基础化学电解质溶液课件

电解质溶液第三章-本章主要内容

强电解质溶液理论

酸碱质子理论

溶液pH值的计算

难溶强电解质的沉淀溶解平衡-在溶解于水中或熔融状态下能导电的化合物非导电的化合物非电解质电解质第三章电解质溶液-电解质强电解质弱电解质在水中完全电离为离子的化合物在水中部分电离为离子的化合物NaClNaOHH2SO4HNO3…HAcH2CO3H3PO4H2C2O4…-强电解质溶液理论第一节-一、电解质溶液的依数性П

=icBRT⊿Tf=iKf·bB⊿Tb=iKb·bB⊿p=iK

·bB强电解质溶液理论-例：0.10mol·kg-1NaCl溶液,实验测得凝固点为–0.348℃,求NaCl的校正因子i=?(Kf=1.86)解：⊿Tf=i

Kfb

Bi=⊿TfbB·Kf0.3481.86×0.10==1.87≠2实验值(0.348)≠理论值(0.372)

i的实验值=?分析：理论上对于NaCl,i=2,⊿Tf计=21.860.10=0.372-例：0.10mol·kg-1NaCl溶液,实验测得凝固点为–0.348℃,求NaCl的校正因子i=?i的理论值应=2,i的实验值=1.87i的实验值<i的理论值理论推导得Tf=iKfbBi=1.87表观解离度=0.87=i-1n-1n=2n:解离出的离子数-凝固点法测定电解质的校正因子强电解质溶液理论电解质cB(mol·L-1)理论i值实验i

值表观解离度

NaClKNO3MgCl2Ca(NO3)20.100.100.100.1022331.871.792.792.4887%79%89.5%74%-i的实验值<i的理论值一定浓度的所有强电解质溶液表观解离度小于100%为什么？-瑞典化学家S.A.Arrhenius以此认为：强电解质不完全解离X射线实验和强电解质溶液理论认为：强电解质完全解离强电解质溶液理论-二、强电解质溶液理论离子相互作用理论(1)强电解质在水溶液中100%解离(2)离子间静电吸引和排斥,形成离子氛..-Na+Cl－-Na+Cl－i=2溶液极稀时，每一NaCl分子可产生两个质点-i→1Na+Cl－溶液极浓时，-Na+Cl－一定浓度时，-Na+Cl－一定浓度时，-Na+Cl－一定浓度时，离子氛每一NaCl分子产生

1＜i＜2个质点-NaCl溶液

实验中：Na+质点浓度﹤1mol·L-1Na+

Cl-质点浓度﹤1mol·L-1Cl-实验中：aNa+

﹤cNa+

aCl-

﹤cCl-若cNaCl=1mol·L-1

浓度极稀时i=2浓度大时1﹤i﹤2-某离子B：aB=B·bB/b离子活度活度因子离子浓度三、离子的活度和活度因子（1）活度和活度因子离子的有效浓度称为活度(a)注意：aB单位为一b=1mol·kg-1B没有单位-关于活度因子

B（2）溶液无限稀时，B=1（3）中性分子，B

=1（4）水溶液中H2O的H2O=1（5）纯液体和固体的B=1溶液中：0＜B＜1（1）通常情况下：（6）弱电解质的B=1-（2）平均活度和平均活度因子强电解质在溶液中是以正负离子存在的-和+不能分别测定可惜！平均活度因子：

=√+·

-对于1—1价型电解质：平均活度：a=√a+·a--平均活度因子：

=√+·

-对于1—1价型电解质：平均活度：a=√a+·a-平均浓度：b=√b+·b-aB=BbBa+=+b+a-=-b-a

=

b=

b-a±=±bBa±单位为一±没有单位对于1—1价型电解质：怎样求±？-(3)离子强度离子强度是溶液中所有离子产生的电场强度的量度（I）I=1/2(b1Z12+b2Z22+b3Z32+‥‥）=1/2∑ibiZi2

I===def12∑ibiZi2bi～i离子质量摩尔浓度Zi～i离子的电荷数I单位：mol·kg-1,近似计算时可用ci代替bi-例:某溶液中有0.1mol·L-1NaCl和0.1mol·L-1HAc,求溶液的离子强度I解:溶液中离子[Na+]=[Cl-]=0.1mol·L-1

I=1/2{[Na+]×12+[Cl-]×(-1)2}

[H+]和[Ac-]可忽略不计=1/2[0.1×12+0.1×(-1)2]=0.1-例:某溶液中有0.1mol·L-1NaCl和0.1mol·L-1NaAc,求溶液的离子强度I解:溶液中离子[Na+]=[Cl-]=0.1mol·L-1而[Na+]和[Ac-]≈0.1mol·L-1I=1/2{[Na+]×12+[Cl-]×(-1)2

+[Na+]×12+[Ac-]×(-1)2}=1/2[0.1×12+0.1×(-1)2

+0.1×12+0.1×(-1)2]=0.2-例3-2计算下列溶液的离子强度(1)0.10mol·kg-1NaNO3溶液;(2)0.10mol·kg-1Na2SO4溶液；(3)0.020mol·kg-1KBr+0.030mol·kg-1ZnSO4溶液。解:(1)I=1/2[b(Na+)Z2(Na+)+b(NO3-)Z2(NO3-)]=1/2[0.10(+1)2+0.10(-1)2]=0.10(mol·kg-1)(2)I=1/2[b(Na+)Z2(Na+)+b(SO42-)Z2(SO42-)]=1/2[0.20(+1)2+0.10(-2)2]=0.30(mol·kg-1)-(3)I=1/2[b(K+)Z2(K+)+b(Br-)Z2(Br-)+

b(Zn2+)Z2(Zn2+)+b(SO42-)Z2(SO42-)]=1/2[0.020(+1)2+0.020(-1)2

+0.030(+2)2+0.030(-2)2]=0.14(mol·kg-1)例3-2计算下列溶液的离子强度(1)0.10mol·kg-1NaNO3溶液;(2)0.10mol·kg-1Na2SO4溶液；(3)0.020mol·kg-1KBr+0.030mol·kg-1ZnSO4溶液。-

±～I?强电解质溶液理论-±计算Debye-Hǖkel极限公式：lg±=-A︱Z+·Z-︱·√I适用于极稀溶液,对于1-1型电解质,bB≤0.020mol·kg-1A:298.15K的水溶液为0.509lg±=-0.509︱Z+·Z-︱·√I-例:求298K时,0.010mol·kg-1NaCl的渗透压解:(1)不考虑离子强度时,П

=ibBRTП=ibBRT=2×0.010×8.314×298=49.6(kPa)P27,例3-3-例:求298K时,0.010mol·kg-1NaCl的渗透压解:(2)考虑离子强度时,П=i

cBRTa±=i

±bBRTI=1/2{[Na+]×12+[Cl-]×(-1)2}=0.010bB=0.010mol·kg-1，i=2lg±=-0.509︱Z+·Z-︱·√I

=-0.509︱1×(-1)︱·√0.010=-0.051±=0.89П=2×0.89×0.010×8.314×298=44.1(kPa)P27,例3-3-例:求298K时,0.010mol·kg-1NaCl的渗透压(2)考虑离子强度时,П=i

a±

RT解:(1)不考虑离子强度时,П=ibBRTП=49.6(kPa)＞实验值43.1kPaП=44.1(kPa)接近实验值43.1kPa-活度在实际应用中的注意问题:精确度高的计算，用活度而不用浓度

(考虑离子强度)(一般注明)

计算要求不高时，用浓度

(不考虑离子强度)强电解质溶液理论-酸碱质子理论第二节-第二节酸碱的质子理论酸碱理论：Arrhenius电离理论：

酸—在水中解离出的阳离子全部是H+的物质碱—在水中解离出的阴离子全部是OH-的物质HCl→H++Cl-NaOH→OH-+Na+强调：酸碱反应在水中进行-Bronsted：酸碱质子理论

酸—凡能给出质子(H+)的物质

碱—凡能接受质子(H+)的物质NH4+NH3优点：酸碱反应可以不在水中进行例：NH3(g)+HCl(g)→NH4Cl（s）酸碱的质子理论-Lewis:电子理论

酸—凡能接受电子的物质

碱—凡能提供电子的物质Ag+H+Cl-::::AgClHCl酸酸碱优点:补充定义了金属离子是酸的概念酸碱的质子理论-Bronsted：酸碱质子理论

酸—凡能给出质子(H+)的物质

碱—凡能接受质子(H+)的物质一、酸碱的概念酸碱的质子理论1、酸碱质子理论-两性物质H2O、HCO3-、H2PO4-HPO42-、HSO4-、HS-、…（既是酸、又是碱）一般为带一个以上质子H+阴离子酸碱的质子理论-提问下列各物质是酸或是碱？HFF-HCNCN-NH4+NH3H2CO3HCO3-CO32-H3PO4H2PO4-HPO42-PO43-酸碱的质子理论-小结(1)、酸或碱可以是分子也可以是离子(2)、两性物质既是酸也是碱(3)、酸碱质子理论没有盐的概念例：Na2CO3：CO3－是碱，Na+是非酸非碱酸碱的质子理论NH4AC：NH4+是酸，AC－是碱-1、酸碱的定义2、共轭酸碱对HBH++B-HB是B-的共轭酸B-是HB的共轭碱酸碱共轭HB~B-称为共轭酸碱对特点②二者仅差一个①均有部分BH+酸碱的质子理论-常见共轭酸碱对酸H3O+H3PO4H2PO4-HPO42-H2CO3HACNH4+H2O质子H+H+H+H+H+H+H+H++

+

+

+

+

+

+

+

+碱H2OH2PO4-HPO42-PO43-HCO3-AC-NH3OH-酸碱的质子理论酸碱半反应(共轭酸）(共轭碱)-NH4+NH3HACAC-H3O+H3PO4PO43-H3PO4HPO42-H3PO4H2PO4-HCO3-H2CO3OH-HClCl-H2PO4-HPO42-H2PO4-PO43-HPO42-PO43-CO32-H2CO3CO32-HCO3-HPO4-H2CO3HCO3-H2PO4-提问下列是否共轭酸碱对？酸碱的质子理论-H2PO4-共轭酸是共轭碱是H2CO3CO32-HCO3-共轭酸是共轭碱是H3PO4HPO42-填空两性物质酸碱的质子理论-二、酸碱反应的实质HAcH+

+

Ac-

酸1碱1酸碱半反应1酸碱半反应2H2O+H＋

H3O+碱2酸2总反应HAc+H2OH3O++Ac-酸1碱2酸2碱1-二、酸碱反应的实质HCl+NH3Cl-+NH4+

HCl+Ac-Cl-+HAcH3O++OH-H2O+H2O(共轭酸碱对)1(共轭酸碱对)2H+酸碱反应的实质：两对共轭酸碱对之间的质子传递反应酸碱的质子理论-HA+B－A－+HB酸碱质子传递平衡和平衡常数H+K=[A－]·[HB][HA]·[B－]K是酸碱质子传递平衡常数K值愈大,质子从HA转移给B－的能力愈强酸碱的质子理论-(一)水的质子自递平衡和水的离子积H2O+H2OOH-+H3O+

H+K=[H3O+]·[OH-][H2O]·[H2O]三、水的质子自递平衡酸碱的质子理论半反应1H2OH＋+OH－

H＋+

H2OH3O+半反应2总反应-K·[H2O]2=[H3O+]·[OH-]KW=[H3O+]·[OH-]KW==1.0×10-14概念解释：①KW称为水的离子积②温度不变，KW不变③一般计算，KW=

1.0×10-14即[H3O+]↑[OH-]↓，KW不变酸碱的质子理论④(Kw与温度有关(见附录三表1)-[H3O+]·[OH-]KW==1.0×10-14无论在纯水中或酸碱溶液中，只要温度不变，KW就不变(二)水溶液的pH离子强度大的溶液：KW=aH3O+·aOH-酸碱的质子理论-在纯水或中性溶液中：[H3O+]=[OH-]在酸性溶液中：[H3O+]＞1.0×10-7mol·L-1在碱性溶液中：[H3O+]＜1.0×10-7mol·L-1=1.0×10-7mol·L-1＞[OH-]＜[OH-]酸碱的质子理论-稀溶液：pH=-lg[H3O+]pH=-lgaH3O+离子强度大的溶液：(或pOH=-lgaOH-)任何水溶液：pH+pOH=14.00(或pOH=-lg[OH-])酸碱的质子理论-在纯水或中性溶液中：[H3O+]=[OH-]=1.0×10-7mol·L-1在酸性溶液中：[H3O+]＞1.0×10-7mol·L-1＞[OH-]

在碱性溶液中：[H3O+]＜1.0×10-7mol·L-1＜[OH-]

pH=7pH＜7pH＞7人的血浆：[H+]=3.6×10-8~4.5×10-8mol·L-1pH=7.35~7.44酸碱的质子理论-弱酸和弱碱电解质的解离平衡第三节-一、弱酸弱碱的解离平衡及解离平衡常数HB(aq)+H2O(l)B-(aq)+H3O+(aq)稀水溶液中，[H2O]可看成是常数，上式改写为Ka称为酸解离常数(一)酸碱的解离平衡常数-一、弱酸弱碱的解离平衡及解离平衡常数(一)酸碱的解离平衡常数Ka:称为酸的解离平衡常数Kb:称为碱的解离平衡常数HB+H2OB-+H3O+Ka=[H3O+]·[B-][HB]B-+H2OHB

+OH-Kb=[OH-]·[HB][B-]影响因素：1.酸碱本性2.温度-（二）酸碱的强弱①Ka越大，酸性越强

HAcKa=1.76×10-5HCNKa=4.93×10-10例：酸性：HAc＞HCNNH3

Kb=1.76×10-5CH3NH2

Kb=1.18×10-4碱性：CH3NH2＞NH3Kb越大，碱性越强一、弱酸弱碱的解离平衡及解离平衡常数-②共轭酸越强，其共轭碱越弱共轭碱越强，其共轭酸越弱①Ka越大，酸性越强

Kb越大，碱性越强（二）酸碱的强弱一、弱酸弱碱的解离平衡及解离平衡常数为什么，后面解决-一些酸在水溶液中的Ka和pKa值(25℃)酸HAKa(aq)pKa(aq)共轭碱A-H3O+//H2OH2C2O45.6×10-21.25HC2O4-H3PO46.9×10-32.16H2PO4-HC2O4-1.5×10-43.81C2O4-HAc1.75×10-54.756Ac-H2CO34.5×10-76.35HCO3-H2PO4-6.1×10-87.21HPO42-HCO3-4.7×10-1110.33CO32-HPO42-4.8×10-1312.32PO43-H2O1.0×10-1414.00OH-酸性增强碱性增强-酸碱的质子理论二、共轭酸碱的解离平衡常数的关系HBB-Kb共轭Ka·Kb=?共轭关系：Ka通式:-(1)一元弱酸()和一元弱碱()HB+H2OB-+H3O+B-+H2OHB

+OH-Ka=[H3O+]·[B-][HB]Kb=[OH-]·[HB][B-]Ka·Kb=[H3O+]·[B-][HB][OH-]·[HB][B-]·

[H3O+]·[OH-]Ka·Kb=KWHBB-酸碱的质子理论-HBB-KaKbHB+H2OB-+H3O+B-+H2OHB

+OH-KaKb共轭Ka·Kb=KW共轭关系：酸碱的质子理论-②共轭酸越强，其共轭碱越弱共轭碱越强，其共轭酸越弱根据共轭酸碱对：Ka·Kb=KW或:Kb=KWKa/①Ka越大，酸性越强

Kb越大，碱性越强已知酸碱的强度，能否判断其共轭酸碱的强度?-例：HAcKa=1.76×10-5HCNKa=4.93×10-10酸性：HAc＞HCNAc-

Kb=5.59×10-10CN-

Kb=2.03×10-5碱性：CN-＞Ac-酸碱的质子理论为什么酸的酸性越强其共轭碱碱性越弱？Ka·Kb=KW共轭关系：-例:根据查表可知,HAc的酸解离平衡常数为:Ka=1.76×10-5,求NaAc的碱解离平衡常数Kb解:HAc~Ac-为共轭酸碱对∵Ka·Kb=KW∴Kb=KW/Ka=1.00×10-14/1.76×10-5=5.68×10-10Ac-酸碱的质子理论-(2)二元弱酸()和二元弱碱()H2BB2-H2B+H2OHB-+H3O+HB-+H2OH2B

+OH-Ka1=[H3O+]·[HB-][H2B]Kb2=[OH-]·[H2B][HB-]HB-+H2OB2-+H3O+B2-+H2OHB-+OH-Ka2=[H3O+]·[B2-][HB-]Kb1=[OH-]·[HB-][B2-]酸碱的质子理论-(2)二元弱酸()和二元弱碱()H2BB2-H2B+H2OHB-+H3O+HB-+H2OH2B

+OH-Ka1=[H3O+]·[B-][H2B]Kb2=[OH-]·[H2B][B-]HB-+H2OB2-+H3O+B2-+H2OHB-+OH-Ka2=[H3O+]·[B2-][HB-]Kb1=[OH-]·[HB-][B2-]Ka1·Kb2=KWKa2·Kb1=KW共轭酸共轭碱-H2BHB-B2-Ka1Ka2Kb1Kb2共轭共轭Ka1·Kb2=KWKa2·Kb1=KWH2CO3HCO3-CO32-酸碱的质子理论-Ka1Ka2Kb2Kb3共轭共轭Ka1·Kb3=KWKa2·Kb2=KWH3PO4H2PO4-HPO42-Ka3Kb1PO43-共轭Ka3·Kb1=KW三元弱酸和三元弱碱：Ka1·Kb1=KWKa3·Kb3=KW小心酸碱的质子理论-H2CO3HCO3-H3PO4H2PO4-HPO42-HACNH3C2H5NH2CO32-HCO3-PO43-HPO42-H2PO4-AC-NH4+C2H5NH3+Ka1=4.30×10-7Ka2=5.61×10-11Ka1=7.52×10-3Ka2=6.23×10-8Ka3=2.2×10-13Ka=1.76×10-5Kb=1.76×10-5Kb=4.7×10-4Kb1=KW/Ka2Kb2=KW/Ka1Kb1=KW/Ka3Kb2=KW/Ka2Kb3=KW/Ka1

Kb=KW/Ka

Ka=KW/Kb

Ka=KW/KbKi(查表)Ki(计算)酸碱的质子理论-弱酸(弱碱)质子转移平衡常数Ka与Kb的共轭关系一元弱酸(弱碱)二元弱酸(弱碱)三元弱酸(弱碱)Ka·Kb=KWKa1·Kb2=KWKa2·Kb1=KWKa1·Kb3=

KWKa2·Kb2=KWKa3·Kb1=KW酸碱的质子理论小结-一般地，在水溶液中两性物质既有Ka亦有KbHCO3-Ka2=5.61×10-11

Kb2=KW/Ka1=2.33×10-8H2PO4-

Ka2=6.23×10-8

Kb3=KW/Ka1=1.33×10-12HPO42-Ka3=2.2×10-12

Kb2=KW/Ka2=1.61×10-7pKa=-lgKapKb=-lgKb注意-HACNH3C2H5NH2Ka1=4.30×10-7Ka2=5.61×10-11Ka1=7.52×10-3Ka2=6.23×10-3Ka3=2.2×10-13Ka=1.76×10-5Kb=1.76×10-5Kb=4.7×10-4H2CO3H3PO4Ka(或Kb)pKa或(pKb)6.3710.252.127.2112.674.754.753.33酸碱的质子理论-注意在水溶液的pH值计算中：Cl-NO3-为极弱碱，溶液的pH值不受其影响；同理，Na+K+亦然。例:NaCl、NaNO3为中性溶液NH4Cl为酸性溶液NaAc为碱性溶液(Na+极弱酸,忽略不计)(NH4+酸性,Cl-极弱碱性,忽略不计)-1.浓度对平衡移动的影响2.同离子效应3.盐效应三、酸碱平衡移动-(弱电解质的)解离度α=已离解的分子数弱电解质的总分子数HBB-+H+例：C

00初始时平衡时[B-][H+][HB]α=[H+]CHB=[B-]CHB1.浓度对平衡移动的影响二、酸碱平衡移动-HBB-+H+C

00初始时平衡时[B-][H+][HB]Ka=[H+]·[B-][HB]=CHB·αCHB－CHB·α22CHB·αCHB

－[H+]CHB－CHB·αCHB·α二、酸碱平衡移动-Ka=CHB·α1－α2当C/Ka≥500时1－α≈1α＜5%Ka=CHB·α2√Kaα=/CHBα与CHB的平方根成反比，Ka不变二、酸碱平衡移动-2.同离子效应在溶液中,加入与弱电解质具有相同离子的强电解质,弱电解质的解离度将减少例:HBB-+H++NaB[H+]减少α=[H+]CHB减少+HCl[B-]减少α=[B-]CHB减少二、酸碱平衡移动-3.盐效应在溶液中,加入与弱电解质不相同离子的强电解质,弱电解质的解离度将稍有增大例:HBB-+H+平衡向右移动,加入NaNO3:I增大,±减小,aH+和aB-减小[H+]和[B-]增大,α=[B-]CHB增大=[H+]CHB二、酸碱平衡移动-例：某温度时，HA的Ka=1.0×10-5求(1)0.10mol·L-1HA溶液,HA的解离度。(2)(1)溶液中含强电解质0.10mol·L-1

NaA时,HA的解离度。(3)(1)溶液中含强电解质0.10mol·L-1NaCl时,HA的解离度。解：(1)C/Ka=0.1/1.0×10-5＞500√Kaα=/CHB=1.0×10-2二、酸碱平衡移动-(2)CHA=0.10mol·L-1,CNaA=0.10mol·L-1设：平衡时[H+]=xmol·L-1HAH++A-平衡时x+x0.10.10.1000.10初始时弱电解质

x<<0.10.100.10x≈Ka=[H+]·[A-][HA]=x·0.100.10=x[H+]=x=1.0×10-5(mol·L-1)-xα=1.0×10-4=[H+]CHB-(3)0.10mol·L-1NaCl溶液I=0.10±=0.69Ka=[H+]·[A-][HA]aH+·aA-aHA＋[H+]·－[A-]

[HA]==±

2·

[H+]2CHA[H+]=√KaCHB±=1.4×10-3α=1.4×10-2=[H+]CHBmol·L-1-弱电解质(HA)离解度的影响因素CHA(mol·L-1)0.10[H+](mol·L-1)1.0×10-3α1.0×10-2浓度增大0.201.4×10-30.7×10-2↓同离子效应0.101.0×10-51.0×10-4↓(加入0.10mol·L-1NaA)1.4×10-31.4×10-2↑盐效应0.10(加入0.10mol·L-1NaCl)原始浓度-注意:同离子效应>>盐效应亦包含盐效应(可忽略)浓度增大同离子效应盐效应离解度影响因素减少明显减少稍增大小结:-酸碱溶液pH的计算第四节-求下列溶液的pH值：0.01mol·L-1

HClpH=?0.01mol·L-1

NaOHpH=?0.01mol·L-1

HAcpH=?0.01mol·L-1

NaAcpH=?0.01mol·L-1

H2CO3

pH=?0.01mol·L-1

Na2CO3pH=?0.01mol·L-1

NaHCO3pH=?0.01mol·L-1

NH4AcpH=?212-一、弱酸或弱碱溶液1、一元弱酸(HB)溶液Cmol·L-1HB

溶液(例：HAcHCOOHNH4ClHCN)NH4+-HB在水溶液中的质子转移HB+H2OB-+H3O+H2O+H2OOH-+H3O+

H+H+Ka=[H3O+]·[B-][HB][H3O+]·[OH-]KW=[H3O+]=[B-]+[OH-]得质子产物失质子产物酸碱溶液pH的计算-[HB]=C－[H3O+]Ka=[H3O+]·[B-][HB][H3O+]·[OH-]KW=[OH-]=KW[B-]=Ka(C－[H3O+])[H3O+][H3O+][H3O+]=[B-]+[OH-]∵∴[H3O+]=Ka(C－[H3O+])[H3O+]KW[H3O+]＋酸碱溶液pH的计算-[H3O+]2+Ka[H3O+]－KaC+KW=0(C/Ka≥500，C·Ka≥20KW)可忽略可忽略－KaC=0[H3O+]=√Ka·C最简式酸碱溶液pH的计算-[H3O+]2+Ka[H3O+]－KaC+KW=0(c/Ka＜500，cKa≥20KW)不可忽略可忽略[H3O+]=-Ka+√Ka2+4KaC2近似式-注意是酸→先求[H3O+]→公式中用Ka酸碱溶液pH的计算-例：已知室温下HAc的Ka=1.74×10-5,求0.10mol·L-1HAc溶液的pH值。解：④算出[H3O+]→pH值步骤①先判断HAc的酸碱性②选择公式条件的计算③选择计算公式HAc为酸公式中用Ka求[H3O+]酸碱溶液pH的计算-例：已知室温下HAc的Ka=1.74×10-5,求0.10mol·L-1HAc溶液的pH值。解：∵C/Ka=0.10/1.74×10-5C·Ka＞20KW∴选择[H3O+]=√Ka·C[H3O+]=√0.10×1.74×10-5=1.32×10-3mol·L-1pH=-lg[H3O+]=2.28＞500酸碱溶液pH的计算-例：已知室温下NH3的Kb=1.79×10-5,求0.10mol·L-1NH4Cl溶液的pH值。解：NH4+为酸公式中用Ka求[H3O+]酸碱溶液pH的计算-例：已知室温下NH3的Kb=1.79×10-5,求0.10mol·L-1NH4Cl溶液的pH值。Ka=KwKb=1.0×10-141.79×10-5=5.59×10-10∵C/Ka=0.10/5.59×10-10C·Ka＞20KW∴选择[H3O+]=√Ka·C＞500酸碱溶液pH的计算-例：已知室温下NH3的Kb=1.79×10-5,求0.10mol·L-1NH4Cl溶液的pH值。[H3O+]=√0.10×5.59×10-10=7.48×10-6mol·L-1pH=-lg[H3O+]=5.13酸碱溶液pH的计算-2、一元弱碱(B-)溶液C

mol·L-1B-

溶液(例：NH3HCOONaNaAcNaCN)HCOO-Ac-CN-一、弱酸或弱碱溶液-B-在水溶液中的质子转移B-+H2OHB

+OH-H2O+H2OH3O++OH-

H+H+Kb=[OH-]·[HB][B-][H3O+]·[OH-]KW=[OH-]=[HB]+[H3O+]失质子产物得质子产物酸碱溶液pH的计算-最简式[OH-]2+Kb[OH-]－KbC+KW=0(C/Kb≥500，C·Kb≥20KW)[OH-]=√Kb·C酸碱溶液pH的计算近似式(c/Kb＜500，cKb≥20KW)[OH-]=-Kb+√Kb2+4Kbc2-注意是碱→先求[OH-]→公式中用

Kb比较前面:是酸→先求[H3O+]→公式中用Ka酸碱溶液pH的计算-例：已知室温下NH3的Kb=1.79×10-5,求0.010mol·L-1NH3溶液的pH值。解：④算出→pOH值步骤①先判断NH3的酸碱性②选择公式条件的计算③选择计算公式NH3为碱公式中用Kb求[OH-][OH-]⑤pOH→pH酸碱溶液pH的计算-例：已知室温下NH3的Kb=1.79×10-5,求0.010mol·L-1NH3溶液的pH值。解：∵C/Kb=0.010/1.79×10-5C·Kb＞20KW∴选择[H3O+]=√Kb·C[OH-]=√Kb·C[OH-]=√0.010×1.79×10-5=4.21×10-4mol·L-1＞500酸碱溶液pH的计算-pOH=-lg[OH-]=3.38例：已知室温下NH3的Kb=1.79×10-5,求0.010mol·L-1NH3溶液的pH值。pH=

14－pOH=14－3.38=10.62[H3O+]=1.0×10-14[OH-]pH=-lg[H3O+]=10.62[OH-]=4.21×10-4或：4.21×10-4=2.4×10-11酸碱溶液pH的计算-例：已知室温下HAc的Ka=1.74×10-5,求0.10mol·L-1NaAc溶液的pH值。NaAc→Ac-为碱公式中用Kb求[OH-]酸碱溶液pH的计算-Kb=KwKa=1.0×10-141.74×10-5=5.75×10-10∵C/Kb=0.10/5.75×10-10C·Kb＞20KW∴选择[H3O+]=√Ka·C例：已知室温下HAc的Ka=1.74×10-5,求0.10mol·L-1NaAc溶液的pH值。[OH-]=√Ka·C[OH-]=√Kb·C解:＞500注意酸碱溶液pH的计算-例：已知室温下HAc的Ka=1.74×10-5,求0.10mol·L-1NaAc溶液的pH值。[OH-]=√0.10×5.75×10-10=7.58×10-6mol·L-1pOH=-lg[OH-]=5.12pH=14－5.12=8.88Kb=5.75×10-5酸碱溶液pH的计算-二、多元弱酸弱碱溶液1、多元弱酸(HnB)溶液C

mol·L-1HnB溶液n≥2二元弱酸：H2CO3H2SH2C2O4三元弱酸：H3PO4H3BO4…六元弱酸：H6Y2+(乙二胺四乙酸EDTA)例：-H2CO3在水溶液中的质子转移H2CO3+H2OHCO3-+H3O+HCO3-+H2OCO32-+H3O+H+Ka1=[H3O+]·[HCO3-][H2CO3]Ka2=[H3O+]·[CO32-][HCO3-]第一步第二步=4.46×10-7=4.68×10-11H+酸碱溶液pH的计算-Ka1>>Ka2第一步产生的[H3O+]>>第二步产生的[H3O+]可忽略不计H2CO3+H2OHCO3-+H3O+Ka1=[H3O+]·[HCO3-][H2CO3]与一元弱酸类似酸碱溶液pH的计算-(C/Ka1≥500，C·Ka1≥20KW)[H3O+]=√Ka1·C多元弱酸[H3O+]的计算公式最简式酸碱溶液pH的计算-例：已知室温下H2CO3的Ka1=4.46×10-7,

Ka2=4.68×10-11求0.040mol·L-1H2CO3(饱和)溶液的pH值。解：④算出[H3O+]→pH值步骤①先判断H2CO3的酸碱性②选择公式条件的计算③选择计算公式H2CO3为酸公式中用Ka求[H3O+]酸碱溶液pH的计算-例：已知室温下H2CO3的Ka1=4.46×10-7,

Ka2=4.68×10-11求0.040mol·L-1H2CO3(饱和)溶液的pH值。Ka1>>Ka2第一步产生的[H3O+]>>第二步产生的[H3O+]可忽略不计解：酸碱溶液pH的计算-例：已知室温下H2CO3的Ka1=4.46×10-7,

Ka2=4.68×10-11求0.040mol·L-1H2CO3(饱和)溶液的pH值。解：∵C/Ka1=0.04/4.46×10-7C·Ka1＞20KW∴选择[H3O+]=√Ka1·C[H3O+]=√4.46×10-7×0.040=1.33×10-4mol·L-1pH=-lg[H3O+]=3.29＞500酸碱溶液pH的计算-例：已知室温下H2CO3的Ka1=4.46×10-7,

Ka2=4.68×10-11求0.040mol·L-1H2CO3(饱和)溶液中的

[H3O+]、[HCO3-]、[CO32-]和[OH-]。酸碱溶液pH的计算-H2CO3在水溶液中的质子转移H2CO3+H2OHCO3-+H3O+H+第一步xxHCO3-+H2OCO32-+H3O+第二步H+yC–xKa1=4.30×10-7>>Ka2=5.61×10-11∵∴y<<xKa2=[H3O+]·[CO32-][HCO3-]=x·yx=y+y-y-例：已知室温下H2CO3的Ka1=4.46×10-7,

Ka2=4.68×10-11求0.040mol·L-1H2CO3(饱和)溶液中的[H3O+]、[HCO3-]、[CO32-]和[OH-]。[HCO3-]≈x[CO32-]≈Ka2=1.31×10-4mol·L-1=4.68×10-11mol·L-1[H3O+]=x=1.31×10-4mol·L-1前面已计算酸碱溶液pH的计算-2、多元弱碱(B)溶液C

mol·L-1

Bn-

溶液n≥2例：二元弱碱：Na2CO3Na2SNa2C2O4三元弱碱：Na3PO4Na3BO4…n-CO32-

S2-C2O42-PO43-

BO43-二、多元弱酸弱碱溶液-Na2CO3在水溶液中的质子转移CO32-+H2OHCO3-+OH-HCO3-+H2OH2CO3

+OH-H+Kb1=[OH-]·[HCO3-]Kb2=[OH-]·[H2CO3][HCO3-]第一步第二步=1.78×10-4=2.33×10-8H+[CO32-]-Kb1>>Kb2第一步产生的[OH-]>>第二步产生的[OH-]可忽略不计CO32-+H2OHCO3-

+HO-Kb1=[OH-]·[HCO3-][CO32-]与一元弱碱类似-(C/Kb1≥500，C·Kb1≥20KW)[OH-]=√Kb1·C多元弱碱[OH-]的计算公式最简式酸碱溶液pH的计算-解：步骤Na2SO3为碱公式中用Kb求[OH-]酸碱溶液pH的计算例：已知室温下H2SO3的Ka1=1.54×10-2,

Ka2=1.02×10-7求0.10mol·L-1Na2SO3溶液的pH值。-例：已知室温下H2SO3的Ka1=1.54×10-2,

Ka2=1.02×10-7求0.10mol·L-1Na2SO3溶液的pH值。Kb1=KwKa2=1.0×10-141.02×10-7=9.8×10-8∵C/Kb1=0.10/9.8×10-8C·Kb1＞20KW∴选择[OH-]=√Kb1·C＞500酸碱溶液pH的计算-例：已知室温下H2SO3的Ka1=1.54×10-2,

Ka2=1.02×10-7求0.10mol·L-1Na2SO3溶液的pH值。[OH-]=√0.10×9.8×10-8=9.9×10-5mol·L-1pOH=-lg[OH-]=4.00pH=14－4.00=10.00Kb1=9.8×10-8酸碱溶液pH的计算-[H3O+]=√Ka·C弱酸碱pH值的计算：最简式一元弱酸[H3O+]=√Ka1·C多元弱酸[OH-]=√Kb·C[OH-]=√Kb1·C一元弱碱多元弱碱先求[H3O+]先求[OH-](C/Ki≥500，C·Ki≥20KW)酸碱溶液pH的计算-两性物质两性阴离子NaHCO3NaH2PO4Na2HPO4弱酸弱碱盐NH4AcHCOONH4氨基酸NH2CH2COOHHCO3-H2PO4-HPO42-三、两性物质溶液-两性物质在水溶液中的质子转移HCO3-+H2OCO32-+H3O+HCO3-+H2OH2CO3

+OH-作为酸：作为碱：特例一：HCO3-KaKbNH4+

+H2ONH3+H3O+Ac-

+H2OHAc

+OH-作为酸：作为碱：特例二：NH4AcKa(KNH4+

)Kb(KAc-)酸碱溶液pH的计算-两性物质水溶液的[H3O+]的计算公式:[H3O+]=√Ka·Ka’(C·Ka≥20KW

，C≥20Ka’)作为酸时的酸解离常数KaKa’作为碱时的共轭酸的酸解离常数酸碱溶液pH的计算-例：Cmol·L-1

HCO3-溶液

H2CO3

HCO3-

CO32-Ka1Ka2共轭共轭Ka1·Kb2=KWKa2·Kb1=KWHCO3-[H3O+]=√Ka2·Ka1KaKa’(1)两性阴离子溶液酸碱溶液pH的计算-

H3PO4

H2PO4-

HPO42-Ka1Ka2[H3O+]=√Ka2·Ka1酸碱溶液pH的计算-

H2PO4-

H2PO4-

[H3O+]=√Ka2·Ka1

HPO42-PO43-Ka2Ka3[H3O+]=√Ka3·Ka2酸碱溶液pH的计算-例：已知室温下H2CO3的Ka1=4.46×10-7,

Ka2=4.68×10-11求0.10mol·L-1NaHCO3溶液的pH值。解：NaHCO3为两性物质(C·Ka2≥20KW

，C≥20Ka1)酸碱溶液pH的计算-例：已知室温下H2CO3的Ka1=4.46×10-7,

Ka2=4.68×10-11求0.10mol·L-1NaHCO3溶液的pH值。解：NaHCO3为两性物质[H3O+]=√Ka2·Ka1=√4.68×10-11×

4.46×10-7=4.9×10-9pH=-lg[H3O+]=8.31酸碱溶液pH的计算-NH4Ac[H3O+]=√KNH4+·KHAc(2)由弱酸和弱碱组成的两性物质溶液酸碱溶液pH的计算-例：已知室温下KNH3

=1.79×10-5,

KHAc=1.74×10-5求0.10mol·L-1

NH4Ac溶液的pH值。解：[H3O+]=√KNH4+·KHAcKNH4+=

KwKNH3=1.0×10-141.79×10-5=5.59×10-10[H3O+]≈1.0×10-7pH≈7.00酸碱溶液pH的计算-(三)氨基酸型两性物质溶液NH2CH2COOH+H2ONH2CH2COO-

+H3O+NH2CH2COOH+H2ONH3+CH2COOH

+OH-例：甘氨酸NH2CH2COOHKa=1.56×10-10Kb=2.24×10-12Ka’=Kw/Kb=4.46×10-3酸碱溶液pH的计算-例：求0.10mol·L-1

甘氨酸溶液的pH值[H3O+]=√Ka·Ka’=√1.56×10-10×

4.46×10-3=8.34×10-7pH=6.08Ka=1.56×10-10Ka’=4.46×10-3酸碱溶液pH的计算-注意(1)[H3O+](或pH值)与两性物质浓度C无关

例如:0.10mol·L-1和0.20mol·L-1的NaHCO3溶液[H3O+]各为多少?[H3O+]=√Ka2·Ka1=5.1×10-9pH=-lg[H3O+]=8.34酸碱溶液pH的计算-(1)[H3O+](或pH值)与两性物质浓度无关

(2)pH=12(pKa+pKa’)[H3O+]=√Ka·Ka’-lg-lg酸碱溶液pH的计算-(1)[H3O+](或pH值)与两性物质浓度无关

例如:0.10mol·L-1和0.20mol·L-1的NaHCO3溶液pH各为多少?(2)pH=12(pKa+pKa’)查表:H2CO3的pKa1=6.35pKa2=10.33

pH=12(pKa1+pKa2)=8.34酸碱溶液pH的计算-写出下列[H3O+]的最简式计算公式Cmol·L-1NH4Cl溶液

(已知NH3的Kb)[H3O+]=KwKb·C(2)Cmol·L-1Na2HPO4溶液(已知H3PO4的Ka1、Ka2、Ka3)[H3O+]=√Ka3·Ka2酸碱溶液pH的计算-(3)Cmol·L-1HCOONH4溶液(已知HCOOH的Ka和NH3的Kb)写出下列[H3O+]的最简式计算公式[H3O+]=KwKb·Ka(4)Cmol·L-1苯甲酸钠溶液(已知苯甲酸的Ka)[H3O+]=KwC·Ka酸碱溶液pH的计算-一元弱酸+强碱(等量)共轭弱碱一元弱碱+强酸(等量)共轭弱酸多元弱酸+强碱(等量)共轭弱碱多元弱碱+强酸(等量)共轭弱酸HAc+NaOH(等量)→NaAcNH3+HCl(等量)→NH4+H3PO4+NaOH(等量)→NaH2PO4Na2CO3+HCl(等量)→NaHCO3NaAc

+HCl(等量)→HAc酸碱溶液pH的计算-一元弱酸+一元弱碱(等量)两性物质(“弱酸弱碱盐”)HAc+NH3(等量)→NH4Ac两性物质+强酸(等量)强碱(等量)两性物质弱酸弱碱H2PO4-+NaOH(等量)→HPO42-HPO42-+NaOH(等量)→PO43-H2PO4-

+HCl(等量)→H3PO4酸碱溶液pH的计算-求下列溶液等体积混合后的[H3O+]0.1mol·L-10.1mol·L-10.05mol·L-1HAc+NaOHNaAcNH3+HClNH4ClH2CO3+NaOHNaHCO3NaHCO3+NaOHNa2CO3Na2CO3+HClNaHCO3NaHCO3+HClH2CO3NaAc+NH4NO3

NH4Ac不考虑离子强度酸碱溶液pH的计算-第五节难溶强电解质的沉淀溶解平衡-强电解质易溶难溶难溶强电解质的沉淀溶解平衡-难溶电解质：如AgCl、AgI、AgBr、

CaCO3、BaSO4、CuS、

Mg(OH)2、Fe(OH)3…特点：①溶解度小②溶解的部分100%离解要求：①计算溶解度②判断沉淀的产生和溶解难溶强电解质的沉淀溶解平衡-一、溶度积和溶度积规则固体溶液溶解沉淀当：溶解的速度=沉淀的速度时此时：为溶解平衡状态为难溶电解质的饱和溶液难溶强电解质的沉淀溶解平衡（一）溶度积-例：AgCl（S）溶解沉淀Ag+(aq)+Cl-(aq)平衡时K=[Ag+]·[Cl-][AgCl(S)]常数:K·[AgCl(S)]=[Ag+]·[Cl-]KSP,AgCl=溶度积常数---简称溶度积难溶强电解质的沉淀溶解平衡-严格地:若难溶电解质为:AaBbAaBb(S)=

KSP,AaBb=aAn++bBm-[An+]·[Bm-]注意！[An+]和[Bm-]均为平衡浓度ab难溶强电解质的沉淀溶解平衡-KSP,AaBb=[An+]a·[Bm-]b温度不变(在一定温度下),KSP不变概念解释：“溶度积常数KSP”即：在一定温度下，当[A]增大时，[B]必定下降，Ksp不变；当[B]增大时，[A]必定下降，Ksp不变。难溶强电解质的沉淀溶解平衡-（二）难溶电解质的溶解度与溶度积的关系即：该电解质在水中的饱和浓度。(1)单一难溶电解质的溶解度AaBb(S)→AaBb(aq)→aAn++bBm-Smol·L-1aS

bSKsp=(aS)

﹒(bS)ab平衡时:用Smol·L-1(或g·L-1)表示难溶强电解质的沉淀溶解平衡-Ksp=(aS)

﹒(bS)abKsp=aa﹒bbS=Kspaa﹒bb√a+bAaBb1—1型S=√KspS=√Ksp/41—2型2—3型S=√Ksp/10853·S

a+b难溶强电解质的沉淀