Wjhx弱電解質(zhì)的解離反應(yīng)課件

3.2.1解離平衡和解離常數(shù)3.2.2解離度和稀釋定律§3.2弱電解質(zhì)的解離反應(yīng)*3.2.3弱酸或弱堿溶液中離子濃度的計(jì)算3.2.4多元弱酸的分步解離3.2.5解離平衡的移動同離子效應(yīng)3.2.6緩沖溶液3.2.1解離平衡和解離常數(shù)3.2.2解離度和稀12022/11/163-2-1解離平衡和解離常數(shù)3-2-1解離平衡和解離常數(shù)一元弱酸HA(aq)H+(aq)+A-(aq)弱電解質(zhì)在水溶液中部分解離，存在解離平衡。[c(H+)/c][c(A-)/c][c(HA)/c]Ki(HA)=c(H+)·c(A-)

c(HA)簡化為Ki(HA)=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)2022/11/93-2-1解離平衡和解離常數(shù)3-2-122022/11/16Ki

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=10-2~10-3解離常數(shù)Ki可表示弱電解質(zhì)解離程度大小。Ki與濃度無關(guān)，與溫度有關(guān)。由于溫度對Ki

影響不大，一般可不考慮其影響。物理含義2022/11/9Ki越小,弱電解質(zhì)解離越困難,電解質(zhì)越3a)利用解離反應(yīng)達(dá)平衡時(shí)各物質(zhì)（離子）的濃度計(jì)算；

b)利用熱力學(xué)數(shù)據(jù)及公式計(jì)算。Kiθ的計(jì)算a)利用解離反應(yīng)達(dá)平衡時(shí)各物質(zhì)（離子）的濃度計(jì)算；K42022/11/16例試計(jì)算298.15K、標(biāo)準(zhǔn)態(tài)下Ka(HOAc)值。解：HOAcH++OAc-?rGm/(kJ·mol-1)-396.460-369.31?rGm=[(-369.31)-(-396.46)]kJ·mol-1

=27.15kJ·mol-1

-?rGm-27.15×1000RT8.314×298.15lnK===-10.95Ka(HOAc)=1.8×10-52022/11/9例試計(jì)算298.15K、標(biāo)準(zhǔn)態(tài)下Ka(HO52022/11/163-2-2解離度和稀釋定律3-2-2解離度和稀釋定律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。物理含義2022/11/93-2-2解離度和稀釋定律3-2-2解離62022/11/16稀釋定律一元弱酸HA(aq)H+(aq)+A-(aq)α＝c(H+)c(HA)[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都能說明弱電解質(zhì)的解離程度；但α與c有關(guān)，Ki與c無關(guān)。稀釋定律——隨著溶液濃度的降低，解離度增大。解離特性2022/11/9稀釋定律一元弱酸HA(aq)72022/11/163-2-3弱酸或弱堿溶液中離子濃度計(jì)算3-2-3弱酸或弱堿溶液中離子濃度計(jì)算若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)算一元弱酸HAH++A-若(c/c)/Ka

≧500,c(H+)?c,c-c(H+)≈cKa≈≈

[c(H+)/c]2c2(H+)[c-c(H+)]/c

c·cc(H+)≈(c·c)Ka

pH=-lg=[pKa+p()]c(H+)1cc

2c2022/11/93-2-3弱酸或弱堿溶液中離子濃度計(jì)算382022/11/163-2-3弱酸或弱堿溶液中離子濃度計(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-lg2022/11/93-2-3弱酸或弱堿溶液中離子濃度計(jì)算一92022/11/16例計(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(NH4+)/c][c(OH-)/c]x·x

[c(BOH)/c]0.100-xKb===1.8×10-5(c/c)/Kb(NH3·H2O)=0.100/(1.8×10-5)>5000.100-x≈0.100

則x=1.34×10-3

c(OH-)=1.34×10-3

mol·L-1Kw1.0×10-14c(OH-)1.34×10-3

c(H+)==mol·L-1=7.5×10-12

mol·L-12022/11/9例計(jì)算0.100mol·L-1氨水溶102022/11/16例計(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)=11.12cα

1.34×10-3c0.100α=×100%=×100%=1.34%

2022/11/9例計(jì)算0.100mol·L-1氨水溶112022/11/163-2-4多元弱酸的分步解3-2-4多元弱酸的分步解離多元弱酸在水溶液中分步解離如H2SH++HS-

HS-H++S2-Ka(1)==1.1×10-7[c(H+)/c][c(HS-)/c][c(H2S)/c]Ka(2)==1.3×10-13[c(H+)/c][c(S2-)/c][c(HS-)/c]H2S溶液中的c(H+)主要決定于第一步解離的H+，即c(H+)≈c(HS-)多元弱酸的強(qiáng)弱主要取決于Ki(1)2022/11/93-2-4多元弱酸的分步解3-2-4多元12[H+]的計(jì)算α的計(jì)算[HS-]的計(jì)算[S2-]的計(jì)算——按第一級解離平衡求算[HS-]≈[H+]——按第二級解離平衡求算HS-H++S2-

Ka2=[H+][S2-]/[HS-].c≈[S2-]/c[S2-]=Ka2.c——按第一級解離平衡求算此外，還可利用多重平衡規(guī)則求[S2-][H+]的計(jì)算——按第一級解離平衡求算[HS-]≈[H+]132022/11/16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]0.1-x(c/c)/Ka(1)=0.10/(1.1×10-7)>500,0.10-x≈0.10x=1.1×10-4c(H+)=1.1×10-4

mol·L-12022/11/9例已知常溫、常壓下H2S的溶解度為解：142022/11/16例已知常溫、常壓下H2S的溶解度為0.10molL-1，計(jì)算H2S飽和溶液中c(H+)、c(S2-)和H2S的解離度。解：HS-H++S2-平衡濃度/(mol·L-1)x–x1x+x1x1因?yàn)镵a(2)?Ka(1)所以c(HS-)≈c(H+)Ka(2)==1.3×10-13[c(H+)/c][c(S2-)/c][c(HS-)/c]Kic/cα≈

1.1×10-7

0.10==0.11%c(S2-)=Ka(2)c=1.3×10-13mol·L-1二元弱酸溶液中:c(A2-)≈Ka(2)θCθ2022/11/9例已知常溫、常壓下H2S的溶解度為解：152022/11/16H2SH++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)常溫下,H2S飽和溶液中,c(H2S)=0.10mol·L-1如果在溶液中加強(qiáng)酸以增大c(H+)的濃度，可降低c(S2-)，因此調(diào)節(jié)H2S溶液的酸度，可控制c(S2-)。[c(H+)]2c(S2-)=1.4×10-21(mol·L-1)32022/11/9H2SH++HS-16酸堿的電離理論溶液的酸堿性和pH弱電解質(zhì)的解離平衡、解離常數(shù)、解離度、稀釋定律一元弱酸或弱堿的離子濃度的計(jì)算二元弱酸中,酸根的濃度近似等于二級解離常數(shù),與酸原始濃度關(guān)系不大。小結(jié)酸堿的電離理論小結(jié)172022/11/163-2-5解離平衡的移動同離子效應(yīng)3-2-5解離平衡的移動同離子效應(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，稱為同離子效應(yīng)。如HOAcH++OAc-

NaOAc→

Na++OAc-平衡向左移動遵循呂查德理原理2022/11/93-2-5解離平衡的移動同離子效應(yīng)3-182022/11/16例在0.100mol·L-1NH3·H2O溶液中，加入固體NH4Cl,使其濃度為0.100mol·L-1，計(jì)算溶液中c(H+)、NH3·H2O的解離度。解：NH3·H2ONH4++OH-平衡濃度/(mol·L-1)0.100-x0.100+xxx=1.8×10-5c(OH-)=1.8×10-5

mol·L-1Kb==1.8×10-5x(0.100+x)0.100-x0.100x0.100=1.8×10-5因?yàn)?c/c)/Kb=0.100/(1.8×10-5)>500所以0.100-x≈0.100,0.100+x≈0.1002022/11/9例在0.100mol·L-1NH3·H192022/11/16例在0.100mol·L-1NH3·H2O溶液中，加入固體NH4Cl,使其濃度為0.100mol·L-1，計(jì)算溶液中c(H+)、NH3·H2O的解離度。解：NH3·H2ONH4++OH-平衡濃度/(mol·L-1)0.100-x0.100+xxc(OH-)=1.8×10-5mol·L-11.0×10-141.8×10-5c(H+)==5.6×10-10

mol·L-11.8×10-50.100α=×100%=0.018%未加NH4Cl的0.100mol·L-1NH3·H2O溶液＝1.34%,即由于同離子效應(yīng)，使α降低。α2022/11/9例在0.100mol·L-1NH3·20例:

在0.1mol/L的HAc溶液中加入固體NaOAc,使NaOAc的濃度達(dá)到0.2mol/L,求該溶液中[H+]和解離度。解：

HAcH++Ac-起/(mol/L）0.100.2平/(mol/L）0.1-xx0.2+xx(0.2+x)/0.1-x=1.810-50.2+x0.2,0.1-x0.1,故：

x=[H+]=910-6mol/L,=[H+]/c=910-6/0.1=0.009%,解離度大大降低

利用同離子效應(yīng):可調(diào)節(jié)溶液的酸堿性;控制弱酸溶液中酸根離子濃度，達(dá)到離子分離、提純的目的。未加NaOAc的0.100mol·L-1HOAc溶液＝1.34%,例:在0.1mol/L的HAc溶液中加入固體NaOAc21實(shí)驗(yàn)事實(shí)：向純水(pH=7.0)中加入少量酸或堿，pH值會發(fā)生顯著變化；向HAc-NaAc混合溶液中加入少量酸或堿，溶液的pH值幾乎不變。

3-2-6緩沖溶液

這種能抵抗少量強(qiáng)酸、強(qiáng)堿和水的稀釋而保持體系的pH值基本不變的溶液，稱為緩沖溶液。eg：弱酸－弱酸鹽（HAc-NaAc），弱堿－弱堿鹽（NH3.H2O-NH4Cl)等。實(shí)驗(yàn)事實(shí)：3-2-6緩沖溶液這種能抵抗少量強(qiáng)酸、強(qiáng)堿222022/11/163-2-6緩沖溶液緩沖作用：能使溶液pH值基本保持不變的作用。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＋)，平衡向左移動外加適量堿(OH-)，平衡向右移動NaOAc:抵消H+物質(zhì);HOAc:抵消OH-物質(zhì)?？顾岢煞挚箟A成分含有能抵消H+和OH-兩種物質(zhì)的溶液稱為緩沖溶液。2022/11/93-2-6緩沖溶液緩沖作用：能使溶液pH23稀釋此溶液時(shí)c(H+)=Kaθ×c(HOAc)/c(OAc-)HAcH++Ac-稀釋時(shí)，c(HOAc)和c(OAc-)將以同等倍數(shù)下降，使c(HOAc)/c(OAc-)不變，因此c(H+)不變，pH不變。稀釋此溶液時(shí)c(H+)=Kaθ×c(HOAc)/c(OAc-242022/11/16常見的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-Na2B4O79.27.2~9.22022/11/9常見的緩沖溶液緩沖溶液pKipH值范圍HO252022/11/16緩沖溶液pH值的計(jì)算例試計(jì)算含0.100mol·L-1HOAc、0.100mol·L-1NaOAc溶液的pH值。解：HOAcH++OAc-平衡濃度/(mol·L-1)0.100-x

x0.100+xKa==1.8×10-5x(0.100+x)0.100-x因?yàn)?c/c)/Ka=0.100/(1.8×10-5)>500所以0.10-x≈0.100,0.100+x≈0.100pH=4.74x=1.8×10-5c(H+)=1.8×10-5

mol·L-1=1.8×10-50.100x0.1002022/11/9緩沖溶液pH值的計(jì)算例試計(jì)算含0.100m262022/11/16例(2)在含0.100mol·L-1HOAc、0.100mol·L-1NaOAc溶液中加入HCl，使

c(H+)=0.001mol·L-1，計(jì)算溶液的pH值。

HOAcH++OAc-Ka==1.8×10-5x(0.099+x)0.101-x平衡濃度/(mol·L-1)0.101-x

x0.099+xx=1.8×10-5c(H+)≈1.8×10-5

mol·L-1pH=4.74=1.8×10-50.099x0.101解:反應(yīng)H++OAc-

→HOAc0.0010.0010.001HOAc+NaOAc混合溶液能抵抗少量外來酸的作用，而保持溶液pH值不變。2022/11/9例(2)在含0.100mol·L-1HO272022/11/16例(3)在含0.100mol·L-1HOAc、0.100mol·L-1NaOAc溶液中加入NaOH,使

c(OH-)=0.001mol·L-1，計(jì)算溶液的pH值。

HOAcH++OAc-Ka==1.8×10-5x(0.101+x)0.099-x平衡濃度/(mol·L-1)0.099-x

x0.101+xx=1.8×10-5c(H+)≈1.8×10-5

mol·L-1pH=4.74=1.8×10-50.101x0.099解:反應(yīng)OH-+HOAc→OAc-+H2O0.0010.0010.001HOAc+NaOAc混合溶液能抵抗少量外來堿的作用，而保持溶液pH值不變。2022/11/9例(3)在含0.100mol·L-1HO282022/11/16例(4)在含0.10mol·L-1HOAc、0.10mol·L-1

NaOAc溶液中加入H2O，使溶液稀釋10倍,

計(jì)算溶液的pH值。解：HOAcH++OAc-平衡濃度/(mol·L-1)0.010-x

x0.010+xKa==1.8×10-5x(0.010+x)0.010-xc(H+)≈1.8×10-5

mol·L-1pH=4.74x=1.8×10-5=1.8×10-50.010x0.010HOAc+NaOAc混合溶液能抵抗少量水的稀釋作用，而保持溶液pH值不變。2022/11/9例(4)在含0.10mol·L-1HOA29作業(yè)4、5Wjhx弱電解質(zhì)的解離反應(yīng)課件30第二節(jié)結(jié)束第二節(jié)結(jié)束第三章酸堿反應(yīng)和沉淀反應(yīng)無機(jī)化學(xué)多媒體電子教案第二節(jié)結(jié)束第二節(jié)結(jié)束第三章無機(jī)化學(xué)多媒體電子教案313.2.1解離平衡和解離常數(shù)3.2.2解離度和稀釋定律§3.2弱電解質(zhì)的解離反應(yīng)*3.2.3弱酸或弱堿溶液中離子濃度的計(jì)算3.2.4多元弱酸的分步解離3.2.5解離平衡的移動同離子效應(yīng)3.2.6緩沖溶液3.2.1解離平衡和解離常數(shù)3.2.2解離度和稀322022/11/163-2-1解離平衡和解離常數(shù)3-2-1解離平衡和解離常數(shù)一元弱酸HA(aq)H+(aq)+A-(aq)弱電解質(zhì)在水溶液中部分解離，存在解離平衡。[c(H+)/c][c(A-)/c][c(HA)/c]Ki(HA)=c(H+)·c(A-)

c(HA)簡化為Ki(HA)=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)2022/11/93-2-1解離平衡和解離常數(shù)3-2-1332022/11/16Ki

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=10-2~10-3解離常數(shù)Ki可表示弱電解質(zhì)解離程度大小。Ki與濃度無關(guān)，與溫度有關(guān)。由于溫度對Ki

影響不大，一般可不考慮其影響。物理含義2022/11/9Ki越小,弱電解質(zhì)解離越困難,電解質(zhì)越34a)利用解離反應(yīng)達(dá)平衡時(shí)各物質(zhì)（離子）的濃度計(jì)算；

b)利用熱力學(xué)數(shù)據(jù)及公式計(jì)算。Kiθ的計(jì)算a)利用解離反應(yīng)達(dá)平衡時(shí)各物質(zhì)（離子）的濃度計(jì)算；K352022/11/16例試計(jì)算298.15K、標(biāo)準(zhǔn)態(tài)下Ka(HOAc)值。解：HOAcH++OAc-?rGm/(kJ·mol-1)-396.460-369.31?rGm=[(-369.31)-(-396.46)]kJ·mol-1

=27.15kJ·mol-1

-?rGm-27.15×1000RT8.314×298.15lnK===-10.95Ka(HOAc)=1.8×10-52022/11/9例試計(jì)算298.15K、標(biāo)準(zhǔn)態(tài)下Ka(HO362022/11/163-2-2解離度和稀釋定律3-2-2解離度和稀釋定律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。物理含義2022/11/93-2-2解離度和稀釋定律3-2-2解離372022/11/16稀釋定律一元弱酸HA(aq)H+(aq)+A-(aq)α＝c(H+)c(HA)[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都能說明弱電解質(zhì)的解離程度；但α與c有關(guān)，Ki與c無關(guān)。稀釋定律——隨著溶液濃度的降低，解離度增大。解離特性2022/11/9稀釋定律一元弱酸HA(aq)382022/11/163-2-3弱酸或弱堿溶液中離子濃度計(jì)算3-2-3弱酸或弱堿溶液中離子濃度計(jì)算若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)算一元弱酸HAH++A-若(c/c)/Ka

≧500,c(H+)?c,c-c(H+)≈cKa≈≈

[c(H+)/c]2c2(H+)[c-c(H+)]/c

c·cc(H+)≈(c·c)Ka

pH=-lg=[pKa+p()]c(H+)1cc

2c2022/11/93-2-3弱酸或弱堿溶液中離子濃度計(jì)算3392022/11/163-2-3弱酸或弱堿溶液中離子濃度計(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-lg2022/11/93-2-3弱酸或弱堿溶液中離子濃度計(jì)算一402022/11/16例計(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(NH4+)/c][c(OH-)/c]x·x

[c(BOH)/c]0.100-xKb===1.8×10-5(c/c)/Kb(NH3·H2O)=0.100/(1.8×10-5)>5000.100-x≈0.100

則x=1.34×10-3

c(OH-)=1.34×10-3

mol·L-1Kw1.0×10-14c(OH-)1.34×10-3

c(H+)==mol·L-1=7.5×10-12

mol·L-12022/11/9例計(jì)算0.100mol·L-1氨水溶412022/11/16例計(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)=11.12cα

1.34×10-3c0.100α=×100%=×100%=1.34%

2022/11/9例計(jì)算0.100mol·L-1氨水溶422022/11/163-2-4多元弱酸的分步解3-2-4多元弱酸的分步解離多元弱酸在水溶液中分步解離如H2SH++HS-

HS-H++S2-Ka(1)==1.1×10-7[c(H+)/c][c(HS-)/c][c(H2S)/c]Ka(2)==1.3×10-13[c(H+)/c][c(S2-)/c][c(HS-)/c]H2S溶液中的c(H+)主要決定于第一步解離的H+，即c(H+)≈c(HS-)多元弱酸的強(qiáng)弱主要取決于Ki(1)2022/11/93-2-4多元弱酸的分步解3-2-4多元43[H+]的計(jì)算α的計(jì)算[HS-]的計(jì)算[S2-]的計(jì)算——按第一級解離平衡求算[HS-]≈[H+]——按第二級解離平衡求算HS-H++S2-

Ka2=[H+][S2-]/[HS-].c≈[S2-]/c[S2-]=Ka2.c——按第一級解離平衡求算此外，還可利用多重平衡規(guī)則求[S2-][H+]的計(jì)算——按第一級解離平衡求算[HS-]≈[H+]442022/11/16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]0.1-x(c/c)/Ka(1)=0.10/(1.1×10-7)>500,0.10-x≈0.10x=1.1×10-4c(H+)=1.1×10-4

mol·L-12022/11/9例已知常溫、常壓下H2S的溶解度為解：452022/11/16例已知常溫、常壓下H2S的溶解度為0.10molL-1，計(jì)算H2S飽和溶液中c(H+)、c(S2-)和H2S的解離度。解：HS-H++S2-平衡濃度/(mol·L-1)x–x1x+x1x1因?yàn)镵a(2)?Ka(1)所以c(HS-)≈c(H+)Ka(2)==1.3×10-13[c(H+)/c][c(S2-)/c][c(HS-)/c]Kic/cα≈

1.1×10-7

0.10==0.11%c(S2-)=Ka(2)c=1.3×10-13mol·L-1二元弱酸溶液中:c(A2-)≈Ka(2)θCθ2022/11/9例已知常溫、常壓下H2S的溶解度為解：462022/11/16H2SH++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)常溫下,H2S飽和溶液中,c(H2S)=0.10mol·L-1如果在溶液中加強(qiáng)酸以增大c(H+)的濃度，可降低c(S2-)，因此調(diào)節(jié)H2S溶液的酸度，可控制c(S2-)。[c(H+)]2c(S2-)=1.4×10-21(mol·L-1)32022/11/9H2SH++HS-47酸堿的電離理論溶液的酸堿性和pH弱電解質(zhì)的解離平衡、解離常數(shù)、解離度、稀釋定律一元弱酸或弱堿的離子濃度的計(jì)算二元弱酸中,酸根的濃度近似等于二級解離常數(shù),與酸原始濃度關(guān)系不大。小結(jié)酸堿的電離理論小結(jié)482022/11/163-2-5解離平衡的移動同離子效應(yīng)3-2-5解離平衡的移動同離子效應(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，稱為同離子效應(yīng)。如HOAcH++OAc-

NaOAc→

Na++OAc-平衡向左移動遵循呂查德理原理2022/11/93-2-5解離平衡的移動同離子效應(yīng)3-492022/11/16例在0.100mol·L-1NH3·H2O溶液中，加入固體NH4Cl,使其濃度為0.100mol·L-1，計(jì)算溶液中c(H+)、NH3·H2O的解離度。解：NH3·H2ONH4++OH-平衡濃度/(mol·L-1)0.100-x0.100+xxx=1.8×10-5c(OH-)=1.8×10-5

mol·L-1Kb==1.8×10-5x(0.100+x)0.100-x0.100x0.100=1.8×10-5因?yàn)?c/c)/Kb=0.100/(1.8×10-5)>500所以0.100-x≈0.100,0.100+x≈0.1002022/11/9例在0.100mol·L-1NH3·H502022/11/16例在0.100mol·L-1NH3·H2O溶液中，加入固體NH4Cl,使其濃度為0.100mol·L-1，計(jì)算溶液中c(H+)、NH3·H2O的解離度。解：NH3·H2ONH4++OH-平衡濃度/(mol·L-1)0.100-x0.100+xxc(OH-)=1.8×10-5mol·L-11.0×10-141.8×10-5c(H+)==5.6×10-10

mol·L-11.8×10-50.100α=×100%=0.018%未加NH4Cl的0.100mol·L-1NH3·H2O溶液＝1.34%,即由于同離子效應(yīng)，使α降低。α2022/11/9例在0.100mol·L-1NH3·51例:

在0.1mol/L的HAc溶液中加入固體NaOAc,使NaOAc的濃度達(dá)到0.2mol/L,求該溶液中[H+]和解離度。解：

HAcH++Ac-起/(mol/L）0.100.2平/(mol/L）0.1-xx0.2+xx(0.2+x)/0.1-x=1.810-50.2+x0.2,0.1-x0.1,故：

x=[H+]=910-6mol/L,=[H+]/c=910-6/0.1=0.009%,解離度大大降低

利用同離子效應(yīng):可調(diào)節(jié)溶液的酸堿性;控制弱酸溶液中酸根離子濃度，達(dá)到離子分離、提純的目的。未加NaOAc的0.100mol·L-1HOAc溶液＝1.34%,例:在0.1mol/L的HAc溶液中加入固體NaOAc52實(shí)驗(yàn)事實(shí)：向純水(pH=7.0)中加入少量酸或堿，pH值會發(fā)生顯著變化；向HAc-NaAc混合溶液中加入少量酸或堿，溶液的pH值幾乎不變。

3-2-6緩沖溶液

這種能抵抗少量強(qiáng)酸、強(qiáng)堿和水的稀釋而保持體系的pH值基本不變的溶液，稱為緩沖溶液。eg：弱酸－弱酸鹽（HAc-NaAc），弱堿－弱堿鹽（NH3.H2O-NH4Cl)等。實(shí)驗(yàn)事實(shí)：3-2-6緩沖溶液這種能抵抗少量強(qiáng)酸、強(qiáng)堿532022/11/163-2-6緩沖溶液緩沖作用：能使溶液pH值基本保持不變的作用。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＋)，平衡向左移動外加適量堿(OH-)，平衡向右移動NaOAc:抵消H+物質(zhì);HOAc:抵消OH-物質(zhì)?？顾岢煞挚箟A成分含有能抵消H+和OH-兩種物質(zhì)的溶液稱為緩沖溶液。2022/11/93-2-6緩沖溶液緩沖作用：能使溶液pH54稀釋此溶液時(shí)c(H+)=Kaθ×c(HOAc)/c(OAc-)HAcH++Ac-稀釋時(shí)，c(HOAc)和c(OAc-)將以同等倍數(shù)下降，使c(HOAc)/c(OAc-)不變，因此c(H+)不變，pH不變。稀釋此溶液時(shí)c(H+)=Kaθ×c(HOAc)/c(OAc-552022/11/16常見的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