强酸（碱）溶液的性质和使用方法介绍

强酸在水溶液中实际上是完全电离的。所谓强酸，按惯例，将强酸定义为解离常数大于10的酸。换言之，若反应

则HA即为强酸。这样，HClO4、HClO3、HMnO4、HNO3、HBr、HCl及H2 SO4的一级解离都属强酸。

强碱的定义与强酸的类似。若反应

则B为强碱。碱金属氢氧化物、胺类和四烷基胺的氢氧化物都是很强的碱，但后者在水溶液中都不稳定，通常使用的强碱仅限于碱金属氢氧化物，如NaOH和KOH等。

由于强酸（或强碱）在水中几乎是全部电离的，一般情况下，计算其pH比较简单。例如0.3 mol·L－1 HCl溶液，其H＋浓度也是0.3 mol·L－1，即［H＋］　＝c（HCl）＝0.3 mol·L－1，pH＝0.5。但是如果强酸（或强碱）的浓度很小，例如l0－6 mol·L－1，则与纯水中H＋浓度（［H＋］　＝10－7 mol·L－1）比较接近。因此，计算酸（碱）度时，除了酸（或碱）自身解离得到的H＋（或OH－）外，还需要考虑由H2O的解离而产生的H＋（或OH－）。以下从最一般的情况考虑，然后再根据具体情况予以简化。

强酸溶液的pH可从提供质子的两个来源考虑：酸的解离和水的解离。

因强酸实际上是完全电离的，因此，由强酸提供的H＋浓度即为酸的分析浓度c A，由水提供的氢离子浓度等于K w/［H＋］，溶液中的氢离子浓度应是这两部分的总和，即

式（4.29）是计算强酸溶液［H＋］的精确式。通常式（4.29）右边的两项可按下述三种情况作近似处理。

若c A>10－6 mol·L－1，可忽略水的解离，因水所提供的［H＋］必定小于10－8 mol·L－1，即［H＋］　＝c A。

若10－8 mol·L－1<c A<10－6 mol·L－1，两项不可忽略，需解一元二次方程。

若c A<10－8 mol·L－1，pH≈7，这时H＋主要来自水的解离。

强碱的情况与此完全类似，设强碱的浓度为c B，则强碱溶液质子平衡式为

［OH－］＝c B＋［H＋］(www.xing528.com)

同法可按强酸的简化原则处理。

例4.2　计算下列溶液的pH：

(1)0.025 mol·L－1 HCl；(2)7.0×10－4 mol·L－1 NaOH；

(3)1.0×10－7 mol·L－1 NaOH；(4)10－12 mol·L－1 HNO3。

解：（1）HCl为强酸，且c A＝c（HCl）>10－6 mol·L－1，所以

［H＋］　＝0.025 mol·L－1，pH＝－lg(2.5×10－2)＝1.60

（2）NaOH为强碱，且c B＝c（NaOH）>10－6 mol·L－1，所以

［OH－］　＝7.0×10－4 mol·L－1，pOH＝3.15，pH＝14.00－3.15＝10.85

（3）因10－8 mol·L－1<c B<10－6 mol·L－1，需用精确式

pOH＝6.79，pH＝7.21

（4）由酸提供的H＋可忽略不计，故pH＝7。