电解质溶液和离子平衡东华大学

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1、第四章电解质溶液和离子平衡活度离子在参加化学反应时所表现出的有效浓度称为该离子的活度=c：活度系数c：溶液的浓度离子强度：用于表现溶液浓度和电荷数对活度系数的影响；等于溶液中各种离子（包括正、负离子）的浓度与离子电荷数平方乘积的总和的一半I=(c1z12+c2z22+c3z32+…)/2=1/2cizi2水的自偶电离平衡水本身电离平衡H2OH++OH–在25C，由电导等方法测得[H+]=[OH–]=1.010–7（molL－1)则Kw=[H+][OH–]=1.010–14Kw称为水的离子积常数，是水的解离平衡常数。Kw具有一般平衡常数的特性，无量纲。Kw随温

2、度的增加，略有增加。pH和pOH规定pH=-lg[c(H+)/c]简化为pH=-lgc(H+)同时pOH=-lgc(OH－)25C时，pKw=pH+pOH=14.00酸碱性与pH[H+]=1.010–7molL－1=[OH－],pH=7,中性溶液[H+]>1.010-7molL-1>[OH-],pH<77>pOH,碱性溶液[H+]>1.0molL-1或[OH－]>1.0molL-1时，直接使用浓度表示酸碱度[H+]=[OH–]=1.010–7（molL－1)pH=-lg[H+]=7=pO

3、H加入0.10molL－1一元强酸时，[OH–]=Kw/[H+]=1.010–14/1.010–1=1.010–13（molL－1)加入0.10molL－1一元强碱时，[H+]=Kw/[OH–]=1.010–14/1.010–1=1.010–13（molL－1)水溶液中(纯水或酸碱溶液），H+和OH–同时存在，Kw是个常数。（酸溶液中也有OH–，碱溶液中也有H+）溶液的酸碱性一元弱电解质的解离平衡HAcH+(aq)+Ac－(aq)NH3·H2ONH4＋＋OH－解离常数表达式分别为：解离常数弱酸使用Ka表示，弱碱使用Kb表示必须指明具体的弱电解质反映弱电解质解离成

4、离子的能力：Ki越大，解离倾向越大，该弱电解质也相对较强Ki<10-4：弱电解质10-3

5、L-10.10－xxxx=1.310－3mol·L-1c(H+)=c(Ac－)=1.310－3mol·L-1c(HAc)=0.10-1.310－3≈0.10mol·L-1Kw=[c(H+)/c][c(OH－)/c]c(OH－)=7.710-12mol·L-1pH=-lg[c(H+)]=2.89解离度()0.10mol·L-1醋酸的解离度2)Ka=x2/(1.010－5－x)=1.810－5∵C0/Ka=1.010－5/1.810－5<500∴不能简化，解方程得x=[H＋]=7.1610－6mol·L-1α=[H＋]/C0=7.1610－6/1.010

6、－5=71.6%由此可见C0越小，α越大。一元弱碱的解离平衡已知25℃时，0.200mol·L-1氨水的解离度为0.95%，求c(OH－),pH值和氨的解离常数。解：NH3+H2ONH4++OH-c0(mol·L-1)0.20000ceq(mol·L-1)0.200(1–0.95%)0.200×0.95%0.200×0.95%c(OH－)=0.2000.95%=1.910-3pH=14–pOH=14-(-lg1.910-3)=11.27070329例题将2.45克固体NaCN配制成500cm3的水溶液，计算此溶液的酸度是多少。已知：HCN的Ka为4.93×10－10。解：CN－的

7、浓度为2.45/(49.0×0.500)=0.100(mol/dm3)CN－+H2OOH－+HCN=Kw/Ka=1.00×10－14/4.93×10－10=2.03×10－5因为c/Kb=0.100/2.03×10－5=4.93×103>500则[OH－]=（Kb·c)1/2=(2.03×10－5×0.100)1/2=1.42×10－3(mol/dm3)pH=14.0－pOH=14.0－2.85=11.15多元弱酸的解离平衡第一步：H2CO3H