高校無(wú)機(jī)化學(xué)弱電解質(zhì)的解離反應(yīng)(天津大學(xué)第四版)講義課件

第三章酸堿反應(yīng)和沉淀反應(yīng)3.2弱電解質(zhì)的解離反應(yīng)一元弱酸HA(aq)H+(aq)+A-(aq)弱電解質(zhì)在水中部分解離,存在解離平衡[c(H+)/c][c(A-)/c][c(HA)/c]Ki

(HA)=c(H+)·c(A-)

c(HA)簡(jiǎn)化為Ki

(HA)=1.解離平衡Ki

——標(biāo)準(zhǔn)解離常數(shù)Ka、Kb——分別表示弱酸、弱堿標(biāo)準(zhǔn)解離常數(shù)3.2.1

解離平衡和解離常數(shù)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(qiáng)電解質(zhì)：Ki=10-2~10-32.解離常數(shù)Ki

表示弱電解質(zhì)解離程度大小的特性常數(shù)Ki與濃度無(wú)關(guān)，與溫度有關(guān)由于溫度對(duì)Ki

影響不大,一般可不考慮其影響1.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(α)＝×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,

α越小，電解質(zhì)越弱3.2.2

解離度和稀釋定律2.稀釋定律一元弱酸HA(aq)H+(aq)+A-(aq)起始濃度c平衡濃度c-cα

cα

cα[c(H+)/c][c(A-)/c][c(HA)/c]Ka(HA)==()

α2c1-α

cKi

≈()α2ccKic/cα≈若(c/c)/Ki

≧500,1-α≈1Ki與α都能說(shuō)明弱電解質(zhì)的解離程度；但α與

c有關(guān)，Ki

與

c無(wú)關(guān)若Ki?Kw,c(mol·L-1)不很小,可忽略水的解離一元弱酸溶液中c(H+)的計(jì)算一元弱電解質(zhì)溶液中離子濃度的計(jì)算若(c/c)/Ka

≧500,c(H+)?c,c-c(H+)≈cKa=≈

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

c·cc(H+)≈(c·c)Ka

一元弱酸HAH++A-3.2.3

弱酸或弱堿溶液中離子濃度的計(jì)算一元弱堿溶液中c(H+)的計(jì)算c(OH-)cpOH=-lg一元弱堿BOHB++OH-同理c(OH-)≈(c·c)Kb

c(OH-)cpH=14+lg3.2.3

弱酸或弱堿溶液中離子濃度的計(jì)算例則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)=11.12計(jì)算0.100mol·L-1氨水溶液中的c(OH-)、pH和氨水的解離度解：NH3·H2ONH4++OH-平衡濃度/(mol·L-1)0.100-xxx

c(OH-)1.34×10-3c0.100α=×100%=×100%=1.34%

例已知常溫、常壓下H2S的溶解度為0.10mol·L-1，計(jì)算H2S飽和溶液中c(H+)、c(S2-)和H2S的解離度解：H2SH++HS-平衡濃度/(mol·L-1)0.10-xxxKa(1)===1.1×10-7[c(H+)/c][c(HS-)/c]x·x[c(H2S)/c]

0.10-x(c/c)/Ka(1)=0.10/(1.110-7)>500,0.10-x≈0.1x=1.1×10-4c(H+)=1.1×10-4

mol·L-1H2SH++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+)與c(S2-)的關(guān)系HS-H++S2-兩式相加H2S

2H++S2-Ka=Ka(1)·Ka(2)[c(H+)]2[c(S2-)]c(H2S)(c)2=Ka(1)·Ka(2)=1.4×10-20常溫下,H2S飽和溶液中,c(H2S)=0.10mol·L-1[c(H+)]2c(S2-)=1.4×10-21(mol·L-1)3調(diào)節(jié)H2S溶液的酸度，可控制c(S2-)由于實(shí)驗(yàn)和推算方法不同，不同文獻(xiàn)、手冊(cè)提供的Ka(2)可能差別很大同離子效應(yīng)——在弱電解質(zhì)溶液中，加入含有相同離子的易溶強(qiáng)電解質(zhì)，使弱電解質(zhì)解離度降低的現(xiàn)象HOAcH++OAc-

NaOAc→

Na++OAc-平衡向左移動(dòng)演示實(shí)驗(yàn):HOAc溶液+甲基橙再加入NaOAc3.2.5

解離平衡的移動(dòng)同離子效應(yīng)例在0.10mol·L-1NH3·H2O溶液中,加入固體NH4Cl,使其濃度為0.10mol·L-1,

計(jì)算溶液中c(OH-)、NH3·H2O的解離度x=1.8×10-5c(OH-)=1.8×10-5

mol·L-1Kb==1.8×10-5x(0.10+x)0.10-x0.10x0.10=1.8×10-5因?yàn)?c/c)/Kb=0.10/(1.8×10-5)>500所以0.10-x≈0.10,0.10+x≈0.10解：NH3·H2ONH4+OH-平衡濃度/(mol·L-1)0.10-x0.10+xx+例在0.10mol·L-1NH3·H2O溶液中,加入固體NH4Cl,使其濃度為0.10mol·L-1,

計(jì)算溶液中c(OH-)、NH3·H2O的解離度解：NH3·H2ONH4+OH-平衡濃度/(mol·L-1)0.10-x0.10+xx+c(OH-)=1.8×10-5mol·L-11.0×10-141.8×10-5c(H+)=mol·L-1=5.6×10-10mol·L-11.8×10-50.10α=×100%=1.8×10-2%未加NH4Cl的0.10mol·L-1NH3·H2O溶液＝1.34%,即由于同離子效應(yīng)，使α降低α

利用同離子效應(yīng),調(diào)節(jié)溶液的酸堿性,可控制弱電解質(zhì)溶液中有關(guān)離子的濃度，進(jìn)行金屬離子的分離和提純演示實(shí)驗(yàn)：HOAc~NaOAc混合溶液緩沖作用原理：如HOAc+NaOAc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(dòng)外加適量堿(OH-)，平衡向右移動(dòng)NaOAc抵消H+;HOAc抵消OH-緩沖作用：使溶液pH值基本保持不變的作用。具有緩沖作用的溶液，稱為緩沖溶液3.2.6

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pKipH值范圍HOAc-NaOAc4.763.6~5.6NH3·H2O-NH4Cl4.768.3~10.3NaHCO3-Na2CO310.339.2~11.0KH2PO4-K2HPO47.205.9~8.0H3BO3-Na2B4O79.27.2~9.2常見(jiàn)緩沖溶液例*試計(jì)算含0.10mol·L-1HOAc、0.10mol·L-1NaOAc溶液的pH值解：HOAcH++OAc-平衡濃度/(mol·L-1)0.10-x

x0.10