同學們好！這次課主要討論水的解離平衡和溶液的pH.不論是在生物體還是在日程生活中，水是一種非常重要的溶劑。前面討論，水是兩性物質，那么水分子之間就會存在質子自遞平衡。一、水的解離平衡水是一種既能接受質子，又能釋放出質子的兩性物質。純水的解離，實際上是水分子之間的質子的轉移過程。即：H2O+H2O-H3O++OH-這種發(fā)生在同種溶劑分子之間的質子傳遞作用稱為質子自遞反應(protonself-transferreaction)o水的質子自遞反應是可逆的，當達到平衡時，有[H+][QH-][H2O]-因為水是非常弱的電解質，所以可把上式中的田2。]看成是一個常數(shù)，將它與合并，則有]=Kw" (3-8)Kw”稱為水的質子自遞標準平衡常數(shù)(protonself-transferconstantofwater),又稱水的離子積(ionproductofwater),其值與溫度有關，如25℃時為1.00*10一兇。代入式(3-8)得：[H+][OH-]=1.00xW,4=水的離子積不僅適用于純水，也適用于一切稀水溶液。因為水溶液中[H+]與[OH]之乘積是一常數(shù)，如果已知水溶液中[H+],就可以根據(jù)式(3-8)算出[OH]反之亦然。在任何稀水溶液中都同時存在著H+和OH,只是它們的相對濃度有所不同。即在中性溶液中,[H+]=1.00x10-7=[0H]在酸性溶液中，[H+]>LOOxlO-7>[OH]在堿性溶液中，[H+]<1.00x10-7<[OH]溶液的酸堿性習慣上用[H+]來表示，因此可以根據(jù)溶液的[H+]是大于、小于、還是等于1.00X10-7來判斷溶液的酸堿性。、溶液的pH由于在科研活動和生產(chǎn)實際中通常會涉及一些[H+]值很小的溶液，對其書寫及進行計算均感不便，所以人們常用pH即H+相對平衡濃度的負對數(shù)來表示溶液的酸堿性。pH=-lg[H+] (3-9)溶液的酸堿性也可以用pOH來表示，pOH是[OH]的負對數(shù)。pOH=-lg[OH] (3-10)在常溫下，水溶液中[H+]?[OH-]=LOOX10-14,故有pH+pOH=14.00 (3-11)用pH表示溶液酸堿性時，其應用范圍通常在0?14。當溶液中的[H+]或[OH]大于1時，直接用[H+]或[OH]表示溶液酸堿性比用pH表示更為簡便。溶液的酸堿性在醫(yī)學上極為重要。機體內(nèi)的各種體液都要求維持一定的pH,否則將嚴重地影響各組織的正常活動。健康人血液的pH經(jīng)常保持在7.35-7.45之間，有0.1的改變，都可能會發(fā)生酸中毒(acidosis)或堿中毒(alkalosis)。機體內(nèi)的化學變化只有在一定的pH范圍內(nèi)才能正常進行。人體中作催化劑的酶，只有在一定的pH下才具有顯著的活性。從上述討論可知，各種物質酸堿性的強弱程度，應該是以某一種物質為標準相對而言的。一般反應是在以水為溶劑的溶液中進行的，因此，通常水就作為比較各種物質酸堿性強弱的標準。若以HB代表酸，則B-是它的共輾堿，在水中存在平衡HB+H2OH3O++B-,_[H3+O][B-Ja-[HB]其共軌堿A」的解離平衡為：B-+H2OHB+OH-則堿標準解離常數(shù)b-FB] - [B-] [H3O+]Ka°Kb°=Kw即在水溶液中，任何共加酸堿對的酸解離常數(shù)Ka°與堿解離常數(shù)Kb°的乘積，等于溶劑水的離子積Kw'。這表明共甄酸堿對的Ka°與Kb”成反比。也就是說共趣酸的Ka"愈大，酸性愈強，則其共貌堿的Kb°愈小，堿性愈弱；反之亦然。例1:已知N&的人。=1.79*10力求!^^的燃.Ka?=V/Kb0=1.00x1014/179xlO-s=5.59xlO10例2：已知H2cOj的=446To7?心電468x10口.求COr的給9K2e?解：COJ和HCO,為共鴕酸堿對，故&片&?