Wjhx弱电解质的解离反应课件

3.2.1解离平衡和解离常数3.2.2解离度和稀释定律§3.2弱电解质的解离反应*3.2.3弱酸或弱碱溶液中离子浓度的计算3.2.4多元弱酸的分步解离3.2.5解离平衡的移动同离子效应3.2.6缓冲溶液3.2.1解离平衡和解离常数3.2.2解离度和稀12022/11/163-2-1解离平衡和解离常数3-2-1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2022/11/93-2-1解离平衡和解离常数3-2-122022/11/16Ki

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=10-2~10-3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

影响不大，一般可不考虑其影响。物理含义2022/11/9Ki越小,弱电解质解离越困难,电解质越3a)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。Kiθ的计算a)利用解离反应达平衡时各物质（离子）的浓度计算；K42022/11/16例试计算298.15K、标准态下Ka(HOAc)值。解：HOAcH++OAc-∆rGm/(kJ·mol-1)-396.460-369.31∆rGm=[(-369.31)-(-396.46)]kJ·mol-1

=27.15kJ·mol-1

-∆rGm-27.15×1000RT8.314×298.15lnK===-10.95Ka(HOAc)=1.8×10-52022/11/9例试计算298.15K、标准态下Ka(HO52022/11/163-2-2解离度和稀释定律3-2-2解离度和稀释定律解离度解离部分弱电解质浓度未解离前弱电解质浓度解离度(α)＝×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,

α越小，电解质越弱。物理含义2022/11/93-2-2解离度和稀释定律3-2-2解离62022/11/16稀释定律一元弱酸HA(aq)H+(aq)+A-(aq)α＝c(H+)c(HA)[c(H+)/c][c(A-)/c][c(HA)/c]Ka(HA)==()

α2c1-α

cKi≈()α2ccKic/cα≈若(c/c)/Ki

≧500,1-α≈1Ki与α都能说明弱电解质的解离程度；但α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2022/11/9稀释定律一元弱酸HA(aq)72022/11/163-2-3弱酸或弱碱溶液中离子浓度计算3-2-3弱酸或弱碱溶液中离子浓度计算若Ki

»Kw,c(mol·L-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HAH++A-若(c/c)/Ka

≧500,c(H+)«c,c-c(H+)≈cKa≈≈

[c(H+)/c]2c2(H+)[c-c(H+)]/c

c·cc(H+)≈(c·c)Ka

pH=-lg=[pKa+p()]c(H+)1cc

2c2022/11/93-2-3弱酸或弱碱溶液中离子浓度计算382022/11/163-2-3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BOHB++OH-同理c(OH-)≈(c·c)Kb

c(OH-)cpH=14-lg2022/11/93-2-3弱酸或弱碱溶液中离子浓度计算一92022/11/16例计算0.100mol·L-1氨水溶液中的c(OH-)、pH和氨水的解离度。解：NH3·H2ONH4++OH-平衡浓度/(mol·L-1)0.100-xxx[c(NH4+)/c][c(OH-)/c]x·x

[c(BOH)/c]0.100-xKb===1.8×10-5(c/c)/Kb(NH3·H2O)=0.100/(1.8×10-5)>5000.100-x≈0.100

则x=1.34×10-3

c(OH-)=1.34×10-3

mol·L-1Kw1.0×10-14c(OH-)1.34×10-3

c(H+)==mol·L-1=7.5×10-12

mol·L-12022/11/9例计算0.100mol·L-1氨水溶102022/11/16例计算0.100mol·L-1氨水溶液中的c(OH-)、pH和氨水的解离度。解：NH3·H2ONH4++OH-平衡浓度/(mol·L-1)0.100-xxx则x=1.34×10-3

c(OH-)=1.34×10-3mol·L-1Kw1.0×10-14c(OH-)1.34×10-3

c(H+)==mol·L-1=7.5×10-12mol·L-1pH=-lg(7.5×10-12)=11.12cα

1.34×10-3c0.100α=×100%=×100%=1.34%

2022/11/9例计算0.100mol·L-1氨水溶112022/11/163-2-4多元弱酸的分步解3-2-4多元弱酸的分步解离多元弱酸在水溶液中分步解离如H2SH++HS-

HS-H++S2-Ka(1)==1.1×10-7[c(H+)/c][c(HS-)/c][c(H2S)/c]Ka(2)==1.3×10-13[c(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)2022/11/93-2-4多元弱酸的分步解3-2-4多元12[H+]的计算α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-]/c[S2-]=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-][H+]的计算——按第一级解离平衡求算[HS-]≈[H+]132022/11/16例已知常温、常压下H2S的溶解度为0.10mol·L-1，计算H2S饱和溶液中c(H+)、c(S2-)和H2S的解离度。解：H2SH++HS-平衡浓度/(mol·L-1)0.10-xxxKa(1)===1.1×10-7[c(H+)/c][c(HS-)/c]x·x[c(H2S)/c]0.1-x(c/c)/Ka(1)=0.10/(1.1×10-7)>500,0.10-x≈0.10x=1.1×10-4c(H+)=1.1×10-4

mol·L-12022/11/9例已知常温、常压下H2S的溶解度为解：142022/11/16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/(mol·L-1)x–x1x+x1x1因为Ka(2)«Ka(1)所以c(HS-)≈c(H+)Ka(2)==1.3×10-13[c(H+)/c][c(S2-)/c][c(HS-)/c]Kic/cα≈

1.1×10-7

0.10==0.11%c(S2-)=Ka(2)c=1.3×10-13mol·L-1二元弱酸溶液中:c(A2-)≈Ka(2)θCθ2022/11/9例已知常温、常压下H2S的溶解度为解：152022/11/16H2SH++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+)]2[c(S2-)]c(H2S)(c)2=Ka(1)·Ka(2)常温下,H2S饱和溶液中,c(H2S)=0.10mol·L-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-)=1.4×10-21(mol·L-1)32022/11/9H2SH++HS-16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。小结酸碱的电离理论小结172022/11/163-2-5解离平衡的移动同离子效应3-2-5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HOAcH++OAc-

NaOAc→

Na++OAc-平衡向左移动遵循吕查德理原理2022/11/93-2-5解离平衡的移动同离子效应3-182022/11/16例在0.100mol·L-1NH3·H2O溶液中，加入固体NH4Cl,使其浓度为0.100mol·L-1，计算溶液中c(H+)、NH3·H2O的解离度。解：NH3·H2ONH4++OH-平衡浓度/(mol·L-1)0.100-x0.100+xxx=1.8×10-5c(OH-)=1.8×10-5

mol·L-1Kb==1.8×10-5x(0.100+x)0.100-x0.100x0.100=1.8×10-5因为(c/c)/Kb=0.100/(1.8×10-5)>500所以0.100-x≈0.100,0.100+x≈0.1002022/11/9例在0.100mol·L-1NH3·H192022/11/16例在0.100mol·L-1NH3·H2O溶液中，加入固体NH4Cl,使其浓度为0.100mol·L-1，计算溶液中c(H+)、NH3·H2O的解离度。解：NH3·H2ONH4++OH-平衡浓度/(mol·L-1)0.100-x0.100+xxc(OH-)=1.8×10-5mol·L-11.0×10-141.8×10-5c(H+)==5.6×10-10

mol·L-11.8×10-50.100α=×100%=0.018%未加NH4Cl的0.100mol·L-1NH3·H2O溶液＝1.34%,即由于同离子效应，使α降低。α2022/11/9例在0.100mol·L-1NH3·20例:

在0.1mol/L的HAc溶液中加入固体NaOAc,使NaOAc的浓度达到0.2mol/L,求该溶液中[H+]和解离度。解：

HAcH++Ac-起/(mol/L）0.100.2平/(mol/L）0.1-xx0.2+xx(0.2+x)/0.1-x=1.810-50.2+x0.2,0.1-x0.1,故：

x=[H+]=910-6mol/L,=[H+]/c=910-6/0.1=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0.100mol·L-1HOAc溶液＝1.34%,例:在0.1mol/L的HAc溶液中加入固体NaOAc21实验事实：向纯水(pH=7.0)中加入少量酸或碱，pH值会发生显著变化；向HAc-NaAc混合溶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。实验事实：3-2-6缓冲溶液这种能抵抗少量强酸、强碱222022/11/163-2-6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。2022/11/93-2-6缓冲溶液缓冲作用：能使溶液pH23稀释此溶液时c(H+)=Kaθ×c(HOAc)/c(OAc-)HAcH++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。稀释此溶液时c(H+)=Kaθ×c(HOAc)/c(OAc-242022/11/16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pKipH值范围HOAc-NaOAc4.763.6~5.6NH3·H2O-NH4Cl4.768.3~10.3NaHCO3-Na2CO310.339.2~11.0KH2PO4-K2HPO47.205.9~8.0H3BO3-Na2B4O79.27.2~9.22022/11/9常见的缓冲溶液缓冲溶液pKipH值范围HO252022/11/16缓冲溶液pH值的计算例试计算含0.100mol·L-1HOAc、0.100mol·L-1NaOAc溶液的pH值。解：HOAcH++OAc-平衡浓度/(mol·L-1)0.100-x

x0.100+xKa==1.8×10-5x(0.100+x)0.100-x因为(c/c)/Ka=0.100/(1.8×10-5)>500所以0.10-x≈0.100,0.100+x≈0.100pH=4.74x=1.8×10-5c(H+)=1.8×10-5

mol·L-1=1.8×10-50.100x0.1002022/11/9缓冲溶液pH值的计算例试计算含0.100m262022/11/16例(2)在含0.100mol·L-1HOAc、0.100mol·L-1NaOAc溶液中加入HCl，使

c(H+)=0.001mol·L-1，计算溶液的pH值。

HOAcH++OAc-Ka==1.8×10-5x(0.099+x)0.101-x平衡浓度/(mol·L-1)0.101-x

x0.099+xx=1.8×10-5c(H+)≈1.8×10-5

mol·L-1pH=4.74=1.8×10-50.099x0.101解:反应H++OAc-

→HOAc0.0010.0010.001HOAc+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。2022/11/9例(2)在含0.100mol·L-1HO272022/11/16例(3)在含0.100mol·L-1HOAc、0.100mol·L-1NaOAc溶液中加入NaOH,使

c(OH-)=0.001mol·L-1，计算溶液的pH值。

HOAcH++OAc-Ka==1.8×10-5x(0.101+x)0.099-x平衡浓度/(mol·L-1)0.099-x

x0.101+xx=1.8×10-5c(H+)≈1.8×10-5

mol·L-1pH=4.74=1.8×10-50.101x0.099解:反应OH-+HOAc→OAc-+H2O0.0010.0010.001HOAc+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。2022/11/9例(3)在含0.100mol·L-1HO282022/11/16例(4)在含0.10mol·L-1HOAc、0.10mol·L-1

NaOAc溶液中加入H2O，使溶液稀释10倍,

计算溶液的pH值。解：HOAcH++OAc-平衡浓度/(mol·L-1)0.010-x

x0.010+xKa==1.8×10-5x(0.010+x)0.010-xc(H+)≈1.8×10-5

mol·L-1pH=4.74x=1.8×10-5=1.8×10-50.010x0.010HOAc+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。2022/11/9例(4)在含0.10mol·L-1HOA29作业4、5Wjhx弱电解质的解离反应课件30第二节结束第二节结束第三章酸碱反应和沉淀反应无机化学多媒体电子教案第二节结束第二节结束第三章无机化学多媒体电子教案313.2.1解离平衡和解离常数3.2.2解离度和稀释定律§3.2弱电解质的解离反应*3.2.3弱酸或弱碱溶液中离子浓度的计算3.2.4多元弱酸的分步解离3.2.5解离平衡的移动同离子效应3.2.6缓冲溶液3.2.1解离平衡和解离常数3.2.2解离度和稀322022/11/163-2-1解离平衡和解离常数3-2-1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2022/11/93-2-1解离平衡和解离常数3-2-1332022/11/16Ki

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=10-2~10-3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

影响不大，一般可不考虑其影响。物理含义2022/11/9Ki越小,弱电解质解离越困难,电解质越34a)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。Kiθ的计算a)利用解离反应达平衡时各物质（离子）的浓度计算；K352022/11/16例试计算298.15K、标准态下Ka(HOAc)值。解：HOAcH++OAc-∆rGm/(kJ·mol-1)-396.460-369.31∆rGm=[(-369.31)-(-396.46)]kJ·mol-1

=27.15kJ·mol-1

-∆rGm-27.15×1000RT8.314×298.15lnK===-10.95Ka(HOAc)=1.8×10-52022/11/9例试计算298.15K、标准态下Ka(HO362022/11/163-2-2解离度和稀释定律3-2-2解离度和稀释定律解离度解离部分弱电解质浓度未解离前弱电解质浓度解离度(α)＝×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,

α越小，电解质越弱。物理含义2022/11/93-2-2解离度和稀释定律3-2-2解离372022/11/16稀释定律一元弱酸HA(aq)H+(aq)+A-(aq)α＝c(H+)c(HA)[c(H+)/c][c(A-)/c][c(HA)/c]Ka(HA)==()

α2c1-α

cKi≈()α2ccKic/cα≈若(c/c)/Ki

≧500,1-α≈1Ki与α都能说明弱电解质的解离程度；但α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2022/11/9稀释定律一元弱酸HA(aq)382022/11/163-2-3弱酸或弱碱溶液中离子浓度计算3-2-3弱酸或弱碱溶液中离子浓度计算若Ki

»Kw,c(mol·L-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HAH++A-若(c/c)/Ka

≧500,c(H+)«c,c-c(H+)≈cKa≈≈

[c(H+)/c]2c2(H+)[c-c(H+)]/c

c·cc(H+)≈(c·c)Ka

pH=-lg=[pKa+p()]c(H+)1cc

2c2022/11/93-2-3弱酸或弱碱溶液中离子浓度计算3392022/11/163-2-3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BOHB++OH-同理c(OH-)≈(c·c)Kb

c(OH-)cpH=14-lg2022/11/93-2-3弱酸或弱碱溶液中离子浓度计算一402022/11/16例计算0.100mol·L-1氨水溶液中的c(OH-)、pH和氨水的解离度。解：NH3·H2ONH4++OH-平衡浓度/(mol·L-1)0.100-xxx[c(NH4+)/c][c(OH-)/c]x·x

[c(BOH)/c]0.100-xKb===1.8×10-5(c/c)/Kb(NH3·H2O)=0.100/(1.8×10-5)>5000.100-x≈0.100

则x=1.34×10-3

c(OH-)=1.34×10-3

mol·L-1Kw1.0×10-14c(OH-)1.34×10-3

c(H+)==mol·L-1=7.5×10-12

mol·L-12022/11/9例计算0.100mol·L-1氨水溶412022/11/16例计算0.100mol·L-1氨水溶液中的c(OH-)、pH和氨水的解离度。解：NH3·H2ONH4++OH-平衡浓度/(mol·L-1)0.100-xxx则x=1.34×10-3

c(OH-)=1.34×10-3mol·L-1Kw1.0×10-14c(OH-)1.34×10-3

c(H+)==mol·L-1=7.5×10-12mol·L-1pH=-lg(7.5×10-12)=11.12cα

1.34×10-3c0.100α=×100%=×100%=1.34%

2022/11/9例计算0.100mol·L-1氨水溶422022/11/163-2-4多元弱酸的分步解3-2-4多元弱酸的分步解离多元弱酸在水溶液中分步解离如H2SH++HS-

HS-H++S2-Ka(1)==1.1×10-7[c(H+)/c][c(HS-)/c][c(H2S)/c]Ka(2)==1.3×10-13[c(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)2022/11/93-2-4多元弱酸的分步解3-2-4多元43[H+]的计算α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-]/c[S2-]=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-][H+]的计算——按第一级解离平衡求算[HS-]≈[H+]442022/11/16例已知常温、常压下H2S的溶解度为0.10mol·L-1，计算H2S饱和溶液中c(H+)、c(S2-)和H2S的解离度。解：H2SH++HS-平衡浓度/(mol·L-1)0.10-xxxKa(1)===1.1×10-7[c(H+)/c][c(HS-)/c]x·x[c(H2S)/c]0.1-x(c/c)/Ka(1)=0.10/(1.1×10-7)>500,0.10-x≈0.10x=1.1×10-4c(H+)=1.1×10-4

mol·L-12022/11/9例已知常温、常压下H2S的溶解度为解：452022/11/16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/(mol·L-1)x–x1x+x1x1因为Ka(2)«Ka(1)所以c(HS-)≈c(H+)Ka(2)==1.3×10-13[c(H+)/c][c(S2-)/c][c(HS-)/c]Kic/cα≈

1.1×10-7

0.10==0.11%c(S2-)=Ka(2)c=1.3×10-13mol·L-1二元弱酸溶液中:c(A2-)≈Ka(2)θCθ2022/11/9例已知常温、常压下H2S的溶解度为解：462022/11/16H2SH++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+)]2[c(S2-)]c(H2S)(c)2=Ka(1)·Ka(2)常温下,H2S饱和溶液中,c(H2S)=0.10mol·L-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-)=1.4×10-21(mol·L-1)32022/11/9H2SH++HS-47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。小结酸碱的电离理论小结482022/11/163-2-5解离平衡的移动同离子效应3-2-5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HOAcH++OAc-

NaOAc→

Na++OAc-平衡向左移动遵循吕查德理原理2022/11/93-2-5解离平衡的移动同离子效应3-492022/11/16例在0.100mol·L-1NH3·H2O溶液中，加入固体NH4Cl,使其浓度为0.100mol·L-1，计算溶液中c(H+)、NH3·H2O的解离度。解：NH3·H2ONH4++OH-平衡浓度/(mol·L-1)0.100-x0.100+xxx=1.8×10-5c(OH-)=1.8×10-5

mol·L-1Kb==1.8×10-5x(0.100+x)0.100-x0.100x0.100=1.8×10-5因为(c/c)/Kb=0.100/(1.8×10-5)>500所以0.100-x≈0.100,0.100+x≈0.1002022/11/9例在0.100mol·L-1NH3·H502022/11/16例在0.100mol·L-1NH3·H2O溶液中，加入固体NH4Cl,使其浓度为0.100mol·L-1，计算溶液中c(H+)、NH3·H2O的解离度。解：NH3·H2ONH4++OH-平衡浓度/(mol·L-1)0.100-x0.100+xxc(OH-)=1.8×10-5mol·L-11.0×10-141.8×10-5c(H+)==5.6×10-10

mol·L-11.8×10-50.100α=×100%=0.018%未加NH4Cl的0.100mol·L-1NH3·H2O溶液＝1.34%,即由于同离子效应，使α降低。α2022/11/9例在0.100mol·L-1NH3·51例:

在0.1mol/L的HAc溶液中加入固体NaOAc,使NaOAc的浓度达到0.2mol/L,求该溶液中[H+]和解离度。解：

HAcH++Ac-起/(mol/L）0.100.2平/(mol/L）0.1-xx0.2+xx(0.2+x)/0.1-x=1.810-50.2+x0.2,0.1-x0.1,故：

x=[H+]=910-6mol/L,=[H+]/c=910-6/0.1=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0.100mol·L-1HOAc溶液＝1.34%,例:在0.1mol/L的HAc溶液中加入固体NaOAc52实验事实：向纯水(pH=7.0)中加入少量酸或碱，pH值会发生显著变化；向HAc-NaAc混合溶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。实验事实：3-2-6缓冲溶液这种能抵抗少量强酸、强碱532022/11/163-2-6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。2022/11/93-2-6缓冲溶液缓冲作用：能使溶液pH54稀释此溶液时c(H+)=Kaθ×c(HOAc)/c(OAc-)HAcH++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。稀释此溶液时c(H+)=Kaθ×c(HOAc)/c(OAc-552022/11/16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pKipH值范围HOAc-NaOAc4.763.6~5.6NH3·H2O-NH4Cl4.768.3~10.3NaHCO3