電解質(zhì)溶液和離子平衡

關(guān)于電解質(zhì)溶液和離子平衡第1頁(yè)，課件共62頁(yè)，創(chuàng)作于2023年2月2007-5-27

3-1-1酸堿的電離理論

酸堿理論

阿侖尼烏斯(Arrhenius)電離理論富蘭克林(Franklin)溶劑理論

布朗斯泰德(Bronsted)質(zhì)子理論

路易斯(Lewis)電子理論

皮爾遜(Pearson)軟硬酸堿理論

第2頁(yè)，課件共62頁(yè)，創(chuàng)作于2023年2月中和反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是H+

和OH－中和生成H2O的反應(yīng)1.電離理論4.1電解質(zhì)溶液4.4.1酸堿理論

1887年，阿累尼烏斯(S.A.Arrhenius瑞典)解離出的陽(yáng)離子全部都是氫離子的物質(zhì)稱為酸解離出的陰離子全部都是氫氧根離子的物質(zhì)稱為堿第3頁(yè)，課件共62頁(yè)，創(chuàng)作于2023年2月酸是質(zhì)子的給予體2.酸堿質(zhì)子理論1923年，化學(xué)家布朗斯特(J.N.Brφnsted丹麥)

和化學(xué)家勞萊(T.M.Lowry英國(guó))凡是能夠提供質(zhì)子的分子或離子都是酸凡是能夠接受質(zhì)子的分子或離子都是堿堿是質(zhì)子的接受體第4頁(yè)，課件共62頁(yè)，創(chuàng)作于2023年2月

這種酸和堿的相互依存、相互轉(zhuǎn)化關(guān)系被稱為酸堿共軛關(guān)系，酸(或堿)與它共軛的堿(或酸)一起被稱為共軛酸堿對(duì)。酸1堿2+酸2堿1+–H++H+第5頁(yè)，課件共62頁(yè)，創(chuàng)作于2023年2月HAc–Ac–，H3O+–H2O，H2O–OH–

均互稱為共軛酸堿對(duì)。在和第6頁(yè)，課件共62頁(yè)，創(chuàng)作于2023年2月

該理論擴(kuò)大了酸堿范圍。路易斯理論在有機(jī)化學(xué)中應(yīng)用得更為普遍，它常用親電子試劑和親核試劑來(lái)代替酸和堿的概念。酸堿電子理論同年，路易斯(G.N.Lewis美國(guó))凡是具有可供利用的孤對(duì)電子的物質(zhì)都稱為堿能與這孤對(duì)電子結(jié)合的物質(zhì)都稱為酸第7頁(yè)，課件共62頁(yè)，創(chuàng)作于2023年2月4.2弱酸、弱堿的解離平衡

除少數(shù)強(qiáng)酸、強(qiáng)堿外，大多數(shù)酸和堿在水溶液中只能部分解離，屬于弱電解質(zhì)。當(dāng)某弱電解質(zhì)解離和重新結(jié)合的速率相等時(shí)，就達(dá)到了動(dòng)態(tài)平衡，這種平衡稱酸堿解離平衡，它的標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)稱為酸或堿的標(biāo)準(zhǔn)解離常數(shù)，分別用Kaθ

，Kbθ

表示。第8頁(yè)，課件共62頁(yè)，創(chuàng)作于2023年2月例如：達(dá)平衡時(shí)，其標(biāo)準(zhǔn)解離常數(shù)的表達(dá)式為：同理，對(duì)于HAc的共軛堿Acˉ

的解離平衡式為：第9頁(yè)，課件共62頁(yè)，創(chuàng)作于2023年2月2007-5-27

3-1-2水的解離反應(yīng)和溶液的酸堿性水的解離反應(yīng)純水或稀溶液中

H2O(l)

H+(aq)+OH-(aq){c(H+)/c}{c(OH-)/c}=Kw

Kw——水的離子積

Kw(298.15K)=1.0×10-14Kw與溫度有關(guān)第10頁(yè)，課件共62頁(yè)，創(chuàng)作于2023年2月2007-5-27

溶液的酸堿性和pH

pH=-lg[c(H+)/c]

溶液的酸堿性>1.0×10-71.0×10-7<1.0×10-7c(OH-)/mol·L-1<1.0×10-71.0×10-7>1.0×10-7c(H+)/mol·L-1堿性中性酸性溶液酸堿性

[c(H+)/c][c(OH-)/c]=1.0×10-14=

Kw

pH=pKw-pOH=14-pOHpOH=-lg[c(OH-)/c]堿性中性酸性溶液酸堿性>7=7<7pHpH越小，溶液酸性越強(qiáng)pH越大，溶液堿性越強(qiáng)第11頁(yè)，課件共62頁(yè)，創(chuàng)作于2023年2月2007-5-27

例１0.10mol·L-1HOAc溶液中,c(H+)=1.34×10-3mol·L-1pH=-lg[c(H+)/c]=-lg[1.34×10-3]=2.87例20.10mol·L-1NH3·H2O溶液中,c(OH-)=1.32×10-3mol·L-1pH=14-pOH=14+lg[c(OH-)/c]=14+lg(1.32×10-3)=11.12第12頁(yè)，課件共62頁(yè)，創(chuàng)作于2023年2月2007-5-27

c(H+)/(mol·L-1)1

10-110-210-310-410-510-610-710-810-910-1010-1110-1210-1310-14

pH012

3

45

678

91011121314酸性增強(qiáng)中性堿性增強(qiáng)溶液的酸堿性和pHpH能否<0,或>14?第13頁(yè)，課件共62頁(yè)，創(chuàng)作于2023年2月pH試紙pH的測(cè)定

測(cè)定含有弱酸或弱堿溶液的pH不能用酸堿中和滴定的方法。因?yàn)橹泻偷味ǖ姆椒ㄖ荒軠y(cè)定酸或堿的總濃度，而不能測(cè)定解離出來(lái)的H+或OH–的濃度。

測(cè)定pH最簡(jiǎn)單、最方便的方法是使用pH試紙。第14頁(yè)，課件共62頁(yè)，創(chuàng)作于2023年2月

酸堿指示劑一般都是結(jié)構(gòu)復(fù)雜的弱的有機(jī)酸或有機(jī)堿，指示劑的酸式HIn及其共軛堿式In–

在水溶液中存在如下平衡：酸堿指示劑的作用原理顯酸式色顯堿式色pH試紙是用濾紙浸漬多種酸堿指示劑而制成的。第15頁(yè)，課件共62頁(yè)，創(chuàng)作于2023年2月2007-5-27

酸堿指示劑能在一定pH范圍內(nèi)保持一定顏色的某些有機(jī)弱酸或弱堿甲基橙紅←

橙→

黃3.1~4.4酚酞

無(wú)色←

粉紅

→紅8.0~10.0pH試紙?jiān)诓煌膒H溶液中顯不同的顏色石蕊紅←紫

→藍(lán)

5.0~8.0第16頁(yè)，課件共62頁(yè)，創(chuàng)作于2023年2月注意：1，弱酸相對(duì)較強(qiáng)，其共軛堿就較弱2，不管水溶液呈酸或堿性，H+

，OH-都存在，且cH+·

cOH-=Kwy=10－14eg:pH<7酸性溶液：cH+〉cOH-,cH+

〉10-7mol.L-1pH<7中性溶液：cH+=cOH-,cH+

=10-7mol.L-1pH=7堿性溶液：cH+<cOH-,cH+

<10-7mol.L-1

pH>7pH=-logcH+

第17頁(yè)，課件共62頁(yè)，創(chuàng)作于2023年2月

無(wú)論是Kaθ或Kbθ

，其數(shù)值與電解質(zhì)溶液的濃度無(wú)關(guān)，與溫度有關(guān)。一定溫度時(shí)，同類型（如同為HA型）弱電解質(zhì)可用Kaθ(或Kbθ)定量地比較其酸性或堿性的強(qiáng)弱，Kaθ(或Kbθ)愈大，酸性（或堿性）愈強(qiáng)。第18頁(yè)，課件共62頁(yè)，創(chuàng)作于2023年2月表4.1一些共軛酸堿的解離常數(shù)(25℃時(shí))酸Kaθ堿

KbθHNO25.62×10–4NO2–1.78×10–11

HF6.31×10–4F–1.58×10–11

HAc1.74×10–5Ac–5.75×10–10

H2CO34.47×10–7HCO3–2.24×10–8

H2S8.90×10–8HS–1.12×10–7

H2PO4–6.17×10–8HPO42–1.62×10–7

NH4+5.59×10–10NH31.79×10–5

HCN6.17×10–10CN–1.62×10–5

HCO3–4.68×10–11CO32–2.14×10–4

HS–1.1×10–12S2–9.1×10–3

HPO42–4.79×10–13PO43–2.09×10–2

酸性增強(qiáng)堿性增強(qiáng)第19頁(yè)，課件共62頁(yè)，創(chuàng)作于2023年2月2007-5-27

3-2-1解離平衡和解離常數(shù)一元弱酸HA(aq)H+(aq)+A-(aq)弱電解質(zhì)在水中部分解離,存在解離平衡[c(H+)/c][c(A-)/c][c(HA)/c]Ki

(HA)=c(H+)·c(A-)c(HA)簡(jiǎn)化為Ki

(HA)=解離平衡Ki

——標(biāo)準(zhǔn)解離常數(shù)Ka、Kb——分別表示弱酸、弱堿標(biāo)準(zhǔn)解離常數(shù)弱電解質(zhì)溶液中有關(guān)濃度的計(jì)算第20頁(yè)，課件共62頁(yè)，創(chuàng)作于2023年2月2007-5-27

Ki

越小,弱電解質(zhì)解離越困難,電解質(zhì)越弱弱電解質(zhì)：一般Ki≤10-4

中強(qiáng)電解質(zhì)：Ki=10-2~10-3解離常數(shù)Ki

表示弱電解質(zhì)解離限度大小的特性常數(shù)Ki與濃度無(wú)關(guān)，與溫度有關(guān)

由于溫度對(duì)Ki

影響不大,室溫下一般可不考慮其影響第21頁(yè)，課件共62頁(yè)，創(chuàng)作于2023年2月2007-5-27

例試計(jì)算298.15K、標(biāo)準(zhǔn)態(tài)下Ka(HOAc)值解：HOAcH++OAc-?fGm/(kJ·mol-1)-396.460-369.31?rGm=[(-369.31)-(-396.46)]kJ·mol-1

=27.15kJ·mol-1

-?rGm-27.15×1000

RT8.314×298.15lnK===-10.95Ka(HOAc)=1.8×10-5第22頁(yè)，課件共62頁(yè)，創(chuàng)作于2023年2月2007-5-27

3-2-2解離度和稀釋定律4-2-2解離度和稀釋定律解離度解離部分弱電解質(zhì)濃度未解離前弱電解質(zhì)濃度解離度(α)＝×100%

解離度可表示弱電解質(zhì)解離程度的大小在溫度、濃度相同條件下,

α越小,電解質(zhì)越弱

第23頁(yè)，課件共62頁(yè)，創(chuàng)作于2023年2月2007-5-27

稀釋定律一元弱酸HA(aq)H+(aq)+A-(aq)起始濃度c

平衡濃度c-cαcα

cα

[c(H+)/c][c(A-)/c][c(HA)/c]Ka(HA)==()

α2c1-α

c

Ki

≈()α2cc

Kic/cα≈若(c/c)/Ki

≥500,1-α≈1

α與

c有關(guān)，Ki

與

c無(wú)關(guān)

第24頁(yè)，課件共62頁(yè)，創(chuàng)作于2023年2月2007-5-27

3-2-3弱酸或弱堿溶液中離子濃度計(jì)算

4-2-3弱酸或弱堿溶液中離子濃度計(jì)算若Ki

>>Kw,濃度不很小,可忽略水的解離

一元弱酸溶液中c(H+)的計(jì)算

一元弱電解質(zhì)溶液中離子濃度的計(jì)算

若(c/c)/Ka

≥500,c(H+)<<c,c-c(H+)≈c

Ka=≈

[c(H+)/c]2

[c(H+)]2[c-c(H+)]/c

c·cc(H+)≈(c·c)Ka

一元弱酸HAH++A-

第25頁(yè)，課件共62頁(yè)，創(chuàng)作于2023年2月2007-5-27

4-2-3弱酸或弱堿溶液中離子濃度計(jì)算一元弱堿溶液中c(H+)的計(jì)算

c(OH-)

cpOH=-lg一元弱堿BOHB++OH-

同理c(OH-)≈(c·c)Kb

c(OH-)

cpH=14+lg第26頁(yè)，課件共62頁(yè)，創(chuàng)作于2023年2月2007-5-27

例計(jì)算0.100mol·L-1氨水溶液中的c(OH-)、pH和氨水的解離度解：NH3·H2ONH4++OH-平衡濃度/(mol·L-1)0.100-xxx

c(OH-)=1.34×10-3

mol·L-1(c/c)/Kb(NH3·H2O)=0.100/(1.8×10-5)>500

0.100-x≈x則x=1.34×10-3[c(NH4)/c][c(OH-)/c]x·x

[c(NH3·H2O)/c]0.100-xKb===1.8×10-5+第27頁(yè)，課件共62頁(yè)，創(chuàng)作于2023年2月2007-5-27

例則x=1.34×10-3

c(OH-)=1.34×10-3mol·L-1

Kw1.0×10-14

c(OH-)1.34×10-3

c(H+)==mol·L-1=7.5×10-12mol·L-1pH=-lg(7.5×10-12)=11.12

計(jì)算0.100mol·L-1氨水溶液中的c(OH-)、pH和氨水的解離度解：NH3·H2ONH4++OH-平衡濃度/(mol·L-1)0.100-xxx

c(OH-)1.34×10-3

c0.100

α=×100%=×100%=1.34%

第28頁(yè)，課件共62頁(yè)，創(chuàng)作于2023年2月例1

利用熱力學(xué)數(shù)據(jù)，計(jì)算離子堿Ac–

在水溶液中的Kbθ

，并計(jì)算0.10mol·dm–3NaAc水溶液的pH。解：

–237.1–369.65–157.38–396.82ΔfGmθ(298.15)/(kJ·mol–1)=52.38kJ·mo1–1=–9.175Kbθ(Ac–)=6.68×10–10

ΔrGmθ(298.15)=[(–157.38)+(–396.82)–(–369.65)–(–237.1)]kJ·mol–1第29頁(yè)，課件共62頁(yè)，創(chuàng)作于2023年2月(2)設(shè)平衡時(shí)c(OH–)為xmol·dm–3

起始濃度/(mol·dm–3)0.1000平衡濃度/(mol·dm–3)0.10–x

xx≈0.10x=c(OH–)=8.17×10–6mol·dm–3

pOH=5.09pH=14–pOH=8.91第30頁(yè)，課件共62頁(yè)，創(chuàng)作于2023年2月例2測(cè)得0.10mol·dm–3

的HAc溶液的pH為2.88，求HAc的Kaθ

。因pH=–lg[c(H+)/cθ]，故pH=2.88時(shí)溶液的c(H+)=1.32×10–3mol·dm–3。此時(shí)的H+

濃度就是平衡時(shí)的濃度，解：起始濃度/(mol·dm–3)0.0100平衡濃度/(mol·dm–3)0.01–1.32×10–31.32×10–31.32×10–3

第31頁(yè)，課件共62頁(yè)，創(chuàng)作于2023年2月2007-5-27

3-2-5解離平衡的移動(dòng)同離子效應(yīng)

4-2-4解離平衡的移動(dòng)同離子效應(yīng)同離子效應(yīng)——在弱電解質(zhì)溶液中，加入含有相同離子的易溶強(qiáng)電解質(zhì)，使弱電解質(zhì)解離度降低的現(xiàn)象

HOAcH++OAc-

NaOAc→

Na++OAc-平衡向左移動(dòng)演示實(shí)驗(yàn):HOAc溶液+甲基橙再加入NaOAc第32頁(yè)，課件共62頁(yè)，創(chuàng)作于2023年2月2007-5-27

例在0.10mol·L-1NH3·H2O溶液中,加入固體NH4Cl,使其濃度為0.10mol·L-1,

計(jì)算溶液中c(H+)、NH3·H2O的解離度x=1.8×10-5

c(OH-)=1.8×10-5

mol·L-1Kb==1.8×10-5x(0.10+x)0.10-x0.10x0.10=1.8×10-5

因?yàn)?c/c)/Kb=0.10/(1.8×10-5)>500所以0.10-x≈0.10,0.10+x≈0.10

解：NH3·H2ONH4+OH-平衡濃度/(mol·L-1)0.10-x0.10+xx+第33頁(yè)，課件共62頁(yè)，創(chuàng)作于2023年2月2007-5-27

例在0.10mol·L-1NH3·H2O溶液中,加入固體NH4Cl,使其濃度為0.10mol·L-1,

計(jì)算溶液中c(H+)、NH3·H2O的解離度。解：NH3·H2ONH4+OH-平衡濃度/(mol·L-1)0.10-x0.10+xx+c(OH-)=1.8×10-5mol·L-11.0×10-14

1.8×10-5

c(H+)=mol·L-1=5.6×10-10mol·L-11.8×10-50.10α=×100%=0.018%未加NH4Cl的0.10mol·L-1NH3·H2O溶液＝1.34%,即由于同離子效應(yīng)，使α降低

α

利用同離子效應(yīng),調(diào)節(jié)溶液的酸堿性,可控制弱電解質(zhì)溶液中有關(guān)離子的濃度，進(jìn)行金屬離子的分離和提純。第34頁(yè)，課件共62頁(yè)，創(chuàng)作于2023年2月2007-5-27

3-2-6緩沖溶液

4-3緩沖溶液演示實(shí)驗(yàn)：HOAc~NaOAc混合溶液緩沖作用原理：如HOAc+NaOAc混合液

HOAcH++OAc-大量極小量大量外加適量酸(H＋)，平衡向左移動(dòng)外加適量堿(OH-)，平衡向右移動(dòng)NaOAc抵消H+;HOAc抵消OH-

緩沖作用：使溶液pH值基本保持不變的作用。具有緩沖作用的溶液，稱為緩沖溶液第35頁(yè)，課件共62頁(yè)，創(chuàng)作于2023年2月2007-5-27

4-3緩沖溶液演示實(shí)驗(yàn)：HOAc~NaOAc混合溶液緩沖作用原理：如HOAc+NaOAc混合液

HOAcH++OAc-大量極小量大量外加適量酸(H＋)，平衡向左移動(dòng)外加適量堿(OH-)，平衡向右移動(dòng)NaOAc抵消H+;HOAc抵消OH-

緩沖作用：使溶液pH值基本保持不變的作用。具有緩沖作用的溶液，稱為緩沖溶液HOAc+NaOAc混合溶液能抵抗少量外來(lái)酸、堿及少量水的稀釋作用，而保持溶液pH值基本不變，為緩沖溶液。第36頁(yè)，課件共62頁(yè)，創(chuàng)作于2023年2月緩沖溶液中共軛酸堿之間平衡關(guān)系可用如下通式表示：共軛堿共軛酸由于緩沖溶液中同時(shí)存在足量的共軛酸HA和共軛堿A–，兩者之間存在質(zhì)子轉(zhuǎn)移平衡，故能抵抗外加少量強(qiáng)酸、強(qiáng)堿及適當(dāng)稀釋的影響，而使溶液的pH不發(fā)生顯著變化。緩沖作用的原理第37頁(yè)，課件共62頁(yè)，創(chuàng)作于2023年2月

這種共軛酸堿對(duì)共存的系統(tǒng)又稱緩沖系，這對(duì)共軛酸堿對(duì)又稱緩沖對(duì)。緩沖對(duì)NH4+－NH3H2PO4–－HPO42–HCO3–－CO32–NH4+，H2PO4–，HCO3–

等是共軛酸，NH3，HPO42–，CO32–

是共軛堿。第38頁(yè)，課件共62頁(yè)，創(chuàng)作于2023年2月2007-5-27

常見的緩沖溶液如弱酸與弱酸鹽、弱堿與弱堿鹽等混合液，多元弱酸組成的兩種不同酸度的鹽混合液緩沖溶液pKipH值范圍HOAc-NaOAc4.763.6~5.6NH3·H2O-NH4Cl4.768.3~10.3NaHCO3-Na2CO3

10.339.2~11.0KH2PO4-K2HPO4

7.205.9~8.0H3BO3-Na2B4O7

9.27.2~9.2第39頁(yè)，課件共62頁(yè)，創(chuàng)作于2023年2月緩沖溶液pH的計(jì)算c(A－)/c(HA)稱緩沖比第40頁(yè)，課件共62頁(yè)，創(chuàng)作于2023年2月2007-5-27

緩沖溶液pH值的計(jì)算例試計(jì)算含0.10mol·L-1HOAc、0.10mol·L-1NaOAc溶液的pH值。解：HOAcH++OAc-平衡濃度/(mol·L-1)0.10-x

x0.10+xKa==1.8×10-5x(0.10+x)0.10-x因?yàn)?c/c)/Ka=0.10/(1.8×10-5)>500所以0.10-x≈0.10,0.10+x≈0.10

pH=4.74x=1.8×10-5

c(H+)=1.8×10-5

mol·L-1=1.8×10-5

0.10x0.10第41頁(yè)，課件共62頁(yè)，創(chuàng)作于2023年2月2007-5-27

例(2)在含0.100mol·L-1HOAc、0.100mol·L-1

NaOAc溶液中加入HCl,使c(Cl-)=0.001mol·L-1，計(jì)算溶液的pH值。

HOAcH++OAc-Ka==1.8×10-5x(0.099+x)0.101-x平衡濃度/(mol·L-1)0.101-x

x0.099+xx=1.8×10-5

c(H+)=1.8×10-5

mol·L-1pH=4.74=1.8×10-5

0.099x0.101解:反應(yīng)H++OAc-

→HOAc0.0010.0010.001HOAc+NaOAc混合溶液能抵抗少量外來(lái)酸的作用，而保持溶液pH值不變。第42頁(yè)，課件共62頁(yè)，創(chuàng)作于2023年2月2007-5-27

例(3)在含0.100mol·L-1HOAc、0.100mol·L-1NaOAc溶液中加入KOH,使

c(K+)=0.001mol·L-1，計(jì)算溶液的pH值。

HOAcH++OAc-Ka==1.8×10-5x(0.101+x)0.099-x平衡濃度/(mol·L-1)0.099-x

x0.101+xx=1.8×10-5

c(H+)=1.8×10-5

mol·L-1pH=4.74=1.8×10-5

0.101x0.099解:反應(yīng)OH-+HOAc→OAc-+H2O0.0010.0010.001HOAc+NaOAc混合溶液能抵抗少量外來(lái)堿的作用，而保持溶液pH值不變。第43頁(yè)，課件共62頁(yè)，創(chuàng)作于2023年2月2007-5-27

例(4)在含0.10mol·L-1HOAc、0.10mol·L-1

NaOAc溶液中加入H2O,使溶液稀釋10倍,計(jì)算溶液的pH值。解：HOAcH++OAc-平衡濃度/(mol·L-1)0.010-x

x0.010+xKa==1.8×10-5x(0.010+x)0.010-xc(H+)=1.8×10-5

mol·L-1pH=4.74x=1.8×10-5

=1.8×10-5

0.010x0.010HOAc+NaOAc混合溶液能抵抗少量水的稀釋作用，而保持溶液pH值不變。第44頁(yè)，課件共62頁(yè)，創(chuàng)作于2023年2月2007-5-27

例(5)欲配制250ml,pH=5.00的緩沖溶液，問(wèn)在12.0mL6.00mol·L-1HOAc溶液中,應(yīng)加入固體NaOAc·3H2O多少克?解：c(HOAc)=[(12.0×6.00)/250]mol·L-1

=0.288mol·L-1

pH=5.00c(H+)=10-5mol·L-1

HOAcH++OAc-平衡濃度/(mol·L-1)0.288-10-5

10-5x+10-5Ka==1.8×10-510-5(x+10-5)0.288-10-5x=0.518mol·L-1應(yīng)加入NaOAc·3H2O(250/1000)×0.518×136=17.6(g)第45頁(yè)，課件共62頁(yè)，創(chuàng)作于2023年2月例3

某溫度時(shí)，NH3

在水溶液中的解離常數(shù)Kbθ

=1.79×10–5，試計(jì)算750cm3

的0.10mol·dm–3

氨水和250cm3

的0.10mol·dm–3

的HC1溶液相混合后的pH。解：n(NH3)=c(NH3)·V(NH3)=0.075mo1n(HC1)=c(HC1)·V(HC1)=0.025mo1混合前NH3

和HC1的物質(zhì)的量分別為第46頁(yè)，課件共62頁(yè)，創(chuàng)作于2023年2月混合后發(fā)生化學(xué)反應(yīng)，反應(yīng)后生成0.025mo1的NH4C1，NH3過(guò)量了0.050mol，NH4C1與過(guò)量NH3

組成緩沖溶液，此時(shí)溶液中：NH3

的pKbθ=4.75NH4+

的pKaθ=pKwθ–pKbθ=14–4.75=9.25第47頁(yè)，課件共62頁(yè)，創(chuàng)作于2023年2月

首先選擇適當(dāng)?shù)木彌_系，使所配緩沖溶液的pH在所選擇的緩沖系的緩沖范圍之內(nèi)，并盡可能與其共軛酸的pKaθ接近，以保證緩沖系在總濃度一定時(shí)，具有較大緩沖能力；其次要有適當(dāng)大的總濃度（一般為0.05~0.2mol·dm–3之間），以使所配緩沖溶液有較大緩沖能力。緩沖溶液的選擇和配制第48頁(yè)，課件共62頁(yè)，創(chuàng)作于2023年2月

緩沖溶液不僅在工程技術(shù)中有重要應(yīng)用，而且與人類生命活動(dòng)也有重要關(guān)系。在電子半導(dǎo)體器件加工清洗中，常用HF-NH4F混合液來(lái)除去硅片表面多余的氧化物(SiO2)；電鍍金屬所用的電鍍液常用緩沖溶液來(lái)控制其pH；在農(nóng)業(yè)改良土壤或施肥過(guò)程中，必須考慮不破壞土壤中的天然緩沖溶液；人體的各種體液更是先天的、精確的緩沖溶液，它們的pH必須在一定范圍內(nèi)才能使相應(yīng)機(jī)體的各項(xiàng)生理活動(dòng)保持正常，如人體的唾液、血液和尿液的pH分別在6.5～7.5，7.35～7.45和4.8～8.4才是正常的。緩沖溶液的重要作用第49頁(yè)，課件共62頁(yè)，創(chuàng)作于2023年2月pH計(jì)（酸度計(jì)）比較精確地測(cè)定pH的方法是使用pH計(jì)。

首先使用已知pH的標(biāo)準(zhǔn)緩沖溶液作為基準(zhǔn)來(lái)定位。一般采用鄰苯二甲酸氫鉀、磷酸二氫鉀和磷酸氫二鈉、硼砂三種標(biāo)準(zhǔn)溶液來(lái)定位。pH計(jì)測(cè)定溶液的pH第50頁(yè)，課件共62頁(yè)，創(chuàng)作于2023年2月表4.3三種標(biāo)準(zhǔn)緩沖溶液的pH溶液

pH

t/℃鄰苯二甲酸氫鉀0.05mol·dm–3KH2PO40.025mol·dm–3Na2HPO40.025mol·dm–3

硼砂Na2B4O7·10H2O0.01mol·dm–3154.006.909.27204.006.889.22254.016.869.18第51頁(yè)，課件共62頁(yè)，創(chuàng)作于2023年2月Kspθ

=[c(Am+)/cθ]n

·[c(Bn–)/cθ]m

在難溶電解質(zhì)AnBm(s)的飽和水溶液中，存在著溶解和沉淀兩過(guò)程的動(dòng)態(tài)平衡：沉淀溶解平衡是一種多相離子平衡。其平衡常數(shù)表達(dá)式為：4.4.1.沉淀溶解平衡與溶度積4.4.1.1.溶度積溶解度小于0.1g·dm–3

的電解質(zhì)稱為難溶電解質(zhì)。4.4沉淀溶解平衡中學(xué)里的溶解性表第52頁(yè)，課件共62頁(yè)，創(chuàng)作于2023年2月(1)

Kspθ是難溶電解質(zhì)本性的常數(shù)，與濃度無(wú)關(guān)(2)Kspθ大小表明其溶解的難易程度，(3)溶度積表達(dá)式中濃度均為平衡濃度或飽和濃度(4)一般不考慮溫度對(duì)Kspθ的影響。第53頁(yè)，課件共62頁(yè)，創(chuàng)作于2023年2月例4

25℃時(shí)，測(cè)得BaSO4

飽和溶液中，c(Ba2+)=1.03×10–5mol·dm–3，求BaSO4

的溶度積。解：BaSO4

在溶液中的沉淀溶解平衡關(guān)系式為：平衡濃度/(mol·dm–3)