无机化学 酸碱平衡与沉淀-溶解平衡01.pptVIP

第一节 酸和碱 酸碱质子理论的优点 (二) 酸碱的强弱(以水为溶剂进行比较) 注意：K只与物质的本性和温度T有关，与浓度无关。 水的离子积适用于纯水和所有稀水溶液。 任何物质的水溶液都同时含[H+]、[OH-]， 同一溶液中，始终保持[H+] [OH-]=1.0×10-14 Ka与Kb成反比，说明酸愈弱，其共轭碱愈强；碱愈弱，其共轭酸愈强。 计算酸性溶液中[H+]浓度、pH值的步骤 一元弱酸（HA）和一元弱碱B的浓度计算公式 (二)盐效应 第三节 缓冲溶液 Explainations: 例 :HAc-NaAc 体系 HAc ? H+ + Ac- NaAc → Na+ + Ac- 加OH- HAc → H+ + Ac- 释放H+ pH不会显著升高 HAc为 抗碱成分; 1、 Henerson-Hasselbalch Equation 令H+浓度为x 例 欲配制pH=4.70的缓冲溶液500 cm3，问应该用50 ml、1.0 mol/L 的NaOH 水溶液和多少ml 的1.0 mol/L的HAc 水溶液混合，并需加多少水？ 解： Ka(HAc) = 1.76 × 10－5 , pH=4.70，[H3O+]= 2.0 × 10－5 mol/L ， [HAc ]/[Ac–]= [H3O+] /Ka= 2.0×10－5/1.76×10－5 = 1.1 [Ac–] 由NaOH 与HAc 中和而来， [Ac–] = 1.0 ×50 / 500 [HAc ]由NaOH 和HAc 用量的差值而定， [HAc ] = ( 1.0 ×VHAc – 1.0 × 50) / 500 [HAc ]/[Ac–] = 1.1 = ( 1.0 ×VHAc – 1.0 × 50) / 1.0 × 50 即 VHAc＝ 105 ml 混合溶液中需加水：500-105-50 = 345 ml 2. 缓冲范围 当缓冲溶液的总浓度一定时，缓冲比愈接近1，缓冲容量愈大；缓冲比愈远离1时，缓冲容量愈小。 当缓冲比大于10:1或小于1:10时，可认为缓冲溶液已基本失去缓冲作用的能力。 三、 缓冲溶液的选择和配制 1. 选择合适的缓冲系 当ca= cb时，pH = pKa。选择pKa与所需pH值相等或相近的共轭酸，可保证有较大的缓冲能力。 例 欲配制pH = 5.0的缓冲溶液 应选择体系NaAc - HAc体系，pKa = 4.74 欲配制pH = 9.0的缓冲溶液， 应选择NH3-NH4Cl体系, pKb = 4.74, pKa = 9.26 2. 如pKa与pH 不相等，则按所要求的pH，利用缓冲公式算出所需的cb / ca 碱 储 在体内，HCO3-是血浆中含量最多的抗酸成分，在一定程度上可以代表血浆对体内所产生非挥发性酸的缓冲能力，所以将血浆中的HCO3-称为碱储。 小 结 掌握酸碱质子理论的概念； 掌握水的离子积常数KW、pH值的含义。 掌握一元弱酸弱碱的质子传递平衡；并熟练掌握一元弱酸弱碱pH值计算的最简公式及其适用范围 掌握同离子效应和盐效应的概念。 掌握缓冲溶液的概念、组成和作用机理，了解缓冲溶液的选择与配制及缓冲溶液pH值的计算方法 H2S H+ + HS- HS- H+ + S2- 例5－4 计算0.1 mol dm-3的H2S水溶液的[H+] 、 [S2-] 。 c/Ka1 ≥500， Ka1 Ka2 S2-是HS- 释放质子的产物，根据Ka2计算[S2-] [H+] ≈[HS－] [S2-]＝ Ka2 采用酸碱指示剂 ── 甲基橙 (橙红色) 变色范围 pH： 3.1～4.4 红色 ←──→黄色 2. HAc ? Ac- + H+ 加Ac-,平衡左移 四、同离子效应和盐效应 (一)同离子效应 HAc + H2O H3O+ + Ac- Ac– + Na+ ←NaAc 平衡向左移动 同离子效应： 在弱酸或弱碱的水溶液中，加入与弱酸或弱碱含有相同的离子的易溶性强电解质，使弱酸或弱碱的解离度降低的现象。 一定温度时的醋酸稀溶液中： 降低 降低 [例]计算(1) 0.10 mol·l-1HAc溶液的H+浓度及电离度.已知 HA