1、1、本章應(yīng)用化學平衡和平衡轉(zhuǎn)移原理探討弱電解質(zhì)(含水、弱酸、弱堿)在水溶液中的電離平衡、鹽的水解平衡和難溶性電解質(zhì)的沉淀溶解平衡。 掌握關(guān)于離子平衡的訂正算法。 定義了上課時間： 8、第四章酸堿沉淀、2、基本知識(1)溶液(Solution) 1、2種以上物質(zhì)混合的均勻穩(wěn)定的稀釋系統(tǒng)。 2 .溶液的形成溶解過程，3，溶液，氣體溶液例：空氣(21 % o 2，78n 2，1 co 2，co，NOx，SOx，H2O(g ) )，2 .溶液中的電解質(zhì)只是部分電離，電離的百分率稱為“電離度”。 3 .電離發(fā)生在電解質(zhì)溶解過程中。 溶液中的離子濃度，溶液的導電能力，5，1923年由Debye和Hckel

2、提出。 4-1強電解質(zhì)溶液理論，1 .由于離子氣氛電解質(zhì)在水溶液中完全電離，異性離子相互吸引形成“離子氣氛”，其行為不完全自由，移動速度減少離子濃度越大，帶電電荷越多，作用越強。 mi表示I種離子的質(zhì)量摩爾濃度，zi表示I種離子的電荷數(shù)。 (molkg-1 )、7，1-2活性度和活性度系數(shù)，(2)1907年美國物理化學家Lewis提出了活性度的概念。 (1)離子間的相互作用、實際工作濃度比電解質(zhì)完全電離的濃度低，活性度(Activity，a )電解質(zhì)溶液中的離子實際工作的濃度，a=f c，果離子強度I，a。 f=1.0？ 8，42弱酸弱堿的離子化平衡，水的離子積和溶液的pH值一元弱酸的離子化平

3、衡離子化常數(shù)和電離度緩沖溶液和離子效應(yīng)鹽堿指示劑，9， 2-1水的離子積和溶液的pH值，另一方面，水的離子積純水將具有微弱導電性的弱自偶電離(self-ionizationofwater ) h2o h2o=oh-h3o簡寫為H2O=H OH-，10，平衡常數(shù)為： 在表示純水濃度h2o的298 K的情況下為1000 g.DM-3/18 g.mol-1=55.56 mol.DM-3，kw=(1.00410-7)2=1.00810。 室溫： H 110-7溶液酸性H =110-7溶液中性H 110-7溶液堿性，12，作為溫度t的Kw，H2O電離是吸熱過程： roomtempeed，(SI規(guī)定：物理

4、量的符號用斜體書寫，但pH和pOH除外，用正字母書寫)，定義： pH=-lg aH，pH=- lg H，pOH=- lg OH-，10 pH標度適用范圍： 1 H 1 10-14，16， 2-2弱酸(弱堿)的離解平衡，(Acetic Acid )，Ka為“離解平衡常數(shù)”，稱為hach2o的H 2 Ka H - Ka c0=0，c0為HAc溶液的起始濃度，平衡時H =Ac- HAc=c0 H，H =？ 相對于18、c0 /Ka 400、一元弱堿：19、一般Ka 10 -2強酸Kb 10 -2強堿=10-2-，20、電離度():電離平衡時電解質(zhì)相對于電離部分總量的比例。 電解質(zhì)在規(guī)定條件下電離的程

5、度不僅與k有關(guān)，也與電解質(zhì)的初期濃度有關(guān)。求出弱酸3:弱堿3360、21、例如298K、ka (HAC )=1. 810-5、22、例如0.10moldm-3 HAc溶液的h和電離度。 解： HAc=H Ac-開始相對濃度0.10 0 0平衡相對濃度0.10 x x，23，(1)精確解上述方程式，24， (2)與使用近似式：c/kk的精確解(1.3410-3 )的相對誤差1%、25、自學P106例4.2、26、2多元弱酸的電離平衡， 例如： h3po4h2o=h3oH2PO4- ka1=7. 1110-3 h2po4- h2o=h3oHPO42-ka2=6. 3410-8 hpo 42-h2o

6、=h3o poop2. ka1ka2ka 3原因： (1)負離子h2po4-和hpo 42 (2)求出由第一階段電離生成的h抑制第二階段電離和第三階段電離.27，例4.3濃度0.05mol.dm-3 H2S水溶液的h、HS-、S2-。 (已知： H2S(aq )的Ka1=1.110-7，Ka2=1.310-13 )分析： Ka1Ka2，h可以在第一步電離校正。 可以通過近似式得到：=、1.110-7、 x=7. 410-5 h=hs-=7. 410-5 moldm-3、30、H2S(aq )中的S2-和h=hhs-ka1=(hhs-ka1)、31、2-3緩沖溶液、32，例如HAc NaAc溶液

7、、強電解質(zhì)、弱電解質(zhì)、根據(jù)濃度變化使平衡移動的規(guī)則、電離度。 1、同離子效應(yīng)在一定溫度下，在弱電解質(zhì)溶液中加入含有相同離子的強電解質(zhì)，使前者向減少電離平衡電離度的方向移動，稱為“同離子效應(yīng)”。 33、教材P107例4.4、求出OH-和、解： NH3H2O=NH4 OH-開始相對濃度0.100平衡相對濃度0.10-xx、oh-=1.3410、解： NH3H2O=NH4 OH-開始相對濃度0.100平衡相對濃度0.10-y0.2y 36、緩沖溶液的應(yīng)用：工業(yè)、農(nóng)業(yè)、生物、醫(yī)學、化學，例1 :人的血、人的生命有危險。 人血中緩沖對：例2 :分析化學、NH3 NH4Cl pH=9.0緩沖液中：完全、不

8、沉淀。 例3 :土壤中由硅酸、磷酸、腐植酸及其鹽組成的“緩沖對”，pH=5.08.0的土壤適于農(nóng)作物的生長。37、3、緩沖作用原理定性解釋如：HAcNaAc緩沖溶液、c HAc、c NaAc大、h小。 加入少量的HCl(aq ) :HAc的電離平衡向左移動，再平衡時h不怎么增加。 少的NaOH(aq ) :加上HAc電離平衡右移，再平衡時的h減少少。 加入少量水稀釋： c HAc，稀釋律：根據(jù)，達到新平衡時h減少。 38、4、定量計算緩沖溶液：HAcNaAc緩沖溶液： naac naac-HAC=HAC-ka=(HAC-)/hacka=(HC鹽)/(由c酸堿鹽組成的堿緩沖液：負對數(shù)：時，緩沖液

9、的pH (或pOH )值為共軛酸c酸/C共軛堿(或c堿/C共軛酸)=1:1時，“緩沖能力”為最大。 40、通常c酸c鹽(或c堿c鹽)濃度分別為0.1或1 moldm-3，但c酸/c共軛堿(或c堿/c共軛酸)=1/10- 10/1，可得到ph=的自學P112例4.6、41、2-4鹽效應(yīng)(s成為鹽效應(yīng)的原因的：離子強度I引起正、負離子的平均活性系數(shù)f，但離子活性度a難以與弱酸(弱堿)分子再結(jié)合。 顯然，43，lg f=-0.509 Z Z- I (298 K) ai=f (ci/ci )在產(chǎn)生“同離子效應(yīng)”的同時，也有“鹽效應(yīng)”。 “鹽效應(yīng)”不要求定量訂正。 定義了44，2-5酸堿指示劑，(1)根據(jù)顏色變化指示溶液酸堿性的物質(zhì)，稱為“酸堿指示劑”。 例：甲基橙(HIn )為弱酸，在水溶液中存在電離平衡：紅色、黃色、(2)電離常數(shù)(酸常數(shù)