《无机化学》教学课件： 酸碱平衡-沉淀平衡

1、Chapter 2, 3 反之, 也可以由 OH 计算出 H+。,Kw = H+OH = 1.001014,pKw = pH + pOH = 14,(pKw = - lgKw ),溶液的酸度可以用 pH（ 或 pOH） 来表示： pH = -lgH+ /c ， pOH = -lgOH /c ,11,一些概念,酸度：H3O+ 平衡时单位体积中游离的 H3O+ 的物质的量。,酸的强度：酸性 是指酸给出质子的能力，越容易给出质子的物质其酸性越强。,碱的强度（碱性）是指碱接受质子的能力。,酸(HA)的浓度：c (HA) 单位体积中含有酸(HA)总的物质的量。 c (HA)= A- + HA,三、弱酸碱

2、的解离平衡 （水溶液中）,（一）一元弱酸碱的平衡常数,13,-酸常数 Ka 或碱常数 Kb,离子碱：,Ka 越大, 说明酸给出质子能力越强，该酸的酸性越强 Kb 越大, 说明碱夺得质子能力越强，该碱的碱性越强,14,离子酸：,（二）共轭酸碱解离平衡常数的关系,= Kw,KHAcKAc-=,即 KHAcKAc-= Kw,同理，对于NH4+ NH3 有 K NH4+ K NH3 = Kw,结论：对于共轭酸碱对，其共轭酸的解离常数 Ka与其共轭碱的解离常数 Kb 的乘积等于水的离子积 Kw,HAc与Ac-是共轭酸碱对,15,Ka Kb = Kw,一对共轭酸碱，只要知道一个酸常数（解离常数）就可以根据

3、离子积计算出另一个,一对共轭酸碱，Ka 与Kb 成反比。这说明酸越强，其共轭碱的碱性就越弱；碱越强，其共轭酸的酸性就越弱,16,例2 已知：pK NH3= 4.75, 求 KNH4+ = ?,17,例1 已知：KHCN = 4.9310 -10, 求 KCN - = ?,解：,pKNH4+ = 14 - pK NH3 = 14 - 4.75 = 9.25,KNH4+ = 10 -9.25 = 5.6210 -10, pK NH3+ pKNH4+ = pKw = 14,解：,（三）酸碱的强度,2. 一个酸的 Ka 越大，其酸性就越强 一个碱的 Kb 越大，其碱性就越强,一个酸的酸性越强, 其共轭

4、碱的碱性就越弱 一个碱的碱性越强, 其共轭酸的酸性就越弱,4. 酸碱的强度是相对的,1. 一个酸越容易给出质子，其酸性就越强 一个碱越容易获得质子，其碱性就越强,18,拉平效应,强度不同的酸(碱)，在溶剂的作用下，其酸(碱)度显示出同样的水平,如：0.1 mol/L HCl 与 HAc,在NH3 (l)中 HCl + NH3 NH4+ + Cl- 100% 强酸 HAc + NH3 NH4+ + Ac- 100% 强酸,在H2O中 HCl + H2O H3O+ + Cl- 100% 强酸 HAc + H2O H3O+ + Ac- 1.3% 弱酸,19,区分效应,将强度十分接近的酸(碱)，通过选

5、择另一种溶剂使它们酸(碱)性的差异显示出来,在冰醋酸中： pKa(HClO4) = 4.87，而pKa(HCl) = 8.55 HClO4 是比 HCl 更强的酸,在 H2O 中： HClO4 和 HCl 都是100%电离，都是强酸,事实上，HClO4与HCl的酸性是有差别的。但是在水中，无法区分HClO4与HCl 酸性的强弱，所以称水是它们的拉平溶剂；而在冰醋酸中，它们酸性的强弱可以被显示出来，所以称冰醋酸是它们的区分溶剂,20,四、酸碱溶液 pH 的计算,（一）一元弱酸溶液 pH 的计算,通常酸碱溶液都是多重平衡体系，欲精确计算 H+，将需要十分烦琐的数学处理,溶液中：H3O+ =H3O+

6、HA+ H3O+H2O,一元弱酸溶液,HA+ H2O A + H3O+,H2O + H2O OH + H3O+,21,一元弱酸 HA 溶液 pH 的近似计算,平衡时 HA + H2O H3O+ + A,即有 H3O+ A = x,H3O+ =H3O+HA+H3O+H2O H3O+ HA=A ,就可以忽略水的解离：,如果 c0Ka 20Kw,22,当 c0/Ka 500 时，解离的弱酸极少, 可以近似认为: HA = c0 H3O+ c0,于是有H3O+ A ，HA c0,一元弱酸H3O+ 计算的最简式,重要！,一元弱酸 H3O+ 计算的最简式,23,小结：一元弱酸溶液H3O+的计算,一元弱酸溶

7、液,HA + H2O A + H3O+,H2O + H2O OH + H3O+,溶液中：H3O+ =H3O+HA+ H3O+H2O,如果 c0Ka 20Kw ，可以忽略水的解离,H3O+ H3O+HA=A ,如果 c0Ka 20Kw ，并且c0 /Ka 500，,H3O+ A ，HA c0,24,例3,求: 0.1mol/L HAc 溶液的 pH 及解离度,解： 设平衡时 HAc 解离了x mol/L,初始： c0 0 0,平衡：,c0 x x x,Ac-,H3O+,HAc,（Ka = 1.810 5）,25, c0 Ka 20Kw，可以忽略水的解离, c0/Ka 500， c 0 H3O+

8、c 0 ，,= 1.33 10-3 mol/L,pH = lgH3O+ = 2.88,故 x =,26,例4,求 0.1mol/L NH4Cl溶液的pH (KNH3=1.7910-5),解：,在水中，强电解质 NH4Cl NH4+ + Cl-, c0Ka 20Kw ， c0 /Ka 500,pH = lgH3O+ = 5.13,27,有,（二）一元弱碱溶液OH近似计算：,同理，对于一元弱碱（如NH3）溶液,如果 c0Kb 20Kw ，并且 c0 /Kb 500，,28,小结,课后练习：,2. 离子酸的解离常数可以通过其共轭碱的解 离常数计算得出,3. 离子碱水溶液的计算与此类似,求：0.1mo

9、l/L NaAc溶液的pH （pKHAc=4.75）,1. 强电解质在水中全部解离，故离子酸的初 始浓度就是强电解质的浓度,29,五、多元弱酸碱的解离平衡常数,H2PO4- + H2O HPO42- + H3O+ Ka2=HPO42- H3O+ /H2PO4- = 6.2310 - 8,H3PO4+ H2O H2PO4- + H3O+ Ka1=H2PO4-H3O+ / H3PO4 =7.5210 -3,HPO42- + H2O PO43- + H3O+ Ka3= PO43-H3O+ /HPO42- = 2.210 -13, Ka1Ka2 Ka3 酸的强度 H3PO4 H2PO4- HPO42-

10、,在水溶液中，多元弱酸碱的解离是分步进行的：,30,多元酸碱 Ka 与 Kb 的关系,H3PO4+ H2O H2PO4- + H3O+ Ka1 H2PO4- + H2O H3PO4 + OH-,H2PO4- + H2O HPO42- + H3O+ Ka2,HPO42- + H2O PO43- + H3O+ Ka3 PO43- + H2O HPO42- + OH- Kb1,HPO42- + H2O H2PO4- + OH- Kb2,Ka2 Kb2 =,Kw,31,Kb3,多元弱酸碱溶液及两性物质溶液的pH计算,了解即可,32,六、酸碱平衡的移动,1. 酸碱的浓度对平衡的影响,弱酸溶液 c0 增大

11、时, 平衡右移, H3O+ 增大, 浓度对平衡移动的影响,同理, 若是弱碱溶液, c0 增大时, OH 增大,33,2. 同离子效应对平衡移动的影响,在弱电解质溶液中，加入与弱电解质含有相同离子的易溶性强电解质，而使弱电解质的解离度降低的现象称为同离子效应,同离子效应 ( common ion effect ),34,例如：,+ Ac- + Na+ NaAc,平衡移动的方向,+ NH4+ + Cl - NH4Cl,平衡移动的方向,加入相同离子，使平衡左移，解离度减小,35,例5,解： 设平衡时HAc 解离了x mol/L,初始： c0 0 0,平衡：,c0 x x x,Ac-,H3O+,c0

12、H3O+,求: 0.1mol/L HAc 溶液的 pH 及解离度； 若向1升该溶液中加入0.1mol HCl (设体 积不变), 其 pH 及解离度又是多少？ 已知：Ka = 1.810 5, ca/Ka500， c0 H3O+ c0 ， ,pH = lg H3O+ = 2.88,故 x =,=1.33 10-3 mol/L,设加入 HCl 后，平衡时 HAc 解离了y mol/L,强电解质 HCl + H2O H3O+ + Cl- 解离出：cH3O+ = cHCl = 0.1 mol/L,初始： c0,平衡：,c0 y,Ac-= y = 1.810 - 5 mol/L,H3O+= cHCl

13、+ y 0.1mol/L,pH = lg H3O+ = 1,0,cHCl,Ac-,H3O+,HAc,y,cHCl + y,小结,3. 一元弱碱水溶液的计算与此类似,1. 在一元弱酸在纯水溶液中，解离出的H+浓度等于酸根的浓度,39,2. 当含有其它电解质 时，在一元弱酸水溶液中， 溶液中的H+浓度 不一定等于 酸根的浓度。 因此，要根据具体情况，找出各物质的相互 关系再进行计算,课后练习：,求：0.1mol/L NH3（pKNH3 = 4.75）溶液的 pH 及解离度。若向 1 升该溶液中加入 0.1mol NH4Cl 后，溶液的 pH 及解离度又是多少？,40,酸物质的来源,类型及来源,挥发

14、性酸,H2CO3,CO2,H2O,CO2,CO2,CO2,固定酸,H2SO4 H3PO4 尿酸 甘油酸 丙酮酸 乳酸 三羧酸 酮体,体内物质代谢产生,食物在体内转化或经氧化后生成,体液酸碱物质的来源,来源：,体内物质代谢产生,氨基酸 脱氨基,食物中所含金属元素在体内的氧化产物,菜 果 豆 奶 含 Na K Ca 2 Mg 2 和有机酸盐,碱物质的来源,第三节 缓冲溶液,一、缓冲现象,实验现象：分别在一升 0.1 mol/L NaCl 和 0.1mol/L HAc-NaAc 中加入 0.01 mol HCl 或 0.01mol NaOH ，记录其 pH 的变化：,( Buffer Solutio

15、n ),43,缓冲溶液定义:,缓冲溶液对强酸、强碱或稀释的抵抗作用，称为缓冲作用（buffer action）,我们把能够抵抗外来少量强酸、强碱或稍加稀释而保持其pH基本不变的溶液，称为缓冲溶液 (buffer solution),44,二、缓冲机理,NaAc：强电解质，Ac-以离子状态存在,HAc：弱电解质，以分子HAc状态存在,即溶液中存在着大量的HAc和Ac- ，HAc和 Ac- 是共轭酸碱对，在水中存在着下列平衡：,以HAc-NaAc体系为例： 在HAc-NaAc溶液中,45,溶液中H3O+的增大使得平衡向左移动, 溶液中的Ac- 消耗掉外加的H3O+, 故溶液H3O+浓度基本不变,加

16、入少量酸 H3O+ 时, 体系中的Ac- 会与其结合,加入少量碱OH-时, 体系中的HAc会与其反应,溶液中的HAc与OH-反应，消耗掉外加OH-, 故溶液中H3O+浓度基本不变,（Ac-是抗酸成分）,（ HAc是抗碱成分）,46,抗酸成分和抗碱成分,在共轭酸碱对 HAc -Ac- 组成的缓冲溶液中，共轭碱 Ac- 发挥了抵抗外来酸的作用，称为抗酸成分；共轭酸 HAc 发挥了抵抗外来碱的作用，称为抗碱成分,这种组成缓冲溶液的共轭酸碱对称为缓冲系 ( buffer system )，或称为缓冲对 ( buffer pair ),我们看到: 共轭酸碱对中的共轭酸起着抗碱的作用；而共轭碱起着抗酸的作

17、用, 是共轭酸碱对组成了缓冲系,47,缓冲机理小结：,由于在缓冲溶液中同时含有大量的抗酸成分 共轭碱和抗碱成分 共轭酸, 它们通过弱酸的解离平衡移动来达到消耗外加的少量强酸或强碱，而使溶液中 H3O+ 浓度不发生明显的变化，因此具有缓冲作用,三、 缓冲溶液的 pH 计算,1、 pH计算公式,2、影响缓冲溶液 pH的因素,（1） Ka值的大小(与温度及物质本性有关),（2） 缓冲比（0.110之间）,加水稀释时，pH基本不变,50,用 0.08 mol/L HAc和 0.2 mol/L NaAc等体积混合配制成缓冲溶液，求: 此缓冲液的pH 若取该缓冲液一升，分别加入0.01 mol HCl和

18、0.01 mol NaOH（假设体积不变），请分别计算缓冲溶液 pH 的改变值 (已知：pKa = 4.75）,例6,52,解:,有平衡,HAc = 0.04 - H3O+ c(HAc) = 0.04 mol/L Ac- = 0.1 + H3O+ c(Ac-) = 0.1 mol/L,= 5.15,等体积混合，各物质浓度稀释一倍 c (HAc) = 0.08/2 = 0.04 mol/L c (Ac- ) = 0.2/2 = 0.1 mol/L, 求原溶液的 pH,53,HAc = 0.04+0.01-H3O+ (0.04+0.01)mol/L,Ac- = 0.1-0.01+H3O+ (0.1

19、-0.01) mol/L,= 5.01,pH = 5.01- 5.15 = - 0.14, 加入HCl后, 有 H+Ac- HAc， 即HCl消耗了溶液中的Ac- ，而增加了HAc,平衡时有:,1L溶液加入0.01mol HCl, c(H+)= 0.01 mol/L,54,HAc=0.04-0.01-H3O+ (0.04-0.01)mol/L,在平衡时:,Ac-=0.1+0.01+H3O+ (0.1+0.01) mol/L,= 5.31,pH = 5.31 - 5.15 = + 0.16,加入OH -后, 有： OH - + HAc Ac- +H2O 即OH -消耗了HAc ，而增加了Ac-,

20、1L溶液加入0.01mol NaOH, c(OH -)=0.01mol/L,55,四、配制缓冲溶液的原则,1. 选择合适的缓冲系 缓冲对与药物不发生反应，且稳定、无毒、 无配伍禁忌等。 缓冲对的 pKa 越接近所需的 pH 越好。,2. 选择适当的总浓度 一般总浓度在0.05 0.5mol/L范围。 总浓度太低，缓冲能力（缓冲容量）小； 总浓度太高，离子强度太大或渗透压过高 而不适用。,练习1. 已知: H3PO4的各级解离常数,而 Ka2 是 H2PO4- 的解离常数， H2PO4- 作共轭酸， 则共轭碱就是 HPO42-,解: pKa2 = 7.21 最接近 7.40,应该选择 H2PO4

21、-HPO42- 作缓冲系,pKa1 = 2.16, pK a2 = 7.21, pKa3 = 12.32。 问：欲配制 pH = 7.40 的缓冲溶液，应选 择哪两种物质作缓冲对？ （ H3PO4 、H2PO4-、HPO42-、PO43- ）,已知: pK NH3=4.75, pKH2CO3=6.35, pK HCO3- =10.3。若要配制 pH=9 的缓冲溶液，选择哪个缓冲系最好？ A. NH3 NH4Cl B. H2CO3 NaHCO3 C. NaHCO3 Na2CO3,练习2. （选择最佳答案）,Ans. : A is the best., pK NH4+ =14 4.75 = 9.

22、25,溶解度（S）： 在一定温度下（T C ），某物质（A）在1000克溶剂（水）里达到饱和时所溶解的克数，叫做这种物质在这种溶剂里的溶解度,第四节 难溶强电解质的沉淀溶解平衡,一、溶度积原理 （一）难溶强电解质,难溶强电解质是指那类溶解度很小，但它们溶解在水中的部分却是全部解离的化合物。 如：AgCl, BaSO4, CaCO3, PbS, ,平衡时： K = Ag+ Cl - = 1.810 -10 = Ksp,难溶强电解质的饱和溶液中存在着多相平衡,注意：只有在难溶强电解质的饱和溶液中才存在这种动态平衡,（二）难溶强电解质的溶度积常数 Ksp,( Solubility Product C

23、onstant, Ksp ),溶度积 一定温度下，难溶强电解质的饱和溶液中离子浓度幂的乘积为一常数，称为难溶强 电解质的溶度积常数，简称溶度积用Ksp 表示。,64,对于AmBn型难溶强电解质,Ksp= An+m B m-n,溶度积 Ksp 是反映难溶强电解质溶解能力的常数,例7,SOLUTION,We first write the equation for the solubility equilibrum:,CaF2(s) Ca2+ + 2F ,Ksp = Ca2+ F 2,Write the expression for the solubility-product constant,

24、 Ksp , for CaF2,（三）溶度积 Ksp 与溶解度 S 的关系,平衡时 An+ Bm- 用平衡浓度表示,mS nS 用溶解度表示,AmBn (s) mAn+ + nB m-,设：在纯水中，AmBn (s) 的溶解度为S mol/L,计算纯水中溶解度,= ( mS )m( nS )n,Ksp= An+mB m-n,用溶度积计算在纯水中的溶解度,Ag2CrO4 (s) 2Ag + + CrO42-,AgCl (s) Ag + + Cl-,Ksp= Ag + 2CrO42-=(2S)2S = 4S 3,Ksp= Ag + Cl -= SS = S 2,溶度积 Ksp 是反映难溶强电解质溶

25、解能力的常数。对于同一类型的难溶强电解质，Ksp 大者，其溶解度也大；但对于不同类型的难溶强电解质，要通过计算来比较溶解度的大小,小结: 溶解度 S 与 Ksp 的关系,2. 存在相同离子时-同离子效应,若存在Ca2+ , 平衡时: F -= 2S, Ca2+=cCa+S = cCa,若存在F - , 平衡时: Ca2+=S, F -= cF+2S = cF,Ksp = Ca2+ F -2= cCa( 2S )2,Ksp = Ca2+ F -2= ScF 2,= ( mS )m( nS )n,Ksp= An+mB m-n,已知： Ksp（Ag2CrO4) = 1.1210 -12 求: Ag2

26、CrO4在水中的溶解度 Ag2CrO4在 0.1mol/L AgNO3溶液中的溶解度,例8 （同离子效应使溶解度减小）,解：设溶解度为S mol/L。,=( 2S )2S = 4S 3,S,2S, 注意: 在AgNO3 溶液中 Ag+ 与 CrO42- 的浓度不再是2比1的关系,Ksp= Ag + 2CrO42-,0.1+2S,设: 溶解度为S mol/L,S,= (0.1+2S )2S,0.12S = 0.01S,S= 0.01 = 1.1210 -10 mol/L,Ksp,= Ag + 2CrO42-,Ksp,由此可以看到：相同离子的加入，使难溶强电解质的溶解度大大降低。,1. 在纯水中难

27、溶强电解质的正、负离子间有一定的比例关系；但在含有相同离子的电解质溶液中不存在这种关系，一定要根据具体情况来计算。,例题小结,3. 同离子效应使难溶强电解质的溶解度大大降低。,（如：同离子效应使S，盐效应使S等）,2. 在一定温度下，Ksp是一个定值，而溶解度 S是可以随环境不同而改变的。,（四）溶度积原理,1. 溶度积与热力学函数rG m,对于化学反应：,故可由rG m计算Ksp,有,rG m = - RT ln Ksp,当 Qc Ksp，则反应逆向自发 将有沉淀生成 当 Qc Ksp，则反应正向自发 沉淀将溶解 当 Qc Ksp，则反应处于平衡,rGm = RT ln(Qc/Ksp ),重

28、要！!,2. 溶度积与离子积Qc,3. 溶度积原理（规则）,对于难溶强电解质溶液，,当离子积 Ksp ，表示溶液是过饱和的。 此时溶液会有沉淀析出, 直至溶液达到饱和为止。,当离子积 Ksp ，表示溶液是不饱和的。 此时溶液无沉淀析出, 若再加入难溶强电解质， 则沉淀会继续溶解。,当离子积= Ksp ，表示溶液是饱和的。 此时溶液达成沉淀溶解平衡，宏观上既无沉淀溶 解，也无沉淀析出。,例 9,解 : 溶液等体积混合，浓度稀释1倍,c(Ca2+) = c(C2O42-) = 0.02/2 = 0.01mol/L,Qc= c(Ca2+)c(C2O42-),有CaC2O4 沉淀生成,= 0.012

29、= 0.0001 Ksp(CaC2O4),将 0.02 mol/L CaCl2溶液 10ml 与等体积同浓度的 Na2C2O4 溶液相混合，问是否有沉淀生成？ 已知 Ksp(CaC2O4)= 2.3210 -9,二、 难溶强电解质的沉淀和溶解,（一）沉淀的生成与溶解, 沉淀溶解平衡的移动,对于已达成沉淀溶解平衡的难溶强电解质溶液，凡是能增加溶液中难溶电解质离子浓度的因素，均可以使平衡向着沉淀生成的方向移动；凡是能降低溶液中难溶电解质离子浓度的因素，均可以使平衡向着沉淀溶解的方向移动,使沉淀溶解平衡的移动方法,使其离子生成弱电解质：水、弱酸、弱碱,使其离子生成配合物: Ag(NH3)2+ , F

30、eF63- ,使其离子生成另一种沉淀：ZnCO3ZnS,使其离子被氧化或还原：CuS S,盐效应 ( 离子强度增大, 使溶解度增大 ),同离子效应 （加入相同离子，使溶解度降低）,2. 使沉淀溶解：降低离子浓度使 Qc Ksp,1. 使沉淀生成：增加离子浓度使 Qc Ksp,例10（生成弱电解质使沉淀溶解）,298K时，,KspMg(OH)2 = 5.610 -12,求: Mg(OH)2在水中的溶解度及其饱和溶液的pH 当溶液的pH为8.5时，Mg(OH)2的溶解度是多少？ 欲使Mg2+沉淀完全(Mg2+10 -6mol/L)，应调 溶液的pH为多少？,KspMg(OH)2=Mg2+OH 2,

31、= 5.610 -12, 在水中： Mg2+=S1 mol/L，OH =2S1 mol/L,=,=1.1 10 4 (mol/L),S1 =,pOH=-lgOH = -lg(2.210 4 )=3.7,pH =10.3, 当溶液的pH为8.5时，,pOH= 14-pH = 14-8.5 = 5.5,OH = 10-5.5 mol/L,KspMg(OH)2=Mg2+OH 2,pOH=-lgOH =2.6,Mg2+=S2 mol/L,= 5.610 -12,S2 = 0.56 (mol/L), 当Mg2+沉淀完全时，,设：OH = x mol/L,Mg2+= 10-6mol/L，,x= OH =,

32、= 2.410 -3 (mol/L),pH=14-pH =11.4, Mg2+10 -6mol/L时, pH 11.4,KspMg(OH)2=S2 (10 5.5)2,例11（生成配合物使沉淀溶解）,Ksp (AgBr) =Ag +Br=S 2,= 5.410 -13,平衡移动的方向,试计算AgBr(s) 在水中的溶解度，并定性地解释说明：在AgBr的过饱和溶液中加入氨水时，AgBr溶解度的变化情况。 Ksp(AgBr)= 5.410 -13 ,（二）分步沉淀,如果在溶液中同时存在两种以上的离子可以与同一种沉淀剂反应生成沉淀时，首先析出的是离子积最先达到溶度积的化合物,如: 对于同一类型的难溶

33、电解质 AgI 与AgCl，Ksp(AgI ) 远远小于Ksp(AgCl)。如果向含有相同浓度的 I - 和 Cl - 溶液中滴加 AgNO3 时, 则首先析出的一定是 AgI,例12,某混合溶液中，含有 Cl 和 CrO42- 离子，它们的浓度分别是 0.10 mol/L 和 0.010 mol/L。请通过计算说明，当逐滴向溶液中滴加 AgNO3溶液时（忽略体积的变化），哪种沉淀首先析出？当第二种沉淀开始析出时，第一种离子的浓度是多少？ Ksp(AgCl)=1.7710-10, Ksp(Ag2CrO4)=1.1210-12 ,解：, Ag+AgCl Ag+Ag2CrO4,是AgCl首先析出沉

34、淀, 当Ag2CrO4开始沉淀时， 溶液中: Ag+ = Ag+Ag2CrO4=1.0610-5 mol/L,= 1.7710-10 /1.0610-5 = 1. 6710- 5 mol/L,Ksp= Ag+ Cl-,Ag+AgCl= Ksp/ Cl-=1.77 10-10/ 0.1=1.77 10-9 mol/L,此时，Cl- = Ksp /Ag+Ag2CrO4,Ag+Ag2CrO4=,Ksp= Ag + 2CrO42-,课后练习,请分别计算在0.01mol/L Fe3+ 的溶液中， Fe3+开始生成 Fe (OH )3沉淀及Fe3+ 沉淀完全时，溶液的pH。 （已知:KFe(OH)3 =

35、1.110 -36， Fe3+ 沉淀完全是指当Fe3+ 1.010 -6 mol/L 时）,（三）沉淀的转化,在 AgCl 沉淀中滴加 KI 溶液，白色的 AgCl 就会转化成黄色的 AgI 沉淀，这种由一种沉淀转化为另一种沉淀的过程称为沉淀的转化,平衡移动的方向,Go to the Next Chapter,缓冲溶液 pH 计算公式推导,对于缓冲系 HB - B- , 在溶液中存在着平衡:,注意： Ka是共轭酸的解离常数,缓冲容量和缓冲范围,（一）缓冲容量,定义： 使单位体积缓冲溶液的 pH 改变1个单位时，所需加入一元强酸或一元强碱的物质的量 n 称为缓冲容量(buffer capacit

36、y)。用表示。,87,(二) 影响缓冲容量的因素,(三) 缓冲范围 (buffer effective range),缓冲范围 pH = pKa 1,一般认为, 当缓冲比大于10:1或小于1:10时，缓冲溶液已基本失去缓冲作用。,1. 缓冲溶液的总浓度(cHB + cB-)越大, 2. 总浓度一定时, 缓冲比越接近于1，,88,盐效应对平衡移动的影响 （课外补充）,例：在NH3溶液中，溶液中有平衡,加入NaCl使溶液的离子强度增大,OH 及NH4+的有效浓度 活度降低, 平衡右移, 解离度增大,在弱电解质溶液中，加入不含相同离子的强电解质，则因离子强度增大，而使弱电解质的解离度增大，这种作用称

37、为盐效应。,加入NaCl,盐效应（Salt effect）:,89,酸碱质子理论认为：凡是能 的物质都是酸；凡是能 的物质都是碱。,在一对共轭酸碱中，共轭酸给出 就可以转变成其共轭碱；共轭碱 就可以转变成其共轭酸。共轭酸的酸性越强，其共轭碱的碱性就越 。,化学上把能够抵抗外加少量强酸或强碱，而本身pH值不发生显著变化的溶液称为缓冲溶液。组成缓冲溶液的共轭酸碱对称为 ，在缓冲溶液中， 是抗碱成分； 是抗酸成分。,根据酸碱质子理论，在化学反应 NH3 + H2O NH4+ + OH -中属于酸的物质是 。 (A) NH3 和 H2O (B) H2O 和 NH4+ NH4+ 和 OH- (D) NH

38、3 和 OH- 下列公式中有错误的是 。 pH=pKa +lg(HB/B-) pH=-lg(Kw/Kb)+lg(B-/HB) pH=pKa +lgn(B-)/n(HB) pH=pKalg(HB/B-) 按质子理论的观点，下列物质中不属于碱的是 。 (A) HCO3 (B) CO32- (C) Na (D) Cl,下列各物质之间能构成缓冲系的是 。 (A) NaHSO4和Na2SO4 (B) HCl和HAc (C) NaH2PO4和Na2HPO4 (D) NH4Cl和NH4Ac,若水溶液的pH = 0，则下列说法正确的是 。 (A) 氢离子浓度为零 (B) 氢离子浓度为1 mol / L (C)

39、 溶液呈中性 (D) 溶液中无氢离子存在,室温下，用0.08mol/L HAc和0.2mol/L NaAc 等体积混合配制成缓冲溶液。求:此缓冲溶液的pH？（已知: pKa=4.75）。,percent dissociation,HAc H+ + Ac-,initial c0 0 0,equil c0 - H+ H+ A-= H+,When Ka is relatively small, c0 is relatively large，percent dissociation will be very small. c0 H+，c0-H+ c0,Simplifying Assumption: c

40、0 / Ka 400,degree of dissociation (percent dissociation),molarity of HA dissociated,initial molarity of HA, %,100%,=,Similarly, for mono-acidic base:,When c0 / Kb 400,Dilution Law：The percent dissociation of a weak acid or a weak base increases as the solution becomes more dilute.,（1）x2 / (0.1 - x ) = Ka c0 / K 400， 0.1-x 0.1 H+ 1.3 10-3 mol L-1,Example. Whats the concentration of H+ and percent dissociation in (1) 0.1 mol L-1 (2) 1.0 10-5 molL-1 HAc,(2) c0 / K 400，we can not simplify the cal