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[水质]水的离子积和溶液的PH值 [复制链接]

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只看楼主 倒序阅读 使用道具 楼主  发表于: 2014-02-26
关键词: 水溶液,离子积
2(pLxVl  
lM>.@ :  
水的离子积和溶液的PH值  溶液中进行的化学反应,特别是生物体内的化学反应,往往需要在一定的PH值条件下才能正常进行。人的各种体液都有一定的PH值,而且不容易改变,因此能保证人体正常的生理活动。人的体液之所以具有一定的PH值,是由于它本身就是缓冲溶液,具有抵抗外来少量强酸或强碱的能力,从而能够稳定溶液的PH值。学习本章的目的有三个:一是掌握PH值及其与溶液酸碱性的关系、酸碱指示剂理论;二是掌握配制缓冲溶液所需要的知识方法;三是为后续课程学习有关体内酸碱平衡理论提供必要的基础知识。 14mf}"z\  
aX|g S\zx  
第一节水的离子积和溶液的PH值 9I85EcT^4"  
一、水的离子积 4S tjj!ew  
水是一种既能释放质子也能接受质子的两性物质。水在一定程度上也微弱地离解,质子从一个水分子转移给另一个水分子,形成H3O+和OH-。 P>(&glr|  
达到平衡时,可得水的离解常数Ki ?\ZL#)hr"p  
或[H2O+][OH-]=K1[H2O]2 ,]ga[  
由于水的离解度极小,[HO]数值可以看作是一个常数,令K1[H2O]2等于另一新常数Kw,则 ;+a2\j+  
[H3O+][OH-]=Kw 3f"C!l]Xu  
Kw称为水的离子积常数,简称水的离子积。上式表示在一定温度时,水中氢离子浓度与氢氧离子浓度的乘积为一常数(表3-1)。25℃时,由实验测出在纯水中[H3O+]和[OH-]各为1.0×10-?7mol·L-1。通常将水合离子H3O+简写为H+,这样,在常温时: uAUp5XP|Z  
表3-1 不同湿度时水的离子积 ++b$E&lYU  
温度/℃ \Wr,<Y  
KW qw<HY$3=  
I温度/℃ 1fH<VgF`  
KW ];1R&:t  
0 vy [C'a  
1.2×10-15 k[ %aCGo  
50 s3:9$.tiR[  
5.5×10-14 a7#?h%wf  
10 <F(><Xw,-4  
3.0×10-15 2 o4^  
60  .t =  
9.6×10-14 ^AL2H'  
20 ml0*1Dw  
6.8×10-15 q9]IIv  
70 Ls}7VKl'   
1.6×10-18 eTbg7"waA  
25 D=+NxR[  
1.0×10-14 [M%._u,  
80 Z6Fp\aI8@  
2.5×10-13 bm# (?  
30 t~hTp K*  
1.5×10-14 = a}b+(R  
90 ;+/o?:AH  
3.8×10-13 lz<]5T|  
40 F(,UA+$A  
2.9×10-14 4( 8xjL:  
100 &JP-O60  
5.5×10-13 [p;E~-S  
K=1.0*10-7*1.0*10-7=1.0*1014 SF[FmN!^^  
[H+][OH-]=1.0*10-14 (3-2) hA1-){aw3q  
水的离子积和溶液的PH值 由于水离解时要吸收大量的热,所以温度升高,水的离解度和KW也相应地增大。 {Ui =b+  
水的离子积原理不仅适用于纯水,也适用于一切稀的水溶液。在任何稀的水溶液中,不论[H+]和[OH-]怎样改变,它们的乘积总是等于KW。 ep/Y^&$M  
S* *oA 6  
二、溶液的PH值 [7FItlF%I  
在纯水或中性溶液中,25℃时 !\Xm!I8  
当向水中加入酸时,溶液中[H+]就会增大,设达到新的平衡时该溶液的[H+]为1.0×10-2mol·L-1,因[H+][OH-]=1.0×10-14,则 v <Kmq-b  
可见,在酸性溶液中,[H+]>1.0×10-7 mol·L-1,而[OH-]<1.0×10-7 mol·L-1. CQh,~  
如果向纯水中加入碱时,溶液中[OH-]就会增大,设达到新的平衡时该溶液的[OH-]为1.0×10-2mol·L-1,同理计算出[H+]=1.0×10-12 mol·L-1。可见,在碱性溶液中[OH-]>1.0×10-7mol·L-1,而[H+]<1.0×10-7 mol·L-1。由上述三种情况可知: 5L,}e<S$  
在纯水或中性溶液中 [H+]=1.0×10-7 mol·L-1=[OH-] /3B $(  
在酸性溶液中[H+]>1.0×10-7 mol·L-1>[OH-] 3&&9_`r&_  
在碱性溶液中[H+]<1.0×10-7 mol·L-1<[OH-] &0zT I?c  
当然,[H+]或[OH-]都可用来表示溶液中的中性、酸性或碱性,但实际应用中多采用[H+]来表示。但是,在生物学与医学上许多重要溶液的[H+]往往是一个很小的数值,而且带有负指数,用[H+]表示溶液的酸碱性不方便。例如,人的血液[H+]为0.0000000398mol·L-1,即3.98×10-8 mol·L-1,血液究竟是酸性还是碱性,不容易看清楚。索仑生(Sorensen)首先提出用PH值表示水溶液的酸碱性。 :>R v!x`  
溶液的PH值是氢离子浓度的负对数值。 ^z6_Uw[  
它的数学表示式为:pH=-lg[H+] >9e(.6&2XZ  
即      [H+]=10-pH(3-3)严格地说,考虑活度时: 91>fqe  
Pα+=lgαH+ (3-4) ?`zXLY9q7  
必须注意,PH值每相差一个单位时,其[H+]相差10倍H值相差二个单位时,[H+]相差100倍;依此类推。 ';Zi@f"  
用PH值表示稀的水溶液的酸碱性,则有“ 4lhw3,5  
在纯水或中性溶液中, [H+]=1.0×10-7 mol·L-1 PH=7 . 8N.l^0,  
在酸性溶液中, [H+]>1.0×10-7 mol·L-1 PH<7 ,PH越小,则酸性越强。 ^uv<6  
在碱性溶液中, [H+]<1.0×10-7 mol·L-1 PH>7,PH越大,则碱性越强。 ^WBuMCe  
和PH相仿,[OH-]和KW也可用它们的负对数来表示,即 `W/sP\3  
pOH=-lg[OH-] (3-5) /| 6;Z}2  
pKw=-lgKw (3-6) J{^RkGF  
由于在25℃时,[H+][OH-]=KW =1.0×10-14 jc k}" N  
将方程两边取负对数,则得 .{y uo{u  
-lg[H+]-lg[OH-]=-lgKw=-lg1.0*10-14 5j~$Mj`  
所以 a!O0,y  
pH+pOH=pKw=14 (3-7) V5 *OA??k<  
水溶液中[H+],[OH-],PH,POH值与溶液酸碱性的关系如表3-2。 o=0]el^A  
在实际应用中,PH值一般只限于0-14范围内。当 [H+]或[OH-]大于(即100)时,就不再采用PH值,而仍用[H+]或[OH-]表示溶液的酸碱性。 Yw#2uh  
必须注意,用PH值表示的是溶液的酸度或有效酸度而不是酸的浓度。酸度或有效酸度是指溶液中H+浓度,严格地说是指H+的活度,是指已离解部分酸的浓度。酸的浓度也称总酸度或分析浓度,它是指在1升溶液中所含酸的物质的量,包括已离解和未离解两部分酸的总浓度,其大小要用滴定分析来确定。酸度或有效酸度则用PH试纸或PH计来测定。潜在酸度是指未离解部分的浓度,即总酸度与有效酸度之差。例如,0.01mol·L-1HCL和0.01 mol·L-1HOAc的浓度相同,但有效酸度不同。0.01 mol·L-1HCL溶液总酸度为0.01mol·L-1,其有效酸度[H+]也是相同数值,25℃时,总酸度为0.01 mol·L-1的HOAc溶液,其有效酸度[H+]则仅为4.2×10-4mol·L-1。 pb~pN  
例1 分别求出0.1mol.L-1 HCl溶液和0.01mol.L-1 HOAc溶液的pH值,已知其[H+]分别为0.01mol.L-1和4.2*10-4mol.L-1。 h@a+NE8  
解:HCl溶液的pH=-lg0.01=-lg10-2=2.0 -[-wkC8a  
HOAc溶液的pH=-lg(4.2*10-4) uu`G 2[t  
=[0.62+(-4)] }iuWAFZbGS  
=3.38 hdrm!aBd  
例2 已知某溶液的pH=4.60,计算该溶液的氢离子浓度。 ynbuN x*  
解:-lg[H+]=pH=4.60 6i}iAP|0  
lg[H+]=4.60=-5+0.40=5.40 jYKor7KTqT  
查0.4的反数为2.512,故 <i,U )Tt^C  
[H+]=2.512*10-5mol.L-1 6fw (T.Pe  
三、PH值在医学上的应用 lv04g} W  
医学上常用PH来表示体液的酸碱性(见表3-3)。PH值在医学上具有很重要的意义,例如,正常人血浆的PH值相当恒定,保持在7.35-7.45之间,如果血液的PH值大于7.5,在临床上就表现出明显的碱中毒.反之,当血液的PH值小于7.3时,则表现出明显的酸中毒。 13>0OKg`#  
测定溶液中PH值的方法很多,临床上常用PH试纸测定病人尿液的PH值。更为精确的测定PH值,要使用PH计。
jbAx;Xt'=M  
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