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医用化学/一元弱酸弱碱的离解平衡
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{{Hierarchy header}} '''(一)离解度和离解常数''' 一元[[弱酸]][[弱碱]](如HOAc,NH3等)是[[弱电解质]],在溶液中只能部分离解。离解程度用离解度表示。 离解度是指溶液中已经离解的电解质的[[分子]]数占电解质总分子数(已离解的和未离解的)的百分数。通常用α表示。 {{图片|gmob4tf4.jpg|}} 一元弱酸HA存在以下的离解平衡: {{图片|gmob4xn3.jpg|}} 平衡浓度为 c(1-α) cα cα其中c为HA的总浓度,α为离解度。 离解常数KI可表示为 {{图片|gmob4sdy.jpg|}}(2-1) KI在一定温度下为一常数,不能随浓度变化而变化。弱酸的离解常数习惯上用Ka表示,弱碱的离解常数用Kb表示。 如果弱电解质离解度α很少,则 1-α≈1 这时式(2-1)为 {{图片|gmob4wi5.jpg|}} {{图片|gmob4yoi.jpg|}}(2-2) 从式(2-2)可以看出,在一定温度下,同一弱电解质的离解度大约与溶液浓度的平方根成反比,即离解度随溶液的稀释而升高。这条说明溶液浓度与离解度关系的定律,叫做稀释定律。式(2-2)叫做稀释定律公式。利用此公式可以进行有关离解试或离解常数的计算。 例1在25℃时,已知(1)0.1mol.L-1HOAc的离解度为1.32%;(2)0.2mol.L-1HOAc的离解度为0.93%,求HOAc的离解常数。 解:(1){{图片|gmob51dr.jpg|}} (2){{图片|gmob53mo.jpg|}} 从例1可以看出,对不同浓度HOAc溶液,在一定温度下,所计算出来的离解常数基本是一致的。表2-1是HOAc溶液在25℃时,不同浓度的离解度以及由离解度计算出来的离解常数值。 表2-1 25℃,不同浓度[[醋酸]]的离解度和离解常数 {| class="wikitable" |- | | 浓度/mol.L-1 | | 离解度/% | | 离解常数 |- | | 0.001 | | 12.4 | | 1.76×10-5 |- | | 0.01 | | 4.1 | | 1.76×10-5 |- | | 0.02 | | 2.96 | | 1.80×10-5 |- | | 0.1 | | 1.32 | | 1.76×10-5 |- | | 0.2 | | 0.93 | | 1.76×10-5 |} 利用离解常数可以计算一定浓度某弱酸溶液中的H+浓度,或计算弱碱溶液中的OH-=浓度。 {{图片|gmob55oh.jpg|}} 式中HA为弱酸,BOH为弱碱。 在浓度为c的弱酸中,[H+]=cα,即α=[H+]/c,又根据稀释定律,{{图片|gmob52l5.jpg|}}, 则 {{图片|gmob54no.jpg|}}(2-3) 同理,在浓度为c的弱碱溶液中, {{图片|gmob4rbj.jpg|}}(2-4) 根据式(2-3)和式(2-4),可以计算一定浓度的弱酸或弱碱的[H+]或[OH-]。 离解常数的大小用以衡量酸或碱的强弱程度。酸或碱越弱,它们的离解常数值就越小。一般认为KI在10-5至10-9范围内的电解质是弱电解质;KI值小于10-10时是极弱电解质。 '''(二)影响离解平衡的因素''' 弱酸和弱碱的离解平衡都是暂时的、相对的[[动态平衡]]。当外界条件改变时,离解平衡像其它平衡一样,会发生移动,结果弱酸和弱碱的离解程度都有所增减。因此,可以应用平衡移动原理,通过改变外界条件,控制弱酸和弱碱的离解程度。外界条件主要指温度,[[同离子效应]]和盐效应的影响。 1.温度的影响 温度变化能使离解平衡发生移动,这种移动是通过离解常数的改变实现的,但在常温范围内变化不大。 2.同离子效应 离子浓度的改变,对弱酸和弱碱离解程度的影响极为显著。 例如,在[[醋酸溶液]]中加入一些[[醋酸钠]],由于醋酸钠是[[强电解质]],在水溶液中完全离解[[Na]]+OAc-,这样溶液中[OAc-]增大,使{{图片|gmob4vi9.jpg|}} 离解平衡向左移动,从而降低了醋酸的离解度和溶液中的H+浓度。 {{图片|gmob4pzq.jpg|}} 又如,在氨水中加入一些[[氯化铵]],由于氯化铵是强电解质,在水溶液中完全离解成NH4+和[[CL]]-,这样溶液中[NH4+]增大,使离解平衡向左移动,从而降低了氨水的离解度和溶液中的OH-浓度。 {{图片|gmob4ugv.jpg|}} 由此可以得出结论,在弱电解质溶液中,加入与弱电解质具有相同离子的强电解质,使弱电解质的离解度降低的效应,称为同离子效应。 3.盐效应 在弱电解质溶液中,加入与弱电解质没有相同离子的强电解质,而使弱电解质的离解度略微增大的效应,称为盐效应。 盐效应的产生,是由于强电解质的加入,使溶液中离子间的相互牵制作用增强,离子结合成分子的机会减少,降低了分子化的程度,因而达到平衡时,弱电解质的离解度比未加入强电解质时略微大些。 例如,在0.1mol.L-1HOAc溶液中加入NaCL[[晶体]],使NaCL的浓度为0.1mol.L-1时,[H+]不是1.32×10-3mol.L-1,而是1.70×10-3mol.L-1,离解度不是1.32%而是1.70%. 应该指出,在发生同离子效应的同时,必然伴随着盐效应的发生.这两个效应对弱电解质离解度影响不同.盐效应可以使弱电解质的离解度增大一些,而同离子效应可以使弱电解质的离解度大大降低.这说明同离子效应和盐效应对溶液酸碱性的影响是不能相提并论的.因此,对稀溶液来说,如不考虑盐效应,是不会引起很大误差的. {{Hierarchy footer}} {{医用化学图书专题}}
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