普通化学第三章 水溶液化学.ppt

第3章水化学与水污染 本章学习要求 3.2 水溶液中的单相离子平衡 （1）缓冲溶液的概念与缓冲原理 （2）缓冲溶液pH值的计算 （3）缓冲溶液的选择原则 总结 本章总结 2.酸碱质子理论： 3.难溶强电解质的多相解离平衡： 弱碱和弱碱盐组成的缓冲溶液 如： NH3 · H2O — NH4Cl，同样可以推导出如下公式： pH=14-pOH 碱性缓冲溶液 酸性缓冲溶液 ● 缓冲能力与缓冲中各组分的浓度有关，ca 及 cb 较大时，缓冲能力 强，cb /ca或 ca / cb接近于1 　 时缓冲能力越大; 结 论： ●缓冲区间为： ● 缓冲溶液的pH值主要是由 pKa 或 14- pKb决 　 定的， 还与cb /ca或 ca / cb有关; ● 缓冲溶液的缓冲能力是有限的; 或 （3）缓冲溶液的选择 选择依据： 缓冲溶液pH值的计算公式 主要因素 当 ca ＝ cb时： pH＝ pKa 　①弱酸的pKa (或弱碱的14－ pKb)值尽可能接近 　　或等于所需的pH值。 选择原则： ③所选择的缓冲溶液，除了参与和 H+或OH– 有关的 　　反应以外，不能与反应体系中的其它物质发生副反应. 　②若pKa或14－ pKb与所需pH不相等，依所需pH 调整ca /cb或cb /ca 欲配制的缓冲溶液的pH值 应选择的缓冲组分 pKa 或14-Kb 若在 50.00 mL 0.150 mol · L-1 NH3 (aq)和 0.200 mol · L-1 NH4Cl组成的缓冲溶液中，加入0.10 mL 1.000 mol · L-1的HCl ，求加入HCl前后溶液的pH值各为多少？ 加入 HCl 前 例 6 解 加入 HCl 后 反应前n / mmol 反应后n / mmol 50.00×0.150 =7.5 0.10×1.000 =0.10 50.00×0.200 =10 0 7.4 10.1 继续反应 求 300 mL 0.50 mol·L-1 H3PO4和 500 mL 0. 50 mol·L-1 NaOH的混合溶液的pH值. 反应 例7 解 先反应再计算 现有 2.0L0.10mol·L -1的 Na3PO4 溶液和2.0L 0.10 mol·L –1 的NaH2PO4 溶液，仅用这两种溶液 (不可再加水) 来配制 pH = 12.50 的缓冲溶液，能配制多少升这种缓冲溶液？ 例 8 解 缓冲组分应为 Na2HPO4 — Na3PO4 pKa3=12.35，小于所需pH值，说明PO43- 应过量，则 2.0L Na3PO4 应全部用上 Na3PO4 + NaH2PO4 →2Na2HPO4 反应前 n/mol 2×0.10 0.10x 0 反应后 n/mol 0.20– 0.10x 0 0.20x 设需 0.10mol·L-1 的 NaH2PO4 xL 解得 x = 0.12，因此共能配制2+0.12=2.12升溶液 3.1　难挥发稀溶液的依数性： Δp = xB pA ΔTbp = kbpm ΔTfp = kfpm ∏ V = nRT 如：同为0.1mol·kg-1的如下水溶液 其蒸汽压大小顺序： H2SO4 HCl CaCl2 HAc 其凝固点大小顺序： H2SO4 HCl CaCl2 糖水 其沸点大小顺序： H2SO4 HCl CaCl2 HAc 糖水 糖水 HAc 3.2　水溶液中的单相离子平衡 3.2.1　酸、碱在水溶液中的解离平衡 一、基本概念：酸、碱、两性物质、共轭酸碱对、 酸碱反应、Ka 、 Kb 、 Kw (3)缓冲溶pH值计算： (1)一元弱酸(弱碱)的解离平衡： ceq(OH-)= cbα ≈ Kbcb α ≈ Kb /cb 一元弱碱： ceq(H+)= caα ≈ Kaca α ≈ Ka /ca 一元弱酸： (2)多元弱酸(弱碱)的解离平衡： ceq(OH-) ≈ Kb1cb 多元弱碱： ceq(H+) ≈ Ka1ca 多元弱酸： 分步解离 二、酸、碱在水溶液中的解离平衡 3.3 难溶电解质的多相离子平衡 一、溶解度和溶度积常数 二、 离子积和溶度积规则 三、 沉淀-溶解平衡的移动 四、 两种沉淀之间的平衡 一