弱酸的解离平衡的影响因素
智慧树知到《无机化学(山东联盟)》章节测试答案
绪论1、无机化学是在原子、分子层次上，研究物质的组成、结构、性质以及变化规律的科学。
A:对B:错答案: 错第一章1、某理想气体混合物，含A、B、C、D四种气体各1mol。
在保持温度、压力不变条件下，向其中充入0.1mol 气体A，则下列说法错误的是A:气体A的分压降低B:气体B的分压降低C:气体C的分压降低D:气体D的分压降低答案: 气体A的分压降低2、可以用四个物理量来描述气体状态，它们是A: n, V, p, TB:n, V, p, RC:n, V, R, TD:n, R, p, T答案: n, V, p, T3、难挥发溶质溶于溶剂后, 将会引起A:蒸气压升高B:沸点升高C:凝固点升高D:沸点降低答案: 沸点升高4、同温下, 下列物质的水溶液，渗透压最大的是A:0.01 mol·kg-1 Ba(NO3)2B:0.01 mol·kg-1 KNO3C:0.01 mol·kg-1 HCOOHD:0.01 mol·kg-1 蔗糖溶液答案: 0.01 mol·kg-1 Ba(NO3)25、在三相点时，固相的蒸气压和液相的蒸气压A:可能相等B:可能不等C:一定相等D:一定不等答案: 一定相等6、渗透与扩散的区别在于，渗透是指溶剂分子透过半透膜，由纯溶剂向溶液或者由较稀溶液一侧向较浓溶液一侧扩散的现象。
A:对B:错答案: 对7、高温高压下的实际气体，可以近似看作理想气体。
A:对B:错答案: 错8、某些植物耐寒、耐旱，可以分别用稀溶液的凝固点降低、蒸气压下降这两个依数性来解释。
A:对B:错答案: 对第二章1、对于放热反应2H2(g)+O2(g) = 2H2O(g)，Qp与Qv的关系为A:Qp > QvB:Qp < QvC:Qp = QvD:无法判断答案: Qp < Qv2、某个熵增大的吸热反应，它的变化方向为A:高温非自发，低温自发B:高温自发，低温非自发C:任何温度均自发D:任何温度均非自发答案: 高温自发，低温非自发3、结晶硅和无定形硅的标准摩尔燃烧焓分别为 -850.6 kJ·mol-1和 -867.3 kJ·mol-1，则由结晶硅转化为无定形硅的标准摩尔反应焓变为A:+16.7 kJ·mol-1B:+16.7 kJC: -16.7 kJ·mol-1D: 不能确定答案: +16.7 kJ·mol-14、对任何已达到平衡的反应，若使其产物增加，在下列可以采取的措施中一定有效的是A:升温B:加压C:加催化剂D:增加反应物的浓度答案: 增加反应物的浓度5、有一放热反应：A(g)+B(g)=2C(g)，在473K达到平衡时，下列叙述中正确的是A:增大体积，反应物和产物的物质的量都不变B:加入催化剂，产物的量增加C:降低温度，不改变平衡D:加入惰性气体，总压增大了，平衡将发生移动答案: 增大体积，反应物和产物的物质的量都不变6、体系的状态确定之后，每一个状态函数都具有单一确定的值。
酸碱解离平衡和沉淀-溶解平衡
01
沉淀的生成或溶解会改变溶液 中离子的浓度，进而影响酸碱 解离平衡。
02
在沉淀-溶解平衡过程中，沉淀 的生成或溶解会消耗或释放氢 离子或氢氧根离子，从而影响 酸碱解离平衡。
离平衡的移动，例如某些 难溶性盐的溶解度与溶液的pH 值有关。
酸碱解离平衡与沉淀-溶解平衡的相互影响
01
02
03
酸碱解离平衡和沉淀-溶解平衡 是相互依存的，它们之间存在动 态的相互作用。
在一定条件下，酸碱解离平衡和 沉淀-溶解平衡可以相互转化， 例如某些弱酸或弱碱在水溶液中 可以形成离子对或共轭酸碱对。
在实际应用中，了解酸碱解离平 衡与沉淀-溶解平衡的相互影响 对于化学反应的调控和分离提纯 等方面具有重要意义。
4. 用分光光度计测定上清液中待测离 子的吸光度，分析酸碱解离平衡和沉 淀-溶解平衡之间的相互影响。
05 酸碱解离平衡和沉淀-溶 解平衡的实际应用
在化学工业中的应用
01 02
酸碱反应控制
酸碱解离平衡在化学工业中用于控制反应条件，例如中和反应、酸洗、 碱洗等过程。通过调节酸碱度，可以实现对反应速度、产物纯度和产率 的优化。
02
沉淀-溶解平衡是化学平衡的一种 ，也是热力学平衡的一种表现。
影响沉淀-溶解平衡的因素
01
02
03
温度
温度对沉淀-溶解平衡有显 著影响，一般来说，温度 升高，溶解度增大，反之 亦然。
浓度
溶液中溶质的浓度对沉淀溶解平衡也有影响，一般 来说，浓度越高，沉淀的 量越多。
溶液的离子强度
溶液的离子强度对沉淀-溶 解平衡也有影响，一般来 说，离子强度越高，溶解 度越低。
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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 ]
弱酸弱碱的解离平衡
+ + +
+ H 2 P O 4− + H P O 42 −
3 + PO4−
各离子之间的浓度关系为：
四.缓冲溶液和溶液pH值的控制
• 1.定义 一种能够抵抗少量酸、碱、和溶剂的 稀释，保持系统pH值基本不变的溶液。 2.工作原理 同离子效应； 工作单元：缓冲对（如醋酸-醋酸钠）
3.缓冲溶液的pH值计算
× 100 %
Kα × 100 % C0
例1：计算浓度为0.10mol⋅dm-3和1.0×10-5mol⋅dm-3 的HAc溶液[H+]、pH值和α。Ka=1.8×10-5； 解： (a) 起始浓度 平衡浓度 HAc = H+ + Ac0.10 0.10-x 0 x 0 x
[ H + ][ AC − ] Kα = [HAC [ HAC ]
即：在多元弱酸中近似认为： [An-]=Kn具有一定的合理性；
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例5：求0.1mol.dm-3的H3PO4溶液中[H3PO4]、 [H2PO4-]、[HPO42-]、[PO43-]、[H+]和[OH-]
• 解：在溶液中存在如下平衡：
H 3PO4 = H H 2 P O 4− = H H P O 42 − = H
例：说明H2C2O4溶液中各部平衡常数的关系和 溶液中各浓度之间的关系。
例4：常温常压下，H2S气体在水中的饱和 浓度为0.1mol.dm-3，求溶液中[H+]、[HS-] 和[S2-]。 • 解：设溶液中的[HS-]为x，[S2-]为y： • H2S = H+ + HS- ； HS- = H+ +S2-；
弱电解质的解离平衡
弱电解质的解离平衡刘新松一、多元弱酸的解离平衡在水溶液中一个分子能解离出一个以上H+例子的弱酸，叫做多元弱酸。
例如，H2CO3和H2S是二元酸，H3PO4、H3AsO4等是三元酸。
多元弱酸在水中是分级电离的，每一级电离都有一个电离常数。
例如，在298 K时，氢硫酸的第一级解离为：H2S H+＋HS- K1＝[H+][HS-]/[H2S]＝1.1×10-7第二级解离为：HS- H+＋S2- K2＝[H+][S2-]/[HS-]＝1.0×10-14式中K1、K2表示H2S的第一级和第二级解离常数，习惯上将其单位省略不写。
从上面的解离常数可以看出：K1 >> K2 >> ……，即多极解离的解离常数是逐渐显著地减小的，这时多极解离的一个规律。
因为从带负电荷的离子中解离出一个带正电荷的H+离子要比从中性分子中解离出一个H+离子更为困难。
在多元弱酸中，由于K1 >> K2 >> ……，即第一级解离是最主要的，其它级解离的H+离子极少，可忽略不计，所以多元弱酸的H+离子浓度可按第一级解离计算。
设二元弱酸H2S的浓度为c mol/L，H+离子浓度为x mol/L，则有：K1＝x2/(c－x)若c >> x（c/K1 > 400）时，则c－x≈c：x＝[H+]＝[HS-]≈(cK1)1/2K2＝[H+][S2-]/[HS-]因为[H+]＝[HS-]，所以：[S2-]≈K2由以上讨论可得出结论：多元弱酸的H+离子浓度，一般按第一级解离计算；若是二元弱酸H2S，则[S2-]≈K2；要比较同浓度的多元弱酸的强弱时，只要比较第一极解离常数的大小就可以了。
在H2S的饱和溶液中，H+离子的浓度与S2-离子浓度之间的关系可由下面推导而得。
将H2S的第一级和第二级解离常数相乘，可得：[H+][S2-]/[H2S]＝K1K2或：[S2-]＝K1K2[H2S]/[H+]2在室温和101.325 kPa压力下，H2S饱和水溶液中[H2S]＝0.10 mol/L，代入上式可得：[S2-]＝1.1×10-22/[H+]2利用该式就可以计算在H2S饱和水溶液中，加入强酸后溶液中[S2-]的变化。
弱酸和弱碱的解离平衡
H 2O(l) + H 2O(l) H3O+ (aq)
ceq/(mol L-1)
6.510-5
+ OH - (aq)
z
{c(H3O+ )}{c(OH - )} = 6.5 10 -5 z = 1.0 10 -14
6.510-5 z = 1.010-14
z = 1.510-10
c(OH - ) = 1.5 10 -10 mol L-1
HCO
－ 3
(aq)
+
H
2
O(l)
H
3O
+
(aq)
+
CO
2－ 3
(aq)
{ { }{ } } Ka2(H2CO3 ) =
c(H3O+ )
c(CO
2－ 3
)
c(HCO
－ 3
)
= 4.7 10-11
Ka1 103 Ka2
溶液中的H3O+主要来自于第一步解离反应，
c(H3O+ )的计算可按一元弱酸的解离平衡做近似
4.3.1 一元弱酸、弱碱的解离平衡
1.一元弱酸的解离平衡 HA (aq)+H2O(l) H3O+(aq)+A－(aq)
Ka (HA ) =
[c(H3O+ ) / c ][c(A－) / c [c(HA) / c ]
]
Ka (HA )
=
{c(H
3O+ )}{c(A-
{c(HA)}
)}
Ka 越大，酸性越强。
例 4-1：计算25℃时，0.10 mol·L-1 HAc溶液中
H3O+、Ac－、HAc、OH－的浓度及溶液的pH。
弱酸弱碱解离平衡
弱酸弱碱解离平衡弱酸弱碱解离平衡实验14弱酸弱碱解离平衡1.概述(1)弱酸解离和同离子效应弱酸在水溶液中存在着解离平衡，且当加入与弱酸解离相同的离子时，解离平衡将移动。
如在醋酸溶液中加入一定量的醋酸钠，由于醋酸钠为强电解质，因而它的解离将增加溶液中醋酸根离子浓度，一定数目醋酸根离子同溶液中氢离子结合，生成醋酸分子，使醋酸解离平衡向着醋酸分子方向移动:HAcH++Ac-即HAc的解高度降低，溶液中氢离子浓度减少。
这种由于加入相同离子而使弱电解质(弱酸、弱碱等)解离度降低的现象，称为同离子效应。
在化学反应中常常要用到同离子效应这一概念，如:MnS是难溶于水的，如在Mn2+离子的中性溶液中通入H2S气可得到MnS沉淀。
但在Mn2+离子的酸性溶液中不能产生MnS沉淀。
这可用同离子效应解释:由于在酸性溶液中H+离子对氢硫酸的解离产生同离子效应，使氢硫酸解离降低，S2-离子浓度很小，所以不能产生MnS沉淀。
弱碱在水溶液中也存在解离平衡和同离子效应。
(2)缓冲溶液1)缓冲溶液作用原理和pH值当往某些溶液中加入一定量的酸和碱时，有阻碍溶液pH变化的作用，称为缓冲作用，这样的溶液叫做缓冲溶液。
弱酸及其盐的混合溶液(如HAc与NaAc)，弱碱及其盐的混合溶液(如NH3·H2O与NH4Cl)等都是缓冲溶液。
由弱酸HA及其盐NaA所组成的缓冲溶液对酸的缓冲作用，是由于溶液中存在足够量的碱A-的缘故。
当向这种溶液中加入一定量的强酸时，H+离子基本上被A-离子消耗:A-+H+HA所以溶液的pH值几乎不变;当加入一定量强碱时，溶液中存在的弱酸HA消耗OH-离子而阻碍pH的变化:HA+OH-A-+H2O缓冲溶液中H+浓度可通过下面方程计算:式中c(A-)表示弱酸HA和盐NaA解离产生的A-离子的总浓度。
由于弱酸HA生成的A-离子的量与强电解质NaA所生成的A-离子相比，可以忽略不计，所以，c(A-)=完全解离的盐的浓度=c(盐)因为弱酸HA在NaA解离的A-离子所产生的同离子效应下，未解离弱酸的浓度可近似地表示如下:c(HA)=弱酸的总浓度=c(酸)所以等式两边取负对数得:2)缓冲溶液的缓冲能力在缓冲溶液中加入少量强酸或强碱，其溶液pH值变化不大，但若加入酸，碱的量多时，缓冲溶液就失去了它的缓冲作用。
弱酸的解离平衡的影响因素
弱酸的解离平衡的影响因素
一、温度的影响
温度是影响弱酸解离平衡的重要因素之一。
通常情况下，随着温度的升高，弱酸的解离度会增加。
这是因为温度升高会增加反应的速率，加快了酸分子的解离过程。
同时，温度升高也会导致平衡位置的偏移，使得解离程度增加，酸的活性增强。
二、浓度的影响
弱酸的浓度也会影响解离平衡。
一般来说，浓度较高的弱酸会有更高的解离度。
这是由于浓度较高的酸分子之间的相互作用较强，导致酸分子更容易解离成离子。
另外，当弱酸的浓度增加时，解离度也会随之增加，但是增加的幅度会逐渐减小，直至达到一个平衡值。
三、化学性质的影响
不同的弱酸具有不同的化学性质，这也会影响到解离平衡。
一些弱酸具有较强的分子间相互作用力，使得解离程度较低。
而另一些弱酸则具有较强的解离能力，解离程度较高。
此外，弱酸的分子结构和化学键的强度也会影响解离平衡，从而影响弱酸的解离度。
总结起来，弱酸的解离平衡受到温度、浓度和化学性质等因素的共同影响。
温度的升高会增加解离度，浓度的增加也会增加解离度，而不同的化学性质则决定了弱酸的解离能力。
了解这些影响因素对于理解和控制弱酸解离平衡具有重要意义。
同时，我们也可以通过
调节这些因素来改变弱酸的解离度，从而实现特定的化学反应或应用。
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弱酸的解离平衡的影响因素
1. 温度对弱酸解离平衡的影响：
温度是影响解离平衡的重要因素之一。
一般来说，温度升高会促进弱酸的解离，使解离度增加。
这是因为温度升高会增加分子的平均动能，提高分子碰撞的频率和能量，从而增加解离反应的速率。
所以，对于大多数弱酸来说，随着温度升高，酸解离度会增加。
2. 酸的浓度对弱酸解离平衡的影响：
酸的浓度也是影响解离平衡的重要因素之一。
当弱酸溶液的浓度增加时，解离度也会增加。
这是因为增加酸的浓度会增加酸分子之间的碰撞频率，从而增加解离反应的速率。
所以，酸的浓度越高，解离度越大。
3. 酸的离子化程度对弱酸解离平衡的影响：
弱酸的离子化程度是指溶液中酸离子的浓度与酸的总浓度的比值，也称为离子化度。
离子化度越高，解离度越大。
离子化度的大小取决于弱酸的酸性强弱，即酸的电离常数。
酸的电离常数越大，离子化度越高，解离度越大。
4. 溶液的离子强度对弱酸解离平衡的影响：
溶液的离子强度是指溶液中所有离子的浓度和电荷的总和。
离子强度的增加会影响解离平衡。
一般来说，当离子强度增加时，弱酸的解离度会减小。
这是因为离子强度增加会增加溶液中的离子间相互
作用力，使酸分子更难解离。
5. 酸的分子结构对弱酸解离平衡的影响：
酸的分子结构也会影响解离平衡。
一般来说，分子结构中含有更多易离子化的基团的酸，解离度会更大。
例如，含有羧基（-COOH）的酸比含有醇基（-OH）的酸解离度更大。
这是因为羧基的酸性更强，更易离子化。
通过以上的讨论，我们可以看出温度、酸的浓度、酸的离子化程度、溶液的离子强度以及酸的分子结构等因素都会对弱酸的解离平衡产生影响。
在实际应用中，我们可以根据这些影响因素来调节弱酸的解离平衡，从而实现我们想要的化学反应。