无机及分析化学-4-解离平衡

1、2022/7/15第四章 解离平衡掌握沉淀溶解平衡的特点和有关计算掌握溶度积的概念了解 酸碱理论掌握缓冲溶液的原理和计算 熟悉弱电解质解离平衡的计算 本 章 要 求2022/7/15第四章 解离平衡4-1 弱电解质的解离平衡和强电解质溶液电解质在水溶液中/熔融状态下能够导 电的一类化合物。电解质导电的原因-电离。衡量电离或解离程度-电离度或解离度，符号：。 2022/7/15第四章 解离平衡4-1 弱电解质的解离平衡和强电解质溶液一、一元弱电解质的解离平衡（一）解离平衡的建立 HB H+ B-平衡浓度 MOH M+ OH-2022/7/15第四章 解离平衡4-1 弱电解质的解离平衡和强电解质溶

2、液解离常数的说明1）Ka、Kb与酸碱的本性有关，同时与 温度 有关，而与 浓度 无关；（通常Ki=10-210-7弱酸/弱碱）3）pKi=-lgKip451附录：一些弱电解质的标准解离常数2）解离常数/离解常数越大，解离程度 越大 ，酸/碱的强度 越大 ；2022/7/15第四章 解离平衡4-1 弱电解质的解离平衡和强电解质溶液一、一元弱电解质的解离平衡（二）稀释定律以一元弱酸HB为例，设起始浓度为c，解离度为，解离常数为Ka同理，对于一元弱碱MOH，设起始浓度为c，解离度为，解离常数为Kb2022/7/15第四章 解离平衡4-1 弱电解质的解离平衡和强电解质溶液2022/7/15第四章 解离

3、平衡4-1 弱电解质的解离平衡和强电解质溶液一、一元弱电解质的解离平衡 小结温度一定时，对于某一弱电解质（弱酸或弱碱）1）解离常数为 定值 ，与 浓度 无关；2）电离度随浓度减小而 增大 ；3）H+或OH-随弱电解质浓度减小而 减小 。 相关习题：P96 5,6,72022/7/15第四章 解离平衡4-1 弱电解质的解离平衡和强电解质溶液二、多元弱酸的解离平衡K=对于饱和CO2水溶液，H2CO30.04molL-1H+2CO32- 9.610-192022/7/15第四章 解离平衡4-1 弱电解质的解离平衡和强电解质溶液同理，对于饱和H2S水溶液，H2S0.1molL-1H+2S2-1.110

4、-22注意：酸的浓度、酸的强度和酸度的区分酸的浓度：酸的强度：酸的酸度：c/ molL-1Ka=1.8 10-5为弱酸H+或pH饱和H2S水溶液体系的解离平衡2022/7/15第四章 解离平衡4-2 溶液的酸碱性一、水的解离与pH r Hm=57.4kJ mol-10已知1升水中H2O的物质的量为：Kw水的离子积常数说明：2022/7/15第四章 解离平衡4-2 溶液的酸碱性溶液酸碱性讨论讨论：1）若H+OH- 即H+ 10-7 或pH7溶液呈酸性2）若H+=OH- 即H+ =10-7 或pH=7溶液呈中性3）若H+OH- 即H+ 7溶液呈碱性水溶液的酸碱性取决于： 水溶液中H+离子和OH-离

5、子浓度的相对大小2022/7/15第四章 解离平衡4-2 溶液的酸碱性0.1molL-1盐溶液pH值NaCl7.0NH4ClNaAc8.9NH4Ac7.05.2二、盐类水溶液的酸碱性（盐类水解）定义：盐类水解指溶液中盐的离子与水电离出的H+或OH-结合 生成弱电解质的反应。2022/7/15第四章 解离平衡4-2 溶液的酸碱性（一）一元强碱弱酸盐的水解如：NaAc（二）一元强酸弱碱盐的水解如：NH4Cl（三）一元弱酸弱碱盐的水解如：NH4Ac（四）多元弱酸强碱盐的水解如：Na2CO3盐类水解后溶液的酸碱性与盐的组成有关2022/7/15第四章 解离平衡4-2 溶液的酸碱性 小结1、水的电离任何

6、水溶液中水溶液的酸碱性取决于：水溶液中H+和OH-浓度的相对大小2、盐的水解【溶液中盐的离子与水电离出的H+或OH-结合生成弱电解质的反应】盐类水解后溶液的酸碱性与盐的组成有关盐类水解反应方程式盐类水解平衡常数的确定2022/7/15第四章 解离平衡自测题：1、电解质的强弱是根据它在水溶液中的导电能力强弱来划分的，导电能力强则为强电解质，导电能力弱则为弱电解质 （）2、酸性溶液中不含OH-，碱性溶液中不含H+。 （）3、中和0.1mol/L的氨水和NaOH，所需要的HCl量相同。（）4、下列物质pH值相同，物质的量浓度最大的是（） A HCl B H2SO4 C H3PO4 D CH3COOH

7、5、一种酸的强度与它在水溶液中性质有关的是（） A 浓度 B 解离度 C 解离常数 D 溶解度6、计算0.1mol/LH2S溶液中的H+、HS-、S2-的平衡浓度及溶液的pH值。（Ka1=9.1*10-8, Ka2=1.1*10-12）2022/7/15第四章 解离平衡4-3 缓冲溶液同离子效应 在弱酸或弱碱的电解质溶液中，加入与其具有共同离子的强电解质使电离平衡向左移，从而降低了弱电解质的电离度，这种影响叫同离子效应。 例 在0.10moldm-3的HAc溶液中加入固体NaAc，使NaAc的浓度达0.20 moldm-3，求溶液中的H+和电离度。2022/7/15第四章 解离平衡4-3 缓冲

8、溶液一、缓冲作用原理和基本公式 弱碱 弱碱盐 NH3H2O NH4Cl 弱酸盐 弱酸 NaAc HAc多元弱酸盐 多元弱酸 NaHCO3 H2CO3 多元酸次级盐 多元酸酸式盐 Na2HPO4 NaH2PO4缓冲溶液-能够抵抗外加少量酸、少量碱或稀释作用而本身pH值保持基本不变的溶液。 1、组成2022/7/15第四章 解离平衡4-3 缓冲溶液2.原理（以HAc+NaAc为例）溶液组成：Ac-离子大量存在；HAc分子大量存在。当加入少量酸时：当加入少量碱时：抗酸成分抗碱成分2022/7/15第四章 解离平衡4-3 缓冲溶液2.原理（以HAc+NaAc为例）当加入少量酸时：当加入少量碱时：抗酸成

9、分抗碱成分 酸（或碱）和盐的浓度越大，则缓冲能力强，但在C酸/C碱的比值为1时，缓冲性能最好。 2022/7/15第四章 解离平衡4-3 缓冲溶液3.pH值计算（以HAc+NaAc为例）始态 c(酸) 0 c(盐)平衡式中：c(盐)+ H+ c(盐)，c(酸)- H+ c(酸) （弱酸弱酸盐体系）同理，对于弱碱弱碱盐体系：H+ c(盐)+H+ c(酸)-H+2022/7/15第四章 解离平衡4-3 缓冲溶液缓冲溶液计算应用举例例2：将2molL-1的NH3H2O溶液和2molL-1的NH4Cl溶液等体积混合后，求： 1）混合液的pH值； 2）90mL混合液中加入10mL0.1 molL-1HC

10、l后的pH值； 3）90mL混合液中加入10mL0.1 molL-1NaOH后的pH值； 4） 混合溶液稀释一倍后的pH值。例1：P85/例4-10小结：缓冲溶液具有保持pH值 的特性。相对稳定2022/7/15第四章 解离平衡4-3 缓冲溶液二、缓冲溶液的配制pKa或pKb对pH值或pOH值具有决定作用c(盐)/c(酸)或c(盐)/c(碱)对pH值或pOH值具有调节作用缓冲溶液配制方法/原则：选择pKapKb与所配溶液 pHpOH相接近的弱酸弱碱及其盐组成缓冲对！所选择的缓冲溶液，除了参与和 H+或 OH 有关的反应以外，不能与反应系统中的其它物质发生副反应 2022/7/15第四章 解离平

11、衡4-3 缓冲溶液缓冲溶液的配制应用举例例2:已知下列弱电解质的pKi弱电解质 HAc NH3H2O HClO HCN pKi 4.75 4.75 7.53 9.31(1)欲配制pH=4.0的缓冲溶液，选用哪种弱电解质最好？(2)所需弱电解质与盐的浓度比为多少？例1：P87/例4-112022/7/15第四章 解离平衡4-3 缓冲溶液三、缓冲作用在生物及其他方面的重要意义（自学）四、活度和活度系数（自学）2022/7/15第四章 解离平衡4-3 缓冲溶液小结同离子效应 在弱酸或弱碱的电解质溶液中，加入与其具有共同离子的强电解质使电离平衡向左移，从而降低了弱电解质的电离度。缓冲溶液能够抵抗外加少

12、量酸、少量碱或稀释作用而本身pH值保持基本不变的溶液。缓冲原理抗酸成分抗碱成分2022/7/15第四章 解离平衡4-3 缓冲溶液小结缓冲溶液的pH值计算缓冲溶液的配制选择pKapKb与所配溶液 pHpOH相接近的弱酸弱碱及其盐组成缓冲对！所选择的缓冲溶液，除了参与和 H+或 OH 有关的反应以外，不能与反应系统中的其它物质发生副反应 2022/7/15第四章 解离平衡4-4 酸碱理论（了解）酸碱质子理论要点1、酸：能释放H+的物质2、碱：能接受H+的物质3、两性物质：既能释放又能接受H+的物质4、共轭关系：酸碱对5、酸碱反应6、共轭酸碱的强度关系：酸强碱弱，酸弱碱强酸 碱+H+2022/7/1

13、5第四章 解离平衡4-4 酸碱理论酸碱电子理论要点1、酸：能接受外来电子对的物质2、碱：能提供外来电子对的物质3、酸碱反应：电子传递2022/7/15第四章 解离平衡4-5 沉淀溶解平衡 一、沉淀溶解平衡的建立沉淀溶解平衡(四大平衡之一)2022/7/15第四章 解离平衡4-5 沉淀溶解平衡 二、溶度积的意义意义： 在一定温度下，难溶电解质处于沉淀溶解平衡时，其饱和溶液中离子浓度系数次方的乘积为一常数溶度积常数(简称溶度积)。说明：1.溶度积常数表达式的书写2022/7/15第四章 解离平衡4-5 沉淀溶解平衡 2.溶解度与溶度积的关系：Ksp设难溶化合物AnBm溶解度为SmolL-1平衡nS

14、mS条件：1）不发生副反应2）在溶液中完全解离2022/7/15第四章 解离平衡4-5 沉淀溶解平衡 溶度积应用举例假设没有副反应，完全解离的情况下，求1）Fe2S3的溶度积与溶解度的关系2）CaF2饱和溶液的浓度为2*10-4 mol/L,求它的溶度积3）根据AgI的溶度积，计算在纯水中的溶解度（g/L）在0.0010mol/L KI溶液中的溶解度（g/L） 在0.010mol/L AgNO3溶液中的溶解度（g/L） P89例4-12、13、142022/7/15第四章 解离平衡4-6 沉淀的生成和溶解 平衡时：某一时刻：1）2）3）根据QiKsp，沉淀析出；Qi=Ksp，沉淀溶解平衡；Qi

15、Ksp，沉淀溶解。2022/7/15第四章 解离平衡 溶度积规则的应用举例一、沉淀的生成计算在100mL0.2mol/LCaCl2溶液中分别加入下列溶液后残留的Ca2+的浓度？（1）100mL0.2mol/LNa2C2O4溶液；（2）150mL0.2mol/LNa2C2O4溶液。二、沉淀的溶解 欲使各为0.1mol的FeS、CuS分别溶于1L盐酸中，问各需要盐酸的最低浓度为多少？ 将100mL0.2mol/LMgCl2溶液和等体积等浓度的氨水混合，有无沉淀生成？欲阻止沉淀生成要加多少固体NH4Cl?2022/7/15第四章 解离平衡 溶度积规则的应用举例三、分步沉淀 在浓度均为0.01mol/LK2CrO4和KCl的混合溶液中，滴加AgNO3溶液，问：CrO4-和Cl-那个先沉淀？当第二种沉淀开始出现时，溶液中第一种沉淀离子的残留浓度为多少？四、沉淀的转化今欲用1LNa2CO3溶液将0.01mol BaSO4转化为BaCO3，求Na2CO3溶液的最低浓度？2022/7/15第四章 解离平衡 溶度积越小说明溶解能力越小？已知AgCl和Ag2CO3的溶度积分别为1.56*10