一元弱酸和弱堿的電離平衡(第二講)綜述課件

一、水的解離反應(yīng)

用精密的電導(dǎo)儀測定，發(fā)現(xiàn)水有極微弱的導(dǎo)電能力。其原因是水存在著下列的解離平衡:H+

實(shí)驗(yàn)測得，298K時(shí)純水中，[H+]=[OH-]=1.00×10-7mol/L。

第二節(jié)弱酸弱堿的電離平衡簡化為：一、水的解離反應(yīng)用精密的電導(dǎo)儀測定，發(fā)現(xiàn)水有極微水的離子積因此，在25℃時(shí)：其數(shù)值與溫度有關(guān)，隨著溫度的升高而增大。為了方便，室溫下都可采用1×10-14t/℃510202550100

0.1850.2920.6811.0075.4755.1不同溫度下水的離子積水的離子積因此，在25℃時(shí)：其數(shù)值與溫度有關(guān)，隨著二、溶液的酸堿性和PH值

溶液的酸堿性取決于溶液中C(H+)和C(OH-)的相對大?。核嵝匀芤海杭兯蛑行匀芤海簤A性溶液：二、溶液的酸堿性和PH值溶液的酸堿性取決于溶液中C(當(dāng)c(H+)比較小時(shí)，常用pH（或pOH）表示溶液酸堿性定義：pH=7中性pH<7 酸性pH>7堿性pH+pOH=pKw=14

相關(guān)規(guī)定當(dāng)c(H+)比較小時(shí)，常用pH（或pOH）表示溶液酸堿性定義根據(jù)：室溫下：根據(jù)：室溫下：對于一元弱酸HA:HA(aq)+H2O(l)

H3O+(aq)+A－(aq)

對于一元弱堿A－:A－(aq)+H2O(l)

HA(aq)+OH－(aq)

·1、解離平衡常數(shù)三、弱酸和弱堿的電離平衡通常把Ka=10-2～10-7的酸稱為弱酸，Ka<10-7的酸稱為極弱酸，弱堿亦可按Kb大小進(jìn)行分類。對于一元弱酸HA:HA(aq)+H2O(l)H

是弱酸、弱堿的標(biāo)準(zhǔn)解離常數(shù)，是表征弱酸、弱堿解離程度大小的特征性常數(shù)，其值越小，表示其解離程度越小，酸性、堿性越弱。

與濃度無關(guān)，而與溫度有關(guān)，但溫度對他們的影響不顯著，在溫度變化不大時(shí)，通常采用常溫下的數(shù)值。是弱酸、弱堿的標(biāo)準(zhǔn)解離常數(shù)，是表征二、一元弱酸解離平衡及其計(jì)算一元弱酸水溶液存在兩種質(zhì)子傳遞平衡，以HAc為例：

要精確計(jì)算一元弱酸溶液中的[H+]濃度，比較復(fù)雜，實(shí)際工作中也沒有必要那么精確，通常在誤差允許的范圍內(nèi)可采用近似計(jì)算。（1）當(dāng)酸不是太弱，液體濃度也不是太低，即時(shí)，可以忽略水的解離（大多數(shù)情況都可以忽略，因此省略不寫），只考慮一元弱酸的解離平衡。條件一二、一元弱酸解離平衡及其計(jì)算一元弱酸水溶液存在兩種質(zhì)子傳遞平一元弱酸HA在水中的電離：起始時(shí)：c000

平衡時(shí)：c0-xxx

HA在水中的電離表達(dá)式為：精確公式HA(aq)

H+(aq)+A－(aq)一元弱酸HA在水中的電離：起始時(shí)：c0

從上式可知[H+]的濃度直接與c0/Ka有關(guān)?？紤]到[HA]=c0濃度下HA的電離度為5%，我們可以直接把[H+]=0.05c0帶入HA的電離平衡表達(dá)式中，得：

當(dāng)電離度α≦5%,c0/Ka≥380,即c0-x≈c0，則x2/c0=Ka因此，[H+]≈

的必要條件為c0/Ka＞380最簡公式

此時(shí)，溶液的電離度α=[H+]/c0=/c0=也就是說，起始濃度越小，電離度越大。條件二從上式可知[H+]的濃度直接與c0/Ka有關(guān)例題3.1：試求0.1mol/L一氯乙酸（CH2ClCOOH）溶液的PH值。已知Ka,CH2ClCOOH=1.4X10-3解：因此，應(yīng)進(jìn)行精確計(jì)算CH2ClCOOH

H++CH2ClCOO－

開始時(shí)0.1xx平衡時(shí)0.1-xxx例題3.1：試求0.1mol/L一氯乙酸（CH2ClCOOH例3.2.計(jì)算0.1mol/LHAc溶液中[H+]與[Ac-]及電離度α.

解:因?yàn)槔?.2.計(jì)算0.1mol/LHAc溶液中[H+]與[A（2）當(dāng)考慮到弱酸的濃度太稀或者酸太弱，即時(shí)，就不能忽略水的電離。c（H+）=c（A-）+c（OH-）HA

H++A－

H2O

H++OH－

上式說明一元弱酸溶液中的C（H+）來自一元弱酸的解離和水的質(zhì)子自遞反應(yīng)。即，當(dāng)c0/Ka＞380時(shí)，HA的平衡濃度c（HA）≈c0，則公式可以簡化為：平衡時(shí)的濃度哦切記，切記?。?）當(dāng)考慮到弱酸的濃度太稀或者酸太弱，即例3.3計(jì)算1.0×10-4mol/lHCN溶液的pH。課堂習(xí)題解：例3.3計(jì)算1.0×10-4mol/lHCN溶液的p總結(jié)（1）當(dāng)（可以忽略水的電離），c0/Kb<380（解離度α>5%）時(shí)，需精確求解：（2）當(dāng)（可以忽略水的電離），c0/Kb≥380（解離度α<5%）時(shí)，可用最簡公式：（3）當(dāng)（不能忽略水的電離），且c0/Kb<380（解離度α>5%）時(shí)，可用公式：（4）當(dāng)（不能忽略水的電離），且c0/Kb

≥

380（解離度α>5%）時(shí)，可用公式：總結(jié)（1）當(dāng)一元弱堿BOH在水中的電離：起始時(shí)：c000

平衡時(shí)：c0-xxx

BOH在水中的電離表達(dá)式為：堿電離常數(shù)三、一元弱堿的解離平衡及其計(jì)算由一元弱酸的公式以及條件，同理，我們來看一下一元弱堿的解離平衡公式及計(jì)算：（1）當(dāng)酸不是太弱，液體濃度也不是太低，即時(shí)，可以忽略水的解離（大多數(shù)情況都可以忽略，因此省略不寫），只考慮一元弱酸的解離平衡。一元弱堿BOH在水中的電離：起始時(shí)：c0

同樣，當(dāng)c0/Kb≥380時(shí)，[OH-]≈,即可以忽略堿的電離，反之，必須精確求解。精確求OH-的公式例3.4計(jì)算0.1mol/LNH3·H2O溶液的解離度α和PH.解：因此，按最簡單式子計(jì)算：同樣，當(dāng)c0/Kb≥380時(shí)，[OH-]≈（2）當(dāng)考慮到弱酸的濃度太稀或者酸太弱，即時(shí)，就不能忽略水的電離。c（OH-）=c（B+）+c（H+）BOH

B++OH－

H2O

H++OH－

即，（2）當(dāng)考慮到弱酸的濃度太稀或者酸太弱，即當(dāng)c0/Kb＞380時(shí)，BOH的平衡濃度c（BOH）≈c0，則公式可以簡化為：當(dāng)c0/Kb＞380時(shí)，BOH的平衡濃度c（BOH四、解離度和稀釋定律弱酸、弱堿在溶液中解離程度可以用解離度α表示。解離度即為弱電解質(zhì)已經(jīng)解離度的分子除以未解離前弱電解質(zhì)的分子。解離度與解離常數(shù)之間的定量關(guān)系：設(shè)一元弱酸HA的解離常數(shù)為，解離度α，HA的濃度為c，則：平衡濃度c-cαcαcα當(dāng)，解離的HA很少，1-α≈1，則上式子可改寫為：四、解離度和稀釋定律弱酸、弱堿在溶液中解離程度推廣到一般，得該式子表示解離度、解離常數(shù)、溶液濃度三者之間的關(guān)系，稱為稀釋定律。它表明：在一定溫度下，同一弱電解質(zhì)的解離度與濃度的平方根成反比，即溶液越稀，解離度越大；相同濃度時(shí)，不同弱電解質(zhì)的解離度與解離常數(shù)的平方根成正比，解離常數(shù)越大，解離度也越大。結(jié)論推廣到一般，得該式子表示解離度、解離常數(shù)、溶液濃度三一、水的解離反應(yīng)

用精密的電導(dǎo)儀測定，發(fā)現(xiàn)水有極微弱的導(dǎo)電能力。其原因是水存在著下列的解離平衡:H+

實(shí)驗(yàn)測得，298K時(shí)純水中，[H+]=[OH-]=1.00×10-7mol/L。

第二節(jié)弱酸弱堿的電離平衡簡化為：一、水的解離反應(yīng)用精密的電導(dǎo)儀測定，發(fā)現(xiàn)水有極微水的離子積因此，在25℃時(shí)：其數(shù)值與溫度有關(guān)，隨著溫度的升高而增大。為了方便，室溫下都可采用1×10-14t/℃510202550100

0.1850.2920.6811.0075.4755.1不同溫度下水的離子積水的離子積因此，在25℃時(shí)：其數(shù)值與溫度有關(guān)，隨著二、溶液的酸堿性和PH值

溶液的酸堿性取決于溶液中C(H+)和C(OH-)的相對大小：酸性溶液：純水或中性溶液：堿性溶液：二、溶液的酸堿性和PH值溶液的酸堿性取決于溶液中C(當(dāng)c(H+)比較小時(shí)，常用pH（或pOH）表示溶液酸堿性定義：pH=7中性pH<7 酸性pH>7堿性pH+pOH=pKw=14

相關(guān)規(guī)定當(dāng)c(H+)比較小時(shí)，常用pH（或pOH）表示溶液酸堿性定義根據(jù)：室溫下：根據(jù)：室溫下：對于一元弱酸HA:HA(aq)+H2O(l)

H3O+(aq)+A－(aq)

對于一元弱堿A－:A－(aq)+H2O(l)

HA(aq)+OH－(aq)

·1、解離平衡常數(shù)三、弱酸和弱堿的電離平衡通常把Ka=10-2～10-7的酸稱為弱酸，Ka<10-7的酸稱為極弱酸，弱堿亦可按Kb大小進(jìn)行分類。對于一元弱酸HA:HA(aq)+H2O(l)H

是弱酸、弱堿的標(biāo)準(zhǔn)解離常數(shù)，是表征弱酸、弱堿解離程度大小的特征性常數(shù)，其值越小，表示其解離程度越小，酸性、堿性越弱。

與濃度無關(guān)，而與溫度有關(guān)，但溫度對他們的影響不顯著，在溫度變化不大時(shí)，通常采用常溫下的數(shù)值。是弱酸、弱堿的標(biāo)準(zhǔn)解離常數(shù)，是表征二、一元弱酸解離平衡及其計(jì)算一元弱酸水溶液存在兩種質(zhì)子傳遞平衡，以HAc為例：

要精確計(jì)算一元弱酸溶液中的[H+]濃度，比較復(fù)雜，實(shí)際工作中也沒有必要那么精確，通常在誤差允許的范圍內(nèi)可采用近似計(jì)算。（1）當(dāng)酸不是太弱，液體濃度也不是太低，即時(shí)，可以忽略水的解離（大多數(shù)情況都可以忽略，因此省略不寫），只考慮一元弱酸的解離平衡。條件一二、一元弱酸解離平衡及其計(jì)算一元弱酸水溶液存在兩種質(zhì)子傳遞平一元弱酸HA在水中的電離：起始時(shí)：c000

平衡時(shí)：c0-xxx

HA在水中的電離表達(dá)式為：精確公式HA(aq)

H+(aq)+A－(aq)一元弱酸HA在水中的電離：起始時(shí)：c0

從上式可知[H+]的濃度直接與c0/Ka有關(guān)。考慮到[HA]=c0濃度下HA的電離度為5%，我們可以直接把[H+]=0.05c0帶入HA的電離平衡表達(dá)式中，得：

當(dāng)電離度α≦5%,c0/Ka≥380,即c0-x≈c0，則x2/c0=Ka因此，[H+]≈

的必要條件為c0/Ka＞380最簡公式

此時(shí)，溶液的電離度α=[H+]/c0=/c0=也就是說，起始濃度越小，電離度越大。條件二從上式可知[H+]的濃度直接與c0/Ka有關(guān)例題3.1：試求0.1mol/L一氯乙酸（CH2ClCOOH）溶液的PH值。已知Ka,CH2ClCOOH=1.4X10-3解：因此，應(yīng)進(jìn)行精確計(jì)算CH2ClCOOH

H++CH2ClCOO－

開始時(shí)0.1xx平衡時(shí)0.1-xxx例題3.1：試求0.1mol/L一氯乙酸（CH2ClCOOH例3.2.計(jì)算0.1mol/LHAc溶液中[H+]與[Ac-]及電離度α.

解:因?yàn)槔?.2.計(jì)算0.1mol/LHAc溶液中[H+]與[A（2）當(dāng)考慮到弱酸的濃度太稀或者酸太弱，即時(shí)，就不能忽略水的電離。c（H+）=c（A-）+c（OH-）HA

H++A－

H2O

H++OH－

上式說明一元弱酸溶液中的C（H+）來自一元弱酸的解離和水的質(zhì)子自遞反應(yīng)。即，當(dāng)c0/Ka＞380時(shí)，HA的平衡濃度c（HA）≈c0，則公式可以簡化為：平衡時(shí)的濃度哦切記，切記！（2）當(dāng)考慮到弱酸的濃度太稀或者酸太弱，即例3.3計(jì)算1.0×10-4mol/lHCN溶液的pH。課堂習(xí)題解：例3.3計(jì)算1.0×10-4mol/lHCN溶液的p總結(jié)（1）當(dāng)（可以忽略水的電離），c0/Kb<380（解離度α>5%）時(shí)，需精確求解：（2）當(dāng)（可以忽略水的電離），c0/Kb≥380（解離度α<5%）時(shí)，可用最簡公式：（3）當(dāng)（不能忽略水的電離），且c0/Kb<380（解離度α>5%）時(shí)，可用公式：（4）當(dāng)（不能忽略水的電離），且c0/Kb

≥

380（解離度α>5%）時(shí)，可用公式：總結(jié)（1）當(dāng)一元弱堿BOH在水中的電離：起始時(shí)：c000

平衡時(shí)：c0-xxx

BOH在水中的電離表達(dá)式為：堿電離常數(shù)三、一元弱堿的解離平衡及其計(jì)算由一元弱酸的公式以及條件，同理，我們來看一下一元弱堿的解離平衡公式及計(jì)算：（1）當(dāng)酸不是太弱，液體濃度也不是太低，即時(shí)，可以忽略水的解離（大多數(shù)情況都可以忽略，因此省略不寫），只考慮一元弱酸的解離平衡。一元弱堿BOH在水中的電離：起始時(shí)：c0

同樣，當(dāng)c0/Kb≥380時(shí)，[OH-]≈