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第三章 电解质溶液 §3-1 弱电解质的解离平衡 §3-3 酸碱质子理论 1.酸碱定义： 酸：凡是能给出质子（ H+ ）的物质都是酸。 碱：凡是能接受质子（ H+ ）的物质都是碱。 设Ag2CrO4的溶解度为s mol·dm－3 平衡时： 2s s 已知：298K时，Ag2CrO4的 Ksp? =9.0×10-12，求Ag2CrO4的溶解度。 例： 解： （二）溶液pH 值的控制 1、缓冲溶液(buffer solution)的概念 （1）定义：能抵抗少量外来酸、碱或稀释的冲 击，其pH值基本保持不变的溶液。 （2）组成： 弱酸－弱酸盐： 弱碱－弱碱盐： 组成缓冲溶液的两种物质称为缓冲对。 （3）缓冲原理：以HAc－NaAc为例。 加H＋：解离平衡左移，H＋与Ac－结合成HAc，建立新的平衡后，消耗了少量Ac－，HAc浓度略有增大，而H＋浓度基本不变。（实际上是溶液中大量的Ac－中和了H＋，抵抗了酸的影响。） 加OH－：H＋浓度降低，这时解离平衡右移，建立新的平衡后，HAc浓度略有降低，Ac－浓度略有增大，而H＋浓度基本不变。（溶液中大量HAc的存在补充了被OH－中和的H＋，抵抗了碱的影响）。 2、缓冲溶液pH值的计算 缓冲对的浓度分别为：c(NH3)、c(NH4+)， 设达平衡时，OH－的浓度为x mol?dm-3： 平衡：c(NH3)-x x c(NH4+)+x 以 为例： 1)弱碱-弱碱盐 ∵存在同离子效应， NH3的解离度非常小，所以可作近似计算： 2）弱酸－弱酸盐： 以 为例 弱酸-弱酸盐 pH= pKa - lg 缓冲溶液计算公式小结： 弱碱-弱碱盐 配制缓冲溶液的原则：根据要求配制的pH 值，来选取pKa（或14-pKb）与pH 相近的缓冲对体系，然后通过调节缓冲对的浓度比值，使pH值达到要求的大小。 配制pH = 5的缓冲溶液，最佳应选择（ ）。 A. H2CO3-HCO3- pKa1(H2CO3)= 6.36 B. NH3-NH4+ pKb(NH3·H2O)= 4.75 C. HAc-Ac- pKa(HAc)= 4.75 D. HCOOH-HCOO- pKa(HCOOH)= 3.75 C 【例】 用浓度均为0.1 mol?dm-3的NH3?H2O和NH4Cl水溶液配制10 cm3 pH=9的缓冲溶液，需要氨水和氯化铵水溶液各多少？ 已知 解：设需NH3?H2O x cm3 即需要氨水3.6cm3 则需NH4Cl：10-3.6 = 6.4 cm3 【例】 在90 cm3 HAc-NaAc缓冲溶液中（HAc、NaAc浓度均为0.1 mol·dm－3）加入10cm3 0.01 mol·dm-3 HCl，求加酸前和加酸后溶液的pH值。若加入10 cm3 0.01 mol·dm-3 NaOH，溶液的pH值又是多少？ 已知： 解：未加酸碱前： 加10 cm3 0.01 mol·dm-3HCl，我们认为HCl全部转化为HAc 。 (2) 加10 cm3 0.01 mol?dm-3 NaOH后，全部NaOH转化为NaAc NaOH+HAc=NaAc+H2O 未加酸碱原溶液 4.75 加入10cm3 HCl后 4.74 加入10cm3 NaOH后 4.76 PH 请大家思考： 在本题缓冲溶液中加入10dm-3水，溶液的PH=？ 解：加水后，溶液PH=4.75 ， 没有变化。 请大家计算在90 cm3 H2O中分别加入10cm3 0.01 mol·dm-3 HCl，和加入10 cm3 0.01 mol·dm-3 NaOH，溶液的pH值各是多少？ 解：没加酸碱前，为纯水 PH=7 加入HCl后，HCl=H++Cl- 加入NaOH后，NaOH=Na++OH- §3-2 盐类的水解 一、盐类水解的概念 因NaAc是强电解质，在水中完全解离，上反应一般写为： 可把反应看成两步： 盐类水解实质上是酸碱中和反应的逆反应： 酸 + 碱 中 和 盐 + 水 水 解 通常写为： 根据盐的组成不同，盐类水解可以分为三种类型： （1） 强酸弱碱盐的水解：NH4Cl 正离子水解（生成弱碱），溶液显酸性 （2） 强碱弱酸盐的水解：NaAc 负离子水解（生成弱酸），溶液显碱性 （3） 弱酸弱碱盐的水解：NH4Ac 双水解（生成弱酸、弱碱） 这类溶液的酸碱性取决于