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您現(xiàn)在的位置: 醫(yī)學(xué)全在線 > 理論教學(xué) > 基礎(chǔ)學(xué)科 > 醫(yī)用化學(xué) > 正文:第一節(jié) 電解質(zhì)在溶液中的離解
    

電解質(zhì)在溶液中的離解(多元酸堿,分步離解,離子互吸學(xué)說(shuō),完全電離學(xué)說(shuō))

( 關(guān)鍵詞:溶液,電解質(zhì)溶液,電解質(zhì),一元弱酸弱堿,離解度,離解常數(shù),稀釋定律,稀釋定律公式,離解平衡,鹽效應(yīng),同離子效應(yīng),多元酸堿,分步離解,離子互吸學(xué)說(shuō),完全電離學(xué)說(shuō),離子氛,離子活度,離子活度系數(shù),離子強(qiáng)度 )

一、一元弱酸弱堿的離解平衡

 。ㄒ)離解度和離解常數(shù)

  一元弱酸弱堿(如HOAc,NH3等)是弱電解質(zhì),在溶液中只能部分離解。離解程度用離解度表示。

  離解度是指溶液中已經(jīng)離解的電解質(zhì)的分子數(shù)占電解質(zhì)總分子數(shù)(已離解的和未離解的)的百分?jǐn)?shù)。通常用α表示。

  一元弱酸HA存在以下的離解平衡:

  平衡濃度為

  c(1-α) cα cα其中c為HA的總濃度,α為離解度。

  離解常數(shù)KI可表示為

 (2-1)

KI在一定溫度下為一常數(shù),不能隨濃度變化而變化。弱酸的離解常數(shù)習(xí)慣上用Ka表示,弱堿的離解常數(shù)用Kb表示。

  如果弱電解質(zhì)離解度α很少,則

1-α≈1

  這時(shí)式(2-1)為

 (2-2)

  從式(2-2)可以看出,在一定溫度下,同一弱電解質(zhì)的離解度大約與溶液濃度的平方根成反比,即離解度隨溶液的稀釋而升高。這條說(shuō)明溶液濃度與離解度關(guān)系的定律,叫做稀釋定律。式(2-2)叫做稀釋定律公式。利用此公式可以進(jìn)行有關(guān)離解試或離解常數(shù)的計(jì)算。

  例1在25℃時(shí),已知(1)0.1mol·L-1HOAc的離解度為1.32%;(2)0.2mol·L-1HOAc的離解度為0.93%,求HOAc的離解常數(shù)。

  解:(1)

 。2)

  從例1可以看出,對(duì)不同濃度HOAc溶液,在一定溫度下,所計(jì)算出來(lái)的離解常數(shù)基本是一致的。表2-1是HOAc溶液在25℃時(shí),不同濃度的離解度以及由離解度計(jì)算出來(lái)的離解常數(shù)值。

表2-1 25℃,不同濃度醋酸的離解度和離解常數(shù)

濃度/mol·L-1 離解度/% 離解常數(shù)
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

  利用離解常數(shù)可以計(jì)算一定濃度某弱酸溶液中的H+濃度,或計(jì)算弱堿溶液中的OH-=濃度。

  式中HA為弱酸,BOH為弱堿。

  在濃度為c的弱酸中,[H+]=cα,即α=[H+]/c,又根據(jù)稀釋定律,,  則

(2-3)

  同理,在濃度為c的弱堿溶液中,

(2-4)

  根據(jù)式(2-3)和式(2-4),可以計(jì)算一定濃度的弱酸或弱堿的[H+]或[OH-]。

  離解常數(shù)的大小用以衡量酸或堿的強(qiáng)弱程度。酸或堿越弱,它們的離解常數(shù)值就越小。一般認(rèn)為KI在10-5至10-9范圍內(nèi)的電解質(zhì)是弱電解質(zhì);KI值小于10-10時(shí)是極弱電解質(zhì)。

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