第五章酸碱平衡 课件_3.ppt

3.酸式盐 解离大于水解， NaH2PO4溶液显弱酸性；相反,Na2HPO4溶液解离小于水解,显弱碱性。 思考：其相关常数等于多少？ *4. 弱酸弱碱盐 5.影响盐类水解的因素 ①盐的浓度： c盐↓ , 水解度增大。 有些盐类，如Al2S3,(NH4)2S 可以完全水解。 ③溶液的酸碱度：加酸可以引起盐类水解平衡的移动，例如加酸能抑制下述水解产物的生成。 ② 温度：水解反应为吸热反应， ＞0 ，T↑, K ↑，水解度增大。 § 5.4 缓冲溶液 * 5.4.4 缓冲范围和缓冲能力 5.4.3 缓冲溶液pH值的计算 5.4.2 缓冲溶液 5.4.1 同离子效应 　　同离子效应：在弱电解质溶液中，加入与其含有相同离子的易溶强电解质而使弱电解质的解离度降低的现象。 HAc(aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + Ac–(aq) 5.4.1 同离子效应 Ac–(aq) NH4Ac(aq) (aq) + 平衡移动方向 　　例：在 0.10 mol·L-1 的HAc 溶液中，加入 NH4Ac (s)，使 NH4Ac的浓度为 0.10 mol·L-1，计算该溶液的 pH值和 HAc的解离度。 x = 1.8×10-5 c(H+) = 1.8×10-5 mol·L-1 0.10 ± x ≈ 0.10 0.10 mol·L-1 HAc溶液：pH = 2.89，α = 1.3% 　　解： HAc(aq)+H2O(l) H3O+(aq)+Ac－(aq) ceq / (mol·L-1) 0.10 – x x 0.10 + x c0/ (mol·L-1) 　0.10 0 0.10 pH = 4.74，α = 0.018% 50mLHAc—NaAc [c(HAc)=c(NaAc)=0.10mol·L-1] pH = 4.74 缓冲溶液：具有能保持本身pH值相对稳定性能的溶液(也就是不因加入少量强酸或强碱而显著改变pH值的溶液)。 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 5.4.2 缓冲溶液 缓冲作用原理 加入少量强碱： 　　溶液中大量的A–与外加的少量的H3O+结合成HA，当达到新平衡时，c(HA)略有增加，c(A–)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： 　　 溶液中较大量的HA与外加的少量的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。 ⒈ 弱酸—弱酸盐： 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－) 。 5.4.3 缓冲溶液pH值的计算 平衡浓度 例HAc－NaAc，H2CO3—NaHCO3 2. 弱碱 — 弱碱盐 NH3 · H2O — NH4Cl 3.由多元弱酸酸式盐 组成的缓冲溶液 ①溶液为酸性或中性 例2： 例1： 如 NaHCO3—Na2CO3 , NaH2PO4—Na2HPO4 ②溶液为碱性 应按水解平衡精确计算。 例1： 例2： 结论： ③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。 ②缓冲溶液的缓冲能力是有限的； ①缓冲溶液的pH值主要是由 或 决定的， 例题： 求 300mL 0.50mol·L-1 H3PO4和 500mL 0. 50mol·L-1 NaOH的混合溶液的pH值。 反应 继续反应 — 解：先反应再计算 　　例题：若在 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前后溶液的pH值各为多少？ 解：加入 HCl 前： 4.缓冲溶液的缓冲性能的计算 加入 HCl 后： 加HCl前浓度/(mol·L-1) 0.150-0.0020-x 0.200+0.0020+x x 0.150 0.20