1、1,第三章 水溶液中離子平衡（第二版第九、十一章，第三版第九章）,3.1 稀溶液的濃度表示法 3.2 酸堿理論 3.3 酸和堿在水溶液中的解離平衡 3.4 酸堿緩沖溶液 3.5 酸堿指示劑 3.6 難溶強(qiáng)電解質(zhì)的沉淀-溶解平衡,2,3.1 稀溶液的濃度表示法 二版P13，三版P13,質(zhì)量摩爾濃度 bB 物質(zhì)的量濃度cB,例3.1 23克乙醇溶于500克水中，此溶液的密度是0.992gml-1。計(jì)算： （1）乙醇的質(zhì)量摩爾濃度bB ； （2）乙醇的物質(zhì)的量濃度cB（體積摩爾濃度）； A溶劑水，B 溶質(zhì)乙醇,粗略計(jì)算時(shí)， CBbB,3,3.1 稀溶液的濃度表示法 13,質(zhì)量分?jǐn)?shù)wB 物質(zhì)的量（摩爾

2、）分?jǐn)?shù)xB,例3.1 23克乙醇溶于500克水中，此溶液的密度是0.992gml-1。計(jì)算： （3）乙醇的質(zhì)量分?jǐn)?shù)wB； （4）乙醇的摩爾分?jǐn)?shù)xB。,4,第三章 水溶液中離子平衡（第二版第九、十一章，第三版第九章）,3.1 稀溶液的濃度表示法 3.2 酸堿理論 3.2.1 電離理論 3.2.2 酸堿質(zhì)子理論 3.3 酸和堿在水溶液中的解離平衡 3.4 酸堿緩沖溶液 3.5 酸堿指示劑 3.6 難溶強(qiáng)電解質(zhì)的沉淀-溶解平衡,5,3.2 酸堿理論本節(jié)學(xué)習(xí)教材的同時(shí)參考普通化學(xué)（第五版）浙江大學(xué)普化教研組編 P119,3.2.1 電離理論（1884 Arrhenius 提出）二版P262 ，三版P2

3、84 （1）在水溶液中解離出的正離子全部是H+的化合物是酸。 （2） 在水溶液中解離出的負(fù)離子全部是OH的化合物是堿。 （3）酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì) H+ + OH H2O,（4）阿侖尼烏斯理論的缺點(diǎn) 把酸堿的定義和酸堿的反應(yīng)局限于水溶液。 把堿限制為氫氧化物。 ？NH3 ？Na2CO3,6,3.2.2 酸堿質(zhì)子理論 1. 酸堿的定義與共軛關(guān)系,1. 酸堿的定義與共軛關(guān)系 acid base 凡是能給出質(zhì)子(proton)的物質(zhì)(分子或正負(fù)離子)都是酸 凡是能夠接受質(zhì)子的物質(zhì)(分子或正負(fù)離子)都是堿。 共軛酸 質(zhì)子 共軛堿 共軛酸與它的共軛堿必定同時(shí)出現(xiàn)，形成共軛關(guān)系，稱(chēng)為共軛酸堿對(duì),HCl H+Cl

4、- HAC H+AC- H2S H+HS- HS- H+S2- NH4+ H+NH3,7,3.2.2 酸堿質(zhì)子理論 2. 酸堿反應(yīng),（1） 酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)： 共軛酸堿對(duì)之間的質(zhì)子傳遞過(guò)程 HCl+NH3NH4+Cl-,（2）酸堿反應(yīng)的趨勢(shì)：爭(zhēng)奪質(zhì)子的結(jié)果，總是強(qiáng)堿取得質(zhì)子，而強(qiáng)酸給出質(zhì)子。 強(qiáng)酸(1) + 強(qiáng)堿(2) 弱堿(1) + 弱酸(2) HCl+NH3NH4+Cl- 該反應(yīng)正向進(jìn)行，因?yàn)?酸性：HCl NH4+, 堿性：NH3 Cl-,8,第三章課堂練習(xí)以下物質(zhì)，哪些是酸？寫(xiě)出其共軛堿。哪些是堿？寫(xiě)出其共軛酸。哪些是酸堿兩性物質(zhì)？,HAc, NH3, H3PO4 Ac-, NH4+,

5、H2PO4-, HPO42-, PO43-, HS- , H2O, H3O+,Cl-,9,3.2.2 酸堿質(zhì)子理論3. 酸的相對(duì)強(qiáng)度和堿的相對(duì)強(qiáng)度,酸的解離平衡： 酸的解離常數(shù)（酸度常數(shù)）Ka越大，酸解離越徹底，使c(H+)越大，使溶液的酸性越強(qiáng),稱(chēng)為該酸的酸性越強(qiáng)。,酸的解離常數(shù),10,3. 酸的相對(duì)強(qiáng)度和堿的相對(duì)強(qiáng)度,酸給出質(zhì)子的能力越強(qiáng)，該酸的酸性就越強(qiáng),其共軛堿結(jié)合質(zhì)子的能力越弱，其共軛堿的堿性越弱 共軛堿的解離平衡：,11,3.2.2 酸堿質(zhì)子理論 3. 酸的相對(duì)強(qiáng)度和堿的相對(duì)強(qiáng)度,酸給出質(zhì)子的能力越強(qiáng)，該酸的酸性就越強(qiáng),其共軛堿的堿性越弱,12,第三章 水溶液中離子平衡（第二版第九

6、、十一章，第三版第九章）,3.1 稀溶液的濃度表示法 3.2 酸堿理論 3.3 酸和堿在水溶液中的解離平衡 3.3.1 一元弱酸和弱堿的解離平衡 3.3.2 多元弱酸(堿)的解離平衡 3.3.3 離子酸、離子堿的解離平衡 3.4 酸堿緩沖溶液 3.5 酸堿指示劑 3.6 難溶強(qiáng)電解質(zhì)的沉淀-溶解平衡,13,3.3 酸和堿在水溶液中的解離平衡 3.3.1 一元弱酸和弱堿的解離平衡普化P120,標(biāo)準(zhǔn)解離平衡常數(shù)Ka,Kb 其值越大表示該酸(堿)的解離平衡進(jìn)行得越徹底, 酸(堿)性越強(qiáng) 酸性: HAc強(qiáng)于H2CO3 解離度：,14,3.3 酸和堿在水溶液中的解離平衡 3.3.1一元弱酸和弱堿的解離平

7、衡普化120,例3-3298.15K時(shí)，Ka(HAc)=1.7610-5，求0.10 molL-1HAc溶液中的H+、Ac-的濃度、溶液的pH值及HAc的解離度。,解法一：設(shè)c(H+)=x molL-1 HAc= H+Ac- 開(kāi)始濃度 c 0 0 平衡濃度 c-x x x,15,3.3 酸和堿在水溶液中的解離平衡 3.3.1 一元弱酸和弱堿的解離平衡普化120,稀釋定律：弱酸的解離度與c0.5成反比，濃度越稀，解離度越大。,弱酸溶液的H+的濃度與Ka0.5成正比，Ka越大， H+的濃度越大。,16,3.3 酸和堿在水溶液中的解離平衡 3.3.1 一元弱酸和弱堿的解離平衡普化120,2.一元弱酸

8、、弱堿的解離平衡與有關(guān)計(jì)算 例3-4298.15K時(shí)，Kb(NH3)=1.7710-5，求0.10 molL-1NH3溶液中的OH-的濃度和溶液的pH值。,解：設(shè)c(OH-)=x molL-1 NH3+H2O=NH4+OH-,開(kāi)始濃度 c 0 0 平衡濃度 c-x x x,17,3.3.2多元弱酸(堿)的解離平衡 122,多元弱酸、堿解離平衡的特點(diǎn) （1）多元弱酸(堿)分步（分級(jí)） 解離 （2） Ka1Ka2，因此二級(jí)解離很困難，可以忽略二級(jí)解離，按照一級(jí)解離的Ka1計(jì)算,例3-5 常溫常壓下，H2S在水中的溶解度為0.10 molL1，試求H2S飽和溶液的pH值。已知H2S的Ka1=9.11

9、0-8, Ka2=1.110-12, 解：,18,3.3.3離子酸、離子堿的解離平衡共軛酸的Ka與共軛堿的Kb之間的關(guān)系,化學(xué)手冊(cè)不易查到離子酸、離子堿的解離常數(shù)。但根據(jù)分子酸的Ka ，可推算其共軛離子堿的Kb 。,例3-6 298.15K時(shí)，Ka(HAc)=1.7610-5，求0.10 molL-1NaAc溶液的pH值。 提示：Na+是中性，只需考慮離子堿Ac-的解離平衡 解： Ac- +H2O=HAc+ OH- 開(kāi)始濃度 0.1 0 0 平衡濃度 0.1-x x x,提問(wèn)：該反應(yīng)的平衡常數(shù)是Ka還是Kb？,19,3.3.3離子酸、離子堿的解離平衡共軛酸的Ka與共軛堿的Kb之間的關(guān)系,化學(xué)手

10、冊(cè)不易查到離子酸、離子堿的解離常數(shù)。但根據(jù)分子酸的Ka ，可推算其共軛離子堿的Kb 。,練習(xí)題：20.0ml濃度為0.1mol.L-1 NH3與20.0ml濃度為0.1mol.L-1 HCl溶液混合,求溶液的pH值。已知Kb(NH3)=1.7610-5 提示： NH3與HCl反應(yīng)生成NH4Cl,Cl-是中性,只需考慮離子酸NH4+的解離平衡。,20,第4次作業(yè)補(bǔ)充題,用所給數(shù)據(jù)計(jì)算以下各溶液的pH值，各溶液的濃度都為0.10 moldm-3。 HCl HAc H2S NH3 NH4Cl NaAc H2CO3 Na2S,21,第4次作業(yè)補(bǔ)充題,求兩個(gè)溶液等體積混合后的pH值，混合前各溶液的濃度都

11、為0.10 moldm-3。 強(qiáng)酸+弱酸：HCl+ HAc（或NH4Cl） 強(qiáng)堿+弱堿：NaOH+NH3（或NaAc） 強(qiáng)酸+強(qiáng)堿: HCl+NaOH 強(qiáng)酸+弱堿：HCl+ NaAc （或NH3） 強(qiáng)堿+弱酸：NaOH+ HAc （或NH4Cl）,20cm30.100moldm-3 的氨的水溶液,與10cm3 0.100moldm-3 HCl溶液混合，求pH值。,22,3.3.3 弱酸和弱堿的解離平衡普化1203.離子酸、離子堿的解離平衡共軛酸的Ka與共軛堿的Kb之間的關(guān)系 123,例3-7計(jì)算濃度為0.1mol.L-1 Na2CO3溶液的pH值。已知：Ka1(H2CO3)=4.210-7 K

12、a2(H2CO3)=5.610-11 解：Na+是中性，只需考慮離子堿CO32-的解離平衡:,CO32-的共軛酸是HCO3- ， HCO3-的Ka是Ka2(H2CO3)=5.610-11 ，,CO32- +H2O=H CO3- +OH-,開(kāi)始濃度 0.1 0 0 平衡濃度 0.1-x x x,23,3.3.3 弱酸和弱堿的解離平衡 3.3.6 同離子效應(yīng),弱酸、弱堿的解離平衡的移動(dòng)： 溫度，濃度 HAc= H+Ac- 向HAc溶液中加入NaAc ，由于Ac-濃度增大，平衡逆向移動(dòng)， HAc的解離度減小,同時(shí)H+濃度減小，PH值增大。,NH3+H2O=NH4+OH- 向NH3溶液中加入NH4Cl

13、 ，由于NH4+濃度增大，平衡逆向移動(dòng)， NH3的解離度減小,同時(shí)OH-濃度減小，PH值減小。 在弱酸（堿）溶液中加入它的共軛堿（酸），可以減小它的解離度，從而減少H+ （ OH- ）濃度，稱(chēng)為同離子效應(yīng)。 共軛酸堿共存溶液的作用：緩沖外來(lái)的酸堿，穩(wěn)定PH值。,24,3.4 酸堿緩沖溶液(Buffer solution) 普化125 3.4.1緩沖溶液的定義及組成,緩沖溶液的組成：溶液中同時(shí)含大量的弱酸（堿），和其共軛堿（酸）。 HAc-NaAc NH3 - NH4Cl 緩沖溶液的pH值=弱酸 的 pKa(=-lgKa),25,3.4 酸堿緩沖溶液(Buffer solution) 普化125

14、 3.4.2緩沖溶液pH值的計(jì)算,例3-3298.15K時(shí)，Ka(HAc)=1.7610-5，求0.10 molL-1HAc溶液中的H+、Ac-的濃度、溶液的pH值。 解: HAc= H+Ac-,例3-7計(jì)算0.1molL-1HAc0.1molL-1NaAc緩沖溶液的pH值及HAc的解離度。 解: 設(shè)溶液中c(H+)=x molL-1 HAc= H+Ac- 開(kāi)始濃度 0.1 0 0.1 平衡濃度 0.1-x x 0.1+x,開(kāi)始濃度 0.1 0 0 平衡濃度 0.1-x x x,26,3.4.2緩沖溶液pH值的計(jì)算：緩沖溶液與弱酸溶液的對(duì)比,0.1molL-1HAc0.1molL-1NaAc緩

15、沖溶液 HAc = H+ + Ac- 平衡濃度 0.1 1.7610-5 0.1,0.1molL-1HAc溶液 HAc = H+ + Ac- 平衡濃度 0.1 1.3310-3 1.3310-3,原因：緩沖溶液中有共軛堿，使共軛酸的解離平衡逆向移動(dòng)，從而使共軛酸的解離度減小,同時(shí)H+濃度減小，pH值減小。,緩沖溶液中弱酸的解離度遠(yuǎn)小于弱酸溶液中弱酸的解離度。,27,3.4.3緩沖溶液的作用：當(dāng)向其中加入少量的強(qiáng)酸，強(qiáng)堿或水，其pH值基本保持穩(wěn)定,0.1molL-1HAc0.1molL-1NaAc緩沖溶液 HAc = H+ + Ac- 平衡濃度 0.1 1.7610-5 0.1 加入0.01 m

16、olHCl 0.11 2.1510-5 0.09 加入0.01 molNaOH 0.09 1.4410-5 0.11 共軛酸 H+ + 共軛堿 （抗堿組分） （抗酸組分）,向緩沖溶液中加入強(qiáng)酸：強(qiáng)酸與Ac-結(jié)合成為HAc，使Ac-濃度略有減小，使HAc濃度略有增加，使平衡稍向右移動(dòng)，使H+濃度略有增加,因此pH值幾乎不變。 向緩沖溶液中加入強(qiáng)堿：強(qiáng)堿與HAc結(jié)合成為Ac-，使Ac-濃度略有增加，使HAc濃度略有減小，使平衡稍向 左移動(dòng)，使H+濃度略有減少,因此pH值幾乎不變。,28,3.4 酸堿緩沖溶液(Buffer solution) 普化125 3.4.2緩沖溶液pH值的計(jì)算,例3-7計(jì)算

17、0.1molL-1NH30.1molL-1NH4Cl緩沖溶液的pH值， 已知Kb(NH3)=1.7710-5， 緩沖溶液的pOH=弱堿 的 pKb,解：設(shè)c(OH-)=x molL-1 NH3+H2O= OH- +NH4 開(kāi)始濃度 0.1 0 0.1 平衡濃度 0.1-x x 0.1+x,29,3.4 酸堿緩沖溶液(Buffer solution) 普化125 3.4.4緩沖溶液的選擇,所選緩沖對(duì)的 pKa 值（或 pKb 值）盡可能的接近要配溶液的pH值（或pOH值） 共軛酸與堿的濃度相近，并且濃度較大，使緩沖容量大 ，能抵抗更多的外來(lái)酸堿,思考： 配制pH=7.0的緩沖溶液,選用 緩沖對(duì)。

18、 已知H3PO4 ： Ka1=6.710-3 ； Ka2 =6.210-8 ；Ka3=4.510-13,30,3.6 難溶強(qiáng)電解質(zhì)的沉淀-溶解平衡本節(jié)教材是現(xiàn)代化學(xué)基礎(chǔ)第二版第十一章 P310，或第三版第九章P301,溶解度：在一定溫度下，達(dá)到溶解平衡時(shí)，一定量的溶劑中含有溶質(zhì)的量。 易溶物質(zhì)：1g/100g水 微溶物質(zhì)： 0.01g1g/100g水 難溶物質(zhì)： 0.01g/100g水,難溶強(qiáng)電解質(zhì)在水中溶解的那部分,完全解離。 AgCl是難溶強(qiáng)電解質(zhì)，在水中達(dá)到溶解平衡后得到AgCl的飽和溶液: AgCl(s)=Ag+(aq)+Cl-(aq),31,3.6 難溶強(qiáng)電解質(zhì)的沉淀-溶解平衡 3.

19、6.1 沉淀-溶解平衡和標(biāo)準(zhǔn)溶度積常數(shù),1. 標(biāo)準(zhǔn)溶度積常數(shù)(solubility product) AmBn(s) mAn+(aq) + nBm-(aq) Ksp（AmBn） =ceq(An+)/cmceq(Bm-)/cn Ksp的意義：相同類(lèi)型的難溶電解質(zhì)， Ksp越大，溶解度越大,敘述：一定溫度下，難溶電解質(zhì)的飽和溶液中，各組分離子相對(duì)濃度冪的乘積是一常數(shù)。 簡(jiǎn)寫(xiě)：Ksp(AmBn) =ceq (An+) mceq (Bm-) n Ag2CrO4(s) = 2Ag+CrO4-(aq) Ksp（Ag2CrO4）=ceq (Ag+) 2ceq (CrO4-),32,3.6 難溶強(qiáng)電解質(zhì)的沉淀

20、-溶解平衡 3.6.1 沉淀-溶解平衡和標(biāo)準(zhǔn)溶度積常數(shù),2. 溶解度S（molL-1 ）與標(biāo)準(zhǔn)溶度積常數(shù)Ksp的換算 例3-12：已知298K時(shí)，Ksp(AgCl) =1.8010-10，Ksp(Ag2CrO4)=1.1210-12，試分別計(jì)算AgCl和Ag2CrO4的溶解度。 AB型 A2B或AB2型,解：設(shè)AgCl的溶解度為S molL-1 AgCl(s)=Ag+Cl- 平衡濃度 S S,33,3.6 難溶強(qiáng)電解質(zhì)的沉淀-溶解平衡 3.6.2 沉淀的生成和溶解,1.溶度積規(guī)則 AmBn(s) mAn+(aq) + nBm-(aq) 各濃度為任意值（可以外加某種離子）時(shí)：離子積Qc =c(A

21、n+)mc(Bm-)n 平衡時(shí)： Qceq =Ksp(AmBn) =ceq(An+)mceq(Bm-)n,rGm(T)=RTlnQ/K QcKsp， rGm(T)0,平衡逆向移動(dòng)，生成沉淀； Qc=Ksp，rGm(T)=0 ，平衡狀態(tài)，飽和溶液。 QcKsp，rGm(T)0，平衡正向移動(dòng)， 沉淀溶解，或溶液不飽和，無(wú)沉淀析出；,34,3.6 難溶強(qiáng)電解質(zhì)的沉淀-溶解平衡 3.6.2 沉淀的生成和溶解,例3-13：在0.20mol.L-1MgCl2溶液中，加入等體積的0.10mol.L-1NH3的水溶液。 通過(guò)計(jì)算判斷能否生成Mg(OH)2沉淀？ 已知Kb (NH3)=1.810-5 KSP (

22、Mg(OH)2)=5.110-12,解：設(shè)c(OH-)=x molL-1 NH3+H2O=NH4+OH- 平衡濃度 c-x x x Mg(OH)2(s)=Mg2+2OH- 任意濃度 0.1 9.4910-4,分析：Mg(OH)2(s)=Mg2+2OH-，計(jì)算Qc，與KSP(Mg(OH)2)比較大小可以判斷能否生成Mg(OH)2沉淀。,為了計(jì)算Qc需要首先算出OH-的濃度。,35,3.6 難溶強(qiáng)電解質(zhì)的沉淀-溶解平衡 3.6.2 沉淀的生成和溶解,2. 沉淀的溶解 降低沉淀飽和溶液中某離子的濃度，使Qc減小，使Qc Ksp，沉淀平衡正向移動(dòng)，可使沉淀溶解。 （1）酸堿溶解法 在難溶金屬氫氧化物的

23、飽和溶液中加入強(qiáng)酸，使OH-濃度降低。 在PbS,CaC2O4的飽和溶液中加入強(qiáng)酸, 發(fā)生反應(yīng)H+S2-=HS-,使S2-濃度降低。,（2）配位溶解法 在難溶鹽的飽和溶液中加入配位試劑，與金屬離子形成配合物，降低金屬離子的濃度。 AgCl+2NH3Ag(NH3)2+Cl- （3）氧化還原溶解法 CuS溶解于 HNO3,是被氧化為S析出,降低了S2-的濃度。 3CuS+8HNO33Cu(NO3)2+3S(s)+2NO(g)+4H2O,36,3.6 難溶強(qiáng)電解質(zhì)的沉淀-溶解平衡 3.6.2 沉淀的生成和溶解,3. 同離子效應(yīng) 在難溶鹽的飽和溶液中加入與該溶液中某種離子有相同離子的電解質(zhì)，使Qc增大

24、，使Qc Ksp，沉淀平衡逆向移動(dòng)，使沉淀的溶解度減小。 例3-14：計(jì)算298K時(shí)，AgCl在0.01 molL-1NaCl溶液中的溶解度，并與其在純水中的溶解度作比較。 Ksp(AgCl) =1.8010-10,AgCl(s)=Ag+Cl- 平衡濃度 S S,AgCl在水中的溶解度:,AgCl(s)=Ag+Cl- 平衡濃度 S 0.01+S,AgCl在0.01 molL1NaCl溶液中的溶解度:,37,3.6 難溶強(qiáng)電解質(zhì)的沉淀-溶解平衡 3.6.3 分步沉淀,當(dāng)溶液中有兩種離子共存，加入它們共同的沉淀劑，哪種離子先沉淀？ 例3-14溶液中同時(shí)含有0.10mol.L-1的Cl-, 0.0010mol.L-1的CrO42-,向溶液中逐滴加入AgNO3 (1)哪種離子先沉淀？ (2)繼續(xù)加入AgNO3 ，當(dāng)?shù)诙N離子剛開(kāi)始沉淀時(shí)，第一種離子的濃度為多大？此時(shí)第一種離子是否已經(jīng)沉淀完全了？ 已知Ksp(AgCl) =1.7710-10，Ksp(Ag2CrO4)=1.1210-12，,解：計(jì)算使兩種離子沉淀所需的Ag+的最小濃度: 答：當(dāng)Ag+的濃度由零達(dá)到1. 77 10-9時(shí)，Cl-先開(kāi)始沉淀。 當(dāng)繼續(xù)加入Ag+的濃度達(dá)到3. 35 10-5時(shí)，CrO42-開(kāi)始沉淀,38,3.6.3 分步沉淀,例3-14溶液中同