食品基礎(chǔ)化學(xué)電解質(zhì)與溶液PH值

電解質(zhì)一、電解質(zhì)溶液2、電解質(zhì)的分類電解質(zhì)：在水溶液或熔化狀態(tài)下，能夠?qū)щ姷幕衔铩?、電解質(zhì)的概念和分類電解質(zhì)強電解質(zhì)：全部電離的電解質(zhì)弱電解質(zhì)：部分電離的電解質(zhì)二、強電解質(zhì)溶液離子互吸理論—離子氛概念1923年，德拜（Debye）及休克爾（Hückel）提出離子氛（ionicatmosphere）概念。

觀點：強電解質(zhì)在溶液中是完全電離的，但是由于離子間的相互作用，每一個離子都受到相反電荷離子的束縛，這種離子間的相互作用使溶液中的離子并不完全自由，其表現(xiàn)是：溶液導(dǎo)電能力降低，電離度下降。1、離子互吸理論—離子氛2、活度與活度系數(shù)

活度：是指有效濃度，即單位體積電解質(zhì)溶液中表現(xiàn)出來的表觀離子有效濃度。即扣除了離子間相互作用的濃度。用a（activity）表示。f：活度系數(shù)，稀溶液中，f<1；極稀溶液中，

f

接近1規(guī)律：①

離子強度越大，離子間相互作用越顯著，活度系數(shù)越小；②

離子強度越小，活度系數(shù)約為1。稀溶液接近理想溶液，活度近似等于濃度。③離子電荷越大，相互作用越強，活度系數(shù)越小。水是極弱電解質(zhì)，其電離平衡為：H2O+H2OH3O++OH–

在25℃時，由電導(dǎo)等方法測得：1、水的電離平衡[H3O+]=[OH–]=1.0×10–7

（mol/L)2、水的離子積常數(shù)---KwKw=[H3O+][OH–]=1.0×10–14(無量綱）Kw

稱為水的離子積，是水的電離常數(shù)。Kw隨溫度的升高而增大。溶液的PH值H2O(l)+H2O(l)H3O+(aq)+OH–(aq)-237.2-237.2

-237.2-157.3(kJ/mol)=79.90二、溶液的酸堿性與pH值1、溶液的酸堿性純水時：[H3O+]=[OH–]=1.0×10–7

（mol/L)pH=-lg[H3O+]=pOH=7中性加入0.10mol/L一元強酸時：溶液呈酸性，此時[OH–]=Kw/[H3O+]=1.0×10–14/1.0×10–1

=1.0×10–13（mol/L)加入0.10mol/L一元強堿時，此時，溶液呈堿性。[H3O+]=Kw/[OH–]=1.0×10–14/1.0×10–1

=1.0×10–13（mol/L)

水溶液中(純水、酸或堿溶液），H3O+

和OH–

同時存在，Kw是個常數(shù)。（酸溶液中也有OH–

，堿溶液中也有H3O+

）。結(jié)論：中性：[H3O+]=[OH–]=1.0×10–7

（mol/L)酸性：[H3O+]＞[OH–][H3O+]＞1.0×10–7

（mol/L)堿性：[H3O+]＜

[OH–][OH–]

＞1.0×10–7

（mol/L)2、溶液的pH值三、酸堿指示劑測定溶液pH值的方法：酸堿指示劑、

pH試紙及pH計。1、酸堿指示劑

酸堿指示劑：隨著溶液PH的改變，本身結(jié)構(gòu)發(fā)生變化而引起顏色改變的弱有機酸或弱有機堿。變色范圍：甲基橙3.1—4.4甲基紅4.4---6.22、pH試紙pH試紙：將試紙用多種酸堿指示劑的混合溶液浸透后經(jīng)晾干制成的復(fù)合指示劑。pH試紙廣度pH試紙1---14精密pH試紙專用pH試紙3、pH計pH計：通過電學(xué)系統(tǒng)用數(shù)碼管直接顯示溶液PH值的電子儀器。特征：方便、快速、準(zhǔn)確食品基礎(chǔ)化學(xué)電離平衡

電離平衡（弱酸弱堿的電離平衡）一、一元弱酸、弱堿的解離平衡1、離解常數(shù)和離解度HAc+H2O=H3O++Ac

弱酸：弱堿：

解離度a：溶液中已電離的弱電解質(zhì)濃度與溶液中弱電解質(zhì)的起始濃度的比值。稀釋定律：離解度與溶液濃度的平方根成反比2、一元弱酸弱堿的電離平衡例：求0.10mol/L

HAc水溶液的酸度，已知

Ka=1.76×10–5

解：HAc+H2OH3O++Ac–

0.10-xxx

設(shè)H3O+

的平衡濃度為x

則Ka=[H3O+][Ac–]/[HAc]=x2/(0.10-x)

x2/0.10

=1.76×10–5

x=[H3O+]=(0.10×1.76×10–5)0.5

=1.3×10–3(mol/L)電離度

=x/C0=

1.3×10–3/0.10=0.013(1.3%)3、一元弱酸（堿）溶液的[H3O+]（或[OH–])的簡化公式假定：

（1）在0.10mol/LHA水溶液中，水本身的電離可忽略，即由H2OH3O+

產(chǎn)生的[H3O+]<10-7(mol/L)；（2）HA的電離度

5%

，或c/K380

（400）其中，c為HA的起始濃度；K為平衡常數(shù)。

一元弱酸（堿）溶液的[H3O+]（[OH–])的簡化公式：示例：將2.45克固體NaCN配制成500mL的水溶液，計算此溶液的酸度是多少。已知：HCN的Ka

為4.93×10－10。解：CN－的濃度為2.45/(49.0×0.500)=0.100(mol/L)

CN－+H2OOH－

+HCN=Kw/Ka=1.00×10－14/4.93×10－10=2.03×10－5因為：c/Kb=0.100/2.03×10－5=4.93×103>400則[OH－]=（Kb·c)0.5=(2.03×10－5×0.100)0.5

=1.42×10－3(mol/L)

pH=14.0－pOH=14.0－2.85=11.15二、多元弱酸弱堿的電離平衡分步電離：

H2S：H2S

+H2OH3O++HS–

Ka1=[H3O+][HS–]/[H2S]=1.32×10–7

HS–+H2OH3O++S2–

Ka2

=[H3O+][S2–]/[HS–]=7.10×10–15一般來說，第二步電離較第一步電離更難，Ka1較Ka2大幾個數(shù)量級。

示例：計算0.10mol/L

H2S水溶液的[H3O+]和[S2–]，以及H2S

的電離度。

解：H2S

+H2OH3O++HS–

平衡濃度：0.1-x

x+yx-y

HS–+H2OH3O++S2–

x-yx+yy

Ka1=[H3O+][HS–]/[H2S]=1.32×10–7

Ka2=[H3O+][S2–]/[HS–]=7.10×10–15∵Ka1>>Ka2，且c/Ka1

=0.1/1.32×10–7

>>400∴[H3O+]

＝x+y≈x

＝（1.3×10–7×0.1)0.5=1.1×10–4（mol/L）

pH=3.82

解：H2S

+H2OH3O++HS–

平衡濃度：0.10-x

x+yx-y

HS–+H2OH3O++S2–

x-yx+yy

[S2–]=Ka2×([HS–]/[H3O+])=Ka2

×(x-y/x+y)∵x

>>y

，∴[HS–]≈[H3O+]∴[S2–]≈Ka2=7.10×10–15

（mol/L

）H2S的電離度

=x/c=1.1×10–4/0.10=1.1×10–3（≈0.1%)可見：溶液中絕大部分是未電離的H2S分子。三、兩性離子的電離平衡試定性說明為什么

NaH2PO4

溶液顯酸性。

解：

H2PO4–+H2OH3O+