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離子積
鎖定
- 中文名
- 離子積
- 外文名
- ion product
- 離子積
- K=c平衡n(Mm+)·c平衡m(Nn-)
- 原 名
- 離子積常數
目錄
- ▪ 試題舉例
- 6 一些弱酸弱鹼的離子積常數(常温)
- ▪ 弱酸
- ▪ 弱鹼
- 7 溶度積與離子積的區別
離子積定義
形如這樣的一個電離方程式:
其中,中括號是“平衡時的物質的量濃度”的簡寫,下同。其規範寫法見概述。
與一般的平衡常數表達式相比,離子積常數的表達式少了關於反應物的項。這就限制了離子積常數只適用於反應物是純液體或純固體的反應,因為在計算平衡常數時,純液體和純固體的濃度視作1。
離子積純液體的離子積
- H2O + H2O ↔ H3O++ OH-
通常 H3O+簡寫為H+。
水的離子積Kw=[H+]·[OH-],25度時,Kw=1×10-14。温度升高時,水的電離程度加大,Kw值也隨着上升。
離子積難溶電解質的離子積
難溶電解質的離子積常數能很好地反映電解質的溶解程度,因此這一種常數又叫做溶度積常數,符號為Ksp。
如氯化銀的微弱電離:
在不同温度下,同一物質的Ksp會有不同的數值。
離子積水的離子積
離子積原理
在一定温度下,水中[H+ ]和[OH-]的乘積(Kw)是一個常數,這個常數叫做水的離子積(曾用名:離子積常數)。水的離子積又叫水的自電離常數,即為水的電離[H2O(l) H +(aq) OH-(aq)]達到平衡後平衡常數。
水是純液體,[H2O]可看作是一個常數,所以Kw=[H+][OH-]。Kw值跟温度有關,在25℃,Kw=[H+][OH-]=1×10-7×1×10-7=1×10-14。為了計算簡化,常常把這個值作為室温下水的離子積。在物質的稀水溶液中,[H2O]和純水的[H2O]幾乎相同,因此Kw也幾乎相等。這就是説,在任何酸性(或鹼性)溶液中,同時存在H+和OH-,只不過[H+]和[OH-]的相對大小不同而已。在常温下,[H+]和[OH-]的乘積等於1×10-14。因此,水溶液的酸鹼性只要用一種離子(H+或OH-)的濃度表示。
達到平衡時,可得水的離解常數Ki
或[H2O+][OH-]=Ki[H2O]
由於水的離解度極小,[H2O]數值可以看作是一個常數,令K1[H2O]2等於另一新常數Kw,則
[H3O+][OH-]=Kw
Kw稱為水的離子積常數,簡稱水的離子積。上式表示在一定温度時,水中氫離子濃度與氫氧離子濃度的乘積為一常數。25℃時,由實驗測出在純水中[H3O+]和[OH-]各為1.0×10-7mol/L。通常將水合離子H3O+簡寫為H+,這樣,在常温時:Kw=1.0×10-7 × 1.0×10-7=1.0×10-14 [H+][OH-]=1.0×10-14
離子積離子積隨温度變化
温度/℃ | 0 | 10 | 20 | 25 | 30 | 40 | 50 | 60 | 70 | 80 | 90 | 100 |
離子積 | 1.2×10-15 | 3.0×10-15 | 6.8×10-15 | 1.0×10-14 | 1.5×10-14 | 2.9×10-14 | 5.5×10-14 | 9.6×10-14 | 1.6×10-13 | 2.5×10-13 | 3.8×10-13 | 5.5×10-13 |
由於水離解時要吸收大量的熱,所以温度升高,水的離解度和Kw也相應地增大。
也就意味着有PH=14的物質,當然前提是温度足夠高。
離子積溶液的PH值
離子積PH值的引入
當向水中加入酸時,溶液中[H+]就會增大,設達到新的平衡時該溶液的[H+]為1.0×10-2mol/L,因[H+][OH-]=1.0×10-14,則
可見,在酸性溶液中,[H+]>1.0×10-7 mol/L,而[OH-]<1.0×10-7 mol·/L.
如果向純水中加入鹼時,溶液中[OH-]就會增大,設達到新的平衡時該溶液的[OH-]為1.0×10-2mol/L,同理計算出[H+]=1.0×10-12 mol/L。可見,在鹼性溶液中[OH-]>1.0×10-7mol/L,而[H+]<1.0×10-7 mol/L。由上述三種情況可知:
在酸性溶液中[H+]>1.0×10-7 mol/L>[OH-]
在鹼性溶液中[H+]<1.0×10-7 mol/L<[OH-]
當然,[H+]或[OH-]都可用來表示溶液中的中性、酸性或鹼性,但實際應用中多采用[H+]來表示。但是,在生物學與醫學上許多重要溶液的[H+]往往是一個很小的數值,而且帶有負指數,用[H+]表示溶液的酸鹼性不方便。例如,人的血液[H+]為0.0000000398mol·L-1,即3.98×10-8 mol·L-1,血液究竟是酸性還是鹼性,不容易看清楚。索侖生(Sorensen)首先提出用PH值表示水溶液的酸鹼性。
離子積PH值的定義
溶液的PH值是氫離子濃度的負對數值。
它的數學表示式為:pH=-lg[H+]
即 [H+]=10-pH 嚴格地説,考慮活度時:
Pα+=lgαH+
必須注意,PH值每相差一個單位時,其[H+]相差10倍;PH值相差二個單位時,[H+]相差100倍;依此類推。
在純水或中性溶液中, [H+]=1.0×10-7 mol/L PH=7
在酸性溶液中, [H+]>1.0×10-7 mol/L PH<7 ,PH越小,則酸性越強。
在鹼性溶液中, [H+]<1.0×10-7 mol/L PH>7,PH越大,則鹼性越強。
離子積POH值的定義和二者關係
和PH相仿,[OH-]和KW也可用它們的負對數來表示,即
pOH=-lg[OH-]
pKw=-lgKw
由於在25℃時,[H+][OH-]=KW =1.0×10-14
將方程兩邊取負對數,則得
-lg[H+]-lg[OH-]=-lgKw=-lg1.0×10-14
所以
pH+pOH=pKw=14
表3-2 [H+],[OH-],PH,POH值與溶液酸鹼性的關係
[H+] | 1 | 10-1 | 10-2 | 10-3 | 10-4 | 10-5 | 10-6 | 10-7 | 10-8 | 10-9 | 10-10 | 10-11 | 10-12 | 10-13 | 10-14 |
PH | 0 | 1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 | 8 | 9 | 10 | 11 | 12 | 13 | 14 |
[OH-] | 10-14 | 10-13 | 10-12 | 10-11 | 10-10 | 10-9 | 10-8 | 10-7 | 10-6 | 10-5 | 10-4 | 10-3 | 10-2 | 10-1 | 1 |
POH | 14 | 13 | 12 | 11 | 10 | 9 | 8 | 7 | 6 | 5 | 4 | 3 | 2 | 1 | 0 |
由左到右酸性逐漸減弱 鹼性逐漸增強
在實際應用中,PH值一般只限於0-14範圍內。當 [H+]或[OH-]大於1時,就不再採用PH值,而仍用[H+]或[OH-]表示溶液的酸鹼性。
必須注意,用PH值表示的是溶液的酸度或有效酸度而不是酸的濃度。酸度或有效酸度是指溶液中H+濃度,嚴格地説是指H+的活度,是指已離解部分酸的濃度。酸的濃度也稱總酸度或分析濃度,它是指在1升溶液中所含酸的物質的量,包括已離解和未離解兩部分酸的總濃度,其大小要用滴定分析來確定。酸度或有效酸度則用PH試紙或PH計來測定。潛在酸度是指未離解部分的濃度,即總酸度與有效酸度之差。例如,0.01mol·L-1HCL和0.01 mol·L-1HOAc的濃度相同,但有效酸度不同。0.01 mol·L-1HCL溶液總酸度為0.01mol·L-1,其有效酸度[H+]也是相同數值,25℃時,總酸度為0.01 mol·L-1的HOAc溶液,其有效酸度[H+]則僅為4.2×10-4mol·L-1。
離子積試題舉例
例1 分別求出0.1mol.L-1 HCl溶液和0.01mol.L-1 HOAc溶液(注:Ac是乙酰基(結構為-COCH3,完整的單詞為acetyl))的pH值,已知其[H+]分別為0.01mol.L-1和4.2*10-4mol.L-1。
解:HCl溶液的pH=-lg0.01=-lg10-2=2.0
HOAc溶液的pH=-lg(4.2*10-4)
=[0.62+(-4)]
=3.38
例2 已知某溶液的pH=4.60,計算該溶液的氫離子濃度。
解:-lg[H+]=pH=4.60
lg[H+]=-4.60=-5+0.40
查0.4的反數為2.512,故
[H+]=2.512*10-5mol.L-1
離子積一些弱酸弱鹼的離子積常數(常温)
離子積弱酸
甲酸 Ka=1.8×10^-3;
醋酸 Ka=1.76×10^-5;
Kb=5.68×10^-10
碳酸 Ka1=4.30×10^-7
Ka2=5.61×10^-11
磷酸 Ka1=7.52×10^-3
Ka2=6.23×10^-8
Ka3=2.2×10^-13
Kb1=1.33×10^-12
Kb2=1.6 ×10^-7
Kb3=4.54×10^-2
草酸 Ka1=3.5×10^-2 Ka2=4×10^-6
(注:Ka與Kb的積是Kw)
離子積弱鹼
一水合氨 Kb=1.8×10^-5
注:10-X及10^-X 表示10的負X次冪
離子積溶度積與離子積的區別
1、固體物質的溶解度是指在一定的温度下,某物質在100克溶劑裏達到飽和狀態時所溶解的克數。在未註明的情況下,通常溶解度指的是物質在水裏的溶解度。氣體的溶解度通常指的是該氣體(其壓強為1標準大氣壓)在一定温度時溶解在1體積水裏的體積數。
2、難溶電解質在水中會建立一種特殊的動態平衡。 儘管難溶電解質無法溶解,但仍有一部分陰陽離子進入溶液,同時進入溶液的陰陽離子又會在固體表面沉積下來。當這兩個過程的速率相等時,難溶電解質的溶解就達到平衡狀態,固體的量不再減少。 這樣的平衡狀態叫沉澱溶解平衡,其平衡常數叫溶度積。