果使得溶液中 OH,H,+,，NaAc 溶液显碱性。,Ac,H,2,O HAc OH,第60页,平衡常数表示式为：,K,h,是水解平衡常数。在上式分子分母中各乘以平衡体系中 H,+,，上式变为,即,第61页,弱酸强碱盐水解平衡常数,K,h,等于水离子积常数与弱酸电离平衡常数比值。,因为盐水解平衡常数相当小，故计算中能够采取近似方法来处理。,NaAc 水解平衡常数：,第62页,2,强酸弱碱盐,以 NH,4,Cl 为例，其水解平衡式为：,NH,4,+,和 OH,结合成弱电解质，使 H,2,O 电离平衡发生移动，结果溶液中 H,+,OH,，溶液显酸性。,能够推出强酸弱碱盐水解平衡常数,K,h,与弱碱,K,b,之间关系以下：,NH,4,+,H,2,O NH,3,H,2,O H,+,第63页,3,弱酸弱碱盐,以 NH,4,Ac 为例，其水解平衡式可写成：,平衡常数表示式为：,HN,4,+,Ac,H,2,O NH,3,H,2,O HAc,第64页,NH,4,Ac 水解平衡常数,K,h,：,即,与 NaAc,K,h,和 NH,4,Cl,K,h,相比，NH,4,Ac 水解平衡常数扩大了 1.010,5,倍。显然 NH,4,Ac 双水解趋势要比 NaAc 或 NH,4,Cl 单方向水解趋势大得多。,第65页,可见影响水解平衡常数一个主要原因，即生成盐酸碱越弱，即,K,a,、,K,b,越小，则盐水解平衡常数,K,h,越大。,综合以上结论：,比如：NaAc 和 NaF 同为弱酸强碱盐，因为 HAc,K,a,小于 HF,K,a,，故当 NaAc 溶液和 NaF 溶液浓度相同时，NaAc 水解程度要大于 NaF。,第66页,盐水解普通是吸热过程，,H,0，由公式,可知，当温度升高时平衡常数,K,h,增大，所以升高温度能够促进水解进行。,比如 FeCl,3,水解，常温下反应并不显著，加热后反应进行得较彻底，颜色逐步加深，生成,红棕色沉淀,。,第67页,8 2,1,水解度和水解平衡计算,1,单水解过程计算,NaAc 水解反应方程式以下:,起始浓度：,c,0,0 0,平衡浓度：,c,0,x,x,x,Ac,H,2,O HAc OH,第68页,K,h,很小，近似有 Ac,c,0,若用弱酸电离平衡常数表示，上式则变为：,解得,即,第69页,水解反应程度用水解度,h,表示:,用弱酸电离平衡常数表示，可写成：,同理可推导出弱碱水解度表示式：,第70页,例:求 0.10 moldm,3,NH,4,Cl 溶液 pH 和水解度。,故,pH 5.13,水解度,解：,第71页,能够看出，当水解平衡常数,K,h,一定时，盐起始浓度,c,0,越小，水解度,h,越大，即稀溶液水解度比较大。,这一结果也能够从平衡移动角度得出。,一定浓度 NH,4,Cl 溶液到达水解平衡时，相关系式：,第72页,将溶液加水稀释，体积变成原来 10 倍，于是各物质浓度均变成原来 1/10，此时,Q,c,能够表示为:,即,Q,c,K,h,，平衡要向继续水解方向移动，故稀释时盐水解度增大。,第73页,水解度,盐水解会使溶液酸度改变，依据平衡移动原理，能够经过调解溶液酸度来控制盐水解。,与未稀释前相比，能够看出稀溶液水解度增大。,比如，试验室,配制 SnCl,2,溶液，用盐酸来溶解 SnCl,2,固体，原因就是用酸来抑制 Sn,2+,水解。,第74页,2,双水解过程计算,在这里我们只研究由一元弱酸 HA 和一元弱碱 MOH生成弱酸弱碱盐 MA 溶液 H,+,。,将 MA 溶于 H,2,O 中，阳离子 M,+,和酸根阴离子A,起始浓度均为,c,0,两个水解反应同时到达平衡,M,+,H,2,O M(OH)H,+,A,H,2,O HA OH,第75页,有 1 个 M(OH)生成，则产生 1 个 H,+,；而有一个 HA 生成则有 1 个 OH,去中和一个 H,+,。故,H,+,MOH HA (1),M,+,水解平衡常数表示式为,由此可得出,(2),第76页,A,水解平衡常表示式为,由此可得出,将(2)和(3)代入(1)中:,(3),第77页,将上式两边分别乘以,K,a,K,b,H,+,，得,当,K,a,与,c,0,相比,很小时，M,+,和,A,水解程度极小，,近似有,M,+,A,c,0,整理得：,第78页,当,c,0,K,a,时，近似有,K,a,c,0,c,0,可见弱酸弱碱盐水溶液 H,+,与盐溶液浓度无直接关系。但该式成立前提是,K,a,与,c,0,相比,很小且,c,0,K,a,，所以盐起始浓度,c,0,不能过小。,对 0.1moldm,3,NH,4,Ac 溶液，由,K,a,=,K,b,=1.810,5,，可知 H,+,1.010,7,moldm,3,，即溶液显中性。但当,K,a,和,K,a,不相等时，溶液则不显中性。,第79页,pH 6.23,因为,K,a,比,K,b,大，故弱碱水解程度比弱酸水解程度大些，故溶液中 H,+,OH,，溶液显酸性。,例：求 0.10 moldm,3,NH,4,F 溶液 pH。,解：,第80页,