第九章酸碱平衡优秀PPT.ppt

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1、第九章酸碱平衡第一页，本课件共有72页酸碱理论酸碱理论二、酸碱质子理论二、酸碱质子理论1、酸碱的定义、酸碱的定义酸：酸：凡能给出质子的物质都是酸凡能给出质子的物质都是酸。碱：碱：凡能接受质子的物质都是碱凡能接受质子的物质都是碱。酸和碱可以是分子或离子酸和碱可以是分子或离子。如。如HCl、NH4+、HSO4-是是酸；酸；Cl-、NH3、HSO4-是碱。是碱。如：如：HCl H+Cl-酸酸质子质子+碱碱这样的这样的一对酸碱一对酸碱，它们依赖获得或给出质子互相依存，它们依赖获得或给出质子互相依存这样的酸碱对叫做这样的酸碱对叫做共轭酸碱对共轭酸碱对，这里，这里Cl-离子是离子是HCl的的共轭共轭碱碱，

2、而，而HCl是是Cl-离子的离子的共轭酸共轭酸。即。即HA H+A-共轭酸共轭酸共轭碱共轭碱第二页，本课件共有72页酸碱理论酸碱理论一般来说：一般来说：共轭酸越强，它的共轭碱就越弱共轭酸越强，它的共轭碱就越弱；共轭碱越强，它的共轭酸就越弱共轭碱越强，它的共轭酸就越弱。如：如：H2OH+OH-水为最弱的酸，它的共轭碱是最强的碱。水为最弱的酸，它的共轭碱是最强的碱。酸的强度：酸的强度：用给出质子的能力来量度用给出质子的能力来量度。强酸具有高度给出质子的能力。如强酸具有高度给出质子的能力。如HClO4、HCl、HNO3、H2SO4等。等。碱的强度：碱的强度：用接受质子的能力来量度用接受质子的能力来量

3、度。强碱具有高度接受质子的能力。如强碱具有高度接受质子的能力。如OH-、PO43-离离子等。子等。第三页，本课件共有72页酸碱理论酸碱理论酸酸共轭碱共轭碱名称名称化学式化学式化学式化学式名称名称高氯酸高氯酸HClO4ClO4-高氯酸根高氯酸根硫酸硫酸H2SO4HSO4-硫酸氢根硫酸氢根硫酸氢根硫酸氢根HSO4-SO42-硫酸根硫酸根水合氢离子水合氢离子H3O+H2O水水水水H2OOH-氢氧根氢氧根铵离子铵离子NH4+NH3氨氨氨氨NH3NH2-氨基离子氨基离子氢溴酸氢溴酸HBrBr-溴离子溴离子酸及其共轭碱酸及其共轭碱第四页，本课件共有72页酸碱理论酸碱理论从表中的共轭酸碱对可以看出：从表中的

4、共轭酸碱对可以看出：酸和碱可以是分子也可以是离子；酸和碱可以是分子也可以是离子；有的离子在某个共轭酸碱对中是碱，但在另一个共有的离子在某个共轭酸碱对中是碱，但在另一个共轭酸碱对中却是酸，如轭酸碱对中却是酸，如HSO4-等；等；质子论中没有盐的概念。质子论中没有盐的概念。第五页，本课件共有72页酸碱理论酸碱理论2、酸碱反应、酸碱反应根据酸碱质子理论，酸碱反应的实质，就是两个共根据酸碱质子理论，酸碱反应的实质，就是两个共轭酸碱对之间质子传递的反应。例如：轭酸碱对之间质子传递的反应。例如：HCl+NH3=NH4+Cl-酸酸1碱碱2酸酸2碱碱1NH3和和HCl的反应，无论在水溶液中或气相中，其实质的反

5、应，无论在水溶液中或气相中，其实质都是一样的。都是一样的。即即HCl是酸，放出质子给是酸，放出质子给NH3，然后转变为它的共轭，然后转变为它的共轭碱碱Cl-；NH3是碱，接受质子后转变为它的共轭酸是碱，接受质子后转变为它的共轭酸NH4+。强酸放出的质子，转化为较弱的共轭碱。强酸放出的质子，转化为较弱的共轭碱。第六页，本课件共有72页酸碱质子理论不仅扩大了酸和碱的范围，还可酸碱质子理论不仅扩大了酸和碱的范围，还可以把电离理论中的电离作用、中和作用及水解作用，以把电离理论中的电离作用、中和作用及水解作用，统统包括在酸碱反应的范围之内，都是可以看作是统统包括在酸碱反应的范围之内，都是可以看作是质子传

6、递的酸碱中和反应。质子传递的酸碱中和反应。(1)电离作用：电离作用：根据酸碱质子理论的观点，电离作用就是水与分子根据酸碱质子理论的观点，电离作用就是水与分子酸碱的质子传递反应。酸碱的质子传递反应。在水溶液中，酸电离时放出质子给水，并产生共轭碱。在水溶液中，酸电离时放出质子给水，并产生共轭碱。酸碱理论酸碱理论第七页，本课件共有72页酸碱理论酸碱理论强酸给出质子的能力很强，其共轭碱则较弱，几乎强酸给出质子的能力很强，其共轭碱则较弱，几乎不能结合质子，因此反应几乎完全进行不能结合质子，因此反应几乎完全进行(相当于电离理论相当于电离理论的全部电离的全部电离)。HCl+H2OH3O+Cl-酸酸1碱碱2酸

7、酸2碱碱1弱酸给出质子的能力很弱，其共轭碱则较强，因此反弱酸给出质子的能力很弱，其共轭碱则较强，因此反应程度很小，为可逆反应应程度很小，为可逆反应(相当于电离理论的部分电离相当于电离理论的部分电离)。HAc+H2OH3O+Ac-酸酸1碱碱2酸酸2碱碱1第八页，本课件共有72页氨和水的反应，氨和水的反应，H2O给出质子，由于给出质子，由于H2O是弱酸是弱酸所以反应程度也很小，是可逆反应所以反应程度也很小，是可逆反应(相当于相当于NH3在水中在水中的电离过程的电离过程)。H2O+NH3NH4+OH-酸酸1碱碱2酸酸2碱碱1酸碱理论酸碱理论可见在酸的电离过程中，可见在酸的电离过程中，H2O接受质子，

8、是一个接受质子，是一个碱，而在碱，而在NH3的电离过程中，的电离过程中，H2O放出质子，又是一个放出质子，又是一个酸，所以水是两性物质。酸，所以水是两性物质。H2O+H2OH3O+OH-由于由于H3O+与与OH-均为强酸和强碱，所以平衡强烈均为强酸和强碱，所以平衡强烈向左移动。向左移动。第九页，本课件共有72页酸碱理论酸碱理论(2)水解反应水解反应质子论中没有盐的概念，因此，也没有盐的水质子论中没有盐的概念，因此，也没有盐的水解反应。解反应。电离理论中水解反应相当于质子论中水与离子酸、电离理论中水解反应相当于质子论中水与离子酸、碱的质子传递反应。碱的质子传递反应。H3O+Ac-HAc+H2O酸

9、酸1碱碱2酸酸2碱碱1NH4+OH-H2O+NH3酸酸1碱碱2酸酸2碱碱1第十页，本课件共有72页酸碱理论酸碱理论通过上面的分析看出，酸碱质子理论扩大了酸碱的通过上面的分析看出，酸碱质子理论扩大了酸碱的含义和酸碱反应的范围，摆脱了酸碱必须在水中发生的含义和酸碱反应的范围，摆脱了酸碱必须在水中发生的局限性，解决了一些非水溶剂或气体间的酸碱反应，并局限性，解决了一些非水溶剂或气体间的酸碱反应，并把水溶液中进行的离子反应系统地归纳为质子传递的酸把水溶液中进行的离子反应系统地归纳为质子传递的酸碱反应。碱反应。这样，加深了人们对于酸碱和酸碱反应的认识。关这样，加深了人们对于酸碱和酸碱反应的认识。关于酸碱

10、的定量标度问题，酸碱质子理论亦能象电离理论于酸碱的定量标度问题，酸碱质子理论亦能象电离理论一样，应用平衡常数来定量地衡量在某溶剂中酸或碱的一样，应用平衡常数来定量地衡量在某溶剂中酸或碱的强度，这就使酸碱质子理论得到广泛应用。强度，这就使酸碱质子理论得到广泛应用。但是，酸碱质子理论只限于质子的放出和接受，所以但是，酸碱质子理论只限于质子的放出和接受，所以必须含有氢，这就不能解释不含氢的一类的反应。必须含有氢，这就不能解释不含氢的一类的反应。第十一页，本课件共有72页酸碱理论酸碱理论三、三、酸碱电子理论酸碱电子理论凡是可以接受电子对的物质为酸凡是可以接受电子对的物质为酸，凡是可以给出电子凡是可以给

11、出电子对的物质称为碱。对的物质称为碱。因此，酸又是电子对接受体，碱是电子对给予体。因此，酸又是电子对接受体，碱是电子对给予体。酸碱反应的实质是配位键酸碱反应的实质是配位键(两原子间的共用电子对是两原子间的共用电子对是由一个原子单独提供的化学键称为配位键，通常用由一个原子单独提供的化学键称为配位键，通常用表表示。的形成并生成酸碱配合物。示。的形成并生成酸碱配合物。酸酸碱碱酸碱配合物。酸碱配合物。(电子对接受体电子对接受体)(电子对给予体电子对给予体)H+:OH-H：OHHCl+:NH3HNH3BF3+:F-FB3Cu2+4:NH3Cu(NH3)4第十二页，本课件共有72页酸碱理论酸碱理论由于在化

12、合物中配位键普遍存在，因此路易斯酸、由于在化合物中配位键普遍存在，因此路易斯酸、碱的范围极其广泛，酸碱配合物无所不包。碱的范围极其广泛，酸碱配合物无所不包。凡金属离子凡金属离子都是酸都是酸，与金属离子结合的不管是阴离子或中性分子与金属离子结合的不管是阴离子或中性分子都是碱都是碱。所以一切盐类所以一切盐类(如如MgCl2)、金属氧化物、金属氧化物(CaO)及其及其它大多数无机化合物都是酸碱配合物。它大多数无机化合物都是酸碱配合物。有机化合物如乙醇有机化合物如乙醇CH3CH2OH可看作是可看作是(酸酸)和和OH-碱以配位键结合而成的酸碱配合物碱以配位键结合而成的酸碱配合物C2H5OH酸碱电子理论对

13、酸碱的定义，摆脱了体系必须具有酸碱电子理论对酸碱的定义，摆脱了体系必须具有某种离子或元素也不受溶剂的限制，以电子的给出和接某种离子或元素也不受溶剂的限制，以电子的给出和接受来说明酸碱的反应，故它更能体现物质的本质属性，受来说明酸碱的反应，故它更能体现物质的本质属性，较前面几个酸碱理论更为全面和广泛。但是由其对酸碱较前面几个酸碱理论更为全面和广泛。但是由其对酸碱的认识过于笼统，因而不易掌握酸碱的特征。的认识过于笼统，因而不易掌握酸碱的特征。第十三页，本课件共有72页水的离子积和水的离子积和pH一、一、水的电离水的电离纯水有微弱的导电能力纯水有微弱的导电能力H2O+H2OH3O+OH-orH2OH

14、+OH-实验测得实验测得295K时时1升纯水仅有升纯水仅有10-7mol水分子电离，水分子电离，所以所以H+=OH-=10-7mol/L由平衡原理由平衡原理Kw=H+OH-=10-14Kw为水的离子积常数。简称水的离子积。为水的离子积常数。简称水的离子积。Kw的意义为：一定温度时，水溶液中的意义为：一定温度时，水溶液中H+和和OH-之之积为一常数。积为一常数。水的电离是吸热反应，当温度升高时水的电离是吸热反应，当温度升高时Kw增大。增大。第十四页，本课件共有72页水的离子积和水的离子积和pH水的离子积常数与温度的关系水的离子积常数与温度的关系T/KKw2731.510-152917.410-1

15、52951.0010-142981.2710-143235.610-143737.410-13第十五页，本课件共有72页水的离子积和水的离子积和pH二、二、溶液的酸度溶液的酸度水溶液中氢离子的浓度称为溶液的水溶液中氢离子的浓度称为溶液的酸度。酸度。水溶液中水溶液中H+离子的浓度变化幅度往往很大，浓的可离子的浓度变化幅度往往很大，浓的可大于大于10molL-1，在，在H+1的情况下，用的情况下，用pH(负对数法负对数法)表示溶液的酸度更为方便，表示溶液的酸度更为方便，pH的定义是：的定义是：溶液中氢离子浓度的负对数叫做溶液中氢离子浓度的负对数叫做pH值。值。pH=-lgH+pOH=lgOH第十六

16、页，本课件共有72页水的离子积和水的离子积和pH二、溶液的酸度二、溶液的酸度在在25时，时，HOH=10 14=K w，则则pH+pOH=14中性：中性：c（H+）=c（OH-）此时：此时：pH=pOH=7酸酸性：性：c（H+）c（OH-）此时：此时：pH7，pOH 7碱性：碱性：c（OH-）c（H+）此时：）此时：pH 7，pOH7pH和和pOH只适用于只适用于H3O+和和OH-离子浓度的离子浓度的pH和和pOH范围为范围为114之间的溶液，对于高浓度的强酸、强碱，之间的溶液，对于高浓度的强酸、强碱，往往直接用物质的量浓度表示，否则往往直接用物质的量浓度表示，否则pH和和pOH会成会成为负值

17、。为负值。第十七页，本课件共有72页电解质的电离电解质的电离一、一元弱酸弱碱的电离一、一元弱酸弱碱的电离1、电离常数、电离常数HAc+H2OH3O+Ac-orHAcH+Ac-在一定温度下，其平衡关系为：在一定温度下，其平衡关系为：Ka=H+Ac-/HAcKa称为弱酸的电离平衡常数，简称为酸常数。称为弱酸的电离平衡常数，简称为酸常数。H2O+NH3NH4+OH-Kb=NH4+OH-/NH3Ka和和Kb是化学平衡常数的一种形式，利用电离常数是化学平衡常数的一种形式，利用电离常数数值的大小，可以估计弱电解质电离的趋势。数值的大小，可以估计弱电解质电离的趋势。K值越大，值越大，电离常数越大。电离常数越

18、大。通常把通常把Ka=10-210-7的酸称为弱酸，的酸称为弱酸，Ka10-7的酸称为的酸称为极弱酸，弱碱亦可按极弱酸，弱碱亦可按Kb大小进行分类。大小进行分类。第十八页，本课件共有72页电解质的电离电解质的电离按酸碱质子理论，其共轭酸碱对如：按酸碱质子理论，其共轭酸碱对如：HBB-+H+Ka=B-H+/HB其共轭碱的电离为：其共轭碱的电离为：B-+H2OHB+OH-Kb=HBOH-/B-两式相乘得：两式相乘得：KaKb=Kw即即Ka和和Kb成反比关系，所以，弱酸的酸性越强成反比关系，所以，弱酸的酸性越强(Kb越大越大)，则其共轭碱的碱性越弱，则其共轭碱的碱性越弱(Kb越小越小)。Ka越大酸性

19、越强越大酸性越强pKa定义为定义为pKa=-lgKa所以所以pKa值正值越大，对应的酸越弱。值正值越大，对应的酸越弱。对于多元弱酸如对于多元弱酸如H3PO4H2PO4-HPO42-酸度递减。酸度递减。第十九页，本课件共有72页电解质的电离电解质的电离酸酸KapKa碱碱KbpKbHIO31.6910-10.77IO3-5.110-1413.29HSO4-1.2010-21.92SO42-8.3310-1312.08H3PO47.5210-32.12H2PO4-1.3310-1211.88HNO24.610-43.37NO2-2.1710-1110.66HF3.5310-43.45F-2.8310

20、-1110.55HAc1.7610-54.76Ac-5.6810-109.26HClO2.9510-87.53ClO-3.3910-76.47NH4+5.6410-109.25NH31.7710-54.751HCN4.9310-109.31CN-2.0310-54.69HS-1.210-1514.92S2-8.33-0.92第二十页，本课件共有72页电解质的电离电解质的电离2、解离度、解离度电离程度的大小电离程度的大小=(已电离的浓度已电离的浓度/弱电解质的初始浓度弱电解质的初始浓度)100如：测得如：测得0.10molL-1HAc的的=1.33则表明每则表明每10000个个HAc分子中有分子

21、中有133个分子发生了电离。个分子发生了电离。既然既然0.10molL-1HAc的的=1.33则求则求HAc的平衡常的平衡常数与数与 的关系。的关系。HAcH+Ac-初始浓度初始浓度c00平衡浓度平衡浓度c-c c c Ka=c 2/(1-)当当 5或或c酸酸/Ka 400时时1-1即即Kac 2=第二十一页，本课件共有72页电解质的电离电解质的电离例题例题:298K时时HAc的的Ka=1.7610-5计算计算0.10molL-1HAc溶液的溶液的H+浓度和解离度。浓度和解离度。解：设平衡时解：设平衡时H+离子浓度为离子浓度为xHAc H+Ac-初始浓度初始浓度0.1000平衡浓度平衡浓度0.

22、10-x x xKa=x2/(0.10-x)当当5时或时或c酸酸/Ka400,则则c酸酸酸酸即即0.10-x0.10，这时上式为：，这时上式为：Ka=x2/(0.10)=1.7610-5H+=x=1.3310-3molL-1=H+/c酸酸100=1.3310-3/0.1100=1.33答答:H+浓度为浓度为1.3310-3molL-1，解离度为，解离度为1.33第二十二页，本课件共有72页电解质的电离电解质的电离从上题中从上题中H+浓度为浓度为1.3310-3molL-1，可知水的电，可知水的电离可以忽略。离可以忽略。当忽略水的电离时：当忽略水的电离时：对于一元弱酸：若对于一元弱酸：若 5时或

23、时或c酸酸/Ka400则则H+=Kac酸酸对于一元弱碱：若对于一元弱碱：若 K2K3时时,求求H+时当做一元酸处理；时当做一元酸处理；二元酸中酸根的浓度近似于二元酸中酸根的浓度近似于K2，与酸的原始浓度，与酸的原始浓度关系不大。关系不大。第二十六页，本课件共有72页电解质的电离电解质的电离由化学平衡移动原理，改变多元弱酸溶液的由化学平衡移动原理，改变多元弱酸溶液的pH值，值，将使电离平衡发生移动。将使电离平衡发生移动。K1K2=H+2S2-/H2SS2-=K1K2H2S/H+例题：饱和例题：饱和H2S，加酸使，加酸使H+为为0.24molL-1这时溶液这时溶液中中S2-=？解：解：S2-=K1

24、K2H2S/H+=5.710-81.210-150.10/0.242=1.210-22(molL-1)答：答：S2-=1.210-22molL-1第二十七页，本课件共有72页同离子效应、缓冲溶液同离子效应、缓冲溶液一、一、同离子效应同离子效应HAcH+Ac-NaAcNa+Ac-HAc中加入少量中加入少量NaAc,由于醋酸根的浓度增大由于醋酸根的浓度增大,使使HAc的电离平衡向左移动，从而降低了的电离平衡向左移动，从而降低了HAc的解离度。的解离度。在已经建立离子平衡的弱电解质溶液中在已经建立离子平衡的弱电解质溶液中,加入与加入与其含有相同离子的另一强电解质其含有相同离子的另一强电解质,而使平衡

25、向降低弱而使平衡向降低弱电解质电离度方向移动的作用称为电解质电离度方向移动的作用称为同离子效应同离子效应。第二十八页，本课件共有72页同离子效应、缓冲溶液同离子效应、缓冲溶液例题例题:在在0.10molL-1HAc溶液中加入少量溶液中加入少量NaAc，使其，使其浓度为浓度为0.10molL-1求该溶液的求该溶液的H+离子浓度和解离度。离子浓度和解离度。解：解：求求H+HAcH+Ac-初初0.100.1平平0.1-x x0.1+x由于同离子效应，由于同离子效应，0.1molL-1HAc的解离度更小的解离度更小HAc=0.1-x0.1Ac-=0.1+x0.1H+Ac-/HAc=Kax=H+=1.7

26、610-5molL-1=H+/c100=0.0176答答:H+为为1.7610-5molL-1，解离度，解离度 为为0.0176第二十九页，本课件共有72页同离子效应、缓冲溶液同离子效应、缓冲溶液通过上述计算可以导出一元弱酸及其盐的混合溶液中通过上述计算可以导出一元弱酸及其盐的混合溶液中H+的一般近似公式：的一般近似公式：设酸设酸HAc的浓度为的浓度为c酸酸、盐、盐(Ac-)的浓度为的浓度为c盐盐HAcH+Ac-初初c酸酸0c盐盐平平c酸酸-xxc盐盐+xc酸酸c盐盐代入平衡关系式代入平衡关系式xc盐盐/c酸酸=Kax=Kac酸酸/c盐盐即即H+=Kac酸酸/c盐盐两边取负对数两边取负对数pH

27、=pKa-lg(c酸酸/c盐盐)同理可推导出弱碱溶液中同理可推导出弱碱溶液中OH-的计算公式的计算公式即即OH-=Kbc碱碱/c盐盐两边取负对数两边取负对数pOH=pKb-lg(c碱碱/c盐盐)第三十页，本课件共有72页同离子效应、缓冲溶液同离子效应、缓冲溶液二、二、缓冲溶液缓冲溶液1、缓冲溶液的定义、缓冲溶液的定义实验：在一试管中放入实验：在一试管中放入10毫升毫升0.1molL-1HAc溶液溶液和和10毫升毫升0.1molL-1NaAc溶液，混合后，用甲基红作溶液，混合后，用甲基红作指示剂指示剂(变色范围变色范围pH=4.46.2颜色红颜色红黄黄)分成四份，分成四份，一份加一份加1滴滴2m

28、olL-1HCl，另一份加，另一份加1滴滴2molL-1NaOH，第三份入等体积的水稀释，第四份做比较。第三份入等体积的水稀释，第四份做比较。结果颜色均无变化。即溶液的结果颜色均无变化。即溶液的pH值基本不变。值基本不变。这种能抵抗外来少量强酸、强碱或稀释的影响，这种能抵抗外来少量强酸、强碱或稀释的影响，而能保持而能保持pH值基本不变的溶液叫做值基本不变的溶液叫做缓冲溶液缓冲溶液。缓冲溶液。缓冲溶液的这种作用叫做的这种作用叫做缓冲作用缓冲作用。第三十一页，本课件共有72页同离子效应、缓冲溶液同离子效应、缓冲溶液2、缓冲作用原理、缓冲作用原理在含有在含有HAc的的NaAc的溶液中存在下列电离过程

29、的溶液中存在下列电离过程:HAcH+Ac-NaAcNa+Ac-NaAc完全电离，由于同离子效应，降低了完全电离，由于同离子效应，降低了HAc的电的电离度，这时离度，这时HAc和和Ac-都较大，而且存在着都较大，而且存在着HAc电离电离平衡。平衡。当加入少量当加入少量H+时，时，H+离子和溶液中的离子和溶液中的Ac-结合生成结合生成HAc，使电离平衡向左移动，达到新平衡时，使电离平衡向左移动，达到新平衡时H+离子浓度离子浓度不会显著增加；不会显著增加；如果在上述溶液中加入少量的碱，增加的如果在上述溶液中加入少量的碱，增加的OH-与溶与溶液中的液中的H+离子结合为水，这时离子结合为水，这时HAc的

30、电离平衡向右移动，的电离平衡向右移动，以补充以补充H+离子的减少。离子的减少。缓冲能力是有限的，只是少量酸碱。缓冲能力是有限的，只是少量酸碱。第三十二页，本课件共有72页同离子效应、缓冲溶液同离子效应、缓冲溶液3、缓冲溶液的、缓冲溶液的pH值值前面已经讨论了弱酸及其盐的前面已经讨论了弱酸及其盐的pH值为：值为：pH=pKa-lg(c酸酸/c盐盐)称为缓冲溶液公式称为缓冲溶液公式pH值决定于值决定于Ka和和(c酸酸/c盐盐)两个因素。两个因素。利用缓冲溶液公式，可以计算缓冲溶液的利用缓冲溶液公式，可以计算缓冲溶液的pH值和外加值和外加酸碱后溶液酸碱后溶液pH的变化。的变化。第三十三页，本课件共有

31、72页同离子效应、缓冲溶液同离子效应、缓冲溶液例题例题:乳酸乳酸HLac的的Ka=1.410-4，1升含有升含有1mol的的HLac和和1molNaLac的缓冲溶液中加的缓冲溶液中加0.01molL-1的酸，溶液的的酸，溶液的pH值为值为多少？加多少？加0.01molL-1的的OH-,pH值又是几？值又是几？解：解：求缓冲溶液的求缓冲溶液的pH:c酸酸=1molL-1；c=1molL-1pKa=-lg1.410-4=3.85pH=pKa-lg(c酸酸/c盐盐)=3.85加酸使加酸使cH+=0.01molL-1则则H+与与Lac-结合生成结合生成HLaccHLac=1+0.01=1.01molL

32、-1,cLac-=1-0.01=0.99molL-1pH=3.85-lg(1.01/0.99)=3.84加碱使加碱使cOH-=0.01molL-1pH=3.85-lg(0.99/1.01)=3.86第三十四页，本课件共有72页同离子效应、缓冲溶液同离子效应、缓冲溶液4、缓冲溶液的选择和配制、缓冲溶液的选择和配制配制一定配制一定pH值的缓冲溶液，因当值的缓冲溶液，因当c酸酸=c盐盐时按时按:pH=pKa-lg(c酸酸/c盐盐)pH=pKa，选择，选择pKa与所需与所需pH值相等或接近的弱酸及其值相等或接近的弱酸及其盐，这时对外加酸，碱有同等的缓冲能力。盐，这时对外加酸，碱有同等的缓冲能力。如：如

33、：HAc的的pKa=4.75，欲配制，欲配制pH值为值为5左右的缓冲溶左右的缓冲溶液，可选择液，可选择HAcNaAc缓冲对；缓冲对；H2PO4-的的pKa=7.21，欲配制，欲配制pH值为值为7左右的缓冲溶液，左右的缓冲溶液，可选择可选择NaH2PO4Na2HPO4缓冲对；缓冲对；HCO3-的的pKa=10.25，欲配制，欲配制pH值为值为10左右的缓冲溶左右的缓冲溶液，可选择液，可选择NaHCO3Na2CO3缓冲对。缓冲对。再由再由pH=pKa-lg(c酸酸/c盐盐)适当调整适当调整(c酸酸/c盐盐)值。值。注：所选缓冲溶液不能与反应物或生成物起反应。注：所选缓冲溶液不能与反应物或生成物起反

34、应。第三十五页，本课件共有72页盐类水解盐类水解盐的离子与溶液中水电离出的盐的离子与溶液中水电离出的H+离子或离子或OH-离子离子作用产生弱电解质的反应，叫做作用产生弱电解质的反应，叫做盐的水解盐的水解。一、弱酸强碱盐一、弱酸强碱盐一元弱酸强碱盐的水解，以一元弱酸强碱盐的水解，以NaAc为例：为例：Ac-+H2OHAc+OH-即为即为NaAc的水解平衡，其在水溶液中有：的水解平衡，其在水溶液中有：H2OH+OH-KwH+Ac-HAc1/KaAc-+H2OHAc+OH-Kh=Kw/Ka=110-14/1.7610-5=5.6810-10第三十六页，本课件共有72页根据酸碱质子理论，弱酸强碱盐的水

35、解常数根据酸碱质子理论，弱酸强碱盐的水解常数Kh就是该就是该弱酸的共轭碱的碱常数弱酸的共轭碱的碱常数Kb。水解常数也是平衡常数的一种形式，水解常数也是平衡常数的一种形式，Kh与与Ka成反成反比，所以生成的酸越弱，水解程度越大。比，所以生成的酸越弱，水解程度越大。由水解常数可以计算溶液的酸碱性和水解度由水解常数可以计算溶液的酸碱性和水解度h。水。水解度即水解百分率，它是转化率的一种形式。解度即水解百分率，它是转化率的一种形式。h=已水解了的浓度已水解了的浓度/盐的初始浓度盐的初始浓度100盐类水解盐类水解第三十七页，本课件共有72页盐类水解盐类水解例题：计算例题：计算0.10molL-1NaAc

36、溶液的溶液的pH值和值和h。已。已知知Ka(HAc)=1.7610-5解：解：求求pH值值(忽略水的电离忽略水的电离)Ac-+H2OHAc+OH-平平0.1-x x x0.1Kh=HAcOH-/Ac-=x2/0.1x=7.510-6molL-1H+=Kw/OH-=110-14/7.510-6pH=8.9求求hh=OH-/c盐盐100=7.510-6/0.1100=0.0075第三十八页，本课件共有72页1、多元弱酸强碱盐的水解、多元弱酸强碱盐的水解多元弱酸强碱盐的水解是分步进行的，如多元弱酸强碱盐的水解是分步进行的，如Na2CO3的逐级水解过程为：的逐级水解过程为：CO32-+H2OHCO3-

37、+OH-HCO3-+H2OH2CO3+OH-一级水解常数一级水解常数Kh1=Kw/K2=110-14/5.6110-11=1.7810-4Kh1是弱酸是弱酸HCO3-的共轭碱的共轭碱CO32-的碱常数。的碱常数。二级水解常数二级水解常数Kh2=Kw/K1=110-14/4.3010-7=2.3210-8Kh2是弱酸是弱酸H2CO3的共轭碱的共轭碱HCO3-的碱常数。的碱常数。由于由于Kh1Kh2所以多元弱酸强碱盐一般只考虑一所以多元弱酸强碱盐一般只考虑一级水解，二级水解可忽略不计。级水解，二级水解可忽略不计。盐类水解盐类水解第三十九页，本课件共有72页盐类水解盐类水解例：计算例：计算0.1mo

38、lL-1Na2CO3溶液的溶液的pH值和水解度值和水解度h。解：解：Kh1Kh2当一元弱酸强碱盐处理当一元弱酸强碱盐处理求求pH值值OH-2=Kh1c盐盐=(Kw/K2)c盐盐=(10-14/5.6110-11)0.1=1.7810-5OH-=4.2210-3molL-1pOH=3-lg4.22=2.37pH=14-2.37=11.63求水解度求水解度hh=OH-/c盐盐100=4.2210-3/0.10100=4.22第四十页，本课件共有72页盐类水解盐类水解2、酸式盐的水解、酸式盐的水解多元弱酸的酸式盐如多元弱酸的酸式盐如Na2HPO4、NaH2PO4、NaHS、NaHCO3、NaHSO4

39、等。等。它们在水溶液中的水解情况比较复杂，它们首先完它们在水溶液中的水解情况比较复杂，它们首先完全电离为金属阳离子和全电离为金属阳离子和HCO3-、HS-、H2PO4-等阴等阴离子，这些阴离子即能电离，又能水解。离子，这些阴离子即能电离，又能水解。这样的水溶液的酸性如何，主要看它们电离和水解度这样的水溶液的酸性如何，主要看它们电离和水解度的相对大小。的相对大小。如：如：NaHCO3HCO3-CO32-+H+K2=5.6110-11HCO3-+H2OH2CO3+OH-Kh2=Kw/K1=1.010-14/4.3010-7=2.3310-8第四十一页，本课件共有72页盐类水解盐类水解Kh2K2溶液

40、显碱性溶液显碱性,0.1molL-1的的NaHCO3水溶液的水溶液的pH值值为为8.3。如：如：NaH2PO4H2PO4-H+HPO42-K2=6.2310-8H2PO4-+H2OH3PO4+OH-Kh2=Kw/K1=1.010-14/7.5210-3=1.3310-12Kh2Kb时时pH7溶液呈酸性溶液呈酸性Ka7溶液呈碱性溶液呈碱性盐类水解盐类水解第四十七页，本课件共有72页盐类水解盐类水解中和反应与水解反应中，中和反应占了主导地位。中和反应与水解反应中，中和反应占了主导地位。水解趋势较大的水解趋势较大的Na2CO3，其，其0.10molL-1溶液中的水解度溶液中的水解度才百分之四。才百分

41、之四。即虽可水解但即虽可水解但水溶液中主要以盐的简单阴离子的形水溶液中主要以盐的简单阴离子的形式存在。式存在。只有少数几种在非水溶剂中得到的盐只有少数几种在非水溶剂中得到的盐,如如:Al2S3及及Cr2S3等，它们的阴、阳离子都水解且水解产物是易挥等，它们的阴、阳离子都水解且水解产物是易挥发性的气体和沉淀，离开平衡体系，使水解反应进行完发性的气体和沉淀，离开平衡体系，使水解反应进行完全。全。2Al3+3S2-+H2O=3H2S+2Al(OH)3四、酸碱中和四、酸碱中和第四十八页，本课件共有72页盐类水解盐类水解五、水解平衡移动五、水解平衡移动1、盐的浓度、盐的浓度盐的浓度越大，水解度越小；浓度

42、越小，水解度盐的浓度越大，水解度越小；浓度越小，水解度越大。越大。即稀释溶液，平衡向水解方向移动。即稀释溶液，平衡向水解方向移动。2、温度、温度中和反应是放热反应，水解反应是吸热反应，升中和反应是放热反应，水解反应是吸热反应，升高温度将促使水解。高温度将促使水解。第四十九页，本课件共有72页盐类水解盐类水解3、溶液的酸碱度、溶液的酸碱度水解反应常使溶液呈现酸性或碱性，因此，水解反应常使溶液呈现酸性或碱性，因此，控制溶控制溶液的酸碱度通常可以促进或抑制水解反应，液的酸碱度通常可以促进或抑制水解反应，在配制在配制Sn2+、Fe3+、Bi3+、Sb3+和和Hg2+等盐类的水溶液时，由于水解等盐类的水

43、溶液时，由于水解生成沉淀，不能得到所需溶液。生成沉淀，不能得到所需溶液。SbCl3+H2OSbOCl+2HCl加入相应的酸，可以使平衡向左移动，抑制水解反应。加入相应的酸，可以使平衡向左移动，抑制水解反应。所以在配制这些溶液时，通常是将它们溶于较所以在配制这些溶液时，通常是将它们溶于较浓的酸中，然后再用水稀释到所需浓度。浓的酸中，然后再用水稀释到所需浓度。配制配制Na2S水溶液时为防止水溶液时为防止Na2S水解逸出水解逸出H2S，必须，必须加入加入NaOH。第五十页，本课件共有72页沉淀溶解平衡沉淀溶解平衡一、溶度积常数一、溶度积常数1、溶度积、溶度积一定温度下，难溶电解质饱和溶液中离子浓度的

44、一定温度下，难溶电解质饱和溶液中离子浓度的系数次方之积为溶度积，系数次方之积为溶度积，溶度积为一常数，在数据表溶度积为一常数，在数据表中可查得。如：中可查得。如：PbCl2(s)Pb2+2Cl-Ksp=Pb2+Cl-2Ksp越大则难溶电解质在溶液中溶解趋势越大，反之越越大则难溶电解质在溶液中溶解趋势越大，反之越小。小。【溶度积常数】【溶度积常数】2、溶度积与溶解度的相互换算、溶度积与溶解度的相互换算溶解度溶解度s的单位的单位g/L或或mol/L,即饱和时的浓度。即饱和时的浓度。AaBb(s)a aAb+bBasasbsKsp=Ab+aBa-b=asabsb=aabbsa+b第五十一页，本课件共

45、有72页例例1:室温下室温下,AgCl的溶解度是的溶解度是1.9310-3g/L,求求AgCl的的溶度积。已知溶度积。已知AgCl的摩尔质量为的摩尔质量为143.3g/mol。解：解：把把AgCl溶解度单位溶解度单位(g/L)换算成换算成molL-1s=1.9310-3g/L143.3g/mol=1.3510-5molL-1求求KspAgCl(s)Ag+Cl-饱和、平衡饱和、平衡1.3510-51.3510-5Ksp(AgCl)=Ag+Cl-=(1.3510-5)2=1.8210-10答：答：AgCl的的Ksp为为1.8210-10沉淀溶解平衡沉淀溶解平衡第五十二页，本课件共有72页例例2:M

46、g(OH)2的的Ksp=1.2010-11在在298K时时,Mg(OH)2的溶的溶解度为多少解度为多少?解：解：Mg(OH)2(s)Mg2+2OH-设溶解度为设溶解度为s平衡时平衡时s2sKsp=Mg2+OH-2=s(2s)2=4s3=1.210-11 s=1.4410-4molL-1答答:氢氧化镁在氢氧化镁在298K时的溶解度为时的溶解度为1.4410-4molL-1。沉淀溶解平衡沉淀溶解平衡第五十三页，本课件共有72页沉淀溶解平衡沉淀溶解平衡例例3:Ag2CrO4在在298K时溶解度时溶解度s=1.3410-4molL-1求：求：Ksp解：解：Ag2CrO4(s)2Ag+CrO42-平衡时

47、平衡时21.3410-41.3410-4Ksp=Ag+2CrO42-=(21.3410-4)21.3410-4=9.6210-12答：铬酸银在答：铬酸银在298K时的时的Ksp=9.6210-12由以上三个例题的结果可得到如下结论：由以上三个例题的结果可得到如下结论：同种类型的难溶电解质，在一定温度下，同种类型的难溶电解质，在一定温度下，Ksp越越大则溶解度越大。大则溶解度越大。不同类型则不能用不同类型则不能用Ksp的大小来比较溶解度的大小，的大小来比较溶解度的大小，必须经过换算才能得出结论。必须经过换算才能得出结论。第五十四页，本课件共有72页沉淀溶解平衡沉淀溶解平衡3、溶度积规则、溶度积规

48、则根据溶度积常数可以判断沉淀、溶解反应进行的方向。根据溶度积常数可以判断沉淀、溶解反应进行的方向。某难溶电解质溶液中，其离子浓度系数次方之积称离某难溶电解质溶液中，其离子浓度系数次方之积称离子积。用子积。用Qi表示。表示。如：如：Ag2CrO4任意情况下的离子积为：任意情况下的离子积为：Qi=c2(Ag+)c(CrO42-)当当Qi=Ksp是饱和溶液无沉淀析出即平衡状态；是饱和溶液无沉淀析出即平衡状态；当当QiKsp是过饱和溶液是过饱和溶液,向生成沉淀的方向移动。向生成沉淀的方向移动。第五十五页，本课件共有72页沉淀溶解平衡沉淀溶解平衡4、同离子效应、同离子效应例例4:298K时硫酸钡的溶解度

49、为时硫酸钡的溶解度为1.0410-5molL-1，如，如果在果在0.010molL-1的硫酸钠溶液中的溶解度是多少？的硫酸钠溶液中的溶解度是多少？解：解：先求先求KspBaSO4Ba2+SO42-1.0410-51.0410-5Ksp=Ba2+SO42-=1.0410-51.0410-5=1.0810-10第五十六页，本课件共有72页沉淀溶解平衡沉淀溶解平衡求求sNa2SO42Na+SO42-BaSO4Ba2+SO42-初初00.01平衡平衡ss+0.010.01Ksp=Ba2+SO42-=s0.01s=Ksp/0.01=1.0810-10/0.01=1.0810-8molL-1sKsp有沉淀

50、析出。有沉淀析出。答：能析出答：能析出Ag2CrO4沉淀。沉淀。第五十八页，本课件共有72页沉淀溶解平衡沉淀溶解平衡例例6：1升含有升含有0.001molL-1的的SO42-离子的溶液加入离子的溶液加入0.01mol氯化钡氯化钡(不考虑体积变化不考虑体积变化)，能否使，能否使SO42-离子沉淀离子沉淀完全？完全？Ksp(BaSO4)=1.0810-10解：由题意可知解：由题意可知Ba2+离子过量，为简便，可令离子过量，为简便，可令SO42-离子完全反应。离子完全反应。BaSO4(s)SO42-+Ba2+初初10.0010.01初初200.01-0.001平衡平衡x0.009-x0.009由由K