5.3 弱电解质溶液（课件）- 《无机化学》同步教学（清华大学版）

1. 水的解离平衡和溶液的酸碱性 2. 弱酸、弱碱的解离平衡和溶液 pH值的计算 3. 解离度和解离常数的关系 4. 同离子效应和盐效应 5. 酸碱缓冲溶液 5.3 弱电解质溶液 （酸碱解离平衡） 5.3.1 水的解离平衡和溶液的酸碱性 纯水能微弱的解离： H2O H+ + OH- 平衡时： 简写为： 纯水中[H+]和[OH-] 的乘积 水的离子积常数 [OH-] Kw= [H+] c c · Kw = [H+][OH-] 25℃时， 0℃时， 100℃时， 以水为溶剂的稀溶液中均存在水的解离平衡 酸性溶液 碱性溶液 中性溶液 只要H+、OH-、H2O三者共存 Kw 是T 的函数 Kw = [H+][OH-]=1.0×10-14 Kw = [H+][OH-]=1.15×10-15 Kw = [H+][OH-]=5.43×10-13 就有Kw 存在 注意 pH → 小， [H+] → 大， 酸度高 pH → 大， [H+] → 小， 酸度低 室温下： 酸性：pH＜7 中性：pH = 7 碱性：pH＞7 ◆水溶液： ◆ pH适用于 [H+]、[OH-]＜1.0mol·dm-3的溶液 ＞1.0mol·dm-3 ◆纯水：pH = 7 5.3.2 弱酸、弱碱的解离平衡 和溶液pH值的计算 1. 一元弱酸的解离平衡和溶液pH值的计算 HA H+ + A- 平衡时 HA + H2O H3O+ + A- 简写为 平衡时： [H+] = [A-] + [OH-] 整理： 精确公式 简写为 表示平衡浓度 酸的解离常数 （是T 的函数） 近似公式 当cKa ≥ 20Kw时 最简公式 公式的适用条件 ＞ 400 忽略H2O的解离 注意 当 ＜5% 例题5-5 计算298.15K时0.10mol·dm-3HAc溶液的 pH值。 解： 298.15K时，HAc的Ka = 1.8×10-5 2. 一元弱碱的解离平衡和溶液pH值的计算 BOH B+ + OH- 精确公式： 近似公式： 最简公式： 公式的适用条件 同理可得 当cKb ≥ 20Kw 时 ＞ 400 注意 当 ＜5% 例题5-6 计算298.15K时0.10mol·dm-3NH3·H2O溶 液的pH值。 解： 298.15K时，NH3·H2O的Kb = 1.8×10-5 注意 对HA/A-来说， HA的Ka 与A-的Kb 之间存在如下关系： 也可表示为： pKa + pKb = pKw Ka · Kb = Kw 3. 多元弱酸的解离平衡和溶液pH值的计算 以H2S的解离为例 H2S H+ + HS- HS- H+ + S2- 当 ＞400时， c Ka1 ∵ ＞ ＞ ∴多元弱酸的强度决定于Ka1 = 9.5×0-8 = 1.3×10-14 利用多重平衡原理求H2S溶液中的[S2-]： H2S 2H+ + S- 加入强酸，可显著地降低[S2-] [S2-]与[H+]2成反比 调节 [H+] ，可有效地控制溶液中[S2-] 在H2S溶液中: 例题5-7 (1) 求0.10mol·dm-3的H2S溶液中[H+]、[HS-]、[S2-]及溶液的pH值。 (2) 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。 已知Ka1=9.5×10-8 ，Ka2= 1.3×10-14。 解：(1) H2S是二元弱酸， ∵ ＞ ＞ 且 ＞400 = 9.75×10-5（mol·dm-3） ∴ [HS-] ≈ [H+] = 9.75×10-5 mol·dm-3 pH = -lg[H+] = -lg9.75×10-5 = 4.01 [S2-]≈Ka2= 1.3×10-14 mol·dm-3 (2) HCl完全解离，系统中[H+]=0.010 mol·dm-3 （mol·dm-3） 已解离的[H2S]以及解离出的[H+]均可忽略不计，故有： 5.3.3 解离度和解离常数的关系 c、T相同， 电解质 弱 解离部分的弱电解质浓度(x) 解离前弱电解质浓度(c) ×100% 本性 浓度、温度 其他电解质 有关 解离度( ) = 小， 大小 1. 解离度( ) 2．解离度和解离常数的关系 稀释定律