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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
FkS$x'~2$  
*$4EXwt'  
水的离子积和溶液的PH值  溶液中进行的化学反应,特别是生物体内的化学反应,往往需要在一定的PH值条件下才能正常进行。人的各种体液都有一定的PH值,而且不容易改变,因此能保证人体正常的生理活动。人的体液之所以具有一定的PH值,是由于它本身就是缓冲溶液,具有抵抗外来少量强酸或强碱的能力,从而能够稳定溶液的PH值。学习本章的目的有三个:一是掌握PH值及其与溶液酸碱性的关系、酸碱指示剂理论;二是掌握配制缓冲溶液所需要的知识方法;三是为后续课程学习有关体内酸碱平衡理论提供必要的基础知识。 5VXI/Lw#  
o U`J~6.&S  
第一节水的离子积和溶液的PH值 a'U}.w}  
一、水的离子积 [;E~A  
水是一种既能释放质子也能接受质子的两性物质。水在一定程度上也微弱地离解,质子从一个水分子转移给另一个水分子,形成H3O+和OH-。 GW[g!6 6^  
达到平衡时,可得水的离解常数Ki ioZ{2kK  
或[H2O+][OH-]=K1[H2O]2 8^8fUN4<=  
由于水的离解度极小,[HO]数值可以看作是一个常数,令K1[H2O]2等于另一新常数Kw,则 l[G&=/R@H  
[H3O+][OH-]=Kw 3b#eB  
Kw称为水的离子积常数,简称水的离子积。上式表示在一定温度时,水中氢离子浓度与氢氧离子浓度的乘积为一常数(表3-1)。25℃时,由实验测出在纯水中[H3O+]和[OH-]各为1.0×10-?7mol·L-1。通常将水合离子H3O+简写为H+,这样,在常温时: L T.u<ThR}  
表3-1 不同湿度时水的离子积 AD** 4E  
温度/℃ bGO[P<<  
KW &T i:IC%M  
I温度/℃ ^E)*i#."4  
KW m#^ua^JV  
0 !b=jD;<  
1.2×10-15 yqY nd<K4  
50 5f` a7R  
5.5×10-14 CXe2G5  
10 3>+9Rru  
3.0×10-15 /CE]7m,7~K  
60 QO-R>  
9.6×10-14 kwcH$w<I  
20 ib3 u:  
6.8×10-15 0G`FXj}L  
70 &?#,rEw<x  
1.6×10-18 sW53g$`v  
25 (eG9b pqr  
1.0×10-14  |>Q ] q  
80 $,/;QP}  
2.5×10-13 "&_$%#HUv  
30 XL`*T bx  
1.5×10-14 4/z K3%J  
90 hPb erc2  
3.8×10-13 oCCTRLb02  
40 y@T 0 jI  
2.9×10-14 /M0A9ZT[  
100 CTNeh%K;  
5.5×10-13 4 8}\  
K=1.0*10-7*1.0*10-7=1.0*1014 &B3[:nS2  
[H+][OH-]=1.0*10-14 (3-2) *hk8[  
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。 cC NyW2'  
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。 =SY`Xkj[  
"%mu~&Ga  
二、溶液的PH值 aw3 oG?3I  
在纯水或中性溶液中,25℃时 daX$=n  
当向水中加入酸时,溶液中[H+]就会增大,设达到新的平衡时该溶液的[H+]为1.0×10-2mol·L-1,因[H+][OH-]=1.0×10-14,则 Z{MR#.I  
可见,在酸性溶液中,[H+]>1.0×10-7 mol·L-1,而[OH-]<1.0×10-7 mol·L-1. u>K(m))5W3  
如果向纯水中加入碱时,溶液中[OH-]就会增大,设达到新的平衡时该溶液的[OH-]为1.0×10-2mol·L-1,同理计算出[H+]=1.0×10-12 mol·L-1。可见,在碱性溶液中[OH-]>1.0×10-7mol·L-1,而[H+]<1.0×10-7 mol·L-1。由上述三种情况可知: fH> I/%  
在纯水或中性溶液中 [H+]=1.0×10-7 mol·L-1=[OH-] KeGGF]=>  
在酸性溶液中[H+]>1.0×10-7 mol·L-1>[OH-] Yp;6.\Z8[  
在碱性溶液中[H+]<1.0×10-7 mol·L-1<[OH-] ;7HL/-  
当然,[H+]或[OH-]都可用来表示溶液中的中性、酸性或碱性,但实际应用中多采用[H+]来表示。但是,在生物学与医学上许多重要溶液的[H+]往往是一个很小的数值,而且带有负指数,用[H+]表示溶液的酸碱性不方便。例如,人的血液[H+]为0.0000000398mol·L-1,即3.98×10-8 mol·L-1,血液究竟是酸性还是碱性,不容易看清楚。索仑生(Sorensen)首先提出用PH值表示水溶液的酸碱性。 i'\7P-a  
溶液的PH值是氢离子浓度的负对数值。 4)DI0b"  
它的数学表示式为:pH=-lg[H+] ]E:P-xTwaI  
即      [H+]=10-pH(3-3)严格地说,考虑活度时: f\zu7,GU  
Pα+=lgαH+ (3-4) v =Y) A?  
必须注意,PH值每相差一个单位时,其[H+]相差10倍H值相差二个单位时,[H+]相差100倍;依此类推。 d*===~  
用PH值表示稀的水溶液的酸碱性,则有“ 5RUhrE   
在纯水或中性溶液中, [H+]=1.0×10-7 mol·L-1 PH=7 Pi !3wy  
在酸性溶液中, [H+]>1.0×10-7 mol·L-1 PH<7 ,PH越小,则酸性越强。 jW< aAd  
在碱性溶液中, [H+]<1.0×10-7 mol·L-1 PH>7,PH越大,则碱性越强。 0\X' a}8Bu  
和PH相仿,[OH-]和KW也可用它们的负对数来表示,即 Fb^Ae6/i  
pOH=-lg[OH-] (3-5) :8CYTEc  
pKw=-lgKw (3-6) AgU 7U/yk  
由于在25℃时,[H+][OH-]=KW =1.0×10-14 _XP3| E;I/  
将方程两边取负对数,则得 'y<<ce*   
-lg[H+]-lg[OH-]=-lgKw=-lg1.0*10-14 0D=7Mef  
所以 (F.vVldBy  
pH+pOH=pKw=14 (3-7) <M,A:u\qSQ  
水溶液中[H+],[OH-],PH,POH值与溶液酸碱性的关系如表3-2。 Z,ZebS@yG  
在实际应用中,PH值一般只限于0-14范围内。当 [H+]或[OH-]大于(即100)时,就不再采用PH值,而仍用[H+]或[OH-]表示溶液的酸碱性。 zm9_[0  
必须注意,用PH值表示的是溶液的酸度或有效酸度而不是酸的浓度。酸度或有效酸度是指溶液中H+浓度,严格地说是指H+的活度,是指已离解部分酸的浓度。酸的浓度也称总酸度或分析浓度,它是指在1升溶液中所含酸的物质的量,包括已离解和未离解两部分酸的总浓度,其大小要用滴定分析来确定。酸度或有效酸度则用PH试纸或PH计来测定。潜在酸度是指未离解部分的浓度,即总酸度与有效酸度之差。例如,0.01mol·L-1HCL和0.01 mol·L-1HOAc的浓度相同,但有效酸度不同。0.01 mol·L-1HCL溶液总酸度为0.01mol·L-1,其有效酸度[H+]也是相同数值,25℃时,总酸度为0.01 mol·L-1的HOAc溶液,其有效酸度[H+]则仅为4.2×10-4mol·L-1。 1$^=M[v  
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。 `tjH#W`  
解:HCl溶液的pH=-lg0.01=-lg10-2=2.0 cz6\qSh\,  
HOAc溶液的pH=-lg(4.2*10-4) r!,/~~m T  
=[0.62+(-4)] ~ ""?:  
=3.38 Db5y";T  
例2 已知某溶液的pH=4.60,计算该溶液的氢离子浓度。 $sTvXf:g  
解:-lg[H+]=pH=4.60 a| s 64+  
lg[H+]=4.60=-5+0.40=5.40 iOO1\9{@  
查0.4的反数为2.512,故 y,OwO4+y\  
[H+]=2.512*10-5mol.L-1 xr<.r4  
三、PH值在医学上的应用 ]rs7%$ZW  
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。 -UhGacw  
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。
tHj |_t  
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