第五章酸碱平衡与沉淀溶解平衡.ppt

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1、1第五章酸碱平衡与沉淀溶解平衡现在学习的是第1页，共131页第一节 酸和碱 1887年，瑞典化学家Arrhenius提出酸碱电离理论：Arrhenius(阿仑尼乌斯)(1)在水溶液中解离时所生成的正离子全部是H+的化合物是酸；所生成的负离子全部是OH-的化合物是碱。(2)酸碱反应的实质是中和反应：H+OH-=H2O现在学习的是第2页，共131页酸碱电离理论的缺陷：(1)把酸碱范围限制在水溶液中，限制在仅能解离出H+或OH-的物质。(2)无法解释NH3、Na2CO3均不含OH-,也具有碱性；有些物质如NH4Cl水溶液则呈酸性。第一节 酸和碱现在学习的是第3页，共131页Bronsred JN 1

2、923年，丹麦化学家Bronsred J N和英国化学家Lowry TM提出了酸碱质子理论。一、酸碱的质子理论现在学习的是第4页，共131页(一)酸碱的定义酸(acid)：能给出质子(H+)的物质(质子给体)。酸可以是分子、阳离子或阴离子。例如：HCl、HAc、H3PO4、NH4+、HCO3-等为酸HAc H+Ac-NH4+H+NH3一、酸碱的质子理论现在学习的是第5页，共131页碱(base)：能接受质子的物质(质子受体)。碱可以是分子、阳离子或阴离子。例如：OH-、Ac-、H2PO4-、NH3、CO32-等为碱H+Ac-HAc H+NH3 NH4+一、酸碱的质子理论现在学习的是第6页，共1

3、31页 根据酸碱质子理论，酸和碱不是孤立的，酸给出一个质子后即成为碱，碱接受一个质子后就变成酸。酸与碱的关系如下：酸 H+碱处于上述关系中的一对酸和碱，称为共轭酸碱对。其中左边酸是右边碱的共轭酸；右边碱是左边酸的共轭碱。一、酸碱的质子理论现在学习的是第7页，共131页 例如：酸 H+碱HPO42-H+PO43-H2PO4-H+HPO42-HAc H+Ac-NH4+H+NH3酸、碱得失质子的反应式称为酸碱半反应一、酸碱的质子理论现在学习的是第8页，共131页共轭酸碱的特点：(1)酸比它的共轭碱多一个质子。(2)酸愈强，其共轭碱愈弱；碱愈强，其共轭酸愈弱。一、酸碱的质子理论现在学习的是第9页，共1

4、31页(1)有些物质在某个共轭酸碱对中是酸，但在另一个共轭酸碱对中却是碱，这种物质称为两性物质。两性物质既能给出质子做为酸，又能接受质子作为碱。例如：HCO3-+H2O H2CO3 +OH-HCO3-+H2O H3O+CO32-一、酸碱的质子理论现在学习的是第10页，共131页(2)在酸碱质子理论中没有盐的概念。如Na3PO4，在Arrhenius电离理论中称为盐，但酸碱质子理论认为PO43-是碱，而Na+是非酸非碱物质，它既不给出质子，又不接受质子。一、酸碱的质子理论现在学习的是第11页，共131页对于酸碱半反应式:酸 H+碱 仅是酸碱共轭关系的表达形式，并不是实际反应式。(二)酸碱反应的实

5、质一、酸碱的质子理论现在学习的是第12页，共131页例如在HAc在水溶液中，存在两个酸碱半反应：酸碱半反应 1酸1 碱1酸碱半反应 2碱2 酸2HAc H+Ac-H+H2O H3O+两式相加得：HAc +H2O H3O+Ac-H+酸2 碱1 酸1 碱2一、酸碱的质子理论现在学习的是第13页，共131页H+HCN +H2O H3O+CN-酸2 碱1 酸1 碱2例如：Ac-+H2O OH-+HAc碱2 酸1碱1 酸2H+酸碱反应的实质就是两对共轭酸碱对之间的质子传递反应。一、酸碱的质子理论现在学习的是第14页，共131页酸碱反应的方向:由较强的酸与较强的碱作用，向着生成较弱的酸和较弱的碱的方向进行

6、。相互作用的酸和碱愈强，反应进行得愈完全。Ac-+H2O HAc +OH-反应明显地偏向左方。HCl +NH3 NH4+Cl-反应明显地偏向右方一、酸碱的质子理论现在学习的是第15页，共131页(三)酸碱的强弱例如HA的解离平衡如下：23_OHHAAOHKc HA+H2O H3O A-稀水溶液中，H2O可看成是常数，上式改写为一、酸碱的质子理论现在学习的是第16页，共131页Ka称为酸解离常数，简称酸度常数。_3HAAOHKa Ka是水溶液中酸强度的量度，表示酸在水中释放质子能力的大小。Ka值愈大，酸性愈强。其值大于10时为强酸。一、酸碱的质子理论现在学习的是第17页，共131页B +H2O

7、BH+OH-_BOHBHKb类似地，碱B在水溶液中有下列平衡 Kb为碱解离平衡常数。Kb的大小表示碱接受质子能力的大小，Kb值愈大，碱性愈强。pKb是碱解离常数的负对数。一、酸碱的质子理论现在学习的是第18页，共131页共轭酸HAKa(aq)pKa(aq)共轭碱A-H3O+1.00H2OH2C2O45.610-21.23HC2O4-H3PO46.910-32.16H2PO4-HC2O4-6.510-54.19C2O4-HAc1.710-54.76Ac-H2CO34.510-76.35HCO3-H2PO4-6.210-87.21HPO42-HCO3-4.710-1110.33CO32-HPO42

8、-4.810-1312.32PO43-H2O1.010-1414.0OH-酸性增强碱性增强一、酸碱的质子理论现在学习的是第19页，共131页 Ka(或Kb)均与温度有关，不同的温度下Ka(或Kb)值不同。然而与弱酸弱碱的浓度无关。一、酸碱的质子理论现在学习的是第20页，共131页二、Lewis酸碱理论(酸碱电子理论)美国物理化学家Lewis G N 1923年美国化学家路易斯(Lewis G N)提出了酸碱电子理论现在学习的是第21页，共131页凡是可以接受电子对的物质称为酸(电子对接受体)凡是可以给出电子对的物质称为碱(电子对给予体)1.酸碱定义酸碱电子理论认为：例如：H+、Cu2+、BF3

9、 等为酸Ac-、CN-、NH3等为碱二、Lewis酸碱理论(酸碱电子理论)现在学习的是第22页，共131页 酸碱反应的实质是碱提供电子对与酸性物质生成配位共价键的反应。2.酸碱反应的实质酸 +碱 酸碱配合物A +:B A:BBFFF+BFFFF:F:.-例如：二、Lewis酸碱理论(酸碱电子理论)现在学习的是第23页，共131页Cu2+4(:NH3)CuNH3NH3NH3NH32+二、Lewis酸碱理论(酸碱电子理论)又如现在学习的是第24页，共131页Fe3+Cu2+H+BF3AlCl3SiF4CO2I2+Fe(OH2)63+Cu(NH3)42+H3O+F3BNH3AlCl4SiF62HCO

10、3(CH3)2COI26H2O 4 NH3H2O NH3Cl2 FOH(CH3)2CO第一列第二列第三列(路易斯酸+路易斯碱配合物)Fe3+Cu2+H+BF3AlCl3SiF4CO2I2Fe3+Cu2+H+BF3AlCl3SiF4CO2I2+Fe(OH2)63+Cu(NH3)42+H3O+F3BNH3AlCl4SiF62HCO3(CH3)2COI2Fe(OH2)63+Cu(NH3)42+H3O+F3BNH3AlCl4SiF62HCO3(CH3)2COI26H2O 4 NH3H2O NH3Cl2 FOH(CH3)2CO第一列第二列第三列酸+碱酸碱配合物现在学习的是第25页，共131页 由于酸碱电

11、子理论所包括的酸碱种类相当广泛，为了区别它们，一般把酸碱电子理论定义的酸碱，分别称为Lewis酸和Lewis碱，又称为广义酸和广义碱。二、Lewis酸碱理论(酸碱电子理论)现在学习的是第26页，共131页(一)水的质子自递平衡和水的离子积 水是一种既能给出质子又能接受质子的两性物质，因此在水分子间可发生质子传递反应。H2O+H2O H3O+OH-一、水的质子自递平衡H+第二节 酸碱平衡现在学习的是第27页，共131页_OHHKWKW 称为水的质子自递平衡常数，也称水的离子积 将质子从一个分子转移给另一个同类分子的反应称为质子自递作用。实验测出，纯水在298K时，14-100.1WK一、水的质子

12、自递平衡 上述反应称为水的质子自递作用，其平衡常数式表示为：现在学习的是第28页，共131页T/K KwT/K Kw273 1.110-15283 2.310-15 293 6.810-15298 1.010-14 313 2.910-14 373 5.510-13 水的质子自递作用是吸热过程，故温度升高,Kw随之增大。表5-1 不同温度下水的离子积常数一、水的质子自递平衡现在学习的是第29页，共131页 不仅适用于纯水，也适用于所有稀水溶液。_OHHKW水的离子积表达式一、水的质子自递平衡现在学习的是第30页，共131页(二)水溶液的pH 溶液的酸碱性取决于溶液中H+与OH-的相对大小。中性

13、溶液中 H+=OH-=1.010-7 molL-1酸性溶液中 H+1.010-7 molL-1 OH-碱性溶液中 H+1.010-7 molL-1 OH-一、水的质子自递平衡现在学习的是第31页，共131页通常用氢离子活度的负对数pH表示溶液的酸碱性。在稀溶液中，可用浓度的数值代替活度，则)(lgHapHlgHpH一、水的质子自递平衡现在学习的是第32页，共131页溶液的酸碱性也可用pOH来表示：lgOHpOH一、水的质子自递平衡现在学习的是第33页，共131页在298K时，则14100.1_WKOHH14 pOHpH一、水的质子自递平衡现在学习的是第34页，共131页表5-2 人体各种体液的

14、pH值体 液pH 值体 液pH 值血浆7.357.45大肠液8.38.4成人胃液0.91.5乳汁6.06.9婴儿胃液 5.0泪水7.4唾液6.356.85尿液4.87.5胰液7.58.0脑脊液7.357.45小肠液7.6一、水的质子自递平衡现在学习的是第35页，共131页二、共轭酸碱解离常数的关系以酸HB为例，在水溶液中有下列两个质子转移平衡：HB +H2O H3O+B-3HBBOHKaB-+H2O HB OH-BOHHBKbwbaKBOHHBHBBOHKK3现在学习的是第36页，共131页 Ka和Kb成反比关系，所以，在共轭酸碱对中，酸的强度愈大，其共轭碱的强度愈小；碱的强度愈大，其共轭酸的

15、强度愈小。可以看出由式 wbaKKK二、共轭酸碱解离常数的关系现在学习的是第37页，共131页例:已知HCN的Ka=6.210-10 ，计算CN-的Kb 。解：51014106.1102.6100.1awbKKK二、共轭酸碱解离常数的关系现在学习的是第38页，共131页 酸碱的解离常数为负指数，使用起来不大方便，因此也常用其负对数来表示。两边取负对数，得 在298K时，pKw14，所以wbaKKKwbapKpKpK14bapKpK二、共轭酸碱解离常数的关系现在学习的是第39页，共131页 对于多元弱酸(或多元弱碱)在水中的质子传递反应是分步进行的，情况复杂一些。例如H3PO4，其质子传递分三步

16、，每一步都有相应的质子传递平衡。二、共轭酸碱解离常数的关系现在学习的是第40页，共131页H3PO4+H2O H2PO4-+H3O+H2PO4-+H2O HPO42-+H3O+HPO42-+H2O PO43-+H3O+343342a1109.6POHOHPOHK8-42324a2101.6POHOHHPOK13-24334a3108.4HPOOHPOK现在学习的是第41页，共131页 H3PO4、H2PO4-、HPO42-均是酸，它们的共轭碱分别为H2PO4-、HPO42-、PO43-，其质子传递平衡常数分别为：H2PO4-+H2O H3PO4+OH-HPO42-+H2O H2PO4-+OH-

17、PO43-+H2O HPO42-+OH-23w1b101.2aKKK7a2wb2106.1KKK12a1w3b104.1KKK现在学习的是第42页，共131页(一)强酸或强碱溶液强酸或强碱属于强电解质，在水中完全解离。因此，一般浓度下，对于强酸HA，H3O+=c(HA)；对于强碱B，OH-=c(B)。但当H3O+或OH-10-6molL-1时，此时由H2O解离出的H+或OH-就不能忽略。三、弱酸(弱碱)与水之间的质子传递平衡现在学习的是第43页，共131页 在一元弱酸HA的水溶液中，存在两种质子传递平衡：(二)一元弱酸、弱碱溶液H2O+H2O H3O+OH-HA +H2O H3O+A-HAAO

18、H3aK3OHOHKw三、弱酸(弱碱)与水之间的质子传递平衡现在学习的是第44页，共131页(1)当Ka c 20Kw，可以忽略水的质子自递平衡HA +H2O H3O+A-2aHcHHAAHKH+2 +Ka H+cKa=0整理得：aaacKKKH422解得：此式为计算一元弱酸H+浓度的近似计算式三、弱酸(弱碱)与水之间的质子传递平衡现在学习的是第45页，共131页(2)当c/Ka 500时，弱酸的Ka2 Ka3，解离常数是逐步显著减少的。三、弱酸(弱碱)与水之间的质子传递平衡现在学习的是第51页，共131页又如H3PO4在水中有三级解离，25时，Ka1=6.910-3，Ka2=6.110-8，

19、Ka3=4.810-13。多元酸的Ka1Ka2Ka3，每级解离常数一般相差46个数量级，可忽略二、三级解离平衡。通常对于Ka1/Ka2102的多元酸的H3O+浓度的计算可按一元弱酸处理。三、弱酸(弱碱)与水之间的质子传递平衡现在学习的是第52页，共131页 同一溶液中各离子间的平衡是同时建立的，涉及多种平衡的离子时，该离子浓度必须满足溶液中的所有平衡，这是求解多个平衡共存问题时的一条重要原则。三、弱酸(弱碱)与水之间的质子传递平衡现在学习的是第53页，共131页 通过上例计算，对多元弱酸溶液可以得出如下结论：(1)当多元弱酸的Ka1/Ka2102时，可当作一元弱酸处理，求H3O+。(2)第二步

20、质子传递平衡所得的共轭碱的浓度近似等于Ka2，与酸的起始浓度无关。如H3PO4溶液中，HPO42-Ka2(H3PO4)。三、弱酸(弱碱)与水之间的质子传递平衡现在学习的是第54页，共131页2、多元弱碱 多元弱碱的分步解离与多元弱酸相似，根据类似的条件，可按一元弱碱溶液计算其OH-。能够接受多个质子的弱碱称为多元弱碱，例如CO32-、S2-、PO43-等离子。三、弱酸(弱碱)与水之间的质子传递平衡现在学习的是第55页，共131页 既能给出质子又能接受质子的物质称为两性物质。可分为三种类型。(四)两性物质溶液1、阴离子型(酸式盐)如HCO3-、H2PO4-等以HCO3-为例：HCO3-+H2O

21、H2CO3 +OH-HCO3-+H2O H3O+CO32-11322aa107.4)COH(KK作为酸：作为碱：832a1wb102.2)COH(KKK三、弱酸(弱碱)与水之间的质子传递平衡现在学习的是第56页，共131页2、弱酸弱碱型 如NH4Ac、NH4CN等。以NH4Ac为例：NH4+H2O NH3 +H3O+Ac-+H2O HAc +OH-作为酸：作为碱：103bwa106.5)(NHKKK10awb1071.5)(HAcKKK三、弱酸(弱碱)与水之间的质子传递平衡现在学习的是第57页，共131页 两性物质在水溶液中的酸碱性取决于Ka与Kb的相对大小，即当KaKb，溶液的pH 7，呈酸

22、性，如NaH2PO4、NH4F等Ka7，呈碱性，如Na2HPO4、NaHCO3等KaKb，溶液的pH7，呈中性，如NH4Ac等三、弱酸(弱碱)与水之间的质子传递平衡现在学习的是第58页，共131页 经数学推导和近似处理，两性物质H+浓度近似计算公式：cKKcKKHaWaa)(Ka为两性物质作为酸时的解离常数。c为两性物质的浓度。则为两性物质作为碱时其共轭酸的解离常数。aK式中：三、弱酸(弱碱)与水之间的质子传递平衡现在学习的是第59页，共131页两性物质 H+计算最简式aaKKH)(21aaKppKpH用pH表示为：当Kac 20Kw，且c 20aK最简式三、弱酸(弱碱)与水之间的质子传递平衡

23、现在学习的是第60页，共131页四、同离子效应和盐效应(一)浓度对酸碱平衡的影响1、改变弱酸、弱碱的浓度弱酸HA在水中存在解离平衡 HA+H2O H3O A-平衡建立后，若增大溶液中HA的浓度，则平衡被破坏，向着HA解离的方向移动，即H3O+和A-的浓度增大。现在学习的是第61页，共131页初始浓度 c 0 0平衡浓度 c c c c -1 2acK 当 5%时，1 1HAc +H2O H3O+Ac-以HAc为例：2、稀释定律2cKa四、同离子效应和盐效应现在学习的是第62页，共131页稀释定律：在一定温度下(Ka或Kb为定值)，某弱电解质的解离度随着溶液的稀释而增大。即：cKa四、同离子效应

24、和盐效应现在学习的是第63页，共131页(二)同离子效应 在弱酸或弱碱的水溶液中，加入与弱酸或弱碱含有相同离子的易溶性强电解质，使弱酸或弱碱的解离度降低的现象称为同离子效应。四、同离子效应和盐效应现在学习的是第64页，共131页平衡移动方向 HAc+H2O H3O+Ac-NH4Ac NH4+Ac-在HAc溶液中，加入少量强电解质NH4Ac，导致HAc在水中的解离平衡向左移动，从而降低了HAc的解离度。即四、同离子效应和盐效应现在学习的是第65页，共131页平衡移动方向 NH3+H2O OH-+NH4+NH4Ac Ac-+NH4+又如，在NH3H2O中，加入少量含有相同离子的强电解质如NH4Ac

25、(或NaOH)，弱碱NH3H2O的解离平衡将向左移动。四、同离子效应和盐效应现在学习的是第66页，共131页例:在1升0.100molL-1HAc溶液中加入0.100molNaAc固体(忽略引起的体积变化)。求此溶液的H3O+浓度及解离度。NaAc Na+Ac-初始浓度 0.100 0 0.100 平衡浓度 0.100-x x 0.100+x xxxHAcAcOHKa-100.0)100.0(_3解：设平衡时H3O+=x molL-1 HAc+H2O H3O+Ac-现在学习的是第67页，共131页100.0100.0 xx很小，1531076.1LmolOH%0175.0%100100.010

26、76.1%10053cOH由于同离子效应的影响，抑制了HAc的电离。51076.1-100.0)100.0(xxxxKa而0.100molL-1HAc溶液%32.1现在学习的是第68页，共131页 在弱电解质的溶液中，加入与弱电解质不具有相同离子的强电解质，使弱电解质的解离度略有增大的效应称作盐效应。(三)盐效应四、同离子效应和盐效应现在学习的是第69页，共131页 产生同离子效应的同时，一定伴随盐效应的发生。但同离子效应的影响比盐效应要大得多。一般情况下，盐效应的影响可忽略。四、同离子效应和盐效应现在学习的是第70页，共131页一、缓冲溶液的组成和作用机理第三节 缓 冲 溶 液溶液 50mL

27、 0.1molL-1NaCl50mL0.1molL-1HAc和NaAc加酸(或碱)前pH=7.00 pH=4.75加入1滴(0.05ml)1molL-1 HClpH=3.00pH=4.74加入1滴(0.05ml)1molL-1 NaOHpH=11.00pH=4.76实验1：现在学习的是第71页，共131页结论 HAc NaAc 混合溶液具有抵抗外来少量强酸、强碱而保持pH基本不变的能力。一、缓冲溶液的组成和作用机理现在学习的是第72页，共131页 1、缓冲溶液(Buffer solution)：能抵抗少量外来强酸、强碱而保持pH值基本不变的溶液。2、缓冲作用(Buffer action)：缓冲

28、溶液对外加少量强酸、强碱的抵抗作用。(一)缓冲溶液的组成一、缓冲溶液的组成和作用机理现在学习的是第73页，共131页缓冲溶液一般是由足够浓度和适当比例的共轭酸碱对所组成。习惯上把组成缓冲溶液的共轭酸碱对称为缓冲对(Buffer pair)或缓冲系(Buffer system)。一、缓冲溶液的组成和作用机理现在学习的是第74页，共131页共轭酸共轭碱HAcNH4ClH2PO4-NaAcNH3H2OHPO42-抗酸成分缓冲系抗碱成分组成示意图一、缓冲溶液的组成和作用机理现在学习的是第75页，共131页缓冲系弱酸共轭碱pKaHAc-NaAcHAcAc-4.76NaH2PO4-Na2HPO4H2PO4

29、-HPO42-7.21NH4Cl-NH3NH4+NH39.25H2CO3-NaHCO3H2CO3 CO32-10.25Na2HPO4-Na3PO4HPO42-PO43-12.32一些常见的缓冲系 现在学习的是第76页，共131页 在实际应用中，往往还可采用酸碱反应的生成物与剩余的反应物组成缓冲溶液。如:弱酸(过量)+强碱：HAc(过量)+NaOH 弱碱(过量)+强酸：NaAc(过量)+HCl 实际上,形成的仍然是共轭酸碱对的两种物质。一、缓冲溶液的组成和作用机理现在学习的是第77页，共131页 但这类溶液酸碱性太强，实用上很少当缓冲溶液使用。注意：较浓的强酸(如HCl)或较浓的强碱(如NaOH

30、)也具有缓冲作用。一、缓冲溶液的组成和作用机理现在学习的是第78页，共131页以HAcNaAc体系为例说明缓冲溶液的作用原理大量 大量极少量H+的大小取决于 的比值。HAc H+Ac-AcHAcKHaAcHAc(二)缓冲作用机理一、缓冲溶液的组成和作用机理现在学习的是第79页，共131页 加入少量强酸时，溶液中大量的Ac与外加的少量的H+结合成HAc共轭碱Ac-称为缓冲体系的抗酸成分。H+Ac-HAc 当达到新平衡时，HAc略有增加，Ac略有减少，变化不大，因此溶液的H+和pH值基本不变。AcHAc一、缓冲溶液的组成和作用机理现在学习的是第80页，共131页 加入少量强碱时，溶液中大量的HAc

31、与外加的少量的OH-结合生成Ac-和H2O共轭酸HAc称为缓冲体系的抗碱成分。当达到新平衡时，Ac 略有增加，HAc略有减少，变化不大，因此溶液的H+和pH值基本不变。AcHAcOH-+HAc Ac-+H2O一、缓冲溶液的组成和作用机理现在学习的是第81页，共131页结论：缓冲溶液中因含足够浓度的抗碱组分(HB)和抗酸组分(B-)，通过质子转移平衡的移动，调节和保持溶液的pH值不发生显著的变化。一、缓冲溶液的组成和作用机理现在学习的是第82页，共131页二、缓冲溶液pH值的计算以弱酸HB及其共轭碱B-组成的缓冲溶液为例HB+H2O H3O+B-根据平衡原理3HBBOHKa-整理得3-BHBKO

32、Ha等式两边取负对数得:lgHBBpKpHa现在学习的是第83页，共131页lgHBBpKpHa 此式为计算弱酸及其共轭碱组成的缓冲溶液pH的亨德森-哈塞尔巴赫(Henderson-Hasselbach)方程式。HBB式中的比值称为缓冲比。式中pKa为弱酸解离常数的负对数。二、缓冲溶液pH值的计算现在学习的是第84页，共131页(一)HendersonHasselbalch方程式的意义缓冲溶液的pH值主要取决于pKa。同一缓冲系，pKa值一定，其pH值随缓冲比的改变而改变。当缓冲比等于1时，pH=pKa。适当地稀释缓冲溶液时，由于弱酸及其共轭碱浓度同等程度地减少，而缓冲比不变，因此缓冲溶液的p

33、H值也不变。二、缓冲溶液pH值的计算现在学习的是第85页，共131页(二)HendersonHasselbalch方程式的应用lgHBBpKpHa1.HB在溶液中只少部分解离，且因B-的同离子效应，使HB几乎完全以分子状态存在。故 BHBcBcHB，HBBaccpKpHlg又可表示为二、缓冲溶液pH值的计算现在学习的是第86页，共131页2.若以nHB和nB-分别表示体积为V的缓冲溶液中所含共轭酸碱的物质的量，则VnVnpKccpKpHHBBaHBBa/lglg-HBBannpKpH-lg所以二、缓冲溶液pH值的计算现在学习的是第87页，共131页HBBaVVpKpHlgHBHBBBaHBBa

34、VcVcpKnnpKpH-lglg所以二、缓冲溶液pH值的计算3.若使用相同浓度的弱酸及其共轭碱来配制缓冲溶液，即cHB=cB-，设所取HB和B-溶液的体积分别为VHB和VB-，则现在学习的是第88页，共131页(3)NH3-NH4Cl缓冲溶液pH值计算式？434lg)(NHNHNHaccpKpH二、缓冲溶液pH值的计算现在学习的是第89页，共131页解:例:一升HAc-NaAc缓冲溶液中含有0.10molHAc和0.20molNaAc。计算该溶液的pH值?(已知HAc的Ka=1.7510-5)06.510.020.0lg76.4lgHAcAcannpKpH二、缓冲溶液pH值的计算现在学习的是

35、第90页，共131页pH pH改变量初始溶液5.06加入HCl后5.00仅减少0.06加入NaOH后5.13仅增加0.07加水稀释后5.06不变计算结果讨论:二、缓冲溶液pH值的计算现在学习的是第91页，共131页 缓冲比直接影响缓冲溶液的缓冲能力，一般认为，当缓冲比大于10:1或小于1:10时，缓冲溶液已基本丧失了缓冲能力。三、缓冲范围现在学习的是第92页，共131页最大缓冲容量减弱缓冲容量减弱11HBB110HBB101HBB1apKpH三、缓冲范围现在学习的是第93页，共131页通常把缓冲溶液的 作为缓冲作用的有效区间，称为缓冲溶液的有效缓冲范围(Buffer effective ran

36、ge)。1apKpH 显然不同缓冲系，因各种弱酸的pKa不同，缓冲范围也各不相同。三、缓冲范围现在学习的是第94页，共131页四、缓冲溶液的选择和配制1.选择合适的缓冲系：(1)所需配制的缓冲溶液的pH在pKa1缓冲范围内，并尽量接近弱酸pKa。(2)所选缓冲系的物质必须对主反无干扰，不产生沉淀、配合等副反应。(一)缓冲溶液的配制方法现在学习的是第95页，共131页4.校正3.计算所需缓冲系的量：根据Henderson-Hasselbalch方程计算。为配制方便，常常采用相同浓度的弱酸及其共轭碱来配制缓冲溶液。2.配制的缓冲溶液的总浓度要适当：一般总浓度0.05molL-10.2molL-1。

37、四、缓冲溶液的选择和配制现在学习的是第96页，共131页 例:欲配制pH=9.25的缓冲溶液，求需在500ml浓度为 0.10 molL-1 NH3溶液中加入多少克的NH4Cl?(已知 NH3的Kb=1.810-5)解：此缓冲溶液中molnNH050.010.0500.0343lg NHNHannpKpH40500lg74414259 NHn.+.=.moL.nNH05104所需要NH4Cl的质量为：0.05153.52.7g现在学习的是第97页，共131页溶 液浓度/(molL-1)pH(25)KHC4H4O6 饱和，253.557KHC8H4O40.0504.008KH2PO4-Na2HP

38、O40.025，0.0256.865KH2PO4-Na2HPO40.008695，0.030437.413(Na2B4O710H2O)0.019.180(二)标准缓冲溶液 标准缓冲溶液性质稳定，有一定的缓冲容量和抗稀释能力，用来校准pH计。四、缓冲溶液的选择和配制现在学习的是第98页，共131页 体液中存在多种生理缓冲系，使体液的pH保持基本稳定。例如：血液的pH保持在7.357.45之间血液中存在的缓冲系主要有:血浆中：H2CO3-HCO3-、H2PO4-HPO42-、HnP-Hn-1P-(HnP代表蛋白质)红细胞中：H2b-Hb-(H2b代表血红蛋白)、H2bO2-HbO2-(H2bO2代

39、表氧合血红蛋白)、H2CO3-HCO3-、H2PO4-HPO42-五、血液中的缓冲系现在学习的是第99页，共131页 上述缓冲系中，碳酸缓冲系的浓度最高，在维持血液pH的正常范围中发挥的作用最重要。来源于呼吸作用的二氧化碳溶于血液生成的碳酸，与其离解产生的碳酸氢根离子，以及血液中贮存的碳酸氢根离子达成平衡：CO2(溶解)+H2O H2CO3 H+HCO3-五、血液中的缓冲系现在学习的是第100页，共131页抗酸成分抗碱成分CO2+H2OOH-共轭酸共轭碱H2CO3 H+HCO3-H+现在学习的是第101页，共131页CO2(溶解)+H2O H2CO3 H+HCO3-当体内酸性物质增加,HCO3

40、-与H+结合，平衡左移；而当体内碱性物质增加时，H+结合OH-，H2CO3(CO2溶解)解离，平衡右移，H+均不发生明显改变。HCO3-在一定程度上可以代表血浆对体内所产生酸性物质的缓冲能力，所以常将血浆中的HCO3-称为碱储。五、血液中的缓冲系现在学习的是第102页，共131页血浆中的碳酸缓冲系pH的计算公式为：正常人血浆中HCO3-和CO2溶解的浓度分别为24mmolL-1和1.2mmolL-1，代入上式溶解lg231COHCOKppHa40.72.124lg10.6pH五、血液中的缓冲系现在学习的是第103页，共131页 若血液的pH小于7.35，则会发生酸中毒；若pH大于7.45，则发

41、生碱中毒。若血液的pH小于6.8或大于7.8，就会导致死亡。五、血液中的缓冲系现在学习的是第104页，共131页 自然界中绝对不溶的物质是没有的，所谓难溶和易溶是指溶解度大小的差异。通常把在100g水中的溶解度小于0.01g的物质称为难溶物。第四节 难溶强电解质的形成和溶解现在学习的是第105页，共131页 在强电解质中，有一类物质如CaCO3、BaSO4、AgCl 等在水中的溶解度很小，但溶解的部分是全部解离的。这类电解质称为难溶性强电解质。第四节 难溶强电解质的形成和溶解现在学习的是第106页，共131页一、溶度积常数(一)溶度积现在学习的是第107页，共131页 当溶解速率和沉淀速率相等

42、时，未溶解的固体与溶液中离子便达到固液两相之间的动态平衡。表示为：Ag+(aq)+Cl-(aq)溶解沉淀AgCl(s)AgCl(s)ClAg=-+将AgCl(s)并入常数项，得ClAgsp一、溶度积常数现在学习的是第108页，共131页Ksp反映了难溶电解质在水中的溶解能力。对于AaBb型的难溶电解质Ksp称为难溶电解质溶度积常数，简称溶度积。式中，an=bm溶度积常数的意义：在一定温度下，难溶电解质的饱和溶液中离子浓度幂之乘积为一常数。AaBb(s)aAn+(aq)+bBm-(aq)bmanspBAK一、溶度积常数现在学习的是第109页，共131页 在有关溶度积的计算中，离子浓度只能以mol

43、L-1表示；而溶解度的单位往往是g/L。因此，计算时有时要先将难溶电解质的溶解度 S 的单位换算为molL-1。在换算过程中，必须注意所用的浓度单位。(二)溶度积与溶解度一、溶度积常数现在学习的是第110页，共131页设AaBb的溶解度为S，达到平衡时平衡浓度/molL-1aSbSbabaspSbaSSKba)b()a(AaBb(s)aAn+(aq)+bBm-(aq)babaspbaKS一、溶度积常数现在学习的是第111页，共131页例如 AB2或A2B型难溶电解质34spKS 思考:求Ca3(PO4)2的溶解度S与溶度积Ksp之间的关系?5108spKS 一、溶度积常数现在学习的是第112页

44、，共131页例：已知298K时，AgCl的溶解度为1.9110-3gL-1，求同温度下AgCl的溶度积。解：已知M(AgCl)=143.4 gmol-1,则以molL-1表示的AgCl的溶解度为 AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq)SS1531033.14.1431091.1LmolS平衡浓度/molL-11021077.1SClAgKsp现在学习的是第113页，共131页难溶电解质KspS/(molL-1)AgCl1.7710-101.3310-5AgBr5.3510-137.3110-7AgI8.5210-179.2310-9Ag2CrO41.1210-126.5410-5结论:(

45、1)同类型的难溶电解质,Ksp愈大,S也愈大。(2)不同类型的难溶电解质不能直接根据Ksp比较S的相对大小，要通过计算才能比较。几个不同类型难溶电解质的Ksp和S的比较现在学习的是第114页，共131页 离子积Qc:表示任一条件下离子浓度幂的乘积。Qc和Ksp表达形式类似，但含义不同。Ksp表示难溶电解质饱和溶液中离子浓度幂的乘积，仅是Qc的一个特例。(三)溶度积规则 沉淀-溶解平衡是动态平衡。一、溶度积常数现在学习的是第115页，共131页对某一溶液:1.Qc=Ksp 溶液饱和。沉淀与溶解达到动态平 衡，既无沉淀析出又无沉淀溶解。2.Qc Ksp 溶液不饱和。溶液无沉淀析出，若加入难溶电解质

46、，则会继续溶解。3.Qc Ksp 溶液过饱和。溶液会有沉淀析出。以上三点称为溶度积规则，是判断沉淀生成和溶解的依据。一、溶度积常数现在学习的是第116页，共131页(四)沉淀的生成 根据溶度积规则，当溶液中的QcKsp时，就会生成沉淀。一、溶度积常数现在学习的是第117页，共131页 例：某种溶液中，含SO42-浓度为6.010-4 molL-1,若在 4.0L该溶液中，加入 0.010molL-1 BaCl2溶液 1.0L，问是否有BaSO4 沉淀生成？(已知BaSO4的Ksp=1.0810-10)解：两种溶液混合后14424108.40.50.4100.6LmolSO132100.20.5

47、0.1010.0LmolBaspcKSOBaQ7242106.9因此溶液中有BaSO4 沉淀生成。现在学习的是第118页，共131页 在难溶电解质饱和溶液中加入含有共同离子的强电解质，而使难溶电解质的溶解度降低的效应称为沉淀平衡中的同离子效应。(五)沉淀平衡中的同离子效应和盐效应一、溶度积常数现在学习的是第119页，共131页 在实际工作中，通常利用同离子效应，加大沉淀剂的用量(一般过量20%50%)，使被沉淀离子沉淀更加完全。例如在洗涤沉淀(如BaSO4)的过程中，为避免沉淀溶解，可采用含相同离子的溶液(如稀H2SO4)进行洗涤。应用：一、溶度积常数现在学习的是第120页，共131页 在难溶

48、电解质饱和溶液中加入不含相同离子的强电解质，将使难溶电解质的溶解度略微增大，这种效应称为沉淀溶解平衡中的盐效应。一、溶度积常数现在学习的是第121页，共131页 如果在溶液中有两种以上的离子可与同一试剂反应产生沉淀，首先析出的是离子积最先达到溶度积的化合物。这种按先后顺序沉淀的现象，称为分步沉淀(分级沉淀)。利用分步沉淀可进行离子间的相互分离。二、分步沉淀现在学习的是第122页，共131页 如在含有同浓度Cl-和CrO42-的溶液中，逐滴加入AgNO3溶液，最先看到白色AgCl沉淀，至加到一定量AgNO3溶液后，才生成砖红色Ag2CrO4沉淀，这是因为AgCl的离子积先达到溶度积而首先沉淀。二

49、、分步沉淀现在学习的是第123页，共131页例：在浓度均为0.0100molL-1的KCl和KI混合溶液中，逐滴加入AgNO3溶液时，Cl-和I-哪个离子先沉淀？当第二个离子刚开始沉淀时,溶液中先沉淀的离子浓度为多少？已知Ksp(AgCl)=1.7710-10,Ksp(AgI)=8.5210-17解：AgCl开始沉淀时,1810spLmol1077.10100.01077.1Cl)(AgClAgKAgI开始沉淀时，11517spLmol1052.80100.01052.8I)(AgIAgK现在学习的是第124页，共131页所以AgI先沉淀。当 AgCl开始沉淀，19817spLmol1081.

50、41077.11052.8Ag)(AgII K二、分步沉淀现在学习的是第125页，共131页 通过控制溶液中的酸度，即控制溶液中OH-的浓度，达到分离金属离子的目的。金属氢氧化物沉淀溶解平衡为：利用分步沉淀法可分离混合溶液中的各种离子，应用最多的是难溶金属氢氧化物的分步沉淀。M(OH)n(s)Mn+(aq)+nOH-(aq)nnspOHMK二、分步沉淀现在学习的是第126页，共131页根据溶度积规则，nnspOHMKnMspOHncKc当金属离子Mn+生成M(OH)n沉淀时，须满足当金属离子Mn+沉淀完全时，nspOHKc5100.1二、分步沉淀现在学习的是第127页，共131页(一)沉淀的溶