第5章酸碱平衡与沉淀溶解平衡浅析.pptVIP

第5章 酸碱平衡与沉淀溶解平衡;4、理解溶度积常数的意义，掌握溶度积常数和溶解度之间的关系。 5、掌握溶液度积原理的应用，并熟练掌握有关计算。 6、了解沉淀反应在分析化学中的应用。;S.Arrhenius(1859～1927);5.1.1酸碱质子理论 ;酸(A) 质子 ＋ 碱(B);常见共轭酸碱对;5.1.1.2. 酸碱反应 ; 电解质的离解反应就是水与电解质分子间的质子传递反应。酸离解出质子给水，转变为共轭碱： ;(2) 中和反应; 质子理论中没有盐的概念，盐的水解反应也是质子传递的酸碱反应。;(4) 水的质子自递反应;298 1.008×10-14 303 1.469×10-14 313 2.920×10-14 323 5.474×10-14 333 9.610×10-14 373 5.500×10-13;5.1.2酸碱电子理论;电子理论的优缺点: 1.优点: 酸碱电子理论是目前应用最为广泛的酸碱理论。 2.缺点: 对酸碱认识过于笼统，不易掌握酸碱的特征，也使不同类型反应之间的界限基本消除，最大的缺点是不易确定酸碱的相对强度。 ;5.2.1一元弱酸弱碱的解离平衡;分子分母同乘[H+]，则：;∴共轭酸碱解离常数之间的关系为：;5.2.1.3解离常数和解离度的关系 ; HAc(aq) H+(aq) + Ac－(aq) ;为稀释定律表达式。;同一弱电解质的解离度与其相对浓度的平方根成反比，即溶液越稀，解离度越大； 相同浓度的不同弱电解质的解离度与解离常数的平方根成正比，即解离常数越大，解离度也越大；;【例】已知常温时0.1mol·L-1HAc溶液的解离度是1.33%，求0.5 mol·L-1HAc溶液的α又为多少？这两种醋酸溶液中H+浓度各为多少？;5.2.1.4一元弱酸（碱）溶液中c(H+)或c(OH－)的计算;【例】将2.45 g固体NaCN配制成500 ml水溶液，计算此溶液的酸度。已知HCN的Kaθ＝4.93×10-10。;5.2.2多元弱酸弱碱的解离平衡;合并H2CO3的两次解离反应;解：;● 对于二元弱酸 ，当 Ka1θ Ka2θ时，c(酸根离子) ≈ Ka2θ ，而与弱酸的初始浓度无关. 如对于H2S，c(S2－) ≈Ka2θ ,但 c(H+) ≠2 c(S2－);5.2.3两性物质水溶液酸度的计算;5.2.4 酸碱平衡的移动;解：;5.2.4.2 溶液酸度的影响;5.2.4.3 盐效应;5.3 酸碱缓冲溶液;缓冲溶液的组成：弱酸及其共轭碱，弱碱及其共轭酸和两性物质;5.3.2缓冲溶液pH的计算;【例】计算0.1mol·L-1NH4Cl和0.1mol·L-1NH3·H2O各1L混合后溶液的pH值。如在溶液中分别加入：⑴0.02 mol的HCl；⑵0.02 mol的NaOH；⑶等体积的水。溶液的pH值分别是多少？pKb=4.75;解：⑵若向此溶液中加入0.02mol的NaOH后，设加入的OH－完全与NH4+作用生成NH3·H2O;5.3.3缓冲容量和缓冲范围 ;选择依据：;【例】配制pH=5的缓冲溶液500ml，如果缓冲溶液中HAc浓度为0.2mol·L-1，需浓度均为1mol ·L-1的HAc和NaAc各多少毫升？(pKa θ =4.75);5.4 难溶电解质;Ksp θ =[Am+]n[Bn－]m; ;【例】已知Ag2CrO4在室温时,Kspθ= 1.12×10-12，求室温时 Ag2CrO4的溶解度。;总结：设溶解度S ( mol·L-1 ）;物质;5.5 难溶电解质沉淀的生成与溶解;例 在c(MnCl2) = 0.1 mol·dmˉ3的溶液中通入H2S气体至饱和。如果加入盐酸以控制条件，试计算开始析出MnS沉淀和沉淀完全 [c(Mn2+) 10-5 mol·dm-3]时溶液的pH。 已知Kspθ(MnS)=3.0×10-14，Ka1θ(H2S)=1.3×10-7，Ka2(H2S)=7.1×10-15;⑵当溶液中c(Mn2+) = 10ˉ5 mol·dmˉ3时，溶液的pH计算如下：;5.5.1.3同离子效应 ; 同离子效应使难溶电解质的s减小，使沉淀反应更趋完全。但沉淀剂过量要适当，否则，易发生盐效应而使沉淀的溶解度增大。所以沉淀剂一般过量20~50%为宜。此时可认为沉淀完全（即指溶液中残留该离子的浓度小于或等于1.0×10-5 mol·dm-3）;5.5.2.1酸碱反应;例:今有ZnS和HgS两种沉淀各0.1mol