第四章_解离平衡 (修改)
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解离平衡
性质：不受离子或分子浓度的影响,受温度的影响。
二、多元弱电解质的解离平衡
1 分级解离常数，如：
H2S HS-
H++HS- K1 y=9.1×10-8 H++S2- K2 y=1.1×10-12
H2S 2H++S2- Ka y=? 根据多重平衡规则： Kay=K1y .Ky2 =1.0×10-19
其表达式：Kya
S{Mg(OH)2}=b(Mg2+)
（为什么？）
={KyS/b2(OH-)}by={KyS/(0.003mol.kg-1/by )2}by
={1.2×10-11/0.0032}yb =4.0×10-9 mol.kg-1
3 沉淀的转化 锅炉用水进一步除钙的反应：
3CaCO3（S）+2PO43-
Ca3(PO4)2（S）+3CO32-
得:
y=1.1×10-19
所以: b(S2-)= 1.1×10-19 mol.kg-1
答:此溶液中b(S2-)为1.1×10-19 mol.kg-1
三、同离子效应
多组分溶质系统中，易溶强电解质对弱电解质 解离平衡的影响，实质是解离平衡的移动。
HAc
H++Ac-
NaAc Na++Ac-
可见：在弱电解质溶液中，加入具有同名离子的强电
AgCl(s)
溶解 沉积
Ag++Cl-
一、溶 度 积
多相离子平衡： AgCl（S） Ag++Cl①其平衡常数：
KyS (AgCl)={b(Ag+)/by}·{b(Cl-)/b y}
此时，饱和溶液中AgCl的浓度即为其溶解度：
高考化学清北预备拔尖——专题四解离平衡PPT
= KW
高考化学清北预备拔尖——专题四解 离平衡P PT【PP T实用 课件】
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水的解离平衡
H2O (l) + H2O(l) ⇌ H3O+ (aq) + OH-(aq)
或 H2O (l) ⇌ H+ (aq) + OH-(aq)
K W = [c(H3O+)/cө]·[c(OH-)/cө] = [H3O+]·[OH-] K W — 水的离子积常数，简称水的离子积。
【解】Ac- 的标准解离常数为：
Kbө(Ac-) =
Kwө Kaө(HAc)
=
1.0×10-14 1.8×10-5
= 5.6×10-10
酸越强，其共轭碱越弱； 碱越强，其共轭酸越弱。
酸性：HClO4 > H2SO4 > H3PO4 > HAc > H2CO3 > NH4+ > H2O
碱性：ClO4- < HSO4- < H2PO4- < Ac- < HCO3- < NH3 < OH-
3、理论缺陷 ❖ 酸碱局限于水溶液中，不能研究非水体系 ❖ 酸碱仅限于含H＋和OH－的物质
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4.1.2 酸碱质子理论
1、酸碱定义
酸：凡是能释放出质子（H＋）的任何含有氢 原子的分子或离子的物种。
（质子的给予体）
碱：凡是能与质子（H＋）结合的分子或离子 的物种。
4.1.2 硬软酸碱规则---HSAB
1、硬软酸碱的分类
根据路易斯酸的性质的不同，皮尔逊把酸 分为硬酸、软酸和交界酸三类： 硬酸：硬酸是半径较小，电荷数大，对外层电子
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水的解离平衡
H2O (l) + H2O(l) ⇌ H3O+ (aq) + OH-(aq)
或 H2O (l) ⇌ H+ (aq) + OH-(aq)
K W = [c(H3O+)/cө]·[c(OH-)/cө] = [H3O+]·[OH-] K W — 水的离子积常数，简称水的离子积。
【解】Ac- 的标准解离常数为：
Kbө(Ac-) =
Kwө Kaө(HAc)
=
1.0×10-14 1.8×10-5
= 5.6×10-10
酸越强，其共轭碱越弱； 碱越强，其共轭酸越弱。
酸性：HClO4 > H2SO4 > H3PO4 > HAc > H2CO3 > NH4+ > H2O
碱性：ClO4- < HSO4- < H2PO4- < Ac- < HCO3- < NH3 < OH-
3、理论缺陷 ❖ 酸碱局限于水溶液中，不能研究非水体系 ❖ 酸碱仅限于含H＋和OH－的物质
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4.1.2 酸碱质子理论
1、酸碱定义
酸：凡是能释放出质子（H＋）的任何含有氢 原子的分子或离子的物种。
（质子的给予体）
碱：凡是能与质子（H＋）结合的分子或离子 的物种。
4.1.2 硬软酸碱规则---HSAB
1、硬软酸碱的分类
根据路易斯酸的性质的不同，皮尔逊把酸 分为硬酸、软酸和交界酸三类： 硬酸：硬酸是半径较小，电荷数大，对外层电子
大学化学 电解质溶液和电离平衡(第4章)
非电解质(稀 溶液的通性 溶液的通性——稀溶液定律 非电解质 稀)溶液的通性 稀溶液定律 对于非电解质(稀 溶液来说 溶液来说， 对于非电解质 稀)溶液来说，一些物理化学性 质具有特殊性：性质的值仅与溶剂物质、 质具有特殊性：性质的值仅与溶剂物质、溶液浓 度有关，而与溶质物质是什么无关——稀溶液的 度有关，而与溶质物质是什么无关 稀溶液的 依数性。 依数性。 这些性质包括：蒸气压下降、沸点升高、凝固点 蒸气压下降、沸点升高、 蒸气压下降 下降及渗透压等。 下降及渗透压等。
外界压（KPa） 103.3 沸点（K） 373 202.6 393 405.2 416 810.4 443
3.凝固点:某物质液相蒸气压和固相蒸气压达到 3.凝固点 凝固点: 相等的温度. 相等的温度.
273 温度（K） 蒸汽压（Kpa）0.61 271 269 0.52 0.44 267 0.37 265 0.31
1、溶液的蒸气压下降 、 2、沸点上升及凝固点下降 、 3、渗透压与反渗透技术 、
一 溶液的蒸气压下降
(一)纯水的蒸气压 沸点和凝固点 纯水的蒸气压 什么叫蒸发?什么叫凝聚 什么叫凝聚? 什么叫蒸发 什么叫凝聚
蒸发
水(液态 液态) 液态
凝聚
水(气态 气态) 气态
1.水的饱和蒸气压:平衡时,水蒸气所具有的压力. 1.水的饱和蒸气压 平衡时,水蒸气所具有的压力. 水的饱和蒸气压: 水的蒸气压与温度有关
沸点上升及凝固点下降： 沸点上升及凝固点下降： p/kPa B 101.325 0.611 A
∆p
O O’ ∆Tfp Tfp 0
B’ 纯水 溶液 ∆Tbp 100 Tbp T/℃ ℃ 下降多少？ 下降多少？
图3-1 冰、水及溶液的蒸气压曲线
第四章 解离平衡2
Kb1
=
Kw Ka2
= 1.5×10−10, Kb2
=
Kw Ka1
= 1.7 ×10−13
QcbKb1 > 20Kw,
2Kb2 Kb1cb
< 0.05,cb / Kb1 > 500
[OH − ] = Kb1cb = 1.5 ×10−10 × 0.10 = 3.9 ×10−6(mol / L) pOH = 5.41 pH = 14.00 − 5.41 = 8.59
平衡： H2SO4 = H++ HSO4-
Ka1=＞＞1
HSO4- ⇌ H++SO42-
Ka2=1.2×10-2
由硫酸的解离常数可知，其第一级解离很完全，第二级解离不甚 完全，因此其酸度的计算不能简单地按一元强酸来处理。
其PBE为： [H+]＝[OH-]+[HSO4-]+2[SO42-] 忽略水的离解时：[H+]=c+[SO42-] 即 [SO42-]= [H+]-c (1)
+
KW H+
精确式
当
C ⋅ Ka > 20KW
（忽略水的离解）
[ ] [ ] H +
=C⋅
Ka H + + Ka
[ ] ⇒ H+ = −Ka + Ka2 +4C⋅Ka 2
近似式(19-9)
当 C K a > 500 （忽略酸的离解） 且 C a ⋅ K a > 20 K W
[ ] ⋅ ⇒ H+ = Ka C
由于溶液呈酸性，故忽略水的解离，
将上式简化为： [H+]= [A-]+[B-]
优选第四章解离平衡
12
4.2.1 一元弱酸、弱碱的解离平衡
1、解离平衡常数
HAc
H+ + Ac-
K
a
=
[H3O+ ][Ac –] ————————
[HAc]
NH3·H2O NH4+ + OH -
Kb
[NH4 ][OH ] [NH3 H2O]
K
a
,
K
b
称为弱酸.
弱碱的解离平衡常数
13
2、解离平衡常数的意义： （1）解离平衡常数反映了弱电解质解离趋势
如 在 H3PO4 － H2PO4- 共轭体系中，H2PO4- 是碱， 在H2PO4- －HPO42-共轭体系中，H2PO4- 是酸。
5
酸碱强度:
给出H+能力强的叫强酸；接受H+能力强的叫强碱 。酸越强，其共轭碱越弱；反之，酸越弱，其共轭 碱越强(它们的定量关系,下一节再讲)。酸碱反应总 是由较强的酸与较强的碱作用，向着生成较弱的酸 和较弱的碱的方向进行。
4
酸碱可以是中性分子、正离子或负离子。
酸、碱两者互为存在的条件，彼此通过H+（质 子）联系在一起，我们把它们称为共轭酸碱对。
如HCl和Cl-，NH4+ 和NH3 ，以及H2PO4- 和HPO42- 均 互为共轭酸碱对。
H2O、HCO3-、HSO3- 、H2PO4-等既能给出质子，又 能接受质子的物质就是两性物质。由此看出：在质 子理论中没有盐的概念。
的大小。 （2）反映了弱酸、弱碱的酸碱性相对强弱。 （3）同一温度下，解离平衡常数不变。温度
对K虽有影响但较小。室温下，一般不考虑 T 对 K 的影响。
14
对于一元弱酸:
HA
4.2.1 一元弱酸、弱碱的解离平衡
1、解离平衡常数
HAc
H+ + Ac-
K
a
=
[H3O+ ][Ac –] ————————
[HAc]
NH3·H2O NH4+ + OH -
Kb
[NH4 ][OH ] [NH3 H2O]
K
a
,
K
b
称为弱酸.
弱碱的解离平衡常数
13
2、解离平衡常数的意义： （1）解离平衡常数反映了弱电解质解离趋势
如 在 H3PO4 － H2PO4- 共轭体系中，H2PO4- 是碱， 在H2PO4- －HPO42-共轭体系中，H2PO4- 是酸。
5
酸碱强度:
给出H+能力强的叫强酸；接受H+能力强的叫强碱 。酸越强，其共轭碱越弱；反之，酸越弱，其共轭 碱越强(它们的定量关系,下一节再讲)。酸碱反应总 是由较强的酸与较强的碱作用，向着生成较弱的酸 和较弱的碱的方向进行。
4
酸碱可以是中性分子、正离子或负离子。
酸、碱两者互为存在的条件，彼此通过H+（质 子）联系在一起，我们把它们称为共轭酸碱对。
如HCl和Cl-，NH4+ 和NH3 ，以及H2PO4- 和HPO42- 均 互为共轭酸碱对。
H2O、HCO3-、HSO3- 、H2PO4-等既能给出质子，又 能接受质子的物质就是两性物质。由此看出：在质 子理论中没有盐的概念。
的大小。 （2）反映了弱酸、弱碱的酸碱性相对强弱。 （3）同一温度下，解离平衡常数不变。温度
对K虽有影响但较小。室温下，一般不考虑 T 对 K 的影响。
14
对于一元弱酸:
HA
4 解离平衡-N
[H ]
2 (k a ) 4k a c 2
[ H ]2 θ Ka c [H ]
ka c
解离度a
初始浓度 平衡浓度
弱酸或弱碱在水中的解离程度。 HA(aq) = H+(aq) + A－(aq) c 0 0 c– ca ca ca
c c c 2 θ Ka K aθ c c 1 当 c θ 380时， 5% 1 1 Ka c 2 K aθ
HCO3
-
= H + HCO3
= H + CO3
+ 2-
+
-
K
K
θ a,1
θ a,2
[ H ][CO32 ] 11 5 . 6 10 [ HCO3 ]
[ H ][HCO3 ] 4.3 107 [ H 2CO3 ]
θ θ θ K a,1 K a,2 , 溶液中H 主要来自第一步电离， 又c / K a,1 380, 所以 θ [ H ] [ HCO3 ] K a,1 c 1.3 *10 4 m ol L1
酸碱反应是指质子由质子给予体向质子接受体的转移过程
共轭酸碱对 (conjugate acid-base pair)
酸和其释放H+后的相应碱为共轭酸碱。 有些物质既能作为酸，也能作为碱
NH3
SO42-+H+
NH2-+H+
HSO4-+H+ NH3+H+
H2SO4 NH4+
酸碱反应的实质
两个共轭酸碱对之间的质子传递
θ a
θ Kw θ Kb
共轭酸碱对的碱碱解离平衡常数与酸解离平衡常数的关系
无机及分析化学课后第四章答案
第四章 解离平衡1 各种说法均为错误。
（1）有的盐，如HgCl 2, 易溶于水，但电离度较小，属弱电解质。
（2）BaSO 4、AgCl 等虽难溶于水，但溶于水的部分完全电离，为强电解质。
（3）氨水为弱电解质，稀释时，电离度增大，因而[OH -]比原来的1/2大。
（4）α＝[H ＋]/c, [H ＋]＝c α， 稀释时c 减小显著，α略有增大，[H ＋]减小。
（5）只有相同类型的沉淀比较，溶度积大的沉淀才易转化为溶度积小的沉淀。
（6）只有相同类型的难溶盐比较，K θsp 较大者其溶解度也较大。
3 解 为质子酸的 [Al(H 2O)6]3＋, HCl 为质子碱的 CO 32－, NO 32－, Ac －, OH － 既为酸又为碱的 HS －, H 2PO 4－, NH 3, HSO 4－, H 2O4 解 强酸中 H 3N ＋－CH 2－COOH 强碱中H 2N －CH 2－COO － 纯水中H 3N ＋－CH 2－COO － 5 解 α = [H ＋]/c[H ＋] = [Ac －] = α c=0.042×0.010=0.00042mol/L据 α = (K θa /c)1/2 (α<5%时，该式成立) K θa =α2 c = 0.000422×0.010=1.76×10－5 7 解 c = 0.20/0.40 = 0.50mol/L [H ＋] = 10-2.50 = 3.16×10-3mol/Lα = [H ＋]/c = 3.16×10-3/0.50=0.00632<0.05K θa = [H ＋] 2 /c = (3.16×10-3)2/0.50 = 2.0×10-58解 （1）0.1mol/LHCl 具有最高的[H ＋]； （2）0.01mol/LHF 具有最低的[H ＋]； （3）0.1mol/LHF 具有最低的解离度； （4）0.1mol/LHCl 和0.01mol/LHCl 具有相似的解离度，均接近100%。
04解离平衡共33页
因此可以根据KS y(溶度积)和ΠB(离子积)的相对 大小确定溶液是否处于饱和状态。
ΠB(bB/by)νB = KSy 溶液饱和，无沉淀； ΠB(bB/by )νB < KSy 溶液未饱和，沉淀将溶解； ΠB(bB/by)νB > KSy 溶液过饱和，有沉淀析出。
据此三条判断沉淀的析出和溶解,称溶度积规则。
AgCl(s)
溶解 沉积
Ag++Cl-
一、溶 度 积
多相离子平衡： AgCl（S） Ag++Cl①其平衡常数：
KyS (AgCl)={b(Ag+)/by}·{b(Cl-)/b y}
此时，饱和溶液中AgCl的浓度即为其溶解度：
b(AgCl)=S(AgCl)=b(Ag+)=b(Cl-)
②难溶强电解质的构型不同，KSy表达式也不同。 KSy (Ag2S）={b(Ag+)/by}2·{b(S2-)/by}
KyS {Ca3(PO4)2}={b(Ca2+)/by}3·{b(PO43-)/by}2
③KSy的意义:KSy值大小表明AmBn溶解度的大小；
④KSy 的性质:KSy值与离子浓度无关,受温度影响。
⑤KSy与S可以相互换算：
对AB型：
KS =S 2(yb )-2 y
对A2B（AB2）型：KSy=4S 3(by)-3
二、多元弱电解质的解离平衡
1 分级解离常数，如：
H2S HS-
H++HS- K1 y=9.1×10-8 H++S2- K2 y=1.1×10-12
H2S 2H++S2- Ka y=?
根据多重平衡规则： Kay=K1y .Ky2 =1.0×10-19
ΠB(bB/by)νB = KSy 溶液饱和，无沉淀； ΠB(bB/by )νB < KSy 溶液未饱和，沉淀将溶解； ΠB(bB/by)νB > KSy 溶液过饱和，有沉淀析出。
据此三条判断沉淀的析出和溶解,称溶度积规则。
AgCl(s)
溶解 沉积
Ag++Cl-
一、溶 度 积
多相离子平衡： AgCl（S） Ag++Cl①其平衡常数：
KyS (AgCl)={b(Ag+)/by}·{b(Cl-)/b y}
此时，饱和溶液中AgCl的浓度即为其溶解度：
b(AgCl)=S(AgCl)=b(Ag+)=b(Cl-)
②难溶强电解质的构型不同，KSy表达式也不同。 KSy (Ag2S）={b(Ag+)/by}2·{b(S2-)/by}
KyS {Ca3(PO4)2}={b(Ca2+)/by}3·{b(PO43-)/by}2
③KSy的意义:KSy值大小表明AmBn溶解度的大小；
④KSy 的性质:KSy值与离子浓度无关,受温度影响。
⑤KSy与S可以相互换算：
对AB型：
KS =S 2(yb )-2 y
对A2B（AB2）型：KSy=4S 3(by)-3
二、多元弱电解质的解离平衡
1 分级解离常数，如：
H2S HS-
H++HS- K1 y=9.1×10-8 H++S2- K2 y=1.1×10-12
H2S 2H++S2- Ka y=?
根据多重平衡规则： Kay=K1y .Ky2 =1.0×10-19
《配离子的解离平衡》课件
解离平衡的应用范围
1
酸碱中和
2
酸碱中和反应中的解离平衡可以控制
溶液的pH值。
3
化学反应
解离平衡在化学反应中起着很重要的 作用，影响反应速率和平衡位置。
电解质
电解质的解离性决定了其导电性和化 学反应性。
3
pH值法
通过测量溶液的pH值来计算解离常数。
解离平衡的影响因素
1 温度
温度的增加会增加解离反应速率，并影响解离平衡的位置。
2 浓度
溶液中离子浓度的增加会增加解离反应的速率，并改变解离平衡的位置。
3 溶剂
不同的溶剂对解离平衡的影响不同，可以改变溶质的溶解度和解离程度。
酸解离平衡和碱解离平衡
酸解离平衡
《配离子的解离平衡》 PPT课件
解离平衡是指溶液中离子化合物发生解离反应达到平衡的过程。探讨解离平 衡的定义、方程、常数计算方法以及对解离平衡的影响因素。
解离平衡的定义
解离平衡是指离子化合物在溶液中发生解离反应并达到一定的平衡状态。这 种平衡包括离子化合物分解成离子的过程以及反离子再结合成化合物的过程。
解离平衡方程
离子化合物方程
通过方程式表示离子化合 物在溶液中的解离过程。
电离方程
通过方程式表示离子化合 物在溶液中电离成离子的 过程。
离子再结合方程
通过方程式表示离子在溶 液中再结合成离子化合物 的过程。
解离常数的计算方法
1
溶度积法
根据溶液中溶质的溶度积，计算解离常数。
2
电导法Βιβλιοθήκη 通过测量溶液的电导率来计算解离常数。
酸解离平衡是指酸在水溶液中发生质子（H+）的 解离反应的平衡过程。
碱解离平衡