1 / 15

第三节 弱酸弱碱的离解平衡

第三章 电解质溶液和离子平衡. 第三节 弱酸弱碱的离解平衡. 1 、 掌握弱电解质的电离 2 、掌握弱电解质的有关计算. 本节基本要求. 重点：. 弱电解质的离解及其有关计算. 难点：. 弱电解质的离解平衡. 一、一元弱酸、弱碱的离解平衡. 弱酸、弱碱在溶液中部分离解，存在离解平衡。. １ . 一元弱酸的离解平衡常数. HA(aq) ⇌H + (aq)+A - (aq). 说明 :. ( 1) K a ⊖ 与浓度无关，与温度有关，体现酸性的大小，同浓度不同弱酸， K a ⊖ ↑ ，酸性 ↑ ，室温下不考虑温度对其影响.

hinda
Download Presentation

第三节 弱酸弱碱的离解平衡

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript

  1. 第三章 电解质溶液和离子平衡 第三节 弱酸弱碱的离解平衡

  2. 1、 掌握弱电解质的电离 2、掌握弱电解质的有关计算 本节基本要求 重点： 弱电解质的离解及其有关计算 难点： 弱电解质的离解平衡

  3. 一、一元弱酸、弱碱的离解平衡 弱酸、弱碱在溶液中部分离解，存在离解平衡。 １.一元弱酸的离解平衡常数 HA(aq) ⇌H+(aq)+A-(aq) 说明: (1) Ka⊖与浓度无关，与温度有关，体现酸性的大小，同浓度不同弱酸，Ka⊖↑，酸性↑，室温下不考虑温度对其影响 (2)在水溶液中， H+有两个来源，HA和H2O的电离，由于Ka⊖>>Kw⊖, 通常计算C(H+)，只考虑HA的电离。

  4. 已离解弱电解质的浓度 ×100% 弱电解质起始浓度 C 2 (C )2 C(H+)/ C ⊖. C(A-)/ C ⊖ = = 1- Ka⊖= C-C C(HA)/C ⊖ = 、浓度 之间有一定关系关系 K ⊖a ⊖ 起始浓度/ mol·L-1 C 0 0 平衡浓度/ mol·L-1C-C C C （3）对具体的酸，Ｋ⊖后应注明酸的化学式。 离解度： 离解度的大小，主要取决于电解质的本性，同 时又与溶液的浓度、温度等因素有关C↑，↓ ， HA(aq) ⇌H+(aq)+A-(aq)

  5. C(H+)=C = Ka ⊖=C 2 = 则溶液中： pH=1/2（pKa⊖ + p C） 在一定温度下，某弱电解质的离解度随着溶液的稀释而增大（稀释定律）但溶液中C(H+)不一定增大。

  6. 离解度与浓度的关系: 相同：都可以表示弱电解质的相对强弱。 不同：电离常数是化学平衡常数的一种；是某弱电解质的特征常数。基本不随浓度变化。电离度是转化率的一种。电离度随浓度变化。

  7. HAc H+ +Ac- 解： x = [H+] 例：分别计算0.10mol/LHAc和0.001mol/LHAc溶液的pH和离解度 (298 K, Ka = 1.8 10 -5)。 C初0.10 0 0 C平0.10 – xx x ① c / Ka 500

  8. C'(B+) ·C'(OH-) 平衡常数Kb⊖= C'(BOH) = C(OH-)=C = 2. 一元弱碱溶液的电离平衡 BOH ⇌ B+ + OH- 与一元弱酸类似，当 C/Kb⊖ > 500时： pOH=1/2 (pKb⊖ + pC碱) pH=14 - 1/2 (pKb⊖+ pC碱)

  9. x2 Kb⊖= 0.1-x 例： 计算0.1mol·L-1 NH3·H2O溶液中,C(H+)、C(OH-)、 pH、pOH及。（已知：K b Θ =1.8×10 -5） 解： Kb⊖» Kw⊖, 可忽略H2O的离解，只考虑NH3·H2O的离解。 设：C(OH-) = xmol·L-1 NH3·H2O ⇌ NH4+ + OH- 平衡浓度/ mol·L-1 0.1-x x x C/Kb⊖»500 0.1-x ≈0.1 x2/0.1=1.8×10-5 x=1.34×10-3 C(OH-)=1.34×10-3mol·L-1 → pOH=2.87

  10. Kw⊖ C(H+)= =7.5×10-12mol·L-1 C(OH-) 1.3×10-3mol·L-1 = ×100%=1.34% 0.1mol·L-1 → pH=11.13 二、多元弱酸的离解平衡 分步离解，以H2S为例 H2S的离解反应分二步进行： H2S ⇌ H+ + HS-Ka1⊖ =1.32×10-7

  11. HS- ⇌ H+ + S2-Ka2⊖ =7.1×10-15 ∵ Ka1Ka2 x＞＞y ∴ x+y≈x x-y≈x 可近似只考虑第一步离解，当作一元弱酸处理。

  12. H2S  H+ + HS－ Ka(1) 注意 总的离解方程式并不表明其是一步电离的，溶液中[H+] ≠2[S2-] HS－ H+ + S2－ Ka(2) ＋） H2S2H+ + S2- Ka [H+]2[S2-] [H2S] Ka= = Ka(1)·Ka(2) 常温下, H2S饱和溶液, c(H2S)=0.10mol·L-1 因此，调节H2S溶液的酸度，可控制c(S2-)。

  13. (x+y+z)(x-y) Ka1⊖ = =1.32×10-7 (0.1-x) 例： 常温常压下，H2S在水中的溶解度为0.1mol·L-1、 试求H2S饱和溶液中C(H+)、C(OH-)、pH、C(S2-)及 。 解： H2S水溶液中的H+有三个来源：设H2S第一步电离产生的H+浓度为x， HS-第二步电离产生的H+浓度为y，H2O电离产生的H+浓度为z。 H2S ⇌ H+ + HS- 平衡浓度/ mol·L-1 0.1-x x+y+z x-y

  14. (x+y+z)(y) Ka2⊖ = =7.10×10-15 (x-y) K1⊖» K2⊖，K1⊖» Kw⊖ , 则x » y ,x » z , x+y+z≈x ，x-y≈x 解得x =1. 15×10-4 ，即C(H+) HS- ⇌ H+ + S2- 平衡浓度/ mol·L-1 x-y x+y+z y 同理解得：y = 7. 10×10-15，即C(S2-)

  15. x ×100%=0.115% = Kw⊖ = (x+y+z)z =10-14 0.1 H2O ⇌ H+ + OH- 平衡浓度/ mol·L-1 x+y+z z 同理解得：z = 8.70×10-11，即C(OH-) 注意：在H2S饱和溶液中，C(S2-)=K2⊖ ， C(H+)≠2C(S2-) 溶液中的浓度关系：

More Related