酸碱和离子平衡9.2弱酸和弱碱的解离平衡计算.ppt

第九章 酸碱和离子平衡 9.2 弱酸和弱碱的解离平衡计算 9.1 酸碱质子理论 9.4 酸碱中和反应 9.6 沉淀的生成和溶解 9.3 缓冲溶液 9.5 沉淀-溶解平衡 9.7 分步沉淀 9.1 酸碱质子理论 波 义 耳 波义耳1627年出生于爱尔兰的一个伯爵家庭。1662年提出描述气体性质的波义耳定律，1663年总结出酸碱的特征。 酸 具有溶解别的物质的能力，能使某些蓝色植物染料变红。 碱 具有滑腻的感觉，具有洗涤作用，能溶解油和硫，具有使酸的性质消失的能力。 阿仑尼乌斯 1887年瑞典化学家阿仑尼乌斯提出了酸碱的电离理论。认为酸就是在水溶液中电离产生H+的物质，酸的强度与溶液中的H+ 浓度成正比；碱就是在水溶液中电离产生OH-的物质。酸碱中和反应是H+ 和OH-化合生成水的反应。 9.1 酸碱质子理论 布朗斯特 1923年丹麦的布朗斯特和剑桥大学的劳莱同时提出了酸碱的质子理论。 9.1 酸碱质子理论 9.1.1 酸碱定义 凡是能给出质子的分子或离子就是酸； 凡是能接受质子的分子或离子就是碱。 注意：质子实际上就是 H+ 离子，在水溶液中是以水合质子的形式存在的，但习惯上仍写作 H+ 。 H+ 可写作 9.1.1 酸碱定义 酸碱间的这种只相差一个质子的关系称为共轭关系。 9.1.1 酸碱定义 ① ② ③ ④ 反应①是弱酸的解离平衡；反应②是弱碱的解离平衡；反应③是非水系统的酸碱反应；反应④是水的自偶平衡(质子自递反应)。按质子理论，它们都是酸碱反应。 9.1.2 酸碱强弱和酸碱解离常数 1. 弱酸与弱碱的解离平衡常数 一元弱酸如 HAc 的解离平衡为: 解离平衡常数为: 一元弱碱如 NH3 的解离平衡为: 解离平衡常数为: 9.1.2 酸碱强弱和酸碱解离常数 H2O 的自偶平衡为: 平衡常数为: 对多元弱酸如 H2S 的解离平衡为: 9.1.2 酸碱强弱和酸碱解离常数 一元弱酸弱碱： ① ② ① + ② 得： 多元弱酸弱碱： 9.2.1 一元弱酸弱碱的解离平衡 以HAc水溶液为例，溶液中H+的来源有二： (1) 来自HAc的解离 (2) 来自H2O的解离 设平衡[H3O＋]= x M, 9.2.1 一元弱酸弱碱的解离平衡 解出： 则解离的HAc很小，可近似认为c – x  c 或 9.2.1 一元弱酸弱碱的解离平衡 有时也用解离度  来表示弱酸（碱）的解离能力。 若 9.2.1 一元弱酸弱碱的解离平衡 例1:计算(1)1.0×10-5 molL-1HAc溶液, (2)0.1molL-1 HAc溶液的pH值。 解： (1) 若用最简式计算： 9.2.1 一元弱酸弱碱的解离平衡 例1:计算(1)1.0×10-5 molL-1HAc溶液, (2)0.1molL-1 HAc溶液的pH值。 解： 相对误差约为0.8%，所以用最简式计算是合理的。 9.2.1 一元弱酸弱碱的解离平衡 例2:计算0.100 mol·L－1 HCOONH4(甲酸铵)溶液的pH值。 解： HCOONH4是由一元弱酸和一元弱碱共同组成的化合物，其pH值可根据下面的公式近似计算： pH = －lg [H＋]= 6.50 9.2.2 多元弱酸弱碱的解离平衡 例3: 计算0.10 mol·L－1 H2S水溶液中H＋，S2-的浓度。 解： ，可用最简式计算 对多元弱酸，如果逐级解离常数相差较大，则只考虑多元弱酸的第一级解离，即按一元弱酸处理。 因为H2S的第二级解离常数很小，近似有[H3O+]  [HS-] 9.2.2 多元弱酸弱碱的解离平衡 例4: 在0.10 mol·L－1 HCl 溶液中通入H2S至饱和，其浓度近似为0.10 mol·L－1，计算溶液中H＋，S2-的浓度。 解： 9.2.2 多元弱酸弱碱的解离平衡 例4: 在0.10 mol·L－1 HCl 溶液中通入H2S至饱和，其浓度近似为0.10 mol·L－1，计算溶液中H＋，S2-的浓度。 续解： 因为H2S的浓度为0.10 mol·L－1，H+的浓度已求得为0.10 mol·L－1，代入下式 与例3比较可以发现：在HCl 溶液中H2S的解离程度大大地下降了。根据平衡移动原理，HCl 溶液中H＋的存在将抑制H2S的解离。这种由于含相同离子强电解质的存在而导致弱酸（碱）解离度下降的现象称为同离子效应。 9.2.3 酸碱平衡的移动 — 同离子效应 在上述解离平衡中分别加入NaAc和HCl，HAc将下降。 例5: 计算在100ml 0.