無(wú)機(jī)化學(xué)2015-無(wú)機(jī)專接本

1、第六章 化學(xué)熱力學(xué)初步注意：功和熱正負(fù)號(hào)的確定是由體系的觀點(diǎn)出發(fā)的 第一節(jié) 1-2 熱力學(xué)第一定律 1熱力學(xué)能：熱力學(xué)體系內(nèi)部的能量稱為熱力學(xué)能，用U來(lái)表示，熱力學(xué)能是廣度性質(zhì)，具有加和性。 2. 熱力學(xué)第一定律的數(shù)學(xué)表達(dá)式 I II +Q W U1 U2 U2U1QW U體系QW 第二節(jié) 熱化學(xué) 2-1 化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng) 一、恒容反應(yīng)熱：不做其他功，也不做體積功。 UQVW W0 UQV 二、恒壓反應(yīng)熱：只做體積功，不做其他功UQP+W WPVP（V2V1） 環(huán)境對(duì)體系做功，W為正值V2V1 體系對(duì)環(huán)境做功，W為負(fù)值V2V1 定義：HUPV 焓變：封閉體系中，恒壓條件下的反應(yīng)熱。 QP（U2

2、PV2）（U1PV1）H2H1H 注意：Q、W不是狀態(tài)函數(shù)，H是狀態(tài)函數(shù) HUPV，U，P，V都是狀態(tài)函數(shù)，所以H是狀態(tài)函數(shù) III，U的變化是恒定的，UQW，Q，W值則因途徑不同而不同。 三、Qp和Qv的關(guān)系Qp =Qv + nRT n是產(chǎn)物的氣態(tài)物質(zhì)的物質(zhì)的量與反應(yīng)物的氣態(tài)物質(zhì)的物質(zhì)的量之差當(dāng) n=0時(shí)，Qp =Qv rHm = rUm + RT 是產(chǎn)物的氣態(tài)物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量系數(shù)與反應(yīng)物的氣態(tài)物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量系數(shù)之差四、 蓋斯定律2.應(yīng)用： 由已知反應(yīng)的反應(yīng)熱，計(jì)算未知反應(yīng)的反應(yīng)熱 (1)C(石墨) +1/2O2(g) = CO(g)(2)C(石墨) +O2(g) = CO2(g) 已測(cè)得：C

3、(石墨) + O2(g) = CO2(g) (1) rH0-393.5 kJ/mol CO(g) + 1/2O2(g) = CO2(g) (2) rH0-283 kJ/mol 1.定律內(nèi)容：在恒壓或恒容條件下，不管化學(xué)過(guò)程是一步完成或分?jǐn)?shù)步完成，這個(gè)過(guò)程的熱效應(yīng)是相同的。 rH03rH01rH02 rH01rH03rH02-393.5 (-283)-110.5 kJ/mol 五、生成熱 1.標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓 定義：在標(biāo)準(zhǔn)壓力和指定溫度下，由最穩(wěn)定單質(zhì)生成一摩爾該物質(zhì)時(shí)的等壓熱效應(yīng)。 用fH0m表示，簡(jiǎn)稱為生成熱。H2(g,105Pa) + 1/2O2(g,105Pa) = H2O(l)rH0m

4、(298)= -285 kJ/mol H2O(l) 的fH0m (298)= -285 kJ/mol 注意：a、按照上述定義，最穩(wěn)定單質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成熱都等于0 b、上述單質(zhì)通常是指處于標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下 c、同一元素若存在幾種異形體，則指最穩(wěn)定的那種的fH0m0，例如：碳，石墨的fH0m0，金剛石的fH0m0。 2熱力學(xué)標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)： 氣體的標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)，是指無(wú)論是純氣體還是在氣體混合物中，均為標(biāo)準(zhǔn)壓力（p0= 100 kPa），并且表現(xiàn)理想氣體的特性。 液相和固相的標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)，分別是在標(biāo)準(zhǔn)壓力下純液相和純固相的狀態(tài)。 溶液中溶質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)，為標(biāo)準(zhǔn)壓力下，bB=b0(b0=1molkg-1)或cB=c0(c0

5、=1moldm-3)。 aA + bB = dD +eE rHm0= dfHm0(D) + efHm0(E) - afHm0(A) bfHm0(B) 或：rHm0=（fHm0）生成物(fHm0）反應(yīng)物 3反應(yīng)熱 第三節(jié) 化學(xué)反應(yīng)的方向一、吉布斯自由能與化學(xué)反應(yīng)的方向 1吉布斯自由能（G） GHTS 在等溫等壓不做非體積功的條件下：G0過(guò)程是非自發(fā)的G=0體系處于平衡狀態(tài) 反應(yīng)前后吉布斯自由能的變化用符號(hào)rGm表示 rGm =（fGm0）生成物（fGm0）反應(yīng)物二、溫度對(duì)化學(xué)反應(yīng)方向的影響：吉布斯亥姆霍茲公式 GHTS 1H0，放熱反應(yīng)，S0，體系混亂度增大，G0，吸熱反應(yīng)，S0，體系混亂度減小

6、，G0，非自發(fā) 3HTS，G0，自發(fā) 高溫時(shí)，H0，非自發(fā) 4H0，吸熱反應(yīng)，S0，體系混亂度增大 低溫時(shí)，HTS，G0，非自發(fā) 高溫時(shí)，HTS，G0，自發(fā) 三、 化學(xué)反應(yīng)的摩爾吉布斯自由能變的計(jì)算 （一）標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成吉布斯自由能（標(biāo)準(zhǔn)生成自由能）定義：一純物質(zhì)在標(biāo)準(zhǔn)壓力下，由穩(wěn)定單質(zhì)生成一摩爾該物質(zhì)時(shí)反應(yīng)的吉布斯自由能變化。 符號(hào)：fG0m，單位：kJ/mol 規(guī)定：最穩(wěn)定單質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成自由能fG0m都等于0。 H+（aq）的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成吉布斯自由能為0。 （二）化學(xué)反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾吉布斯自由能變的計(jì)算 1利用標(biāo)準(zhǔn)生成自由能來(lái)求 例1：求下列反應(yīng)的rGm0：N2O4(g) = 2NO2(g

7、) fGm0(kJ/mol) 97.8 51.3 解：rGm0 = 251.3 97.8 = 4.8(kJ/mol) 2利用rGm0 = rHm0 TrSm0公式來(lái)求算 例2：求常溫時(shí)下列反應(yīng)的rGm0：Zn(s) + Cu2+(aq) =Zn2+(aq) + Cu(s) 解：rHm0 = -153.9 64.77 = -218.7 kJ/mol rSm0 = -112 (-99.6) = -12.4 JK-1 mol-1 T=298K，代入公式rG0 = rH0 TrS0 rGm0 = -218.7 298(-12.4)10-3 = -215 kJ/mol 3求不同溫度下反應(yīng)的rGm0（T）

8、 rHm0（298K）rHm0（T） rSm0（298K）rSm0（T） 例3：求常溫及1200K時(shí)下列反應(yīng)的rGm0：CaCO3 (s) = CaO(s) + CO2(g) 解：rHm0(298) = -635.1 + (-393.5) (-1206.9) = 178.3 kJ/mol rSm0(298) = 39.7 +213.6 92.9 =160.4 JK-1 mol-1 rGm0(298) = 178.3 298160.410-3 = 130 kJ/mol T=1200KrGm0(1200) = 178.3 1200160.410-3 = -14.2 kJ/mol H0TS00第七章

9、 化學(xué)反應(yīng)速率對(duì)一般反應(yīng)：aA + bB = dD + eE可表示為： 第二節(jié) 反應(yīng)速率理論簡(jiǎn)介 一、碰撞理論1有效碰撞與活化分子這種能夠發(fā)生化學(xué)反應(yīng)的碰撞稱為有效碰撞。能夠發(fā)生有效碰撞的分子稱為活化分子，它比普通分子具有更高的能量。 2分子的能量分布 3反應(yīng)的活化能碰撞分子間導(dǎo)致發(fā)生反應(yīng)所需要的最低能量，稱為反應(yīng)的活化能。 在一定溫度時(shí)，體系中能量很低和能量很高的分子都很少，大部分分子的能量居中。因此，活化分子一般都只占極少數(shù)。4產(chǎn)生有效碰撞的條件 CO(g) + NO2(g) CO2(g) + NO(g) 產(chǎn)生有效碰撞的條件是：（1）反應(yīng)物分子必須具有足夠的能量，即反應(yīng)物分子必須是活化分子

10、；（2）反應(yīng)物分子間的取向必須合適，即恰好碰撞在發(fā)生作用的部位上。二、過(guò)渡態(tài)理論嚴(yán)格定義：活化能（Ea）是活化配合物的平均摩爾能量（E*）與反應(yīng)物分子平均摩爾能量（E）之差。 EaE*E 第三節(jié) 影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素 對(duì)于一般的化學(xué)反應(yīng)：aA + bB = dD + eE其速率方程一般可表示為v=kcm(A)cn(B) 注意：速率方程的各個(gè)指數(shù)，不一定是計(jì)量方程式中反應(yīng)物前的系數(shù)。一、基元反應(yīng)和復(fù)合反應(yīng)1基元反應(yīng)：反應(yīng)物分子經(jīng)一步就直接轉(zhuǎn)變?yōu)樯晌锓肿拥姆磻?yīng)，稱為基元反應(yīng)。 2復(fù)合反應(yīng)（非基元反應(yīng)）：由兩個(gè)或兩個(gè)以上基元反應(yīng)構(gòu)成的化學(xué)反應(yīng)稱為非基元反應(yīng)。 2NO2 = 2NO + O2 (基

11、元反應(yīng)) H2 + I2 = 2HI (非基元反應(yīng)) 化學(xué)反應(yīng)速率主要決定于速率最慢的基元反應(yīng)（稱決速步驟） 二、質(zhì)量作用定律 1內(nèi)容：恒溫下，基元反應(yīng)的反應(yīng)速率與各反應(yīng)物濃度系數(shù)次方的乘積成正比。 基元反應(yīng)：aA + bB = dD +eE v=kcAacBb 氣體反應(yīng)：aA(g) +bB(g) = yY(g) + zZ(g) v=kpAapBb2反應(yīng)機(jī)理如：H2 + I2 = 2HI 反應(yīng)機(jī)理： v =k2c(H2)c2(I) (1) c2(I)=K1c(I2) (2) 把（2）代入（1）得： v=K1k2c(H2)c(I2) v=kc(H2)c(I2) 合成光氣的反應(yīng)：CO Cl2 CO

12、Cl2（碳酰氯），實(shí)驗(yàn)測(cè)得其速度方程為v=kc(CO)c3/2(Cl2)其反應(yīng)機(jī)理可能包括5個(gè)基元反應(yīng)1,2 Cl2 2Cl (快反應(yīng))3,4 Cl + CO COCl (快反應(yīng))5, COCl + Cl2 COCl2 + Cl (慢反應(yīng))據(jù)質(zhì)量作用定律v=k5c(COCl)c(Cl2) (1) c(Cl)= k1/k2c(Cl2)1/2 (2) c(COCl)=k3/k4c(Cl)c(CO) (3)k1c(Cl2)= k2c2(Cl)k3c(Cl)c(CO)= k4c (COCl) 將（3）代入（1）得v=k 5k3/k4 c(Cl)c(CO) c(Cl2) = k 5k3/k4 k1/k2

13、c(Cl2)1/2 c(CO) c(Cl2) = k 5k3/k4k1/k21/2 c(CO) c3/2(Cl2)v=kc(CO)c3/2(Cl2) 三、反應(yīng)級(jí)數(shù)和反應(yīng)分子數(shù) （一）反應(yīng)級(jí)數(shù) v=kcm(A)cn(B) 總反應(yīng)級(jí)數(shù)m + n 速率方程中，反應(yīng)物濃度的指數(shù)m，n分別稱為反應(yīng)物A和B的反應(yīng)級(jí)數(shù)。 結(jié)論：（1）反應(yīng)級(jí)數(shù)不一定是整數(shù)，可以是分?jǐn)?shù)，也可以是0。 （2）反應(yīng)級(jí)數(shù)的大小，表示濃度對(duì)反應(yīng)速率的影響程度，級(jí)數(shù)越大，速率受濃度的影響越大。 （3）反應(yīng)級(jí)數(shù)不一定與計(jì)量系數(shù)相符合。 （4）k的單位隨反應(yīng)級(jí)數(shù)的不同而不同（二）反應(yīng)分子數(shù)（僅對(duì)基元反應(yīng)而言） 單分子反應(yīng)：I2 2I 雙分子

14、反應(yīng)：NO2 + CO = NO + CO2 三分子反應(yīng)：2NO + H2 = N2O + H2O 基元反應(yīng)的反應(yīng)分子數(shù)與級(jí)數(shù)是一致的。 若某一反應(yīng) ：aA + bB + cC = dD + eE其速率方程是：v=kc2(A)c2(B) c2(C) 則該反應(yīng)肯定不是基元反應(yīng)。四、阿累尼烏斯公式 或 A：頻率因子或指前因子 Ea：活化能 以對(duì)數(shù)形式表示， 或 五、催化劑對(duì)化學(xué)反應(yīng)速率的影響 催化劑能增加反應(yīng)速率的原因： 催化劑能改變反應(yīng)歷程，新的反應(yīng)歷程（催化反應(yīng)）與原來(lái)的歷程（無(wú)催化劑時(shí)的反應(yīng)）相比，所需要的活化能降低了?；罨艿慕档停瑢?dǎo)致活化分子百分?jǐn)?shù)的增加，從而反應(yīng)加快。 例1CO(g)

15、+ NO2(g) = CO2(g) + NO(g)為基元反應(yīng)，下列敘述正確的是( C )。 A. CO和NO2分子一次碰撞即生成產(chǎn)物 B. CO和NO2分子碰撞后，經(jīng)由中間物質(zhì)，最后生成產(chǎn)物 C. CO和NO2活化分子一次碰撞即生成產(chǎn)物 D. CO和NO2活化分子碰撞后，經(jīng)由中間物質(zhì)，最后生成產(chǎn)物例2. Br2(g) + 2NO(g) = 2NOBr(g)，對(duì)Br2為一級(jí)反應(yīng)，對(duì)NO為二級(jí)反應(yīng)，若反應(yīng)物濃度均為2 molL1時(shí)，反應(yīng)速率為3.25 103molL1S1，則此時(shí)的反應(yīng)速率常數(shù)為( C )L2mol2S1。 A. 2.10 102 B. 3.26 C. 4.06 104 D. 3.

16、12 107例3. 在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下，下列兩個(gè)反應(yīng)的速率( D )。 2NO2(g) N2O4(g)， rG0m =5.8kJmol1； N2 (g) + 3H2(g)2NH3(g)， rG0m =16.7kJmol1 A.反應(yīng)較快 B.反應(yīng)較快 C.二反應(yīng)速率相等 D.無(wú)法判斷例4. 反應(yīng)A(s) + B(g) C(g)，H0，今欲增加正反應(yīng)的速率，則下列措施中無(wú)用的為( D )。A.增大B的分壓 B. 升溫C.使用催化劑 D. B的分壓不變，C的分壓減小例5. 295K時(shí)，反應(yīng)2NO + Cl2 2NOCl，其反應(yīng)物濃度與反應(yīng)速率關(guān)系的數(shù)據(jù)如下：?jiǎn)枺?1)對(duì)不同的反應(yīng)物反應(yīng)級(jí)數(shù)各為多少？(2)

17、寫出反應(yīng)的速率方程；(3)反應(yīng)的速率常數(shù)為多少？c(NO)/molL1c(Cl2)/molL1(Cl2)/molL1s10.1000.5000.1000.1000.1000.5008.0 1032.0 1014.0 102解：（1）從表中實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)可知，當(dāng)c(NO)不變時(shí)， ；當(dāng)c(Cl2)不變時(shí)， 。因此，反應(yīng)對(duì)NO為二級(jí)，對(duì)Cl2為一級(jí)。(2) (3)將表中任意一組數(shù)據(jù)代入速率方程，可求出k：一、標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)表達(dá)式 CO(g)+H2O(g) = CO2(g)+H2(g)平衡時(shí)： 對(duì)任意一個(gè)可逆反應(yīng) aA+bB = dD+eE 第八章 化學(xué)平衡例1寫出ZnS(s) + 2H3O+(

18、aq) = Zn2+(aq) + H2S(g) + 2H2O(l)的標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)關(guān)系式。 解： 二、 標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)與反應(yīng)商 任一化學(xué)反應(yīng) ：aA+bB = dD+eE 平衡時(shí)：在任意時(shí)刻，反應(yīng)商 三、 標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)K0與rG0m的關(guān)系 rGmrG0mRTlnQ (1) 反應(yīng)處于平衡狀態(tài)時(shí)，rGm0， Q=K0 (1)式改寫為rGm0RTlnK0 (2) 將(2)式代入(1)式得rGm=RTlnK0 + RTlnQ (3) 標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)與化學(xué)反應(yīng)的方向若Q K0，則rGm K0，則rGm0，逆反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行。 一、 壓強(qiáng)對(duì)化學(xué)平衡的影響： 在有氣體參加的可逆反應(yīng)中，在等溫下，增大總壓力，平衡向氣體

19、分子數(shù)減少的方向移動(dòng)；減壓，則平衡向氣體分子數(shù)增加的方向移動(dòng)。如果氣態(tài)反應(yīng)物的總分子數(shù)和氣態(tài)生成物的總分子數(shù)相等，增加或降低總壓力，對(duì)平衡沒(méi)有影響。 四、 化學(xué)平衡的移動(dòng) 二、溫度對(duì)化學(xué)平衡的影響三、勒夏特里原理 勒夏特里原理：假如改變平衡系統(tǒng)的條件之一，如溫度，壓力或濃度，平衡就向減弱這個(gè)改變的方向移動(dòng)。 當(dāng)增加反應(yīng)物濃度時(shí)，平衡就向能減少反應(yīng)物濃度的方向移動(dòng)；當(dāng)減少生成物的濃度時(shí)，平衡就向能增加生成物濃度的方向移動(dòng)。 當(dāng)升高溫度時(shí)，平衡就向能降低溫度（即吸熱）的方向移動(dòng)；當(dāng)降低溫度時(shí)，平衡就向能升高溫度（即放熱）的方向移動(dòng)。 當(dāng)增加壓力時(shí)，平衡就向能減小壓力（即減少氣體分子數(shù)目）的方向移動(dòng)

20、。當(dāng)減低壓力時(shí)，平衡就向能增大壓力（即增加氣體分子數(shù)目）的方向移動(dòng)。 例2. A + B C + D反應(yīng)的Kc =10-10，這意味著( D )。 A.正反應(yīng)不可能進(jìn)行，物質(zhì)C不存在 B.反應(yīng)向逆方向進(jìn)行，物質(zhì)C不存在 C.正逆反應(yīng)的機(jī)會(huì)相當(dāng)，物質(zhì)C大量存在 D.正反應(yīng)進(jìn)行程度小，物質(zhì)C的量少例3. 某反應(yīng)H0，當(dāng)溫度由T1升高到T2時(shí)，平衡常數(shù)K1和K2之間的關(guān)系是( A )。 A. K1K2 B. K1K2 C. K1 = K2 D. 以上都對(duì)例4. 達(dá)到化學(xué)平衡的條件是( D )。A. 反應(yīng)物與產(chǎn)物濃度相等 B. 反應(yīng)停止產(chǎn)生熱 C. 反應(yīng)級(jí)數(shù)大于2 D. 正向反應(yīng)速率等于逆向反應(yīng)速率例

21、5. 試計(jì)算反應(yīng)：CO2(g) + 4H2 (g) CH4(g) + 2H2O(g)，在800K時(shí)平衡常數(shù)K。解： CO2(g) + 4H2 (g) CH4(g) + 2H2O(g) -393.509 0 -74.81 -241.818 213.74 130.684 188.264 188.825 解得：K(800K) = 72.51第一節(jié) 酸堿理論一、酸堿質(zhì)子理論 酸：凡能給出質(zhì)子（H+）的物質(zhì)叫酸堿：凡能接受質(zhì)子（H+）的物質(zhì)叫堿 二、酸堿的電子理論 酸：凡是可以接受電子對(duì)的物質(zhì)稱為酸。堿：凡是可以給出電子對(duì)的物質(zhì)稱為堿。 第十章 電解質(zhì)溶液 HB = H+B- B- +H2O = HB

22、+ OH- Ka0Kb0 = H+OH-=Kw=110-14 三、酸常數(shù)與堿常數(shù)濃度為c酸的一元弱酸溶液中： 對(duì)一元弱堿得到， 該公式的適用條件是，當(dāng)弱電解質(zhì)的解離度5%時(shí)，即c/K400時(shí)，才能使用。 注意：（1）總的電離常數(shù)關(guān)系式僅表示平衡時(shí)H+，H2S，S2-三種濃度間的關(guān)系，而不說(shuō)明電離過(guò)程是按H2S = 2H+ + S2-方式進(jìn)行的。 （2）多元弱酸溶液中，同時(shí)存在幾個(gè)平衡。在一種溶液中 各離子間的平衡時(shí)同時(shí)建立的，涉及多種平衡的離子，其濃度必須同時(shí)滿足該溶液中的所有平衡，這是求解多種平衡共存問(wèn)題的一條重要原則。第三節(jié) 多元弱酸的電離 H2S =H+ + HS- 一級(jí)電離 HS- =

23、 H+ + S2- 二級(jí)電離 根據(jù)多重平衡規(guī)則：H2S = 2H+ + S2- 例1：室溫下，飽和H2S水溶液中，CH2S = 0.10mol/ dm3 ，求該溶液的H+、HS-、S2-、和OH。K1=1.310-7，K2=7.110-15 解：（1）求H+當(dāng) K1K2時(shí)，可忽略二級(jí)電離，當(dāng)一元酸處理。H2S = H+ + HS- 0.10-x x x 于是，H2S CH2S，即0.10-x 0.10 H+HS-=1.1410-4 mol/dm3注意：這里的H+雖然是由一級(jí)電離求出的，但它應(yīng)該滿足三個(gè)平衡關(guān)系式的要求。因?yàn)槿齻€(gè)平衡關(guān)系式不是獨(dú)立存在的，而是存在于同一水溶液中。 （2）求S2-

24、HS- = H+ + S2- 二級(jí)電離 S2-=7.110-15 S2-=7.110-15（mol/ dm3 ） （3）求OH （1）多元弱酸K1K2K3 (K1/K2102時(shí))，求H+時(shí)，可當(dāng)作一元弱酸處理。 （2）二元弱酸溶液中，酸根的濃度近似等于K2。 （3）多元弱酸酸根濃度極低，當(dāng)需要大量此酸根時(shí)，往往用其鹽而不用酸。 第四節(jié) 緩沖溶液一、 定義：緩沖溶液是一種能抵抗少量強(qiáng)酸、強(qiáng)堿和水的稀釋而保持體系的pH基本不變的溶液。二、 組成：弱酸及其共軛堿(1)弱酸及其對(duì)應(yīng)的鹽 HAc-NaAc H2CO3NaHCO3(2)多元弱酸的酸式鹽及其對(duì)應(yīng)的次級(jí)鹽 NaHCO3Na2CO3 NaH2P

25、O4NaHPO4 (3)弱堿及其對(duì)應(yīng)的鹽 NH3H2ONH4Cl 三、緩沖公式四、 緩沖作用的基本原理在HAc-NaAc溶液中存在著下列平衡 (大量) HAc H+ + Ac- （大量） NaAc = Na+ + Ac- （1）當(dāng)在緩沖溶液中加入少量強(qiáng)酸（如HCl）時(shí) （2）當(dāng)在緩沖溶液中加入少量強(qiáng)堿（如NaOH）時(shí) （3）加水稀釋 例2：10.0 cm3 0.20mol/dm3 NaH2PO4溶液和1.0 cm3 0.20mol/ dm3 Na2HPO4溶液混合，求溶液的pH值。H3PO4的Ka1= 6.710-3，Ka2= 6.210-8，Ka3= 4.510-13解：此緩沖對(duì)為：H2PO4- HPO42- H2PO4- = H+ + HPO42- Ka2Na2HPO4 = 2Na+ + HPO42- H2PO4-= HPO42-= 例3：將50 cm3 0.10mol/ dm3 HCl溶液加入到200 cm3 0.10mol/ dm3 NH3H2O中，求混合溶液的pH值。（NH3H2O的Kb=1.810-5） 解： HCl + NH3H2O = NH4Cl + H2O500.1 2000.1 緩沖對(duì)是：NH3H2ONH4Cl，溶液總體積為250 cm3 = (14-4.75) lg0.02