8 酸碱解离平衡

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1、第8章酸碱解离平衡主主要要内内容容1弱酸和弱碱的解离平衡2盐的水解3电解质溶液理论和酸碱理论的发展对酸碱的认识波义耳1627年出生于爱尔兰的一个伯爵家庭。1662年提出描述气体性质的波义耳定律，1663年总结出酸碱的特征。酸具有溶解别的物质的能力，能使某些蓝色植物染料变红。碱具有滑腻的感觉，具有洗涤作用，能溶解油和硫，具有使酸的性质消失的能力。波义耳1887年瑞典化学家阿仑尼乌斯提出了酸碱的电离理论。认为酸就是在水溶液中电离产生H+的物质；碱就是在水溶液中电离产生OH-的物质。阿伦尼乌斯认为电解质在水中是电离的，但这种电离都是不完全的，存在电离平衡。阿仑尼乌斯

2、8－1弱酸和弱碱的解离平衡8－1－1一元弱酸、弱碱的解离平衡1.解离平衡常数醋酸的解离平衡可表示成HAcH++Ac－或HAc+HOHO++Ac－23HAcH++Ac－酸式解离的解离平衡常数用KӨ表示。a[H+][Ac－]KӨ=a[HAc][H+],[Ac－]和[HAc]分别表示H+,Ac－和HAc的平衡浓度。设c0为HAc的起始浓度，则：HAcH++Ac－起始浓度：c000平衡浓度：c0–[H+][H+][H+][H+]2KӨ=ac－[H+]0当c≫[H+]，则：0[H+]2KӨ=ac0[H+]2KӨ=ac0所以：[H+]=Kөca0适用条件：(1)c>400

3、KӨ；0a(2)一元弱酸体系。首先判断c与400KӨ之间的关系！0a弱碱的碱式解离平衡常数用Kb⊖表示。NH∙HONH++OH－324[NH+][OH－]4KӨ=b[NH3∙H2O]设氨水的起始浓度为c0，则：[OH－]2KӨ=bc－[OH－]0当c0>400KbӨ时，近似计算为:[OH–]=KӨcb0①KӨ和KӨ是量纲为1的常数；ab②KӨ和KӨ表示弱酸、弱碱的解离趋势大小；ab③KӨ和KӨ与反应方程式写法有关；ab④KӨ和KӨ与初始浓度无关，只与反应本身ab和温度有关，但由于弱电解质解离过程的热效应不大，所以温度变化对二者影响较小。HAcH++Ac－[H+

4、]2Ө[H+]=KөcK=a0ac－[H+]0NH∙HONH++OH－324[OH－]2KӨ=[OH–]=KӨcbb0c－[OH－]02.解离度(α)平衡时已经解离的弱酸浓度100%弱酸的初始浓度[H+]KӨHAcH++Ac-α==ac0c0KӨbNH3∙H2ONH4++OH－α=c0起始浓度c越小，解离度a值越大。0例8−1求0.01mol∙dm－3的HF溶液的[H+]，已知HF的KӨ=6.310－4ac00.01解：=15<400K6.310－4aHFH++F－t00.0100t平0.01－xxxx2KӨ==6.310－4a0.01－x解得[

5、H+]=2.2110－3mol∙dm－3例8−2求0.10mol∙dm－3的HAc的[H+]，pH和解离度。已知HAc的KaӨ=1.810－5。解：c0>400Ka，符合近似计算条件。[H+]=KӨc=1.3410－3a0解得[H+]=1.3410－3，pH=2.873[HAc]已解离=100%[HAc]起始=1.34%续解：设平衡时解离掉的[HAc]为xHAcH++Ac－起始浓度0.1000平衡浓度0.10－xxx[H+][Ac－]KӨ==1.810－5a[HAc]x=1.3310－3pH=2.876=1.33%例：取50.0mL0.10

6、mol·L-1某一元弱碱溶液与20.0mL0.10mol·L-1HCl溶液混合，将混合溶液稀释到100.0mL时，此溶液的pH=9.25，求此一元弱碱的Kө。b解：设一元弱碱为ROH则ROH+HCl=RCl+H2O500.1200.10.050.02100100ROH过量，则ROHR++OH-起始浓度0.05-0.020.020平衡浓度0.03－x0.02+xxROH过量，则ROHR++OH-起始浓度0.05-0.020.020平衡浓度0.03－x0.02+xx(0.02x)xKb0.03x已知溶液pH=9.25，则[OH—]=1.8×10-5

7、55θ(0.021.810)1.810则Kb5(0.031.810)50.021.81051.2100.03例：将0.10mol·L-1HAc与0.10mol·L-1HCN等体积混合，计算溶液中的[H+]、[Ac–]、[CN–]。已知KaӨ(HAc)=1.810－5,KaӨ(HCN)=6.210－10解：①HAc+HCN2H++Ac－+CN－平衡浓度：0.05-x0.05-yx+yxy[H][Ac](xy)x5K(HAc)1.810(1)a[HAc]0.05[H][CN](xy)y10K(HCN

8、)6.210(2)a[HCN]