化學(xué)第三章 離子平衡

1、化學(xué)第三章 離子平衡第1頁，共40頁，2022年，5月20日，23點56分，星期一13.1 稀溶液的濃度表示法 二版P13，三版P13質(zhì)量摩爾濃度 bB物質(zhì)的量濃度cB例3.1 23克乙醇溶于500克水中，此溶液的密度是0.992gml-1。計算：（1）乙醇的質(zhì)量摩爾濃度bB ；（2）乙醇的物質(zhì)的量濃度cB（體積摩爾濃度）；A溶劑水，B 溶質(zhì)乙醇粗略計算時， CBbB第2頁，共40頁，2022年，5月20日，23點56分，星期一23.1 稀溶液的濃度表示法 13質(zhì)量分?jǐn)?shù)wB 物質(zhì)的量（摩爾）分?jǐn)?shù)xB例3.1 23克乙醇溶于500克水中，此溶液的密度是0.992gml-1。計算：（3）乙醇的質(zhì)量

2、分?jǐn)?shù)wB；（4）乙醇的摩爾分?jǐn)?shù)xB。第3頁，共40頁，2022年，5月20日，23點56分，星期一3第三章 水溶液中離子平衡（第二版第九、十一章，第三版第九章）3.1 稀溶液的濃度表示法3.2 酸堿理論3.2.1 電離理論3.2.2 酸堿質(zhì)子理論3.3 酸和堿在水溶液中的解離平衡3.4 酸堿緩沖溶液3.5 酸堿指示劑3.6 難溶強電解質(zhì)的沉淀-溶解平衡第4頁，共40頁，2022年，5月20日，23點56分，星期一43.2 酸堿理論本節(jié)學(xué)習(xí)教材的同時參考普通化學(xué)（第五版）浙江大學(xué)普化教研組編 P1193.2.1 電離理論（1884 Arrhenius 提出）二版P262 ，三版P284（1）在水

3、溶液中解離出的正離子全部是H+的化合物是酸。 （2） 在水溶液中解離出的負(fù)離子全部是OH的化合物是堿。 （3）酸堿反應(yīng)的實質(zhì) H+ + OH H2O（4）阿侖尼烏斯理論的缺點 把酸堿的定義和酸堿的反應(yīng)局限于水溶液。 把堿限制為氫氧化物。？NH3？Na2CO3第5頁，共40頁，2022年，5月20日，23點56分，星期一53.2.2 酸堿質(zhì)子理論 1. 酸堿的定義與共軛關(guān)系 1. 酸堿的定義與共軛關(guān)系acid base凡是能給出質(zhì)子(proton)的物質(zhì)(分子或正負(fù)離子)都是酸凡是能夠接受質(zhì)子的物質(zhì)(分子或正負(fù)離子)都是堿。共軛酸 質(zhì)子 共軛堿共軛酸與它的共軛堿必定同時出現(xiàn)，形成共軛關(guān)系，稱為共

4、軛酸堿對HCl H+Cl- HAC H+AC- H2S H+HS- HS- H+S2-NH4+ H+NH3第6頁，共40頁，2022年，5月20日，23點56分，星期一63.2.2 酸堿質(zhì)子理論 2. 酸堿反應(yīng) （1） 酸堿反應(yīng)的實質(zhì)：共軛酸堿對之間的質(zhì)子傳遞過程 HCl+NH3NH4+Cl-（2）酸堿反應(yīng)的趨勢：爭奪質(zhì)子的結(jié)果，總是強堿取得質(zhì)子，而強酸給出質(zhì)子。強酸(1) + 強堿(2) 弱堿(1) + 弱酸(2) HCl+NH3NH4+Cl-該反應(yīng)正向進行，因為酸性：HCl NH4+,堿性：NH3 Cl-第7頁，共40頁，2022年，5月20日，23點56分，星期一7第三章課堂練習(xí)以下物質(zhì)

5、，哪些是酸？寫出其共軛堿。哪些是堿？寫出其共軛酸。哪些是酸堿兩性物質(zhì)？HAc, NH3, H3PO4Ac-, NH4+, H2PO4-,HPO42-, PO43-, HS- ,H2O, H3O+,Cl-,共軛酸共軛堿共軛酸共軛堿第8頁，共40頁，2022年，5月20日，23點56分，星期一83.2.2 酸堿質(zhì)子理論3. 酸的相對強度和堿的相對強度酸的解離平衡：酸的解離常數(shù)（酸度常數(shù)）Ka越大，酸解離越徹底，使c(H+)越大，使溶液的酸性越強,稱為該酸的酸性越強。HAH+ + A-酸KaH2SO31.5410-2H3PO47.5210-3HAc1.7610-5H2S9.110-8NH4+5.65

6、10-10 酸的解離常數(shù)第9頁，共40頁，2022年，5月20日，23點56分，星期一93. 酸的相對強度和堿的相對強度酸給出質(zhì)子的能力越強，該酸的酸性就越強,其共軛堿結(jié)合質(zhì)子的能力越弱，其共軛堿的堿性越弱共軛堿的解離平衡：HAH+ + A- A-+H2OHA+ OH-第10頁，共40頁，2022年，5月20日，23點56分，星期一103.2.2 酸堿質(zhì)子理論 3. 酸的相對強度和堿的相對強度酸給出質(zhì)子的能力越強，該酸的酸性就越強,其共軛堿的堿性越弱酸性增強酸質(zhì)子堿堿性增強HCl=H+Cl-H3O+=H+H2OHSO4-= H+SO42-H3PO4= H+H2PO4-HAc= H+Ac-H2C

7、O3= H+ HCO3-H2S= H+ HS-NH4+= H+ NH3酸KaH2SO31.5410-2H3PO47.5210-3HAc1.7610-5H2S9.110-8NH4+5.6510-10第11頁，共40頁，2022年，5月20日，23點56分，星期一11第三章 水溶液中離子平衡（第二版第九、十一章，第三版第九章）3.1 稀溶液的濃度表示法3.2 酸堿理論3.3 酸和堿在水溶液中的解離平衡3.3.1 一元弱酸和弱堿的解離平衡3.3.2 多元弱酸(堿)的解離平衡3.3.3 離子酸、離子堿的解離平衡3.4 酸堿緩沖溶液3.5 酸堿指示劑3.6 難溶強電解質(zhì)的沉淀-溶解平衡第12頁，共40頁

8、，2022年，5月20日，23點56分，星期一123.3 酸和堿在水溶液中的解離平衡 3.3.1 一元弱酸和弱堿的解離平衡普化P120 標(biāo)準(zhǔn)解離平衡常數(shù)Ka,Kb其值越大表示該酸(堿)的解離平衡進行得越徹底, 酸(堿)性越強酸性: HAc強于H2CO3解離度：KapKa0.1mol/L的酸溶液C(H+) 0.1mol/L的酸溶液HAc1.7610-54.751.3310-31.3310-2H2CO34.3010-76.372.0710-42.0710-3第13頁，共40頁，2022年，5月20日，23點56分，星期一133.3 酸和堿在水溶液中的解離平衡 一元弱酸和弱堿的解離平衡普化120例3

9、-3298.15K時，Ka(HAc)=1.7610-5，求0.10 molL-1HAc溶液中的H+、Ac-的濃度、溶液的pH值及HAc的解離度。解法一：設(shè)c(H+)=x molL-1 HAc= H+Ac- 開始濃度 c 0 0平衡濃度 c-x x x第14頁，共40頁，2022年，5月20日，23點56分，星期一143.3 酸和堿在水溶液中的解離平衡 3.3.1 一元弱酸和弱堿的解離平衡普化120稀釋定律：弱酸的解離度與c0.5成反比，濃度越稀，解離度越大。弱酸溶液的H+的濃度與Ka0.5成正比，Ka越大， H+的濃度越大。第15頁，共40頁，2022年，5月20日，23點56分，星期一153

10、.3 酸和堿在水溶液中的解離平衡 3.3.1 一元弱酸和弱堿的解離平衡普化1202.一元弱酸、弱堿的解離平衡與有關(guān)計算例3-4298.15K時，Kb(NH3)=1.7710-5，求0.10 molL-1NH3溶液中的OH-的濃度和溶液的pH值。解：設(shè)c(OH-)=x molL-1NH3+H2O=NH4+OH-開始濃度 c 0 0平衡濃度 c-x x x第16頁，共40頁，2022年，5月20日，23點56分，星期一16多元弱酸(堿)的解離平衡 122多元弱酸、堿解離平衡的特點（1）多元弱酸(堿)分步（分級） 解離（2） Ka1Ka2，因此二級解離很困難，可以忽略二級解離，按照一級解離的Ka1計

11、算例3-5 常溫常壓下，H2S在水中的溶解度為0.10 molL1，試求H2S飽和溶液的pH值。已知H2S的Ka1=9.110-8, Ka2=1.110-12,解：第17頁，共40頁，2022年，5月20日，23點56分，星期一17離子酸、離子堿的解離平衡共軛酸的Ka與共軛堿的Kb之間的關(guān)系化學(xué)手冊不易查到離子酸、離子堿的解離常數(shù)。但根據(jù)分子酸的Ka ，可推算其共軛離子堿的Kb 。例3-6 298.15K時，Ka(HAc)=1.7610-5，求0.10 molL-1NaAc溶液的pH值。提示：Na+是中性，只需考慮離子堿Ac-的解離平衡解： Ac- +H2O=HAc+ OH-開始濃度 0.1

12、0 0平衡濃度 0.1-x x x提問：該反應(yīng)的平衡常數(shù)是Ka還是Kb？第18頁，共40頁，2022年，5月20日，23點56分，星期一18離子酸、離子堿的解離平衡共軛酸的Ka與共軛堿的Kb之間的關(guān)系化學(xué)手冊不易查到離子酸、離子堿的解離常數(shù)。但根據(jù)分子酸的Ka ，可推算其共軛離子堿的Kb 。練習(xí)題：20.0ml濃度為-1 NH3與20.0ml濃度為-1 HCl溶液混合,求溶液的pH值。已知Kb(NH3)=1.7610-5 提示： NH3與HCl反應(yīng)生成NH4Cl,Cl-是中性,只需考慮離子酸NH4+的解離平衡。第19頁，共40頁，2022年，5月20日，23點56分，星期一19第4次作業(yè)補充題

13、用所給數(shù)據(jù)計算以下各溶液的pH值，各溶液的濃度都為0.10 moldm-3。 HClHAcH2SNH3NH4ClNaAcH2CO3Na2SKaKbHAc1.7610-5H2S9.110-8,1.110-12NH31.7710-5H2CO34.310-7,5.6110-11第20頁，共40頁，2022年，5月20日，23點56分，星期一20第4次作業(yè)補充題求兩個溶液等體積混合后的pH值，混合前各溶液的濃度都為0.10 moldm-3。 強酸+弱酸：HCl+ HAc（或NH4Cl）強堿+弱堿：NaOH+NH3（或NaAc）強酸+強堿: HCl+NaOH 強酸+弱堿：HCl+ NaAc （或NH3）

14、強堿+弱酸：NaOH+ HAc （或NH4Cl）20cm30.100moldm-3 的氨的水溶液,與10cm3 0.100moldm-3 HCl溶液混合，求pH值。KaKbHAc1.7610-5NH31.7710-5第21頁，共40頁，2022年，5月20日，23點56分，星期一213.3.3 弱酸和弱堿的解離平衡普化1203.離子酸、離子堿的解離平衡共軛酸的Ka與共軛堿的Kb之間的關(guān)系 123例3-7計算濃度為-1 Na2CO3溶液的pH值。已知：Ka1(H2CO3)=4.210-7 Ka2(H2CO3)=5.610-11解：Na+是中性，只需考慮離子堿CO32-的解離平衡:CO32-的共軛

15、酸是HCO3- ， HCO3-的Ka是Ka2(H2CO3)=5.610-11 ，CO32- +H2O=H CO3- +OH-開始濃度 0.1 0 0平衡濃度 0.1-x x x第22頁，共40頁，2022年，5月20日，23點56分，星期一223.3.3 弱酸和弱堿的解離平衡 3.3.6 同離子效應(yīng)弱酸、弱堿的解離平衡的移動：溫度，濃度HAc= H+Ac-向HAc溶液中加入NaAc ，由于Ac-濃度增大，平衡逆向移動， HAc的解離度減小,同時H+濃度減小，PH值增大。NH3+H2O=NH4+OH-向NH3溶液中加入NH4Cl ，由于NH4+濃度增大，平衡逆向移動， NH3的解離度減小,同時O

16、H-濃度減小，PH值減小。在弱酸（堿）溶液中加入它的共軛堿（酸），可以減小它的解離度，從而減少H+ （ OH- ）濃度，稱為同離子效應(yīng)。共軛酸堿共存溶液的作用：緩沖外來的酸堿，穩(wěn)定PH值。第23頁，共40頁，2022年，5月20日，23點56分，星期一233.4 酸堿緩沖溶液(Buffer solution) 普化125 緩沖溶液的定義及組成緩沖溶液的組成：溶液中同時含大量的弱酸（堿），和其共軛堿（酸）。HAc-NaAcNH3 - NH4Cl緩沖溶液的pH值=弱酸 的 pKa(=-lgKa)加入1molL-1HCl溶液1ml加入1molL-1NaOH溶液1ml升水pH=7pH=3pH=11升0

17、.1molL-1HAc0.1molL-1NaAc溶液pH=4.75pH=4.74pH=4.76升0.1molL-1NH30.1molL-1NH4Cl溶液pH=9.25pH=9.24pH=9.26第24頁，共40頁，2022年，5月20日，23點56分，星期一243.4 酸堿緩沖溶液(Buffer solution) 普化125 緩沖溶液pH值的計算例3-3298.15K時，Ka(HAc)=1.7610-5，求0.10 molL-1HAc溶液中的H+、Ac-的濃度、溶液的pH值。解: HAc= H+Ac-例3-7計算0.1molL-1HAc0.1molL-1NaAc緩沖溶液的pH值及HAc的解離

18、度。解: 設(shè)溶液中c(H+)=x molL-1 HAc= H+Ac-開始濃度 0.1 0 0.1平衡濃度 0.1-x x 0.1+x開始濃度 0.1 0 0平衡濃度 0.1-x x x第25頁，共40頁，2022年，5月20日，23點56分，星期一25 緩沖溶液pH值的計算：緩沖溶液與弱酸溶液的對比0.1molL-1HAc0.1molL-1NaAc緩沖溶液 HAc = H+ + Ac-平衡濃度 0.1 1.7610-5 0.10.1molL-1HAc溶液 HAc = H+ + Ac-平衡濃度 0.1 1.3310-3 1.3310-3原因：緩沖溶液中有共軛堿，使共軛酸的解離平衡逆向移動，從而使

19、共軛酸的解離度減小,同時H+濃度減小，pH值減小。緩沖溶液中弱酸的解離度遠小于弱酸溶液中弱酸的解離度。第26頁，共40頁，2022年，5月20日，23點56分，星期一26 緩沖溶液的作用：當(dāng)向其中加入少量的強酸，強堿或水，其pH值基本保持穩(wěn)定0.1molL-1HAc0.1molL-1NaAc緩沖溶液 HAc = H+ + Ac-平衡濃度 0.1 1.7610-5 0.1加入0.01 molHCl 0.11 2.1510-5 0.09加入0.01 molNaOH 0.09 1.4410-5 0.11共軛酸 H+ + 共軛堿 （抗堿組分） （抗酸組分）向緩沖溶液中加入強酸：強酸與Ac-結(jié)合成為HA

20、c，使Ac-濃度略有減小，使HAc濃度略有增加，使平衡稍向右移動，使H+濃度略有增加,因此pH值幾乎不變。向緩沖溶液中加入強堿：強堿與HAc結(jié)合成為Ac-，使Ac-濃度略有增加，使HAc濃度略有減小，使平衡稍向 左移動，使H+濃度略有減少,因此pH值幾乎不變。第27頁，共40頁，2022年，5月20日，23點56分，星期一273.4 酸堿緩沖溶液(Buffer solution) 普化125 緩沖溶液pH值的計算例3-7計算0.1molL-1NH30.1molL-1NH4Cl緩沖溶液的pH值， 已知Kb(NH3)=1.7710-5，緩沖溶液的pOH=弱堿 的 pKb解：設(shè)c(OH-)=x mo

21、lL-1 NH3+H2O= OH- +NH4 開始濃度 0.1 0 0.1平衡濃度 0.1-x x 0.1+x第28頁，共40頁，2022年，5月20日，23點56分，星期一283.4 酸堿緩沖溶液(Buffer solution) 普化125 緩沖溶液的選擇所選緩沖對的 pKa 值（或 pKb 值）盡可能的接近要配溶液的pH值（或pOH值）共軛酸與堿的濃度相近，并且濃度較大，使緩沖容量大 ，能抵抗更多的外來酸堿需要穩(wěn)定的pH值緩沖溶液組成弱酸及 pKapH=5HAc-NaAcHAc4.75pH=7KH2PO4-K2HPO4H3PO42.12，7.20,12.36pH=9NH3-NH4ClNH

22、3 pKb =4.75思考： 配制pH=7.0的緩沖溶液,選用 緩沖對。已知H3PO4 ：Ka1=6.710-3 ； Ka2 =6.210-8 ；Ka3=4.510-13 第29頁，共40頁，2022年，5月20日，23點56分，星期一293.6 難溶強電解質(zhì)的沉淀-溶解平衡本節(jié)教材是現(xiàn)代化學(xué)基礎(chǔ)第二版第十一章 P310，或第三版第九章P301溶解度：在一定溫度下，達到溶解平衡時，一定量的溶劑中含有溶質(zhì)的量。易溶物質(zhì)：1g/100g水微溶物質(zhì)： 0.01g1g/100g水難溶物質(zhì)： 0.01g/100g水難溶強電解質(zhì)在水中溶解的那部分,完全解離。 AgCl是難溶強電解質(zhì)，在水中達到溶解平衡后得

23、到AgCl的飽和溶液:AgCl(s)=Ag+(aq)+Cl-(aq)第30頁，共40頁，2022年，5月20日，23點56分，星期一303.6 難溶強電解質(zhì)的沉淀-溶解平衡 3.6.1 沉淀-溶解平衡和標(biāo)準(zhǔn)溶度積常數(shù) 1. 標(biāo)準(zhǔn)溶度積常數(shù)(solubility product)AmBn(s) mAn+(aq) + nBm-(aq) Ksp（AmBn） =ceq(An+)/cmceq(Bm-)/cn Ksp的意義：相同類型的難溶電解質(zhì)， Ksp越大，溶解度越大 敘述：一定溫度下，難溶電解質(zhì)的飽和溶液中，各組分離子相對濃度冪的乘積是一常數(shù)。簡寫：Ksp(AmBn) =ceq (An+) mceq

24、(Bm-) n Ag2CrO4(s) = 2Ag+CrO4-(aq)Ksp（Ag2CrO4）=ceq (Ag+) 2ceq (CrO4-)第31頁，共40頁，2022年，5月20日，23點56分，星期一313.6 難溶強電解質(zhì)的沉淀-溶解平衡 3.6.1 沉淀-溶解平衡和標(biāo)準(zhǔn)溶度積常數(shù)2. 溶解度S（molL-1 ）與標(biāo)準(zhǔn)溶度積常數(shù)Ksp的換算例3-12：已知298K時，Ksp(AgCl) =1.8010-10，Ksp(Ag2CrO4)=1.1210-12，試分別計算AgCl和Ag2CrO4的溶解度。AB型A2B或AB2型解：設(shè)AgCl的溶解度為S molL-1 AgCl(s)=Ag+Cl-平

25、衡濃度 S S第32頁，共40頁，2022年，5月20日，23點56分，星期一323.6 難溶強電解質(zhì)的沉淀-溶解平衡 3.6.2 沉淀的生成和溶解1.溶度積規(guī)則AmBn(s) mAn+(aq) + nBm-(aq)各濃度為任意值（可以外加某種離子）時：離子積Qc =c(An+)mc(Bm-)n平衡時： Qceq =Ksp(AmBn) =ceq(An+)mceq(Bm-)nrGm(T)=RTlnQ/KQcKsp， rGm(T)0,平衡逆向移動，生成沉淀；Qc=Ksp，rGm(T)=0 ，平衡狀態(tài)，飽和溶液。QcKsp，rGm(T)0，平衡正向移動， 沉淀溶解，或溶液不飽和，無沉淀析出；第33頁

26、，共40頁，2022年，5月20日，23點56分，星期一333.6 難溶強電解質(zhì)的沉淀-溶解平衡 3.6.2 沉淀的生成和溶解-1MgCl2-1NH3的水溶液。通過計算判斷能否生成Mg(OH)2沉淀？已知Kb (NH3)=1.810-5KSP (Mg(OH)2)=5.110-12解：設(shè)c(OH-)=x molL-1 NH3+H2O=NH4+OH-平衡濃度 c-x x x Mg(OH)2(s)=Mg2+2OH-任意濃度 0.1 9.4910-4分析：Mg(OH)2(s)=Mg2+2OH-，計算Qc，與KSP(Mg(OH)2)比較大小可以判斷能否生成Mg(OH)2沉淀。為了計算Qc需要首先算出OH

27、-的濃度。第34頁，共40頁，2022年，5月20日，23點56分，星期一343.6 難溶強電解質(zhì)的沉淀-溶解平衡 3.6.2 沉淀的生成和溶解2. 沉淀的溶解 降低沉淀飽和溶液中某離子的濃度，使Qc減小，使Qc Ksp，沉淀平衡逆向移動，使沉淀的溶解度減小。例3-14：計算298K時，AgCl在0.01 molL-1NaCl溶液中的溶解度，并與其在純水中的溶解度作比較。 Ksp(AgCl) =1.8010-10 AgCl(s)=Ag+Cl-平衡濃度 S SAgCl在水中的溶解度: AgCl(s)=Ag+Cl-平衡濃度 S 0.01+SAgCl在0.01 molL1NaCl溶液中的溶解度:第3

28、6頁，共40頁，2022年，5月20日，23點56分，星期一363.6 難溶強電解質(zhì)的沉淀-溶解平衡 3.6.3 分步沉淀 當(dāng)溶液中有兩種離子共存，加入它們共同的沉淀劑，哪種離子先沉淀？例3-14溶液中同時含有-1的Cl-1的CrO42-,向溶液中逐滴加入AgNO3(1)哪種離子先沉淀？(2)繼續(xù)加入AgNO3 ，當(dāng)?shù)诙N離子剛開始沉淀時，第一種離子的濃度為多大？此時第一種離子是否已經(jīng)沉淀完全了？已知Ksp(AgCl) =1.7710-10，Ksp(Ag2CrO4)=1.1210-12，解：計算使兩種離子沉淀所需的Ag+的最小濃度:答：當(dāng)Ag+的濃度由零達到1. 77 10-9時，Cl-先開始沉淀。當(dāng)繼續(xù)加入Ag+的濃度達到3. 35 10-5時，CrO42-開始沉淀第37頁，共40頁，2022年，5月20日，23點56分，星期一373.6.3 分步沉淀 例3-14溶液中同時含有-1的Cl-1的CrO42-,向溶液中逐滴加入AgNO3(1)哪種