大学无机化学-课件-第8章酸碱解离平衡选编.pptVIP

第 8 章 酸碱电离平衡;8 － 1 弱酸和弱碱的解离平衡; 其平衡常数表达式可写成：; 当电离平衡常数 K 很小，酸的起始浓度 c0 较大时，则有 c0?[H+] ，于是上式可简化成 ：; 作为弱碱，氨水也发生部分解离，存在下列平衡：; Ka? ，Kb? 值越大，表示弱酸、弱碱解离出离子的趋势越大。;2 解离度; 例：; 其中 x 表示平衡时已解离的 HAc 的浓度 ; 故 [H+]＝1.34×10–3 mol · dm–3 ; 解一元二次方程得 x = 1.33×10–3; 不能近似计算，将 c0＝1.0×10–3mol · dm–3 和 Kb? ＝1.8×10 –5 代入平衡常数表示式中：; 若用近似计算：;3 同离子效应; 将各平衡浓度代入平衡常数表达式:; 即 [H+]＝9.0×10–6 mol·dm–3 ;8 － 1 － 2 水的解离平衡和溶液的 pH ;2 溶液的 pH;3 酸碱指示剂 ; 可化成: ;指示剂;8 － 1 － 3 多元弱酸的解离平衡 ; 在常温常压下，H2S 气体在水中的饱和浓度约为 0.10 mol·dm–3，据此可以计算出 H2S 的饱和溶液中的 [H+]、[HS－] 和 [S2–]。 ; 解得 x＝1.05×10–4 ; 对二元弱酸 H2S 来说，溶液的 [H+] 由第一级电离决定，故比较二元弱酸的强弱，只须比较其第一级电离常数K1? 即可。 ; 其平衡常数 K? 的表达式为：;例：a) 求 0.010 mol·dm–3 的 H2S 溶液中 H+ 、HS－、S2– 及 H2S 的浓度。 b) 若向上述溶液中加几滴浓盐酸，使其浓度达到0.010 mol·dm–3，求溶液中 S2– 的浓度。; 解得 x ＝ 3.32×10–5; b) 盐酸完全解离，体系中 [H+]＝0.010mol·dm–3，在这样的酸度下，已解离的 [H2S] 以及 H2S 解离出的 [H+] 均可以忽略不计。设 [S2－] 为 y ，则 ; 计算结果表明，由于0.010 mol·dm–3 的盐酸存在，使 [S2–] 降低至原来的 9.3×104 分之一，可见同离子效应的影响之大。 ;例: 已知 H3PO4 的各级电离常数 K1 = 7.1×10–3， K2 = 6.3×10–8，K3 = 4.8×10–13 。求 H3PO4 的起始浓度 c0 多大时，体系中 PO43－ 的浓度为 4.0 ? 10－18 mol·dm-3。 ; 平衡常数表达式为： ; 所以;8 － 1 － 4 缓冲溶液 ;例：以 HCN 和 NaCN 构成的缓冲溶液 溶液中存在起始浓度为 c酸 的弱酸的解离平衡，由于起始浓度为 c盐 的强电解质弱酸盐 NaCN 的???在，故平衡时各物质的浓度如下： ; 上式说明：混合溶液的 pH 首先决定于弱酸的 Ka 值，其次决定于弱酸和弱酸盐的浓度之比。这种溶液就是缓冲溶液。; ; ; 相对而言，若将 10.0 cm3 1.00 mol·dm–3 HCl 溶液加入到 1.0 dm3 纯水中，pH 将从 7 变化为 2 。; 3) 在 1.0 dm3 缓冲溶液中，含 HCN 和 NaCN 各是1.0 mol，加入的 NaOH 相当于 0.01mol OH－，它将消耗0.01mol 的 HCN 并生成 0.01mol CN－ 离子，故有 ; 相对而言，若将 10.0 cm3 1.00 mol·dm–3 NaOH 溶液加入到 1.0 dm3 纯水中，pH 将从 7 变化为 12 。 ; 4) 将 1.0 dm3 该缓冲溶液加水稀释至 10.0 dm3 时， c酸 和 c盐 的数值均变化为原来的十分之一，但两者的比值不变。根据; 缓冲对的浓度越大，缓冲溶液的缓冲容量越大。;所以：;8 － 2 盐的水解 ; 平衡常数表达式为： ; 弱酸强碱盐的水解平衡常数 Kh 等于水的离子积常数与弱酸的电离平衡常数的比值。;2 强酸弱碱盐 ;3 弱酸弱碱盐; NH4Ac 的水解平衡常数 Kh ：; 可见影响水解平衡常数的一个重要的因素，即生成盐的酸碱越弱，即Ka 、 Kb 越小，则盐的水解