第四章 解离平衡.ppt

1、第4章离解平衡，4.1电解质溶液，4.2酸碱质子理论，4.3酸碱溶液离解平衡，4.4，4.5沉淀溶解平衡，缓冲溶液，电解质，强电解质，弱电解质，4.1电解质溶液，4.1.1电解质和离解度。理论上，所有强电解质都在水中分解。可以缩写为，离解，分子化，当V离解=V分子化达到动态平衡时，这种平衡称为离解平衡。在平衡状态下，弱电解质的离解度称为离解度。解离的分子数=解离前分子总数的100%。1.离解的程度与电解质的性质有关。相同浓度的不同电解质具有不同的解离度；电解质越弱，离解度越小。2.弱电解质的解离程度受其浓度的影响。浓度越小，解离度越大。3.离解的程度取决于溶剂。4.1.2、强电解质溶液理论，一

2、般认为强电解质的解离度为100%，但根据溶液的电导率等实验，证明强电解质在溶液中的解离度小于100%。什么导致了强电解质溶液不完全分解的错觉？1923年，德拜和肖克尔提出了离子大气的概念。人们认为强电解质在溶液中是完全离解的，但是由于离子之间的相互作用，每个离子被带相反电荷的离子所包围，形成“离子气氛”。离子之间的这种相互作用使得溶液中的离子不是完全自由的。其表现是溶液的电导率降低，导致不完全离解的假象。表观电离强电解质的离解度与弱电解质完全不同，它只表示溶液中离子间相互作用的强度，强电解质的离解度称为表观电离度。活性与实际浓度的关系如下：或活性(有效浓度)，即活性系数，c为物质的量浓度，b为

3、摩尔浓度。4.1.3活性：单位体积电解质溶液中离子的表观浓度，称为有效浓度和活性。4.1.4离子强度(I)，I=(b1z 12 b2z 22 biz I2)=biz I2，其中：bi离子的摩尔浓度ci、各离子的物质浓度、各离子携带的电荷数，在一定范围内，溶液的离子强度越大，离子间的钉扎作用越强，活度系数越小。4.2酸碱质子理论，酸碱理论的发展，酸碱电离理论(阿伦尼乌斯)，酸碱质子理论(布朗斯特)，酸碱电子理论(路易斯)，定义：任何能产生质子的物质都是酸，任何能接受质子的物质都是碱。4.2.1酸碱质子理论，酸=氢碱，一对酸和碱在上述方程式的两边，称为彼此共轭的酸碱。由一个氢(质子)连接在一起的一

4、对酸和碱称为共轭酸碱对。氯是盐酸的共轭碱，氯是盐酸的共轭酸，氯称为共轭酸碱对。1.酸和碱可以是中性分子、阳离子或阴离子。2.共轭酸碱对越强，共轭碱越弱。相反，酸越弱，共轭碱越强。3.有些物质，如H2O、碳酸氢根、碳酸氢根、磷酸氢根，可以产生和接受质子，这种物质被称为两性物质。可以看出，在质子理论中没有盐的概念。4.2.2酸碱反应：所有涉及质子转移过程的反应称为酸碱反应，强酸离解，弱酸离解平衡，弱碱离解平衡，中和反应，弱酸盐水解，弱碱盐水解，酸碱反应的本质是质子转移，质子从酸转移到碱，从而产生酸和碱。4.2.3酸和碱的强度，hach2oh30ac，称为弱酸的离解平衡常数。它越大，酸性越强。称为弱

5、碱的离解平衡常数。它越大，碱性越强。4.2.4水的离解平衡(水的质子自同步反应)，水的质子自同步反应，质子自同步反应：发生在相同溶剂的分子之间的质子转移中，这被称为。上面的等式缩写为：实验测得10 -7摩尔H2O在295千赫的1L纯水中离解。根据化学平衡原理，H2O=OH-/H2O (H2O被认为是常数)H2O=OH-=10-14，这叫做水的离子积常数。也就是说，任何物质的水溶液，无论是酸性的、中性的还是碱性的，都含有氢和氢氧原子，只是它们的相对含量不同，但在同一溶液中，氢氧原子=，4.2.5共轭酸碱对中的Ka和Kb之间的关系(1)一元酸(碱)，弱酸HAc H2O H3O Ac，HAc，Ac，

6、-，或反之亦然H2po4h2o h3ohpo42，hpo4 2h2o h3po43，(二)多元酸(碱)，因为酸H3PO4 H2PO4 HPO42，PO43 H2O OH hpo 4 2H2O OH h2po 4 h2po 4 h2po 4 H2O OH h3po 4，因为碱性的PO43 HPO42 H2PO4，=1.331012，三级离解常数，=4.55102，=1.61107，=，=，=如果根据强酸计算酸碱度=8，显然是不正确的。因为酸溶液的浓度很低，所以应该考虑水的分解。H2O h oh-HCl h cl-x 1.010-8x 1.010-8，=h oh-=(x1.010-8) x，X21

7、.010-8 x=0，x=0.9510-7，h=1.0510-7，ph=6.97。因此，x=-1.010-8(1.010-8)2 4KW2，4.3.2 .弱酸当20时，水解的H可以忽略不计、HAc H2O H3O Ac初始c 0 0平衡c H H A，H 2 H c=0，所以=H 2/(c H)，当c/380时，酸离解度小于5%，c H c，然后H=(2 4 c)2，H=(c)用最简单的公式(误差2%)，计算出H 3360(1).(2)c/=1.0 10-5/1.76105 380不能简化H=(4 c) 2的计算，解为：H=7.16 10-6 mol/L，根据H (c)公式计算H=1.33 1

8、0-5 mol/L显然是不合理的。弱酸(碱)溶液的离解度HA H A-初始：c 0 0级：c c c c，当它很小时，1 1=c2、从公式：可以看出，(1)离解度与弱电解质的性质有关。(2)解离度与弱电解质浓度的平方根成反比。上述公式也适用于弱碱的离解，只需将C稀释成C、(3)离解的程度取决于温度。0.1moll-1 naac溶液的溶液为：ac与水之间的质子转移平衡为：AC H2O HAC OH-是弱碱，根据弱碱公式计算。POH=5.12，酸碱度=14-5.12=8.88，例如，H2CO 3 H2O H3OHCO 3-=HHCO 3-/H2CO 3=4.310-7，HCO 3-H2O H3OC

9、O 32-=HCO 32-/HCO 3-=5.610-11，通常，H主要由第一次离解产生，并且在第一次离解中离解的H抑制第二次离解。因此，溶液中的H可以由第一次离解近似。如果380，H (c) HCO3- H CO32-=，可以看出二元弱酸的阴离子浓度在数值上是相等的，但与C无关，但HCO3-和H受C、4.3.4的影响很大。两性物质的溶液，碳酸氢钠是两性物质，碳酸氢钠-在溶液中既是酸又是碱，因为式1中产生的氢和式2中产生的氢被彼此中和，这两个反应被推向右边，产生更多的碳酸氢钠和碳酸氢钠，它们的浓度大致相等。是两性物质中碱的共轭酸的离解常数，是两性物质中酸的离解常数。用上述公式计算氢离子浓度的条

10、件如下：(1)两性物质中酸的离解能力和碱的水解能力应小，如碳酸氢钠及其总和。(2)如果要求计算结果的相对误差小于2，那么，20，加入离子与弱电解质相同的强电解质将降低弱电解质的离解度。这种现象被称为同一个离子效应。4.3.5等离子效应和盐效应，例如，HAC NAAC，HAC的解离度降低。NH3H2O、NH4Cl和NH3H2O的解离度降低。盐酸和醋酸的解离度降低。由于离子效应、盐效应，在弱电解质溶液中加入不同的盐会使弱电解质的解离度略有增加，这种现象称为盐效应。HAc氯化钠HAc的解离度略有增加。在1L 0.1摩尔/升HAc溶液中，当加入0.1摩尔固体氯化钠时，HAc的解离度从1.33%变为1.

11、82%，略有增加。为什么？为了重新建立平衡，有必要促进H和Ac的增加。仅在1L纯0.1摩尔/升HAc溶液中加入0.1摩尔固体NAAC，比较两种溶液前后的氢离解度。HAc=H Ac-初始：0.1 0 0级：0.1-x x x，X2 Ka=1.7610-5 0.1x，溶液为0.1mol/l HAC、H=(c)=(1.761050.1)=1.33 103mol/l，=h/c=1.33 103 0.1=0.0133，0.1mol. HAc H2O=H3O Ac初始0.1 0 0平衡0.1 x 0 4.4.1缓冲溶液的组成及缓冲原理，定义：由弱酸及其共轭碱组成的混合溶液，能抵抗少量强酸、强碱或稀释，保持

12、酸碱度基本不变，称为缓冲溶液。 缓冲溶液的耐酸、碱和耐稀释性称为缓冲效应。以HAc-NaAc缓冲溶液为例，假设chac=0.1 mol/l，cnaac=0.1 mol/l，缓冲原理，少量h，平衡向左移动，共轭碱是耐酸组分，少量OH-，平衡向右移动，共轭酸是耐碱性组分，NH3。H2O NH4 OH NH4Cl NH4 Cl，1，NH3。2.NH4 (NH4Cl)是一种耐碱性成分。弱酸及其共轭碱称为缓冲对，缓冲对的共轭酸具有抗碱作用，是抗碱组分；共轭碱是一种耐酸成分。例如，弱酸及其相应的盐：H2CO 3-Na2CO 3，弱碱及其相应的盐：NH3-NH4Cl，多元酸的酸式盐及其相应的仲盐：NaH2P

13、O 4-Na2CO 4和Na2CO 3-Na2CO 3。根据缓冲液对的组成，缓冲液可分为三种类型：4.4.2缓冲液由HAA-组成，在公式中，-/透明质酸称为缓冲液比。从缓冲公式可以看出：1 .缓冲溶液的酸碱度主要取决于共轭酸碱对和弱酸的值；其次，它取决于缓冲溶液的缓冲比；2.对于同一对缓冲液的缓冲液，其酸碱度仅取决于缓冲液的比例。当缓冲液比例改变时，缓冲液的酸碱度也会改变。将0.20摩尔l-1 HAc溶液和0.20摩尔l-1萘乙酸溶液等体积混合形成1.0L缓冲溶液，并计算该缓冲溶液的酸碱度。在该缓冲溶液中，分别加入0.010毫升盐酸和0.010毫升氢氧化钠，溶液的酸碱度变化了多少单位(不考虑体积变化)？如果加入10毫升水，酸碱度会改变多少单位？(HAc的PKA=4.75)，=4.75 LG(0.200.51)