Wjhx弱电解质的解离反应

1、1会计学Wjhx弱电解质的解离反应弱电解质的解离反应2021-12-53-2-1 解离平衡和解离常数一元弱酸 HA(aq) H+(aq) + A-(aq)弱电解质在水溶液中部分解离，存在解离平衡。c(H+)/c c(A-)/c c(HA)/c Ki (HA)= c(H+)c(A-)c(HA)简化为Ki (HA)= 解离平衡Ki 标准解离常数Ka 、Kb分别表示弱酸、弱碱标准解 离常数2021-12-5Ki 越小,弱电解质解离越困难,电解质越弱。弱电解质：一般Ki 10-4 中强电解质：Ki =10-210-3解离常数Ki 可表示弱电解质解离程度大小。Ki 与浓度无关，与温度有关。由于温度对Ki

2、 影响不大，一般可不考虑其影响。 物理含义 a)利用解离反应达平衡时各物质（离子）的浓度计算； b)利用热力学数据及公式 计算。lnrmiGKRT Ki的计算2021-12-5例试计算298.15K、标准态下Ka(HOAc)值。解：HOAc H+ + OAc-rGm/(kJmol-1) -396.46 0 -369.31rGm=(-369.31)-(-396.46)kJmol-1 =27.15 kJmol-1 -rGm -27.151000 RT 8.314298.15ln K = = = -10.95Ka (HOAc)=1.810-52021-12-53-2-2 解离度和稀释定律解离度解离部

3、分弱电解质浓度未解离前弱电解质浓度解离度()100%解离度可表示弱电解质解离程度的大小在温度、浓度相同条件下, 越小，电解质越弱。物理含义2021-12-5稀释定律一元弱酸 HA(aq) H+(aq) + A-(aq) c(H+)c(HA)c(H+)/c c(A-)/c c(HA)/c Ka (HA)= =( ) 2 c1- cKi ( )2 cc Kic/c若(c/c )/Ki 500, 1-1Ki 与都能说明弱电解质的解离程度；但与c有关，Ki 与c无关。稀释定律随着溶液浓度的降低，解离度增大。解离特性2021-12-53-2-3 弱酸或弱碱溶液中离子浓度计算若Ki Kw , c(molL

4、-1)不很小,可忽略水的解离。一元弱酸溶液中c(H+)的计算一元弱电解质溶液中离子浓度的计算一元弱酸 HA H+ + A-若(c/c )/Ka 500, c(H+) c, c-c(H+)cKa c(H+)/c 2 c2(H+)c- c(H+)/c ccc(H+)(cc )Ka pH= -lg = pKa + p( )c(H+) 1 c c 2 c2021-12-53-2-3 弱酸或弱碱溶液中离子浓度计算一元弱碱溶液中c(H+)的计算c(OH-) cpOH= -lg一元弱碱 BOH B+ + OH-同理c(OH-)(cc )Kb c(OH-) cpH=14 -lg2021-12-5例计算0.10

5、0molL-1氨水溶液中的c(OH-)、pH和氨水的解离度。解： NH3H2O NH4+ + OH-平衡浓度/(molL-1) 0.100-x x xc(NH4+)/c c(OH-)/c xx c(BOH)/c 0.100-xKb= = =1.810-5(c/c )/Kb(NH3H2O)=0.100/(1.810-5)5000.100-x0.100 则 x=1.3410-3 c(OH-)=1.3410-3 molL-1 Kw 1.010-14c(OH-) 1.3410-3 c(H+)= = molL-1=7.510-12 molL-12021-12-5例计算0.100molL-1氨水溶液中的c

6、(OH-)、pH和氨水的解离度。解： NH3H2O NH4+OH-平衡浓度/(molL-1) 0.100-x x x则 x=1.3410-3 c(OH-)=1.3410-3 molL-1 Kw 1.010-14c(OH-) 1.3410-3 c(H+)= = molL-1=7.510-12 molL-1pH=-lg(7.510-12)=11.12c 1.3410-3 c 0.100= 100%= 100%=1.34% 2021-12-53-2-4 多元弱酸的分步解离多元弱酸在水溶液中分步解离如 H2S H+ + HS- HS- H+ + S2-Ka(1)= =1.110-7c(H+)/c c(

7、HS-)/c c(H2S)/c Ka(2)= =1.310-13c(H+)/c c(S2-)/c c(HS-)/c H2S溶液中的c(H+)主要决定于第一步解离的H+，即 c(H+) c(HS-)多元弱酸的强弱主要取决于Ki(1)H+的计算的计算HS-的计算S2-的计算按第一级解离平衡求算HS- H+按第二级解离平衡求算HS- H+ + S2- Ka2 = H+S2-/HS-.c S2-/cS2- = Ka2.c按第一级解离平衡求算此外，还可利用多重平衡规则求S2-2021-12-5例已知常温、常压下H2S的溶解度为0.10molL-1，计算H2S饱和溶液中c(H+)、c(S2-)和H2S的解

8、离度。解： H2S H+ + HS-平衡浓度/(molL-1) 0.10-x x xKa(1)= = =1.110-7c(H+)/c c(HS-)/c xx c(H2S)/c 0.1-x(c/c )/Ka(1)=0.10/(1.110-7)500,0.10-x0.10 x= 1.110-4c(H+)= 1.110-4 molL-12021-12-5例已知常温、常压下H2S的溶解度为0.10molL-1，计算H2S饱和溶液中c(H+)、c(S2-)和H2S的解离度。解： HS- H+ + S2-平衡浓度/(molL-1) x x1 x + x1 x1因为 Ka(2) Ka(1)所以 c(HS-)

9、 c(H+) Ka(2)= =1.310-13c(H+)/c c(S2-)/c c(HS-)/c Kic/c 1.110-7 0.10= =0.11%c(S2-)= Ka(2)c = 1.310-13 molL-1二元弱酸溶液中: c(A2-)Ka(2)C2021-12-5H2S H+ + HS- Ka(1)=c(H+)/c c(HS-)/c c(H2S)/c Ka(2)=c(H+)/c c(S2-)/c c(HS-)/c c(H+)与c(S2-)的关系HS- H+ + S2-两式相加H2S 2H+ + S2- Ka= Ka(1)Ka(2)c(H+)2c(S2-) c(H2S)(c )2=Ka

10、(1)Ka(2)常温下, H2S饱和溶液中, c(H2S)=0.10molL-1如果在溶液中加强酸以增大c(H+)的浓度，可降低c(S2-)，因此调节H2S溶液的酸度，可控制c(S2-)。c(H+)2c(S2-) = 1.410-21(molL-1)3酸碱的电离理论溶液的酸碱性和pH弱电解质的解离平衡、解离常数、解离度、稀释定律一元弱酸或弱碱的离子浓度的计算二元弱酸中,酸根的浓度近似等于二级解离常数,与酸原始浓度关系不大。2021-12-53-2-5 解离平衡的移动同离子效应在弱电解质溶液中，加入含有相同离子的易溶强电解质，使弱电解质解离度降低的现象，称为同离子效应。如 HOAc H+ + O

11、Ac- NaOAc Na+ + OAc-平衡向左移动遵循吕查德理原理2021-12-5例在0.100molL-1NH3H2O溶液中，加入固体NH4Cl,使其浓度为0.100molL-1，计算溶液中c(H+)、NH3H2O的解离度。解： NH3H2O NH4+ + OH-平衡浓度/(molL-1) 0.100-x 0.100+x xx=1.810-5c(OH-)=1.810-5 molL-1Kb= =1.810-5x(0.100+x) 0.100-x0.100 x 0.100=1.810-5因为 (c/c )/Kb=0.100/(1.810-5)500所以 0.100-x0.100, 0.100

12、+x0.1002021-12-5例在0.100molL-1NH3H2O溶液中，加入固体NH4Cl,使其浓度为0.100molL-1，计算溶液中c(H+)、NH3H2O的解离度。解： NH3H2O NH4+ + OH-平衡浓度/(molL-1) 0.100-x 0.100+x xc(OH-)=1.810-5 molL-11.010-14 1.810-5c(H+) = =5.610-10 molL-11.810-5 0.100= 100%=0.018%未加NH4Cl的0.100molL-1NH3H2O溶液 1.34%,即由于同离子效应，使降低。例: 在0.1 mol/L 的HAc溶液中加入固体Na

13、OAc,使NaOAc的浓度达到0.2 mol/L ,求该溶液中H+和解离度。解： HAc H+ + Ac-起/( mol/L） 0.1 0 0.2平/( mol/L） 0.1-x x 0.2+x x(0.2 + x)/0.1-x = 1.8 10-5 0.2 + x 0.2, 0.1-x 0.1, 故： x = H+ = 9 10-6 mol /L , = H+/c = 9 10-6 /0.1 = 0.009%,解离度大大降低 利用同离子效应:可调节溶液的酸碱性;控制弱酸溶液中酸根离子浓度，达到离子分离、提纯的目的。未加NaOAc的0.100molL-1HOAc溶液 1.34%,实验事实： 向

14、纯水(pH=7.0)中加入少量酸或碱，pH值会发生显著变化； 向HAc-NaAc液中加入少量酸或碱，溶液的pH值几乎不变。 3-2-6 缓冲溶液 这种能抵抗少量强酸、强碱和水的稀释而保持体系的pH值基本不变的溶液，称为缓冲溶液。eg：弱酸弱酸盐（HAc-NaAc），弱碱弱碱盐（NH3.H2O-NH4Cl)等。2021-12-53-2-6 缓冲溶液缓冲作用：能使溶液pH值基本保持不变的 作用。缓冲作用原理：如 HOAc+NaOAc混合液HOAc H+ + OAc- 大量 极小量 大量 外加适量酸(H)，平衡向左移动外加适量碱(OH-)，平衡向右移动NaOAc:抵消H+物质;HOAc:抵消OH-物

15、质。抗酸成分抗碱成分含有能抵消H+和OH-两种物质的溶液称为缓冲溶液。稀释此溶液时c(H+)=Kac(HOAc)/c(OAc-)HAc H+ + Ac-稀释时， c (HOAc)和c (OAc-)将以同等倍数下降，使c (HOAc)/c (OAc-)不变，因此c (H+)不变，pH不变。2021-12-5常见的缓冲溶液如弱酸与弱酸盐、弱碱与弱碱盐等混合液，多元弱酸组成的两种不同酸度的盐混合液。缓冲溶液缓冲溶液pKipH值范围值范围HOAc-NaOAc4.763.65.6NH3H2O-NH4Cl4.768.310.3NaHCO3-Na2CO310.339.211.0KH2PO4-K2HPO47.

16、205.98.0H3BO3-Na2B4O79.27.29.22021-12-5缓冲溶液pH值的计算例(1)试计算含0.100molL-1HOAc、0.100 molL-1NaOAc溶液的pH值。解： HOAc H+ + OAc- 平衡浓度/(molL-1) 0.100-x x 0.100+xKa= =1.810-5x(0.100+x) 0.100-x因为 (c/c )/Ka=0.100/(1.810-5)500所以 0.10-x0.100, 0.100+x0.100pH=4.74x=1.810-5c(H+)=1.810-5 molL-1=1.810-50.100 x 0.1002021-12-

17、5例(2) 在含0.100molL-1HOAc、0.100 molL-1NaOAc溶液中加入HCl，使 c(H+)=0.001molL-1，计算溶液的pH值。 HOAc H+ + OAc- Ka= =1.810-5x(0.099+x) 0. 101-x平衡浓度/(molL-1) 0.101-x x 0.099+xx=1.810-5c(H+)1.810-5 molL-1pH=4.74=1.810-50.099x 0. 101解: 反应 H+ + OAc- HOAc0.001 0.001 0.001HOAc+NaOAc混合溶液能抵抗少量外来酸的作用，而保持溶液pH值不变。2021-12-5例(3)

18、 在含0.100molL-1HOAc、0.100 molL-1NaOAc溶液中加入NaOH, 使 c(OH-)=0.001molL-1，计算溶液的pH值。 HOAc H+ + OAc- Ka= =1.810-5x(0.101+x) 0. 099-x平衡浓度/(molL-1) 0.099-x x 0.101+xx=1.810-5c(H+)1.810-5 molL-1pH=4.74=1.810-50.101x 0. 099解: 反应 OH- + HOAc OAc- + H2O 0.001 0.001 0.001HOAc+NaOAc混合溶液能抵抗少量外来碱的作用，而保持溶液pH值不变。2021-12

19、-5例(4) 在含0.10molL-1HOAc、0.10molL-1 NaOAc溶液中加入H2O，使溶液稀释10倍, 计算溶液的pH值。解： HOAc H+ + OAc- 平衡浓度/(molL-1) 0.010-x x 0.010+xKa= =1.810-5x(0.010+x) 0. 010-xc(H+)1.810-5 molL-1pH=4.74x=1.810-5=1.810-50.010 x 0. 010HOAc+NaOAc混合溶液能抵抗少量水的稀释作用，而保持溶液pH值不变。第三章 酸碱反应和沉淀反应2021-12-5稀释定律一元弱酸 HA(aq) H+(aq) + A-(aq) c(H+)c(HA)c(H+)/c c(A-)/c c(HA)/c Ka (HA)= =( ) 2 c1- cKi ( )2 cc Kic/c若(c/c )/Ki 500, 1-1Ki 与都能说明弱电解质的解离程度；但与c有关，Ki 与c无关。稀释定律随着溶液浓度的降低，解离度增大。解离特性2021-12-53-2-3 弱酸或弱碱溶液中离子浓度计算若Ki Kw , c(molL-1)不很小,可忽略水的解离。一元弱酸溶液中c(H+)的计算一元弱电解质溶液中离子浓度的计算一元弱酸 HA H+ + A-若(c/c )/K