第三章 溶液中的离子平衡概述.ppt

第三章 溶液中的离子平衡 §3-1 弱电解质的解离平衡 （二）溶液pH 值的控制 1、缓冲溶液(buffer solution)的概念 （1）定义：能抵抗少量外来酸、碱或稀释的冲 击，其pH值基本保持不变的溶液。 （2）组成： 弱酸－弱酸盐： 弱碱－弱碱盐： 组成缓冲溶液的两种物质称为缓冲对。 （3）缓冲原理：以HAc－NaAc为例。 加H＋：解离平衡左移，H＋与Ac－结合成HAc，建立新的平衡后，消耗了少量Ac－，HAc浓度略有增大，而H＋浓度基本不变。（实际上是溶液中大量的Ac－中和了H＋，抵抗了酸的影响。） 加OH－：H＋浓度降低，这时解离平衡右移，建立新的平衡后，HAc浓度略有降低，Ac－浓度略有增大，而H＋浓度基本不变。（溶液中大量HAc的存在补充了被OH－中和的H＋，抵抗了碱的影响）。 2、缓冲溶液pH值的计算 设达平衡时，缓冲对的浓度分别为：c(NH3)、 c(NH4+)，OH－的浓度为x mol?dm-3： 平衡：c(NH3)-x x c(NH4+)+x 以 为例： 1)弱碱-弱碱盐 ∵存在同离子效应， NH3的解离度非常小，所以可作近似计算： 2）弱酸－弱酸盐： 以 为例 弱酸-弱酸盐 pH= pKa? - lg 缓冲溶液计算公式小结： 弱碱-弱碱盐 pOH = pKb? - lg 配制缓冲溶液的原则：根据要求配制的pH 值，来选取pKa? （或14-pKb? ）与pH 相近的缓冲对体系，然后通过调节缓冲对的浓度比值，使pH值达到要求的大小。 【例】 用浓度均为0.1 mol?dm-3的NH3?H2O和NH4Cl水溶液配制10 cm3 pH=9的缓冲溶液，需要氨水和氯化铵水溶液各多少？ 已知pK(NH3)=4.75 解：设需NH3?H2O x cm3 即需要氨水3.6cm3 则需NH4Cl：10-3.6 = 6.4 cm3 【例】 在90 cm3 HAc-NaAc缓冲溶液中（HAc、NaAc浓度均为0.1 mol·dm－3）加入10cm3 0.01 mol·dm-3 HCl，求溶液的pH值。若加入10 cm3 0.01 mol·dm-3 NaOH，溶液的pH值又是多少？ 已知： 解：未加酸碱前： 加10 cm3 0.01 mol·dm-3HCl后，体积变化对浓度发生影响： 起始浓度： 平衡时： 0.091-x x 0.089+x 假设，加入的盐酸全部转化为HAc 加入HCl后，HAc浓度为0.09+0.001=0.091， Ac-浓度为0.09-0.001=0.089 (2) 加10 cm3 0.01 mol?dm-3 NaOH后，起始浓度： 设平衡时： 则： 加入的NaOH全部与HAc反应生成Ac-，反应后： C（HAc）=0.09-0.001=0.089mol·dm-3 C（Ac-）=0.09+0.001=0.091mol·dm-3 未加酸碱原溶液 4.75 加入10cm3 HCl后 4.74 加入10cm3 NaOH后 4.76 PH 请大家计算在90 cm3 H2O中分别加入10cm3 0.01 mol·dm-3 HCl，和加入10 cm3 0.01 mol·dm-3 NaOH，溶液的pH值各是多少？ 解：没加酸碱前，为纯水 PH=7 加入HCl后，HCl=H++Cl- 加入NaOH后，NaOH=Na++OH- 请大家思考： 在本题缓冲溶液中加入10dm-3水，溶液的PH=？ §3-2 盐类的水解 一、盐类水解的概念 盐类水解实质上是酸碱中和反应的逆反应： 酸 + 碱 中 和 盐 + 水 水 解 因NaAc是强电解质，在水中完全解离，上反应一般写为： 通常写为： 根据盐的组成不同，盐类水解可以分为三种类型： （1） 强酸弱碱盐的水解：NH4Cl 正离子水解（生成弱碱），溶液显酸性 （2） 强碱弱酸盐的水解：NaAc 负离子水解（生成弱酸），溶液显碱性 （3） 弱酸弱碱盐的水解：NH4Ac 双水解（生成弱酸、弱碱） 这类溶液的酸碱性取决于正负离子水解程度的相对强弱。正离子水解强：酸性；负离子水解强：碱性。 ∴Al2S3不能存在在水溶液中。 ∵K?(NH3)≈K?(HAc) ∴NH4Ac溶液显中性。 这类水解进行的程度都比较大，因为正、负离子的水解相互促进。如果水解产物中有气体、沉淀生成，水解反应就可以完全进行到底。如：Al2S3 ： 多元弱酸或多元弱碱生成的盐，水解