[理学]新普通化学3-2水溶液中的单相离子平衡.ppt

一 酸碱理论 电离理论 由Arrhenius提出 酸碱质子理论 酸碱电子理论 解离常数——酸、碱溶液中的平衡常数 Ka和Kb 　HA（aq） H+（aq）＋A－（aq） 设一元酸的浓度为c，解离度为　，则 　 HA（aq） H+（aq）＋A－（aq） 平衡 浓度 同离子效应 缓冲溶液 缓冲溶液：能保持本身pH值，不因加入少量强酸或强碱而显著改变pH值的溶液。 柠檬酸（ H3Cit ）及其盐是一种质子酸缓冲体系，常用于培养基中，计算： （1）0.200mol·L-1柠檬酸溶液中的氢离子浓度和pH值。 二.配离子的解离平衡 配盐的组成 配离子:如[Ag(NH3)2]+等，失去了简单离子(Ag+)原有的性质。 普通离子：如Cl-，仍保持原有的性质。 配离子的解离平衡 [Ag(NH3)2]Cl＝ [Ag(NH3)2]+＋ Cl- 配离子类似弱电解质，难解离，在水中只少量解离，存在解离平衡。 [Ag(NH3)2]+ Ag++ 2NH3 总的解离常数为： 实际上与多元弱电解质的解离一样，是分级进行的。 一级解离为: [Ag(NH3)2]+ [Ag(NH3)]+ + NH3 二级解离为: [Ag(NH3)]+ Ag+ + NH3 三.配离子解离平衡的移动 现象:往深蓝色[Cu(NH3)4]2＋溶液中加入少量稀硫酸，溶液由深蓝色变为浅蓝色。 [Cu(NH3)4]2＋ Cu2＋ + 4NH3 NH3 + H+ (aq) NH4+ (aq) 转化为更稳定的配离子（根据Ki判断） [HgCl4]2- + 4I- [HgI4]2- + 4Cl- Ki（ [HgCl4]2- ）= 8.55×10-16 Ki（ [Hgl4]2- ）= 1.48×10-30 x = 1.8×10-5 c(H+) = 1.8×10-5 mol·L-1 pH = 4.74 作为比较： 0.10 mol·L-1 HAc溶液：pH = 2.89，α = 1.3% 50mLHAc—NaAc [c(HAc)=c(NaAc)=0.10mol·L-1] pH = 4.74 加入1滴(0.05ml) 1mol·L-1 HCl 加入1滴(0.05ml) 1mol·L-1 NaOH 实验： 50ml纯水 （pH = 7） pH = 3 pH = 11 pH = 4.73 pH = 4.75 加入少量强碱： 　　 大量的HA与外加的OH－生成A–和H2O。当达到新平衡时,c(A–)略有增加, c(HA)略有减少，　　　变化不大，因此溶液的c(H3O+)或pH值基本不变。 加入少量强酸，H＋离子与Ac－离子结合形成HAc分子，平衡向左移动，溶液中H＋浓度不会有显著变化； 组成缓冲溶液的一对共轭酸碱，如HAc－Ac -，NH4+-NH3 , H2PO4—HPO42-等叫做缓冲对。 由于同离子效应的存在，通常用初始浓度c0(HA) ,c0(A－)代替c(HA) ,c(A－) 。 平衡浓度 缓冲溶液如：HAc－NaAc，H2CO3—NaHCO3 缓冲能力与缓冲溶液中各组分的浓度有关，c(HA) ，c(B)及 c(A－)或c(BH+)较 大时,缓冲能力强。 缓冲溶液的缓冲能力是有限的； 在50.00ml 0.150mol·L-1 NH3 (aq)和 0.200 mol·L-1 NH4Cl组成的缓冲溶液中，加入0.100ml 1.00 mol·L-1的HCl ，求加入HCl前后的pH值。 解：加入 HCl 前： 加入 后： 加前 0.150-0.0020-x 0.200+0.0020+x x 0.150 0.200 加后 0.150-0.0020 0.200+0.0020 平衡浓度/(mol·L-1) （2）以 为缓冲对，配成pH=5.00的缓冲溶液， 平衡浓度的比值是多少？ 已知H3Cit的 缓冲对中任一种物质的浓度过小都会使溶液丧失缓冲能力。因此两