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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
EO,;^RtB  
7;C9V`  
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。 DsqsMlB{  
}(-R`.e;  
第一节水的离子积和溶液的PH值 cW, wN~  
一、水的离子积 ;0}$zy1EZ  
水是一种既能释放质子也能接受质子的两性物质。水在一定程度上也微弱地离解,质子从一个水分子转移给另一个水分子,形成H3O+和OH-。 Zb7KHKO{  
达到平衡时,可得水的离解常数Ki ]?^m;~MQZ  
或[H2O+][OH-]=K1[H2O]2 6@!<' l%z  
由于水的离解度极小,[HO]数值可以看作是一个常数,令K1[H2O]2等于另一新常数Kw,则 XN] kNJX  
[H3O+][OH-]=Kw 5_M9T 3  
Kw称为水的离子积常数,简称水的离子积。上式表示在一定温度时,水中氢离子浓度与氢氧离子浓度的乘积为一常数(表3-1)。25℃时,由实验测出在纯水中[H3O+]和[OH-]各为1.0×10-?7mol·L-1。通常将水合离子H3O+简写为H+,这样,在常温时: /bVU ^vo  
表3-1 不同湿度时水的离子积 %|o4 U0c  
温度/℃ rj QV;kX>  
KW Q9X_aB0  
I温度/℃ W:b8m Xx  
KW 2>.B*P  
0 (5;w^E9*n;  
1.2×10-15 CG@ LYN  
50 lycY1lK  
5.5×10-14 4At%{E  
10 &$qqF&  
3.0×10-15 bwqla43gX  
60 ]P<u^ `{*  
9.6×10-14 PiMh]  0  
20 /d&zE|!  
6.8×10-15 CbVUz<  
70 {k%*j 4  
1.6×10-18 uwXquOw  
25 %(MaH  
1.0×10-14 KbQ UA$gL=  
80 g'ha7~w(p  
2.5×10-13 Z,^` R] 9  
30 o|YY,G=C  
1.5×10-14 5R\{&  
90 4$#nciAe  
3.8×10-13 _y*@Hj  
40 Q>Voa&tYn  
2.9×10-14 yB0xa%  
100 *(wkgn  
5.5×10-13 $c"byQ[3S  
K=1.0*10-7*1.0*10-7=1.0*1014 #gn{X!;-;  
[H+][OH-]=1.0*10-14 (3-2) p>M8:,  
水的离子积和溶液的PH值 由于水离解时要吸收大量的热,所以温度升高,水的离解度和KW也相应地增大。 WAq)1gwN  
水的离子积原理不仅适用于纯水,也适用于一切稀的水溶液。在任何稀的水溶液中,不论[H+]和[OH-]怎样改变,它们的乘积总是等于KW。 r? 9D/|`  
oS>VN<  
二、溶液的PH值 y@XE! L  
在纯水或中性溶液中,25℃时 x)+ q$FB  
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 !l9i)6 W  
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. 6 uS;H]nd<  
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: c)`=wDi  
在纯水或中性溶液中 [H+]=1.0×10-7 mol·L-1=[OH-] e6`g[Ap  
在酸性溶液中[H+]>1.0×10-7 mol·L-1>[OH-] MV.&GUez{  
在碱性溶液中[H+]<1.0×10-7 mol·L-1<[OH-] T)#e=WcP]  
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。 <dWms`Qc O  
溶液的PH值是氢离子浓度的负对数值。 }PUY~ u  
它的数学表示式为:pH=-lg[H+] xLShMv}  
即      [H+]=10-pH(3-3)严格地说,考虑活度时: ]?*'[  
Pα+=lgαH+ (3-4) *{!E`),FX  
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。 G  L-Pir  
用PH值表示稀的水溶液的酸碱性,则有“ F-=Xbyr3@  
在纯水或中性溶液中, [H+]=1.0×10-7 mol·L-1 PH=7 _ SJ Fuv/  
在酸性溶液中, [H+]>1.0×10-7 mol·L-1 PH<7 ,PH越小,则酸性越强。 p~yGp] yJ9  
在碱性溶液中, [H+]<1.0×10-7 mol·L-1 PH>7,PH越大,则碱性越强。 R4% }IT^%P  
和PH相仿,[OH-]和KW也可用它们的负对数来表示,即 J-ErG!  
pOH=-lg[OH-] (3-5) J+ uz{  
pKw=-lgKw (3-6) Y' O3RA5E  
由于在25℃时,[H+][OH-]=KW =1.0×10-14 L=&dJpyfT  
将方程两边取负对数,则得 BnU3oP  
-lg[H+]-lg[OH-]=-lgKw=-lg1.0*10-14 $D m|ol.Z  
所以 &%;K_asV;  
pH+pOH=pKw=14 (3-7) FvVM}l'  
水溶液中[H+],[OH-],PH,POH值与溶液酸碱性的关系如表3-2。 %b>Ee>rdD  
在实际应用中,PH值一般只限于0-14范围内。当 [H+]或[OH-]大于(即100)时,就不再采用PH值,而仍用[H+]或[OH-]表示溶液的酸碱性。 LvW7>-  
必须注意,用PH值表示的是溶液的酸度或有效酸度而不是酸的浓度。酸度或有效酸度是指溶液中H+浓度,严格地说是指H+的活度,是指已离解部分酸的浓度。酸的浓度也称总酸度或分析浓度,它是指在1升溶液中所含酸的物质的量,包括已离解和未离解两部分酸的总浓度,其大小要用滴定分析来确定。酸度或有效酸度则用PH试纸或PH计来测定。潜在酸度是指未离解部分的浓度,即总酸度与有效酸度之差。例如,0.01mol·L-1HCL和0.01 mol·L-1HOAc的浓度相同,但有效酸度不同。0.01 mol·L-1HCL溶液总酸度为0.01mol·L-1,其有效酸度[H+]也是相同数值,25℃时,总酸度为0.01 mol·L-1的HOAc溶液,其有效酸度[H+]则仅为4.2×10-4mol·L-1。 MX s]3M  
例1 分别求出0.1mol.L-1 HCl溶液和0.01mol.L-1 HOAc溶液的pH值,已知其[H+]分别为0.01mol.L-1和4.2*10-4mol.L-1。 ; mwU>l,4  
解:HCl溶液的pH=-lg0.01=-lg10-2=2.0 {Z1^/F v3  
HOAc溶液的pH=-lg(4.2*10-4) :|N(:W>=$Y  
=[0.62+(-4)] Lz=GA?lk[\  
=3.38 mH 9_HK.C  
例2 已知某溶液的pH=4.60,计算该溶液的氢离子浓度。 d[y(u<Vl  
解:-lg[H+]=pH=4.60 KVp3 pUO  
lg[H+]=4.60=-5+0.40=5.40 i7foZ\btFc  
查0.4的反数为2.512,故 c. 06Sw*  
[H+]=2.512*10-5mol.L-1 9_l WB6  
三、PH值在医学上的应用 |%12Vr]J  
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。 #L 9F\ <K  
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。
l G $s(  
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