工程化学溶液和离子平衡课件

工程化学溶液和离子平衡课件1第一页，共七十七页，2022年，8月28日特性：①均匀性；②无沉淀；③组分皆以分子或离子状态存在；④热力学性质是相同或连续的。分类：溶液：凡是由二种或二种以上的纯物质所组成的均相体系，即以分子级程度相互分散的均相混合体系称为溶液。2第二页，共七十七页，2022年，8月28日对于气体或固体溶于某液体构成的溶液，习惯上将液体叫做溶剂，而将溶于其中的气体或固体叫做溶质；如果是两种液体构成的溶液，则称其中量多的液体叫溶剂，量少的液体叫溶质。溶剂(solvent)A和溶质(solute)B溶剂：水溶质：非电解质本章主要讨论：液态的非电解质溶液3第三页，共七十七页，2022年，8月28日溶液和离子平衡了解稀溶液的蒸气压下降、沸点升高、凝固点下降三个通性及定量公式应用熟悉一元弱电解质的离解平衡及有关计算，掌握同离子效应、缓冲溶液及其计算明确难溶电解质的溶度积概念、溶度积规则，了解其应用，会基本计算4第四页，共七十七页，2022年，8月28日溶液和离子平衡第一节溶液浓度的表示方法第二节稀溶液的依数性第三节水溶液中的单相离子平衡第四节难溶强电解质的多相离子平衡5第五页，共七十七页，2022年，8月28日第一节溶液浓度的表示方法摩尔分数浓度体积摩尔浓度质量摩尔浓度6第六页，共七十七页，2022年，8月28日一、摩尔分数浓度x(B)

溶质物质的量占总物质的量的分数

n(B)：溶质的物质的量（mol）

n(A)：溶剂的物质的量（mol）

同理：x(A)

+x(B)=1

显然：7第七页，共七十七页，2022年，8月28日二、体积摩尔浓度c(B)

每升溶液中所溶解溶质的物质的量

n(B)：溶质的物质的量（mol）

V：溶液体积（L）

w(B)：溶质B的质量（kg）M(B)：溶质摩尔质量（kg/mol）实验室配制该浓度的溶液十分方便，但是因为溶液的体积与温度有关，所以用该浓度表示的溶液浓度与温度有关。这是物质的量分数浓度和质量摩尔浓度所没有的缺点。8第八页，共七十七页，2022年，8月28日三、质量摩尔浓度m(B)

１kg溶剂中所溶解溶质的物质的量

n(B)：溶质的物质的量（mol）

w(A)：溶剂质量（kg）

三种浓度之间的换算关系：m(B)、x(B)不受温度影响；水的稀溶液，m(B)、c(B)二者数值相差很小常用于溶液的凝固点和沸点的计算9第九页，共七十七页，2022年，8月28日例将2.50gNaCl溶于497.5g水中配制成溶液，此溶液的密度为1.002g·mL-1，求NaCl溶液的质量摩尔浓度、摩尔分数浓度和体积摩尔浓度。

解：

(1)n(NaCl)＝2.50/58.44＝0.0428(mol)

m(NaCl)=0.0428/(497.5×10-3)=0.0860(mol·kg-1)

(2)V(溶液)＝(497.5+2.5)/1.002＝499(mL)＝0.499(L)

所以c(NaCl)＝0.0428/0.499=0.0858(mol·L-1)

(3)n(H2O)＝497.5/18.02＝27.61(mo1)

所以x(NaCl)=0.0428/(27.61+0.0428)=1.55×10-310第十页，共七十七页，2022年，8月28日第二节稀溶液的依数性溶液的蒸气压下降溶液的沸点升高和凝固点降低渗透压11第十一页，共七十七页，2022年，8月28日溶质溶解在溶剂中形成溶液，溶液的性质已不同于原来的溶质和溶剂，这种性质上的变化可分为两类：第一类由溶质本性不同所引起。如：酸碱性、导电性、颜色、味道等。第二类由溶质数量不同所引起。如：蒸气压、沸点、凝固点、渗透压等。12第十二页，共七十七页，2022年，8月28日稀溶液：溶质浓度很低，可忽略溶质--溶质间的相互作用，溶质的外围被溶剂包围。稀溶液的依数性（稀溶液定律、依数定律）：难挥发的非电解质稀溶液的某些性质只与溶质的粒子数目有关，而与溶质的本性无关，这一类性质称为稀溶液的依数性。

溶液的蒸气压下降、沸点上升、凝固点下降和溶液渗透压13第十三页，共七十七页，2022年，8月28日一、溶液的蒸气压下降1.蒸气压液体分子蒸气分子蒸发：液面上能量较大的分子克服液体分子间的引力从表面逸出，成为蒸气分子的过程；又称气化。液体分子蒸气分子蒸发吸热系统熵值增大14第十四页，共七十七页，2022年，8月28日蒸气分子液体分子凝聚：液面上的空间中蒸气分子不断运动时，某些蒸气分子可能撞到液面，为液体分子所吸引而进入液体中的过程。蒸气分子液体分子凝聚放热系统熵值减小15第十五页，共七十七页，2022年，8月28日P(H2O)蒸气分子液体分子V(蒸发)=V(凝聚)液体和蒸气处于平衡状态，此时蒸气所具有的压力叫做该温度下液体的饱和蒸气压，简称蒸气压。H2O(l)H2O(g)蒸发凝聚H2O(g)所具有的压强p(H2O)即为该温度下的蒸气压实验测定25C时，水的饱和蒸气压

p(H2O)=3167.7Pa16第十六页，共七十七页，2022年，8月28日不同温度下水的蒸汽压（kPa）温度（℃）-15-10-5051015蒸汽压0.19150.28650.42170.61050.87239.2091.7049温度（℃）20253035404550蒸汽压2.33783.16724.24285.62297.37599.58312.334温度（℃）55606570758085蒸汽压15.73719.91625.00331.1638.5447.3457.81温度（℃）9095100101110115120蒸汽压70.09584.513101.325105.00017第十七页，共七十七页，2022年，8月28日不同温度下冰的蒸汽压（Pa）温度（℃）-15-14-13-12-11-10-9蒸汽压165.5181.5198.6217.6238.0260.0284.1温度（℃）-8-7-6-5-4-3-2蒸汽压310.1338.2368.6401.7437.3475.7517.3温度（℃）-10蒸汽压562.2610.518第十八页，共七十七页，2022年，8月28日2.蒸气压下降蒸气分子液体分子溶质分子同一温度下，溶有难挥发溶质B的溶液中，溶剂A的蒸气压力总是低于纯溶剂A的蒸气压力。原因在于溶剂的一部分表面被溶质微粒占据，使得单位时间内从溶液中蒸发的分子减少，使得溶液的蒸发速率降低。蒸气压下降：同一温度下，纯溶剂的蒸气压力与溶液的蒸气压力之差。p*纯溶剂蒸气压p溶液蒸气压19第十九页，共七十七页，2022年，8月28日拉乌尔定律（Raoult’slaw）拉乌尔(François-MarieRaoult，1830-1901)，法国实验物理学家，1887年提出上述定律在一定温度下，难挥发的非电解质稀溶液中的蒸气压下降（ΔP）与溶质的摩尔分数浓度成正比，而与溶质的本性无关。稀溶液：n(A)+n(B)≈n(A)

当n(B)是1000克溶剂中溶质的摩尔数时，则为质量摩尔浓度m(B)，1000克溶剂的摩尔数为1000/M(A)。20第二十页，共七十七页，2022年，8月28日1.使用拉乌尔定律计算溶剂的蒸气压时，溶剂的摩尔质量应采用其呈气态时的摩尔质量，而不考虑分子的缔合等因素。2.拉乌尔定律虽然最初是由非挥发性溶质的溶液总结出来的，但后来人们发现，对于挥发性溶质的溶液也是正确的，此时公式中pA是溶液上方溶剂的蒸气分压，因此，拉乌尔定律适用于任何稀薄溶液。由于溶剂中一旦加入非挥发性溶质，在溶液的单位表面上溶剂的分子数就有所减小，使得在单位时间内从溶液表面逸出的溶剂分子数也将相应减少，因此溶液的平衡蒸气压也将降低。这就是拉乌尔定律的微观本质。3.拉乌尔定律一般只适用于非电解质溶液，电解质溶液中的组分因存在电离现象，故拉乌尔定律不再适用。使用拉乌尔定律必须注意：21第二十一页，共七十七页，2022年，8月28日二、溶液的沸点升高和凝固点下降沸点（boilingpoint，bp）：液体的沸点是指其蒸气压等于外界大气压力时的温度。溶液的蒸气压总是低于纯溶剂的蒸气压，溶液的沸点升高。凝固点（freezingpoint，fp）：在标准状况下，纯液体蒸气压和它的固相蒸气压相等时的温度为该液体的凝固点。溶液蒸气压总是低于纯溶剂的蒸气压，溶液凝固点会下降。一切可形成晶体的纯物质，在给定的条件下，都有一定的凝固点和沸点。但溶液的情况并非如此，一般由于溶质的加入使溶剂的凝固点下降，溶液的沸点上升；而且溶液越浓，沸点和凝固点改变越大。22第二十二页，共七十七页，2022年，8月28日AB：水的蒸气压曲线；A’B’：溶液的蒸气压曲线；AA’：冰的蒸气压曲线在373.15K时，水的蒸气压等于外界大气压（101.3kPa），所以水的沸点为373.15K。由于溶质的加入，降低了溶液的蒸气压，要使溶液的蒸气压等于外界压力（101.3kPa），就必须将溶液继续加热至B’点。因此，难挥发溶质溶液的蒸气压下降，导致了溶液的沸点高于纯溶剂的沸点。

水的蒸气压等于冰的蒸气压（均为0.611kPa）时的温度是0℃(A点)，此时水和冰共存。当在纯水中加入溶质时，由于溶液的蒸气压下降，在0℃时冰与水不能共存，所以溶液在0℃不结冰。欲使溶液的蒸气压等于冰的蒸气压，必须降低温度。在0℃以下的某一点（A’），水溶液与冰的蒸气压相等，冰和水溶液达到平衡，A’所对应的温度就是水溶液的凝固点。

23第二十三页，共七十七页，2022年，8月28日

难挥发的非电解质稀溶液的沸点上升和凝固点下降与溶液的质量摩尔浓度成正比。kbp为溶剂的摩尔沸点升高常数，kfP为溶剂的凝固点下降常数

；K•kg•mol-1

仅与溶剂的特征有关，而与溶质的本性无关

溶剂沸点/℃kbP/K•kg•mol-1凝固点/℃kfP/K•kg•mol-1醋酸苯氯仿萘水117.9080.1061.15217.96100.002.5302.533.625.800.5116.665.533-63.5--0.003.905.156.94--1.8624第二十四页，共七十七页，2022年，8月28日应用：测量溶质分子量

例:

已知烟草中的有害成分尼古丁，将496mg尼古丁溶于10.0g水中，所得溶液在105Pa下沸点100.17ºC，求尼古丁的分子量。解：尼古丁摩尔质量为M，则：25第二十五页，共七十七页，2022年，8月28日又如：冬天在汽车水箱里加少量甘油或乙二醇，防止水箱里的水结冰（防冻剂等）。

日常生活中的应用如：植物为什么表现出一定的抗旱性和耐寒性？

因为细胞液是溶液，溶液的蒸汽压下降(抗旱性，减少挥发），溶液的凝固点降低（耐寒，不致结冰冻坏）。26第二十六页，共七十七页，2022年，8月28日三、渗透压半透膜纯水蔗糖溶液半透膜：是一种只允许较小的溶剂分子（H2O分子）通过,而不允许溶质分子通过的薄膜。例如：细胞膜、膀胱膜、肠衣、毛细血管壁等。纯水半透膜蔗糖溶液h渗透27第二十七页，共七十七页，2022年，8月28日纯水蔗糖溶液h

由于半透膜两侧溶质粒子浓度的差异，溶剂分子通过半透膜自发地由浓度较低溶液向浓度较高溶液方向扩散的过程，称为渗透现象，简称渗透。28第二十八页，共七十七页，2022年，8月28日

为阻止渗透现象的发生，在溶液液面上方施加一额外的压力。当外压恰好能使两边水分子进出速率相等时，体系处于渗透平衡状态，这一压力就是溶液所具有的渗透压。π：渗透压c(B)：体积摩尔浓度R：气体常数T：热力学温度纯水半透膜蔗糖溶液hπ29第二十九页，共七十七页，2022年，8月28日结论：

蒸气压下降，沸点上升，凝固点下降，渗透压都是难挥发的非电解质稀溶液的通性；它们只与溶剂的本性和溶液的浓度有关，而与溶质的本性无关。电解质溶液，或者浓度较大的溶液也与非电解质稀溶液一样具有溶液蒸气压下降、沸点上升、凝固点下降和渗透压等性质。但是，稀溶液定律所表达的一些依数性与溶液浓度的定量关系不适用于浓溶液和电解质溶液。30第三十页，共七十七页，2022年，8月28日浓溶液：溶质的微粒较多，溶质微粒之间的相互影响以及溶质微粒与溶剂分子之间的相互影响大大加强。强电解质溶液：1923年，Debye和Hückel提出了离子互吸学说。观点：强电解质在溶液中是完全电离的，但是由于离子间的相互作用，每一个离子都受到相反电荷离子的束缚，这种离子间的相互作用使溶液中的离子并不完全自由，表现出：溶液导电能力下降，电离度下降，依数性偏离拉乌尔定律。强电解质的实际解离度小于100%，是由于离子氛的存在。31第三十一页，共七十七页，2022年，8月28日同浓度的溶液，沸点高低或渗透压大小的顺序：A2B或AB2型强电解质溶液AB型强电解质溶液弱解质溶液非电解质溶液蒸气压或凝固点的顺序则相反例按沸点从高到低的顺序排列下列各溶液:（1）0.1mol/LHAc；（2）0.1mol/LNaCl；（3）1mol/L蔗糖；（4）0.1mol/LCaCl2

；（5）0.1mol/L葡萄糖

在一定体积的溶液中，粒子数目越多，即粒子浓度越大，沸点越高。电解质的粒子数目较相同浓度的非电解质多，强电解质的粒子数较相同浓度的弱电解多，因此，粒子浓度由大到小的顺序为：（3）>（4）>（2）>（1）>（5）；沸点顺序与此相同。32第三十二页，共七十七页，2022年，8月28日对于气体溶液，也有类似规律--亨利定律（Henry’slaw）1803年，英国化学家亨利指出：在一定温度下，当液面上的一种气体与溶液中所溶解的气体达到平衡时，该气体在溶液中的浓度与其在液面上的平衡压力成正比，这就是亨利定律。Kx：亨利系数，与T，P，溶剂及溶质的性质有关PB：平衡时溶液中挥发物质的分压xB：挥发溶质在溶剂中的摩尔分数33第三十三页，共七十七页，2022年，8月28日水的离解平衡一元弱酸和弱碱的离解平衡二元弱酸的离解平衡同离子效应和缓冲溶液第三节水溶液中的单相离子平衡34第三十四页，共七十七页，2022年，8月28日酸碱理论概述酸碱电离理论（阿仑尼乌斯Arrhenius，1887年）：凡是在水溶液中能够电离，产生的阳离子全部都是H+的化合物叫酸（acid）；电离时产生的阴离子全部是OH的化合物叫碱（base）。局限：无法解释Na2CO3，Na3PO4

呈碱性；NH4Cl现酸性的事实；无法解释非水溶液中的酸碱行为；液氨中：NH4++NH2-=2NH335第三十五页，共七十七页，2022年，8月28日酸碱质子理论（丹麦Bronsted，英国Lowry，1923年）：凡是能给出质子的分子或离子称为酸，凡是能接收质子的分子或离子称为碱。酸质子＋碱[Al(H2O)6]3+

[Al(H2O)5(OH)]2++H+

酸碱质子

HPO42－PO43－

+H+

酸碱质子36第三十六页，共七十七页，2022年，8月28日①酸和碱可以是分子，也可以是阳离子或阴离子②有的酸和碱在某对共轭酸碱中是碱，但在另一对共轭酸碱对中是酸；③质子论中不存在盐的概念，它们分别是离子酸或离子碱酸碱存在着对应的相互依存的关系；物质的酸性或碱性要通过给出质子或接受质子来体现共轭酸碱：

HCl、HAc、NH4+、H2SO3、Al(H2O)6+

等都能给出质子，都是酸而OH、Ac、

NH3、

HSO3、

CO32等都能接受质子，都是碱37第三十七页，共七十七页，2022年，8月28日

酸碱电离平衡（质子理论）

酸H++

碱

共轭关系

共轭酸共轭碱

HClH++Cl–酸在水中的电离（酸碱必须同时存在）HCl+H2O

H3O+

+Cl–（全部）酸1碱2酸2碱1

NH4+

+H2OH3O++NH3

（可逆）酸1碱2酸2碱1H+H+H+H2CO3~HCO3-~CO32-H3PO4~H2PO4-~HPO42-~PO43-38第三十八页，共七十七页，2022年，8月28日HCl+H2O=H3O++Cl

强酸1强碱2弱酸2弱碱1

酸性：HCl>H3O+；碱性：H2O>Cl

强酸和强碱作用生成弱酸弱碱的过程，是不可逆过程。强电解质的电离：39第三十九页，共七十七页，2022年，8月28日HAc+H2O↔H3O++Ac弱酸1弱碱2强酸2强碱1NH3+H2O↔NH4++OH弱碱1弱酸2强酸1强碱2酸性：HAc<H3O+碱性：H2O<Ac酸性：H2O<NH4+

碱性：NH3<OH是弱酸弱碱作用生成强酸强碱的反应，是可逆过程。弱电解质的电离40第四十页，共七十七页，2022年，8月28日酸碱电子理论（路易斯Lewis，1923年）质子理论无法解释:如SnCl4、AlCl3等的酸碱性行为。凡可以接受电子对的分子、原子团、离子为酸（electronpairacceptor）；凡可以给出电子对的物质为碱（electronpairdonor）理论要点：酸碱反应的实质：酸碱反应的实质是形成配位键的反应；碱提供电子对，酸以空轨道接受电子对形成配位键。优点：一切化学反应都可概括为酸碱反应缺点：太笼统，不易掌握酸碱的特性，无法判断酸碱性的强弱41第四十一页，共七十七页，2022年，8月28日一、水的离解平衡H2O+H2O=H3O++OHH2O=H++OH298K，纯水中的C(H3O+)=C(OH)=1.0107mol·L1水的离子积常数随温度升高而增加，但变化不大。C(H+)<1.0

mol·L1温度（℃）02535501.14×10-151.00×10-142.06×10-145.35×10-1442第四十二页，共七十七页，2022年，8月28日二、一元弱酸和弱碱的离解平衡1．一元弱酸的电离过程HAc(aq)+H2O=H3O+(aq)+Ac(aq)HAc(aq)=H+(aq)+Ac(aq)一元弱酸的离解常数平衡常数附录343第四十三页，共七十七页，2022年，8月28日HAc=H++AcfGm(298)/kJ·mol1

399.610372.46一元弱电解质离解常数的热力学求算

44第四十四页，共七十七页，2022年，8月28日初始浓度c00平衡浓度ccccHAc(aq)=H+(aq)+Ac(aq)离解度指的是离解平衡时，已离解的弱电解质分子数和离解前分子总数的比值，离解度用α

表示。α

＝（已离解分子数／离解前分子总数）×100%

弱酸的离解度一般很小，故1-ɑ≈1

稀释定律

弱电解质在溶液中的离解度与其浓度的平方根成反比，即浓度越稀，离解度越大

45第四十五页，共七十七页，2022年，8月28日2．一元弱碱的电离过程NH3·H2O(aq)=NH4+(aq)+OH(aq)一元弱碱的离解常数附录3α的大小与Kiθ有关，Kiθ越小，c越大，α就越小46第四十六页，共七十七页，2022年，8月28日例：计算下列各浓度的HAc溶液的c(H)+和离解度

（1）0.1mol·L-1(2)1.010-5mol·L-1

解：（1）c/Ka

500

=c(H+)/c=1.3%pH=2.88

（2）c/Ka<500，故不能近似计算。

x2/（c-x）=1.76

10-5

解一元二次方程：

x=c(H)+＝7.1610-6mol·L-1

=71.6%

比较两个值，可以看出，溶液越稀，浓度越小，其离解度越大47第四十七页，共七十七页，2022年，8月28日三、二元弱酸和弱碱的离解平衡特点：分步进行一级解离H2S(aq)=H+(aq)+HS-(aq)二级解离HS-(aq)=H+(aq)+S2-(aq)一级离解常数

二级离解常数

多元弱酸的离解以一级离解为主

可用前式作近似计算

48第四十八页，共七十七页，2022年，8月28日四、同离子效应和缓冲溶液1．同离子效应在弱酸溶液中加入该酸的共轭碱，或在弱碱溶液中加入该碱的共轭酸时，可使这些弱酸或弱碱的电离度降低的现象。HAc=H++Ac-↑NaAc=Ac-

＋Na+溶液中Ac-大大增加，平衡向左移动，降低了HAc的电离度49第四十九页，共七十七页，2022年，8月28日例：在0.100mol·L-1的HAc溶液中，加入NaAc固体，至c(Ac-)=0.100mol·L-1,计算溶液的c(H+)、pH值及HAc的离解度。

初始浓度/mol·L-10.10000.100平衡浓度/mol·L-10.100-x

x0.100+xHAc(aq)=H+(aq)+Ac(aq)解：设溶液中c(H+)为xmol·L-1，则

50第五十页，共七十七页，2022年，8月28日2．缓冲溶液(1)实验事实：向纯水(pH=7.0)中加入少量酸或碱，pH值会发生显著变化；向HAc-NaAc混合液中加入少量酸或碱，溶液的pH值几乎不变。(2)缓冲溶液:

是一种能抵抗少量强酸、强碱和水的稀释而保持体系的pH值基本不变的溶液。51第五十一页，共七十七页，2022年，8月28日例

：向1L

0.1mol·L-1HAc~NaAc混合液中分别滴加0.1ml1mol·L-1HCl或NaOH溶液，pH改变多少?解：a0.1mol·L-1HAc-NaAc溶液的pH=4.75

b滴加0.1ml1mol·L-1HCl后：HAc(aq)=H+(aq)+Ac(aq)平衡浓度0.1+1×10-4c(H+)0.1-1×10-4

52第五十二页，共七十七页，2022年，8月28日c滴加0.1ml1mol·L-1NaOH后：HAc(aq)=H+(aq)+Ac(aq)平衡浓度0.1-1×10-4c(H+)0.1+1×10-4

结论：加入少量酸碱pH值不发生改变53第五十三页，共七十七页，2022年，8月28日(3)缓冲原理:HAc=H++Ac-

NaAc=Ac-

＋Na+

加入酸，如HCl，H+增加，抑制了HAc的电离，增加的H+与Ac-结合，生成HAc，使H+浓度变化不大，溶液的pH值变化不大。加入碱，如NaOH，H+与OH-与结合，生成H2O，HAc进一步电离，增加H+浓度，使其变化不大，溶液pH值变化不大。结论：少量外来酸碱的加入不会影响溶液的pH值，缓冲溶液的缓冲能力有一定限度。54第五十四页，共七十七页，2022年，8月28日(4)缓冲溶液c(H+)的计算弱酸--弱酸强碱盐HAc=H++Ac-

NaAc=Ac-

＋Na+初始浓度/mol·L-1

c(酸)0c(盐)平衡浓度/mol·L-1

c(酸)-xxc(盐)+xc(酸)–

x≈c(酸)c(盐)+x≈c(盐)

弱碱--弱碱强酸盐55第五十五页，共七十七页，2022年，8月28日

缓冲溶液的pH取决于两个因素，即Ka(Kb)及c酸/c盐(c碱/c盐)

适当地稀释缓冲溶液时，由于酸和盐同等程度地减少，pH值基本保持不变。稀释过度，当弱酸(碱)电离度和盐的水解作用发生明显变化时，pH值才发生明显的变化。当c(弱酸)/c(弱酸盐)[或c(弱碱)/c(弱碱盐)]=1时，缓冲溶液的pH=pKaθ或pOH=pKbθ；此时缓冲能力最强。

(5)结论56第五十六页，共七十七页，2022年，8月28日例：25℃时，计算75ml0.10mol·L-1的NH3·H2O与25ml0.10mol·L-1HCl混合后溶液的pH值。分析：（1）首先明确混合后溶液的情况

（2）NH3+HCl=NH4Cl

（3）NH3过量，生成的NH4Cl后，剩余NH3

NH3·H2O的mol数=0.10×75×10-3=7.5×10-3

HCl的mol数=0.10×25×10-3=2.5×10-3混合后生成的NH4+

的mol数=2.5×10-3

剩余NH3·H2O的mol数=7.5×10-3－2.5×10-3=5.0×10-3

×57第五十七页，共七十七页，2022年，8月28日分析：（4）注意：生成的NH4Cl与剩余NH3组成缓冲溶液

（5）欲计算pH，应先计算c(NH3)和c(NH4+)；

58第五十八页，共七十七页，2022年，8月28日常用缓冲溶液（计算值）缓冲溶液共轭酸碱对pKa缓冲范围HCOOH/HCOONaHCO2H-HCO2–3.752.75-4.75HAc-NaAcHAc-Ac

–4.753.75-5.75NaH2PO4-Na2HPO4H2PO4–

HPO42–7.216.21-8.21NH3·H2O-NH4ClNH4+-NH3

9.258.25-10.25NaHCO3-Na2CO3HCO3–

-CO32–10.259.25-11.25Na2HPO4–Na3PO4HPO42–

-PO43–12.6611.66-13.6659第五十九页，共七十七页，2022年，8月28日(6)缓冲溶液的选择首先找出与溶液所需控制的pH值相近的pK值的弱酸或弱碱；一般c酸

/c盐在0.1~10范围内具有缓冲能力，故pH=pKa1；选择的缓冲液不与反应物或生成物发生反应，配制药用缓冲溶液时还应考虑溶液的毒性。

几种常见缓冲溶液的配制pH值

配制方法0.01.0mol·L-1的HCl溶液。2.00.01mol·L-1的HCl溶液。4.020gNaAc·3H2O溶于适量水中，加6mol·L-1的HAc134ml，稀释至500ml。5.050gNaAc·3H2O加6mol·L-1的HAc34ml,稀释至500ml.7.077gNH4Ac溶于适量水中,稀释至500ml.9.035gNH4Cl溶于适量水中，加15mol·L-1的NH3·H2O247ml，稀释至500ml。10.027gNH4Cl溶于适量水中，加15mol·L-1的NH3·H2O197ml，稀释至500ml。13.00.1mol·L-1的NaOH溶液.60第六十页，共七十七页，2022年，8月28日溶度积常数溶度积与摩尔溶解度的关系溶度积规则溶度积规则的应用第四节难溶强电解质的多相离子平衡61第六十一页，共七十七页，2022年，8月28日一、溶度积常数难溶电解质：在水中溶解度较小的电解质。

在一定温度下，将难溶电解质晶体放入水中，在水分子作用下，固体表面晶格上的离子会脱离晶体表面进入溶液，成为自由运动的水合离子，这个过程称为溶解。与此同时，溶液中的水合离子在无规则运动中碰撞，从溶液中析出或重新回到晶体表面，这个过程称为沉淀。溶解和沉淀：

沉淀--溶解平衡：

溶解速率＞沉淀速率，溶解为主要倾向，不饱和溶液；溶解速率＜沉淀速率，沉淀为主要倾向，过饱和溶液；溶解速率=沉淀速率，动态平衡，沉淀--溶解平衡

物质

溶解度(g/100g水)易溶物>0.1微溶物0.01~0.1难溶物<0.01

62第六十二页，共七十七页，2022年，8月28日溶度积常数25℃时部分溶度积常数见附录4。反映了物质的溶解能力

对于难溶电解质AnBm，有：63第六十三页，共七十七页，2022年，8月28日例计算298K时AgCl的Ksp解：AgCl(s)

Ag+(aq)+Cl-(aq)64第六十四页，共七十七页，2022年，8月28日二、溶度积与摩尔溶解度的关系溶解度：一定温度下溶质在某种溶剂中溶解程度的大小。一般以100g溶剂（H2O）能溶解的物质的质量表示；平衡时，液相为饱和溶液，单位为mol·L-1。溶解度符号：s。溶度积常数难溶电解质注意溶度积常数与溶解度在应用上的区别溶解度任何物质皆可65第六十五页，共七十七页，2022年，8月28日1在纯水中的溶解度（1）AB型难溶电解质

AB（s）=A+(aq)+B-(aq)

设溶解度为s

C（A+）=C（B-）=s

66第六十六页，共七十七页，2022年，8月28日（2）A2B或AB2型难溶电解质

A2B（s）=2A+(aq)+B2-(aq)

设溶解度为s

c(A+)=2s

c(B-)=s

67第六十七页，共七十七页，2022年，8月28日例:已知Ksp(AgCl)=1.7810-10，Ksp(Ag2CrO4)=1.1210-12，试求AgCl和Ag2CrO4的溶解度。解：（1）设AgCl的溶解度为S1（mol·L-1），则：AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq)平衡时S1S1（2）设Ag2CrO4的溶解度为S2（mol·L-1），

则：

Ag2CrO4(s)2Ag+(aq)+CrO42-(aq)平衡时2S2S268第六十八页，共七十七页，2022年，8月28日同一类型的电解质，可以用Ksp直接比较溶解度的大小，不同类型的难溶电解质，不能用Ksp

比较。注意：Ksp(AgCl)=1.7810-10

Ksp(AgI)=1.510-16