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水溶液中的解离平衡PPT课件

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172.3水的解离平衡和溶液的pH

172.3水的解离平衡和溶液的pH


$
由于 [H+]·[OH-]＝ Kwθ 对 [H+]·[OH-]＝ Kwθ 两边取负对数得： （－lg[H+]）＋（－lg[OH-] ）=－lg Kwθ
pH + pOH = p Kwθ = 14 (25 oC)
pH的使用范围:H+或OH-的浓度小于1mol·L-1 ,相应的pH和
pOH范围一般在0.0 ~14.0。在这个范围以外，用浓度c（mol·L-
1）表示酸度和碱度更方便些。
$
共轭酸碱对的Kaθ、Kbθ和Kwθ的关系：
HB + H2O
H3O+ + B-
Ka
[H
3
O][B－
H B
]
Kwθ = [ H+ ][OH-]
B- + H2O
OH- + HB
KaθKbθ＝ [ H+ ][OH-]
Kbθ
[HB][OH ] [B ]
[HB[]B[O ]HK ]aθ[[HHK33bOOθ＋ ＋＝]]＝KKKwwaθθθ
H3O++OH-
[H ][OH ] K θ [H 2O]
[H+][OH-] = Kwθ
Kwθ水---的- 自水递的标质准子平自衡递常平数衡，常水数的，离简子称积水不的离子
仅积适。用其数于值纯与水温，度也有适关用（于2一5切0C稀为水1溶.0液0×。10-14）
$
在任何稀水溶液中都同时存在着H+和OH-，只是它 们的相对浓度有所不同。 中性：[H3O+ ]=[OH- ]=1.0×10-7 酸性：[H3O+] > 1.0×10-7 >[OH- ] 碱性: [H3O+] < 1.0×10-7 < [OH-]
《电离平衡》PPT课件

《电离平衡》PPT课件

● 液氨----HCl、HNO3、HAc的拉平溶剂
液氨碱性比水强！！！
7.2.2 水的电离与溶液的酸度
1．水的电离
水分子电离程度较小：
H2O（l）+ H2O（l）= H3O++ OHH2O（l）= H++ OH-
295K： KӨ=KW=[H+][ OH-]=1.0× 10-14 Kw称水的离子积常数
NH +4
H+ + NH3
H2PO-4
H+ + HPO42-
H2SO4 H+ + HSO-4
HSO-4
H+ + SO24-
● 共轭关系，互为共轭酸碱对。 酸越强，它的共轭碱越弱；酸越弱它的共轭碱越强
◆ 有的离子可以是碱，也可以是酸，如HSO4-等 ◆ 没有盐的概念。盐在在质子论中都是离子酸或离子碱。
[In]/[HIn]≤1/10时----HIn的颜色 [In]/[HIn]≥10/1时----In的颜色 [In]/[HIn]=1时 ----理论变色点
pKHIn± 1的pH范围称为指示剂的变色pH范围
甲基橙 ( Methyl Orange， MO)
(CH3)2N—
—N=N—
—SO3-
4.4 黄
OH- H+ pKa=3.4
Kw意义----一定温度时水溶液中[H+]和[OH-]之积为一常
数
温度升高，KW增大
2．溶液的pH值
● 水溶液中氢离子的浓度称为溶液的酸度 ----溶液酸碱性的定
量标度
● 在[H+]<1mol·L-1时，pH值表示溶液的酸度 pH =-lg[H+] pOH=- lg
第3章 水溶液中的离子反应与平衡 第1节 电离平衡

第3章 水溶液中的离子反应与平衡 第1节 电离平衡


3．有下列电解质：①氯化铵 ②氢氧化钠 ③H2S ④碳酸氢钠 ⑤磷酸 ⑥硫酸 请用以上物质的序号，填写下列空白： (1)属于强电解质的有________； (2)属于弱电解质的有________。 【解析】强酸(H2SO4)、强碱(NaOH)、盐(NH4Cl、NaHCO3)属于强电解质；弱酸(H3PO4) 属于弱电解质。 答案：(1)①②④⑥ (2)③⑤
提示：0.1 mol·L－1 HCl 溶液的导电能力强。两种电解质溶液的浓度相同，离子 所带电荷数目相同，但是由于 HCl 是强电解质，能完全电离，CH3COOH 是弱电解质， 不能完全电离，所以 HCl 溶液中离子的浓度大于 CH3COOH 溶液中离子的浓度，所 以 0.1 mol·L－1 HCl 溶液的导电能力强。
学习任务二 弱电解质的电离平衡 任务驱动: 弱电解质溶于水后,其电离过程是否具有可逆性?
1.弱电解质的电离平衡: 在一定条件下(如温度和浓度),弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子 的速率_相__等__时,电离过程达到电离平衡状态。如图所示:
2．弱电解质的电离方程式：
弱电解质的电离过程是可逆的，其电离方程式用“
1．以上实验结果记录如下：
酸
0.1 mol·L－1 盐酸
0.1 mol·L－1 醋酸
pH
0
2.4
导电能力
强
弱
与镁条反应 产生无色气体，且速率较快 产生无色气体，且速率较慢
根据上表信息，思考以下问题： (1)当酸溶液的物质的量浓度相同时，溶液中 H＋浓度是否相等？
提示：不相等。活泼金属与酸的反应实质是金属与 H＋的反应，在温度相同的条件 下，反应速率主要取决于 H＋浓度的大小。盐酸与醋酸反应速率不同，说明溶液中 H＋浓度不相等。
新第四章 解离平衡

新第四章 解离平衡


溶液浓度越稀，解离度越大，此关系式称为稀释定律。
Ka c
例4-2(p.78)：求0.010 mol· L-1 HF溶液的[H+]和 。
① cK>20Kw ，10-6>20Kw ，忽略水电离， 解：②c/Kaθ= 0.010/3.5 × 10-4 = 29＜ 400 HF
2 [ H ] Ka c [H ]
14 K 1 . 0 10 10 Kb w 5 . 6 10 K a ( HAc) 1.8 105
c 0.10 10 ＞400 K b 5.6 10
cK=0.1×5.6×10-10 ＞20Kw
[OH ] K b c 5.6 10 10 0.10 7.5 10 6 mol L1
pH = 14.00 － pOH = 14.00－( － lg7.5×10-6) = 8.88 pH = -lg [H+] -lg ([H+] [OH-])= -lg 10-14 pOH = -lg [OH-] pH + pOH = 14

多元酸：含有一个以上可离解的氢离子的酸叫多元 酸。多元酸的解离是分步进行的。 以二元弱酸H2S为例说明多元酸在溶液中的解离：
即仅由第二级电离H+
例4-5(p.79)：计算0.10 mol· L-1Na2CO3溶液中[OH-]、 [HCO3-]和[H2CO3]。
解： CO32- + H2O
HCO3- + OH-
14 [ OH ][ HCO ] K 1 . 0 10 4 3 w Kb1 1.8 10 2 11 [CO3 ] K a 2 5.6 10 （CO 2-）
教材《无机化学》第8章酸碱解离平衡

教材《无机化学》第8章酸碱解离平衡

无机化学 第8章 酸碱解离 平衡
• 酸碱解离平衡概述 • 酸碱解离平衡的表示方法 • 影响酸碱解离平衡的因素 • 酸碱解离平衡的应用 • 酸碱解离平衡的实验研究 • 总结与展望
01
酸碱解离平衡概述
酸碱解离平衡的定义
01
酸碱解离平衡是指酸或碱在水溶 液中，由于溶剂的作用，使酸或 碱的解离平衡的基本原理，了解影响酸 碱解离平衡的因素，加深对酸碱反应本质的理解。
实验原理
酸碱解离平衡是溶液中酸和碱的离子化过程，受到离子强度 、同离子效应等因素的影响。通过实验测定不同条件下的酸 碱解离常数，可以进一步探究酸碱反应的规律。
实验步骤与操作
01
02
03
04
步骤一
其他因素的影响
总结词
络合、沉淀、氧化还原等反应影响酸碱解离平衡。
详细描述
除了温度、浓度和同离子效应外，其他一些因素也会对酸碱解离平衡产生影响。例如，络合反应可以与酸碱分子 结合形成络合物，沉淀反应可以形成不溶于水的物质，这些都会影响酸碱的解离平衡。此外，氧化还原反应也会 改变酸碱的解离平衡。
04
酸度常数的计算方法
实验测定
通过实验测定不同浓度下的pH值， 再根据pH值计算出Ka值。
理论计算
根据酸或碱的分子结构，利用量子 化学计算方法计算出Ka值。
应用软件
利用一些专门用于化学计算的软件， 如ChemOffice等，也可以方便地计 算出Ka值。
酸度常数的应用
判断酸或碱的强弱
Ka值越大，表示酸或碱的解离程度越大，酸性或 碱性越强。
THANKS
感谢观看
在药物研发中的应用
药物代谢
药物在体内的代谢过程中，常常 涉及到酸碱解离平衡，影响药物
高中化学第八章水溶液中的离子反应与平衡第二节水的电离和溶液的pH教学课件

高中化学第八章水溶液中的离子反应与平衡第二节水的电离和溶液的pH教学课件

（2）滴定
当滴入[16]__________标准液，溶液变色，且[17]________内不恢复原色，视为滴定达到终点并记录消耗标准液的体积。读数时，视线要[18]____________________。
（4）数据处理按上述操作重复[19]______次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据 _____________计算。
酸碱恰好中和时溶液不一定呈中性，最终溶液的酸碱性取决于生成的盐的性质，强酸强碱盐的溶液呈中性，强碱弱酸盐的溶液呈碱性，强酸弱碱盐的溶液呈酸性。
2.实验用品
（1）主要仪器和试剂
试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。
（2）滴定管的使用①酸式滴定管下端为玻璃活塞，能耐酸和氧化剂的腐蚀，可用于盛装酸性或氧化性溶液，但不能盛装碱性溶液。②碱式滴定管下端为橡胶管和玻璃珠，橡胶易被酸性或氧化性溶液腐蚀，所以碱式滴定管一般盛装碱性溶液。
除 外，常见的还有 、 、 等。
3.溶液 的测定
（1） 试纸测定溶液 时，试纸不能润湿。
（2）若某溶液具有漂白性或强氧化性,则不能用 试纸测定其 。如氯水、双氧水、浓硫酸等。
技巧点拨溶液酸碱性的判断方法
1.根据 、 、 进行判断： ,溶液呈酸性; ,溶液呈中性; ,溶液呈碱性。其中: , , 。
最后半滴
半分钟
与凹液面最低处相切
（3）终点判断、读数
教材素材变式
1. 实验室用基准Na2CO3配制标准溶液并标定盐酸浓度,应选甲基橙为指示剂,并以盐酸滴定Na2CO3标准溶液。下列说法错误的是A.可用量筒量取25.00 mL Na2CO3标准溶液置于锥形瓶中B.应选用配带塑料塞的容量瓶配制Na2CO3标准溶液C.应选用烧杯而非称量纸称量Na2CO3固体D.达到滴定终点时溶液显橙色
《配离子的解离平衡》课件

《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
水溶液中的解离平衡

水溶液中的解离平衡

酸碱解离平衡是指在水溶液中，酸或碱能够解离成离子的过程，这个过程是可逆的。
酸在水溶液中解离成氢离子和酸根离子，例如硫酸在水溶液中可以解离成硫酸根离 子和氢离子。
碱在水溶液中解离成金属离子或铵根离子和氢氧根离子，例如氢氧化钠在水溶液中 可以解离成钠离子和氢氧根离子。
水的自解离
ห้องสมุดไป่ตู้
水的自解离是指在纯水中，水 分子可以微弱地解离成氢离子 和氢氧根离子。
详细描述
水分子中的氢和氧原子通过共享电子形成共价键，使得水分子呈现出V型结构。 这种结构使得水分子具有极性，即水分子的正电荷和负电荷中心不重合。
水分子间的相互作用
总结词
水分子间通过氢键相互作用，形成水分子聚集体的结构。
详细描述
由于水分子具有极性，相邻的水分子可以通过正负电荷的相互吸引形成氢键。氢 键的形成使得水分子能够以特定的方式聚集在一起，形成复杂的水分子聚集体结 构。
压力的影响
• 压力对解离平衡的影响较为复杂，通常可以忽略 不计。
05
解离平衡的应用
在化学工业中的应用
分离和提纯
利用解离平衡原理，可以将混合物中的组分通过控制溶液 的pH值进行分离和提纯，例如分离金属离子、蛋白质等。
反应速率控制
在化学反应中，反应速率往往受到反应物浓度的影响，通 过控制解离平衡，可以调节反应物的浓度，从而控制反应 速率。
土壤修复
土壤中的重金属离子、农药等污染物可以通过解离平衡原理 进行修复和治理，例如通过调节土壤pH值降低重金属离子的 溶解度、通过化学氧化还原反应降解农药等。
06
结论
研究成果总结
离子解离常数测定
通过实验测定了一系列离子在水 溶液中的解离常数，为理解离子 在水中的行为提供了基础数据。
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pH=4.0 缓冲溶液5mL
+
1mol·L-1 HCl 1滴
5mL 蒸馏水
5mL 蒸馏水
+
测pH值
1mol·L-1NaOH 1滴
1mol·L-1 HCl
+
1滴
pH试纸 测定其pH值
比 较
pH试纸 测定其pH值
.
10
3.盐的水解(弱酸碱与水的反应)
(1)
0.1mol·L-1
Na2 CO3
0.1mol·L-1
.
16
=
[H ]2 c [H ]
解离度 已 解 弱 离 电 . 的 解 弱 质 电 的 解 初 质 始 的 浓 浓 度 度 1 0 0 % 4
缓冲溶液计算公式
pH=pKalgc(c弱 (弱 酸 酸 盐 )/)c/c
2. 难溶电解质的沉淀生成和溶解
根据溶度积规则可以判断沉淀的生成和溶解：
Hale Waihona Puke 浓度积Q> Ksp , 过饱和状态，将有沉淀生成 Q = Ksp , 处于动态平衡
.
2
【实验目的】
1.掌握缓冲溶液的配制并试验其性 质
2.了解同离子效应和盐类水解以及 抑制水解的方法。
3.试验溶液的生成、溶解及转化的 条件。
.
3
【实验原理】
1. 弱电解质在溶液中的电离平衡及其移动 AB(aq) A+(aq) + B-(aq)
解离常数
Ka
=
[H ] [Ac ] [ HAc ]
①自行设计实验方法制取CaC2O4和CuS沉淀 ②按下述要求设计实验方法 a、用生成弱电解质的方法溶解CaC2O4沉淀。 b、用生成配离子的方法溶解AgCl沉淀。 c、用氧化还原反应的方法溶解CuS沉淀。
(3) 分步沉淀
0.5mL
0.5mL
NaCl + K2 CrO4
滴加AgNO3 边加边振荡
沉淀的颜色变化
现
象
5滴0.1mol·L-1
5滴2mol·L-1
MgCl2溶液 + NH3·H2O
比 较
.
9
2.缓冲溶液的配制和性质
(1) 配制pH=4.0的缓冲溶液10mL
1mol·L-1NaAc溶液
用 1mol·L-1HAc
如何配制？用pH试纸检验。
(2) pH=4.0 缓冲溶液5mL
+
1mol·L-1NaOH 1滴
止甩出试管。
.
8
【实验步骤】
1.同离子效应
1mL0.1mol·L-1
(1) HAc溶液
+
甲基橙
1mL0.1mol·L-1 HAc溶液
+
甲基橙
混合均匀 +少量NaAc(s)
现 象 混合均匀
现 象 比 较
(2) 5滴0.1mol·L-1 MgCl2溶液
+ 5滴饱和NH4Cl溶液
5滴2mol·L-1
+ NH3·H2O
• 3. 用滴管吸取沉淀上面的清液时，要在试管
•
外将胶头内空气排尽后再伸入清液中。
.
15
【思考题】
1. 沉淀的溶解与转化的条件是什么?
2. 同离子效应对弱电解质的解离度以及难溶盐的 溶解度各有什么影响?联系实际说明. 3. 能否用酚酞指示剂验证HAc-NaAc的同离子 效应而用甲基橙来验证NH3·H2O-NH4Cl的同离 子效应？为什么？ 4. 缓冲溶液为何具有抗酸和抗碱的能力？这种 能力是否无限限制的？
实验十二 水溶液中的解离平衡
.
1
实验十二预习要求
1.操作
离心机
试管操作
如何用PH试纸测定溶液的PH值
2.实验内容
相关的原理和概念 设计实验方案: (1)制取CaC2O4和CuS沉淀 (2)用生成弱电解质的方法溶解CaC2O4沉淀。 (3)用生成配离子的方法溶解AgCl沉淀。 (4)用氧化还原反应的方法溶解CuS沉淀
+
6mol·L-1 HCl
现象
稀释
现象，写出有关反应方程式。
.
12
4.溶度积原理的应用
(1) 沉淀的生成
1mL Pb(NO3)2
+
1mL 0.1mol·L-1 KI
1mL Pb(NO3)2
+
1mL 0.001mol·L-1 KI
观察有否沉淀 以
溶 度 积 原
观察有否沉淀 理
解 释
.
13
(2) 沉淀的溶解
Q Ksp , 不饱和状态，无沉淀析出
.
5
【试剂和仪器】
仪器:离心机 试剂:
.
6
.
7
离心分离
离心分离是固液分离的方法之一。
适用于少量的沉淀和溶液分离。 将盛有溶液与沉淀的离心试管在离心机中
离心沉降后，用滴管把清液和沉淀分开。
将离心试管对称的放入离心机中，以保证转 动平衡。
离心机停止转动后，方可打开机盖，防
NaCl
0.1mol·L-1
Al2(SO4)3
pH试纸 测定其pH值
(2)
0.1mol·L-1 Na3 PO4
0.1mol·L-1 Na2 HPO4
0.1mol·L-1
NaH2PO4
pH试纸 测定其pH值
写出有关反应方程式 原因
.
11
(3)
1mL 蒸馏水
少量
+ SbCl3 (s)
pH试纸
现象 测定其pH值
(4) 沉淀的转化
5滴
6滴
AgNO3 + NaCl
沉淀颜色 离心分离
沉淀中滴+ Na2S
弃去上层清液
现 象
.
14
注意事项
• 1.使用离心机时，放置试管的位置、试管内
•
装溶液的重量要对称平衡；起动要慢，转
•
速要适宜，停止时要任其自然，切勿用手
•
或其它物品相阻使之骤停。
• 2. 离心试管不能直接加热。