电解质溶液理论强化与提升（提高班） 课件（共80张PPT）2024年化学奥林匹克竞赛

(课件网) 电解质溶液理论强化与提升 酸碱电离平衡 8 － 1 － 2 水的解离平衡和溶液的 pH 1 水的离子积常数 平衡常数表达式 K ＝[H+][OH－]，称其为水的离子积常数，经常用 Kw 表示。常温下 Kw ＝1.0×10–14。 Kw 与反应的 ΔrGm 有关系，由 Kw 可求得上述反应的ΔrGm 值。 H2O＋H2O H3O+ ＋ OH－ 或 H2O H+ ＋ OH－ 2 溶液的 pH pH＝－lg[H+] pOH＝－lg[OH－] 因为常温下： Kw ＝[H+][OH－] ＝1.0×10–14 故常温下有 ： pH＋pOH＝14 但当某温度下，水的离子积常数 Kw 不等于 1.0×10–14，pKw 不等于14时，中性溶液中 pH = pOH ，但都不等于 7。 pH = pOH 是中性溶液的根本标志。 8 － 1 弱酸和弱碱的解离平衡 8 － 1 － 1 一元弱酸、弱碱的解离平衡 1 解离平衡常数 醋酸 CH3COOH (经常简写做 HAc) 溶液中存在着平衡： 或： HAc ＋ H2O H3O+ ＋ Ac－ HAc H+ ＋ Ac－ 其平衡常数表达式可写成： 式中 Ka 是酸式解离平衡常数， [H+]、[Ac－] 和 [HAc] 分别表示 H+ 、Ac－ 和 HAc 的平衡浓度。 若用 c0 表示醋酸溶液的起始浓度，则有： 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 ： 适用条件： c0 ＞400 Ka ； 一元弱酸体系 。 所以： 作为弱碱，氨水也发生部分解离，存在下列平衡： 其解离平衡常数可表示为： 式中 Kb 是弱碱的解离平衡常数， c0 表示碱的起始浓度， [OH－] 代表平衡时体系中 OH－ 的浓度。 NH3 · H2O NH4+ ＋ OH－ Kb 当c0 ＞400 Kb 时，有 Ka ，Kb 值越大，表示弱酸、弱碱解离出离子的趋势越大。 一般把 Ka 小于10－２的酸称为弱酸。 一元弱酸 一元弱碱 HClO 2.9×10–8 (CH3)2NH 5.9×10–4 HF 6.3×10–4 C6H5NH2 4.0×10–10 HNO2 7.2×10–4 C5H5N 1.5×10–9 Ka Kb Ka ，Kb 与温度有关。但由于弱电解质解离过程的热效应不大，所以温度变化对二者影响较小。 2 解离度 弱酸、弱碱在溶液中解离的程度可以用解离度 a 表示，HAc 的解离度 a 表示平衡时已经电离的醋酸的浓度与醋酸起始浓度之比，即： NH3 · H2O 的解离度为： 例： a) 计算 0.10 mol · dm–3 HAc 溶液的 [H+] 和解离度； b) 计算 1.0×10–3 mol · dm–3 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 平衡常数 Ka 和 Kb 不随浓度变化，但作为转化百分数的解离度 α ，却随起始浓度的变化而变化。起始浓度 c0 越小，解离度 a 值越大。 解离度 α 经常用百分数表示。 其中 x 表示平衡时已解离的 HAc 的浓度 各物质的平衡相对浓度 0.10－x x x 各物质的起始相对浓度 0.10 0 0 即 c0 > 400 Ka ，有 0.10－x≈0.10，可以近似计算： 解： a) 反应方程式 HAc H+ ＋ Ac－ 平衡常数的表达式为 由于a) 中 故 [H+]＝1.34×10–3 mol · dm–3 电离度 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： 解一元二次方程得 x = 1.33×10–3 即 [H+]＝1.33×10–3 mol · dm–3 解离度 各物质的起始相对浓度 1.0×10–3 0 0 各物质的平衡相对浓度 1.0×10–3－y y y 其中 y 表示平衡时已解离的 NH3 · H2O 的浓度 b) 反应方程式 NH3·H2O NH4+＋ OH－ 不能近似计算，将 c0＝1.0×10–3mol · dm–3 和 Kb ＝1.8×10 –5 代入平衡常数表示式中： 解一元二次方程得 [OH－]＝1.25×10–4 mol · dm–3 解离度 若用近似计算： 与前面计算结果比较，计算误差较大。 8 － 1 － 3 多元弱酸的解离平衡 多元酸在水中是分步电离的，以氢硫酸的解离为例： H2S H+ ＋ HS－ HS－ H+ ＋ S2－ 在常温常压下，H2S 气体在水中的饱和浓度约为 0.10 mol·dm–3，据此可以计算出 H2S 的饱和溶液中的 [H+]、[HS－] 和 [ ... ...