第四篇解离平衡1110.ppt

酸碱电子理论认为：凡是能接受电子对的物 质就是酸；凡是能给出电子对的物质就是碱。酸 碱反应的实质是碱提供电子对，与酸形成配位键 而生成酸碱配合物： 酸 + 碱 酸碱配合物 根据路易斯酸的性质的不同，皮尔逊把酸分为硬酸、软酸和交界酸三类： （1）硬酸：硬酸是半径较小，电荷数大，对外层电子的吸引力强的阳离子。 （2）软酸：软酸是半径较大，电荷数小，对外层电子的吸引力弱的阳离子。 （3）交界酸：介于硬酸和软酸之间的酸称为交界酸。 利用软硬酸碱规则可以判断配合物的稳定性和预测有关化学反应的方向。一切化学反应都有朝着硬酸与硬碱结合或软酸与软碱结合的方向进行的趋势。 根据电解质在水溶液中的解离情况，可以将电解质分为强电解质和弱电解质两类。强电解质在溶液中完全解离；弱电解质在水溶液中只能部分解离成离子。 例4-2(p.78)：计算0.10 mol·L-1 NaAc溶液的pH 解： Ac- + H2O HAc + OH- Kb? 多元弱酸、弱碱溶液的解离平衡比一元弱酸、弱碱复杂。处理时应注意以下几点： （1）多元弱酸K a1θ K a2θ，计算溶液[H+]时，可作一元弱酸处理，其酸的强度由K a1θ衡量。 （2）多元酸碱溶液中，同时存在几级平衡。 K a1θ 、K a2θ表达式中的[H+]是溶液中H+的总浓度，不能理解为分别是第一步、第二步解离出的H+。 （3）单一的二元酸溶液中，[B2-] = K a2θ， [B2-]与二元酸浓度基本无关。但是如果溶液中含有其它酸碱， [B2-] ≠ K a2θ （4）离子形式的弱酸、弱碱，其K aθ 、K bθ值不能直接查到，可通过其共轭酸碱的K aθ 、K bθ算得。 [例4-4(p.79)]：计算0.10mol·L-1Na2CO3溶液中[OH-]、[HCO3-]和[H2CO3]。 解： CO32- + H2O HCO3- + OH-  若在 HAc 溶液中加入 NaCl 晶体，将增大离子间的互相吸引牵制，溶液的离子强度增大，使 Ac- 与 H+ 结合为 HAc 的速率减慢，HAc 的解离度略有增大。 升温可促进水解而降温可抑制水解 4.3 强电解质溶液 4.3.1 离子氛概念 4.3.2 活度和活度系数 三、缓冲溶液pH的计算 HB + H2O H3O+ + B- 平衡浓度：[c(HB)起始-x ] x [c(B-)起始+x]　　 　 例 时，1.0 L HAc-NaAc 缓冲溶液中含有0.10 mol HAc 和 0.20 mol NaAc。（ Ka (HAc)＝1.8×10-5） （1）计算此缓冲溶液的 pH； （2）向100mL该缓冲溶液中加入10mL0.10mol·L-1HCl 溶液后，计算缓冲溶液的 pH； （3）向100mL该缓冲溶液中加入10mL0.10mol·L-1NaOH 溶液后，计算缓冲溶液的 pH； （4）向100mL该缓冲溶液中加入 1L水稀释后，计算缓冲溶液的 pH。 （2）加入 10 mL 0.10 mol·L-1 HCl 溶液后， HAc和 Ac- 的浓度分别为： （3）加入10 mL 0.10 mol·L-1 NaOH 溶液后，HAc和 Ac- 的浓度分别为： 四、 缓冲容量和缓冲范围 总浓度越大,缓冲容量越大。控制在0.01～1.0mol·L-1 五、 缓冲溶液的选择与配制 （1）选择合适的缓冲对，使所配制的缓冲溶液的pH在所选择的缓冲对的缓冲范围 内，且尽量接近弱酸的 ，使缓冲溶液具有较大的缓冲容量。 用浓度均为 0.10 mol·L-1 的弱酸和其共轭碱 溶液配制 100 mL pH 为 5.00 的缓冲溶液。 代入数据得： §4-5 沉淀溶解平衡 4.5.1 溶度积和溶度积规则 1、溶度积 由化学热力学函数求 例 ：25oC，AgCl的溶解度为1.92×10-3 g·L-1， 求同温度下AgCl的溶度积。 1、沉淀的生成 4.5.3 分步沉淀和沉淀的转化 第四章 解离平衡 ---- 小结 1. pH值的计算： ① 一元弱酸弱碱：简化式 ② 多元酸： Ka1 Ka2 , 按一元酸计算 2. 缓冲溶液pH值的计算 共轭酸碱对浓度的调节 3. 维持pH值（缓冲溶液的选择与配制） ① pH ≈ pKa；