第四章 解离平衡1.pptVIP

离子间相互作用→离子氛 →互相牵制→不是独立的自由离子→不能完全自由运动→不能百分之百地发挥离子的效能→表观解离度＜理论解离度 (如 ：NaCl = Na+ + Cl- 表观解离度 100% )→ 离子的有效浓度(即表观浓度) ＜ 理论浓度。 NaCl凝固点试验验证 活度 a （activity）: 溶液中电解质离子的有效浓度。 　　　　aB　=　γB·bB/bθ 　(bθ＝ 1 mol·L-1) 　　活度系数γB：反映了溶液中离子间互相牵制作用的强弱, 一般地 γB ＜1; 　极稀的强电解质、中性分子、弱电解质、纯固体或纯液体:　γB ≈ 1 ,则 aB ≈ bB或 cB。 2. 　活度、活度系数 bi — 溶液中第 i 种离子的质量摩尔浓度 Zi — 溶液中第 i 种离子所带的电荷数 3. 离子强度 I: 表示溶液中每一种离子受到所有离子产生的静电引力影响 标准缓冲溶液pH计算可应用此概念。 例：求下列溶液的离子强度。 0. 1 mol/kg盐酸和0. 1 mol/kg CaCl2溶液等体积 混合后形成的溶液。 一、 缓冲溶液的概念及pH值的计算 二、 缓冲溶液缓冲容量和缓冲范围 三、 缓冲溶液的选择和配制原则 §4 -4 缓冲溶液 50 mLHAc-NaAc c(HAc)=c(NaAc) =0.10 mol/L ， pH = 4.74 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值能保持相对稳定 1、 缓冲溶液的概念 加入1滴(0.05ml) 1mol/L HCl 加入1滴(0.05ml) 1mol/L NaOH 实验： pH = 3 pH = 11 pH = 4.73 pH = 4.75 一、什么是缓冲溶液？ 50 mL 纯水 pH = 7 缓冲的缓冲原理 HAc—NaAc溶液： 缓冲溶液是一种对溶液的酸度起稳定作用的溶 液, 表现在以下三方面: ① 如果向溶液中加入少量的酸或碱; ② 溶液中的化学反应产生了少量酸或碱; ③ 将溶液稍加稀释。 以上情况都能使溶液的酸度基本上稳定不变。 ① 由浓度较大的弱酸及其共轭碱所组成, 如HAc-Ac-, NH3.H2O-NH4+等; ② 多元酸与强碱、多元碱与强酸组成(H3PO4＋NaOH, Na2B4O7＋HCl等); ③ 高酸度(pH2)的强酸和高碱度(pH12)的强碱溶液。 缓冲溶液一般是由以下组分组成: 缓冲溶液H+浓度的计算  化学实验中用到很多缓冲溶液，大多数是作为控制溶液酸度用的，有一些则是测量溶液pH时作为参照标准用的，称为标准缓冲溶液。 缓冲溶液的配制： ① 参考手册上配方进行配制； ② 可以根据所需要求的计算结果进行配制。 c(HB) [HB] [H+]＝Ka×───＝Ka×───  c(B-) [B-] c(B-) 或 pH＝pKa＋lg────  c(HB) 计算缓冲溶液H+浓度的最简式 对于弱酸HB及其共轭碱NaB组成的缓冲溶液，设其浓度分别为c(HB)mol/L和c(B-)mol/L时： 2、 缓冲溶液pH值的计算 (1) 弱碱和弱碱盐组成的缓冲溶液 缓冲体系: NH3 .H2O — NH4Cl (2) 多元弱酸组成的缓冲溶液 如 NaHCO3 — Na2CO3 , NaH2PO4 — Na2HPO4 例：若在 50.00 mL 0.150 mol/L NH3.H2O (aq)和 0.200 mol/L NH4Cl组成的缓冲溶液中，加入0.100 mL 1.00 mol/L的HCl ，求加入HCl前后溶液的pH值各为多少？ 加入 HCl 前： 加入 HCl 后， 反应前n / mmol 反应后n / mmol 加HCl前溶液的pH=9.14 缓冲溶液的缓冲作用是有一定限度的，就每一种缓冲溶液而言，只有在加入有限量的酸或碱时，才能保持溶液的pH值基本不变。所以，每一种缓冲溶液只具有一定的缓冲能力。 二、缓冲容量和缓冲范围 衡量缓冲溶液缓冲能力的大小用β表示。 缓冲容量（β），其数