第一章解离平衡教学课件

上一页上一页上一页上一页下一页下一页下一页下一页本章目录本章目录本章目录本章目录教学参考书：教学参考书：1、无机及分析化学，董元彦、左贤云等编农林院校用面向21世纪课程教材,科学出版社出版。2、无机及分析化学，倪静安等编工科院校用，化学工业出版社。3、分析化学，武汉大学等校编，高等教育出版社。4、现代化学导论，申泮文主编，面向21世纪课程教材，高等教育出版社。5、期刊：“大学化学”；“化学通报”；“化学教学”；“分析化学”等。1 1上一页上一页上一页上一页下一页下一页下一页下一页本章目录本章目录本章目录本章目录绪绪 论论 无机及分析化学的研究内容：无机及分析化学的研究内容：无机化学内容分两大部分：第一部分为基础理论部分，主要是元素周期律、物质结构、化学热力学和化学平衡原理；第二部分是元素部分，主要内容是周期表各族中重要元素及其化合物的组成、结构、性质及其规律和用途方面的知识。分析化学部分主要内容是在四大化学平衡和有效数字、分析误差和数据处理的基础上重点讨论四大滴定方法原理、分析过程、特点、相关计算及应用。而仪器分析内容包括紫外-可见吸光光度法，此外对色谱分析法、原子发射光谱法、原子吸收分光光度法、荧光分析法等。2 2上一页上一页上一页上一页下一页下一页下一页下一页本章目录本章目录本章目录本章目录 学习的意义：学习的意义：化学科学是现代科学的基础，是现代生物学、医学、食品分析及农林工作者等知识结构的重要组成部分，可以说所有生命现象的理解与解释都离不开化学的知识，所有生命现象与物质分析研究都离不开化学技术与手段，分析化学是生产和科研的眼睛”。凡从事化学、生物、医药及相关工作的人都有这个体会，分析化学这个工具可以说是太重要了。无机及分析化学作为一门基础必修课，起着承上启下，为有机化学、物理化学、生物化学等打好基础。3 3上一页上一页上一页上一页下一页下一页下一页下一页本章目录本章目录本章目录本章目录学习的要求：学习的要求：1.课前认真预习，了解重点难点；课前认真预习，了解重点难点；2.课堂专心听讲，做好笔记，在预习、自学的基础上，特别课堂专心听讲，做好笔记，在预习、自学的基础上，特别注意听预习时遇到的难点、重点及有关补充内容，同时做好注意听预习时遇到的难点、重点及有关补充内容，同时做好笔记；笔记；3.课后及时复习，适当阅读课外参考书，培养自学能力，必课后及时复习，适当阅读课外参考书，培养自学能力，必要时应在课外阅读和课外复习的基础上整理笔记要时应在课外阅读和课外复习的基础上整理笔记(从某种意义从某种意义上讲，笔记的重要性不亚于课本上讲，笔记的重要性不亚于课本)，力求基本理解；，力求基本理解；4.按时按量独立完成课外作业；认真查对教师批改后的作业，按时按量独立完成课外作业；认真查对教师批改后的作业，争取不留知识漏洞；争取不留知识漏洞；5.考前以教材、笔记和作业为基本依据抓住重点全面复习。考前以教材、笔记和作业为基本依据抓住重点全面复习。4 4上一页上一页上一页上一页下一页下一页下一页下一页本章目录本章目录本章目录本章目录第一章第一章 解离平衡解离平衡4-1 弱电解质的解离平衡和强电解质溶液弱电解质的解离平衡和强电解质溶液 4-2 溶液的酸碱性溶液的酸碱性 4-3 缓缓 冲冲 溶溶 液液 4-4 酸酸 碱碱 质质 子子 论论 章总目录章总目录章总目录章总目录5 5上一页上一页上一页上一页下一页下一页下一页下一页本章目录本章目录本章目录本章目录电解质：定义？电解质：定义？强电解质在水中全部解离，如：强电解质在水中全部解离，如：NaCl Na+Cl HCl H+Cl-弱电解质在水中部分解离，解离过程是可弱电解质在水中部分解离，解离过程是可逆的，如逆的，如HAc H+Ac-当当 V解离解离=V分子化分子化 达动态平衡，这种平衡称为解离平衡。达动态平衡，这种平衡称为解离平衡。6 6上一页上一页上一页上一页下一页下一页下一页下一页本章目录本章目录本章目录本章目录4-1 弱电解质的解离平衡和强电解质溶液弱电解质的解离平衡和强电解质溶液 解离度：已解离的电解质分子数与溶液中原电解质分子数的比值称解离度，它表征着电解质的解离程度，用表示。理论上说，强电解质的=1，而弱电解质的 380或或c(H+)5%c时，用近似计算法。时，用近似计算法。c(H+)和c相比，c(H+)很小，在c-c(H+)中c(H+)可忽略，式（2-1）可写成 （2-2）同理，求得弱碱溶液（2-3）1111上一页上一页上一页上一页下一页下一页下一页下一页本章目录本章目录本章目录本章目录（2）当）当c:Ka 5%c时，用精确计算法时，用精确计算法（解一元二次方程式或逐步逼近法）。（解一元二次方程式或逐步逼近法）。例：求0.010mol/L HAc 中的c(H+)。解：c:Ka=0.010/(1.7610-5)=555 380，故可用式（2-2）1212上一页上一页上一页上一页下一页下一页下一页下一页本章目录本章目录本章目录本章目录2计算弱电解质的解离度。计算弱电解质的解离度。以弱酸为例：起始浓度 c 0 0平衡浓度 c-c c c根据解离常数计算式：1-1 （2-4）同理，求得弱碱溶液（2-5）1313上一页上一页上一页上一页下一页下一页下一页下一页本章目录本章目录本章目录本章目录式（式（2-4）与（）与（2-5）为稀释定律的数学表达式。为稀释定律的数学表达式。（1）解离度与弱电解质的本性有关，）解离度与弱电解质的本性有关，和成正和成正比关系比关系。（2）一元弱酸或碱电解质的一元弱酸或碱电解质的解离度与其浓度的平解离度与其浓度的平方根成反比。方根成反比。（3）离解度与温度有关。）离解度与温度有关。注：注：（1）和和Ki都表示一定温度下，弱电解质的解离都表示一定温度下，弱电解质的解离能力；但能力；但随随c而变，而而变，而Ki是常数，不随是常数，不随c而变。而变。（2）在有同离子效应的体系中，不能用式（）在有同离子效应的体系中，不能用式（2-4）和）和（2-5）求）求。1414上一页上一页上一页上一页下一页下一页下一页下一页本章目录本章目录本章目录本章目录1、同离子效应、同离子效应：在在弱弱电电解解质质中中加加入入与与弱弱电电解解质质具具有有相相同同离离子子的的强强电电解解质质，使使得得弱弱电电解解质质的的解解离离度度降降低低，这这一一现现象象称称为为同离子效应。同离子效应。二、二、同离子效应同离子效应和盐效应和盐效应例：例：HAc +NaAc ,HAc的离解度降低。的离解度降低。NH3H2O +NH4Cl，NH3H2O的离解度降低。的离解度降低。HAc +HCl ，HAc的离解度降低。的离解度降低。1515上一页上一页上一页上一页下一页下一页下一页下一页本章目录本章目录本章目录本章目录解解释：由于由于NaAc完全解离完全解离为Na+和和Ac-，体系的，体系的Ac-的的总浓度增加，使度增加，使HAc的解离平衡向左的解离平衡向左移移动，结果果HAc浓度增大，度增大，H+浓度减小，度减小，导致致HAc的解离度降低。的解离度降低。1616上一页上一页上一页上一页下一页下一页下一页下一页本章目录本章目录本章目录本章目录例：在例：在1升升0.1mol/L HAc溶液中加入溶液中加入0.1mol NaAc晶体（体积不变），计算溶液中氢晶体（体积不变），计算溶液中氢离子浓度及离解度。离子浓度及离解度。解：解：HAc =H+Ac-初：初：0.1 0 0.1 平：平：0.1-x x 0.1+x x(0.1+x)Ka=1.7610-5 0.1x1717上一页上一页上一页上一页下一页下一页下一页下一页本章目录本章目录本章目录本章目录0.1+x0.10.1x0.1pH=4.75 a=1.7610-5/0.1100%=0.0176%x=1.7610-5 (mol/L)未加未加NaAc时，时，c(H+)=1.3310-3 (molL-1)pH=2.88 a=1.33 10-3/0.1100%=1.33%(1.7610-5)/(1.3310-3)=1/751818上一页上一页上一页上一页下一页下一页下一页下一页本章目录本章目录本章目录本章目录2、盐效应、盐效应在弱电解质溶液中加入不含相同离子的强电解质时，在弱电解质溶液中加入不含相同离子的强电解质时，由于溶液中离子间相互牵制作用增强，使解离产生的由于溶液中离子间相互牵制作用增强，使解离产生的离子结合成分子的机会减小，导致弱电解质的解离度离子结合成分子的机会减小，导致弱电解质的解离度稍稍增大，这种作用称为盐效应。稍稍增大，这种作用称为盐效应。例：例：HAc+NaCl HAc 的解离度稍增大。的解离度稍增大。HAc+NaAc 既有既有同离子效应同离子效应也有也有盐效应盐效应。只不过同离子效应比。只不过同离子效应比盐效应大得多。盐效应大得多。1919上一页上一页上一页上一页下一页下一页下一页下一页本章目录本章目录本章目录本章目录三、多元弱酸的解离平衡三、多元弱酸的解离平衡多多元元弱弱酸酸的的解解离离是是分分步步进进行行的的，每每步步都都有有一一个个解解离离常常数。以数。以H2CO3为例。为例。H2CO3=H+HCO3-HCO3-=H+CO32-由于由于 Ka1 Ka2 ，即，即 Ka1/Ka2104 时，时，H+主要来源于主要来源于第一步离解第一步离解，因此计算溶液中，因此计算溶液中c(H+)时，只考虑第一步时，只考虑第一步离解，可离解，可近似把它作为一元弱酸近似把它作为一元弱酸，用，用Ka1来计算。来计算。2020上一页上一页上一页上一页下一页下一页下一页下一页本章目录本章目录本章目录本章目录例：求解室温条件下的CO2饱和水溶液（即0.040mol/L H2CO3溶液）中c(H+)，c(HCO3-)，c(H2CO3)和c(CO32-)。解：H2CO3的一级解离为：起始浓度/mol/L 0.040 0 0平衡浓度/mol/L 0.040-x x x因Ka1很小，所以c(H2CO3)=0.040-x=0.040(mol/L)(mol/L)2121上一页上一页上一页上一页下一页下一页下一页下一页本章目录本章目录本章目录本章目录H2CO3的二级解离为：因Ka1Ka2，所以c(H+)c(HCO3-)c(CO32-)=5.610-11(mol/L)由以上计算得出：c(H+)=c(HCO3-)=1.310-4mol/L c(CO32-)=5.610-11mol/L c(H2CO3)=0.040mol/L注：对于二元弱酸，它的二价阴离子浓度（如CO32-）在数值上近似地等于Ka2，而与弱酸的浓度关系不大，但c(H+)和c(HCO3-)受弱酸浓度影响较大。2222上一页上一页上一页上一页下一页下一页下一页下一页本章目录本章目录本章目录本章目录上述分步离解可写成一步：上述分步离解可写成一步：溶液中存在的其它酸对二价阴离子浓度如c(CO32-)影响极大。2323上一页上一页上一页上一页下一页下一页下一页下一页本章目录本章目录本章目录本章目录例：室温下，例：室温下，CO2饱和水溶液（即饱和水溶液（即0.040mol/L H2CO3溶液）中同时存在着其它酸溶液的溶液）中同时存在着其它酸溶液的c(H+)=1.0 10-3，则：，则：结果与纯饱和溶液c(CO32-)=5.610-11mol/L相比，明显下降。2424上一页上一页上一页上一页下一页下一页下一页下一页本章目录本章目录本章目录本章目录 离子氛示意图离子氛示意图+一般一般认为强强电解解质的解离度是的解离度是1，但，但实验证明明强强电解解质在溶液中的解离度小于，在溶液中的解离度小于，这种种电离度称离度称为强强电解解质的表的表观电离度。离度。四、强电解质溶液四、强电解质溶液 2525上一页上一页上一页上一页下一页下一页下一页下一页本章目录本章目录本章目录本章目录强电解质的电离度强电解质的电离度与与弱电解质的电离度弱电解质的电离度的的意义意义完全不同完全不同，它仅表示了离子间相互牵制作用的，它仅表示了离子间相互牵制作用的能力，故称为表观电离度。能力，故称为表观电离度。活度与实际浓度间的关系如下：活度与实际浓度间的关系如下：b 或或 c称为称为活度，即有效浓度活度，即有效浓度；c为实际浓度，为实际浓度，称称为为活度系数活度系数（表示电解质溶液中离子间相互牵（表示电解质溶液中离子间相互牵制作用的大小）制作用的大小）。活度和活度系数：活度和活度系数：为了表示强电解质中离子的有效浓度，路为了表示强电解质中离子的有效浓度，路易斯提出了易斯提出了“活度活度”的概念，的概念，2626上一页上一页上一页上一页下一页下一页下一页下一页本章目录本章目录本章目录本章目录离子强度：离子强度：多离子体系中，离子间相互影响与溶液中的各种离子多离子体系中，离子间相互影响与溶液中的各种离子浓度及其电荷数有关：浓度及其电荷数有关：I为离子强度，为离子强度，ci与与Zi分别为离子分别为离子i的浓度和电荷数目。的浓度和电荷数目。离子平均活度系数离子平均活度系数 与离子强度与离子强度I有关。有关。活度系数与溶液中各种离子的浓度和离子所带电荷有活度系数与溶液中各种离子的浓度和离子所带电荷有关，为了更好地说明离子浓度及其电荷对活度系数的关，为了更好地说明离子浓度及其电荷对活度系数的作用，引入离子强度作用，引入离子强度I。2727上一页上一页上一页上一页下一页下一页下一页下一页本章目录本章目录本章目录本章目录4-2 溶液的酸碱性溶液的酸碱性2828上一页上一页上一页上一页下一页下一页下一页下一页本章目录本章目录本章目录本章目录一、水的解离和一、水的解离和pH标度标度 1水的离子积水的离子积 纯水是极弱的电解质，它能作微弱解离：纯水是极弱的电解质，它能作微弱解离：H2O=H+OH-，c(H2O)视为常数，归入常数项，得到：视为常数，归入常数项，得到：Kw称为水的离子积常数称为水的离子积常数在任何水溶液中也有这种关系在任何水溶液中也有这种关系2929上一页上一页上一页上一页下一页下一页下一页下一页本章目录本章目录本章目录本章目录 Kw随温度的变化而变化，温度愈高，随温度的变化而变化，温度愈高，Kw愈大。愈大。298.15K时，时，2pH标度标度 当当c(H+)或或c(OH-)1mol/L时时（强强酸酸或或强强碱碱），酸酸度度直直接接用用H+或或OH-的的物物质质的的量量浓浓度度表表示示。当当溶溶液液的的c(H+)=110-14 mol/L之之间间时时（弱弱酸酸或或弱弱碱碱），用用 pH值值来来表表示示，即即氢氢离离子子活活度度（H+）的的负负对对数数来来表表示，则示，则pH=014。pH=-lg(H+)=-lgc(H+)（稀溶液）（稀溶液）3030上一页上一页上一页上一页下一页下一页下一页下一页本章目录本章目录本章目录本章目录 同同理理，pOH表表示示氢氢氧氧根根离离子子活活度度(OH-)的的负负对对数，数，pOH=-lg(OH-)=-lgc(OH-)。根根据据上上面面定定义义，由由Kw=c(H+)c(OH-)=1.010-14导导出出：pKw=pH+pOH=14 pH=14 pOH注注：溶溶液液酸酸性性越越强强，pH值值越越小小，反反之之，溶溶液液碱碱性性越越强，强，pH值越大。值越大。测测定定溶溶液液的的pH值值方方法法很很多多，如如用用酸酸碱碱指指示示剂剂、pH试试纸纸可可粗粗略略测测定定，若若需需精精确确测测定定，则则可可用用精精密密酸酸度度计。计。3131上一页上一页上一页上一页下一页下一页下一页下一页本章目录本章目录本章目录本章目录二、盐类水溶液的酸碱性二、盐类水溶液的酸碱性 盐的水解：盐的水解：盐的离子和溶液中水的盐的离子和溶液中水的H+或或OH-之间的之间的反应称为盐的水解。反应称为盐的水解。盐的水解使盐水溶液具有酸碱性。盐的水解使盐水溶液具有酸碱性。1一元强碱弱酸盐的水解一元强碱弱酸盐的水解 如如NaAc的水解：的水解：稀溶液中，水可当作纯液体，稀溶液中，水可当作纯液体，3232上一页上一页上一页上一页下一页下一页下一页下一页本章目录本章目录本章目录本章目录 Kh称为水解常数称为水解常数由上式可见，由上式可见，Ka越小，则越小，则Kh越大，盐的水解程度越大。越大，盐的水解程度越大。一元强碱弱酸盐水解液的一元强碱弱酸盐水解液的c(H+)或或c(OH+)的计算的计算:原始浓度原始浓度 c 0 0平衡浓度平衡浓度 c-c(OH-)c(OH-)c(HAc)当当c:Kh 380时，时，c(OH-)c(HAc)，c-c(OH-)c 3333上一页上一页上一页上一页下一页下一页下一页下一页本章目录本章目录本章目录本章目录 可见，一定温度下，可见，一定温度下，Ka越小，越小，c越大，则溶液越大，则溶液的的c(OH-)也越大。也越大。例：计算例：计算0.10mol/LNaAc溶液中的溶液中的c(Ac-)、c(OH-)和和pH。解：解：c:Kh 380，可用式（，可用式（2-6）（2-6）3434上一页上一页上一页上一页下一页下一页下一页下一页本章目录本章目录本章目录本章目录2一元强酸弱碱盐的水解一元强酸弱碱盐的水解 如如NH4Cl的水解：的水解：可见，可见，Kb越小，越小，Kh越大，盐的水解程度越大。越大，盐的水解程度越大。一元强酸弱碱盐水解液的一元强酸弱碱盐水解液的c(H+)或或c(OH-)的计算的计算:3535上一页上一页上一页上一页下一页下一页下一页下一页本章目录本章目录本章目录本章目录原始浓度原始浓度 c 0 0平衡浓度平衡浓度 c-c(H+)c(NH3.H2O)c(H+)当当c:Kh 380时，时，c(H+)c(NH3.H2O)，c-c(H+)c （2-7）可见可见,一定温度下，一定温度下，Kb越小，越小，c越大，溶液的越大，溶液的c(H+)也越大。也越大。3636上一页上一页上一页上一页下一页下一页下一页下一页本章目录本章目录本章目录本章目录3一元弱酸弱碱盐的水解一元弱酸弱碱盐的水解 如如NH4Ac的水解：的水解：可可见见，Ka和和Kb越越小小，两两者者的的乘乘积积将将更更小小，Kh越越大，盐的水解程度越大。大，盐的水解程度越大。一元弱酸弱碱盐水解液的一元弱酸弱碱盐水解液的c(H+)或或c(OH-)的计算：的计算：3737上一页上一页上一页上一页下一页下一页下一页下一页本章目录本章目录本章目录本章目录原始浓度原始浓度 c c 0 0平衡浓度平衡浓度 c-c(NH3.H2O)c-c(HAc)c(NH3.H2O)c(HAc)当当c:Kh 380时，时，c(HAc)c(NH3.H2O)，c(Ac-)c(NH4+)（2-8）可可见见，一一定定温温度度下下，如如Ka=Kb，溶溶液液呈呈中中性性；Ka Kb，溶溶液液呈呈酸酸性性；Ka Kh2。所以多元弱酸盐的水解一般只考。所以多元弱酸盐的水解一般只考虑第一级水解，二级水解可忽略不计。虑第一级水解，二级水解可忽略不计。3939上一页上一页上一页上一页下一页下一页下一页下一页本章目录本章目录本章目录本章目录多元弱酸强碱盐水解液的多元弱酸强碱盐水解液的c(H+)或或c(OH-)的计算：的计算：（2-9）可见，一定温度下，可见，一定温度下，Ka2越小，越小，c越大，则溶液的越大，则溶液的c(OH-)也越大。也越大。4040上一页上一页上一页上一页下一页下一页下一页下一页本章目录本章目录本章目录本章目录三、影响盐类水解的因素三、影响盐类水解的因素 1.盐类本性。盐类本性。2.盐的浓度。盐浓度越小，水解程度越大。盐的浓度。盐浓度越小，水解程度越大。3.温度。水解反应是吸热反应，故加热可促使盐温度。水解反应是吸热反应，故加热可促使盐类的水解。类的水解。4.同离子效应。在盐溶液中加入酸或碱，由于同同离子效应。在盐溶液中加入酸或碱，由于同离子效应使平衡向生成盐的方向移动，因而降离子效应使平衡向生成盐的方向移动，因而降低水解程度。低水解程度。4141上一页上一页上一页上一页下一页下一页下一页下一页本章目录本章目录本章目录本章目录4-3 缓冲溶液缓冲溶液 对比实验：对比实验：一升一升HAc+NaAc 混合液混合液 加加0.01mol HCl或加或加0.01mol NaOHpH基本不变（基本不变（pH试纸检测）试纸检测）一升纯水一升纯水加加0.01mol HCl，pH=2 pH=7 pH=2加加0.01molNaOH，pH=12 pH=7 pH=12 0.1mol/L4242上一页上一页上一页上一页下一页下一页下一页下一页本章目录本章目录本章目录本章目录实验证明：实验证明：HAc 与与 NaAc的的混混合合液液具具有有抗抗酸酸、抗抗碱碱、抗抗稀稀释释的的能能力力。NH3.H2O 与与NH4Cl 的的混混合合液液也也具具有有抗抗酸酸抗抗碱碱抗抗稀稀释释的的能能力力。弱弱酸酸及及其其共共轭轭碱碱组组成成的的体体系系都都具具有有这种能力。这种能力。缓缓冲冲溶溶液液：由由弱弱酸酸及及其其共共轭轭碱碱所所组组成成的的具具有有抵抵抗抗少少量量酸酸、碱碱或或稀稀释释而而保保持持 pH 值值基基本本不不变变的的混混合合液液，称称为为缓缓冲冲溶液。溶液。缓缓冲冲溶溶液液的的这这种种抗抗酸酸、抗抗碱碱、抗抗稀稀释释的的作作用用称称为为缓缓冲冲作作用。用。4343上一页上一页上一页上一页下一页下一页下一页下一页本章目录本章目录本章目录本章目录一、缓冲作用原理和计算公式一、缓冲作用原理和计算公式 1缓冲作用原理缓冲作用原理 以醋酸缓冲体系以醋酸缓冲体系(HAc-NaAc)为例说明缓冲作用原理。为例说明缓冲作用原理。HAc =H+Ac-NaAc Na+Ac-同同离离子子效效应应，使使体体系系中中存存在在大大量量的的HAc和和Ac-，而而H+浓度很小。浓度很小。加酸、加碱、稀释时的缓冲原理：加酸、加碱、稀释时的缓冲原理：（1）Ac-(NaAc）是抗酸成份。它能和加入的酸中）是抗酸成份。它能和加入的酸中的的H+结合成解离度很小的结合成解离度很小的HAc，结果使溶液中，结果使溶液中c(H+)几乎没有升高，即溶液的几乎没有升高，即溶液的pH值几乎没降低。值几乎没降低。4444上一页上一页上一页上一页下一页下一页下一页下一页本章目录本章目录本章目录本章目录（2）HAc 是是抗抗碱碱成成份份。当当向向体体系系中中加加入入少少量量强强碱碱，此此时时溶溶液液中中的的H+即即与与加加入入碱碱中中的的OH-结结合合成成难难解解离离的的H2O。当当溶溶液液中中的的c(H+)稍稍有有降降低低，溶溶液液中中的的HAc即解离出即解离出H+，结果使溶液中的，结果使溶液中的pH值几乎没有升高。值几乎没有升高。（3）溶溶液液稍稍加加稀稀释释时时，c(H+)虽虽降降低低了了，但但c(Ac-)同同时时也也降降低低了了，同同离离子子效效应应减减弱弱，促促使使HAc的的解解离离度度增增加，从而产生的加，从而产生的H+可维持溶液的可维持溶液的pH值基本不变。值基本不变。2缓冲溶液的缓冲溶液的pH值计算公式值计算公式 4545上一页上一页上一页上一页下一页下一页下一页下一页本章目录本章目录本章目录本章目录例例1：NaAc Na+Ac-HAc =H+Ac-原始浓度原始浓度 ca 0 cb平衡浓度平衡浓度 cax x cb+x因因ca:Ka380，故，故 cax ca，cb+x cb（ca/cb称为缓冲比）称为缓冲比）4646上一页上一页上一页上一页下一页下一页下一页下一页本章目录本章目录本章目录本章目录例例2：NH4Cl NH4+Cl NH3.H2O=NH4+OH 因因cb:Kb380，故，故c(NH4+)ca，c(NH3.H2O)cb，得：得：4747上一页上一页上一页上一页下一页下一页下一页下一页本章目录本章目录本章目录本章目录例例：等等体体积积的的0.2mol/LHAc与与0.2mol/LNaAc混混合，计算其合，计算其 pH值。值。解：解：例：在浓度各为例：在浓度各为0.1mol/L 的一升的一升HAc 和和Ac-的混的混合溶液中分别加入合溶液中分别加入0.01molHCl;0.01mol NaOH(设体积不变设体积不变)和稀释和稀释5倍后，问倍后，问pH 值变化如何？值变化如何？pH=4.75 lg（0.1/0.1）=4.754848上一页上一页上一页上一页下一页下一页下一页下一页本章目录本章目录本章目录本章目录解：原来的解：原来的 pH=4.75 lg 0.1/0.1=4.75 加酸加酸后：后：HCl +NaAc =HAc +NaCl 0.01 0.01 pH=4.75 lg（0.11/0.09）=4.66 加碱加碱后：后：NaOH +HAc =NaAc +H2O 0.01 0.01 pH=4.75 lg（0.09/0.11）=4.84 稀释稀释5倍倍后后 pH=4.75 lg（0.02/0.02）=4.754949上一页上一页上一页上一页下一页下一页下一页下一页本章目录本章目录本章目录本章目录二、缓冲溶液的配制二、缓冲溶液的配制1、选择缓冲对的原则、选择缓冲对的原则pKa接近于接近于pH,pKb 接近于接近于pOH ；所所选选的的缓缓冲冲溶溶液液不不能能与与反反应应物物或或产产物物发发生生作作用用，药药用缓冲溶液还必须考虑是否有毒。用缓冲溶液还必须考虑是否有毒。例：配制例：配制pH 为为5 的缓冲溶液，选下列哪种缓冲对好？的缓冲溶液，选下列哪种缓冲对好？HAc NaAc(pKa=4.75)；NH3.H2O NH4Cl(pKb=4.75)；H2CO3 NaHCO3 (pKa1=6.37)；H3PO4 NaH2PO4(pKa1=2.12)解：因解：因HAc的的pKa最接近于最接近于5，应选，应选HAcNaAc5050上一页上一页上一页上一页下一页下一页下一页下一页本章目录本章目录本章目录本章目录2、有关计算、有关计算例例：欲欲配配制制1.0L的的pH5.00，c(HAc)为为0.20mol/L的的缓缓冲冲溶溶液液，问问 需需 用用 多多 少少 NaAc.3H2O晶晶 体体？需需 用用 多多 少少2.0mol/LHAc?解：根据解：根据 得：得：c(Ac-)=1.75 0.20mol/L=0.35mol/L 所需所需NaAc.3H2O=0.35mol/L 1L 136.1g/mol=48 g需需2.0mol/LHAc溶液的体积溶液的体积=(0.20mol/L 1L)/2.0mol/L=0.10L 5151上一页上一页上一页上一页下一页下一页下一页下一页本章目录本章目录本章目录本章目录4-4 酸碱质子论酸碱质子论1酸碱质子理论：酸碱质子理论：定义：定义：凡是给出质子（凡是给出质子（H+）的物质是酸，）的物质是酸，凡是接受质子的物质是碱。凡是接受质子的物质是碱。可用简式表示：可用简式表示：酸酸 =H+(质子）质子）+碱碱如：如：HCl =H+Cl Al(OH2)63+=Al(OH)(OH2)52+H+NH4+=NH3+H+H2PO4-=HPO42-+H+可见，酸与碱均可以是中性分子、正离子或负可见，酸与碱均可以是中性分子、正离子或负离子。离子。5252上一页上一页上一页上一页下一页下一页下一页下一页本章目录本章目录本章目录本章目录2.酸碱反应酸碱反应:按按酸酸碱碱质质子子论论，酸酸碱碱反反应应实实际际上上是是两两个个共共轭轭酸酸碱碱对对共共同同作作用用的的结结果果。一一切切包包含含有有质质子子传传递递过过程程的的反反应应都都属酸碱反应。属酸碱反应。酸碱反应简式：酸碱反应简式：酸酸1 +碱碱2 =酸酸2 +碱碱1 正正、逆逆反反应应都都是是质质子子传传递递反反应应。反反应应方方向向总总是是从从较较强强酸酸、较较强强碱碱向向较较弱弱酸酸、较较弱弱碱碱进进行行。质质子子论论把把中中和和、解离、水解等反应都概括为质子传递反应。如：解离、水解等反应都概括为质子传递反应。如：5353上一页上一页上一页上一页下一页下一页下一页下一页本章目录本章目录本章目录本章目录中和反应：中和反应：HCl +NaOH =H2O +NaCl HNO3+NH3 =NH4+NO3-离解反应：离解反应：HCl +H2O =H3O+Cl-HAc +H2O =H3O+Ac 水解反应：水解反应：NH4+2H2O =H3O+NH3H2O Ac-+H2O =HAc +OH 复分解反应：复分解反应：HF +Ac-=HAc +F 上述反应都可以看作为酸碱反应。上述反应都可以看作为酸碱反应。5454上一页上一页上一页上一页下一页下一页下一页下一页本章目录本章目录本章目录本章目录3共轭酸碱对常数间的关系共轭酸碱对常数间的关系 以共轭酸碱对以共轭酸碱对HAc和和Ac-为例来阐明：为例来阐明：可见，可从可见，可从Ka求出求出Kb，反之也行。，反之也行。5555上一页上一页上一页上一页下一页下一页下一页下一页本章目录本章目录本章目录本章目录1、溶度积常数溶度积常数例：例：AgCl（s）Ag+Cl 物质溶解性分类：物质溶解性分类：可溶：可溶：100克水中溶解克水中溶解1克以上。克以上。微溶：微溶：100克水中溶解克水中溶解0.011克。克。难溶：难溶：100克水中溶解克水中溶解0.01克以下。克以下。初始初始 溶溶 V沉沉 平衡平衡 溶溶 V沉沉4-沉淀溶解平衡和溶度积沉淀溶解平衡和溶度积5656上一页上一页上一页上一页下一页下一页下一页下一页本章目录本章目录本章目录本章目录Ksp=c(Ag+)c(Cl-)Ksp 称为难溶电解质的沉淀溶解平衡称为难溶电解质的沉淀溶解平衡常数，简称常数，简称溶度积。溶度积。一般难溶电解质：一般难溶电解质：AmDn(s)mAn+(aq)+nDm-(aq)Ksp=cm(An+)cn(Bm-)Ksp 决定于难溶电解质的本性，与温决定于难溶电解质的本性，与温度有关，与溶液浓度无关。度有关，与溶液浓度无关。5757上一页上一页上一页上一页下一页下一页下一页下一页本章目录本章目录本章目录本章目录2、溶度积与溶解度的关系溶度积与溶解度的关系溶解度溶解度(S)：一升溶液中所溶解溶质的物一升溶液中所溶解溶质的物 质的量。单位：质的量。单位：molL-1.(1).AD型型(如如AgCl、AgI、CaCO3)AD(S)A+(aq)+D(aq)溶解度：溶解度：S S Ksp=c(A+)c(D)=S2 5858上一页上一页上一页上一页下一页下一页下一页下一页本章目录本章目录本章目录本章目录(2).AD2或或A2D型型(Mg(OH)2、Ag2CrO4)AD2(S)A2+(aq)+2D(aq)溶解度：溶解度：S 2S Ksp=c(A+)c2(B)=S(2S)2=4S3 5959上一页上一页上一页上一页下一页下一页下一页下一页本章目录本章目录本章目录本章目录(3).AD3或或A3D型型(如如 Fe(OH)3、Ag3PO4)A3D(s)3A+(aq)+D3-(aq)溶解度：溶解度：3S S Ksp=c3(A+)c(B3-)=(3S)3S =27S46060上一页上一页上一页上一页下一页下一页下一页下一页本章目录本章目录本章目录本章目录例：例：已知已知AgCl在在298K时溶解了时溶解了1.9210-3 gmol-1，计算其，计算其Ksp。解：解：AgCl的摩尔质量的摩尔质量=143.4 g mol-1 S=1.9210-3/143.4 =1.34 10-5 (molL-1)Ksp=S2 =1.810-106161上一页上一页上一页上一页下一页下一页下一页下一页本章目录本章目录本章目录本章目录例：例：298K时，时，Ag2CrO4的的Ksp=1.110-12，计算其溶解度计算其溶解度S。解：解：比较：比较：S(AgCl)Ksp(Ag2CrO4)6262上一页上一页上一页上一页下一页下一页下一页下一页本章目录本章目录本章目录本章目录 AmDn(s)mAn+nDm-平衡时：平衡时：Ksp=cm(An+)cn(Dm-)3、溶度积规则溶度积规则任意态的离子积用任意态的离子积用Qc表示表示.6363上一页上一页上一页上一页下一页下一页下一页下一页本章目录本章目录本章目录本章目录 Qc Ksp，有沉淀生成。，有沉淀生成。溶度积规则：溶度积规则：6464上一页上一页上一页上一页下一页下一页下一页下一页本章目录本章目录本章目录本章目录6565上一页上一页上一页上一页下一页下一页下一页下一页本章目录本章目录本章目录本章目录1、沉淀的生成沉淀的生成（Qc Ksp）例：例：0.004 molL-1 AgNO3 与与 0.004 molL-1 K2CrO4等体积混合，有无等体积混合，有无Ag2CrO4沉沉 淀生成？淀生成？(Ag2CrO4的的Ksp=1.1 10-12)解：解：2Ag+CrO42-Ag2CrO4 Qc =c2(Ag+)c(CrO42-)=(0.002)3 =810-94-沉淀的生成和溶解沉淀的生成和溶解6666上一页上一页上一页上一页下一页下一页下一页下一页本章目录本章目录本章目录本章目录Qc Ksp(Ag2CrO4)有有Ag2CrO4 沉淀生成。沉淀生成。例：例：计算计算298K时，时，AgCl在在0.01molL-1NaCl 溶液中的溶解度。溶液中的溶解度。已知已知 Ksp(AgCl)=1.810-10.解：解：AgCl（s）Ag+Cl 平衡平衡 S S+0.01Ksp=S(S+0.01)=1.810-106767上一页上一页上一页上一页下一页下一页下一页下一页本章目录本章目录本章目录本章目录 因为因为 S+0.01 0.01 S=1.810-8 (mol/L)例：例：取取5ml0.002molL-1Na2SO4与等体积的与等体积的 0.02molL-1的的BaCl2混合，计算混合，计算SO42-是是 否沉淀完全否沉淀完全即即c(SO42-)10-5molL-1？（BaSO4的的 Ksp=1.110-10.）6868上一页上一页上一页上一页下一页下一页下一页下一页本章目录本章目录本章目录本章目录沉淀沉淀 0.009 0.001平衡平衡 x 0.009+x 0.001-x 解：解：SO42-+Ba2+BaSO4 初初 0.001 0.01 mol/LKsp=(0.009+x)x =1.110-100.009+x 0.009x =1.210-8(molL-1)Ksp(Mg(OH)2)有有Mg(OH)2 沉淀生成沉淀生成.7171谢谢你的阅读v知识就是财富v丰富你的人生