無(wú)機(jī)化學(xué)第七章 電離平衡和酸堿理論

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1、第七章 電離平衡和酸堿理論 §本章摘要§ 1.強(qiáng)電解質(zhì)的電離 　問(wèn)題的提出　德拜-休克爾理論 2.弱電解質(zhì)的電離平衡 　水的電離平衡　弱酸和弱減的電離平衡　緩沖溶液　鹽效應(yīng)　酸堿指示劑 3.鹽類的水解 　水解的概念　水解平衡的計(jì)算　影響水解平衡的因素 4.酸堿理論的發(fā)展 　酸堿的質(zhì)子理論（Bronsted 理論）　酸堿的電子理論 （Lewis 理論） §1. 強(qiáng)電解質(zhì)的電離 　 　 　一.問(wèn)題的提出 　　實(shí)驗(yàn)結(jié)果表明，在 1 濃度為 0.1 的蔗糖溶液中，能獨(dú)立發(fā)揮作用的溶質(zhì)的粒子數(shù)目是 0.1mol 個(gè)。 但是對(duì)于電解質(zhì)溶液，情況則有所不同。首先討論強(qiáng)電解質(zhì)的情形

2、。 以 0.1 的 KCl 溶液為例，在 1 的溶液中， 發(fā)揮作用的粒子的數(shù)目并不是 0.1mol 個(gè)，也不是 0.2mol 個(gè)。而是隨著 KCl 的濃度的不同，其粒子數(shù)目呈現(xiàn)出規(guī)律性的變化，見(jiàn)下面的表格: [KCl]/ 0.10　0.05　0.01　0.005　0.001 N (KCl個(gè)數(shù)) 0.10　0.05　0.01　0.005　0.001 實(shí)際粒子數(shù)是N的倍數(shù) 1.92　1.94　1.97　1.98　 1.99 　　從表中可以看出 KCl 在水溶液發(fā)生解離。有兩個(gè)問(wèn)題需要解決：一是怎樣解離，是 　　　　　　　　KCl = K + Cl 　　(1) 　　　　　 還是

3、KCl = K+ + Cl- 　(2) 　　KCl 溶液的導(dǎo)電性，說(shuō)明解離的方式是 (2) 　　第二個(gè)問(wèn)題是解離得是否徹底。 表上的數(shù)據(jù)說(shuō)明這種解離是不完全的。理由是沒(méi)有得到 2 倍的粒子。 　　以上是 1887 年 Arrhenius 提出電離學(xué)說(shuō)時(shí)的觀點(diǎn)。進(jìn)一步的研究表明，在 KCl 的水溶液中根本不存在 KCl 分 子。這一問(wèn)題的提出，促進(jìn)了電解質(zhì)溶液理論的發(fā)展。 　二 德拜 - 休克爾 理論 　　 　　1923 年，荷蘭人 Debye 和德國(guó)人 Hückel 提出了強(qiáng)電解質(zhì)溶液理論，成功地解釋了前面提出的矛盾現(xiàn)象。 1 離子氛 　　德拜 - 休克爾理論指出，在強(qiáng)電解質(zhì)

4、溶液中不存在分子， 電離是完全的。由于離子間的相互作用，正離子的周圍圍繞著負(fù)離子；負(fù)離子的周圍圍繞著正離子。 我們稱這種現(xiàn)象為存在離子氛。 由于離子氛的存在，離子的活動(dòng)受到限制，正負(fù)離子間相互制約。因此 1 摩爾的離子不能發(fā)揮 1 摩爾粒子的作用。顯然溶液的濃度越大，離子氛的作用就越大，離子的真實(shí)濃度就越得不到正常發(fā)揮。從表中看，濃度越大，倍數(shù)偏離 2 越遠(yuǎn)。 2 活度系數(shù) 　　若強(qiáng)電解質(zhì)的離子濃度為 c , 由于離子氛的作用，其發(fā)揮的有效濃度為 a , 則有真分?jǐn)?shù) f 存在，使 a = f ·c 式中，c 濃度，a 有效濃度即活度，f 活度系數(shù)。用 f 修正后, 得到活度 a , 它

5、能更真實(shí)地體現(xiàn)溶液的行為。 　　影響活度系數(shù) f 大小的因素有: 1） 溶液的濃度:濃度大，活度 a 偏離濃度 c 越遠(yuǎn)，f 越?。?濃度小，a 和 c 越接近，f 越接近于 1。 2） 離子的電荷:電荷高，離子氛作用大，a 和 c 偏離大， f 小。 電荷低，離子氛作用小，a 和 c 接近，f 接近于 1。 　　討論問(wèn)題，有時(shí)要用到 a 和 f，但是在本章的計(jì)算中，如 不特殊指出，則認(rèn)為 a = c , f = 1。 　　弱電解質(zhì)的溶液中，也有離子氛存在，但是更重要的是電離 平衡的存在。 §2.弱電解質(zhì)的電離平衡 　 　 　一.水的電離平衡 1. 水的離子積常數(shù)

6、 　　 　　式中的 K 稱為水的離子積常數(shù)，經(jīng)常用 Kw 表示。 　　Kw 是標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)，式中的濃度都是相對(duì)濃度。由于本章中使用標(biāo)準(zhǔn)濃度極其頻繁，故省略除以的寫(xiě)法。要注意它的實(shí)際意義。 　　H2O = H+ + OH- 　　H > 0 吸熱反應(yīng)。 　　 溫度升高時(shí)，K 值變大。 溫度 / K 273 295 373 Kw 0.13 1.0 74 　　在溶液中，只要有 H2O, H+, OH- 三者共存，之間就存在如下的數(shù)量關(guān)系： [ H+ ] [ OH- ] = Kw 　　不論溶液是酸性，堿性，還是中性。 　　常溫下，[ H+ ] = ，表示中性。因?yàn)檫@時(shí):

7、Kw = 1.0 　　非常溫時(shí)，溶液的中性只能是指: [ H+ ] = [ OH- ] 2 pH 值和 pOH 值 　　pH 表示 - lg [ H+ ] 　　pOH 表示 - lg [ OH-] 　　因?yàn)?[ H+ ] [ OH- ] = 1.0 　　所以 pH + pOH = 14 　　pH 和 pOH 一般的取值范圍是 1 - 14 , 但也有時(shí)超出, 　　如 [ H+ ] = 10 , 則 pH = -1 　二 弱酸和弱減的電離平衡 　　 1 電離平衡常數(shù) 　　將醋酸的分子式簡(jiǎn)寫(xiě)成 HAc , 用 Ac- 代表醋酸根 , 則醋酸的電離平衡可以表示成:HA

8、c = H+ + Ac- 　　用 表示酸式電離的電離平衡常數(shù)，經(jīng)常簡(jiǎn)寫(xiě)作 。且: 　　 　　氨水 NH3·H2O 是典型的弱堿，用 ( 簡(jiǎn)寫(xiě)成 ) 表示堿式電離常數(shù)，則有:NH3·H2O = NH4+ + OH- 　　 　　以 H2S 為例，討論二元弱酸的分步電離平衡， 第一步　H2S = H+ + HS- 　 第二步　HS- = H+ + 　　 　　第一步和第二步的兩個(gè)方程式相加，得: 　　H2S = 2H+ + 　　 　　平衡常數(shù)表示處于平衡狀態(tài)的幾種物質(zhì)的濃度關(guān)系，確切地說(shuō)是活度的關(guān)系。但是在我們的計(jì)算中，近似地認(rèn)為活度系數(shù) f = 1，即用濃度代替活度。 , 的

9、大小可以表示弱酸和弱堿的離解程度，K 的值越大，則弱酸和弱堿的電離程度越大。 2 關(guān)于電離平衡的計(jì)算 例 1. 已知 HF 的 Ka = 6.6 。求 0.01 的 HF 溶液的 [ H+ ] 。 不能近似計(jì)算 　 解得 x = 2.26[ H+ ] = 2.26　　若近似計(jì)算 x = 2.57 相對(duì)誤差為 14 % , 過(guò)大。 例 2. 求 0.10 的 HAc 的 [ H+ ] , pH 值和電離度。 解：　　 　　將平衡濃度代入平衡常數(shù)的表達(dá)式中: 　　電離度很小，電離掉的 HAc 也很少。這一點(diǎn)從 K = 1.8 就已經(jīng)很清楚了。 　　起始濃度用 C

10、0 表示，C0 = 0.10 , 已解離部分為 x = 1.33, C0>> x , 可以近似地有 C0 - x C0 , 0.10 - x 0.10 . 利用這種 近似，可以簡(jiǎn)化計(jì)算，避免用公式法解一元二次方程。 　　則有: 　　誤差很小。 近似計(jì)算要有條件，以保證誤差小。當(dāng) 　　 可以近似計(jì)算。若不滿足條件而進(jìn)行近似計(jì)算，誤差就會(huì)很大。 例 3 求 0.05 H2S 溶液的 [ H+ ] , [ HS-] 和 [ ], 已知 K1 = 1.3 , K2 = 7.1 　　分析: H2S 的 K1 是 K2 的 倍，由第二步電離出的 H+ 極少。 其余的二元弱酸，如 H2CO3

11、, H2C2O4 也是這樣。這是由于兩個(gè)方面的原因造成的。首先， H2S 中電離出的 H+ 要克服 HS- 的吸引， 而從 HS- 中電離出的 H+ 要克服 的吸引，故后者更難。其次， 從平衡的角度看問(wèn)題，第一步電離出的 H+ , 使第二步的電離平衡左移。結(jié)論是，二元弱酸的 [ H+ ] 由第一步電離決定。 值得注意的是， 1） 二元弱酸的酸根的濃度等于 K2 ， 2） 在同一溶液中，同一種離子只能有一個(gè)濃度。第二步電離出的 [ H+] 與 [ ] 一定相等，但計(jì)算過(guò)程中任何一個(gè) [ H+ ] 都不表示 第二步 的 [ H+ ] 。 　　[ ] 的又一種求法：H2S = 2 H+

12、+ 　三 緩沖溶液 　　 1 同離子效應(yīng) 　　HAc = H+ + Ac - 達(dá)到平衡，向溶液中加入 固體 NaAc， 強(qiáng)電解質(zhì)完全電離: 　　NaAc = Na+ + Ac- 　　由于Ac- 的引入，破壞了已建立的弱電解質(zhì)的電離平衡. 　　HAc = H+ + Ac - 　　Ac - 增多, 使平衡左移，使 HAc 的電離度減小。 　　定義: 在弱電解質(zhì)的溶液中，加入與其具有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，從而使電離平衡左移，降低弱電解質(zhì)的電離度。這種現(xiàn)象稱為同離子效應(yīng)。 例 4 已知 = 1.8 , 計(jì)算 0.10 的 NH3·H2O 的 [ OH- ]；若向其中加入固體

13、NH4Cl , 使 [NH4 +] 的濃度達(dá)到 0.20 , 求 [ OH-] 。 　　[ OH- ] = 9.0 , [ OH- ] 明顯降低， % 電離度也明顯降低。 2 緩沖溶液的概念 　　某化學(xué)反應(yīng): 　　要求在 pH = 7 的條件下進(jìn)行 ( 6 - 8 亦可 ). 現(xiàn)在 1 的水溶液中，擬將 0.01 mol 的 轉(zhuǎn)化成 MY。實(shí)際上，當(dāng)反應(yīng)進(jìn)行 5 % 時(shí)，即產(chǎn)生 1.0mol 的 ， 使溶液的 pH = 3, 早已破壞了反應(yīng)條件。如何控制反應(yīng)體系的 pH 值，以滿足反應(yīng)的條件呢？ 　　人們研究出一種能夠抵抗外來(lái)少量酸堿的影響和較多水的稀釋的影響，保持體系

14、pH 值變化不大的溶液，我們稱之為緩沖溶液。 若向 1 pH = 7 的水中，加入酸堿，則: 　　　0.010 mol HCl pH = 2 　　　0.010 mol NaOH pH = 12 　　若向 1 的 [ HCN ] = 0.10 + [ NaCN ] = 0.10 溶液中（ pH = 9.40 ) , 加入酸堿 ，則加入: 　　　0.010 mol HCl pH = 9.31 　　　0.010 mol NaOH pH = 9.49 而用水稀釋，體積擴(kuò)大 10 倍時(shí)，pH 基本不變。 　　可以認(rèn)為 0.10 HCN 和 0.10 NaCN 的混合溶液，是一種緩沖溶液，

15、可以維持體系的 pH 值為 9.40 左右。 3 緩沖作用原理 　　[HCN] = 0.10 + [NaCN] = 0.10 的 HCN 和NaCN 的混合溶液，為什么具有緩沖作用呢？ 　　 　　由于 Ka = 4.0, 加上同離子效應(yīng)，故 HCN 極少解離，可以認(rèn)為 [ HCN ] = 0.10 　　 　　當(dāng) [ HCN ] = [ CN- ] = 0.10 時(shí) , [ H+ ] = Ka = 4.0 , pH = 9.40 　　外來(lái)少量 H+ 時(shí), 與之結(jié)合生成 HCN , 于是 [ HCN ] 略增, [ ] 略減 ; 外來(lái)少量 OH- 時(shí), HCN與之反應(yīng)生成 ,

16、于是 [ HCN ] 略減, [ ] 略增 ; 但當(dāng) H+ 或 OH- 很少時(shí), 總會(huì)近似有: [ HCN ] = [ ] = 0.10 , 故 pH 值變化不大。 　　用水稀釋，使體積擴(kuò)大 10 倍時(shí)，仍會(huì)近似有 [HCN] = [] , 故 pH 值變化亦不大。HCN - 其中一個(gè)可以抵抗 H+, 另一個(gè)可以抵抗 OH- , 我們稱其為緩沖對(duì)。 　　若外來(lái)的 H+ 或 OH- 的量很大時(shí)，[ HCN ] 和 [ CN- ] 將發(fā)生很大的變化，不再近似相等。這時(shí)， pH 值的變化就會(huì)大了。若稀釋到 Co/Ka < 400 , 不能近似計(jì)算時(shí)， pH 值的變化也會(huì)很大。故緩沖對(duì)的濃度大時(shí)，

17、緩沖能力強(qiáng)，我們說(shuō)它的緩沖容量大。 　　下面是緩沖對(duì)的一些例子: 　　 4 緩沖溶液的計(jì)算 例 5　　1 溶液中， [ HCN ] = 0.10 ， [ NaCN ] = 0.10 ，組成緩沖溶液，求其 [ H+ ] 和 pH 值。當(dāng)分別向其中加入 0.01 mol 鹽酸和氫氧化鈉時(shí)， pH 值各變成多少。已知 HCN 的 Ka = 4.0 , 且忽略體積的微小變化 。 ※加入 0.01mol 鹽酸 , 即引入 0.01mol H+，最大的變化為 [ ] = 0.10 - 0.01 = 0.09, [ HCN ] = 0.10 + 0.01 = 0.11 pH

18、= 9.31 ※加入 0.01mol 氫氧化鈉, 即引入 0.01mol OH- ，最大的變化為: [ HCN ] = 0.10 - 0.01 = 0.09, [ ] = 0.10 + 0.01 = 0.11 同理可得 [ H+ ] = 3.27 , pH = 9.49 對(duì)式 （ 1 ）取負(fù)對(duì)數(shù):　　(2) 可見(jiàn)緩沖溶液的 pH 值，由兩項(xiàng)決定：電離常數(shù) Ka 和緩沖對(duì)中的 ※為了保證緩沖能力的均衡，緩沖對(duì)中兩種物質(zhì)的濃度要接近為好。 一般應(yīng)在 1 /10 - 10 / 1 之間。這時(shí)有　這一 pH 值范圍，稱為緩沖范圍。當(dāng)然 時(shí)最好。 ※式 (2)是以弱酸為基礎(chǔ)的，以弱堿為基

19、礎(chǔ)的公式應(yīng)為: 例 6 擬配制 pH = 7 的緩沖溶液，如何從下列信息中選擇緩沖 對(duì)？配比應(yīng)如何？ 　　　 　　解： 　可以使 NaH2PO4 和 Na2HPO4 的摩爾比為 1.62 ， 注意兩者的濃度皆不宜太小 ，以保證緩沖容量。 　四 鹽效應(yīng) 　　在 NH3·H2O 中加入與其沒(méi)有共同離子的 KCl , 對(duì) NH3·H2O 的電離度是否會(huì)有影響呢？ 實(shí)驗(yàn)結(jié)果表明，電離度增大。 為什么？ 例 7 向 0.10 的 NH3·H2O 中加入 KCl ，使 KCl 的濃度達(dá)到 0.2 ，求 [ OH- ] 和電離度。已知 Kb = 1.8 　　解： KCl 的加入，使

20、溶液中的離子濃度增大，離子氛的作用加強(qiáng)，活度系數(shù) f 變小。KCl 的濃度達(dá)到 0.2 時(shí)，f = 0.7 . NH3·H2O = NH4+ + OH- 用活度表示平衡常數(shù)：. 　　 　　若不考慮活度系數(shù)，或認(rèn)為 f = 1 , 則 [ OH- ] = 1.34 , = 1.34 % 　　若考慮活度系數(shù)，則: 　　在此，[ OH- ] = 1.9, 說(shuō)明已經(jīng)解離了這些, 才使得活度為 1.34 , 故 = 1.9 % 。 加入 KCl ，使電離度增大，這種作用稱為鹽效應(yīng)。 　　關(guān)于鹽效應(yīng)，要注意以下問(wèn)題： 1）鹽效應(yīng)的影響不大； 2）有同離子效應(yīng)存在時(shí)，不必考慮鹽效應(yīng)； 3）不

21、要求計(jì)算，只要求會(huì)討 論問(wèn)題。 　五 酸堿指示劑 1 指示劑的變色原理 　　能通過(guò)顏色變化指示溶液的酸堿性的物質(zhì)，如石蕊，酚酞，甲基橙等，稱為酸堿指示劑。酸堿指示劑一般是弱的有機(jī)酸。 現(xiàn)以甲基橙為例，說(shuō)明指示劑的變色原理。甲基橙的電離平衡表示如下： 　　 　　分子態(tài) HIn 顯紅色， 而酸根離子 In- 顯黃色。當(dāng)體系中 H+ 的濃度大時(shí)，平衡左移，以分子態(tài)形式居多時(shí)，顯紅色；當(dāng)體系中 OH- 的濃度大時(shí)，平衡右移，以離子態(tài)形式居多時(shí)，顯黃色。究竟 pH = ? 時(shí)，指示劑的顏色發(fā)生變化，則與弱酸 HIn 的電離平衡常數(shù) Ka 的大小有關(guān)。 2 變色點(diǎn)和變色范圍 　　仍以甲基

22、橙為例， HIn = In- + H+ 　Ka = 4 當(dāng) [ In- ] = [ H In ] 時(shí)，[ H+ ] = pKa = 4 , pH = pKa = 3.4，顯橙色，介于紅色和黃色之間。 　　　當(dāng) pH < 3.4 , H In 占優(yōu)勢(shì)時(shí)，紅色成分大； 　　　當(dāng) pH > 3.4 , In- 占優(yōu)勢(shì)時(shí)，黃色成分大； 　　故 pH = pKa　稱為指示劑的理論變色點(diǎn)。甲基橙的理論變色點(diǎn)為 pH = 3.4, 酚酞的理論變色點(diǎn)為 pH = 9.1。 距離理論變色點(diǎn)很近時(shí)，顯色并不明顯，因?yàn)橐环N物質(zhì)的優(yōu)勢(shì)還不夠大。 當(dāng) [ HIn ] = 10 [ In- ] 時(shí)， 顯紅色， 當(dāng)

23、 [ In- ] = 10 [ H In ] 時(shí)，顯黃色。 　　這時(shí)有關(guān)系式 pH = pKa 1 , 這是指示劑的變色范圍。各種顏色互相掩蓋的能力并不相同。紅色易顯色，對(duì)甲基橙，當(dāng) [ HIn ] = 2 [ In- ] 時(shí)，即可顯紅色；而當(dāng) [ In- ] = 10 [ H In ] 時(shí)，才顯黃色。 故甲基橙的實(shí)際變色范圍為 pH 值在 3.1 和 4.4 之間。酚酞 8.0 - 10.0 。選用指示劑時(shí)，可以從手冊(cè)中查找其變色點(diǎn)和實(shí)際變色范圍。 §3.鹽類的水解 　 　 　一 水解的概念 　　鹽電離出來(lái)的離子，與 H2O 電離出的 H+ 和 / 或 OH- 結(jié)合成弱電解質(zhì)的

24、過(guò)程叫做鹽類的水解。水解過(guò)程中，溶液的 pH 值經(jīng)常發(fā)生變化。例如： 　　　　　　　 　　由于弱電解質(zhì) HAc 的生成和存在，溶液中 [ H+ ] < [ OH- ] , 溶液顯堿性。又如 　　　　 　　由于弱電解質(zhì) NH3·H2O 的生成和存在，溶液中[ OH- ] < [ H+ ], 溶液顯酸性。又如： 　　　　　　 雙水解時(shí)，溶液的酸堿性要根據(jù)兩種離子與 OH- 和 H+ 的結(jié)合能力來(lái)決定。 　二 水解平衡的計(jì)算 　　 1 強(qiáng)堿弱酸鹽 （ 以 Na Ac 為例 ） 　 　 進(jìn)一步可以求出 pH 和 pOH 值。 用 h 表示水解度，則　　 　關(guān)鍵是已經(jīng)水解掉

25、的鹽的濃度用什么來(lái)代表，如上述反應(yīng)中可以 用 [ OH- ] 表示已經(jīng)水解了的 [ Ac-] ，所以 　　 例 1 求 0.10 的 NaAc 溶液的 pH 和水解度 h 。 　 例 2 求 0.10 的 Na2CO3 溶液的 [ OH- ] , 已知 H2CO3 的 K1 = 4.2 , K2 = 5.6。 　 　 　0.10 的 Na2CO3 溶液的 pH < 12 , 　1.0 的 Na2CO3 溶液的 pH > 12 . 2 強(qiáng)酸弱堿鹽 （ 以 NH4Cl 為例 ） 　　 　　 3 弱酸弱堿鹽 （ 以 NH4Ac 為例 ） 　　NH4Ac

26、 的雙水解的平衡常數(shù)為 3.1 , 與 Ac- , NH4+ 各自的水解平衡常數(shù) 5.56 相比，是相當(dāng)大的。 　　本課程研究的弱酸弱堿鹽，僅限于由一元弱酸 HB 和一元弱堿 MOH 所生成的鹽 MB , Ka 和 Kb 分別表示 HB 和 MOH 的電離平衡常數(shù) ?，F(xiàn)在討論 MB 水解時(shí)，溶液的 [ H+ ]。 　　 　　[ MOH] 可以表示生成的 [ H+ ] ; [ HB ] 可以表示生成的 [ OH- ] 。H+ 將與生成的 OH- 結(jié)合成 H2O而被消耗掉。故溶液中： 　　 　　 　　當(dāng) Kh 很小，水解程度不大時(shí)，[ M+ ] 和 [ B- ] 基本都等于 起始

27、濃度 c ，故有: 　　 　　注意公式成立的條件： 1） c >> Ka , 表面上看，[ H+ ] 似與濃度無(wú)關(guān)，實(shí)際上要求 c不能太低; 2 ) Kh 很小 , 即很小 ，即 例 3 求 0.10 的 NH4 Ac 溶液的 pH 和水解度 h 。 解 ： c >> Ka , KaKb >> Kw ， 符合使用公式的條件。 由于 Ka = Kb 故 NH4+ 和 Ac- 的水解程度相同，所以溶液呈中性。 　　Ac- + H2O = HAc + OH- 求 Ac- 的水解度，其關(guān)鍵是找出已水解的 [ Ac- ] 的代表，不能 用 [ OH- ] 來(lái)代表，因?yàn)檫@里的 [

28、OH- ] 是雙水解的結(jié)果，和例 1 的情形不同。 當(dāng)用 [ HAc] 代表之。 　 和例 1中的 Ac- 的水解度 h = 7.45 % 相比較，大得多。 例 4 求 0.10 的 NH4F 溶液的 [ H+ ] 。 已知 Ka = 6.6 , Kb = 1.8 。 解 ： c >> Ka , KaKb >> Kw ， 符合使用公式的條件。 [ H+ ] [ OH- ] , 說(shuō)明 F- 和 NH4+的水解程度不相同 。 4 多元非強(qiáng)酸的酸式鹽 (以 NaHCO3為例) 由于K2和Kh2均很小，故有 [ HCO3- ] c , 則: 　三 影響水解平衡

29、的因素 　　 1 平衡常數(shù)的影響 　　Ka 和 Kb 的影響 　　　　　 　　水解后生成的弱酸和弱堿，其電離平衡常數(shù) Ka 和 Kb 越小，則鹽類的水解平衡常數(shù) Kh 越大，在其它條件相同時(shí)， 其水解程度越大。 例如，同樣條件下，NaAc 比 NaF 的水解程度大，生成的溶液的堿性強(qiáng)。這是由于 Ka ,HAc = 1.8 比 Ka , HF= 6.6要小。 　　溫度的影響 　　鹽類水解反應(yīng)吸熱，H > 0 , T 增高時(shí) ，Kh 增大。故升高溫度有利于水解反應(yīng)的進(jìn)行。例如的水解 　　若不加熱，水解不明顯。加熱時(shí)顏色逐漸加深，最后得到深棕色的 Fe(OH)3 沉淀。 2 反應(yīng)商的影響 　　稀釋的影響 　　 　　因?yàn)?Q < Kh , 水解平衡右移，水解度增大。 可以計(jì)算出， 0.10 的 NaAc 溶液的 h = 7.45 % , 而 0.010的 NaAc 溶液的 h = 2.36 × % 。 　　pH 值的影響 　　水解的產(chǎn)物中，肯定有 H+ 或 OH- ，故改變體系的 pH 值會(huì)使平衡移動(dòng)。例如， 　　　　　　　SnCl2 + H2O =　Sn(OH)Cl + HCl 　　為了抑制 SnCl2 的水解，為了抑制 Sn(OH)Cl 的生成，可以用鹽酸來(lái)配制 SnCl2 溶液。