弱酸和弱碱的解离平衡ppt课件
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 ]
第4章---解离平衡PPT课件
Kb2 4
Kbc
注意近似公式的适
[OH] Kb. •c
应范围
21
弱酸或弱碱在水中的解离程度可用解离度α 表示，α的定义如下：
已 溶解 液离 中的 原电 电解 解 电 已 质 质 解 电 分 分 质 离 子 子 的 的 数 数 初 1浓 0始 % 0度 浓
从理论上说，强电解质在水中完全解离，即 α=1，弱电解质则部分解离，α≤1。
c(S2-)= 1.1×10-19 (mol/L) 在酸性H2S水溶液，[S2-]≠ Ka2
.
31
四、同离子效应和盐效应
影响电离平衡的主要因素有温度、同离子效 应和盐效应，其中温度的影响较小，现主要讨论 同离子效应和盐效应。 1、同离子效应：
在弱电解质溶液中，加入与弱电解质具有共 同离子的强电解质，使得弱电解质的电离度减小 的现象称为同离子效应。例如：
.
19
2、一元弱酸或弱碱溶液中[H+]或[OH-]的计算：
设HB为一元弱酸，起始浓度为c，电离达到平 衡时[H+]为x，[H+]求算公式推导如下：
初始浓度/mol·L-1
HA H+ + Ac－ c00
平衡浓度/mol·L-1
Kθa
x2
c-x
c－x x x
x2 + Kθax - Kθa·c = 0
K a,N4 H K K b ,N w3H 1 1 ..7 0 1 8 1 1 0 5 0 4 5 .6 1 1 00
对于共轭酸碱对，酸强则碱弱，酸弱则碱强。
.
17
第二节 弱酸、弱碱的解离平衡 一、一元弱酸、弱碱的解离平衡
1、电离常数
一元弱酸弱碱是常见的弱电解质，在水溶中仅有很少一
基础化学 关于酸碱解离平衡_PPT幻灯片
ceq (H3O+)= 7.48×10-6 mol·L-1
（二）一元弱碱
c0Kb≥20Kw c0/Kb ≥500
ceq(O H )K b(K b 2)24K bc0
近似式 ceq(OH) Kb c0
最简式
pH ＝ pKw － pOH
三、多元酸（碱）溶液
多元弱酸（碱）在水溶液中的质子传递反应 是分步进行的
(1.0108)24KW θ
2
x9.512108molL1
pH=6.978
（二）强、弱酸（碱）混合溶液
由于同离子效应，可忽略弱酸（碱）的电 离，混合溶液的pH值可直接根据强酸（碱） 求出
例题
计算0.20mol·L-1 HCl溶液和0.20mol·L-1 HAc溶液等体积混合后溶液的pH值。
ceq (H3O+)= 0.1 mol·L-1 pH ＝ 1
AlCl4 – Cu2+ 4(NH3)
在有机化学和配位化学中应用广泛
第二节 弱酸、弱碱的解离平衡
一、水的解离平衡和水溶液的pH （一）水的解离平衡
在水分子间发生质子传递反应
H+
H2O+H2O
H3O+ + OH-
酸1
水的质子自递 平衡常数，也
碱2
酸2 碱1
KWceqc,H3O+
ceq,OHc
称水的离子积
例题
计算0.10 mol·L-1 H2S溶液中H+、HS-和S2- 的浓度。 c0Ka1≥20Kw，可忽略水的解离平衡平衡 Ka1 /Ka2＞100，当作一元弱酸处理
c0Ka1 ≥20Kw c0/Ka1 ≥500 ceq(H3O) Ka1c0
ceq (H3O+)= 9.43 ×10－5 mol·L-1
第三章 酸碱解离平衡PPT课件
碱: B- + H2O
HB- + OH-
[HB][OH] Kb [B]
31
❖ Ka — 酸的解离平衡常数， Kb— 碱的解离平衡常数
❖ Ka和Kb与HB的本性及T有关，与c无关
❖ Ka表示酸在水中释放质子能力的大小: Ka越大，表明其酸性越强； Kb表示碱在水中接受质子能力的大小: Kb越大，表明其碱性越强。
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❖ 局限性： 把酸碱限制在溶液中，无法解释： 如 非水溶剂中的酸碱反应 NH3 + HCl = NH4Cl 如 NH4C1水溶液呈酸性； NaHCO3、Na3PO4等水溶液呈碱性
15
3. 酸碱质子理论认为：
一、 酸碱的定义
凡是能给出质子H+的物质都是酸(如：HAc， NH4+，H3PO4，H2PO4-，HCl， H2O等);
5
基本概念
电解质： 是在水溶液中或熔融状态能够导电的
化合物。如：酸、碱、盐都是电解质。
6
电解质的分类
一、电解质溶液的定义及分类:
电解质 (electrolyte) 熔融或溶液状态下
强酸
强电解质 (strong electrolyte)
强碱
在水溶液中几乎完 盐
全解离成离子
能导电的化合物
弱电解质
弱酸
导言
1. 体液中电解质离子存在的作用？ 2. 举例说明？
维持水盐平衡 调节体液pH值 （ HCO3-，H2PO4-）
2. 它们又是如何调节体液的pH值 ？ 与酸碱平衡的移动有关
肾衰竭 肾小管酸中毒（由肾功能不全引起） 糖尿病酮症酸中毒 乳酸中毒
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无机化学第6章酸碱理论与解离平衡精品PPT课件
6.1 酸碱理论 6.2 弱酸、弱碱的解离平衡 6.3 缓冲溶液
无机化学
酸碱是重要的化工原料。酸碱反应是生物 化学、地质学以及人类日常生活中常见的、且 很重要的一类反应。
◆ 人的血液pH要保持在7.35~7.45之间；
◆ 胃中消化液的主要成分是稀HCl；
◆ 土壤和水的酸碱性对某些动植物的生长有重 大影响；
无机化学
6.1 酸碱理论
酸 ⇌ H+ + 碱
酸碱半反 应
HAc ⇌ H+ + Ac-
H2PO4- ⇌ H+ + HPO42HPO42- ⇌ H+ + PO43-
NH4+ ⇌ H+ + NH3 [CH3NH3]+ ⇌ H+ + CH3 NH2 [Fe(H2O)6]3+ ⇌ H+ + [Fe(OH)(H2O)5]2+ [Fe(OH)(H2O)5]2+ ⇌ H+ + [Fe(OH)2(H2O)4]+
KӨw = c(H+) c(OH-)
无机化学
6.2 弱酸弱碱的解离平衡
（2） 溶液的pH
pH = -lgc(H3O+) pOH = -lgc(OH-) 298K的纯水中： KӨw = c(H+) c(OH-) = 1.0×10-14 等式两边同取负对数： pKӨw = pH +pOH = 14.00
其局限性在于质子酸不能包括一些不交换质 子而又具有酸性的物质，也不能解释没有质子传 递的酸碱反应。
无机化学
6.1 酸碱理论
6.1.3 酸碱电子理论 (1) 定义:
6大学化学基础之解离平衡精品PPT课件
P78
例 4-3
又∵
ca／Kaθ ＞380，则
[H ]
K
cΘ
aa
5.59 1010 0.100
7.48106 mol·L-1
pH = -lg(7.8×10-6) =5.13
例
计算0.1 mol /L 的氨水的PH值。 解：查表 Kb = 1.77 × 10 -5
方法１ 代公式 「OH -」= 1.33 × 10 -3 mol /L
S2- + H3O+
9.44 ×10-5 mol·L-1
x
9.44 × 10-5 mol·L-1
KΘ a2
[H3O ][S2 [HS ]
]
9.44 105 x 9.44 105
=1.12 × 10-12 [S2-] = x =1.12×10-12 mol·L-1
即
[S
2
]
KΘ a2
总结
对多元弱酸溶液，可得出如下结论： ➢若多元弱酸的Ka1θ ≫ Ka2θ≫ Ka3θ 、 Ka1θ / Ka2θ＞102时， 可当作一元弱酸处理，求[H+]。 ➢多元弱酸第二步质子传递平衡所得的共轭碱的浓度近 似等于Ka2θ，与酸的浓度关系不大，如H3PO4溶液中， [HPO42-] =Ka2。
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三、路易斯酸碱理论（酸碱电子理论）
酸：凡是可以接受电子对的分子、基团或离子 碱：凡是可以给出电子对的分子、基团或离子
酸碱反应的实质：碱性物质提供电子与酸性物 质形成配位键，生成酸碱配合物。
附：美国物理化学家 G. N. Lewis，结合酸碱的电子结构 提出了酸碱的电子理论。
例如：
路易斯酸 + 路易斯碱 = 配位化合物
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.。
大学无机化学课件第8章酸碱解离平衡
设平衡时已解离的氢硫酸的浓度为 x ，则 [H+]、 [HS－] 近似等于 x ，而
[H2S] ＝0.10 - x ≈ 0.10 mol·dm–3
H2S
H+ ＋ HS－
起始浓度： 0.10
00
平衡浓度： 0.10
xx
K1Ө
[H ][HS ] [H 2S]
x2 0.10
1.1107
解得 x＝1.05×10–4
若用 c0 表示醋酸溶液的起始浓度，则有：
KaӨ
[H ]2 c0-[H ]
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 ：
KaӨ
[H c0
]2
所以：
[H ] KaӨc0
适用条件： ① c0 ＞400 KaӨ ； ② 一元弱酸体系 。
作为弱碱，氨水也发生部分解离，存在下列平衡：
故 [H+]＝1.34×10–3 mol ·dm–3
电离度 a [H ] 1.34103 1.34%
c0
0.10
若不采用近似计算，而将平衡常数的值代入其表达式
中，则有：
KaӨ
x2 0.10
x
x2 1.8105 0.10 x
解一元二次方程得 x = 1.33×10–3
即 [H+]＝1.33×10–3 mol ·dm–3
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。
H2S 的解离平衡常数 K1Ө =1.1×10–7 K2Ө =1.3×10–13
《弱酸碱的电离平衡》课件
应用：稀释效应在化 学实验和工业生产中 有广泛的应用，如酸 碱滴定、溶液配制等
同离子效应：当溶液中存在与弱酸或弱碱相同的离子时，会抑制其电离
原因：同离子效应会降低弱酸或弱碱的电离度，使其电离平衡向逆方向移动
影响：同离子效应会影响弱酸或弱碱的电离平衡，从而影响其溶液的pH值
应用：在化学实验中，可以通过控制同离子效应来调节溶液的pH值，从而实现对化学反 应的精确控制。
弱酸碱电离平衡的移动方向取决于 溶液的酸碱性
碱溶液中，电离平衡向生成更多氢 氧根离子的方向移动
添加标题
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酸溶液中，电离平衡向生成更多氢 离子的方向移动
酸碱溶液中，电离平衡向生成更多 盐离子的方向移动
弱酸碱电离平衡的移动方向取决于溶液的pH值 酸碱溶液的pH值可以通过加入酸或碱来改变 酸碱溶液的pH值可以通过加入盐来改变 酸碱溶液的pH值可以通过加热或冷却来改变
准备实验器材：烧杯、试管、滴定管、 酸碱指示剂等
配制弱酸碱溶液：按照一定比例配制弱 酸碱溶液
滴定实验：使用滴定管滴定弱酸碱溶液， 观察酸碱指示剂的颜色变化
记录数据：记录滴定过程中酸碱指示剂 的颜色变化和滴定体积
计算电离平衡常数：根据实验数据计算 电离平衡常数
分析实验结果：分析电离平衡常数与理 论值的差异，得出实验结论
反应速率
影响化学反应 方向：弱酸碱 电离平衡影响 溶液的pH值， 从而影响化学
反应的方向
影响化学反应 产物：弱酸碱 电离平衡影响 溶液的pH值， 从而影响化学
反应的产物
影响化学反应 条件：弱酸碱 电离平衡影响 溶液的pH值， 从而影响化学
反应的条件
维持体内酸碱平衡：弱酸碱电离平 衡是维持体内酸碱平衡的重要机制 之一。