Wjhx弱電解質(zhì)的解離反應(yīng)PPT學習教案

1、會計學1Wjhx弱電解質(zhì)的解離反應(yīng)弱電解質(zhì)的解離反應(yīng)3.2.1 解離平衡和解離常數(shù)3.2.2 解離度和稀釋定律*3.2.3 弱酸或弱堿溶液中離子濃度的計算3.2.4 多元弱酸的分步解離3.2.5 解離平衡的移動 同離子效應(yīng)3.2.6 緩沖溶液第1頁/共32頁3-2-1 解離平衡和解離常數(shù)解離平衡和解離常數(shù)一元弱酸 HA(aq) H+(aq) + A-(aq)弱電解質(zhì)在水溶液中部分解離，存在解離平衡。c(H+)/c c(A-)/c c(HA)/c Ki (HA)= c(H+)c(A-)c(HA)簡化為Ki (HA)= 解離平衡Ki 標準解離常數(shù)Ka 、Kb分別表示弱酸、弱堿標準解 離常數(shù)第2頁/

2、共32頁Ki 越小,弱電解質(zhì)解離越困難,電解質(zhì)越弱。弱電解質(zhì)：一般Ki 10-4 中強電解質(zhì)：Ki =10-210-3解離常數(shù)Ki 可表示弱電解質(zhì)解離程度大小。Ki 與濃度無關(guān)，與溫度有關(guān)。由于溫度對Ki 影響不大，一般可不考慮其影響。 物理含義第3頁/共32頁 a)利用解離反應(yīng)達平衡時各物質(zhì)（離子）的濃度計算； b)利用熱力學數(shù)據(jù)及公式 計算。lnrmiGKRT Ki的計算第4頁/共32頁例試計算298.15K、標準態(tài)下Ka(HOAc)值。解：HOAc H+ + OAc-rGm/(kJmol-1) -396.46 0 -369.31rGm=(-369.31)-(-396.46)kJmol-1

3、 =27.15 kJmol-1 -rGm -27.151000 RT 8.314298.15ln K = = = -10.95Ka (HOAc)=1.810-5第5頁/共32頁3-2-2 解離度和稀釋定律解離度和稀釋定律解離度解離部分弱電解質(zhì)濃度未解離前弱電解質(zhì)濃度解離度()100%解離度可表示弱電解質(zhì)解離程度的大小在溫度、濃度相同條件下, 越小，電解質(zhì)越弱。物理含義第6頁/共32頁稀釋定律一元弱酸 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/

4、c )/Ki 500, 1-1Ki 與都能說明弱電解質(zhì)的解離程度；但與c有關(guān)，Ki 與c無關(guān)。稀釋定律隨著溶液濃度的降低，解離度增大。解離特性第7頁/共32頁3-2-3 弱酸或弱堿溶液中離子濃度計算弱酸或弱堿溶液中離子濃度計算若Ki Kw , c(molL-1)不很小,可忽略水的解離。一元弱酸溶液中c(H+)的計算一元弱電解質(zhì)溶液中離子濃度的計算一元弱酸 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

5、 c第8頁/共32頁3-2-3 弱酸或弱堿溶液中離子濃度計算弱酸或弱堿溶液中離子濃度計算一元弱堿溶液中c(H+)的計算c(OH-) cpOH= -lg一元弱堿 BOH B+ + OH-同理c(OH-)(cc )Kb c(OH-) cpH=14 -lg第9頁/共32頁例計算L-1氨水溶液中的c(OH-)、pH和氨水的解離度。解： NH3H2O NH4+ + OH-平衡濃度/(molL-1x 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

6、則 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-1第10頁/共32頁例計算L-1氨水溶液中的c(OH-)、pH和氨水的解離度。解： NH3H2O NH4+OH-平衡濃度/(molL-1) 0.100-x x x則 x10-3 c(OH-)=1.3410-3 molL-1 Kw 1.010-14c(OH-) 1.3410-3 c(H+)= = molL-1=7.510-12 molL-110-12)=c 1.3410-3 c 0.100= 100%= 100%

7、=1.34% 第11頁/共32頁3-2-4 多元弱酸的分步解離多元弱酸的分步解離多元弱酸在水溶液中分步解離如 H2S H+ + HS- HS- H+ + S2-Ka(1)= =1.110-7c(H+)/c c(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+)主要決定于第一步解離的H+，即 c(H+) c(HS-)多元弱酸的強弱主要取決于Ki(1)第12頁/共32頁H+的計算的計算HS-的計算S2-的計算按第一級解離平衡求算HS- H+按第二級解離平衡求算HS- H+ + S2- Ka2 = H+S2-/

8、HS-.c S2-/cS2- = Ka2.c按第一級解離平衡求算此外，還可利用多重平衡規(guī)則求S2-第13頁/共32頁例已知常溫、常壓下H2S的溶解度為0.10molL-1，計算H2S飽和溶液中c(H+)、c(S2-)和H2S的解離度。解： H2S H+ + HS-平衡濃度/(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-1第14頁/共32頁例已知常溫、常壓下H2

9、S的溶解度為-1，計算H2S飽和溶液中c(H+)、c(S2-)和H2S的解離度。解： HS- H+ + S2-平衡濃度/(molL-1) x x1 x + x1 x1因為 Ka(2) Ka(1)所以 c(HS-) 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)C第15頁/共32頁H2S H+ + HS- Ka(1)=c(H+)/c c(HS-)/c c(H2S)/c Ka(2)=c(H+)/

10、c c(S2-)/c c(HS-)/c c(H+)與c(S2-)的關(guān)系HS- H+ + S2-兩式相加H2S 2H+ + S2- Ka= Ka(1)Ka(2)c(H+)2c(S2-) c(H2S)(c )2=Ka(1)Ka(2)常溫下, H2S飽和溶液中, c(H2molL-1如果在溶液中加強酸以增大c(H+)的濃度，可降低c(S2-)，因此調(diào)節(jié)H2S溶液的酸度，可控制c(S2-)。c(H+)2c(S2-) = 1.410-21(molL-1)3第16頁/共32頁酸堿的電離理論溶液的酸堿性和pH弱電解質(zhì)的解離平衡、解離常數(shù)、解離度、稀釋定律一元弱酸或弱堿的離子濃度的計算二元弱酸中,酸根的濃度近

11、似等于二級解離常數(shù),與酸原始濃度關(guān)系不大。第17頁/共32頁3-2-5 解離平衡的移動同離子效應(yīng)解離平衡的移動同離子效應(yīng)在弱電解質(zhì)溶液中，加入含有相同離子的易溶強電解質(zhì)，使弱電解質(zhì)解離度降低的現(xiàn)象，稱為同離子效應(yīng)。如 HOAc H+ + OAc- NaOAc Na+ + OAc-平衡向左移動遵循呂查德理原理第18頁/共32頁例在L-1NH3H2O溶液中，加入固體NH4Cl,使其濃度為0.100molL-1，計算溶液中c(H+)、NH3H2O的解離度。解： NH3H2O NH4+ + OH-平衡濃度/(molL-1) 0.100-x 0.100+x xx=1.810-5c(OH-)=1.810-

12、5 molL-1Kb= =1.810-5x(0.100+x) 0.100-x0.100 x 0.100=1.810-5因為 (c/c )/Kb=0.100/(1.810-5)500所以 0.100-x0.100, 0.100+x0.100第19頁/共32頁例在L-1NH3H2O溶液中，加入固體NH4Cl,使其濃度為0.100molL-1，計算溶液中c(H+)、NH3H2O的解離度。解： NH3H2O NH4+ + OH-平衡濃度/(molL-1x 0.100+x xc(OH-10-5 molL-11.010-14 1.810-5c(H+) = =5.610-10 molL-11.810-5 0

13、.100= 100%=0.018%未加NH4Cl的0.100molL-1NH3H2O溶液 1.34%,即由于同離子效應(yīng)，使降低。第20頁/共32頁例: 在0.1 mol/L 的HAc溶液中加入固體NaOAc,使NaOAc的濃度達到0.2 mol/L ,求該溶液中H+和解離度。解： HAc H+ + Ac-起/( mol/L） 平/( mol/L） 0.1-x x 0.2+x 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%,解離度大大降低 利用同離子效應(yīng):可調(diào)節(jié)溶液的酸堿

14、性;控制弱酸溶液中酸根離子濃度，達到離子分離、提純的目的。未加NaOAc的0.100molL-1HOAc溶液 1.34%,第21頁/共32頁實驗事實： 向純水(pH=7.0)中加入少量酸或堿，pH值會發(fā)生顯著變化； 向HAc-NaAc液中加入少量酸或堿，溶液的pH值幾乎不變。 3-2-6 緩沖溶液緩沖溶液 這種能抵抗少量強酸、強堿和水的稀釋而保持體系的pH值基本不變的溶液，稱為緩沖溶液。eg：弱酸弱酸鹽（HAc-NaAc），弱堿弱堿鹽（NH3.H2O-NH4Cl)等。第22頁/共32頁3-2-6 緩沖溶液緩沖溶液緩沖作用：能使溶液pH值基本保持不變的 作用。緩沖作用原理：如 HOAc+NaOA

15、c混合液HOAc H+ + OAc- 大量 極小量 大量 外加適量酸(H)，平衡向左移動外加適量堿(OH-)，平衡向右移動NaOAc:抵消H+物質(zhì);HOAc:抵消OH-物質(zhì)?？顾岢煞挚箟A成分含有能抵消H+和OH-兩種物質(zhì)的溶液稱為緩沖溶液。第23頁/共32頁稀釋此溶液時c(H+)=Kac(HOAc)/c(OAc-)HAc H+ + Ac-稀釋時， c (HOAc)和c (OAc-)將以同等倍數(shù)下降，使c (HOAc)/c (OAc-)不變，因此c (H+)不變，pH不變。第24頁/共32頁常見的緩沖溶液如弱酸與弱酸鹽、弱堿與弱堿鹽等混合液，多元弱酸組成的兩種不同酸度的鹽混合液。緩沖溶液緩沖溶液

16、pKipH值范圍值范圍HOAc-NaOAc4.763.65.6NH3H2O-NH4Cl4.768.310.3NaHCO3-Na2CO310.339.211.0KH2PO4-K2HPO47.205.98.0H3BO3-Na2B4O79.27.29.2第25頁/共32頁緩沖溶液pH值的計算例試計算含L-1HOAc、 molL-1NaOAc溶液的pH值。解： HOAc H+ + OAc- 平衡濃度/(molL-1) 0.100-x x 0.100+xKa= =1.810-5x(0.100+x) 0.100-x因為 (c/c )/Ka=0.100/(1.810-5)500所以 0.10-x0.100,

17、 0.100+x0.100pH=4.74x=1.810-5c(H+)=1.810-5 molL-1=1.810-50.100 x 0.100第26頁/共32頁例(2) 在含L-1HOAc、 molL-1NaOAc溶液中加入HCl，使 c(H+molL-1，計算溶液的pH值。 HOAc H+ + OAc- Ka= =1.810-5x(0.099+x) 0. 101-x平衡濃度/(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: 反應(yīng) H+ + OAc- HOAc0.001 0.0

18、01 0.001HOAc+NaOAc混合溶液能抵抗少量外來酸的作用，而保持溶液pH值不變。第27頁/共32頁例(3) 在含L-1HOAc、 molL-1NaOAc溶液中加入NaOH, 使 c(OH-molL-1，計算溶液的pH值。 HOAc H+ + OAc- Ka= =1.810-5x(0.101+x) 0. 099-x平衡濃度/(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: 反應(yīng) OH- + HOAc OAc- + H2O 0.001 0.001 0.001HOAc+NaOAc混合溶液能抵抗少量外來堿的作用，而保持溶液pH值