解离平衡
化学解离平衡实验报告
一、实验目的1. 理解并掌握解离平衡的概念；2. 掌握弱电解质解离平衡的原理和影响因素；3. 通过实验验证弱电解质解离平衡的规律；4. 提高实验操作技能和数据分析能力。
二、实验原理1. 弱电解质在水溶液中部分电离，存在电离平衡，如：HA ⇌ H+ + A-；2. 影响解离平衡的因素有：浓度、温度、酸碱度等；3. 同离子效应：向弱电解质溶液中加入含有相同离子的强电解质，会抑制弱电解质的电离。
三、实验仪器与药品1. 仪器：酸度计、滴定管、锥形瓶、烧杯、玻璃棒、滴定台、移液管等；2. 药品：醋酸、氢氧化钠、酚酞、甲基橙、氯化钠等。
四、实验步骤1. 准备溶液：配置0.1mol/L的醋酸溶液、0.1mol/L的氢氧化钠溶液、0.1mol/L 的氯化钠溶液；2. 测定醋酸溶液的pH值：用酸度计测定0.1mol/L醋酸溶液的pH值；3. 加入氢氧化钠溶液：向醋酸溶液中加入氢氧化钠溶液，观察pH值变化；4. 加入氯化钠溶液：向醋酸溶液中加入氯化钠溶液，观察pH值变化；5. 比较实验结果：分析实验数据，验证弱电解质解离平衡的规律。
五、实验数据与分析1. 醋酸溶液的pH值为4.74；2. 加入氢氧化钠溶液后，pH值逐渐上升，最终稳定在12.28；3. 加入氯化钠溶液后，pH值无明显变化。
分析：1. 醋酸溶液为弱酸，存在电离平衡：HA ⇌ H+ + A-；2. 加入氢氧化钠溶液后，氢氧化钠与醋酸发生中和反应，消耗H+，使pH值上升；3. 加入氯化钠溶液后，氯化钠为强电解质，不参与醋酸的电离平衡，pH值无明显变化。
六、实验结论1. 弱电解质在水溶液中存在电离平衡；2. 醋酸溶液的pH值受氢氧化钠溶液的影响，受氯化钠溶液影响较小；3. 同离子效应可以抑制弱电解质的电离。
七、实验注意事项1. 实验过程中注意操作规范，确保实验数据准确；2. 使用酸度计时，注意仪器校准和电极清洗；3. 加入试剂时，注意观察溶液颜色变化，以便判断反应进行情况。
第四章 解离平衡
— + + — +
—
+ —
—
+
+
+
—
+
—
+
—
— +
—
+ —
离子氛示意图
表观电离度 强电解质的解离度与弱电解质的解离度的 意义完全不同，它仅表示溶液中离子间相互 牵制作用的强弱程度，称强电解质的解离度 为表观电离度。
4.1.3活度
活度：单位体积电解质溶液中，表观上所含 有的离子“浓度”，称有效“浓度”，也称活度。 活度与实际浓度间的关系如下：
K 酸愈强，K a 愈大， b 愈小,其共轭碱愈弱。反之 亦然。
例：NH3 ~ NH4+
NH3 +
H 2O
NH4+
+ OH-
已知NH3的 K b为1.78×10-5，则NH4+的 K a 为：
K a , NH 4
Kw 1.0 10 10 5.6 10 5 K b , NH 3 1.7810
4.1.2 强电解质溶液理论
一般认为强电解质的解离度是100%，
但根据溶液的导电性等实验证明强电解质 在溶液中的解离度小于100%，什么原因造 成强电解质溶液解离不完全的假象呢？
1923年，德拜和休克尔提出离子氛的概念 (ionic atmosphere)。认为：强电解质在溶 液中是完全解离的，但由于离子间的相互 作用，每一个离子都受到相反电荷离子的 包围，形成“离子氛”。这种离子间的相 互作用使溶液中的离子并不完全自由。其 表现是：溶液导电能力下降，产生一种解 离不完全的假象。
解离平衡
性质：不受离子或分子浓度的影响,受温度的影响。
二、多元弱电解质的解离平衡
1 分级解离常数，如：
H2S HS-
H++HS- K1 y=9.1×10-8 H++S2- K2 y=1.1×10-12
H2S 2H++S2- Ka y=? 根据多重平衡规则： Kay=K1y .Ky2 =1.0×10-19
其表达式：Kya
S{Mg(OH)2}=b(Mg2+)
（为什么？）
={KyS/b2(OH-)}by={KyS/(0.003mol.kg-1/by )2}by
={1.2×10-11/0.0032}yb =4.0×10-9 mol.kg-1
3 沉淀的转化 锅炉用水进一步除钙的反应：
3CaCO3（S）+2PO43-
Ca3(PO4)2（S）+3CO32-
得:
y=1.1×10-19
所以: b(S2-)= 1.1×10-19 mol.kg-1
答:此溶液中b(S2-)为1.1×10-19 mol.kg-1
三、同离子效应
多组分溶质系统中，易溶强电解质对弱电解质 解离平衡的影响，实质是解离平衡的移动。
HAc
H++Ac-
NaAc Na++Ac-
可见：在弱电解质溶液中，加入具有同名离子的强电
AgCl(s)
溶解 沉积
Ag++Cl-
一、溶 度 积
多相离子平衡： AgCl（S） Ag++Cl①其平衡常数：
KyS (AgCl)={b(Ag+)/by}·{b(Cl-)/b y}
此时，饱和溶液中AgCl的浓度即为其溶解度：
第四章 解离平衡
4.4 缓冲溶液
1、水的离子积常数Kw
2、缓冲溶液 ①现象： 向纯水(pH=7.0)中加入少量酸或碱，pH值会发生显 著变化。而向HAc-NaAc混合液中加入少量酸或碱， 溶液的pH值几乎不变。 人体血液pH值控制在7.35-7.45范围内， 如果pH<7.3，发生酸中毒 如果pH>7.5，发生碱中毒。 正常生理条件下，虽然组织细胞在代谢过程中不断 产生酸性物质或硷性物质，进入体内的某些食物 （如醋）或药物也有酸性或碱性作用，但血液pH仍 保持在上述狭窄范围内。显然，血液中一定含有完 备的调节pH的机构——缓冲体系，血液是一种缓冲 溶液。
3、缓冲溶液[H+]的计算 公式推导见书P84-85
书P85-86：例4-10。
4、选择缓冲溶液的步骤 首先找出与溶液所需控制的pH值相近的pK 值的弱酸或弱碱。 一般(C弱酸 /C共轭碱)在0.1-10范围内具有缓 冲能力，故pH = pKa ±1。 选择的缓冲液不与反应物或生成物发生反应， 配制药用缓冲溶液时还应考虑溶液的毒性。
浓度为c的弱酸HB解离度α的近似值为 可见，弱酸或弱碱的浓度越稀，解离度越大。
二、多元弱酸、弱碱的解离平衡 含有一个以上可置换的氢原子的酸叫做 多元酸。多元酸的解离是分步进行的。
三、两性物质的解离平衡 1、两性物质：既可以给出质子又可以接受质 子的物质称两性物质，酸式盐、弱酸弱碱盐 和氨基酸等都是两性物质。 2、近似计算方法：
②缓冲溶液: 是一种能抵抗少量强酸、强碱和 水的稀释而保持体系的pH值基本不变的溶液。 缓冲溶液的抗酸、抗碱作用叫缓冲作用，组 成缓冲溶液的物质叫缓冲体系。 从酸碱质子论来看，缓冲溶液都是由弱酸及 其共轭碱组成的混合溶液。
③缓冲原理：
第四章解离平衡
四、溶液中氢离子浓度的计算PBE
1、质子条件式：PBE
当酸碱反应达到平衡时， 酸给出质子的量(mol)应等于碱接受质子的量(mol) 零水准物质的选择 a．溶液中大量存在的 b．参与质子转移反应 质子条件式书写方法 等式左边——得质子后产物 等式右边——失质子后产物 根据质子得失相等原则列出质子条件式
pOH lg c(OH )
T = 22º C时： pH pOH 14
二、盐类水溶液的酸碱性
强酸和强碱结合生成的盐一般为中性 强酸与弱碱
弱酸与强碱 弱酸与弱碱
生成的盐一般 pH 7 有一定的酸性或碱性
原因：盐在水中会发生水解的作用生成H+或OH1. 一元强碱弱酸盐(以NaAc为例）
2 2
H3O+
+H+
H2O
-H+
4
2
4
OH-
质子条件式：c(H +) = c(HC2O4－ )＋2c(C2O4 2 －)＋c (OH -)
例 写出 Na2 HPO4 溶液的质子条件式。 解：选择 H 2O 和 HPO42为参考水准：
H H H 3O H 2O OH H 2 PO4 H H 2 3 HPO4 PO4
H+ + Ac0 x 0 x
c( H )c( Ac ) Ka c( HAc )
2 x 5 1.8 10 0.10 x
x 1.33 103
c( H ) c( Ac ) 1.33 103 mol . L1
c( HAc ) (0.10 1.33 103 ) 0.10mol . L1
b. 计算 c(HCO3-):
解离平衡常数
解离平衡常数解离平衡常数（dissociation constant）是指一种物质在溶液中的解离程度，它表示溶液中物质的离解状态所占的比例。
解离平衡常数可以用来衡量一种物质在溶液中的溶解度，也可以用来衡量一种化合物的稳定性。
常见的解离平衡常数包括酸碱平衡常数（pH值）、离子解离常数（离子解离度）和离子解离平衡常数（离子解离程度）等。
解离平衡常数的大小可以通过实验测定，也可以用理论方法计算。
解离平衡常数在化学、生物学、药学等领域都有广泛的应用。
酸碱平衡常数（pH值）是衡量溶液中酸性或碱性程度的常数，它的大小可以反映溶液中的氢离子浓度。
pH值是以负数为单位表示的，常用pH计测定。
当pH值在7左右时溶液是中性的，pH值小于7时溶液是酸性的，pH值大于7时溶液是碱性的。
pH值对于生命的重要性是不言而喻的，它会影响生物体内的代谢过程，并且对人体的健康也有很大的影响。
离子解离常数（离子解离度）是衡量溶液中某种离子的解离程度的常数。
离子解离度的大小可以反映溶液中离子的溶解度，也可以反映溶液的电离度。
离子解离度是以正数为单位表示的，它的大小可以通过实验测定，也可以用理论方法计算。
离子解离度在化学、生物学、药学等领域都有广泛的应用。
离子解离平衡常数（离子解离程度）是衡量溶液中某种化合物的离解程度的常数。
离子解离程度的大小可以反映溶液中化合物的稳定性，也可以反映溶液的pH值。
离子解离程度是以正数为单位表示的，它的大小可以通过实验测定，也可以用理论方法计算。
离子解离程度在化学、生物学、药学等领域都有广泛的应用。
总之，解离平衡常数是衡量溶液中物质的解离程度的常数，它可以用来衡量物质的溶解度、电离度和稳定性。
解离平衡常数在化学、生物学、药学等领域都有广泛的应用。
解离平衡
H3O+ + S2–
x+y
y
Ka1 = [H3O+] [HS–] / [H2S] = 9.1 × 10–8
Ka2 = [H3O+] [S2–] / [HS–] = 1.1 × 10–12
∵ Ka1 >> Ka2 ，且 c / Ka1 = 0.1/ 9.1 × 10–8 >> 400 ∴ [H3O+] ＝ x+y ≈ x = Ka1 ⋅ c
[NH3]
[HAc]
=
Kw K b(NH3 ) ⋅ Ka(HAc)
=
1.0× 10−14 1.8×10−5 ×1.8 ×10−5
= 3.1×10−5 = K
∵ K 很小，→ x 很小，0.10 – x ≈ 0.10
x2 / 0.102 = 3.1×10－5 ∴ x = [NH3] = [HAc] = (3.1 ×10－7)0.5 = 5.6 ×10－4
⋅Ka
=
5.6 × 10−4 0.10 − 5.6×10−4
加入0.10 mol/dm3 强酸时，
[OH–] = Kw / [H3O+] = 1.0 × 10–14 / 1.0 × 10–1
= 1.0 × 10–13（mol/dm3)
加入0.10 mol/dm3 强碱时，
[H3O+] = Kw / [OH–] = 1.0 × 10–14 / 1.0 × 10–1
HS– + H2O x-y
H3O+ + S2–
x+y
y
[S2–] = Ka2 × ([HS–] / [H3O+] ) = Ka2 × (x-y / x+y )
第4章 解离平衡
HCO3H 2O H 3O + NH4+
= = = =
H+ H+ H+ H+
+ + + +
CO32OH – H2O NH3
酸、碱并非孤立，酸是碱和质子的结合体， 这种关系称为酸碱的共轭关系。 右边的碱是左边酸的共轭碱； 左边的酸是右边碱的共轭酸。
5
酸、碱两者互为存在的条件，彼此通过H+（质 子）联系在一起，我们把它们称为共轭酸碱对。
[H ] c
Ka c c
K c
a
（4-9式）
22
例题1: 298K时HAc的Kθ=1.76×10-5。计算
0.10mol/L HAc溶液的[H+]浓度和解离度。
解：设平衡时H+离子浓度为x
HAc H+ + Ac-
初始浓度
平衡浓度
0.10
0.10-x
0
0
x
x
Ka=x2/(0.10-x)
例如碳酸的电离：
第一步：H 2 CO3
H HCO
－ 3
[ H ][ HCO3 ] K1 4.3 10 7 [ H 2CO3 ]
第二步：
HCO3 2
H+ + CO32-
[ H ][CO3 ] 11 K2 5 . 61 10 [ HCO3 ]
27
对于多元弱酸的电离平衡可总结以下几点：
2
a
c-x
K a [H ] 2
K
4
K ac
20
该式是计算一元弱酸溶液中[H+]的精确公式。
水溶液中的解离平衡
酸在水溶液中解离成氢离子和酸根离子，例如硫酸在水溶液中可以解离成硫酸根离 子和氢离子。
碱在水溶液中解离成金属离子或铵根离子和氢氧根离子，例如氢氧化钠在水溶液中 可以解离成钠离子和氢氧根离子。
水的自解离
ห้องสมุดไป่ตู้
水的自解离是指在纯水中，水 分子可以微弱地解离成氢离子 和氢氧根离子。
详细描述
水分子中的氢和氧原子通过共享电子形成共价键，使得水分子呈现出V型结构。 这种结构使得水分子具有极性，即水分子的正电荷和负电荷中心不重合。
水分子间的相互作用
总结词
水分子间通过氢键相互作用，形成水分子聚集体的结构。
详细描述
由于水分子具有极性，相邻的水分子可以通过正负电荷的相互吸引形成氢键。氢 键的形成使得水分子能够以特定的方式聚集在一起，形成复杂的水分子聚集体结 构。
压力的影响
• 压力对解离平衡的影响较为复杂，通常可以忽略 不计。
05
解离平衡的应用
在化学工业中的应用
分离和提纯
利用解离平衡原理，可以将混合物中的组分通过控制溶液 的pH值进行分离和提纯，例如分离金属离子、蛋白质等。
反应速率控制
在化学反应中，反应速率往往受到反应物浓度的影响，通 过控制解离平衡，可以调节反应物的浓度，从而控制反应 速率。
土壤修复
土壤中的重金属离子、农药等污染物可以通过解离平衡原理 进行修复和治理，例如通过调节土壤pH值降低重金属离子的 溶解度、通过化学氧化还原反应降解农药等。
06
结论
研究成果总结
离子解离常数测定
通过实验测定了一系列离子在水 溶液中的解离常数，为理解离子 在水中的行为提供了基础数据。
解离沉淀平衡实验报告
一、实验目的1. 理解并掌握解离平衡和沉淀平衡的基本概念。
2. 通过实验观察和数据分析，验证沉淀溶解平衡的存在。
3. 学习并运用溶度积规则进行沉淀反应的预测。
二、实验原理1. 解离平衡：弱电解质在水溶液中存在电离平衡，其离子浓度与未电离分子浓度之间存在一定的平衡关系。
2. 沉淀平衡：难溶电解质在水中存在沉淀溶解平衡，当离子浓度乘积超过其溶度积时，会形成沉淀。
3. 溶度积规则：在一定温度下，难溶电解质的溶解度积（Ksp）为常数，可用于预测沉淀的生成和溶解。
三、实验仪器与药品1. 仪器：试管、烧杯、电子天平、滴定管、移液管、玻璃棒、漏斗、滤纸等。
2. 药品：硫酸铜（CuSO4）、氢氧化钠（NaOH）、氯化银（AgNO3）、硝酸钠（NaNO3）、氯化钠（NaCl）等。
四、实验步骤1. 沉淀反应：取两只试管，分别加入2 mL 0.1 mol/L CuSO4溶液和2 mL 0.1 mol/L AgNO3溶液，观察溶液颜色变化。
向其中一只试管中加入2滴0.1 mol/L NaOH溶液，观察沉淀生成情况。
2. 溶解平衡：取两只试管，分别加入2 mL 0.1 mol/L AgNO3溶液和2 mL 0.1 mol/L NaCl溶液，观察溶液颜色变化。
向其中一只试管中加入2滴0.1 mol/L NaNO3溶液，观察沉淀溶解情况。
3. 溶度积计算：根据实验数据，计算沉淀反应和溶解平衡的溶度积，并与已知溶度积数据进行比较。
五、实验数据与结果1. 沉淀反应：向CuSO4溶液中加入NaOH溶液后，观察到蓝色沉淀生成。
2. 溶解平衡：向AgNO3溶液中加入NaCl溶液后，观察到白色沉淀生成。
加入NaNO3溶液后，沉淀逐渐溶解。
3. 溶度积计算：（1）沉淀反应：Ksp(Cu(OH)2) = [Cu2+][OH-]^2 = 0.01 mol/L × (0.01mol/L)^2 = 1×10^-8（2）溶解平衡：Ksp(AgCl) = [Ag+][Cl-] = 0.01 mol/L × 0.01 mol/L =1×10^-4六、实验讨论1. 通过实验观察，验证了沉淀溶解平衡的存在，并了解了沉淀反应和溶解平衡的规律。
4.解离平衡
这种酸碱的定义涉及到了物质的微观结构，使酸碱理
而下面各种物质均可以给出电子对，是碱 ‥ ‥ ‥ OH－ [∶O∶H ]－ ， NH3 (H∶N∶H)， F－ [∶F∶]－ ‥ ‥ ‥ H 酸和碱之间可以反应，如
NH3 Cu 2 4NH3 H3 N Cu NH3 NH 3
子成分(NH4Cl 、 Na2CO3、K2O 、NH3，有机胺)的
物质也表现出酸碱的事实。
二、酸碱质子理论
丹麦化学家布朗期特(J.N.Bronsted)，英国化学家劳 莱(T.M.Lowry) 1923年各自独立的提出酸碱质子理论： 1、酸碱定义 酸：能给出质子H+的分子或离子，即质子的给予体。
碱：能接受质子H+的分子或离子，即质子的接受体。
b) 计算 1.0×10–3 mol ·L–1 NH3 ·H2O 的 [OH－] 和解离 度。 已知 HAc 的 Ka ＝1.8×10–5，NH3· H2O的 Kb ＝
1.8×10–5
解： a) 反应方程式 各物质起始浓度/mol.L-1
HAc 0.10
H+ ＋ Ac－ 0 0
各物质平衡浓度/mol.L-1
酸 碱 酸碱配合物
2
第一列 Fe3+ Cu2+ H+ BF3 AlCl3 SiF4 CO2 I2 + + + + + + + +
第二列 6H2O 4 NH3 H2O NH3 Cl– 2 F– OH– (CH3)2CO 路易斯碱
第三列 [Fe(OH2)6]3+ [Cu(NH3)4]2+ H3O+ F3BNH3 [AlCl4]– [SiF6]2– HCO3– (CH3)2COI2 配合物)
环境土壤学：第五节 离子络合——解离平衡
pH为8.5时不同氯化物浓度下汞的 羟基络合物与氯化络合物的分布
pH为8.5时不同氯化物浓度下镉的 羟基络合物与氯化络合物的分布
螯合剂
Fe3+
logK
Mn2+
Cu2+
Zn2+
EDTA
26.5
14.5
19.7
17.2
DTPA
29.2
16.7
22.6
19.7
CDTA
29.4
17.7
22.2
19.6
EDDHA
35HEDTA
20.8
11.5
18.2
15.2
EGTA
21.9
13.2
18.6
13.8
氯络汞离子
吸附作用减弱。
▪ 腐殖质与金属螯合物的形成对重金属在环境中的迁移转 化有重要影响。这取决于所形成的螯合物在水中的溶解 度。
➢ 胡敏酸与金属形成的胡敏酸盐(除一价碱金属盐外)，一般是难溶的。 富里酸与金属形成的螯合物则一般为易溶的。
➢ 重金属污染物与腐殖质生成可溶性稳定螯合物能够有效地阻止重金 属作为难溶盐而沉淀。
生成何种氯络离子取决于Cl-浓度，也取决于重金属离子 对Cl-的亲和力。
以Hg、Zn、Pb、Cd为例。
氯离子对上述四种重金属的络合力顺序为： Hg>Cd>Zn>Pb.
盐碱土中Cl-含量高达42600—103000ppm（ Hahne,1973 ），此时， Hg主要以HgCl2的形式存在，Cd、Zn、Pb也均可生成MeCl2、MeCl3- 、 MeCl42-型的氯络离子，但这种土壤的pH通常在8~9之间，因此重金属也 可发生水解，生成羟基络离子。此时OH-和Cl-对重金属发生竞争络合作 用。
解离平衡试验
解离平衡试验实验14解离和解离平衡14.1实验目的（1）加深对解离平衡、同离子效应及盐类水解原理的理解。
（2）了解难溶电解质的多相离子平衡及溶度积规则。
（3）学习快速测量溶液pH的方法和操作技术。
14.2实验原理1.弱电解质的解离平衡及其移动弱电解质在水溶液中发生部分解离，在一定温度下，弱电解质（例如Hac）存在下列解离平衡：HAC + H20H30*+ Ac如果在平衡体系中，加入与弱电解质含有相同离子的强电解质，解离平衡向生成弱电解质的方向移动，使弱电解质的解离度降低，这种现象称为同离子效应。
2.缓冲溶液弱酸及其盐（如HAc和NaAc）或弱碱及其盐（如NHg-H20和NH，C1）所组成的溶液，在一定程度上可以对外来少量酸或碱起缓冲作用。
即当加入少量的酸、碱或对其稀释时，溶液的pH基本不变，这种溶液叫做缓冲溶液。
3.盐类的水解强酸强碱盐在水溶液中不水解。
强碱弱酸盐、强酸弱碱盐和弱酸弱碱盐，在水溶液中都发生水解。
因为组成盐的离子和水电离出来的H*或OH-离子作用，生成弱酸或弱碱，往往使水溶液显酸性或碱性。
根据同离子效应，往溶液中加入H*或OH-可以抑制水解。
水解反应是吸热反应，因此，升高温度有利于盐类的水解。
4.难溶电解质的多相解离平衡及其移动在一定温度下，难溶电解质与其饱和溶液中的相应离子处于平衡状态。
根据溶度积规则可以判断沉淀的生成和溶解，利用溶度积规则，可以使沉淀溶解或转化。
降低饱和溶液中某种离子的浓度，使两种离子浓度的乘积小于其溶度积，沉淀便溶解。
对于相同类型的难溶电解质，可以根据其K的相对大小判断沉淀生成的先后顺序。
根据平衡移动原理，可以将一种难溶电解质转化为另一种难溶电解质，这种过程叫做沉定的转化。
沉淀的转化一般是溶度积较大的难溶电解质可以转化为溶度积较小的难溶电解质。
14.3实验步骤1.强、弱电解质的比较（1）用pH试纸测试浓度均为0.1mol-L-1的HC1，HAc，NaOH 和NH-H20溶液的pH，并与计算值比较。
水溶液中的解离平衡实验原理
水溶液中的解离平衡实验原理水溶液中的解离平衡是指在水中溶解的物质能够解离成为离子，并且解离过程中生成的离子可以再次结合成为原来的物质。
这种解离和结合的平衡状态，被称为解离平衡。
解离平衡实验是通过实验方法来研究溶液中的解离平衡现象。
通常，我们使用酸碱指示剂来判断溶液的酸碱性质，通过测定溶液的pH 值来确定解离平衡的程度。
下面，我们将具体介绍几种常见的解离平衡实验原理。
第一种实验原理是电导实验原理。
电导是指溶液中离子的导电能力，而电导率则是衡量溶液中离子导电能力的指标。
在溶液中，当离子解离时，会增加溶液的电导率。
通过测量溶液的电导率变化，可以确定解离平衡的程度。
第二种实验原理是酸碱滴定实验原理。
滴定是一种定量分析方法，通过向溶液中滴加一种已知浓度的酸或碱，直到溶液中的酸碱中和反应达到终点。
滴定过程中，可以通过酸碱指示剂的颜色变化来判断酸碱中和反应的终点，进而确定解离平衡的程度。
第三种实验原理是溶解度平衡实验原理。
溶解度是指溶液中溶质溶解的最大量，溶解度平衡是指溶质在溶液中溶解和沉淀的平衡状态。
通过测定不同温度下溶液中溶质溶解的量，可以确定溶解度平衡的条件和溶质的溶解度。
第四种实验原理是pH指示剂实验原理。
pH指示剂是一种能够根据溶液的酸碱性质而发生颜色变化的物质。
通过添加不同种类的pH 指示剂到溶液中，可以根据颜色变化来判断溶液的酸碱性质，从而确定解离平衡的程度。
水溶液中的解离平衡实验原理可以通过电导实验、酸碱滴定实验、溶解度平衡实验和pH指示剂实验来研究。
这些实验方法可以帮助我们了解溶液中解离平衡的程度和条件，对于理解溶液的化学性质具有重要意义。
通过实验研究解离平衡，我们可以进一步探索和应用溶液中的化学反应和平衡原理，推动科学研究和技术发展的进步。
解离平衡实验报告
解离平衡实验报告解离平衡实验报告引言：解离平衡实验是化学实验中常见的一种实验方法，通过测定溶液中解离产物的浓度来确定解离平衡常数。
本实验旨在通过测定弱酸乙酸在不同浓度下的解离度，探究化学平衡的特性和解离平衡常数的计算方法。
实验原理：解离平衡是指在溶液中，弱酸或弱碱分子与水分子发生解离反应，形成离子的同时也有离子再结合成分子的过程。
弱酸乙酸在水中的解离反应可以用以下方程式表示：CH3COOH ⇌ CH3COO- + H+其中，CH3COOH为乙酸，CH3COO-为乙酸根离子，H+为氢离子。
解离平衡常数K表示解离反应的进行程度，可以通过测定溶液中解离产物的浓度来计算。
实验步骤：1. 准备一定浓度的乙酸溶液，并调节溶液的pH值。
2. 用酸碱指示剂来检测溶液的酸碱性质，确保溶液为弱酸性。
3. 使用电导仪测定乙酸溶液的电导率，根据电导率的变化可以判断解离程度的大小。
4. 根据电导率的测定结果，计算乙酸的解离度和解离平衡常数。
实验结果与讨论：在实验中，我们分别制备了三种浓度的乙酸溶液，并测定了它们的电导率。
根据电导率的变化，我们可以得出以下结论：1. 随着乙酸浓度的增加，溶液的电导率也随之增加。
这是因为溶液中的离子浓度增加，导致了电导率的增加。
2. 随着乙酸浓度的增加，溶液的解离度也随之增加。
解离度的增加意味着解离反应进行得更充分，溶液更具酸性。
3. 根据计算得到的解离平衡常数，我们可以发现乙酸的解离反应是一个弱解离反应，其解离平衡常数较小。
实验误差与改进：在实验过程中，由于仪器的精度和实验操作的不准确性，可能会产生一些误差。
为了减小误差，我们可以采取以下改进措施：1. 提高仪器的精度，使用更准确的电导仪来测定电导率。
2. 控制实验条件的稳定性，避免温度和压力的变化对实验结果的影响。
3. 重复实验多次，取平均值来减小随机误差的影响。
结论：通过解离平衡实验，我们成功测定了乙酸在不同浓度下的解离度，并计算得到了解离平衡常数。
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第4章 解离平衡【4-1】指出下列碱的共轭酸：SO 42-， S 2-， H 2PO 4-，HSO 4-，NH 3；指出下列酸的共轭碱：NH 4+，HCl ， HClO 4，HCN ，H 2O 2。
解：SO 42-， S 2-， H 2PO 4-，HSO 4-， NH 3的共轭酸分别是：HSO 4-，HS -，H 3PO 4， H 2SO 4，NH 4+；NH 4+， HCl ， HClO 4，HCN ， H 2O 2的共轭碱分别是：NH 3，Cl -， ClO 4-， CN -， HO 2-。
【4-2】氨基酸是重要的生物化学物质，最简单的为甘氨酸NH 2CH 2COOH 。
每个甘氨酸中有一个弱酸基 –COOH 和一个弱碱基 –NH 2，且K a 和K b 几乎相等。
试用酸碱质子理论判断在强酸性溶液中甘氨酸将变成哪种离子？在强碱性溶液中它将变成什么离子？在纯水溶液中将存在怎样的两性离子？解：在强酸性溶液中甘氨酸将变成H 3N +-CH 2COOH ； 在强碱性溶液中甘氨酸将变成NH 2-CH 2COO -； 在纯水溶液中甘氨酸将以H 3N +-CH 2COO -的形式存在。
【4-3】氨基酸遇水可发生如下反应：NaNH 2(s)+H 2O(l)===Na +(aq)+OH -(aq)+NH 3(aq)。
试比较氨基NH 2-和OH -何者碱性较强？解： 氨基碱性较强。
氨基可以结合氢离子生成盐:-NH 2+H +=-NH 3+,显碱性。
【4-4】0.010 mol/L HAc 溶液的离解度为0.042，求HAc 的离解常数和该溶液中的[H +]。
解：52a 108.1)042.01(010.0)042.0010.0(K -⨯=-⨯⨯=， [H +] = 0.010⨯0.042 = 4.2⨯10-4 (mol/L) 【4-5】求算0.050 mol/L HClO 溶液中的[ClO -], [H +]及离解度。
解：HClO = H + + ClO -查附录三，得HClO 的K a = 2.95⨯10-8, 并设达到平衡时，溶液中[H +] = x mol/L+-2[H ][ClO ][HClO]0.050a x K x==-, x = 3.8⨯10-5 (mol/L) = [ClO -]离解度%076.0106.7050.0108.345=⨯=⨯=α--【4-6】奶油腐败后的分解产物之一为丁酸(C 3H 7COOH)，有恶臭。
今有一含0.20 mol 丁酸的0.40 L 溶液，pH 为2.50，求丁酸的K a θ。
解：C 3H 7COOH = C 3H 7COO - + H +550.2250.2a100.21040.020.0)10(K ---θ⨯=-=【4-7】维生素C 每片含抗坏血酸（H 2C 6H 6O 6）500mg 。
现将一片维生素C 溶于水并稀释至200mL ，试求该溶液的 pH （抗坏血酸K θa1=7.9×10-5，K θa2=1.6×10-6）。
解：抗坏血酸的Ka=6.46×10^-5 c (抗坏血酸)=0.5/176/0.2=0.0142c (H +10-4pH=-lg(9.58×10-4)=3.02【4-8】对于下列溶液：0.1 mol/L HCl, 0.01 mol/L HCl, 0.1 mol/L HF, 0.01 mol/L HF, 问 （1）哪一种具有最高的[H +]？ （2）哪一种具有最低的[H +]？ （3）哪一种具有最低的离解度？ （4）哪两种具有相似的离解度？答：（1） 0.1 mol/L HCl 溶液具有最高的[H +]。
（2）0.01 mol/L HF 溶液具有最低的[H +]。
（3）0.1 mol/L HF 溶液具有最低的离解度。
（4）0.1 mol/L HCl 和0.01 mol/L HCl 具有相似的离解度。
【4-9】用0.1 mol/L NaOH 溶液中和pH 为2的HCl 和HAc 各20 mL ，所消耗NaOH 溶液体积是否相同？为什么？若用此NaOH 溶液中和0.1 mol/L HCl 和HAc 各20 mL ，所消耗的NaOH 溶液体积是否相同？为什么？解：用0.1 mol/L NaOH 溶液中和pH 为2的HCl 和HAc 各20 mL ，所消耗NaOH 溶液体积不相同。
因为盐酸是强酸，pH 为2的HCl 溶液其浓度为0.01 mol/L ；而醋酸为弱酸，pH 为2的醋酸，其浓度约为5.5 mol/L ，同样体积的醋酸会消耗掉较多的碱。
用0.1 mol/L NaOH 溶液中和0.1 mol/L HCl 和HAc 各20 mL ，所消耗的NaOH 溶液体积是相同。
因为二者所含的酸的量是相同。
【4-10】已知0.30 mol/L NaB 溶液的pH 为9.50，计算弱酸HB 的K a θ。
解：NaB = Na + + B -, B - + H 2O = HB + OH -，达到平衡时，pH = 9.5, [H +] = 10-9.50, [OH -] = [HB] = 10-4.50。
[B -] = 0.30 – [HB] = 0.30 – 10-4.50 ≈ 0.31 (mol/L)9.5064.50[][]100.31 3.110[]10a H B K HB θ+----⨯===⨯ 【4-11】已知0.10 mol/L HB 溶液的pH=3.00。
试计算0.10mol·L -1NaB 溶液的pH 。
解：∵已知a 20w K c K >，且1500a cK >∴[]H +=265a [H ]10= 1.0100.1K c +--==⨯ ∵B-的Kb=Kw/Ka=1.0×10-9-1=0.10mol L B c -⋅20b w B c K K ->500B bc K ->∴51[OH ] 1.010mol L ---==⨯⋅91[H ] 1.010mol L +--=⨯⋅pH=9.0【4-12】计算0.10 mol/L H 2C 2O 4溶液的[H +]、[HC 2O 4-]和[C 2O 42-]。
解：由附录三查得H 2C 2O 4的5a 2a 104.6K ,109.5K 21--⨯=⨯=由于草酸的二级酸离解常数比其一级酸离解常数小三个数量级，所以计算溶液的[H +]时可以忽略草酸的二级酸离解。
]H [10.0]H [109.522++--=⨯， [H +]2 + 0.059[H +] – 5.9⨯10-3 = 0, [H +] = 0.053 mol/L pH = 1.2811122420.10[][]0.051[][]a a a a H K HC O H H K K K +-++⨯==++mol/L12112252420.10[] 5.410[][]a a a a a K K C O H H K K K --++⨯==⨯++mol/L草酸溶液中，忽略水的离解，氢离子的总浓度应为草酸一级离解产生的氢离子和二级离解产生的氢离子之和，从计算结果看，由于草酸氢根的浓度约为草酸根浓度的103倍，所以计算溶液的[H +]时忽略草酸的二级酸离解是合理的。
【4-13】计算0.10 mol/L H 2S 溶液中的[H +]和[S 2-]。
解：由附录三查得H 2S 的14a 7a 100.1K ,101.1K 21--⨯=⨯=由于硫氢酸的二级酸离解常数比其一级酸离解常数小三个数量级，所以计算溶液的[H +]时可以忽略硫氢酸的二级酸离解。
10.0]H [101.127+-=⨯， [H +] = 1.0⨯10-4 mol/L 14a a a 2a a 2101.1K K K ]H []H [K K 10.0]S [21121-++-⨯=++⨯=mol/L【4-14】按照质子论，HC 2O 4-既可作为酸又可作为碱，试求其K a θ和K b θ。
解：查附录三，H 2C 2O 4的2a 109.5K 1-θ⨯=，5a 104.6K 2-θ⨯=HC 2O 4-的K a θ = 6.4⨯10-5 13214a w b107.1109.5100.1K K K 1---θ⨯=⨯⨯== 【4-15】按照酸性、中性、碱性，将下列盐分类： K 2CO 3CuCl 2Na 2SNH 4NO 3Na 3PO 4KNO 3 NaHCO 3 NaH 2PO 4NH 4CN NH 4Ac 答：碱性：K 2CO 3 Na 2S Na 3PO 4 NaHCO 3NH 4CN酸性：CuCl 2 NH 4NO 3 NaH 2PO 4中性：KNO 3NH 4Ac【4-16】求下列盐溶液的pH 值：（1）0.20 mol/L NaAc ；（2）0.20 mol/L NH 4Cl ；（3）0.20 mol/L Na 2CO 3；（4）0.20 mol/L NH 4Ac解：（1） 20.0]OH [K 2b -=, [OH -] = 1.1⨯10-5 mol/L, pH = 9.03（2）20.0]H [K 2a +=, [H +] = 1.1⨯10-5 mol/L, pH = 4.97（3）20.0]OH [K 2b 1-=, [OH -] = 6.0⨯10-3 mol/L, pH = 11.78（4）查附录三，NH 3的K b = 1.77⨯10-5, K a = 5.65⨯10-10，醋酸的K a = 1.76⨯10-5 8105a a 1094.91065.51075.1K K ]H [21---+⨯=⨯⨯⨯==, pH = 7.00【4-17】一种NaAc 溶液的pH = 8.52，求1.0 L 此溶液中含有多少无水NaAc? 解：[H +] = 3.0⨯10-9 mol/L, [OH -] = 3.3⨯10-6 mol/L, 设NaAc 的浓度为x mol/Lc]OH [K 2b -=, c = 0.019 mol/L, 0.019⨯82 = 1.6 (g) 【4-18】将0.20 mol/L 的NaOH 和0.20 mol 的NH 4NO 3配成1.0 L 混合溶液，求此时溶液的pH 。
解：OH - + NH 4+ = NH 3 + H 2O ， 设：达到平衡时，有x mol NH 4+转变为NH 3。
-+43[OH ][NH ](0.20)(0.20)[NH ]b x x K x--==， 1.77⨯10-5x = 0.040 – 0.40x + x 2, x ≈ 0.20 mol ，即在达到平衡时，几乎所有的NH 4+都与NaOH 反应生成了NH 3，或者说平衡时的溶液可以看作是由0.20 mol/L 的NaNO 3和0.20 mol 的NH 3配成的1.0 L 混合溶液：35109.11077.120.0]OH [---⨯=⨯⨯=mol/L, pH = 11.27【4-19】在1.0 L 0.20 mol/L HAc 溶液中，加多少固体NaAc 才能使[H +]为6.5⨯10-5 mol/L? 解：查附录三，得醋酸的K a = 1.76⨯10-5，并设需要加入x 克NaAc 。