電解質(zhì)溶液和離子平衡

1、電解質(zhì)溶液和離子平衡第1頁，共37頁，2022年，5月20日，7點(diǎn)37分，星期五3.1強(qiáng)電解質(zhì)溶液1強(qiáng)電解質(zhì)溶液的表觀離解度強(qiáng)電解質(zhì)為離子型化合物或強(qiáng)極性共價(jià)化合物，在水溶液中應(yīng)該100%離解成離子。但對(duì)其溶液導(dǎo)電性測定結(jié)果表明，它們的離解度都小于100%。這種由實(shí)驗(yàn)測得的離解度稱為表觀離解度電解質(zhì)表觀離解度/%氯化鉀硫酸鋅鹽酸硝酸硫酸氫氧化鈉氫氧化鋇864092926191812強(qiáng)電解質(zhì)溶液離子互吸理論為了闡明強(qiáng)電解質(zhì)在溶液中的實(shí)際情況，德拜（Debye）和休克爾（Huckel）提出了離子互吸學(xué)說，又叫完全電離學(xué)說。該理論認(rèn)為強(qiáng)電解質(zhì)在水中是完全離解的，但由于溶液中離子的濃度較大，陰、陽離子

2、間的靜電作用比較顯著，在陽離子周圍吸引著許多陰離子；陰離子周圍吸引著許多陽離子。離子的運(yùn)動(dòng)受到周圍離子氛的牽制，運(yùn)動(dòng)速度變慢，好似電解質(zhì)沒有完全離解離子的有效濃度（活度）：a = fc其中c濃度 f活度系數(shù) 濃度越大，離子電荷越多，f越小弱電解質(zhì)中f1，近似計(jì)算時(shí)c代替a 離子氛示意圖第2頁，共37頁，2022年，5月20日，7點(diǎn)37分，星期五3.2水的離解和溶液的pH 水是一種極弱的電解質(zhì)，大部分以水分子的形式存在，僅能離解出少量的H+和OH-。水的平衡表達(dá)式為：H2O = H+ + OH 其標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)：K = c( H+ ) c(OH) c(H2O)由于極大部分水以水分子的形式存在，因此

3、c/(H2O)可以視為常數(shù)，合并入K項(xiàng)c( H+ ) c(OH) = K c(H2O) = KwKw稱為水的離子積,25時(shí)，純水中c(H+)= c(OH)=10-7molL-因此:Kw =10-14(1)Kw與濃度無關(guān),隨溫度的升高而增大，但常溫下忽略溫度的影響， 即:常溫下Kw=10-14(2) Kw不僅適用于純水，對(duì)于電解質(zhì)的稀溶液同樣適用第3頁，共37頁，2022年，5月20日，7點(diǎn)37分，星期五3.2.1溶液的的酸堿性和pH溶液中H+和OH-濃度可以表示溶液的酸堿性，但直接使用不方便!?為了方便起見，用pH或pOH表示:pH = -lgc(H+) pOH = -lgc(OH) 常溫下:

4、c(H+) c(OH) = Kw = 10-14 pH + pOH = pKw = 14溶液的的酸堿性與pH的關(guān)系為： 酸性溶液 c( H + ) 10 -7 pH 7中性溶液 c( H + ) = 10 -7 pH = 7堿性溶液 c( H + ) 7可見，pH越小，溶液的酸性越強(qiáng)；pH越大，溶液的堿性越強(qiáng)。PH范圍為：014 生活中常見水溶液的pH值第4頁，共37頁，2022年，5月20日，7點(diǎn)37分，星期五計(jì)算0.05 molL-1鹽酸溶液的pH和pOH值 例題:分析 與解答：鹽酸為強(qiáng)酸，在溶液中全部離解： HCl H+ + Cl0.05molL-1可得: c(H+) = 0.05 mo

5、lL-1 鹽酸離解出的H+ 濃度不小，可忽略水的離解平衡： pH =-lgc(H+)= -lg0.05 molL-1=1.3 pH +pOH = pKw =14根據(jù):pOH = 14 pH = 14-1.3 = 12.7 第5頁，共37頁，2022年，5月20日，7點(diǎn)37分，星期五酸堿指示劑測定pH的方法有： 酸堿指示劑、pH試紙及酸度計(jì)多是一些有機(jī)染料，隨著溶液pH的改變，本身的結(jié)構(gòu)發(fā)生變化而引起顏色改變常見酸堿指示劑的變色范圍： 甲基橙 0 紅 3.1 橙 4.4 黃 14甲基紅 0 紅 4.4 橙 6.2 黃 14石 蕊 0 紅 5.0 紫 8.0 藍(lán) 14 酚 酞 0 無色 8.2 粉

6、紅 10.0 紅 14 pH試紙：對(duì)不同的pH溶液能顯示不同的顏色（色階）。 常用：廣泛pH試紙和精密pH試紙第6頁，共37頁，2022年，5月20日，7點(diǎn)37分，星期五3.3弱酸、弱堿的離解平衡（一）一元弱酸、弱堿的離解平衡1離解常數(shù)一元弱酸HA的離解平衡式為： HA = H+ + AKa = c(H+) c(A) c(HA)一元弱堿BOH的離解平衡式為： BOH = B+ + OHKb = c(B +) c(OH ) c(BOH)Ka，Kb分別表示弱酸、弱堿的離解常數(shù)，其值越大，離解程度越大，弱電解質(zhì)相對(duì)越強(qiáng)。離解常數(shù)只與溫度有關(guān)，室溫下忽略溫度的影響.第7頁，共37頁，2022年，5月2

7、0日，7點(diǎn)37分，星期五2離解度（） =（已離解的弱電解質(zhì)濃度/弱電解質(zhì)的起始濃度)100% 在同溫、同濃度條件下，離解度越大，該弱電解質(zhì)相對(duì)越強(qiáng)。離解度與溫度和溶液的濃度有關(guān)3稀釋定律離解度、離解常數(shù)和濃度之間的關(guān)系。 例如: 一元弱酸HA ： 起始濃度c0 c 0 0 平衡濃度c c(1-) c c 代入平衡常數(shù)表達(dá)式中： Ka = c( H+) c(A)/ c(HA) = c c/ c(1-) = c2 /(1-)當(dāng)(c/Ka) 500時(shí)，可認(rèn)為1-1，此時(shí)： Ka = c2= (Ka/c)c(H+)= (Ka/c)HA = H+ + A一元弱堿 BOH Kb = c2= (Kb/c)c

8、(0H-)= (Ka/c)針對(duì)某一弱電解質(zhì)而言，當(dāng)濃度越稀時(shí)，離解度越大，該關(guān)系稱為稀釋定律同理可得: 第8頁，共37頁，2022年，5月20日，7點(diǎn)37分，星期五(1) 已知25時(shí)，K(HAc)=1.7510-5。計(jì)算該溫度下0.10 molL-1的HAc溶液中H+、Ac離子的濃度以及溶液的pH，并計(jì)算該濃度下HAc的離解度；(2)如將此溶液稀釋至0.010 molL-1，求此時(shí)溶液的H+離子濃度及離解度例題:(1)HAc為弱電解質(zhì)，離解平衡式為:起始濃度c0 / molL-1 平衡濃度c/ molL-1 0.10 0 0 0.10- Ka = c(H+) c(A) c(HA) = 2/(0

9、.10 -)1.7510-5 = 2/(0.10 -)= (1.7510-50.10) = 1.310 3 c(H+) = c(Ac) = 1.310-3mol L-1pH=-lg c(H+)=-lg1.310-3=2.89=(1.310-3/0.10)100%=1.3%分析 與解答：代入數(shù)據(jù)分析 與解答：(2)如將此溶液稀釋至0.010 mol L-1c(H+) = (1.7510-50.010) = 4.210-4 c(H+) = 4.210-4mol L-1=(4.210-4/0.010)100%=4.2%同理可得:可見，弱酸稀釋時(shí)，雖然增大，但c(H+)減小 第9頁，共37頁，2022

10、年，5月20日，7點(diǎn)37分，星期五（二）多元弱酸的離解平衡多元弱酸在水中的離解是分步進(jìn)行的。 氫硫酸是二元弱酸離解.例如:第一步離解: 第二步離解: H2S = H+ + HS HS = H+ + S2 兩步離解:Ka1(H2S) = c(H+)c(HS)/c(H2S) = 1.3210-7 Ka2(HS-) = c(H+)c(S)/c(HS-) = 7.1010 -15結(jié)論： 多元弱酸的分步離解常數(shù) Ka1 Ka2 Ka3，所以計(jì)算多元弱酸溶液中c(H+)時(shí)，只考慮第一步離解.第10頁，共37頁，2022年，5月20日，7點(diǎn)37分，星期五例題: 室溫下H2S飽和溶液的濃度為0.10 mol

11、L-1，求H+和S2的濃度.分析 與解答：已知H2S的Ka1 Ka2 計(jì)算溶液中c(H+)時(shí)，只考慮第一步離解. 第一步離解: H2S = H+ + HS 平衡濃度c / molL-1 0.10- 近似認(rèn)為 0.10 - 0.10 = 1.3210 -70.10 = 1.1010-4c(H+) = 1.1010- 4 mol L-1溶液S2-中是由第二步離解產(chǎn)生： HS = H+ + S2c( S2) = Ka2(H2S)c( HS ) / c(H+) 因?yàn)镵a1 Ka2，所以 c(H+) c(HS) c( S2) = Ka2(H2S) = 7.1010-15 當(dāng)二元弱酸的Ka1 Ka2時(shí)，其

12、酸根濃度近似等于Ka2，與起始濃度無關(guān)!第11頁，共37頁，2022年，5月20日，7點(diǎn)37分，星期五3.4同離子效應(yīng)和緩沖溶液 （一）同離子效應(yīng)一定溫度下，HAc溶液存在下列離解平衡： HAc = H+ + Ac若在此系統(tǒng)中加入NaAc，c(Ac )增加，平衡左移，c( H+)減小(HAc)降低；若在此系統(tǒng)中加入HCl，c(H+)增加，平衡左移，c(Ac)減(HAc)降低在弱電解質(zhì)的溶液中，加入與其含有相同離子的易溶強(qiáng)電解質(zhì)，使弱電解質(zhì)離解度降低的現(xiàn)象叫做同離子效應(yīng)向1.0 L濃度為0.10mol L-1的HAc溶液中加入固體NaAc0.10 mo（假定溶液的體積不變），計(jì)算此時(shí)溶液中H+的

13、濃度為多少？HAc的離解度為多少？將結(jié)果與上例題比較，可得出什么結(jié)論？例題:分析 與解答：NaAc是強(qiáng)電解質(zhì)，在溶液中全部離解，由NaAc離解所提供的Ac濃度為0.10mol L-1，設(shè)此時(shí)由HAc離解出來的Ac-濃度為mol L-1，則:HAc = H+ + Ac平衡濃度c /mol L-1 0.10- 0.10+ K(HAc)= c(H+) c(Ac)/ c( HAc )=(0.1+)/(0.10-)由于KHAc的值很小，加之同離子效應(yīng)，因此 0.10 +0.1 0.10 -0.10K( HAc ) = = 1.7510 -5c(H+) = 1.7510 - 5 mol L-1= c(H+

14、)/c( HAc ) = (1.7510- 5/0.10)100% =0.0175%上例題算出25時(shí)，0.10 molL-1的HAc溶液離解=1.3%與上例題中的離解度1.3 %相比，降低為原來的1/74第12頁，共37頁，2022年，5月20日，7點(diǎn)37分，星期五（二）緩沖溶液1緩沖溶液及緩沖作用原理(1) 緩沖溶液 加1.0mL 1.0mol L-1的HCl溶液加1.0mL 1.0mol L-1的NaOH溶液11.0L純水pH從7.0變?yōu)?.0，改變4個(gè)單位pH從7.0變?yōu)?1，改變4個(gè)單位21.0L溶液中含有0.10mol HAc和 0.10mol NaAcpH從4.76變?yōu)?.75，改

15、變0.01個(gè)單位pH從4.76變?yōu)?.77，改變0.01個(gè)單位31.0L溶液中含有0.10mol NH3和 0.10mol NH4ClpH從9.26變?yōu)?.25，改變0.01個(gè)單位pH從9.26變?yōu)?.27，改變0.01個(gè)單位象2、3這種由弱酸及其鹽（或弱堿及其鹽）組成的混合溶液，能抵御外加少量的酸或堿，保持溶液pH相對(duì)穩(wěn)定。這種溶液稱為緩沖溶液，這種作用稱為緩沖作用緩沖溶液中的弱酸及其鹽（或弱堿及其鹽）稱為緩沖對(duì)第13頁，共37頁，2022年，5月20日，7點(diǎn)37分，星期五(2) 緩沖作用原理 為什么這樣的體系能抵抗外加少量酸（或堿）而保持其pH基本不變呢？以HACNaAC為例：溶液中有下列

16、反應(yīng)平衡時(shí)，溶液中有較多的HAC分子和AC-。當(dāng)外加酸時(shí)，如HClH+Cl, H+與AC-結(jié)合成難電離的HAC分子，同時(shí)阻止HAC進(jìn)一步電離，故不會(huì)使溶液中H+急劇增大，從而保持pH基本不變.如果外加少量堿,則由強(qiáng)堿電離出來的OH-就會(huì)與HAC電離出來的H+結(jié)合成H2O，這時(shí)H+似乎應(yīng)大大減少，但就電離來說，H+下降，平衡會(huì)向著電離方向移動(dòng)來補(bǔ)充H+，從而不會(huì)使H+因加入堿而明顯改變，即仍保持pH基本不變。 第14頁，共37頁，2022年，5月20日，7點(diǎn)37分，星期五血液中的緩沖系人體血液中的PH值：7.35 7.45血漿中的緩沖系主要有: H2CO3 HCO3-H2PO4-HPO4 2 -

17、H n P-H n-1 P -H+OH-CO2肺呼出腎紅細(xì)胞中的緩沖系主要有：H2CO3-HPO3 2 -HHb - Hb -HHbO2-HbO2-H2PO4-HPO4 2 -堿儲(chǔ)第15頁，共37頁，2022年，5月20日，7點(diǎn)37分，星期五2緩沖溶液pH的計(jì)算設(shè)緩沖溶液由一元弱酸HA和它的鹽MA組成，HA的濃度為c（酸）,鹽的濃度為c（鹽),由HA離解得c(H+) =molL-1 則由鹽 MA M+ + A c0 molL-1 c(鹽） c(鹽） HA = H+ + A 平衡時(shí) c molL-1 c(酸）- c(鹽）+ Ka = c(H+) c(A) / c(HA) = c（鹽）+ / c(

18、酸）- = Kac(酸）- / c(鹽）+ 由于Ka很小，再加上同離子效應(yīng)，因此： c(酸）- c(酸） c(鹽）+ c(鹽）則一元弱酸及其鹽組成緩沖溶液c(H+)和pH通式為： c(H+) = = Kac(酸）/ c(鹽）= Kac(酸）/ c(鹽） pH = - lgc(H+) = -lgKa - lgc(酸）/ c(鹽） = pKa - lgc(酸）/ c(鹽)同理，一元弱堿及其鹽組成緩沖溶液c(OH-)和pOH通式為：c/(OH) = Kb c(堿）/ c(鹽）= Kbc(堿）/ c(鹽）pOH = - lg c(OH) = - lgKb - lgc(堿)/ c(鹽) = pKb -

19、lgc(堿）/ c(鹽）第16頁，共37頁，2022年，5月20日，7點(diǎn)37分，星期五0.10L 0.10 mol L-1的HAc溶液中含有0.010 molNaAc的，求該緩沖溶液的pH。 例題:分析 與解答：c（酸）= 0.10molL-1，c(鹽）= 0.010mol/0.10L = 0.1mol L-1pH = - lgc(H+) = -lgKa - lgc(酸)/c(鹽) = pKa - lgc(酸）/ c(鹽)根據(jù):pH = - lg Ka - lgc(酸）/ c(鹽） = - lg(1.75105) lg(0.10 / 0.10) = 4.76 在1.0 L濃度為0.10 mol

20、L-1的氨水中加入0.050 mol(NH4)2SO4 的固體，問該溶液的pH為多少？將該溶液平均分成兩份，在每份溶液中各加入1.0 mL1.0mol L-1的HCl和NaOH溶液，問pH各為多少？此為弱堿氨水與其鹽(NH4)2SO4組成的緩沖溶液 C(堿）=0.10molL-1，c(鹽）= 20.050mol/1.0L=0.10 molL-1 pH =14 - pOH =14 +lgKb + lgc(堿）/ c(鹽= 14 + lg(1.810 5)+lg (0.10 / 0.10)= 9.26加入HCl后： H+ + NH3H2O = NH4+ + H2OC(堿)=(0.500.10 0.

21、0011.0)/0.501molL-1=0.098molL-1c(鹽)=(0.500.10 +0.0011.0)/0.501molL-1=0.102molL-1pH =14-pOH =14+lg(1.8105)+ lg(0.098/0.102)= 9.24加入NaOH后： OH+ NH4+ = NH3H2OC(堿)=(0.500.10 + 0.0011.0)/0.501molL-1=0.102molL-1c(鹽)=(0.500.10 0.0011.0)/0.501molL-1=0.098molL-1pH =14 -pOH =14 +lg(1.8105)+lg(0.102/0.098)= 9.2

22、8以上計(jì)算看出:(1)緩沖溶液本身的pH主要取決與弱酸或弱堿的Ka或Kb(2)緩沖溶液pH的控制主要體現(xiàn)在lgc(酸)/c(鹽)或lgc(堿/c(鹽)這一項(xiàng)(3)緩沖溶液的緩沖能力主要與弱酸(或弱堿)及其鹽的濃度有關(guān)(4)各種緩沖溶液只能在一定范圍內(nèi)(即pKa+1)發(fā)揮緩沖作用(5)將緩沖溶液適當(dāng)稀釋，溶液的pH不變.第17頁，共37頁，2022年，5月20日，7點(diǎn)37分，星期五3.5鹽類的水解鹽類的離子和水離解出來的H+或OH結(jié)合并生成弱酸或弱堿，使水的離解平衡發(fā)生移動(dòng)，導(dǎo)致溶液中H+和OH濃度不相等，而表現(xiàn)出酸、堿性的作用H+或OH為鹽類的水解（一）鹽的水解 水解常數(shù) 水解度1弱酸強(qiáng)堿鹽的

23、水解 NaAc溶液：例如:NaAc Na+ + H2O OH +AcH+ HAc由于c(H+)的減小，使水的離解平衡向右移動(dòng)。當(dāng)同時(shí)建立起H2O和HAc的離解平衡時(shí)，溶液中C(OH) c(H+)，即pH 7，因此溶液呈堿性Ac 的水解方程式： Ac + H2O = HAc + OHKh = c( HAc ) c(OH) / c(Ac) Kh為水解常數(shù)根據(jù)多重平衡規(guī)則Kh = Kw / Ka第18頁，共37頁，2022年，5月20日，7點(diǎn)37分，星期五(1) 水解度 水解度 h =（已水解鹽的濃度 / 鹽的起始濃度）100%(2) 水解度h、水解常數(shù)Kh和鹽濃度c間的關(guān)系A(chǔ)c + H2O = H

24、Ac + OH起始濃度 :c 0 0 平衡濃度: c(1-h) ch ch Kh = c( HAc ) c(OH) / c(Ac) = (c h c h) / c(1 - h) 若Kh較小，1- h1 Kh = ch2h = (Kh / c ) = Kw / (Ka c)第19頁，共37頁，2022年，5月20日，7點(diǎn)37分，星期五2強(qiáng)酸弱堿鹽的水解NH4Cl水解： 例如:NH4+ + H2O = NH3H2O + H+此類鹽水解溶液呈酸性，水解常數(shù)和水解度為：Kh = Kw / Kb h = Kw / (Kb c)3弱酸弱堿鹽的水解此類鹽陰陽離子都發(fā)生水解 例如NH4Ac： NH4+ + A

25、c + H2O = NH3 H2O + HAc 其水解常數(shù)為:Kh = Kw / ( Ka Kb )其水溶液的酸、堿性取決于生成的弱酸、弱堿的相對(duì)強(qiáng)弱 第20頁，共37頁，2022年，5月20日，7點(diǎn)37分，星期五4強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽此類鹽不水解，溶液呈中性 5多元弱酸鹽的水解同多元弱酸分步離解一樣，此類鹽也是分步水解的。 例如Na2CO3: Kh1 = Kw / Ka2第二步水解: HCO3+ H2O = H2CO3 + OHKh2 = Kw / Ka1由于Ka2Kh2。可見多元弱酸鹽的水解也以第一步為主，計(jì)算溶液的酸堿性時(shí)，按一元弱酸處理第一步水解: CO32 + H2O = HCO3 + OH第

26、21頁，共37頁，2022年，5月20日，7點(diǎn)37分，星期五（二）鹽溶液pH的簡單計(jì)算計(jì)算0.10 mol L-1 (NH4)2SO4溶液的pH例題:分析 與解答：(NH4)2SO4為強(qiáng)酸弱堿鹽，水解方程式為:NH4+ + H2O = NH3H2O + H+起始濃度c0/molL-1 0.102 0 0平衡濃度c/molL-1 0.20 - Kh很小，可作近似計(jì)算，0.20 - 0.20=(Kh0.20) =(5.610 -100.20) =1.110- 5c(H+) = 1.110- 5 molL-1 pH =-lgc(H+) =-lg(1.1105) = 4.96比較0.10 mol L-

27、1 NaAc與0.10 molL-1 NaCN溶液的pH和水解度，可得出什么結(jié)論？NaAc為弱酸強(qiáng)堿鹽，水解方程式為:起始濃度c0/molL-1 0.10 0 0 平衡濃度c/molL-1 0.10- Kh=Kw/Ka(HAc)=1.010-14/1.7510-5=5.710-10 =c(HAc)c(OH)/c(Ac)=2/(0.10 -)Kh很小，可作近似計(jì)算，0.10 - 0.10 x=(Kh0.10)=(5.710-100.10)=7.510-6c1(OH)=7.510- 6molL-1pH1=14-pOH =14+lg(7.5106)=8.88h1=(7.5106/0.10)100%=

28、7.5103% NaCN也是弱酸強(qiáng)堿鹽，水解方程式為:CN + H2O = HCN + OHc2(OH)= (Kh c)= Kw / Ka(HCN)c c2(OH)=(1.010-14/1.7510-50.10) = 1.310 3 mol L-1pH2=14- pOH =14 +lg(1.3103)=11.11h2 =(1.3103/0.10)100% = 1.3 %當(dāng)鹽的濃度相同時(shí)，組成弱酸強(qiáng)堿鹽的酸越弱，水解程度越大 結(jié)論：第22頁，共37頁，2022年，5月20日，7點(diǎn)37分，星期五由以上兩題可以得出:一元弱酸強(qiáng)堿鹽c(OH)= Kh c(鹽)= (Kw/Ka) c(鹽)一元強(qiáng)酸弱堿鹽

29、c(H+)= Kh c(鹽) = (Kw/Kb) c(鹽)(三）影響水解平衡的因素1鹽的本性2鹽的濃度 將溶液稀釋會(huì)促進(jìn)鹽的水解3溫度 水解反應(yīng)為吸熱反應(yīng)，升高溫度可以促進(jìn)鹽的水解4酸堿度 調(diào)節(jié)溶液的酸堿度，能促進(jìn)或抑制鹽的水解(四）影響水解平衡的移動(dòng)和應(yīng)用例如:TiO2的制備 TiCl4H2OH2OTiCl4過量（過量）TiO2XH2O+ HClTiO2XH2O+ HCl操作時(shí)加入大量的水（增加反應(yīng)物),同時(shí)進(jìn)行蒸發(fā),趕走HCl(減少生成物),促進(jìn)水解平衡徹底向右移動(dòng),得到水合二氧化鈦,再經(jīng)過焙燒得到無水TiO2第23頁，共37頁，2022年，5月20日，7點(diǎn)37分，星期五3.6酸堿質(zhì)子理論

30、1酸堿定義質(zhì)子酸： 質(zhì)子堿： 凡能給出質(zhì)子(H+)的物質(zhì),可以為分子、陽離子或陰離子。 例如： H2SO4 HSO4 + H+HSO4 SO42 + H+NH4+ NH3 + H+凡能接受質(zhì)子(H+)的物質(zhì),可以為分子、陽離子或陰離子。 NH3 + H+ NH4+ 例如：SO42+ H+ HSO4Cu(H2O)3(OH)+ + H+ Cu(H2O)42+其中如HSO4等既能提供質(zhì)子,也能夠接受質(zhì)子的為酸堿兩性物質(zhì)2酸堿共軛關(guān)系酸堿共軛關(guān)系: 酸給出質(zhì)子后剩余的部分為堿，堿接受質(zhì)子后就變成了酸。即“酸中有堿，堿能變酸”的酸堿相互依存關(guān)系。例如：HCl Cl + H+ 酸堿HCl、Cl共軛酸堿對(duì)N

31、H3 + H+ NH4+ 堿酸NH3 、NH4+共軛酸堿對(duì) 第24頁，共37頁，2022年，5月20日，7點(diǎn)37分，星期五3.酸堿的強(qiáng)弱酸給出質(zhì)子的能力越強(qiáng)，其酸性越強(qiáng)；堿接受質(zhì)子的能力越強(qiáng)，其堿性越強(qiáng)。 例如：HCl Cl + H+強(qiáng)酸 弱堿 NH3 + H+ NH4+強(qiáng)堿 弱堿 4酸堿反應(yīng) 質(zhì)子由酸傳遞給堿反應(yīng)方向?yàn)?質(zhì)子理論的酸堿反應(yīng)實(shí)質(zhì)：較強(qiáng)酸和較強(qiáng)堿反應(yīng)生成較弱酸和較弱堿 例如: HCl + NH3 NH4+ + Cl 酸(1) 堿(2) 酸(2) 堿(1) 電離論質(zhì)子論第25頁，共37頁，2022年，5月20日，7點(diǎn)37分，星期五3.7沉淀和溶解平衡（一）沉淀和溶解平衡氯化銀：例如

32、:AgCl(s) = Ag+ + Cl在一定溫度下，當(dāng)溶解速率等于沉淀速率時(shí)，建立了沉淀溶解平衡，此時(shí)的溶液為飽和溶液其標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)為:Ksp(AgCl) = c( Ag+ ) c(Cl)Ksp 溶度積常數(shù)(溶度積),只受溫度影響,但影響不大難溶電解質(zhì)沉淀溶解平衡通式:AmBn(s) = mAn+ + nBmKsp(AmBn) = c( An+ )m c(Bm)n式中，m，n分別代表沉淀溶解方程式中A，B的化學(xué)計(jì)量系數(shù)第26頁，共37頁，2022年，5月20日，7點(diǎn)37分，星期五（二）溶解度與溶度積的相互換算已知25時(shí)，AgCl的溶解度為1.9210- 3gL-1，試求該溫度下AgCl的溶度積

33、例題:分析 與解答：已知AgCl的摩爾質(zhì)量為143.4g mol1,設(shè)AgCl的溶解度為s mol L-1s=1.9210 3g L-1/143.4g mol1=1.3410- 5 mol L-1AgCl飽和溶液的沉淀溶解平衡式： AgCl(s) = Ag+ + Cl平衡濃度c/molL-1 s s Ksp(AgCl) = c(Ag+) c(Cl)= s2 = (1.3410- 5)2 =1.801010已知室溫下Ag2CrO4的溶度積為1.110-12，試求Ag2CrO4在水中的溶解度(以mol L-1）設(shè)Ag2CrO4的溶解度為s molL-1，且溶解的部分全部離解 Ag2CrO4(s)

34、= 2Ag+ + CrO42平衡濃度c /molL-1 2s s Ksp(Ag2CrO4) = c(Ag+)2 c(CrO42) = (2s)2s= 4s3 = 1.110-12s = Ksp / 4 = 1.110-12 /4 =6.510-5即Ag2CrO4的溶解度為6.510-5 mol L-1已知室溫下Mn(OH)2的溶解度為3.610-5 molL-1，求室溫時(shí)Mn(OH)2的溶度積溶解的Mn(OH)2全部離解，因此 c(Mn2+) = 3.610-5 molL-1c(OH) = 7.210-5 mol L-1KspMn(OH)2 = c(Mn2+) c(OH)2= (3.610-5

35、)(7.210-5)2= 1.310-13(1)AB型難溶電解質(zhì)溶解度和溶度積的關(guān)系為: Ksp = s2由以上三個(gè)例題得出: (2)A2B或AB2型難溶電解質(zhì)溶解度和溶度積的關(guān)系為:Ksp = 4s3第27頁，共37頁，2022年，5月20日，7點(diǎn)37分，星期五3.8溶度積規(guī)則及其應(yīng)用（一）溶度積規(guī)則將溶液中陽離子和陰離子的濃度與標(biāo)準(zhǔn)濃度相比后代入Ksp表達(dá)式，得到的乘積稱為離子積，用Q表示(1) Q Ksp，溶液呈過飽和狀態(tài)，有沉淀析出，直到溶液呈飽和狀態(tài)(2) Q Ksp第28頁，共37頁，2022年，5月20日，7點(diǎn)37分，星期五根據(jù)溶度積規(guī)則，判斷將0.020 mol L-1的CaC

36、l2溶液與等體積同濃度的Na2CO3溶液混合，是否有沉淀生成？例題:分析 與解答：兩種溶液等體積混合，濃度各減小一半 c(Ca2+)=(0.020 molL-1)/2 =0.010 molL-1c(CO32)=(0.020 molL-1)/2 =0.010 molL-1CaCO3的溶解沉淀平衡為:CaCO3(s)= Ca2+ + CO32 Q =c(CO32) c(Ca2+)=0.0100.010 =1.0104查表得Ksp（CaCO3）=6.710 9Q Ksp，故有CaCO3沉淀生成向0.50 L的0.10 molL-1的氨水中加入等體積0.50 mol L-1的MgCl2，問:(1)是否

37、有Mg(OH)2沉淀生成?(2)欲控制Mg(OH)2沉淀不產(chǎn)生,問至少需加入多少克固體? (1) 兩溶液等體積混合后，濃度各減少一半c(Mg2+) = 0.25 mol L-1 ，c(NH3 H2O) = 0.05 mol L-1溶液中OH 由NH3H2O離解產(chǎn)生： c/(OH)=Kb(NH3H2O)c(NH3H2O)=(1.810 -50.05) = 9.510 4Mg(OH)2的溶解沉淀平衡為 :Mg(OH)2(s)= Mg2+ + 2OHQ=c(Mg2+)c(OH)2 =0.25(9.510 4)2 =2.310 7查表得KspMg(OH)2 = 1.810 11Q Ksp，故有Mg(O

38、H)2沉淀生成(2)若在系統(tǒng)中加入NH4Cl,由于同離子效應(yīng),降低了OH的濃度，有可能不產(chǎn)生沉淀系統(tǒng)中有兩個(gè)平衡同時(shí)存在：Mg(OH)2(s) = Mg2+ + 2OHNH3H2O = OH + NH4+ 欲使Mg(OH)2不沉淀,所允許的OH最大濃度可根據(jù)第一個(gè)平衡計(jì)算： c(OH)=KspMg(OH)2/c(Mg2+)1/2 =(1.810 11/0.25)1/2 = 8.510 6需加入的NH4+ 最低濃度可根據(jù)第二個(gè)平衡計(jì)算： c(NH4+) = Kb(NH3 H2O) c( NH3 H2O)/c(OH) = 1.810 -50.05/(8.510 6) = 0.11c(NH4+)=0

39、.11molL-1又M(NH4Cl)=53.5gmol1,溶液總體積為1.0L,則至少加入NH4Cl的質(zhì)量為:m(NH4Cl)=1.0L0.11molL-153.5gmol1=5.9g第29頁，共37頁，2022年，5月20日，7點(diǎn)37分，星期五2沉淀的完全程度當(dāng)殘留離子濃度小于10- 5 molL-1時(shí)，認(rèn)為沉淀完全3同離子效應(yīng) 在已達(dá)沉淀溶解平衡的系統(tǒng)中,加入含有相同離子的易溶強(qiáng)電解質(zhì)而使沉淀的溶解度降低的效應(yīng),叫做沉淀溶解平衡中的同離子效應(yīng)欲除去溶液中的Ba2+，常加入SO42作為沉淀劑。問溶液中Ba2+ 在下面兩種情況下是否沉淀完全？例題:分析 與解答：(1)將0.10 L0.020

40、molL-1 BaCl2與0.10 L0.020molL-1Na2SO4溶液混合(2)將0.10 L0.020 molL-1 BaCl2與0.10 L0.040molL-1Na2SO4溶液混合(1)因反應(yīng)前兩溶液的物質(zhì)的量相等,首先認(rèn)為兩者作用后生成等物質(zhì)的量的BaSO4沉淀。當(dāng)反應(yīng)達(dá)到平衡時(shí)溶液中殘留的Ba2+,SO42可看作全部由BaSO4溶解得到： BaSO4(s)= Ba2+ + SO42c(Ba2+) = c(SO42)=Ksp(BaSO41/2 =1.110 10c(Ba2+) = c(SO42)=1.110 5molL-1所得濃度大于110 5molL-1,說明此時(shí)Ba2+未能沉

41、淀完全 (2)SO42過量.先考慮Ba2+與SO42以等物質(zhì)的量互相作用,然后計(jì)算剩余的SO42濃度為c(SO42)=(0.0400.10 - 0.0200.10)/0.20molL-1=0.010molL-1BaSO4(s) = Ba2+ + SO42 平衡濃度c/mol L-1 +0.01 Ksp(BaSO4）=c(Ba2+)c(SO42)=(+ 0.010)由題(1)的計(jì)算知很小,可認(rèn)為+ 0.0100.010c(Ba2+)= Ksp(BaSO4)/ c(SO42)=1.110 10/0.010 = 1.110 8c(Ba2+)= 1.110 8 molL-1此時(shí)，Ba2+ 已沉淀完全由

42、以上例題可知,欲使某種離子沉淀完全，可設(shè)法讓沉淀劑過量.第30頁，共37頁，2022年，5月20日，7點(diǎn)37分，星期五4鹽效應(yīng)加入強(qiáng)電解質(zhì)而使難溶電解質(zhì)溶解度增大的效應(yīng)稱為鹽效應(yīng)。 1.21.01.41.61.80.0010.0050.01s/s0C(KNO3)/molL-1鹽效應(yīng)對(duì)BaSO4和AgCl溶解度的影響S0 -沉淀在純水中的溶解度S -沉淀在KNO3中的溶解度從上圖可以看出:無論BaSO4 或是AgCl在 KNO3存在下的溶解度比在純水中大.例如:Ba2SO4AgCl第31頁，共37頁，2022年，5月20日，7點(diǎn)37分，星期五產(chǎn)生鹽效應(yīng)的原因: 是由于強(qiáng)電解質(zhì)的存在,使溶液中陰、

43、陽離子的濃度大大增加,離子間的相互吸引和牽制的作用加強(qiáng),防礙了離子的自由運(yùn)動(dòng),使離子的有效濃度減小,因而沉淀速率變慢。注意事項(xiàng)： (1)在沉淀操作中利用同離子效應(yīng)的同時(shí)也存在鹽效應(yīng).故所加沉淀劑不要過量太多,以過量20% - 50%為宜C(Na2SO4)/ molL-1s(Pb2SO4)/ molL-100.010.040.100.201.510 - 41.610 - 51.310 - 51.510 - 52.310 - 5(2)過量的沉淀劑除了產(chǎn)生鹽效應(yīng)，有時(shí)還會(huì)與沉淀發(fā)生化學(xué)反 應(yīng)，導(dǎo)致沉淀的溶解度增大，甚至溶解。 例如： Hg2+ + 2I HgI2HgI2 + 2I HgI42第32頁

44、，共37頁，2022年，5月20日，7點(diǎn)37分，星期五（三）分步沉淀溶液中往往有多種離子，隨著沉淀劑的加入，各種沉淀相繼生成，這種現(xiàn)象稱為分步沉淀工業(yè)上分析水中Cl的含量,常用AgNO3作為指示劑.在水樣中逐滴加入AgNO3時(shí),有白色AgCl沉淀析出.繼續(xù)滴加AgNO3,當(dāng)開始出現(xiàn)磚紅色Ag2CrO4沉淀時(shí),即為滴定終點(diǎn).假設(shè)開始時(shí)水樣中c(Cl) =7.110-3 mol L-1,c(CrO42)= 5.010-3molL-1 (1)試解釋為什么AgCl比Ag2CrO4先沉淀 (2)計(jì)算當(dāng)Ag2CrO4開始沉淀時(shí),水樣中Cl的是否已沉淀完全？例題:分析 與解答：(1) 欲產(chǎn)生沉淀，Q Ksp

45、 AgCl開始沉淀時(shí)： c(Ag+ ) c( Cl) Ksp（AgCl）c(Ag+)Ksp(AgCl)/c(Cl)=1.810 10/(7.110 3)=2.510 8 c(Ag+ ) 2.510 8 mol L-1Ag2CrO4開始沉淀時(shí)： c(Ag+ )2 c(CrO42) Ksp(Ag2CrO4）c(Ag+) Ksp（Ag2CrO4）/ c/(CrO42)1/2= (1.110 12/5.010 3)1/2 =1.510 5c(Ag+ ) 1.510 5 mol L-1所以AgCl先沉淀(2) 當(dāng)Ag2CrO4開始沉淀時(shí)，溶液中Cl的濃度為:c(Cl)= Ksp(AgCl)/c(Ag+)

46、 =1.810 10/(1.510 5)=1.210 5c( Cl) = 1.210 5 mol L-1Cl 的濃度接近110 - 5 mol L-1 故當(dāng)Ag2CrO4開始析出時(shí)，可認(rèn)為溶液中的Cl已基本沉淀完全第33頁，共37頁，2022年，5月20日，7點(diǎn)37分，星期五例題:已知某溶液中含有0.10 mol L-1Ni2+和0.10 mol L-1的Fe3+,試問能否通過控制pH的方法達(dá)到分離兩者的目的.分析 與解答：欲使Ni2+沉淀所需OH的最低濃度為:c(OH) =KspNi(OH)2/c(Ni2+)1/2 =(2.010 15 /0.10)1/2 =1.410 7c(OH) =1.410 7 mol L-1 ，pH = 7.2欲Fe3+使沉淀所需OH 的最低濃度為:c(OH)=KspFe(OH)3/c(Fe3+)1/3 = (410 33/0.10)1/3 =7.410 13c(OH)=7.410 13molL-1 ，pH = 1.87c(OH) =7.41013 molL