第二章 解离平衡3.ppt

第二章解离平衡,第一节酸碱理论第二节弱电解质的解离平衡第三节溶液的酸碱性,第四节缓冲溶液,第五节沉淀溶解平衡,教学基本要求1.了解酸碱理论;2.了解弱电解质的解离平衡；掌握解离常数、解离度的概念；3.掌握各种酸碱溶液的pH计算；4.掌握缓冲溶液的配制及其作用原理;5.掌握沉淀溶解平衡.,2.1酸碱理论,2.1.1酸碱电离理论Arrhenius酸碱电离理论1884年提出酸：在水溶液中电离产生的阳离子全部是H+的物质；碱：电离时产生的阴离子全部是OH的物质。局限：无法解释NaCO3，Na3PO4呈碱性；NH4Cl显酸性的事实；无法解释非水溶液中的酸碱行为液氨中：NH4+NH2-=2NH3,2.1.2酸碱质子理论1.定义（1）酸：凡是能给出质子的物质都是酸，如HCl、H2SO4、NH4+、HCO3-、H2O等。（2）碱：凡是能接受质子的物质都是碱，如NaOH、Cl-、SO42-、HCO3-、H2O等。（3）共轭酸碱对：在HAc与Ac-、NH3与NH4+之间仅相差一个质子（H+），并且通过给出或接受质子可以相互转化，我们把酸碱之间这种相互联系、相互依存的关系称为共轭关系，对应的酸和碱称为共轭酸碱对。,共轭酸碱对的通式如下：酸碱+H+HAcH+Ac-NH4+H+NH3（4）两性物质：HPO42-H+PO43-HPO42-+H+H2PO4-由、式可知：一种物质（HPO42-）在不同条件下，有时可作为酸，有时可作为碱。某一物质是酸还是碱取决于给定的条件和该物质在反应中的作用和行为。,讨论题:下列物质中那些是酸、那些是碱、那些是又酸又碱？,HCl、H2SO4、NH4+、H2O、,NaOH、Cl-、SO42-、HCO3-,HPO42-、H+、PO43-、,Ac-,NH3、,酸：,HCl、H2SO4、NH4+、H+,碱：,NaOH、Cl-、SO42-、PO43-,又酸又碱：,HPO42-、HPO42-、HCO3-、NH3,Ac-,2.酸碱反应两个共轭酸碱对共同作用的结果实质：是两个共轭酸碱对之间的质子传递反应。例1：HAc在水中的离解：半反应：HAc（酸1）H+Ac-（碱1）H2O（碱2）+H+H3O+（酸2）总反应：,共轭酸碱对,例2：氨在水中的离解：,共轭酸碱对,总反应：,质子的转移是通过溶剂合质子来实现的,NH4Cl的水解(相当于NH4+弱酸的离解),NH4+H2OH3O+NH3,共轭酸碱对,NaAc的水解（相当于Ac弱碱的离解）,Ac-+H2OOH-+HAc,共轭酸碱对,醋酸与氨在水溶液中的中和反应,HAc+NH3NH4+Ac-,共轭酸碱对,酸碱反应：酸和碱可以是分子，也可以是阳离子或阴离子有的酸和碱在某对共轭酸碱中是碱，但在另一对共轭酸碱对中是酸；质子论中不存在盐的概念，它们分别是离子酸或离子碱酸碱反应总是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。,3.溶剂(水)的质子自递反应H2O及能给出质子，又能接受质子，这种质子的转移作用在水分子之间也能发生：H2O+H2OH3O+OH-质子自递反应溶剂(水)分子间发生的质子传递作用。此反应平衡常数称为溶剂的质子自递常数（Kw）298K，纯水中的H3O+=OH=1.0107molL1Kw=H3O+OH=1.01014Kw又叫做水的离子积常数,4.酸碱强度酸和碱的强弱：指酸给出质子的能力和碱接受质子的能力的强弱。通常用它们在水中的离解常数Ka或Kb的大小来衡量。取决于：酸碱本身的性质和溶剂的性质HAc+H2OH3O+Ac-NH3+H2OOH-+NH4+共轭酸碱对中弱酸与其共轭碱之间还存在如下的定量关系:Kw=Ka*Kb(Kw为水的离子积常数,在25C时其值为1.0 x10-14),酸的解离:HAc+H2OH3O+Ac-,碱的解离:Ac-+H2OHAc+OH-,HAcOH-Ac-,Kb=,下面以共轭酸碱对HAc-Ac-为例推倒上述关系式,Ka.Kb=,H3O+Ac-HAc,x,HAcOH-Ac-,=H3O+OH-=Kw,一定温度下，一元弱酸（HA）和一元弱碱（B）水溶液中分别存在如下质子转移平衡：,HA+H2OH3O+A,（HA）=,H2O+BHB+OH,（B）=,称为酸的质子转移平衡常数，或酸的解离常数，简称酸常数。值的大小反映了酸给出质子的能力大小。值大则酸性较强，值小则酸性较弱，它是水溶液中酸强度的量度。一般认为在102左右为中强酸，在105左右为弱酸，在1010左右为极弱的酸。,称为碱的质子转移平衡常数，或碱的解离常数，简称碱常数。它表示碱在水溶液中接受质子的能力。值越大，碱性越强，反之亦然。,如：弱酸弱碱的解离平衡常数HAc+H2OH3O+Ac-=1.8x10-5NH4+H2OH3O+NH3=5.6x10-10HS-+H2OH3O+S2-=7.1x10-15:酸的解离常数，也叫酸常数。越大，酸的强度越大,由，可知酸的强弱顺序为：HAcNH4+HS-。,NH4+,H3O+NH3,Ka=,HS-,H3O+S2-,Ka=,HAc,H3O+Ac-,Ka=,Ac-+H2OOH-+HAc=5.6x10-10NH3+H2OOH-+NH4+=1.8x10-5,Ac-,OH-HAc,Kb=,NH3,OH-NH4+,Kb=,磷酸各级共轭碱的解离常数分别为：,PO43-+H2OOH-+HPO42-HPO42-+H2OOH-+H2PO4-H2PO4-+H2OOH-+H3PO4可知碱的强度为：PO43-HPO42-H2PO4-,多元弱酸、弱碱在水溶液中是逐级解离的:,H3PO4+H2OH3O+H2PO4-H2PO4-+H2OH3O+HPO42-HPO42-+H2OH3O+PO43三种酸的强度为：H3PO4H2PO4-HPO42-,pH值是水溶液酸碱度的一种标度pH=lgH+有时也可用OH-,浓度的负对数表示溶液的酸碱度，pOH=lgOH,因为常温下水溶液中：H+OH,=1.01014,故有,纯水中，H+=OH,，室温下，,=1.01014,因此，室温下纯水的pH=7.0。溶液酸碱性与pH值的关系:,酸性溶液H+OH,pH7pOH,中性溶液H+=OH-,pH=7=pOH,碱性溶液,H+OH-,pH7pOH,5.pH值：,pH值一般仅适用于H+浓度或OH-浓度为1mol/L以下的溶液，若H+浓度或OH-浓度大于1mol/L，通常直接用H+浓度或OH-浓度表示的酸度，因此实用pH值范围是014。,例10.1molL1HCl溶液中，H+=0.1molL1pH=lg(0.1molL1/1molL1)=1.0pOH=14.01.0=13.0例20.1molL1NaOH溶液中，OH=0.1molL1pOH=lg(0.1molL1/1molL1)=1.0pH=14.01.0=13.0其它溶剂如：C2H5OHC2H5OH+C2H5OH=C2H5OH2+C2H5O-Kw=C2H5OH2+C2H5O-=7.910-20(25),NH4+NH3+H+,2.1.3酸碱电子理论,1923年Lewis提出了酸碱电子理论。酸碱电子理论认为，凡是可以接受电子对的物质称为酸，凡是可以给出电子对的物质称为碱。它认为酸碱反应的实质是形成配位键生成酸碱配合物的过程。,这种酸碱的定义涉及到了物质的微观结构，使酸碱理论与物质结构产生了有机的联系。,下列物质均可以接受电子对，是酸,H+，Cu2+，Ag+，BF3,而下面各种物质均可以给出电子对，是碱OH-,NH3,F-,酸和碱之间可以反应，如,酸碱酸碱配合物,BF3F=BF4,酸碱酸碱配合物,H+OH=H2O,Ag+Cl=AgCl,这些反应的本质是路易斯酸接受了路易斯碱的电子对，生成酸碱配合物。,除酸与碱之间的反应之外，还有取代反应，如,Cu(NH3)42+4H+=Cu2+4NH4+,酸碱配合物Cu(NH3)42+中的酸(Cu2+)，被另一种酸(H+)取代，形成一种新的酸碱配合物NH4+。这种取代反应称为酸取代反应。,反应Fe(OH)33H+Fe3+3H2O也属于酸取代反应，酸(H+)取代了酸碱配合物中Fe3+，形成了新的酸碱配合物H2O。,在下面的取代反应中，碱(OH)取代了酸碱配合物Cu(NH3)42+中的碱NH3，形成新的酸碱配合物Cu(OH)2,Cu(NH3)42+2OH=Cu(OH)24NH3,这种反应称为碱取代反应。,反应,NaOH+HCl=NaCl+H2O,和反应,BaCl2+Na2SO4=BaSO4+2NaCl,的实质，是两种酸碱配合物中的酸碱互相交叉取代，生成两种新的酸碱配合物。这种取代反应称为双取代反应。,在酸碱电子理论中，一种物质究竟属于酸还是属于碱，应该在具体的反应中确定。在反应中接受电子对的是酸，给出电子对的是碱。,按着这一理论，几乎所有的正离子都能起酸的作用，负离子都能起碱的作用，绝大多数的物质都能归为酸、碱或酸碱配合物。而且大多数反应都可以归为酸碱之间的反应或酸、碱及酸碱配合物之间的反应。可见这一理论的适应面极广泛。也正是由于理论的适应面极广泛这一优点，决定了酸碱的特征不明显，这也正是酸碱电子理论的不足之处。,2.2弱酸、弱减的解离平衡,一、电解质的电离1.强电解质在水溶液中完全电离HClH+(aq)+Cl-(aq)2.弱电解质在水溶液中只有小部分电离，未电离的分子与离子之间形成平衡:HAcH+Ac-NH3.H2OOH-+NH+4,100%,和K都能反映弱酸弱碱解离能力的大小。K是化学平衡常数的一种形式，解离度是转化率的一种表示形式，不仅与温度有关，还与溶液的浓度有关。因此，在用电解度表示弱电解质的相对强弱时，必须指出弱酸或弱碱的浓度。,解离度,3.电解质溶液中的化学反应，大致有以下类型：类型实例弱电解质的解离反应Pb(CH3COO)2Pb2+2CH3COO弱酸的解离反应CH3COOH+H2OH3O+CH3COO,弱碱的解离反应NH3H2OOHNH4酸碱中和反应NaOH+CH3COOHCH3COONa+H2O盐类的水解反应NH4Cl+H2ONH3H2O+HCl沉淀反应BaCl2+Na2SO4BaSO4+2NaCl配位反应Cu2+4NH3Cu(NH3)42+氧化还原反应Zn+CuSO4Cu+ZnSO4,本章介绍酸碱质子理论，并以化学平衡及其移动原理为基础，介绍电解质溶液中的酸碱解离平衡和沉淀平衡。,称为酸的质子转移平衡常数，或酸的解离常数，简称酸常数。值的大小反映了酸给出质子的能力大小。值大则酸性较强，值小则酸性较弱，它是水溶液中酸强度的量度。一般认为在102左右为中强酸，在105左右为弱酸，在1010左右为极弱的酸。,称为碱的质子转移平衡常数，或碱的解离常数，简称碱常数。它表示碱在水溶液中接受质子的能力。值越大，碱性越强，反之亦然。,小结：,1.弱酸弱碱的解离常数：,2.水的离子积常数H2O+H2OH3O+OH-（Kw）298K，纯水中的H3O+=OH=1.0107molL1Kw=H3O+OH=1.01014Kw又叫做水的离子积常数,3.共轭酸碱对中弱酸与其共轭碱和水的离子积常数之间的定量关系:Kw=Ka*Kb=1x10-14,4.pH值：pH值是水溶液酸碱度的一种标度pH=lgH+,pOH=lgOH,因为常温下水溶液中：H+OH=1x10-14,pH+pOH=14,所以,100%,和K都能反映弱酸弱碱解离能力的大小。K是化学平衡常数的一种形式，解离度是转化率的一种表示形式，不仅与温度有关，还与溶液的浓度有关。因此，在用电解度表示弱电解质的相对强弱时，必须指出弱酸或弱碱的浓度。,5.解离度,二、弱酸弱碱的解离平衡,一元弱酸弱碱（1）一元弱酸,标准解离常数：,起始浓度c00转化浓度xxx平衡浓度c-xxx,代入经验解离常数：,也可以用以下方法表示:,HB/C,H+/CB-/C,标准解离常数为Ka=,HB,H+B-,代入经验解离常数Ka=,c-,.,=,2+KaKac=0,近似计算：,稀释定律,精确计算：,2+KaKac=0(=c(H+),例4-1，计算25时，0.10molL-1HAc(醋酸)溶液中的H+，Ac-和HAc浓度。,近似计算：,精确计算：,（2）一元弱碱,H2O+BHB+OH,起始浓度c0c(盐)转化浓度c(H+)c(H+)c(H+)平衡浓度c-c(H+)c(H+)c(盐)c(H+)加入NaAc：c(Ac-)增大(NaAcNa+Ac-）平衡左移,c(H+)减小，减小,同离子效应：由于在弱电解质(HAc)中加入一种含有相同离子（阳离子或阴离子）的强电解质(NaAc)后，解离平衡发生移动，解离度下降,三、同离子效应和盐效应,加入NaCl：H+与Ac-结合机会减小HAc的解离度略有提高,盐效应伴随同离子效应的发生，但同离子效应的影响大得多。,盐效应：在弱电解质(HAc)中加入一种含有不同离子的强电解质(NaCl)后，解离度略有提高,例:0.10mol.L-1HAc的H+浓度为1.3410-3mol.L-1，解离度为1.3，pH为2.87。在其中加入固体NaAc，使其浓度为0.10mol.L-1，求此混合溶液中H+浓度和HAc的解离度及溶液pH。已知：(HAc)=1.810-5)。,解：加入NaAc后：HAc+H2OH3O+Ac-起始浓度(mol.L-1)0.1000.10平衡浓度(mol.L-1)0.10-x0.10 x0.10+x0.10解得，c(H+)/mol.L-1=x=1.810-5，pH=4.74解离度为0.018%,如果加入HCl：HAc+H2OH3O+Ac-起始浓度(mol.L-1)0.100.10平衡浓度(mol.L-)0.10-x0.100.10+x0.10 x解得，c(H+)/mol.L-1=x=1.810-5，pH=4.74,解离度仍为0.018%.说明：无论加HCl还是NaAc，解离度均从1.3%降低到0.018%，效果相同。,以控制弱酸溶液中的酸根离子浓度（如H2S，H2C2O4，H3PO4等溶液中的S2-，C2O42-，和PO43-浓度）H2S是二元弱酸，分步解离平衡如下：(1)H2S+H2OH3O+HS-HS-+H2OH3O+S2-方程式(1)+(2)得：H2S+2H2O2H3O+S2-平衡常数为：,【应用】,例：在0.10mol.L-1的HCl中通H2S至饱和，求溶液中S2-的浓度。解:饱和H2S水溶液浓度为0.10mol.L-1，该体系中c(H+)=0.10mol.L-1，设c（S2-）浓度为xmol.L-1则:解得，x=S2-=9.2310-21mol.L-1,2.3酸碱溶液pH的计算,1.一元弱酸(碱)最简式,例：计算0.050mol.L-1NH4Cl溶液的pH值。解:NH4+是NH3的共轭酸。已知NH3的=1.810-5，NH4+的解离常数为用最简式计算，得pH=5.28,例：计算0.10mol.L-1NaAc溶液的pH值。解：Ac-是HAc的共轭碱。由HAc的=1.810-5可得Ac-的=/5.610-10。pOH=5.13pH=14.005.13=8.87,3.多元弱酸（碱）溶液,一般说来，多元弱酸的，.如果101.6，溶液中的H3O+主要由第一级解离生成，忽略其他各级解离。因此可按一元弱酸处理。多元弱碱也可以同样处理。,多元弱酸（HnBn1）的解离平衡,一级解离常数,二级解离常数,同离子效应第二步解离可以忽略,平衡时c(H+)可视为完全由第一步解离产生,例：H2CO3:0.040molL-1,计算平衡时的c(H2CO3)，c(H+)，c(HCO3-)和c(CO32-),a.计算c(H+):忽略第二步解离,起始浓度0.04000转化浓度c(H+)c(H+)c(H+)平衡浓度0.040-c(H+)c(H+)c(H+),c(H+)=c(HCO3-)=1.3x10-4mol/l;c(H2CO3)=0.0040-1.3x10-4=0.00387mol/l;c(CO32-)=Ka2=5.6x10-11mol/l,例：计算0.10mol.L-1Na2CO3溶液的pH值。解：Na2CO3溶液是二元碱，CO32-的=1.810-4，=2.4010-8，pOH=2.38pH=14.002.35=11.62,例5-2：室温下，饱和H2S溶液的浓度为0.1molL-1，求该溶液中的、。解:根据多重平衡规则：,可忽略第二级解离而减少的以及增多的，当作一元酸处理。因此，,平衡浓度/（molL-1）0.10-xxx,0.1,(2)第二步解离非常少,H+没增加多少，也没减少多少(3),以NaHCO3为例讨论一下两性物质的解离平衡,HCO3-水溶液中存在如下的两种平衡：,（1）HCO3-H+CO32-,（2）HCO3-+H2OOH-+H2CO3,因为溶液中的H+和OH-反应生成水，所以平衡向右移动，溶液中形成较多的CO32-和H2CO3，并且两者浓度相近，即CO32-=H2CO3。因为H2CO3是二元弱酸，所以他的总的平衡常数为：,Ka2=,H+2CO32-,H2CO3,=H+2,即H+=,Ka2,3.两性物质溶液,推广至一般，上式可写成,Ka,H+=,Ka,式中：Ka为两性物质作酸用时的酸解离常数，Ka为两性物质作碱用时其共轭酸的解离常数,例：计算0.10mol/LNH4CN溶液的H+。,解：在NH4CN中：NH4+为酸，CN-为碱,NH4+的解离常数:,Ka=,Kb(NH3),Kw,CN-的解离常数:,Ka,=,Ka(HCN),Ka,所以H+=,Ka,=,Kb(NH3),Kw,Ka(HCN),1.8x10-5,1.0 x10-14,x7.2x10-10mol/L,H+=,H+=,6.3x10-10mol/L,例：计算0.10mol.L-1NaHCO3溶液的pH值。解：H2CO3的=4.510-7，=5.610-11在酸式解离时Ka=Ka2，在碱式解离时Ka=Ka1pH=8.31,例：计算0.10mol.L-1氨基乙酸（NH2CH2COOH）溶液的pH。解：氨基乙酸在水溶液中，存在下列解离平衡，故是一种两性物质。+H3NCH2COOHH3NCH2COOH2NCH2COO=4.510-3=2.510-10酸式解离时Ka=Ka2，在碱式解离时Ka=Ka1=1.1x10-6mol/LpH=5.9,H+=,2.5x10-10 x4.5x10-3mol/L,弱酸弱碱盐溶液在一定温度下，时，溶液呈中性；时,溶液呈酸性，时,溶液呈碱性。,2.4缓冲溶液,1缓冲溶液的概念2缓冲溶液pH值的计算3缓冲溶液的选择和配制原则,1缓冲溶液的定义,缓冲溶液是一种能抵抗少量强酸、强碱和水的稀释而保持体系的pH基本不变的溶液。,缓冲作用的原理与前面讲过的同离子效应有密切的关系。,缓冲溶液一般是由弱酸及其共轭碱组成的。例如HAc和NaAc，NH3H2O和NH4Cl，以及NaH2PO4和Na2HPO4等都可以配制成保持不同pH值的缓冲溶液。,2.缓冲溶液的特性,50ml纯水pH=7,50mLHAcNaAcc(HAc)=c(NaAc)=0.10moldm-3pH=4.74,加入1滴(0.05ml)1moldm-3HCl,pH=3,pH=4.73,加入1滴(0.05ml)1moldm-3NaOH,pH=11,pH=4.75,缓冲溶液的特性：向缓冲溶液中加入少量强酸或强碱或将溶液适当稀释，而溶液本身pH能保持相对稳定,4.缓冲溶液PH值的计算,为控制酸度的缓冲溶液，对计算结果要求不十分精确，近似计算足矣。,对HB弱酸及其共轭碱B-组成的缓冲系统而言,结果缓冲对的浓度比值基本保持不变,C(共轭碱),C(弱酸),起始浓度c（弱酸）0c(共轭碱)转化浓度H+H+H+平衡浓度c（弱酸）-H+H+c(共轭碱)+H+,因为溶液中解离出的极少，所以c（弱酸）-H+=c（弱酸）；c(共轭碱)+H+=c(共轭碱),H+=,C(弱酸),C(共轭碱),Ka,等式两边取负对数,pH=,C(弱酸),C(共轭碱),pKa-lg,HB,H+B-,Ka=,pH=,pKa-lg,n(弱酸),n(共轭碱),pH=,C(共轭碱),C(弱酸),pKa+lg,pH=,pKa+lg,n(共轭碱),n(弱酸),另一种计算公式:,多元弱酸的酸式盐及其次级盐(NaH2PO4-Na2HPO4);(Na2HPO4-Na3PO4),电离常数起决定性作用.当pH=pKa时缓冲能力最大通过调节浓度项比值可适当调节溶液pH值适当稀释，pH基本不变,例：以HCN和NaCN构成的缓冲溶液溶液中存在起始浓度为c酸的弱酸的解离平衡，由于起始浓度为c共轭碱的强电解质弱酸盐NaCN的存在，故平衡时各物质的浓度如下：,平衡浓度：c弱酸xxc共轭碱+x,由于同离子效应，近似有c弱酸xc弱酸，c共轭碱+xc共轭碱,HCN,H+CN-,Ka=,pH=,C(弱酸),C(共轭碱),pKa-lg,故有,H+=,C(弱酸),C(共轭碱),Ka,取负对数,例:缓冲溶液中有1.00moll1的HCN和1.00moll1的NaCN，试计算1)缓冲溶液的pH；2)将10.0ml1.00moll1HCl溶液加入到1.0L该缓冲溶液中引起的pH变化；3)将10.0ml1.00moll1NaOH溶液加入到1.0L该缓冲溶液中引起的pH变化；4)将1.0L该溶液加水稀释至10L，引起的pH变化。,平衡浓度：x,2)在1.0L缓冲溶液中，含HCN和NaCN各是1.0mol，加入的HCl相当于0.01molH+，它将消耗0.01mol的NaCN并生成0.01molHCN，故有:,pH=,C(弱酸),C(共轭碱),pKa-lg,解：1）根据,相对而言，若将10.0ml1.00moll1HCl溶液加入到1.0L纯水中，pH将从7变化为2。,pH=,C(弱酸),C(共轭碱),pKa-lg,根据,3)在1.0L缓冲溶液中，含HCN和NaCN各是1.0mol，加入的NaOH相当于0.01molOH，它将消耗0.01mol的HCN并生成0.01molCN离子，故有,pH=,C(共轭碱),pKa-lg,根据,C(弱酸),平衡浓度,1.01,1.0-0.01,y,1.01,1.0+0.01,相对而言，若将10.0ml1.00moll1NaOH溶液加入到1.0L纯水中，pH将从7变化为12。,4)将1.0L该缓冲溶液加水稀释至10.0L时，c酸和c共轭碱的数值均变化为原来的十分之一，但两者的比值不变。根据,故该缓冲溶液的pH不变。,缓冲溶液中发挥作用的的弱酸及其共轭碱称为缓冲对。缓冲对的浓度越大，当加入强酸或强碱时其浓度值及其比值改变越小，即抵制酸碱影响的作用越强。,pH=,C(共轭碱),pKa-lg,C(弱酸),4.缓冲溶液的缓冲容量,影响缓冲容量的因素有两种（1）缓冲溶液的总浓度。总浓度大，缓冲容量也大（总浓度一般在0.01moll11.0moll1时较合适。（2）缓冲对彼此之间的浓度比值。浓度比值越接近1，缓冲能力就越强。,对弱酸-共轭碱组成的有效缓冲溶液，c(酸)/c(共轭碱)的比值应处于1/10和10/1之间：,缓冲溶液，不能与反应物或生成物发生作用,缓冲容量指缓冲溶液的缓冲能力,不同缓冲溶液有各自的缓冲范围,缓冲范围是指能够起缓冲作用的pH区间,缓冲溶液只能将溶液的酸碱度控制在弱酸pKa的附近！,缓冲对的浓度越大，缓冲溶液的缓冲容量越大。,配制缓冲溶液时，要先找出与溶液所要控制的pH值相当的pKa值的弱酸，再与该弱酸的共轭碱按一定的比例配成浓度合适的溶液。当c酸c共轭碱的值从0.1变化到10时，则缓冲溶液的pH在pH=pKao1之间变化。,5.缓冲溶液的配制,pH=,C(共轭碱),pKa-lg,C(弱酸),缓冲溶液能够抵抗外加少量酸、碱或稀释，而本身pH值不发生显著变化的作用称缓冲作用具有缓冲作用的溶液称为缓冲溶液,组成弱酸及其共轭碱(1)弱酸及其盐(HAc-NaAc);(2)多元弱酸的酸式盐及其次级盐(NaH2PO4-Na2HPO4);(3)弱碱及其盐(NH3-NH4Cl)。,共轭酸碱对大量共存的溶液有抵御溶液pH变化和稀释的作用-缓冲溶液,小结：,缓冲溶液具有缓冲能力的关键因素,同离子效应大量的抗酸和抗碱成分;平衡移动可逆电离平衡的存在；外加酸、碱或水相对少量-缓冲能力有限,一般在pKa1范围内,HAc-NaAc溶液(抗碱)HAc=H+Ac-(抗酸),加入大量的酸、碱，HAc和Ac-消耗将尽时，就不再具有缓冲能力了,稀释过度，pH值将发生明显变化,pH=5缓冲溶液，可选HAc-NaAc缓冲对pH=7缓冲溶液，可选NaH2PO4-Na2HPO4pH=10缓冲溶液，可选NaHCO3-Na2CO3,缓冲溶液在工业、农业、生物学、医学、化学等各方面都有重要的用途。许多反应必须在一定pH范围才能正常进行。土壤、血液都得维持一定酸碱度才能保证植物正常生长，人体正常生理活动的进行。,例:人体内的血液是怎样起到缓冲作用的?,人的血液呈微碱性,pH的正常值应在7.357.45之间。血液的缓冲作用主要是靠体系完成的。正常血浆中和H2CO3的浓度分别约为0.024moll-1和0.0012moll-1。,肾和肺是支配缓冲体系的两个重要器官。缓冲作用涉及以下两个重要平衡:,H+(aq)+H2CO3(aq)CO2(g)+H2O(l)HbH+O2HbO2+H+,常用标准缓冲溶液,2.5沉淀溶解平衡,教学目标：1掌握溶度积常数的意义，溶度积与溶解度的关系。2掌握同离子效应、盐效应对溶解度的影响。3掌握溶度积原理，通过计算判断沉淀的生成或溶解。理解沉淀分离，分步沉淀，沉淀转化的含义，掌握相关计算。,难溶电解质：溶解度0.01g/100gH2O,微溶电解质：溶解度0.1g0.01g/100gH2O,易溶电解质：溶解度0.1g/100gH2O,51溶度积常数,511沉淀溶解平衡的实现,以AgCl为例：当溶解过程产生的Ag+和Cl的数目和沉淀过程消耗的Ag+和Cl的数目相同，即两个过程进行的速率相等时，便达到沉淀溶解平衡。可以表示成：,平衡常数表达式为:K=aAg+aCl-,平衡时：,一般难溶物,用间式表示：,512溶度积与溶解度的关系,起始浓度00,平衡浓度xx,故AgCl的溶解度为1.3105molL1,平衡时浓度2xx,饱和溶液中CrO42可以代表Ag2CrO4的溶解度，而Ag+则是Ag2CrO4溶解度的2倍。,1.不适用于易水解的难溶电解质,只有相同类型、基本不水解的难溶强电解质，可直接根据溶度积大小来比较溶解度的大小。,513溶度积原理,任意状态下的离子积用Q表示Q=(Ab+)a(Ba-)b,溶度积原理：,根据Ksp与Q相对大小确定溶液是否处于饱和状态。,Q=c(Pb2+)c(I)2=0.1(0.1)2=110-3QKsp会产生PbI2沉淀,例3：等体积的0.2molL-1的Pb(NO3)2和0.2molL-1KI水溶液混合是否会产生PbI2沉淀？已知Ksp=1.410-8。,解：PbI2(s)Pb2+(aq)+2I(aq),52沉淀生成,例4：向1.0102molL1CdCl2溶液中通入H2S气体，,1)求开始有CdS沉淀生成时的S2；,2)Cd2+沉淀完全时，S2是多大？,解：,当S28.01025molL1时，开始有CdS沉淀生成。,2）一般情况下，离子与沉定剂生成沉淀物后在溶液中的残留浓度低于1.0105molL-1时，则认为该离子已被沉淀完全。,依题意Cd2+1.0105molL-1时的S2为所求。,即当S28.01022molL1时，Cd2+已被沉淀完全。,这些数据提示我们，当溶液中同时存在适当浓度的Cd2+和Fe2+时，可以通过控制体系中S2的做法使Cd2+沉淀而Fe2+保留在溶液中，从而实现分离Cd2+和Fe2+的目的。,例5：向0.10molL1FeCl2溶液中通H2S气体至饱和(浓度约为0.10molL1)时，溶液中刚好有FeS沉淀生成，求此时溶液的H+。,控制体系中S2，是采用通H2S气体和调体系pH值来实现的。,H+较大，应是FeCl2溶液原有的。如果原来FeCl2溶液的H+再大一些，那么即使H2S饱和也不会有FeS沉淀生成。,根据一些硫化物的溶度积常数，通过计算可得如下结论：若在一定浓度的盐酸中通入H2S气体，其中溶度积较小的Pb2+、Bi3+、Cu2+、Cd2+、Hg2+、As3+、Sb3+和Sn2+等离子将生成沉淀，而溶度积较大的Fe2+、Co2+、Ni2+、Zn2+和Mn2+等离子继续保留在溶液中。因此，常见无机阳离子的分离与鉴别可采用硫化氢系统法。,1)使有关离子生成弱电解质的方法。2)氧化还原法，使有关离子浓度变小；3)生成配位化合物的方法，使有关离子浓度变小；,53沉淀的溶解和转化,5.3.1沉淀的溶解,如FeS沉淀可以溶于盐酸，由于溶解生成的S2与盐酸中的H+可以结合成弱电解质H2S，于是使沉淀溶解平衡右移，引起FeS的继续溶解。这个过程可以示意为:,H2S,只要H+足够大，总会使FeS溶解。,1.生成弱电解质,例:使0.01molZnS溶于1L盐酸中，求所需盐酸的最低浓度。,解：当0.01mol的ZnS全部溶解于1L盐酸时，生成的Zn2+0.01molL1，与Zn2+相平衡的S2可由沉淀溶解平衡求出。,ZnS溶解产生的S2将与盐酸中的H+结合成H2S，假设S2全部生成H2S，则H2S0.01molL1,这个浓度是平衡时溶液中的H+，原来的盐酸中的H+与0.01mol的S2结合生成H2S时消耗掉0.02mol。故所需的盐酸的起始浓度为0.096molL1。,简化计算：,反应开始时浓度C000,平衡时相对浓度C00.020.010.01,可求得C0（0.02+0.076）molL1=0.096mol.L-1,H+2,H2SZn2+,（用K=,H+=,K,H2SZn2+,式计算）,2.发生氧化还原反应而溶解CuS(s)Cu2+S2-,+HNO3S+NO,3CuS+8HNO3=Cu(NO3)2+3S+2NO+4H2O,3.生成配离子而溶解AgCl(s)+2NH3Ag(NH3)2+Cl-,同离子效应(commonioneffect)降低溶解度,难溶强电解质饱和溶液中加入含共同离子的易溶电解质时,难溶电解质溶解度下降。,此即：QKsp,y,5.3.2同离子效应和盐效应对溶解度的影响,同离子效应是勒沙特列原理的又一种体现形式，化学分析中利用这种效应,通过加大沉淀剂的用量使被测组分沉淀更完全。,例:求在1.0molL1的盐酸中，AgCl固体的溶解度。,解：,起始浓度01.0,平衡浓度x1.0+x,达到饱和时Ag+可以代表AgCl的溶解度,纯水中AgCl的溶解度为1.3105molL1，故：,x1.0，