3.3 水溶液中的离子平衡.pptVIP

3.3 水溶液中的离子平衡; 1887年Arrhenius (阿仑尼乌斯) 提出酸碱电离理论：;局限：无法解释Na2CO3、Na3PO4 呈碱性； NH4Cl呈酸性； 无法解释非水溶液中的酸碱行为。;酸：凡是能给出质子的分子或离子; 碱: 凡是能接收质子的分子或离子。 ;共轭酸碱对; 酸碱反应的实质： ; 酸碱质子理论中没有盐的概念。 酸越强，其共轭碱越弱； 碱越强，其共轭酸越弱。;3.3.2 水的离子积和水溶液的pH值; pH和pOH的使用范围一般在0~14之间。在这个范围以外，用物质的量浓度表示酸度和碱度更方便。; 酸碱指示剂 ;3.3.3 弱酸弱碱的电离平衡;Ka 无量纲，常简写为Ka，简称为酸的电离常数。; 电离度; 设酸HA的起始浓度为c0，电离度为a; 当a5% 或 c0/Ka 400时，;当a 5% 或c0/Ka 400 时，如何计算[H+] ？; 2. 一元弱碱; 例3.4：HAc的初始浓度为0.1mol·L-1，求 [Ｈ+]和a？已知Ｋa＝1.76×10-5，; 例 3.5: 求 0.01mol?L-1 的HF 溶液的 [ H+ ]，已知 HF 的 Ka = 6.3?10－4 ;一元弱酸; 3. 多元酸 的电离平衡;如何求 [Ｈ+]?;原因：(1)要克服较强的静电引力； (2)产生了同离子效应。; 例3.6: 计算在 0.10 mol·L–1 H2S溶液中，H+、HS– 和 S2–的浓度，已知：H2S的Ka1 = 1.1×10–7，Ka2 = 1.3×10–13。;所以;例3.7: 计算0.1mol·L-1磷酸中各种离子的浓度。; 多元弱酸H+浓度按一级电离计算：;如何求算?;4.影响弱酸弱碱电离平衡的因素; 盐效应; 例3.8：在0.10 mol·L-1 HAc溶液中H+浓度和电离度是多少？若在该溶液中加入固体NaAc，使其浓度为0.10 mol·L-1 ，求该溶液的H+浓度和电离度?;3.3.4 缓冲溶液; 缓冲溶液的组成; 缓冲溶液的pH值计算; 2.弱碱及其盐体系; 缓冲溶液的选择和配制;缓冲溶剂; (1) 缓冲对的浓度越大，缓冲溶液的缓冲容量越大。;　　例3.9：求 300mL 0.50mol·L-1 H3PO4和 500mL 0.50mol·L-1NaOH的混合溶液的pH值。; 例 3.10：求 0.10 mol·L-1 HAc 和 0.10 mol·L-1 NaAc 组成的缓冲溶液的pH，向 1 L 该缓冲溶液中，加入 0.01 mol盐酸时，pH 变成多少？忽略加入酸时的体积变化。已知 HAc 的 Ka = 1.8 ? 10－5 。; 加入 0.01 mol 盐酸 ，即引入 0.01mol H+; 盐的水解：盐电离出的离子与溶液中水电离出的H+和OH– 作用产生弱电解质的反应。; 强酸弱碱盐的水解;知识回顾：; 方法一：; 水解度h的计算：; 强碱弱酸盐的水解; 与多元弱酸一样，多元弱酸盐的水解是分步进行的。;请按平衡关系推导出Kh1和Kh2;Na3PO4的三级水解平衡常数; 例3.11: 计算0.10 mol·L-1 Na2CO3溶液的pH和水解度h。Ka1= 4.30×10-7，Ka2 = 5.61×10-11;(2) 计算水解度;以NH4Ac为例;溶液pH值的计算 ; H+ 将与生成的 OH－ 结合成 H2O 而被消耗掉。;碱性 如NH4CN; 酸式盐的水解;思考题：;SnCl2的水解：; 稀释有利于水解; 实验：把淡黄色的FeCl3溶液加入到沸水中，观察实验现象。;知识总结：;强碱弱酸盐的水解;3.3.6 难溶电解质的沉淀溶解平衡; 在一定温度下，体系达到溶解平衡时，一定量的溶剂中含有溶质的质量，叫做溶解度。符号：s。 　 对水溶液来说，通常以饱和溶液中每100g 水所含溶质的质量来表示；一般溶解度低于0.01g/100g水的物质称为难溶物。;(2) 溶度积; 溶度积与溶解度的换算; 例3.12: 已知25℃时Ksp(AgCl)=1.56×10-10，Ksp(Ag2CrO4)=9.0×10 –12，分别求出AgCl和Ag2CrO4的溶解度s，并比较大小？;设Ag2CrO4溶解度为s2，; 不同类型的难溶电解质不能直接用溶度积比较其溶解度的相对大小; 同类型的难溶电解质，其Ksp大的s 也大