无机化学 解离平衡.ppt

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1、酸碱质子理论电解质的电离平衡和溶液的pH第三章电解质溶液第一节第二节第三节第四节同离子效应与缓冲溶液沉淀溶解平衡[教学目标]1、学会利用酸碱质子理论判断酸碱2、掌握一元弱酸、弱碱pH的计算3、理解同离子效应及缓冲溶液4、掌握缓冲溶液pH的计算5、掌握溶度积规则及其应用一、酸碱质子理论酸碱质子理论认为：凡能给出质子的物质都是酸，凡能接受质子的物质都是碱，酸是质子的给予体，碱是质子的接受体。酸失去质子后即成为其共轭碱，碱得到质子后即成为其共轭酸。酸H++碱质子酸、碱的关系可表示为：第一节酸碱质子理论例：酸碱反应的实

2、质是两对共轭酸碱对之间的质子传递：二、酸碱反应的实质两个半反应同时发生，可以在非水溶剂或气相中进行。酸碱反应是较强的酸与较强的碱作用，生成较弱的碱和较弱的酸的过程：较强酸+较强碱=较弱碱+较弱酸三、共轭酸碱Ka与Kb的关系共轭酸碱HB-B-在水溶液中存在如下质子转移反应：①水溶液中同时存在：整理①、②、③得：Ka·Kb=Kw②③例:已知25ºC时，HAc的Ka为1.8×10-5，计算Ac-的Kb。解：Ac-是HAc的共轭碱，Ac-的Kb为：电解质：在水溶液中或熔融状态下能够导电的化合物。第二节电解质的电离平衡和

3、溶液的pH电解质溶液：电解质溶解于溶剂中形成的溶液。电解质强电解质弱电解质完全电离部分电离、解离度和解离常数1．解离度（α）弱电解质的解离程度可以用解离度来表示：例如在298.15K时，0.1mol·L—1的HAc溶液里，每1000个乙酸分子里大约有13个分子解离成H+和Ac—离子,故其解离度大约是1.3%。解离度的大小，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。在一定温度下，弱电解质在水溶液中达到解离平衡时，解离所生成的各种离子浓度的乘积与溶液中未解离的分子的浓度之比是一个常数，称为解离平衡

4、常数，简称解离常数(Ki)。弱酸的电离常数用Ka表示，弱碱的电离常数用Kb表示。现以乙酸HAc和氨NH3H2O为例，分别讨论一元弱酸、弱碱在水溶液中的电离平衡常数。2、解离常数和稀释定律（1）HAc的解离平衡Ka称为酸解离平衡常数。在一定温度下，其值为一定值。Ka的大小表示酸在水溶液中释放质子能力的大小，Ka值越大酸性越强，反之亦然。（2）NH3·H2O的电离平衡Kb称为碱的解离平衡常数。在一定温度下，其值为一定值。Kb值的大小同样可以表示碱在水溶液中接受质子能力的大小，Kb值越大，碱性越强。（3）稀释定律稀释

5、定律公式例3-3：已知在298．15K时，0．10mol·L—1的NH3·H20的电离度为1．33%，求NH3·H2O的电离常数。二、水的电离和溶液的pH水分子是一种两性物质，它既可以给出质子又可以接受质子；于是在水分子之间也可以发生质子传递反应，称为水的质子自递反应。1、水的电离平衡和水的离子积在一定温度下，水的解离反应达到平衡时：式中[H2O]可以看成一个常数，将它与K合并则：或Kw为水的离于积常数，简称水的离子积。不同温度下水的离子积常数T/KT/KKWKW当温度在室温附近变化时，变化不大，一般可认为。K

6、WKW=1.0×10－142、水溶液的pH由于在生产实践中，经常要用到一些H+浓度很小的溶液，若直接用H+浓度来表示溶液的酸碱性就很不方便，因此，在化学上常用pH值来表示溶液的酸碱性，pH值等于H+浓度的负对数，即1、一元弱酸溶液pH值（H+浓度）的计算在一元弱酸HA溶液中，存在下列电离平衡：三、一元弱酸、弱碱溶液pH的计算由H2O解离产生的H+浓度等于OH-浓度；由HA解离产生的H+浓度等于A-浓度。当不考虑水的电离平衡时，上式简化为：由上式可得：（近似式）当ca／Ka≥400或α≤5%时，（最简式）同理可得

7、，一元弱碱溶液OH—浓度的计算公式。（最简式）当cb／Kb≥400或α≤5%时，例3-4：分别计算0.10mol·L-1HAc和NH4Cl溶液的pH，已知Ka(HAc)＝1.76×10-5；Kb(NH3)＝1.79×10-5。解：Ka(HAc)＝1.76×10-5；ca＝0.10mol·L-1所以，ca/Ka>400，因此可以用最简公式进行计算所以，溶液的pH为：mol·L-1第三节同离子效应与缓冲溶液一、同离子效应在弱酸或弱碱的电解质溶液中，加入与其具有共同离子的强电解质使电离平衡向左移，从而降低了弱电解质的

8、解离度，这种影响叫同离子效应。取两支试管，各加入10mLl．0mo1·L—1的以HAc溶液及甲基橙指示剂2滴，试管中的溶液呈红色，然后在试管1中加入少量固体NaAc，边振荡边与试管2比较，结果发现试管1中溶液的红色逐渐褪去、最后变成黄色。实验表明，试管1中的溶液中加入NaAc后，酸度降低了这是因为HAc-NaAc溶液中存在着下列解离关系：由于NaAc在溶液中是以Na+和Ac—存在，溶液