大学化学第三章离子平衡.ppt

1,第三章 水溶液中离子平衡 （第二版第九、十一章，第三版第九章）,3.1 稀溶液的浓度表示法 3.2 酸碱理论 3.3 酸和碱在水溶液中的解离平衡 3.4 酸碱缓冲溶液 3.5 酸碱指示剂 3.6 难溶强电解质的沉淀-溶解平衡,2,3.1 稀溶液的浓度表示法 二版P13，三版P13,质量摩尔浓度 bB 物质的量浓度cB,例3.1 23克乙醇溶于500克水中，此溶液的密度是0.992gml-1。计算： （1）乙醇的质量摩尔浓度bB ； （2）乙醇的物质的量浓度cB（体积摩尔浓度）； A溶剂水，B 溶质乙醇,粗略计算时， CBbB,3,3.1 稀溶液的浓度表示法 13,质量分数wB 物质的量（摩尔）分数xB,例3.1 23克乙醇溶于500克水中，此溶液的密度是0.992gml-1。计算： （3）乙醇的质量分数wB； （4）乙醇的摩尔分数xB。,4,第三章 水溶液中离子平衡 （第二版第九、十一章，第三版第九章）,3.1 稀溶液的浓度表示法 3.2 酸碱理论 3.2.1 电离理论 3.2.2 酸碱质子理论 3.3 酸和碱在水溶液中的解离平衡 3.4 酸碱缓冲溶液 3.5 酸碱指示剂 3.6 难溶强电解质的沉淀-溶解平衡,5,3.2 酸碱理论 本节学习教材的同时参考普通化学（第五版）浙江大学普化教研组编 P119,3.2.1 电离理论（1884 Arrhenius 提出）二版P262 ，三版P284 （1）在水溶液中解离出的正离子全部是H+的化合物是酸。 （2） 在水溶液中解离出的负离子全部是OH的化合物是碱。 （3）酸碱反应的实质 H+ + OH H2O,（4）阿仑尼乌斯理论的缺点 把酸碱的定义和酸碱的反应局限于水溶液。 把碱限制为氢氧化物。 ？NH3 ？Na2CO3,6,3.2.2 酸碱质子理论 1. 酸碱的定义与共轭关系,1. 酸碱的定义与共轭关系 acid base 凡是能给出质子(proton)的物质(分子或正负离子)都是酸 凡是能够接受质子的物质(分子或正负离子)都是碱。 共轭酸 质子 共轭碱 共轭酸与它的共轭碱必定同时出现，形成共轭关系，称为共轭酸碱对,HCl H+Cl- HAC H+AC- H2S H+HS- HS- H+S2- NH4+ H+NH3,7,3.2.2 酸碱质子理论 2. 酸碱反应,（1） 酸碱反应的实质： 共轭酸碱对之间的质子传递过程 HCl+NH3NH4+Cl-,（2）酸碱反应的趋势：争夺质子的结果，总是强碱取得质子，而强酸给出质子。 强酸(1) + 强碱(2) 弱碱(1) + 弱酸(2) HCl+NH3NH4+Cl- 该反应正向进行，因为 酸性：HCl NH4+, 碱性：NH3 Cl-,8,第三章课堂练习 以下物质，哪些是酸？写出其共轭碱。 哪些是碱？写出其共轭酸。 哪些是酸碱两性物质？,HAc, NH3, H3PO4 Ac-, NH4+, H2PO4-, HPO42-, PO43-, HS- , H2O, H3O+,Cl-,9,3.2.2 酸碱质子理论 3. 酸的相对强度和碱的相对强度,酸的解离平衡： 酸的解离常数（酸度常数）Ka越大，酸解离越彻底，使c(H+)越大，使溶液的酸性越强,称为该酸的酸性越强。,酸的解离常数,10,3. 酸的相对强度和碱的相对强度,酸给出质子的能力越强，该酸的酸性就越强,其共轭碱结合质子的能力越弱，其共轭碱的碱性越弱 共轭碱的解离平衡：,11,3.2.2 酸碱质子理论 3. 酸的相对强度和碱的相对强度,酸给出质子的能力越强，该酸的酸性就越强,其共轭碱的碱性越弱,12,第三章 水溶液中离子平衡 （第二版第九、十一章，第三版第九章）,3.1 稀溶液的浓度表示法 3.2 酸碱理论 3.3 酸和碱在水溶液中的解离平衡 3.3.1 一元弱酸和弱碱的解离平衡 3.3.2 多元弱酸(碱)的解离平衡 3.3.3 离子酸、离子碱的解离平衡 3.4 酸碱缓冲溶液 3.5 酸碱指示剂 3.6 难溶强电解质的沉淀-溶解平衡,13,3.3 酸和碱在水溶液中的解离平衡 3.3.1 一元弱酸和弱碱的解离平衡普化P120,标准解离平衡常数Ka,Kb 其值越大表示该酸(碱)的解离平衡进行得越彻底, 酸(碱)性越强 酸性: HAc强于H2CO3 解离度：,14,3.3 酸和碱在水溶液中的解离平衡 3.3.1一元弱酸和弱碱的解离平衡普化120,例3-3298.15K时，Ka(HAc)=1.7610-5，求0.10 molL-1HAc溶液中的H+、Ac-的浓度、溶液的pH值及HAc的解离度。,解法一：设c(H+)=x molL-1 HAc= H+Ac- 开始浓度 c 0 0 平衡浓度 c-x x x,15,3.3 酸和碱在水溶液中的解离平衡 3.3.1 一元弱酸和弱碱的解离平衡普化120,稀释定律：弱酸的解离度与c0.5成反比，浓度越稀，解离度越大。,弱酸溶液的H+的浓度与Ka0.5成正比，Ka越大， H+的浓度越大。,16,3.3 酸和碱在水溶液中的解离平衡 3.3.1 一元弱酸和弱碱的解离平衡普化120,2.一元弱酸、弱碱的解离平衡与有关计算 例3-4298.15K时，Kb(NH3)=1.7710-5，求0.10 molL-1NH3溶液中的OH-的浓度和溶液的pH值。,解：设c(OH-)=x molL-1 NH3+H2O=NH4+OH-,开始浓度 c 0 0 平衡浓度 c-x x x,17,3.3.2多元弱酸(碱)的解离平衡 122,多元弱酸、碱解离平衡的特点 （1）多元弱酸(碱)分步（分级） 解离 （2） Ka1Ka2，因此二级解离很困难，可以忽略二级解离，按照一级解离的Ka1计算,例3-5 常温常压下，H2S在水中的溶解度为0.10 molL1，试求H2S饱和溶液的pH值。已知H2S的Ka1=9.110-8, Ka2=1.110-12, 解：,18,3.3.3离子酸、离子碱的解离平衡 共轭酸的Ka与共轭碱的Kb之间的关系,化学手册不易查到离子酸、离子碱的解离常数。但根据分子酸的Ka ，可推算其共轭离子碱的Kb 。,例3-6 298.15K时，Ka(HAc)=1.7610-5，求0.10 molL-1NaAc溶液的pH值。 提示：Na+是中性，只需考虑离子碱Ac-的解离平衡 解： Ac- +H2O=HAc+ OH- 开始浓度 0.1 0 0 平衡浓度 0.1-x x x,提问：该反应的平衡常数是Ka还是Kb？,19,3.3.3离子酸、离子碱的解离平衡 共轭酸的Ka与共轭碱的Kb之间的关系,化学手册不易查到离子酸、离子碱的解离常数。但根据分子酸的Ka ，可推算其共轭离子碱的Kb 。,练习题：20.0ml浓度为0.1mol.L-1 NH3与20.0ml浓度为0.1mol.L-1 HCl溶液混合,求溶液的pH值。已知Kb(NH3)=1.7610-5 提示： NH3与HCl反应生成NH4Cl,Cl-是中性,只需考虑离子酸NH4+的解离平衡。,20,第4次作业补充题,用所给数据计算以下各溶液的pH值，各溶液的浓度都为0.10 moldm-3。 HCl HAc H2S NH3 NH4Cl NaAc H2CO3 Na2S,21,第4次作业补充题,求两个溶液等体积混合后的pH值，混合前各溶液的浓度都为0.10 moldm-3。 强酸+弱酸：HCl+ HAc（或NH4Cl） 强碱+弱碱：NaOH+NH3（或NaAc） 强酸+强碱: HCl+NaOH 强酸+弱碱：HCl+ NaAc （或NH3） 强碱+弱酸：NaOH+ HAc （或NH4Cl）,20cm30.100moldm-3 的氨的水溶液,与10cm3 0.100moldm-3 HCl溶液混合，求pH值。,22,3.3.3 弱酸和弱碱的解离平衡普化120 3.离子酸、离子碱的解离平衡 共轭酸的Ka与共轭碱的Kb之间的关系 123,例3-7计算浓度为0.1mol.L-1 Na2CO3溶液的pH值。已知：Ka1(H2CO3)=4.210-7 Ka2(H2CO3)=5.610-11 解：Na+是中性，只需考虑离子碱CO32-的解离平衡:,CO32-的共轭酸是HCO3- ， HCO3-的Ka是Ka2(H2CO3)=5.610-11 ，,CO32- +H2O=H CO3- +OH-,开始浓度 0.1 0 0 平衡浓度 0.1-x x x,23,3.3.3 弱酸和弱碱的解离平衡 3.3.6 同离子效应,弱酸、弱碱的解离平衡的移动： 温度，浓度 HAc= H+Ac- 向HAc溶液中加入NaAc ，由于Ac-浓度增大，平衡逆向移动， HAc的解离度减小,同时H+浓度减小，PH值增大。,NH3+H2O=NH4+OH- 向NH3溶液中加入NH4Cl ，由于NH4+浓度增大，平衡逆向移动， NH3的解离度减小,同时OH-浓度减小，PH值减小。 在弱酸（碱）溶液中加入它的共轭碱（酸），可以减小它的解离度，从而减少H+ （ OH- ）浓度，称为同离子效应。 共轭酸碱共存溶液的作用：缓冲外来的酸碱，稳定PH值。,24,3.4 酸碱缓冲溶液(Buffer solution) 普化125 3.4.1缓冲溶液的定义及组成,缓冲溶液的组成：溶液中同时含大量的弱酸（碱），和其共轭碱（酸）。 HAc-NaAc NH3 - NH4Cl 缓冲溶液的pH值=弱酸 的 pKa(=-lgKa),25,3.4 酸碱缓冲溶液(Buffer solution) 普化125 3.4.2缓冲溶液pH值的计算,例3-3298.15K时，Ka(HAc)=1.7610-5，求0.10 molL-1HAc溶液中的H+、Ac-的浓度、溶液的pH值。 解: HAc= H+Ac-,例3-7计算0.1molL-1HAc0.1molL-1NaAc缓冲溶液的pH值及HAc的解离度。 解: 设溶液中c(H+)=x molL-1 HAc= H+Ac- 开始浓度 0.1 0 0.1 平衡浓度 0.1-x x 0.1+x,开始浓度 0.1 0 0 平衡浓度 0.1-x x x,26,3.4.2缓冲溶液pH值的计算：缓冲溶液与弱酸溶液的对比,0.1molL-1HAc0.1molL-1NaAc缓冲溶液 HAc = H+ + Ac- 平衡浓度 0.1 1.7610-5 0.1,0.1molL-1HAc溶液 HAc = H+ + Ac- 平衡浓度 0.1 1.3310-3 1.3310-3,原因：缓冲溶液中有共轭碱，使共轭酸的解离平衡逆向移动，从而使共轭酸的解离度减小,同时H+浓度减小，pH值减小。,缓冲溶液中弱酸的解离度远小于弱酸溶液中弱酸的解离度。,27,3.4.3缓冲溶液的作用：当向其中加入少量的强酸，强碱或水，其pH值基本保持稳定,0.1molL-1HAc0.1molL-1NaAc缓冲溶液 HAc = H+ + Ac- 平衡浓度 0.1 1.7610-5 0.1 加入0.01 molHCl 0.11 2.1510-5 0.09 加入0.01 molNaOH 0.09 1.4410-5 0.11 共轭酸 H+ + 共轭碱 （抗碱组分） （抗酸组分）,向缓冲溶液中加入强酸：强酸与Ac-结合成为HAc，使Ac-浓度略有减小，使HAc浓度略有增加，使平衡稍向右移动，使H+浓度略有增加,因此pH值几乎不变。 向缓冲溶液中加入强碱：强碱与HAc结合成为Ac-，使Ac-浓度略有增加，使HAc浓度略有减小，使平衡稍向 左移动，使H+浓度略有减少,因此pH值几乎不变。,28,3.4 酸碱缓冲溶液(Buffer solution) 普化125 3.4.2缓冲溶液pH值的计算,例3-7计算0.1molL-1NH30.1molL-1NH4Cl缓冲溶液的pH值， 已知Kb(NH3)=1.7710-5， 缓冲溶液的pOH=弱碱 的 pKb,解：设c(OH-)=x molL-1 NH3+H2O= OH- +NH4 开始浓度 0.1 0 0.1 平衡浓度 0.1-x x 0.1+x,29,3.4 酸碱缓冲溶液(Buffer solution) 普化125 3.4.4缓冲溶液的选择,所选缓冲对的 pKa 值（或 pKb 值）尽可能的接近要配溶液的pH值（或pOH值） 共轭酸与碱的浓度相近，并且浓度较大，使缓冲容量大 ，能抵抗更多的外来酸碱,思考： 配制pH=7.0的缓冲溶液,选用 缓冲对。 已知H3PO4 ： Ka1=6.710-3 ； Ka2 =6.210-8 ；Ka3=4.510-13,30,3.6 难溶强电解质的沉淀-溶解平衡 本节教材是现代化学基础第二版第十一章 P310，或第三版第九章P301,溶解度：在一定温度下，达到溶解平衡时，一定量的溶剂中含有溶质的量。 易溶物质：1g/100g水 微溶物质： 0.01g1g/100g水 难溶物质： 0.01g/100g水,难溶强电解质在水中溶解的那部分,完全解离。 AgCl是难溶强电解质，在水中达到溶解平衡后得到AgCl的饱和溶液: AgCl(s)=Ag+(aq)+Cl-(aq),31,3.6 难溶强电解质的沉淀-溶解平衡 3.6.1 沉淀-溶解平衡和标准溶度积常数,1. 标准溶度积常数(solubility product) AmBn(s) mAn+(aq) + nBm-(aq) Ksp（AmBn） =ceq(An+)/cmceq(Bm-)/cn Ksp的意义：相同类型的难溶电解质， Ksp越大，溶解度越大,叙述：一定温度下，难溶电解质的饱和溶液中，各组分离子相对浓度幂的乘积是一常数。 简写：Ksp(AmBn) =ceq (An+) mceq (Bm-) n Ag2CrO4(s) = 2Ag+CrO4-(aq) Ksp（Ag2CrO4）=ceq (Ag+) 2ceq (CrO4-),32,3.6 难溶强电解质的沉淀-溶解平衡 3.6.1 沉淀-溶解平衡和标准溶度积常数,2. 溶解度S（molL-1 ）与标准溶度积常数Ksp的换算 例3-12：已知298K时，Ksp(AgCl) =1.8010-10，Ksp(Ag2CrO4)=1.1210-12，试分别计算AgCl和Ag2CrO4的溶解度。 AB型 A2B或AB2型,解：设AgCl的溶解度为S molL-1 AgCl(s)=Ag+Cl- 平衡浓度 S S,33,3.6 难溶强电解质的沉淀-溶解平衡 3.6.2 沉淀的生成和溶解,1.溶度积规则 AmBn(s) mAn+(aq) + nBm-(aq) 各浓度为任意值（可以外加某种离子）时：离子积Qc =c(An+)mc(Bm-)n 平衡时： Qceq =Ksp(AmBn) =ceq(An+)mceq(Bm-)n,rGm(T)=RTlnQ/K QcKsp， rGm(T)0,平衡逆向移动，生成沉淀； Qc=Ksp，rGm(T)=0 ，平衡状态，饱和溶液。 QcKsp，rGm(T)0，平衡正向移动， 沉淀溶解，或溶液不饱和，无沉淀析出；,34,3.6 难溶强电解质的沉淀-溶解平衡 3.6.2 沉淀的生成和溶解,例3-13：在0.20mol.L-1MgCl2溶液中，加入等体积的0.10mol.L-1NH3的水溶液。 通过计算判断能否生成Mg(OH)2沉淀？ 已知Kb (NH3)=1.810-5 KSP (Mg(OH)2)=5.110-12,解：设c(OH-)=x molL-1 NH3+H2O=NH4+OH- 平衡浓度 c-x x x Mg(OH)2(s)=Mg2+2OH- 任意浓度 0.1 9.4910-4,分析：Mg(OH)2(s)=Mg2+2OH-，计算Qc，与KSP(Mg(OH)2)比较大小可以判断能否生成Mg(OH)2沉淀。,为了计算Qc需要首先算出OH-的浓度。,35,3.6 难溶强电解质的沉淀-溶解平衡 3.6.2 沉淀的生成和溶解,2. 沉淀的溶解 降低沉淀饱和溶液中某离子的浓度，使Qc减小，使Qc Ksp，沉淀平衡正向移动，可使沉淀溶解。 （1）酸碱溶解法 在难溶金属氢氧化物的饱和溶液中加入强酸，使OH-浓度降低。 在PbS,CaC2O4的饱和溶液中加入强酸, 发生反应H+S2-=HS-,使S2-浓度降低。,（2）配位溶解法 在难溶盐的饱和溶液中加入配位试剂，与金属离子形成配合物，降低金属离子的浓度。 AgCl+2NH3Ag(NH3)2+Cl- （3）氧化还原溶解法 CuS溶解于 HNO3,是被氧化为S析出,降低了S2-的浓度。 3CuS+8HNO33Cu(NO3)2+3S(s)+2NO(g)+4H2O,36,3.6 难溶强电解质的沉淀-溶解平衡 3.6.2 沉淀的生成和溶解,3. 同离子效应 在难溶盐的饱和溶液中加入与该溶液中某种离子有相同离子的电解质，使Qc增大，使Qc Ksp，沉淀平衡逆向移动，使沉淀的溶解度减小。 例3-14：计算298K时，AgCl在0.01 molL-1NaCl溶液中的溶解度，并与其在纯水中的溶解度作比较。 Ksp(AgCl) =1.8010-10,AgCl(s)=Ag+Cl- 平衡浓度 S S,AgCl在水中的溶解度:,AgCl(s)=Ag+Cl- 平衡浓度 S 0.01+S,AgCl在0.01 molL1NaCl溶液中的溶解度:,37,3.6 难溶强电解质的沉淀-溶解平衡 3.6.3 分步沉淀,当溶液中有两种离子共存，加入它们共同的沉淀剂，哪种离子先沉淀？ 例3-14溶液中同时含有0.10mol.L-1的Cl-, 0.0010mol.L-1的CrO42-,向溶液中逐滴加入AgNO3 (1)哪种离子先沉淀？ (2)继续加入AgNO3 ，当第二种离子刚开始沉淀时，第一种离子的浓度为多大？此时第一种离子是否已经沉淀完全了？ 已知Ksp(AgCl) =1.7710-10，Ksp(Ag2CrO4)=1.1210-12，,解：计算使两种离子沉淀所需的Ag+的最小浓度: 答：当Ag+的浓度由零达到1. 77 10-9时，Cl-先开始沉淀。 当继续加入Ag+的浓度达到3. 35 10-5时，CrO42-开始沉淀,38,3.6.3 分步沉淀,例3-14溶液中