第9章酸堿平衡 Chapter9Acid BaseEquilibrium 1 掌握酸堿質(zhì)子理論 2 掌握一元弱酸 弱堿的電離平衡和近似計(jì)算 3 熟悉多元酸 多元堿 兩性物質(zhì)的電離平衡和近似計(jì)算 4 掌握同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng)的概念及對(duì)弱電解質(zhì)電離平衡的影響 5 掌握緩沖溶液的概念 組成 配制原則及pH計(jì)算 本章要求 本章教學(xué)內(nèi)容 9 1酸堿質(zhì)子理論9 2水的離子積和pH9 3酸堿鹽溶液中的電離平衡9 4水溶液化學(xué)平衡的計(jì)算9 5緩沖溶液9 6酸堿指示劑 9 1酸堿質(zhì)子理論 重要的酸堿理論 1 阿侖尼烏斯酸堿電離理論 2 布侖斯惕 勞里 Br nsted Lowry 酸堿質(zhì)子理論 3 路易斯酸堿電子理論 lewis 酸 在水溶液中電離出的陽(yáng)離子全部為H 堿 在水溶液中電離出的陰離子全部為OH H2SO4 HSO4 H NaOH Na OH 酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)H OH H2O 1 阿侖尼烏斯酸堿電離理論 1 酸堿的定義酸 凡能給出質(zhì)子的物質(zhì)都是酸 堿 凡能接受質(zhì)子的物質(zhì)都是堿 酸和堿可以是電中性的分子 也可以是帶電的陰陽(yáng)離子 2 Br nsted Lowry酸堿質(zhì)子理論 2 共軛酸堿對(duì) 半反應(yīng) Halfreaction 的概念 質(zhì)子理論中無(wú)鹽的概念 電離理論中的鹽 在質(zhì)子理論中都是離子酸或離子堿 任何布侖斯惕酸堿反應(yīng)都涉及兩個(gè)共軛酸堿對(duì) 一種物質(zhì)是酸還是堿 取決于它參與的反應(yīng) 既可為酸又可為堿的物質(zhì)叫兩性物質(zhì) Amphotericsubstance 酸給出質(zhì)子的趨勢(shì)越強(qiáng) 生成的共軛堿越弱 反之亦然 堿接受質(zhì)子的趨勢(shì)越強(qiáng) 生成的共軛酸越弱 反之亦然 酸 Question1 下列各對(duì)中哪一個(gè)酸性較強(qiáng) a Fe H2O 6 3 和 Fe H2O 6 2 b Al H2O 6 3 和 Ga H2O 6 3 c Si OH 4和Ge OH 4 d HClO3和HClO4 e H2CrO4和HMnO4 f H3PO4和H2SO4 Solution a 前者 中心離子電荷高 對(duì)O的極化能力大 H 易解離 b 前者 中心離子半徑小 對(duì)O的極化能力大 H 易解離 c 前者 中心離子半徑小 對(duì)O的極化能力大 H 易解離 d e f 均為后者 非羥基氧原子多 含氧酸中非羥基氧越多 含氧酸酸性越強(qiáng) 酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是兩個(gè)共軛酸堿對(duì)之間的質(zhì)子傳遞 3 酸堿反應(yīng) 酸越強(qiáng) 其共軛堿越弱 堿越強(qiáng) 其共軛酸越弱 反應(yīng)總是由相對(duì)較強(qiáng)的酸和堿向生成相對(duì)較弱的酸和堿的方向進(jìn)行 根據(jù)質(zhì)子理論 許多反應(yīng)都可以歸結(jié)為酸堿質(zhì)子傳遞反應(yīng) 酸堿解離反應(yīng)是質(zhì)子傳遞反應(yīng)如HF在水溶液中的解離反應(yīng) HF aq H F aq H H2O l H3O aq HF aq H2O l H3O aq F aq 實(shí)質(zhì)是由給出質(zhì)子的半反應(yīng)和接受質(zhì)子的半反應(yīng)組成的 HF aq H2O l H3O aq F aq 水是兩性物質(zhì) 它的自身解離反應(yīng)也是質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應(yīng) 酸 1 堿 2 酸 2 堿 1 H2O l H2O l H3O aq OH aq 鹽類(lèi)水解反應(yīng)也是離子酸堿的質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應(yīng) 酸 1 堿 2 酸 2 堿 1 NH4Cl水解 酸 1 堿 2 酸 2 堿 1 Ac H2OOH HAc NaAc水解 H2OH3O NH3 非水溶液中的酸堿反應(yīng) 也是離子酸堿的質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應(yīng) 例如NH4Cl的生成 液氨中的酸堿中和反應(yīng) 酸堿質(zhì)子理論擴(kuò)大了酸堿的含義和酸堿反應(yīng)的范圍 擺脫了酸堿必須在水中發(fā)生的局限性 解決了一些非水溶劑或氣體間的酸堿反應(yīng) 并把水溶液中進(jìn)行的離子反應(yīng)系統(tǒng)地歸納為質(zhì)子傳遞的酸堿反應(yīng) 但是 酸堿質(zhì)子理論只限于質(zhì)子的放出和接受 對(duì)不涉及質(zhì)子轉(zhuǎn)移 卻具有酸堿特征的反應(yīng)不能做出解釋 3 路易斯 lewis 酸堿電子理論 布侖斯惕酸堿概念的核心在于分子或離子間的質(zhì)子轉(zhuǎn)移 顯然無(wú)法對(duì)不涉及質(zhì)子轉(zhuǎn)移 但卻具有酸堿特征的反應(yīng)做解釋 這一不足在布侖斯惕概念提出的同年由美國(guó)化學(xué)家路易斯提出的另一個(gè)更廣的酸堿概念所彌補(bǔ) 但后者直到20世紀(jì)30年代才開(kāi)始在化學(xué)界產(chǎn)生影響 LewisGN美國(guó)物理化學(xué)家 1 定義 路易斯酸 Lewisacid Electronpairacceptor 能接受電子對(duì)的的原子 分子或離子 路易斯堿 Lewisbase Electronpairdonor 能給予電子對(duì)體的原子 分子或離子 酸堿反應(yīng) 是電子對(duì)接受體與電子對(duì)給予體之間形成配位共價(jià)鍵的反應(yīng) 2 路易斯酸的分類(lèi) 配位化合物中的金屬陽(yáng)離子 例如 Fe H2O 6 3 和 Cu NH3 4 2 中的Fe3 離子和Cu2 離子 有些分子和離子的中心原子盡管滿(mǎn)足了8電子結(jié)構(gòu) 仍可擴(kuò)大其配位層以接納更多的電子對(duì) 如SiF4是個(gè)路易斯酸 可結(jié)合2個(gè)F 的電子對(duì)形成 SiF6 2 另一些分子和離子的中心原子也滿(mǎn)足8電子結(jié)構(gòu) 但可通過(guò)價(jià)層電子重排接納更多的電子對(duì) 再如CO2能接受OH 離子中O原子上的孤對(duì)電子形成 某些閉合殼層分子可通過(guò)其反鍵分子軌道容納外來(lái)電子對(duì) 碘的丙酮溶液呈現(xiàn)特有的棕色 是因?yàn)镮2分子反鍵軌道接納丙酮中氧原子的孤對(duì)電子形成配合物 CH3 2COI2 B和Al的鹵化物是最常見(jiàn)的Lewis酸 平面結(jié)構(gòu)的BX3和AlX3分子未完成四面體 垂直于分子平面的空的p軌道能接受Lewis堿的孤電子對(duì) 平面結(jié)構(gòu)的分子形成配合物后變成錐體 3 有代表性的路易斯酸 硼的鹵化物 鋁的鹵化物 與BX3不同 AlX3在氣相時(shí)為二聚體 這是因?yàn)锳l的體積大于B原子 p軌道參與成鍵的傾向減弱 每個(gè)Al原子對(duì)鍵合于另一Al原子上的Cl原子是個(gè)酸 形成 自身酸堿配合物 selfacidbasecomplex Si原子具有空價(jià)軌道 能擴(kuò)大其已經(jīng)滿(mǎn)足了的八隅結(jié)構(gòu)作為L(zhǎng)ewis酸原子 SiX4 g 4HF aq SiF6 2 aq 2 H2F aq 硅的鹵化物 硫族 魔酸 HSO3F SbF5 反應(yīng)過(guò)程 三氧化硫是個(gè)強(qiáng)的Lewis酸 Br2與丙酮羰基的作用 指出下列反應(yīng)中的Lewis酸和堿 BrF3 F BrF4 CH3 2CO I2 CH3 2CO I2 KH H2OKOH H2 酸 BrF3 與堿 F 加合 丙酮是堿 I2是酸 前者將O上的一對(duì)孤對(duì)電子投入I2分子的空的反鍵軌道中 KH是堿 水是酸 離子型氫化物 KH 提供堿 H 與水中的酸 H 結(jié)合形成H2 水中的堿 OH 與非常弱的酸 K 形成固態(tài)KOH Question2 Solution 4 酸堿反應(yīng)的基本類(lèi)型 第一類(lèi)反應(yīng)叫配合物形成反應(yīng) Complexformationreaction 是最簡(jiǎn)單的一類(lèi)路易斯酸堿反應(yīng) 或是酸與堿在惰性溶劑 Non coordinatingsolvent 中發(fā)生的反應(yīng) 或是反應(yīng)物與溶劑本身的反應(yīng) 或發(fā)生在氣相的反應(yīng) 第二類(lèi)反應(yīng)叫取代反應(yīng) DisplacementReaction 1 表示配合物中的堿配位體被一個(gè)外來(lái)堿取代 例如 A B A B B取代反應(yīng) 第三類(lèi)反應(yīng)叫復(fù)分解反應(yīng) MetathesisReaction 希臘語(yǔ)中的 Metathesis 意為 交換 所以復(fù)分解反應(yīng)即配位體交換反應(yīng) 又叫雙取代反應(yīng) 例如 5 軟親軟 硬親硬 軟硬結(jié)合欠穩(wěn)定 交界酸堿兩邊管 這里 親 有兩層意思 一是穩(wěn)定性 二是反應(yīng)速率 1 硬酸與軟酸 2 硬堿和軟堿 跟硬酸能形成穩(wěn)定配合物的堿稱(chēng)為硬堿 跟軟酸能形成穩(wěn)定配合物的堿稱(chēng)為軟堿 介于硬堿與軟堿之間的配位體稱(chēng)為交界堿 硬堿配位原子的特點(diǎn)是 電負(fù)性高 把持價(jià)電子能力強(qiáng) 不易被極化 如含O N F配位原子的配位體H2O F NH3 R3N以及PO43 SO42 和CO32 等 軟堿所含配位原子特點(diǎn)是 電負(fù)性小 把持價(jià)電子能力差 半徑大 易被極化 如含P As S I配位原子以及含 鍵的配位體SCN CO CN I S2 R3As R3P R2S等 介于這兩種堿之間的配位體為交界堿 如C6H5NH2 Br NO2 等 3 硬軟酸堿原理的應(yīng)用 1 應(yīng)用硬軟酸堿原理 可以很方便地對(duì)化合物的穩(wěn)定性做出預(yù)言 例如 比較Cd2 的兩種配離子 Cd CN 4 2 和 Cd NH3 4 2 的穩(wěn)定性 由于Cd2 屬于軟酸 而配位體NH3屬于硬堿 CN 屬于軟堿 很明顯 Cd CN 4 2 應(yīng)該比 Cd NH3 4 2 更穩(wěn)定 實(shí)測(cè)的穩(wěn)定常數(shù) 前者為K 5 8 1010 后者的K 1 107 說(shuō)明上述預(yù)言是正確的 2 硬軟酸堿原理也可以用來(lái)解釋地球化學(xué)中的Goldschmidt分類(lèi)規(guī)則 即 親硫 元素 如Li Mg Ti Ca Al Sr Ba Fe等多以硅酸鹽 磷酸鹽 硫酸鹽 碳酸鹽 氧化物 氟化物的形式存在 而 親硫 元素如Cd Pb Cu Ag Hg Ni多以硫化物如CuS Cu2S Ag2S HgS CdS PbS等形式存在 很明顯它們都分別符合 硬親硬 軟親軟 的原則 3 硬軟酸堿原理還可以用來(lái)預(yù)言反應(yīng)進(jìn)行的方向 如下列反應(yīng)應(yīng)能自發(fā)地朝正方向進(jìn)行 物質(zhì)的溶解可看作是溶劑和溶質(zhì)間的酸和堿的相互作用 如果把溶劑作為酸堿看待 那么就有軟硬之分 如水是硬溶劑 苯是軟溶劑 溶質(zhì)如果作為酸堿看待 也有軟硬之分 如離子化合物是硬溶質(zhì) 共價(jià)化合物是軟溶質(zhì) 如何用硬軟酸堿理論 HSAB理論 解釋相似相溶規(guī)律 Question3 Solution Ni和Cu的常見(jiàn)礦是硫化物礦 而Al和Ca則分別以氧化物和碳酸鹽形式存在 能否用HSAB原則對(duì)比作解釋 Question4 Solution O2 和都是硬堿 而S2 是軟堿 Ni2 和Cu2 是比Al3 和Ca2 軟得多的酸 1 水的離子積 純水有微弱的導(dǎo)電性 說(shuō)明純水有弱的解離 水的自偶電離 H2O H2OH3O OH 可簡(jiǎn)寫(xiě)為 H2OH OH 9 2水的離子積和pH 根據(jù)化學(xué)平衡定律有 Kw 水的離子積常數(shù) 實(shí)驗(yàn)測(cè)得 T 298K 25 C 時(shí) H OH 1 0 10 7mol L 1 1 0 10 14 水的離子積常數(shù)與溫度的關(guān)系 水的離子積隨溫度的升高而增大 但變化不大 在室溫時(shí)取 當(dāng)溶液中的 H OH 很小時(shí) 為了方便的表示溶液的酸度 通常用pH表示溶液的酸堿性 2 溶液的pH值 同一溶液 水溶液的酸堿性 H OH 1 0 10 7mol L 1溶液呈中性 pH 7 H OH H 1 0 10 7mol L 1溶液呈酸性 pH7 在常溫下 低于常溫時(shí) pH 7相應(yīng)于酸性溶液 高于常溫時(shí) pH 7相應(yīng)于堿性溶液 9 3酸堿鹽溶液中的電離平衡 9 3 1強(qiáng)電解質(zhì)溶液9 3 2弱電解質(zhì)溶液9 3 3拉平效應(yīng)和區(qū)分效應(yīng) 9 3 1強(qiáng)電解質(zhì)溶液 強(qiáng)酸 強(qiáng)堿和所有的鹽類(lèi)在經(jīng)典電離理論中稱(chēng)為強(qiáng)電解質(zhì) 當(dāng)它們進(jìn)入水中 將完全電離 生成離子 如 HCl H aq Cl aq HNO3 H aq NO3 aq NaOH Na aq OH aq Na3PO4 3Na aq PO43 aq NH4Cl NH4 aq Cl aq 完全電離是經(jīng)典電離理論的概念 應(yīng)該指出的是 上述 完全電離 并不意味著這樣酸堿鹽電離產(chǎn)生的產(chǎn)物 正 負(fù)離子 不再與水有進(jìn)一步作用的可能 氯化銨電離產(chǎn)生的NH4 按酸堿質(zhì)子理論 是一個(gè)質(zhì)子酸 質(zhì)子給予體 它可以與水發(fā)生質(zhì)子傳遞反應(yīng)而使溶液的pH 7 NH4 H2ONH3 H3O 簡(jiǎn)寫(xiě) NH4 NH3 H 再如 H2SO4在水中的 完全電離 僅指其一級(jí)電離生成H 和HSO4 而已 而HSO4 的電離則并不完全 屬于中強(qiáng)酸的范疇 還須指出 上述的 完全電離 只對(duì)稀溶液才是合理的近似 對(duì)于濃溶液 情況就完全不同了 9 3 2弱電解質(zhì) 弱電解質(zhì)是指弱酸和弱堿在水中的不完全電離 弱電解質(zhì)在水中的電離存在電離平衡 如 HAc H2OH3O Ac 或簡(jiǎn)寫(xiě)為 HAcH Ac 電離度 a 電解質(zhì) 強(qiáng)電解質(zhì) 1弱電解質(zhì) 1 對(duì)于 HAcH Ac 在一定溫度下 Ka稱(chēng)為弱酸的電離平衡常數(shù) 簡(jiǎn)稱(chēng)為酸常數(shù) 對(duì)于 NH3 H2ONH4 OH Kb稱(chēng)為弱堿的電離平衡常數(shù) 簡(jiǎn)稱(chēng)為堿常數(shù) Ka和Kb是化學(xué)平衡常數(shù)的一種形式 利用電離常數(shù)數(shù)值的大小 可以估計(jì)弱電解質(zhì)電離的趨勢(shì) K值越大 電離程度越大 通常把Ka 10 2左右為中強(qiáng)酸 Ka 10 5左右稱(chēng)為弱酸 Ka 10 10的酸稱(chēng)為極弱酸 弱堿亦可按Kb大小進(jìn)行分類(lèi) A H2OOH HA Ka Kb HA H2OH3O A 共軛酸堿常數(shù)的關(guān)系 弱酸弱堿在溶液中的電離平衡常數(shù) 拉平效應(yīng) 溶劑 如水 將酸或堿的強(qiáng)度拉平的作用 稱(chēng)為溶劑的 拉平效應(yīng) 如HCl HI HNO3 HClO4等強(qiáng)酸在水中 完全電離 因而它們的同濃度水溶液的pH相同 這意味著它們酸的強(qiáng)度是相同的 9 3 3拉平效應(yīng)和區(qū)分效應(yīng) 然而 這些強(qiáng)酸結(jié)構(gòu)中與可電離氫原子結(jié)合的化學(xué)鍵并不相同 為什么電離能力相同呢 酸在水中電離出氫離子是與水分子作用的結(jié)果 HA H2OH3O A強(qiáng)酸在水中表現(xiàn)出相同的強(qiáng)度是由于水能夠同等程度地將HClO4 HCl HNO3等強(qiáng)酸的質(zhì)子全部奪取過(guò)來(lái) 區(qū)分效應(yīng) 用一個(gè)溶劑能把酸或堿的相對(duì)強(qiáng)弱區(qū)分開(kāi)來(lái) 稱(chēng)為溶劑的 區(qū)分效應(yīng) 例如 H2O可以區(qū)分HAc HCN酸性的強(qiáng)弱 水是HI HBr HCl的拉平溶劑 卻是HCl HAc HCN的區(qū)分溶劑 選取比水的堿性弱的非水溶劑 如以冰醋酸為溶劑 對(duì)水中的強(qiáng)酸可體現(xiàn)出區(qū)分效應(yīng) 例如上述強(qiáng)酸在冰醋酸中不完全解離 酸性強(qiáng)度依次為 HClO4 HI HBr HCl HNO3 H2SO4 一級(jí) 9 4水溶液化學(xué)平衡計(jì)算 9 4 1一元弱酸9 4 2一元弱堿9 4 3同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng)9 4 4多元酸9 4 5多元堿9 4 6酸堿兩性物質(zhì)的電離 9 4 1一元弱酸 HA aq H aq A aq 初始濃度c00平衡濃度c H H A 或平衡濃度c c c c 稀釋定律 在一定溫度下 Ka為定值 某弱電解質(zhì)的解離度隨著其溶液的稀釋而增大 計(jì)算0 10mol L 1HAc溶液的pH pOH和電離度 解 Question5 常見(jiàn)弱酸的Ka可在化學(xué)手冊(cè)中查到 見(jiàn)教材P409 413附表3 9 4 2一元弱堿 B H2OHB OH Kb為一元弱堿的解離平衡常數(shù) 同樣 c00 20000 已知25 時(shí) 0 200mol L 1氨水的解離度為0 95 求 OH pH值和氨的解離常數(shù) 解 ceq0 200 1 0 95 0 200 0 95 0 200 0 95 OH 0 200 0 95 1 9 10 3 mol L 1 pH 14 pOH 14 lg1 9 10 3 11 27 Question6 弱酸 弱堿的濃度增大 解離度 減小 但并不意味著溶液中的 H OH 減小 9 4 3同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng) 平衡向左移動(dòng) 1 同離子效應(yīng) NaAc aq Na aq Ac aq HAc aq H aq Ac aq 同離子效應(yīng) 在弱電解質(zhì)溶液中 加入與其含有相同離子的易溶強(qiáng)電解質(zhì) 使弱電解質(zhì)的電離平衡向左移動(dòng) 從而使弱電解質(zhì)的電離度降低的現(xiàn)象 平衡移動(dòng)方向 NaClCl aq Na aq HAc aq H aq Ac aq 2 鹽效應(yīng) 鹽效應(yīng) 在弱電解質(zhì)溶液中 加入沒(méi)有共同離子的易溶強(qiáng)電解質(zhì)而使弱電解質(zhì)的電離度增大的作用 若加入具有相同離子的電解質(zhì) 在產(chǎn)生同離子效應(yīng)的同時(shí) 也能產(chǎn)生鹽效應(yīng) 在沒(méi)有其它化學(xué)反應(yīng)發(fā)生的情況下 同離子效應(yīng)將減小弱電解質(zhì)的溶解度 而鹽效應(yīng)將使弱電解質(zhì)的溶解度增加 一般說(shuō)來(lái) 若難溶電解質(zhì)的溶度積很小時(shí) 鹽效應(yīng)的影響很小 可忽略不計(jì) 若難溶電解質(zhì)的溶度積較大時(shí) 溶液中各種離子的總濃度也較大時(shí) 就應(yīng)該考慮鹽效應(yīng)的影響 在0 10mol L 1的HAc溶液中 加入NH4Ac s 使NH4Ac的濃度為0 10mol L 1 計(jì)算該溶液的pH值和HAc的解離度 ceq mol L 1 0 10 xx0 10 x c0 mol L 1 0 1000 10 解 HAc aq H aq Ac aq Question7 x 1 8 10 5c H 1 8 10 5mol L 1 0 10 x 0 10 對(duì)比 0 10mol L 1HAc溶液 pH 2 88 1 33 pH 4 74 0 018 9 4 4多元弱酸 多元弱酸 HnBn 1多元弱酸的電離是分級(jí)進(jìn)行的 例如 H2SH HS HS H S2 總電離平衡 H2S2H S2 在上述H2S的電離平衡表達(dá)式中 Ka1和Ka2中的 H 相同嗎 Ka1和Ka2的相對(duì)大小怎樣 為什么 Question8 多元弱酸溶液中 H 的計(jì)算 對(duì)于多元弱酸通常 溶液中的 H 主要來(lái)自于弱酸的第一步電離 因此可以按一元弱酸進(jìn)行近似處理 當(dāng)c 酸 Ka1 500時(shí) 溶液中的 H 如何計(jì)算 H2SH HS 起始濃度0 100平衡濃度0 1 xxxc Ka1 0 1 5 7 10 8 500 0 1 x 0 1 x2 0 1 Ka1x H HS 7 6 10 5mol L 1由二級(jí)平衡 HS H S2 平衡濃度 7 6 10 5 y7 6 10 5 yy Question9 計(jì)算0 1mol L 1的H2S水溶液 飽和水溶液 的 H HS S2 S2 y Ka2 1 2 10 15 注意 常溫下飽和H2S的濃度為0 lmol L 1 在0 3mol L 1的鹽酸溶液中通入0 1mol L 1H2S水溶液至飽和 求溶液中的 HS 和 S2 解 H2SH HS 起始濃度0 10 30平衡濃度0 1 x0 3 xx Question10 由二級(jí)平衡 HS H S2 平衡濃度 1 9 10 8 y0 3 1 9 10 8 yy S2 y Ka2 HS H 1 2 10 15 1 9 10 8 0 3 7 6 10 23 mol L 1 或按偶聯(lián)反應(yīng) 多重平衡 H2S2H S2 結(jié)論 多元弱酸的解離是分步進(jìn)行的 一般 溶液中的H 主要來(lái)自于弱酸的第一步解離 計(jì)算 H 或pH時(shí)可只考慮第一步解離 對(duì)于純二元弱酸 當(dāng)時(shí)c 酸根離子 而與弱酸的初始濃度無(wú)關(guān) 對(duì)于二元弱酸 若c 弱酸 一定時(shí) c 酸根離子 與c2 H 成反比 多元弱堿在水中解離也是分步進(jìn)行的 如Na3PO4 9 4 5多元弱堿 多元弱堿溶液中 OH 的計(jì)算可以進(jìn)行多元弱酸中 H 類(lèi)似處理 當(dāng)c 堿 Kb1 500時(shí) 例 試計(jì)算0 1mol L 1Na2S溶液中 S2 OH 以及S2 的電離度 解 S2 在水溶液中的分步電離平衡S2 H2OOH HS HS H2OOH H2S由于Kb1 Kb2 溶液 OH 取決于第一步電離 S2 H2OOH HS 起始濃度0 100平衡濃度x0 1 x0 1 x OH HS S2 Kb1 KW Ka2 H2S Kb1 1 0 10 14 1 26 10 13 0 079 0 1 x 2 x 0 079 c Kb 0 1 0 079 1 27 500 所以需解方程 x2 0 279x 0 01 0解得 x 0 042mol L 1 S2 OH 0 1 0 042 0 058mol L 1 0 058 0 1 100 58 答 0 1mol L 1Na2S溶液中 S2 為0 042mol L 1 OH 為0 058mol L 1 S2 的電離度為58 計(jì)算0 10mol L 1Na3PO4溶液的pH值 mol L 1 0 10 xxx 解 Question11 c Kb 0 10 0 022 4 5 500 所以需解方程 1 酸式鹽 9 4 6酸堿兩性物質(zhì)的電離 對(duì)比兩性離子的酸常數(shù)和堿常數(shù)的大小就可以判斷它的水溶液的酸堿性 如上例 H2PO4 的酸常數(shù)大于堿常數(shù) 即釋放H 的能力比釋放OH 能力強(qiáng) 因此 H2PO4 溶液呈酸性 若堿常數(shù)大于酸常數(shù) 情況正相反 其水溶液呈堿性 如NaHCO3等 2 弱酸弱堿鹽 9 5緩沖溶液 1 緩沖溶液的定義 能抵抗少量外加強(qiáng)酸 強(qiáng)堿和水的稀釋而保持體系的pH值基本不變的溶液稱(chēng)為緩沖溶液 緩沖溶液能保持體系的pH值基本不變的作用稱(chēng)為緩沖作用 由弱酸及其共軛堿 弱堿及其共軛酸組成 組成緩沖溶液的弱酸及其共軛堿 弱堿及其共軛酸稱(chēng)為緩沖對(duì) 例 HAc NaAcNH3 NH4ClH2CO3 NaHCO3NaHCO3 Na2CO3 2 緩沖溶液的組成 3 緩沖作用原理 溶液的組成是共軛酸堿對(duì)的混合溶液 可用漢德森公式 改寫(xiě)為 設(shè)共軛酸堿混合溶液加堿前的酸度為PH1 加堿后的酸度為PH2 則得 若原混合溶液中的c1 HA c1 A 加入少量強(qiáng)堿時(shí) 溶液中的HA與外來(lái)的少量OH 生成A 當(dāng)達(dá)到新平衡時(shí) 雖然c2 A 略有增加 c2 HA 略有減少 但變化不大 加入少量強(qiáng)酸時(shí) 溶液中的A與外加的少量H 結(jié)合成HA 當(dāng)達(dá)到新平衡時(shí)c2 HA 略有增加 c2 A 略有減少 變化不大 注意 緩沖溶液的緩沖能力是有限的 當(dāng)加入大量