4解离平衡-N解析.ppt

教学要求(掌握) 酸碱质子理论 一元弱酸碱的解离平衡及计算 多元弱酸碱分级解离平衡及计算 同离子效应对解离平衡的影响及计算 缓冲溶液及相关计算 弱酸弱碱盐及弱酸正盐水解及计算 溶度积 同离子、酸效应对沉淀-溶解平衡的影响 分布沉淀及次序判断 沉淀转化 沉淀溶解平衡计算 教学要求(理解及了解) 盐效应对酸碱平衡和沉淀溶解平衡的影响(理解) 酸碱电子理论(了解) 硬软酸碱规则(了解) 活度、活度系数和离子强度等概念(了解) 两性物质的解离平衡及计算(了解) 例1 例 4.2.3 两性物质的解离平衡（了解） 4.5.1 缓冲的缓冲原理及计算公式 缓冲溶液-pH值 * 在1.0L 0.10mol·L－1HAc溶液中加入0.10mol·L-1NaCl时，能使α从1.3×10-2增加为1.7×10-2，溶液中C(H+)从1.3×10-3 mol·L-1增加为1.7×10-3 mol·L-1。可见一般情况下,和同离子效应相比，盐效应的影响很小。 * 由于水的解离是吸热过程，因此温度升高，水的解离度增大， K 值也增大。 * pH 值一般仅适用于C(H+)或C(OH-)为1mol×L-1以下的溶液；如果C(H+)1mol×L-1，则pH0；如果C(OH-)1 mol×L-1，则pH14。在这种情况下，就直接写出C(H+)或C(OH-)，通常不用pH 值来表示这种溶液的酸碱性。 值得注意的是：我们一定要认清中性溶液的根本标志。当某一温度下，水的离子积常数 K 不等于1.0×10-14， K 不等于14.00 时，中性溶液中pH＝pOH，但不等于7。但在一般情况下，提到pH＝7 时，总是认为溶液是中性的，这是因为一般情况下认为 K ＝1.0×10-14。 (2) 多元弱酸和强碱生成的盐的水解 计算 0.10mol·L-1 Na3PO4 溶液的 pH 值. 例 平衡c B/ (mol·L-1 ) 0.10 – x x x (3) 弱酸和弱碱生成的盐的水解 影响盐水解的因素 ● 盐及其水解产物的性质，组成水解盐的酸或碱的强度越弱，则其水解程度就越大。如 Al2S3, (NH4)2S 完全水解 ● 盐的浓度： c盐↓ , 水解度增大 ● 溶液的酸碱度 　 加入 HAc 或 NaOH，平衡向左移动，水解度减小 　　 ● 温度 　　 水解反应为吸热反应， ＞0 ，T↑,平衡向吸热方向移动，水解度增大 θ m r H D 4.5 缓冲溶液 (buffer solution) 缓冲作用 溶液能对抗外来少量强酸、强碱或水的稀释而保持pH基本不变的作用。 缓冲溶液 具有缓冲作用的溶液。 向 NaCl溶液和 0.1 mol L-1 HAc和NaAc混合溶液中分别加入0.001 mol L-1 HCl和NaOH, pH变化？ 50 mL(后) pH = 4.74 0.05ml 1mol·L-1 HCl 0.05ml1mol·L-1 NaOH 50 mL(前) pH = 7 pH = 3 pH = 11 pH = 4.73 pH = 4.75 HAc—NaAc溶液： (抗碱) HAc = H+ + Ac- (抗酸) 大量 极少量 大量 HAc—NaAc，H2CO3—NaHCO3 HA  = H+ + A－ 初始浓度 ca 0 cs 平衡浓度 ca – x x cs + x (1) 弱酸及其共轭碱组成的缓冲溶液 　　若Kaθ不太大（≤10-4），同离子效应，则 x 很小， ca – x ≈ ca cs + x ≈ cs 对缓冲对 对缓冲对 ? (2) 弱碱及其共轭酸组成的缓冲溶液 NH3 · H2O - NH4Cl 同样可以推导出如下公式： (3)多元酸的酸式酸根及其共轭碱： 如 NaHCO3 — Na2CO3, NaH2PO4 — Na2HPO4 (4) 碱性溶液 CT= ca + cs ca /cs [H+] + 0.01mol酸 [H+] 增加 Given V=1L, nT=na + ns ca /cs = na /ns [H+]=Kana/ns [H+]’= K