会计学1887年Arrhenius(阿仑尼乌斯)提出(tíchū)酸碱电离理论：局限：无法解释Na2CO3、Na3PO4等溶液呈碱性(jiǎnxìnɡ)；NH4Cl等溶液呈酸性；无法解释非水溶液中的酸碱行为。酸：凡是能给出质子的分子(fēnzǐ)或离子;碱:凡是能接收质子的分子(fēnzǐ)或离子。共轭酸碱对酸碱质子理论中没有(méiyǒu)盐的概念。酸越强，其共轭碱越弱；碱越强，其共轭酸越弱。酸碱反应(fǎnyìng)的实质11.2水的离子(lízǐ)积和水溶液的pH溶液的酸碱性pH和pOH的使用(shǐyòng)范围一般在0~14之间。在这个范围以外，用物质的量浓度表示酸度和碱度更方便。酸碱指示剂11.3弱酸(ruòsuān)弱碱的电离平衡Ka无量纲，常简写为Ka，简称为酸的电离常数。电离(diànlí)度ɑ设酸HA的起始浓度(nóngdù)为c0，电离度为a当a<5%或c0/Ka>400时，2.一元(yīyuán)弱碱例1、HAc的初始(chūshǐ)浓度为0.1mol·L-1，求[Ｈ+]和a？已知Ｋa＝1.76×10-5，例2、求0.01mol•L-1的HF溶液(róngyè)的[H+]，已知HF的Ka=6.310－4/3.多元酸的电离(diànlí)平衡如何(rúhé)求[Ｈ+]?原因：(1)要克服较强的静电引力；(2)产生(chǎnshēng)了同离子效应。例3、室温(shìwēn)下硫化氢饱和水溶液中H2S的浓度为0.10mol·L–1，求H+、HS–和S2–的浓度。已知：H2S的Ka1=5.7×10–8，Ka2=1.2×10–15。所以(suǒyǐ)多元弱酸H+浓度(nóngdù)按一级电离计算：根据多重平衡(pínghéng)规则：4.影响弱酸弱碱(ruòjiǎn)电离平衡的因素盐效应例4、在0.10mol·L-1HAc溶液中H+浓度和电离度是多少？若在该溶液中加入(jiārù)固体NaAc，使其浓度为0.10mol·L-1，求该溶液的H+浓度和电离度?/11.4缓冲溶液(huǎnchōnꞬrónꞬyè)3、缓冲作用的机理(jīlǐ)4、缓冲溶液(huǎnchōnɡrónɡyè)的pH的计算（2）弱碱(ruòjiǎn)及其盐体系5、缓冲溶液(huǎnchōnɡrónɡyè)的选择和配制缓冲溶剂(1)缓冲对的浓度(nóngdù)越大，缓冲溶液的缓冲容量越大。例5、求300mL0.50mol·L-1H3PO4和500mL0.50mol·L-1NaOH的混合(hùnhé)溶液的pH值。/例6、求0.10mol·L-1HAc和0.10mol·L-1NaAc组成的缓冲溶液的pH，向1L该缓冲溶液中，加入(jiārù)0.01mol盐酸时，pH变成多少？忽略加入(jiārù)酸时的体积变化。已知HAc的Ka=1.810－5。加入(jiārù)0.01mol盐酸，即引入0.01molH+盐的水解：盐电离出的离子与溶液(róngyè)中水电离出的H+和OH–作用产生弱电解质的反应。强酸(qiánꞬsuān)弱碱盐的水解知识(zhīshi)回顾：方法(fāngfǎ)一：/水解(shuǐjiě)度h的计算：强碱弱酸(ruòsuān)盐的水解与多元弱酸一样(yīyàng)，多元弱酸盐的水解是分步进行的。请按平衡关系(guānxì)推导出Kh1和Kh2/Na3PO4的三级水解(shuǐjiě)平衡常数例7、计算0.10mol·L-1Na2CO3溶液(róngyè)的pH和水解度h。Ka1=4.30×10-7，Ka2=5.61×10-11(2)计算(jìsuàn)水解度以NH4Ac为例溶液(róngyè)pH值的计算H+将与生成(shēnꞬchénꞬ)的OH－结合成H2O而被消耗掉。//碱性(jiǎnxìnꞬ)如NH4CN酸式盐的水解(shuǐjiě)思考题：SnCl2的水解(shuǐjiě)：稀释(xīshì)有利于水解实验：把淡黄色的FeCl3溶液加入(jiārù)到沸水中，观察实验现象。知识(zhīshi)总结：强碱弱酸(ruòsuān)盐的水解11.6难溶电解质的沉淀溶解(róngjiě)平衡在一定温度下，体系达到溶解平衡时，一定量的溶剂中含有溶质的质量，叫做溶解度。符号：s。对水溶液来说，通常以饱和溶液中每100g水所含溶质的质量来表示；一般溶解度低于0.01g/100g水的物质(wùzhì)称为难溶物。(2)溶度积溶度积与溶解度的换算(huànsuàn)例8、已知25℃时Ksp(AgCl)=1.77×10-10，Ksp(Ag2CrO4)=1.12×10–12，分别求出AgCl和Ag2CrO4的溶解度s，并比较(bǐjiào)大小？设Ag2CrO4溶解度为s2，不同类型(lèixíng)的难溶电解质不能直接用溶