第六章 电解质溶液和离子平衡.ppt

;复 习 ;化合物：;;;;6-1-2 表观电离度 ;6-2 水的电离和溶液的PH值 ;6-2-1 水的离解平衡 ;6-2-1 水的离解平衡;6-2-2 溶液的酸碱性和pH ;在纯水中加入碱，[OH-]↑，[H+]↓;6-2-3 溶液pH值的测定方法; ;{c(H+)/ cΘ}·{c(A-)/ cΘ};(2) KaΘ 可用来表示酸的强弱.KaΘ越大，该弱酸的酸性越强， 10-2 —10-3之间的称为中强酸 KaΘ〈10-4弱酸;2.离解度;;－KaΘ + √(KaΘ)2 + 4c’KaΘ;例3．(1). 已知25℃时, KaΘ（HAc）= 1.75×10-5。计算该温度下0.10 mol·L-1的HAc 溶液中H+、Ac-离子的浓度以及溶液的pH, 并计算该浓度下HAc的离解度；;KbΘ（NH3）= = = 1.8 ×10-5;6-3-2 多元弱酸的离解平衡;Ka1Θ（H3PO4）= = 7.1 ×10-3;3．对于多元弱酸的分步离解，因为Ka1Θ Ka2Θ, 其氢离子浓度主要来自第一级电离,当求氢离子浓度时可当作一元弱酸来处理. ;6-4 缓冲溶液 6-4-1 同离子效应 ;2、缓冲溶液的组成 缓冲对 弱酸-弱酸盐 [H+] = KaC酸/C盐 弱碱-弱碱盐 [OH-] = KbC碱/C盐;编号;3、缓冲原理：;＊例2．在0.10 L 0.10 mol·L-1 的HAc溶液中含有0.010 mol的NaAc,求该溶液的 pH. (KaΘ = 1.75×10-5. 或pKaΘ = 4.76);一是因为KaΘ很小,二是因为同离子效应. 所以x 很小. c ′(酸)-x ≈c ′(酸); c ′(盐)+x ≈c ′(盐);3).当加入1.00 mL 1.00 mol·L-1的NaOH后, NH4+ + OH- = NH3 + H2O c(NH3) = (0.100×0.500 + 0.00100×1.00 )/0.501 = 0.102 (mol·L-1), c(NH 4 +) = (0.100×0.500 - 0.00100×1.00 )/0.501 = 0.098 (mol·L-1). pOH = p KbΘ + lg[c’(NH 4+)/ c’(NH3)] = 4.74 + lg (0.098/0.102) = 4.72 pH = 14.00 – 4.72 = 9.28;;讨论：下列各对溶液以等体积混合，指出哪些可以作为缓冲溶液？为什么？ （1）0.1mol/L HCl与0.2mol/L NaAc ;4). 在化学化工的实验和生产中许多离子的分离、提纯以及分析检验时也大量用到缓冲溶液。 可有选择性地除去杂质离子。;4．总结： （1）基本原理：同离子效应 （2）缓冲溶液本身的PH值主要取决于Ka或Kb [H+] = KaC酸/C盐 [OH-] = KbC碱/C盐 （3）缓冲溶液控制PH值，体现在C酸/C盐或C碱/C盐，加入少量 酸或碱，比值变化小。;某些盐类溶于水中会呈现出一定的酸碱性：;6-5-1．盐的水解;h = √KhΘ/c’ =√KwΘ/（KaΘ·c’）; h = √KhΘ/c’ =√KwΘ/（KbΘ·c’）;NH4Ac的水解方程式：; 可见弱酸弱碱盐的水解能相互促进，使水解进行的更彻底。而溶液的酸碱性决定于弱酸和弱碱的相对强度。 KaKb酸性 Ka=Kb中性 KaKb碱性;5、多元弱酸盐的分步水解以碳酸钠为例：;= = x2 / (0.20 - x) ≈ x2 / 0.20;解: 1)∵KhΘ = KwΘ/ KaΘ（HAc）= 1.0 ×10-14÷(1.76×10-5) = 5.7×10-10;pH = 14.00 – pOH = 14.00 + lg 1.3×10-3 = 14.00 –2.89 = 11.11;稀释盐溶液，会促进盐的水解。;6-5-2．水解平衡的移动; 许多弱酸的酸根离子易水解, 高价金属阳离子也易水解。 如硫酸铝、三氯化铁等可用作净水剂；明矾与纯碱可于炸油条、灭火器。 在配制溶液时，为防止高价阳离子的