弱酸的解离平衡的影响因素

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智慧树知到《无机化学(山东联盟)》章节测试答案

绪论1、无机化学是在原子、分子层次上，研究物质的组成、结构、性质以及变化规律的科学。

A:对B:错答案: 错第一章1、某理想气体混合物，含A、B、C、D四种气体各1mol。

在保持温度、压力不变条件下，向其中充入0.1mol 气体A，则下列说法错误的是A:气体A的分压降低B:气体B的分压降低C:气体C的分压降低D:气体D的分压降低答案: 气体A的分压降低2、可以用四个物理量来描述气体状态，它们是A: n, V, p, TB:n, V, p, RC:n, V, R, TD:n, R, p, T答案: n, V, p, T3、难挥发溶质溶于溶剂后, 将会引起A:蒸气压升高B:沸点升高C:凝固点升高D:沸点降低答案: 沸点升高4、同温下, 下列物质的水溶液，渗透压最大的是A:0.01 mol·kg-1 Ba(NO3)2B:0.01 mol·kg-1 KNO3C:0.01 mol·kg-1 HCOOHD:0.01 mol·kg-1 蔗糖溶液答案: 0.01 mol·kg-1 Ba(NO3)25、在三相点时，固相的蒸气压和液相的蒸气压A:可能相等B:可能不等C:一定相等D:一定不等答案: 一定相等6、渗透与扩散的区别在于，渗透是指溶剂分子透过半透膜，由纯溶剂向溶液或者由较稀溶液一侧向较浓溶液一侧扩散的现象。

A:对B:错答案: 对7、高温高压下的实际气体，可以近似看作理想气体。

A:对B:错答案: 错8、某些植物耐寒、耐旱，可以分别用稀溶液的凝固点降低、蒸气压下降这两个依数性来解释。

A:对B:错答案: 对第二章1、对于放热反应2H2(g)+O2(g) = 2H2O(g)，Qp与Qv的关系为A:Qp > QvB:Qp < QvC:Qp = QvD:无法判断答案: Qp < Qv2、某个熵增大的吸热反应，它的变化方向为A:高温非自发，低温自发B:高温自发，低温非自发C:任何温度均自发D:任何温度均非自发答案: 高温自发，低温非自发3、结晶硅和无定形硅的标准摩尔燃烧焓分别为 -850.6 kJ·mol-1和 -867.3 kJ·mol-1，则由结晶硅转化为无定形硅的标准摩尔反应焓变为A:+16.7 kJ·mol-1B:+16.7 kJC: -16.7 kJ·mol-1D: 不能确定答案: +16.7 kJ·mol-14、对任何已达到平衡的反应，若使其产物增加，在下列可以采取的措施中一定有效的是A:升温B:加压C:加催化剂D:增加反应物的浓度答案: 增加反应物的浓度5、有一放热反应：A(g)+B(g)=2C(g)，在473K达到平衡时，下列叙述中正确的是A:增大体积，反应物和产物的物质的量都不变B:加入催化剂，产物的量增加C:降低温度，不改变平衡D:加入惰性气体，总压增大了，平衡将发生移动答案: 增大体积，反应物和产物的物质的量都不变6、体系的状态确定之后，每一个状态函数都具有单一确定的值。

酸碱解离平衡和沉淀-溶解平衡

01
沉淀的生成或溶解会改变溶液中离子的浓度，进而影响酸碱解离平衡。
02
在沉淀-溶解平衡过程中，沉淀的生成或溶解会消耗或释放氢离子或氢氧根离子，从而影响酸碱解离平衡。
离平衡的移动，例如某些难溶性盐的溶解度与溶液的pH 值有关。
酸碱解离平衡与沉淀-溶解平衡的相互影响
01
02
03
酸碱解离平衡和沉淀-溶解平衡是相互依存的，它们之间存在动态的相互作用。
在一定条件下，酸碱解离平衡和沉淀-溶解平衡可以相互转化，例如某些弱酸或弱碱在水溶液中可以形成离子对或共轭酸碱对。
在实际应用中，了解酸碱解离平衡与沉淀-溶解平衡的相互影响对于化学反应的调控和分离提纯等方面具有重要意义。
4. 用分光光度计测定上清液中待测离子的吸光度，分析酸碱解离平衡和沉淀-溶解平衡之间的相互影响。
05 酸碱解离平衡和沉淀-溶解平衡的实际应用
在化学工业中的应用
01 02
酸碱反应控制
酸碱解离平衡在化学工业中用于控制反应条件，例如中和反应、酸洗、碱洗等过程。通过调节酸碱度，可以实现对反应速度、产物纯度和产率的优化。
02
沉淀-溶解平衡是化学平衡的一种，也是热力学平衡的一种表现。
影响沉淀-溶解平衡的因素
01
02
03
温度
温度对沉淀-溶解平衡有显著影响，一般来说，温度升高，溶解度增大，反之亦然。
浓度
溶液中溶质的浓度对沉淀溶解平衡也有影响，一般来说，浓度越高，沉淀的量越多。
溶液的离子强度
溶液的离子强度对沉淀-溶解平衡也有影响，一般来说，离子强度越高，溶解度越低。
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第八章弱酸和弱碱的解离平衡

（条件：c >400Ka )
5
第8章酸碱解离平衡
§8.1 弱酸和弱碱的解离平衡
即： c(H3O ) c(Ac- ) cKa
2、解离度 (Degree of Dissolution)
已解离的电解质分子数 α 溶液中原电解质分子数100%
c(H3O ) 100% c(HAc)
]
2
第8章酸碱解离平衡
§8.1 弱酸和弱碱的解离平衡
简写
Ka
(HAc)
{c(H3O )}{c(Ac )} {c(HAc)}
Ka ：一元弱酸解离常数
(Dissolution Constant of Weak Acid)

对于一元弱碱的解离平衡：
NH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq) + OH -(aq)
13
第8章酸碱解离平衡
§8.1 弱酸和弱碱的解离平衡
又如在平衡体系中
NH3(aq) + H2O(l) 加入强电解质
NH4+(aq) + OH-(aq)
NH4Cl(s) H2O(l) NH4+(aq) + Cl-(aq)
结果：NH4+浓度增大, 平衡左移, NH3解离度减小，这也是同离子效应。
14
§8.1 弱酸和弱碱的解离平衡 8.1.1 一元弱酸、碱的解离平衡 1、解离平衡常数
a. 解离平衡 (Dissolution Equilibrium)
HAc(aq) + H2O(l)
H3O+(aq)+Ac–(aq)
Ka (HAc)
[c(H3O )/c ][c(Ac )/c [c(HAc)/c ]

弱酸弱碱的解离平衡

+ + +
+ H 2 P O 4− + H P O 42 −
3 + PO4−
各离子之间的浓度关系为：
四.缓冲溶液和溶液pH值的控制
• 1.定义一种能够抵抗少量酸、碱、和溶剂的稀释，保持系统pH值基本不变的溶液。 2.工作原理同离子效应；工作单元：缓冲对（如醋酸-醋酸钠）
3.缓冲溶液的pH值计算
× 100 %
Kα × 100 % C0
例1：计算浓度为0.10mol⋅dm-3和1.0×10-5mol⋅dm-3 的HAc溶液[H+]、pH值和α。Ka=1.8×10-5；解： (a) 起始浓度平衡浓度 HAc = H+ + Ac0.10 0.10-x 0 x 0 x
[ H + ][ AC − ] Kα = [HAC [ HAC ]
即：在多元弱酸中近似认为： [An-]=Kn具有一定的合理性；
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例5：求0.1mol.dm-3的H3PO4溶液中[H3PO4]、 [H2PO4-]、[HPO42-]、[PO43-]、[H+]和[OH-]
• 解：在溶液中存在如下平衡：
H 3PO4 = H H 2 P O 4− = H H P O 42 − = H
例：说明H2C2O4溶液中各部平衡常数的关系和溶液中各浓度之间的关系。
例4：常温常压下，H2S气体在水中的饱和浓度为0.1mol.dm-3，求溶液中[H+]、[HS-] 和[S2-]。 • 解：设溶液中的[HS-]为x，[S2-]为y： • H2S = H+ + HS- ； HS- = H+ +S2-；

弱电解质的解离平衡

弱电解质的解离平衡刘新松一、多元弱酸的解离平衡在水溶液中一个分子能解离出一个以上H+例子的弱酸，叫做多元弱酸。

例如，H2CO3和H2S是二元酸，H3PO4、H3AsO4等是三元酸。

多元弱酸在水中是分级电离的，每一级电离都有一个电离常数。

例如，在298 K时，氢硫酸的第一级解离为：H2S H+＋HS- K1＝[H+][HS-]/[H2S]＝1.1×10-7第二级解离为：HS- H+＋S2- K2＝[H+][S2-]/[HS-]＝1.0×10-14式中K1、K2表示H2S的第一级和第二级解离常数，习惯上将其单位省略不写。

从上面的解离常数可以看出：K1 >> K2 >> ……，即多极解离的解离常数是逐渐显著地减小的，这时多极解离的一个规律。

因为从带负电荷的离子中解离出一个带正电荷的H+离子要比从中性分子中解离出一个H+离子更为困难。

在多元弱酸中，由于K1 >> K2 >> ……，即第一级解离是最主要的，其它级解离的H+离子极少，可忽略不计，所以多元弱酸的H+离子浓度可按第一级解离计算。

设二元弱酸H2S的浓度为c mol/L，H+离子浓度为x mol/L，则有：K1＝x2/(c－x)若c >> x（c/K1 > 400）时，则c－x≈c：x＝[H+]＝[HS-]≈(cK1)1/2K2＝[H+][S2-]/[HS-]因为[H+]＝[HS-]，所以：[S2-]≈K2由以上讨论可得出结论：多元弱酸的H+离子浓度，一般按第一级解离计算；若是二元弱酸H2S，则[S2-]≈K2；要比较同浓度的多元弱酸的强弱时，只要比较第一极解离常数的大小就可以了。

在H2S的饱和溶液中，H+离子的浓度与S2-离子浓度之间的关系可由下面推导而得。

将H2S的第一级和第二级解离常数相乘，可得：[H+][S2-]/[H2S]＝K1K2或：[S2-]＝K1K2[H2S]/[H+]2在室温和101.325 kPa压力下，H2S饱和水溶液中[H2S]＝0.10 mol/L，代入上式可得：[S2-]＝1.1×10-22/[H+]2利用该式就可以计算在H2S饱和水溶液中，加入强酸后溶液中[S2-]的变化。

弱酸和弱碱的解离平衡

H 2O(l) + H 2O(l) H3O+ (aq)
ceq/(mol L-1)
6.510-5
+ OH - (aq)
z
{c(H3O+ )}{c(OH - )} = 6.5 10 -5 z = 1.0 10 -14
6.510-5 z = 1.010-14
z = 1.510-10
c(OH - ) = 1.5 10 -10 mol L-1
HCO
－ 3
(aq)
+
H
2
O(l)
H
3O
+
(aq)
+
CO
2－ 3
(aq)
{ { }{ } } Ka2(H2CO3 ) =
c(H3O+ )
c(CO
2－ 3
)
c(HCO
－ 3
)
= 4.7 10-11
Ka1 103 Ka2
溶液中的H3O+主要来自于第一步解离反应，
c(H3O+ )的计算可按一元弱酸的解离平衡做近似
4.3.1 一元弱酸、弱碱的解离平衡
1.一元弱酸的解离平衡 HA (aq)+H2O(l) H3O+(aq)+A－(aq)
Ka (HA ) =
[c(H3O+ ) / c ][c(A－) / c [c(HA) / c ]
]
Ka (HA )
=
{c(H
3O+ )}{c(A-
{c(HA)}
)}
Ka 越大，酸性越强。
例 4-1：计算25℃时，0.10 mol·L-1 HAc溶液中
H3O+、Ac－、HAc、OH－的浓度及溶液的pH。

弱酸弱碱解离平衡

弱酸弱碱解离平衡弱酸弱碱解离平衡实验14弱酸弱碱解离平衡1.概述(1)弱酸解离和同离子效应弱酸在水溶液中存在着解离平衡，且当加入与弱酸解离相同的离子时，解离平衡将移动。

如在醋酸溶液中加入一定量的醋酸钠，由于醋酸钠为强电解质，因而它的解离将增加溶液中醋酸根离子浓度，一定数目醋酸根离子同溶液中氢离子结合，生成醋酸分子，使醋酸解离平衡向着醋酸分子方向移动:HAcH++Ac-即HAc的解高度降低，溶液中氢离子浓度减少。

这种由于加入相同离子而使弱电解质(弱酸、弱碱等)解离度降低的现象，称为同离子效应。

在化学反应中常常要用到同离子效应这一概念，如:MnS是难溶于水的，如在Mn2+离子的中性溶液中通入H2S气可得到MnS沉淀。

但在Mn2+离子的酸性溶液中不能产生MnS沉淀。

这可用同离子效应解释:由于在酸性溶液中H+离子对氢硫酸的解离产生同离子效应，使氢硫酸解离降低，S2-离子浓度很小，所以不能产生MnS沉淀。

弱碱在水溶液中也存在解离平衡和同离子效应。

(2)缓冲溶液1)缓冲溶液作用原理和pH值当往某些溶液中加入一定量的酸和碱时，有阻碍溶液pH变化的作用，称为缓冲作用，这样的溶液叫做缓冲溶液。

弱酸及其盐的混合溶液(如HAc与NaAc)，弱碱及其盐的混合溶液(如NH3·H2O与NH4Cl)等都是缓冲溶液。

由弱酸HA及其盐NaA所组成的缓冲溶液对酸的缓冲作用，是由于溶液中存在足够量的碱A-的缘故。

当向这种溶液中加入一定量的强酸时，H+离子基本上被A-离子消耗:A-+H+HA所以溶液的pH值几乎不变;当加入一定量强碱时，溶液中存在的弱酸HA消耗OH-离子而阻碍pH的变化:HA+OH-A-+H2O缓冲溶液中H+浓度可通过下面方程计算:式中c(A-)表示弱酸HA和盐NaA解离产生的A-离子的总浓度。

由于弱酸HA生成的A-离子的量与强电解质NaA所生成的A-离子相比，可以忽略不计，所以，c(A-)=完全解离的盐的浓度=c(盐)因为弱酸HA在NaA解离的A-离子所产生的同离子效应下，未解离弱酸的浓度可近似地表示如下:c(HA)=弱酸的总浓度=c(酸)所以等式两边取负对数得:2)缓冲溶液的缓冲能力在缓冲溶液中加入少量强酸或强碱，其溶液pH值变化不大，但若加入酸，碱的量多时，缓冲溶液就失去了它的缓冲作用。

弱酸的解离平衡的影响因素

弱酸的解离平衡的影响因素
一、温度的影响
温度是影响弱酸解离平衡的重要因素之一。

通常情况下，随着温度的升高，弱酸的解离度会增加。

这是因为温度升高会增加反应的速率，加快了酸分子的解离过程。

同时，温度升高也会导致平衡位置的偏移，使得解离程度增加，酸的活性增强。

二、浓度的影响
弱酸的浓度也会影响解离平衡。

一般来说，浓度较高的弱酸会有更高的解离度。

这是由于浓度较高的酸分子之间的相互作用较强，导致酸分子更容易解离成离子。

另外，当弱酸的浓度增加时，解离度也会随之增加，但是增加的幅度会逐渐减小，直至达到一个平衡值。

三、化学性质的影响
不同的弱酸具有不同的化学性质，这也会影响到解离平衡。

一些弱酸具有较强的分子间相互作用力，使得解离程度较低。

而另一些弱酸则具有较强的解离能力，解离程度较高。

此外，弱酸的分子结构和化学键的强度也会影响解离平衡，从而影响弱酸的解离度。

总结起来，弱酸的解离平衡受到温度、浓度和化学性质等因素的共同影响。

温度的升高会增加解离度，浓度的增加也会增加解离度，而不同的化学性质则决定了弱酸的解离能力。

了解这些影响因素对于理解和控制弱酸解离平衡具有重要意义。

同时，我们也可以通过
调节这些因素来改变弱酸的解离度，从而实现特定的化学反应或应用。

弱酸弱碱的解离平衡

第三节弱酸弱碱的解离平衡弱酸弱碱的电离存在平衡.高中的电离平衡即解离平衡.一.一元弱酸和弱碱的解离平衡弱电解质的解离过程就是质子的传递过程.1.一元弱酸的解离常数例如醋酸:HAc+H 2O H 3O ++Ac -此式可简化成:HAc H ++Ac -在一定温度下达到电离平衡时有:[H +][Ac -]/[HAc]=K a (酸常数)2.一元弱碱的解离常数例如:氨水:NH 3+H 2O NH 4++OH -在一定温度下达到解离平衡时:[OH -][NH 4+]/[NH 3]=K b (碱常数)结论:K 的大小表示了弱电解质在水溶液中的解离程度.在温度相同时,K 越大表示解离程度越大,该弱电解质相对越强.K=10-2-10-7之间的酸或碱为弱酸或弱碱.K<10-7的弱酸或弱碱为极弱酸或极弱碱.3.对一对共轭酸碱,应有K a K b =K WNH 3+H 2O NH 4++OH - K b =[OH -][NH 4+]/[NH 3]NH 4++H 2O H 3O ++NH 3 K a =[H 3O +][NH 3]/[NH 4+]显然有K a K b =K W[例题]教材P78的7题.解答如下:溶液的pH=9.25,则[H +]=10-9.25mol ·L -1,所以[OH -]=K W /[H +]=10-4.5mol ·L -1 NaX →Na ++X - X -+H 2O HX+OH -K b =[OH -][HX]/[X -]=10-4.5×10-4.5/0.3=10-9/0.3 K a =K W /K b =3×10-6二.弱电解质的解离度(电离度)与浓度和解离常数的关系1.解离度的概念(1)概念:一定温度下弱电解质在水溶液中达到解离平衡时,已解离的弱电解质分子占原来弱电解质分子的百分数叫该弱电解质的解离度.(2)公式:α= ×100% 请看教材P59表. 说明:公式中的分子和分母可用浓度代替.2.解离度与解离常数及弱电解质浓度的关系这里以HAc 为例分析如下.设HAc 的浓度为cmol ·L -1,解离度为α. 已解离的弱电解质分子数原来弱电解质分子总数HAc H+ + Ac-起始浓度mol·L-1 c 0 0平衡浓度mol·L-1 c-cα cα cαK a=[H+][Ac-]/[HAc]=c2α2/(c-cα)=cα2/(1-α) 当α很小时,1-α=1.则有K a=cα2或α=√K a/c容易得到[H+]=cα=√K a c对一元弱碱是类似的.以上公式是近似的,一般当α≤5%即C/K a≥500时才能用.[例题]教材P78的4题.解答提示:(1)方法一:直接代入K a=cα2=0.1×(2%)2=4×10-5.方法二:HAc H+ + Ac-起始浓度mol·L-1 0.1 0 0平衡浓度mol·L-1 0.098 0.002 0.002K a=[H+][Ac-]/[HAc]=0.0022/0.098=4.1×10-5(2)利用α=√K a/c 将K a=4.1×10-5和c=0.001mol·L-1代入得α=20%.(3)将α=1%和K a=4.1×10-5代入α=√K a/c 可得c=0.4mol·L-1[练习]教材P78的5题.解答提示:对0.2mol·L-1HAc,[H+]=√K a c先查表(教材P172 pK a=4.76→K a=10-4.76=1.76×10-5)得K a值. 将c和K a代入,结果是[H+]=1.88×10-3mol·L-1[练习]教材P78的3题.解答提示:先由质量分数计算NH3溶液的物质的量浓度:c=0.5mol·L-1.再查表P59氨水的K b=1.77×10-5,利用[OH-]=√K b c =2.97×10-3.利用[H+]=K W/[OH-]=3.367×10-12.则pH=11.47.此处也可查教材P172的NH4+的pK a=9.25,即K a=10-9.25,利用K W=K a K b得到K b=10-4.65=1.77×10-5[作业习题讲解]教材P78的8题(1)加NaAc溶液好.因为HCl电离出的H+可以和NaAc电离出的Ac-结合H++Ac- HAc,使[H+]降低.若加入HAc则其电离产生[H+],[H+]浓度不会有大的变化.(2)设原HCl溶液和加入的NaAc溶液各1LHCl+NaAc→NaCl+HAc反应后溶液中含[Ac-]=0.9mol·L-1,[HAc]=0.1mol·L-1HAc H++Ac-K a=[H+][Ac-]/[HAc]则[H+]=K a[HAc]/[Ac-]=1.76×10-5×0.1/0.9=1.956×10-6pH=5.7(3)设原HCl与加入的NaOH溶液各1LHCl+NaOH→NaCl+H2O 反应后[NaOH]=0.9mol·L-1[H+]=K W/[OH-]=10-14/0.9=1.11×10-14 pH=13.95(4)加入HAc溶液后,[HCl]=0.1mol·L-1,[HAc]=1mol·L-1.HAc的电离被抑制,则[H+]=0.1mol·L-1 pH=1[选学]三.多元弱酸和弱碱的解离平衡1.多元弱酸弱碱的含义凡在水溶液中释放出两个或多个质子的弱酸称为多元弱酸.能够接受两个或多个质子的碱称为多元弱碱.多元弱酸和弱碱是分步电离的.H2S H++HS- K a1=[H+][HS-]/[H2S]=9.1×10-8HS- H++S2- K a2=[H+][S2-]/[HS-]=1.1×10-12显然K a1>>K a2,当K a1/K a2≥100时,考虑第一步电离就可以了.我们一般也只考虑第一步电离.2.计算举例[例题]计算饱和H2S溶液(0.1mol·L-1)中的[H+]、[HS-]、[S2-]和H2S的解离度.(已知:K a1=9.1×10-8, K a2=1.1×10-12)(说明:有时需查表,例如教材P172的H2S的pKa1=7.05,pK a2=11.95→K a1=10-7.05=9.1×10-8,K a2=10-11.95=1.1×10-12)解.(1)由于K a1>>K a2,则按一元弱酸处理.设[H+]=xmol·L-1H2S H++HS-平衡浓度mol·L-1 0.1-x x xK a1=[H+][HS-]/[H2S]=9.1×10-8由于c/K a1>500则可直接代入[H+]=[HS-]=√K a1c =9.5×10-5(2)计算[S2-]HS- H++S2- K a2=[H+][S2-]/[HS-]=1.1×10-12由于第二步解离极微弱,可认为[H+]=[HS-]则K a2=1.1×10-12mol·L-1(3)求H2S的解离度α=9.5×10-5/0.1=0.095%3.结论(1)计算多元弱酸溶液的[H+],按一元弱酸处理,[H+]=√K a1c(2)二元弱酸溶液中,酸根离子浓度近似等于K a2(3)需要高浓度的多元弱酸根时,用其盐.[选学]四.两性物质的解离平衡常见的两性物质有:多元弱酸的酸式酸根离子(HCO3-、HS-、H2PO4-、HPO42-)和弱酸弱碱盐(NH4Ac)及氨基酸等.1.酸式酸根离子(1)HCO3-作为酸:HCO3- H++CO32- K a2=[H+][CO32-]/[HCO3-]=5.6×10-11作为碱:HCO3-+H2O H2CO3+OH-K b2=[OH-][H2CO3]/[HCO3-]=K W/K a1=2.3×10-8K b2>>K a2.则溶液显碱性.经数学推导有:[H+]=√K a1K a2(2)H2PO4-作为酸:H2PO4- H++HPO42- K a2=[H+][HPO42-]/[H2PO4-]=6.23×10-8作为碱:H2PO4-+H2O OH-+H3PO4K b3=[OH-][H3PO4]/[H2PO4-]=K W/K a1=1.3×10-12K a2>>K b3.则溶液显酸性.经数学推导有:[H+]=√K a1K a2对HPO42-有:[H+]=√K a2K a3(3)弱酸弱碱盐①例如NH4Ac溶液,NH4+显酸性,Ac-显碱性NH4++H2O NH3+H3O+ K a(NH4+)=[NH3][H3O+]/[NH4+]=K W/K b(NH3)Ac-+H2O HAc+OH- K b(Ac-)=[HAc][OH-]/[Ac-]=K W/K a(HAc) 数学推导有:[H+]=√K W K a/K b =√K a K a’[H+]=√K W K a(HAc)/K b(NH3) =√K a(HAc)/K a(NH4+)②结论:K a K a’=K W为中性,K a K a’<K W为碱性,K a K a’>K W,为酸性.五.同离子效应和盐效应1.同离子效应例如向HAc中加入NaAc则HAc的解离平衡左移.同理向NH3溶液中加入NH4Cl则使NH3的解离平衡左移.HAc H++Ac- NH3+H2O NH4++OH-NaAc=Na++Ac- NH4Cl=NH4++Cl-向弱电解质溶液中加入与该弱电解质有共同离子的强电解质而使解离平衡左移,从而降低弱电解质的解离度的现象叫同离子效应.2.存在同离子效应时的计算[作业习题讲解]教材P79的10题.(1)混合后HCl和NaOH中和,余HCl0.05mol,[HCl]=0.1mol·L-1,pH=1(2)NH4Cl和NaOH恰好反应,得到的[NH3]=0.01/0.1=0.1mol·L-1利用[OH-]=√CK b =√0.1×1.77×10-5=1.33×10-3mol·L-1则[H+]=7.518×10-12mol·L-1则pH=11.12(3)NH4Cl和NaOH溶液反应后,余[NH4Cl]=0.067mol·L-1[NH3]=0.067mol·L-1NH3+H2O NH4++OH-K b=[NH4+][OH-]/[NH3]代入则K b=[OH-]=1.77×10-5mol·L-1则[H+]=K W/[OH-]=5.65×10-10mol·L-1则pH=9.25(4)NH4Cl和NaOH溶液反应后NaOH剩余,[NaOH]=0.005/0.075=0.067mol·L-1[NH3]=0.005/0.075=0.067mol·L-1OH-主要来源于NaOH,则[OH-]=0.067mol·L-1[H+]=K W/[OH-]=10-14/0.067=1.49×10-13mol·L-1 pH=12.82(5)反应后剩余NaOH0.01mol [NaOH]=0.01/0.05=0.2mol·L-1[H+]=5×10-4mol·L-1,pH=13.33.盐效应在弱电解质溶液的平衡体系中,加入不含弱电解质离子的强电解质,将促进弱电解质的电离,称为盐效应.解释:离子浓度加大,离子间互相牵制作用增强,离子结合成弱电解质分子的机会减小.同离子效应的同时也有盐效应,只不过是盐效应微弱.[复习思考题](教材P66的2-4题)2.相同浓度的盐酸和醋酸溶液的pH相等吗?相同pH值的盐酸和醋酸溶液的浓度相等吗?用相同浓度的NaOH溶液中和相同pH值的盐酸和醋酸溶液,哪个用量大?为什么?3.醋酸溶液稀释一倍,[H+]是原来的一半吗?为什么?4.在HAc溶液中分别加入HCl、NaAc、NaOH,对电离平衡有何影响.。

酸碱理论第二节弱酸、弱碱的解离平衡第三节酸、碱

)
/
c
]
第二步解离：
HCO3 H2O
H2CO3 OH
K
b2
(CO32
)
[ceq
(H2CO3) / c ][ceq (OH ceq (HCO3 ) / c
)
/
c
]
溶液中的 OH- 主要来自 CO的32 第一步解离。
多元弱碱的相对强弱就取决于的K b相1 对大小，
越大，K多b元1 碱的碱性就越强。
在一元弱碱 A 溶液中，存在 A 与 H2O 之间的质子转移反应：
A H2O
达到平衡时：
HA+ OH
Kb
(A)
[ceq (HA ) / c ][ceq (OH ) / c ceq (A) / c
]
一元弱碱的标准解离常数越大，它的碱性就
越强。
二、多元弱酸、弱碱的解离平衡
（一）多元弱酸的解离平衡
酸碱反应的实质是两对共轭酸碱对之间的质
子传递：
H+
A1 B2
B1 A2
酸碱反应是较强的酸与较强的碱作用，生成
较弱的碱和较弱的酸的过程：
较强酸 + 较强碱 = 较弱碱 + 较弱酸
酸碱质子理论扩大了酸和碱的范围，解决了
非水溶液和气体间的酸碱反应。但是酸碱质子理
论把酸碱只限于质子的给予或接受，不能解释没
有质子传递的酸碱反应。
三、酸碱电子理论
酸碱电子理论认为：凡是能接受电子对的物质就是酸；凡是能给出电子对的物质就是碱。酸碱反应的实质是碱提供电子对，与酸形成配位键而生成酸碱配合物：
酸 + 碱酸碱配合物
酸碱电子理论是目前应用最为广泛的酸碱理论。但酸碱电子理论对酸碱认识过于笼统，因而不易掌握酸碱的特征，也使不同类型反应之间的界限基本消除，最大的缺点是不易确定酸碱的相对强度。

弱酸弱碱的离解平衡

当C/KaӨ≥500时，可以认为1－α ≈1，所以:
Ka θ c 2 / cθ
Ka θ (c / c θ )
ห้องสมุดไป่ตู้
c ( H ) / c θ K a θ (c / c θ )
对于一元弱碱，可以得到类似的表达式：
Kb θ c 2 / cθ
Kb θ (c / c θ )
c(OH ) / cθ K b θ (c / c θ )
【例1】已知298K时，(HAc)＝1.75×10－5，计算0.1mol/L HAc溶液中H+的浓度和离解度。
同一弱电解质的离解度与其浓度的平方根成反比，即溶液愈稀，离解度愈大；相同浓度的不同弱电解质的离解度与离解常数的平方根成正比，即离解常数愈大，离解度愈大，该关系称为稀释定律。
表4-4 不同浓度的HAc溶液的离解度与H+浓度
溶液的浓度(mol/L) 电离度(%) [H+](mol/L) 0.2 0.943 1.868×10－3 0.1 1.34 1.34×10－3 0.01 4.24 4.24×10－4 0.005 5.85 2.94×10－4 0.001 12.4 1.24×10－4
一、一元弱酸、弱碱的解离平衡以HA代表一元弱酸，解离平衡为:
HA H+ + A-
θ θ c ( H ) / c c ( A ) / c θ Ka c( HA) / c θ
以BOH代表一元弱碱，解离平衡为: BOH
K bθ
B+ + OH-
θ θ c ( B ) / c c ( OH ) / c
第三节弱酸、弱碱的解离平衡
知识目标：

弱酸解离常数的计算公式

弱酸解离常数的计算公式弱酸解离常数是描述酸性弱的化合物在溶液中离解程度的参数。

它通常表示为Ka，是反应物和生成物浓度比值的乘积除以反应物初浓度得到的，其计算公式为：Ka = [H+][A-]/[HA]，其中[H+]为氢离子浓度，[A-]为反应物中离子的浓度，[HA]为反应物中未离子化部分的浓度。

那么，如何计算弱酸解离常数呢？我们来看一个具体的例子。

以乙酸为例，其化学式为CH3COOH。

我们需要先确定化学反应方程式：CH3COOH + H2O ⇌ CH3COO- + H3O+。

接下来，我们设定反应物浓度为c1 mol/L，产物浓度为c2 mol/L，则反应的平衡常数Kc为：Kc = [CH3COO-][H3O+]/[CH3COOH]。

由于酸性弱，可以近似将水的浓度视为不变，即[H2O] ≈ 1mol/L。

该式可以改写成：Kc = [H3O+][CH3COO-]/[CH3COOH] × 1。

由于酸性弱，假设反应在平衡时仅有很少的CH3COO-离子和H3O+离子产生，可以近似认为反应物的浓度变化量相对于反应物浓度很小，所以反应物的初始浓度与反应平衡浓度相差很小。

即[CH3CO OH] ≈ c1 - x，[CH3COO-] ≈ x，[H3O+] ≈ x，其中x 是反应平衡时的变化量。

代入反应式中，得到：Kc = x^2/(c1 - x)。

由于Kc表达式中有未知数x，我们需要寻找一种方法求解该方程。

由于Kc是比例常数，即Kc值一旦确定，对于该化学反应是固定的。

因此，我们可以通过实验的方法测定酸的某一浓度下pH值，得到[H3O+]的浓度，从而计算出x的值。

进而求出Ka值。

综上，弱酸解离常数的计算需要根据具体的化学反应式，结合实验数据进行求解。

其结果可以指导我们了解酸在溶液中离解的程度，为我们的化学实验和研究提供重要的参考。

弱酸酸式盐的电离-解释说明

弱酸酸式盐的电离-概述说明以及解释1.引言1.1 概述弱酸酸式盐的电离是化学中一个重要的研究领域。

弱酸是指在溶液中电离程度较低的酸，而酸式盐则是由弱酸和一个或多个酸性氢离子的盐基反应生成的化合物。

弱酸酸式盐的电离过程是弱酸分子与水分子相互作用，发生溶解和离解的过程。

这一过程具有重要的化学和物理性质，对于溶液的性质、酸碱平衡和化学反应等有着深远的影响。

在弱酸酸式盐的电离过程中，弱酸分子在水中发生电离，生成酸离子和相应的碱性根离子。

这种电离过程通常是部分离解的，也就是说，只有一部分弱酸分子会电离成离子形式。

这与强酸不同，强酸可以完全电离成离子形式。

强酸的电离程度高，而弱酸的电离程度相对较低，这是弱酸的一个特点。

弱酸酸式盐的电离对溶液的性质有着重要的影响。

首先，弱酸酸式盐的电离会产生酸碱中和反应，使溶液呈现酸性、碱性或中性。

其次，弱酸酸式盐的电离会影响溶液的导电性质，因为电离后生成的离子在溶液中可以导电。

此外，弱酸酸式盐的电离还可参与化学反应，影响反应速率和平衡。

弱酸酸式盐的研究不仅有助于我们深入理解酸碱性质与溶液的行为，还有许多实际应用。

弱酸酸式盐广泛应用于化学工业、药物制备、环境保护等领域。

通过对弱酸酸式盐的电离机理和性质的研究，我们可以更好地利用和控制这些化合物，以满足人们对不同化学过程的需求。

总之，弱酸酸式盐的电离是一个重要而复杂的研究课题。

通过深入研究其电离过程和性质，我们可以更好地理解溶液行为和酸碱性质，为化学领域的发展和应用提供理论基础和实验依据。

对于弱酸酸式盐的电离研究的前景可以展望到更深入的学术领域和更广泛的应用范围。

1.2 文章结构文章结构部分的内容可以包括以下内容：在本文当中，我们将按照以下结构来探讨弱酸酸式盐的电离过程及其在溶液中的性质和应用：1. 引言部分——在引言中，我们将对弱酸酸式盐的电离进行简要介绍，并概述本文的目的和结构。

2. 正文部分——正文部分将分为三个小节，分别介绍弱酸的定义、酸式盐的概念以及弱酸酸式盐的电离过程。

弱电解质的解离度和解离常数课件

解离常数可以用于预测药物在生物体内的解离程度，从而有助于预测药物的疗效和副作用。
优化药物的配方和剂型
通过了解药物的解离常数和溶解度，可以优化药物的配方和剂型，提高药物的生物利用度和疗效。
指导新药的研发
通过对已知药物的解离常数的分析和比较，可以指导新药的研发，寻找更有效的药物分子。
在化学工程中的应用
解离常数（pK）是电离平衡常数的负对数，即 pK = -log10(K)。
2
解离常数和电离平衡常数之间存在倒数关系，即 pK + log10(K) = 0。
3
这种关系表明，当电离平衡常数增大时，解离常数会相应减小，反之亦然。
解离常数的应用
解离常数是衡量弱电解质电离程度的重要指标，对于判断弱电解质的电离趋势、比较不同弱电解质的电离能力以及研究化学平衡的移动都具有重要的应用价值。
在环境科学中的应用
评估水体的酸碱性和化学平衡
解离常数可以用于评估水体的酸碱性，以及水体中各种化学物质的溶解度和平衡关系，有助于评估水体的健康程度和环境质量。
预测土壤中化学物质的迁移和转化
通过了解土壤中化学物质的解离常数和溶解度，可以预测这些物质在土壤中的迁移和转化，从而有助于预测其对环境和生态系统的影响。
04
CATALOGUE
弱电解质解离度的应用
计算溶液中的离子浓度
01
弱电解质在水溶液中部分电离，通过解离度可以计算
溶液中弱电解质的实际浓度。
02 解离度与温度、溶剂的性质、电解质的性质等有关。
03
在一定温度下，同一弱电解质在不同的溶剂中解离度
不同。
判断电解质的强弱
01
弱电解质在水溶液中只有部分电离，未电离的分子与已电离的离子之间存在着平衡。

化学反应中的弱酸弱碱反应原理和调节方法

化学反应中的弱酸弱碱反应原理和调节方法在化学领域中，我们常常会遇到弱酸弱碱反应。

那么，什么是弱酸弱碱反应呢？简单来说，弱酸弱碱反应指的是一种酸和碱反应，其中涉及的物质既不是强酸也不是强碱。

本文将介绍弱酸弱碱反应的原理以及调节方法。

首先，让我们了解一下弱酸和弱碱的特点。

弱酸是指在水溶液中仅部分解离产生氢离子（H+）的酸，而弱碱则是指在水溶液中仅部分解离产生氢氧根离子（OH-）的碱。

与之相对应的是强酸和强碱，它们在水溶液中完全解离产生大量的离子。

酸碱反应的基本原理在于，酸中的氢离子和碱中的氢氧根离子结合形成水，并释放出热量。

弱酸和弱碱反应的原理可以通过下面的方程式来表示：HA + BOH → H2O + BA在上述方程式中，HA代表弱酸分子，BOH代表弱碱分子，H2O代表水，BA代表盐。

在化学反应中，我们可以通过控制反应的条件来调节其进行的速率和程度。

对于弱酸弱碱反应，有几个关键的因素需要注意。

首先是温度。

温度对反应速率有着明显的影响。

通常情况下，温度越高，反应速率越快。

这是因为高温下分子的动能增加，碰撞的频率和能量也增加，从而促使反应更快进行。

因此，通过调节反应系统的温度，可以控制反应的速率和程度。

其次是浓度。

在弱酸弱碱反应中，浓度的变化可以改变反应的平衡状态。

当酸和碱的浓度增加时，反应转向生成更多的水和盐。

相反，当酸和碱的浓度减少时，反应逆转，水和盐会分解成酸和碱。

因此，通过调节反应体系中酸和碱的浓度，可以控制反应的平衡状态和反应方向。

此外，pH值也是调节弱酸弱碱反应的重要因素之一。

pH值是衡量溶液酸碱性强弱的指标，其数值越小表示溶液越酸，数值越大表示溶液越碱。

通过调节溶液的pH值，可以控制弱酸和弱碱的浓度，从而影响反应的进行和平衡。

最后，我们来看一些具体的调节方法。

常见的调节方法包括稀释法和中和法。

稀释法是通过向反应体系中添加适量的溶剂来稀释酸或碱的浓度，从而改变反应平衡状态。

中和法是指通过加入适量的酸或碱来中和反应体系中的酸或碱，使反应逆转或减缓反应速率。

弱酸的电离平衡常数

弱酸的电离平衡常数
弱酸是和强酸相对的酸，酸性较弱。

弱酸通常是指其电离常数（Ka）小于0.0001（酸度系数pKa大于4）的酸。

重要的一点是应该知道大多数的酸，在电离时，都涉及水分子与酸中离解出来的氢离子互相结合生成离子H₃O的反应。

水的浓度在反应中实际上可以认为是一个常数。

电离常数又叫电离平衡常数或离解常数，用Ki表示。

其定义为，当弱电解质电离达到平衡时，电离的离子浓度的乘积与未电离的分子浓度的比值叫做该弱电解质的电离平衡常数。

一种弱电解质的电离平衡常数只与温度有关，而与该弱电解质的浓度无关。

因为弱电解质通常为弱酸或弱碱，所以在化学上，可以用Ka、Kb分别表示弱酸和弱碱的电离平衡常数。

用HA表示弱酸，则其电离方程式为HA——H+A，则电离常数Ka=[H]*[A]/HA
电离常数K与电离度α的关系可近似的表示为K=cα2（α平方）其中c为弱电解质溶液的浓度。

醋酸的解离平衡常数

醋酸的解离平衡常数
醋酸是一种常见的有机酸，它在水中部分解离成乙酸根离子和氢离子，这个过程可以用解离平衡常数来描述。

解离平衡常数（Ka）是指在一定温度下，醋酸溶液中乙酸根离子和氢离子的浓度的乘积与醋酸浓度的比值。

醋酸的解离平衡反应可以用下面的方程式表示：
CH3COOH⇌CH3COO-+H+
解离平衡常数（Ka）表示为：
Ka=[CH3COO-][H+]/[CH3COOH]
其中，方括号表示物质的浓度。

醋酸解离平衡常数的数值越大，说明醋酸越容易解离为乙酸根离子和氢离子，反之则说明解离程度较小。

醋酸的解离平衡常数一般在10^-5到10^-6的范围内。

醋酸的解离平衡常数与温度有关。

在常温下，醋酸的解离常数大约为1.8×10^-5。

当温度升高时，醋酸的解离平衡常数会增大，这意
味着更多的醋酸会解离为乙酸根离子和氢离子。

相反，如果温度降低，解离平衡常数会减小，解离程度较小。

醋酸的解离平衡常数对于理解醋酸溶液的酸性很重要。

当醋酸的解离平衡常数大于1时，说明醋酸是强酸；当解离平衡常数小于1时，说明醋酸是弱酸。

醋酸的解离程度越大，pH值越低，酸性越强。

了解醋酸的解离平衡常数有助于我们在实验和应用中更好地控制醋酸溶液的酸度。

在食品工业中，醋酸常被用作调味料和食品防腐剂。

在实验室中，醋酸的解离平衡常数也被用来计算醋酸溶液的酸度，或者用于酸碱滴定等实验。

总之，醋酸的解离平衡常数是描述醋酸在水中解离程度的重要指标。

了解醋酸的解离平衡常数有助于我们更好地理解其性质和应用，以及在实验和工业中更好地应用醋酸。

大学普通化学知识点期末总结

ninini电解电解这就是电镀这就是电镀原子核外电子的运动状态原子核外电子的运动状态1926eschrdinger核外电子运动状态的描述核外电子运动状态的描述mm主量子数角量子数磁量子数mmss轨道名称轨道数1012s2p3s3p3d4s4p4d4f核外电子可能存在的状态数电子层原子轨道符号1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f电子运动状态数18322n做图称原子轨道的径向分布图
反应速率与反应物浓度（以计量数为指数）的乘积成正比。
式中：k 称反应速率常数。当c (A) = c (B) =1mol·dm-3时，
k=υ
所以又称比速常数。
k值与反应物浓度无关；受温度、催化剂影响。
（a+b）或（m+n）称为反应级数，有整数、零或分数，是由实验确定的数字。
n级反应的单位是：(moldm-3)(1-n)s-1
{peq(Gp)ϴ/}g {peq(Dp)ϴ}/d {peq(Ap)ϴ/}a {peq(Bp)ϴ}/b
K ϴ是量纲为1的量。
关于平衡常数的讨论（1）平衡常数的物理意义：
K 值ϴ 越大，反应向正方（右）进行得越彻底（转化率越大）； K 值ϴ 越小，反应向正方（右）进行的趋势越小；（2）平衡常数的性质： K 值ϴ 不随分压而变化，但受温度影响；
(T2
-T1 )
2.303R T1T2
3 勒夏特列原理
假如改变平衡系统的条件（如浓度、温度、压力）之一，平衡就将向减弱这个改变的方向移动。
化学反应速率
定义以浓度为基础的化学反应速率：
υ= 1 d c B νB dt
（反应：0=ΣBνBB）
其单位为：mol·dm-3·s-1。
例如，对于aA+bB→gG+dD，其反应速率：