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pH = -lg[c(H+)/c] = -lg(7.5×10-12)=11.12 × c(OH-) × α= ———×100%= 1.34% c Ki 或α≈ —— = 1.34% c /c
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3.2.4 多元弱酸的分步解离
多元弱酸在水溶液中的解离是分步(分级)进行的, 多元弱酸在水溶液中的解离是分步 ( 分级 )进行的 , 平衡时每一级都有一个解离平衡常数. 平衡时每一级都有一个解离平衡常数. H2S H+ + HS(1) 如 HSH+ + S2(2)
c(OH-)=1.34×10-3 molL-1 ×
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计算0.100molL-1氨水溶液中的 氨水溶液中的c(OH-), 计算 , pH和氨水的解离度. 和氨水的解离度. 和氨水的解离度
例
c(OH-)=1.34×10-3 molL-1 ×
Kw(c)2 1.0×10-14(molL-1)2 × +) = ———— = ———————— c(H c(OH-) 1.34×10-3molL-1 × = 7.5×10-12molL-1 ×
故可忽略水的解离. 故可忽略水的解离.
例
NH3H2O NH4+ + OH平衡浓度/(molL-1) 0.100 - x x x 平衡浓度 c(NH4+) c(OH-) x2 Kb = ——————— = ———— = 1.8×10-5 × c(NH3H2O) 0.100 - x 因为(c/c)/Kb(NH3H2O)= 0.100/(1.8×10-5)>500 因为 × 0.100 - x≈0.100 则 x =1.34×10-3 ×
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第一节结束
第三章 酸碱反应和沉淀反应
第一节 结束
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第三章 酸碱反应和沉淀反应 第二节弱电解质的解离反应 第二节弱电解质的解离反应
第二节 弱电解质的解离反应
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3.2.1 解离平衡和解离常数
解离平衡
弱电解质在水溶液中部分解离,存在解离平衡. 弱电解质在水溶液中部分解离,存在解离平衡. 解离平衡
解:Ka(1)>>Ka(2), Ka(1)>>Kw,故可根据第一级解
离平衡计算c(H+). 离平衡计算 .
例1
pH值越大,溶液酸性越弱,碱性越强. 值越大,溶液酸性越弱,碱性越强. 值越大
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酸碱指示剂
能在一定pH范围内保持一定颜色的某些有机 能在一定 范围内保持一定颜色的某些有机 弱酸或弱碱. 弱酸或弱碱.
酸性增强
c(H+)/(molL-1) 1
中性
碱性增强
10-1 10-2 10-3 10-4 10-510-6 10-7 10-810-910-1010-1110-1210-1310-14
3.1.1 酸碱的电离理论
酸碱的电离理论
阿累尼乌斯的酸碱理论认为: 阿累尼乌斯的酸碱理论认为: 酸碱理论认为 是在水溶液中解离产生的阳离子全部是H 酸是在水溶液中解离产生的阳离子全部是 + 的化合物; 的化合物; 酸碱的电离理论 3-1-1酸碱的电离理论 碱是在水溶液中解离产生的阴离子全部是 OH-的化合物; 的化合物; 中和反应实质是H 结合生成H 酸碱中和反应实质是 +和OH-结合生成 2O 的反应; 的反应; 酸碱的相对强弱可根据它们在水溶液中解离 出H+或OH-程度来衡量 2010-5-29
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目 录
3.1 水的解离反应 和溶液的酸碱性 3.2 弱电解质的解离反应 3.3 盐类的水解反应 3.4 沉淀反应
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第三章 第一节水的解离反应 第一节水的解离反应 酸碱反应和沉淀反应
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第一节 水的解离反应 和溶液的酸碱性
和溶液的酸碱性
3.2.3 弱酸或弱碱溶液中离子浓度计算
对于HA型弱酸或 型弱酸或BOH型弱碱,若Ki >>Kw ,且 型弱碱, 对于 型弱酸或 型弱碱 其浓度c(molL-1)不很小,则可忽略水的解离. 不很小, 其浓度 不很小 则可忽略水的解离.
3-2-3 HA(aq) H+(aq) + A-(aq) 一元弱酸 弱酸或弱碱溶液中离子浓度 若(c/c)/Ka≥500,c(H+)<<c,c -c(H+)≈c,则 , 计算 , [c(H+)/c]2 c2(H+) Ka = ——————≈——— [c - c(H+)]/c c /c
c(H+)≈ (c /c)Ka 1 )K = —{pK +p(c /c)} pH =-lg (c /c - a a 2
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一元弱酸溶液中c(H+)的计算 一元弱酸溶液中 的计算
3.2.3 弱酸或弱碱溶液中离子浓度计算
一元弱碱溶液中c(OH-)的计算 一元弱碱溶液中 的计算
一元弱碱 BOH(aq) B+(aq) + OH-(aq)
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溶液的酸碱性和pH 溶液的酸碱性和 pH= -lg [c(H+)/c] pOH= -lg [c(OH-)/c] [c(H+)/c][c(OH-)/c]=Kw pH = pKw -pOH=14 -pOH 溶液的酸碱性 溶液酸碱性 酸性 中性 碱性 c(H+)/molL-1 >1.0×10-7 1.0×10-7 <1.0×10-7 × × × c(OH-)/molL-1 <1.0×10-7 1.0×10-7 >1.0×10-7 × × ×
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3.2.2 解离度和稀释定律
解离度
弱电解质在溶液中解离达平衡后, 弱电解质在溶液中解离达平衡后,已解离 解离度. 的弱电解质分子的百分数,称为解离度 的弱电解质分子的百分数,称为解离度. 解离部分弱电解质浓度 解离度(α) = ———————————×100% 解离度 × 解离前弱电解质浓度 解离度可表示弱电解质解离程度的大小 弱电解质解离程度的大小. 解离度可表示弱电解质解离程度的大小. 在温度,浓度相同条件下, 越小 越小, 在温度,浓度相同条件下,α越小,电解 质越弱. 质越弱.
3.1.2 水的解离反应和溶液的酸碱性
水的解离反应 纯水或稀溶液中 H2O(l) H+(aq) + OH-(aq) 3-1-2 水的解离反应和溶液的酸 {c(H+)/c}{c(OH-)/c}=Kw 碱性 Kw ——水的离子积 水的离子积 与温度有关. Kw与温度有关. Kw(298.15K) =1.0×10-14 ×
Ka(1) = —————— = 1.1×10 × c(H2S) 解离常数 c(H+) c(S2-) = ————— = 1.3×10-13 Ka (2) × -) 逐级递减 c(HS
多元弱酸的强弱主要取决于K 的大小. 多元弱酸的强弱主要取决于 a(1)的大小. H2S溶液中的 溶液中的c(H+)主要决定于第一级解离的 +, 主要决定于第一级解离的H 溶液中的 主要决定于第一级解离的 第二级解离程度更小, 第二级解离程度更小,故c(H+)≈c(HS-). .
HA(aq) H+(aq) + A-(aq) 3-2-1 解离平衡和解离常数 [c(H+)/c][c(A-)/c] Ki (HA) = ———————— [c(HA)/c] c(H+)c(A-) 简化为 Ki (HA) = ————— c(HA) 一元弱酸
Ki —— 标准解离常数 Ka,Kb——分别表示弱酸,弱碱标准解离 分别表示弱酸 分别表示弱酸,弱碱标准解离 2010-5-29 常数
解离常数 Ki 可定量表示弱电解质解离程度大小. 可定量表示弱电解质解离程度大小. 解离程度大小 Ki 越小,表示弱电解质解离越困难,即 越小,表示弱电解质解离越困难, 电解质越弱. 电解质越弱. 弱电解质:一般K 弱电解质:一般 i ≤10-4 中强电解质: 中强电解质: Ki =10-2~10-3 Ki 与浓度无关,与温度有关. 浓度无关, 温度有关. 由于温度对K 影响不大, 由于温度对 i 影响不大,故室温下研究 解离平衡时,一般可不考虑温度影响. 解离平衡时,一般可不考虑温度影响.
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第三章 酸碱反应 和沉淀反应
基 本 要 求
在化学平衡及其移动 原理和阿仑尼乌斯电离理 论的基础上, 论的基础上,着重讨论水 溶液中酸碱质子转移反应 和沉淀反应. 和沉淀反应.
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基 本 要 求
1. 掌握弱电解质的解离度,稀释定律, 稀释定律, 同离子效应,缓冲溶液, 解离平衡,同离子效应,缓冲溶液, 盐类水解的基本概念. 盐类水解的基本概念. 2. 掌握一元弱酸,一元弱碱溶液中离 掌握一元弱酸, 子浓度的计算;一元弱酸盐, 子浓度的计算;一元弱酸盐,一元 弱碱盐溶液pH值的计算 值的计算. 弱碱盐溶液 值的计算. 3. 掌握溶度积规则及其溶度积规则的 应用和有关计算. 应用和有关计算. 4. 会进行溶度积和溶解度的相互换算. 5. 了解分级沉淀及沉淀转化的概念. 了解分级沉淀及沉淀转化的概念.
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例 试计算298.15K,标准态下 a (HOAc)值. 试计算 ,标准态下K 值 HOAc H+ + OAc解: 0 -369.31 fGm/(kJmol-1) -396.46 rGm = [(-369.31) - (-396.46)]kJmol-1 = 27.15 kJmol-1 - rG m -27.15×103Jmol-1 × = ——— = ——————————— lnKa RT 8.314Jmol-1K-1×298.15K Ka(HOAc) =1.8×10-5 ×