化学3.2 弱电解质的电离平衡.pptVIP

3 化 学 平 衡 本章目的要求： 1.了解化学平衡的特征 2.理解平衡常数KC 、KP 、Kθ 的意义及相互关系 3.理解和掌握Kθ 与 ΔrGM θ 的关系及计算 4.理解T与Kθ 的关系及计算 5.会用化学平衡原理解释溶液中的化学平衡问题 6.理解和掌握缓冲溶液的概念、原理、配制、计算等 7.理解和掌握溶度积规则及应用 8.理解配合物的组成、命名、离解平衡及配合物的应用 概述： 化学平衡与热力学平衡的区别与联系 3.2 弱电解质的电离平衡 概述： 电解质强弱的分类原则 Ka (Kb) ≥ 10-1 10-2 —10-3 ≤10-4 10-7 酸强度 强酸 中强酸 弱酸 极弱酸 1.一元弱酸的电离平衡 在 HA 的水溶液中存在： H2 O ≒ H + + OH – H A ≒ H + + A – 当 Ka 25 Kw 时,忽略H2 O的离解 Ｋa = c(H+)c(Ac-)/[c(HAc)－c(H+)] =c(H+)2 /[c(HAc)－c(H+)] 当 c(H+) ? c(HAc) 5% , c(HAc) / Ka≥ 400 时， 　　 c(HAc)－c(H+) = c(HAc) Ｋa =c(H+)2 /c(HAc) c(H+)=[Ｋa c(HAc)]1/2 例：求 0.10mol?dm-3 HAc溶液的pH和电离度 　　　(298 K, Ka = 1.8 ?10 -5)。 解： 　HAc = H+ + Ac- 起始相对浓度 0.10 0 0 平衡相对浓度 0.10 – x x x 用近似公式: c / Ki θ =5682 ? 500 0.10-x = 0.10 Kaθ = X2 / 0.10 得： ２．一元弱碱溶液的计算（同理） 　例2：0.010mol?dm-3，NH3（aq）在298K的电离度为4.2%，求其K b。 　 α 5%时， 近似计算： 3、计算示例 （P 57 例 3、4——3、5） 4、理解： （1） 此处的 Ka、 Kb 、 K稳 等是浓度平衡常数 （2）要求不高的近似计算 （3）pH 与 pOH的互换 3、2、2 多元弱酸的电离平衡 1.多元弱酸的定义 2.多元弱酸电离的 特点： （1）每一步都有Kθ i ， 且Kθ 1 Kθ 2 Kθ 3 ； 例: H2S水溶液中： H2S = HS-+ H+ , K a1= 9.1×10-8 ; HS- = H+ + S2- K a2= 1.1×10-12， H2S = S2-+2 H+ K a = 1.01×10-19 （2）溶液中同种离子浓度只有一个， 满足多个平衡的需要 　(3) H2S 水溶液中有关离子浓度计算(例３．６） 　（４）结论： 　1） 从（3）中总结出各种离子浓度与Kai 的关系 2） H2S 的K总 （表达式）与 Ka 1 Ka 2 的关系： 　　H2 S ≒ 2 H + + S2-- 　　 Ka （H2S）= c2 (H +) c (S2--) / c(H2 S) 　　　（函数关系） 3、2、3 缓冲溶液 １．弱电解质的同离子效应 　例：把NaAc(s)加到0.10mol/lHAC 溶液中，使 c(Ac-)=1.0mol/l　求c(H+)和α． （已知298K，HAc Ka = 1.76 ?10-5) 。 　　解：HAc + H2O = H3O+ + Ac- 简为： HAc = H+ + Ac- 起始相对浓度 0.10 0 0 平衡相对浓度 0.10-x x 1.0 X =c (H+) = 1.76 ? 10-6mol/l ?= X / c ? 100% =1.76 ? 10-6/ 0.10 ? 100% = 0.00176% 对比未外加NaAc: c(H+) = 1.3? 10-3mol/l ?= 1.3% 可见，NaAc的加入? ?，使 ，但K b不变