無機(jī)化學(xué)酸堿平衡2課件

無機(jī)化學(xué)酸堿平衡無機(jī)化學(xué)酸堿平衡1§5.1水的離解平衡和溶液的pH值 5.1.1水的離解平衡 水是一種弱電解質(zhì)，存在離解平衡 H2O+H2O=H3O++OH-

或簡為H2O=H++OH- 其平衡常數(shù)稱為水的離子積

Kw=[H+][OH-]=cH+/c0

cOH-/c0

295K時，[H+]=[OH-]=1.004×10-7Kw=1.0×10-14

（295K時，Kw=1.27×10-14）

任何水溶液中都存在此關(guān)系并可進(jìn)行計算，但勿將Kw與1.0×10-14混淆為一。 水的離解過程是吸熱的（56KJ/mol)，故溫度升高，Kw也隨之增大?！?.1水的離解平衡和溶液的pH值2

（關(guān)于經(jīng)驗平衡常數(shù)和標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)：后者是在平衡常數(shù)表達(dá)式中各濃度或壓力項各除以標(biāo)準(zhǔn)濃度或標(biāo)準(zhǔn)壓力而得到的，故前者有單位而后者沒有。對濃度常數(shù)而言，其數(shù)值是相同的。為簡單起見，后面以經(jīng)驗常數(shù)代替標(biāo)準(zhǔn)常數(shù)進(jìn)行計算）

5.1.2溶液的pH值 即氫離子濃度的負(fù)對數(shù) pH=-lg[H+]pH=-lg(cH+/c0) pOH=-lg[OH-] 可見溶液中,pH+pOH=14 *pH<7,溶液酸性、=7，中性、>7，堿性 pH越小酸度越大（高），越大，酸度越低 pH變化一個單位，氫或氫氧根離子變化10倍 采用pH時，其范圍多在0~14間，其余用摩爾濃度。 （關(guān)于經(jīng)驗平衡常數(shù)和標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)：后者是在平衡常數(shù)表達(dá)3 5.1.3酸堿指示劑 借助顏色改變指示溶液pH值的物質(zhì)。多是復(fù)雜有機(jī)分子的弱酸、弱堿，其分子與其電離后的離子呈現(xiàn)不同的顏色。如甲基橙(CH3)2N+==N-NH--SO3-==(CH3)2N--N=N-SO3– 紅色（醌式） 黃色（偶氮）pKa=3.4 一般寫為HIn==H++In–

Ka/[H+]=[In-]/[HIn]

通常兩物種濃度相差十倍才能觀察到明顯的顏色變化，故指示劑的變色是一個范圍。當(dāng)Ka=[H+]時，呈混合色（橙）?？梢娭甘緞┑淖兩珔^(qū)間與其Ka,Kb是直接相關(guān)的。常見的見P136又如酚酞OHOHOO-O-O-

========C-OHCC-OH -COO- -COO- -COO-

無色（pKa=9.1)紅色（醌式）羧酸鹽式 5.1.3酸堿指示劑4 §5.2弱酸弱堿的離解平衡

5.2.1一元弱酸弱堿的電離平衡 1.電離常數(shù)和電離度 弱電解質(zhì)水溶液中存在其分子與其電離出的離子間的平衡，對弱酸弱堿而言，此平衡常數(shù)即其電離（解離）常數(shù)，例如 一元弱酸HA==H++A-

Ka=[H+][A-]/[HA]

一元弱堿H2O+B==BH++OH-

Kb=[BH+][OH-]/[B]

電離平衡當(dāng)然是有水分子參加的，但稀溶液中水的濃度幾乎不變，一般合并在常數(shù)中。P654附錄三列出了常見酸堿的電離常數(shù)。

電離度a：電解質(zhì)電離達(dá)到平衡時，其離解的百分?jǐn)?shù)。即[發(fā)生電離的濃度]/[物質(zhì)的起始濃度]×100%

§5.2弱酸弱堿的離解平衡5

2.電離常數(shù)與電離度的關(guān)系： 對一元弱酸、弱堿而言，設(shè)其原始濃度為c HA==H++A-

平衡時

c(1-a)ca

ca

Ka=ca2/(1-a)對于弱電解質(zhì)，1-a≈1(c/Ka>500) 得Ka=ca2或a=稱稀釋定律

它表明了弱電解質(zhì)電離度與濃度的關(guān)系。對此關(guān)系式要注意： 1.只適用于一元弱酸弱堿，且無同離子存在 2.T一定時，Ka不變，c↓,a↑,但[H+]是下降的。 2.電離常數(shù)與電離度的關(guān)系：6 3.影響電離平衡的因素 （1）溫度：弱電解質(zhì)電離過程的熱效應(yīng)不大，故溫度對平衡常數(shù)的影響一般不考慮（T升10K，a降0.05%) （2）同離子效應(yīng)： 在弱電解質(zhì)溶液中，加入能與該電解質(zhì)電離出相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)時，會導(dǎo)致弱電解質(zhì)電離度下降。 這可從平衡的移動說明

例：試計算在0.1L0.10M的HAc溶液中加入0.02mol的 NaAc(s)前后溶液中[H+]及HAc電離度 (1.34×10-3,1.34%;9.0×10-6,0.009%)僅為前者1/150. 4.鹽效應(yīng)： 在弱電解質(zhì)溶液中加入‘其它’強(qiáng)電解質(zhì)時，弱電解質(zhì)電離度有所增大的現(xiàn)象。其變化一般較小 3.影響電離平衡的因素7

在前面的計算中,實際上是忽略了水的電離.假如所有因素都不可忽略,要考慮到溶液中的兩個平衡: 物質(zhì)(物料)平衡MBE(massbalanceequation):體系中某一給定組分總濃度等于相關(guān)組分濃度之和 電荷平衡CBE(chargebalanceequation):溶液中正負(fù)離子電荷總數(shù)相等. 對一元弱酸(堿)HA(總濃度c) 有 c=[HA]+[A-] 及 [H+]=[OH-]+[A-] 可得 [H+]=(Ka[HA]+Kw)1/2 當(dāng)cK>>Kw時,忽略水的電離,[H+]=(Ka(c–[H+])1/2. c/K>=500時,進(jìn)一步近似為[H+]=(cKa)1/2. 而有時,c/K>500,但cK~Kw,此時[H+]=(cKa+Kw)1/2.例:計算1)0.001M鹽酸稀釋100000倍后PH(1.05E-7,6.98) 2)1.0E-5M的HCN溶液pH(Ka=5.8E-10)(1.26E-7,6.90) 在前面的計算中,實際上是忽略了水的電離.假如所有因素都不8 5.2.2多元弱酸（堿）的電離平衡 多元酸的分步電離：以H2S為例 H2S==H++HS-

Ka1=1.0×10-7 HS-==H++S2-

Ka2=1.3×10-13 對多元弱酸堿，由于其K1>>K2>>K3…故溶液中氫離子主要來自第一級電離?？珊雎院竺骐婋x的氫離子 A溶液中，H+>>S2- B無同離子效應(yīng)時，［S2-］=K2

5.2.2多元弱酸（堿）的電離平衡9 例：計算0.10MH3PO4溶液中的[H+]、[H3PO4]、[H2PO4-]、[HPO42-]和[PO43-]。(Ka1=7.6×10-3,Ka2=6.3×10-8,Ka3=4.35×10-13) 0.024;0.076;0.024;6.3×10-8;1.1×10-18. 注意近似計算的原則：可先作近似，所得結(jié)果若與忽略項相比相對在5%以內(nèi)，則近似成立，否則只能求解方程。 例：計算0.10MH3PO4溶液中的[H+]、[H3PO10 §5.3鹽類的水解

鹽類水解即鹽類電離出的離子與水電離的離子作用生成弱電解質(zhì)的過程。其結(jié)果是溶液的PH改變。 5.3.1鹽的水解平衡 1.強(qiáng)堿弱酸鹽：水解堿性 H2O==H++OH- +)NaAc==Na++Ac- H2O+Ac-==HAc+OH-

水解常數(shù)Kh=Kw/Ka (水解度h=c水解/c起始×100%) 例：0.10MNaAc溶液的pH及水解度（Ka=1.8E-5) 8.9,0.0075%

§5.3鹽類的水解112.2.10面試中問應(yīng)聘者的問題6、吃了這些表皮含有農(nóng)藥的瓜果，對人會有什么影響？一般情況下，在電話鈴響三聲之內(nèi)，一定要把電話筒拿起來。運用心理學(xué)進(jìn)行銷售時，我們要本著以客戶為中心的顧問式銷售的原則，本著對客戶的需求進(jìn)行分析，本著對客戶的購買負(fù)責(zé)任的態(tài)度，本著給客戶提供一款適合客戶需求的汽車的目的，絕不能運用心理學(xué)欺騙客戶。1知道地震的含義。首先，要彬彬有禮地介紹自己和你所在的汽車公司，或者你所在的專營店。3、那么，你們在吃瓜果時是拿到手就吃嗎？【本講小結(jié)】2.4.5注意文化上的差異2.5.10智力測試客戶管理的必要性5.2 3.2縮減最后面試人選一、談話導(dǎo)入

2.強(qiáng)酸弱堿鹽 如NH4Cl水解酸性。Kh=Kw/Kb 3.弱酸弱堿鹽 如NH4Ac其pH決于酸堿相對強(qiáng)弱，其水解相互促進(jìn)，水解程度高。其Kh=Kw/(Ka·Kb) 例：0.10MNH4Ac水溶液的PH值及水解度 7.0，0.56% 4.多元弱酸弱堿鹽的水解 也是分級進(jìn)行，其第一步遠(yuǎn)強(qiáng)于后面各步 例：計算0.001MNa2S溶液的pH及水解度。(K1=1.0×10-7,K2=7.1×10-15) 11.0,99.9%2.2.10面試中問應(yīng)聘者的問題 2.強(qiáng)酸弱堿鹽12

多元酸堿的酸式鹽,既存在水解又存在電離,近似計算時,可比較其水解及電離常數(shù)大小,取大者計算.較精確計算時,仍根MBE及CBE 例:H2A-:[H+]=((K2[H2A-]+Kw)K1/(K1+H2A-]))1/2

一般水解,電離程度均小[H+]=((K2c+Kw)K1/(K1+c))1/2

當(dāng)K1<<c,且K2c>>Kw時,=(K1K2)1/2 同理,對HA2-,[H+]=(K2K3)1/2. 例計算0.10MNaH2PO4pH(K1K2K3:6.7E-36.2E-8.4.5E-13) ([H+]=(K2cK1/(K1+c))1/2=1.97E-5,4.70)

多元酸堿的酸式鹽,既存在水解又存在電離,近似計算時,可比13

5.3.2影響水解的因素 1.溫度上升，Kw增大，而KaKb基本不變，Kh升 2.鹽溶液濃度減小，水解程度（h）↑（Kh不變） 3.與鹽類自身性質(zhì)有關(guān)（K） 4.鹽的水解伴隨pH的改變，故通過控制它可控制水解程度如配制某些溶液時，常加少量酸堿。5.3.2影響水解的因素14

§5.4緩沖溶液

5.4.1緩沖溶液的概念 能夠抵抗少量外加酸堿或（適當(dāng)）稀釋而pH基本保持不變的溶液。常用的緩沖溶液有以下幾種 1.弱酸及其鹽 如HAc和NaAc 溶液中[H+]= 2.弱堿及其鹽 如NH3H2O及NH4Cl 3.多元酸及其次級鹽 如磷酸鹽體系 當(dāng)然，濃度較大的強(qiáng)酸、強(qiáng)堿可作為緩沖溶液。 §5.4緩沖溶液15

5.4.2緩沖溶液pH值的計算 弱酸及其鹽：pH=pKa+lg(cs/ca) 弱堿及其鹽：pOH=pKb+lg(cs/cb) 多元酸及其次級鹽：現(xiàn)可以采用近似計算。 例：某緩沖溶液組成是1.0M的NH4Cl和NH3H2O，（1）該溶液的pH（2）在50ml該液中加入1.0ml濃度1.0M的NaOH溶液，計算其pH改變。 9.26 7.27改變0.01 而在50ml純水中，改變5.7

5.4.2緩沖溶液pH值的計算16

5.4.3緩沖容量 使每升緩沖溶液pH改變1個單位所需加入的酸堿的量（摩爾數(shù)）稱其緩沖容量 對弱酸及其鹽，?=2.30cs·ca/c總

可見：緩沖溶液組分濃度越大，組分濃度越接近，緩沖能力越強(qiáng)。 例如當(dāng)兩組分濃度相等時，?=0.575c，而相差10倍時，?=0.19c，故配制緩沖溶液時，組分濃度不能相差10倍以上

5.4.3緩沖容量17

關(guān)于緩沖溶液 1.其pH主要取決pKa,pKb，配制溶液時，應(yīng)選用兩者盡可能相近者。通過改變組分濃度，pH在pK的基礎(chǔ)上最多只能上下改變1個單位。 2.稀釋過度時，弱電解質(zhì)及水的電離不可忽略，此時溶液的pH也會改變，一般認(rèn)為當(dāng)c<0.001M即喪失緩沖能力。 關(guān)于緩沖溶液18

§5.5酸堿理論

5.5.1Arrhenius酸堿： 局限在水中，不能解釋非水溶液及氣相酸堿。 5.5.2質(zhì)子酸堿理論： 1923，J.N.Bronsted&T.M.Lowry提出。 凡是能給出質(zhì)子的分子或離子都是酸，酸給出質(zhì)子后的部分稱該酸的共軛堿。例如 HCl==H++Cl- H2O==H++OH- NH4+==NH3+H+ NH3==NH2-+H+ 共軛酸Al(H2O)63+==Al(OH)(H2O)52++H+共軛堿 §5.5酸堿理論19

由上可見，酸堿相互依存，一方的存在以另一方的存在為條件，此稱為酸堿的共軛關(guān)系。 既可給出質(zhì)子又可接受質(zhì)子的稱兩性物質(zhì)。如H2O、 H2PO4-、NH3等。 1.質(zhì)子酸堿的強(qiáng)弱 容易給出質(zhì)子的酸是強(qiáng)酸，共軛酸酸性越強(qiáng)，其共軛堿堿性越弱. 容易接受質(zhì)子的堿是強(qiáng)堿，共軛堿堿性越強(qiáng)，其共軛酸酸性越弱。如 HCl在水中電離：HCl+H2O=H3O++Cl- NH3+H2O=NH4++OH- HAc+H2O=H3O++Ac- 由上可見，酸堿相互依存，一方的存在以另一方的存在為條件，20

2.酸堿反應(yīng)的實質(zhì) 任何一個酸堿反應(yīng)都是質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應(yīng)，是一個酸和一個堿生成另一個酸和另一個堿的反應(yīng)。方向是由較強(qiáng)的酸堿生成較弱的酸堿。例前 3.從質(zhì)子理論看水解 鹽類水解實質(zhì)是質(zhì)子酸堿在水中的電離。其水解常實質(zhì)也就是質(zhì)子酸堿的電離常數(shù)。 例：已知氨的Kb=1.8E-5，求0.05M氯化銨之pH 首先應(yīng)該明確，共軛酸堿對的Ka×Kb=Kw CH=5.3E-6,5.28

2.酸堿反應(yīng)的實質(zhì)21

4.拉平效應(yīng)和區(qū)分效應(yīng)

酸堿的強(qiáng)弱除與其本性外，還與溶劑有關(guān)。酸性不同的酸遇到強(qiáng)堿都會發(fā)生完全質(zhì)子轉(zhuǎn)移而表現(xiàn)相同酸性 把不同強(qiáng)度的酸拉平到溶劑化質(zhì)子水平的作用稱溶劑的拉平作用。該溶劑也稱為拉平性溶劑。相反，能區(qū)分酸堿相對強(qiáng)弱的作用稱溶劑的區(qū)分效應(yīng)（及區(qū)分性溶劑） 例如：水是HBr,HCl,HI的拉平性溶劑，但卻是HAc,HCN的區(qū)分性溶劑。而HAc卻是前三者的區(qū)分性溶劑，強(qiáng)堿性溶劑氨是后兩者的拉平性溶劑。

4.拉平效應(yīng)和區(qū)分效應(yīng)22

5.5.3酸堿的電子理論 1923年，由G.N.Lewis提出，又稱路易斯酸堿 凡（有空軌道）能接受孤對電子形成配鍵的任何分子、離子皆酸，凡能提供電子對成鍵的任何物處都是堿。鹽是酸堿絡(luò)合物。 例如三氧化硫、三氟化硼，二氯化鈹，鋁、鐵、等陽離子等都是酸，而氨、水、氫氧離子都是堿。 5.5.3酸堿的電子理論23

§5.6配合物

5.6.1配合物的組成和命名 1.配合物：由一個簡單（正）離子（或原子）與幾個中性分子或陰離子以配位鍵形成的復(fù)雜離子稱配離子（配合單元）包含配離子的化合物稱配合物。 例：配位數(shù) [Cu︳(NH3)4]︳SO4

配鍵

離子鍵 中心離子配體

內(nèi)界 外界

配合物 §5.6配合物24(5)如果在野外過夜,要準(zhǔn)備一些防身物品,以防毒蛇和其它野獸的侵襲.作業(yè)。提高或降低工作級別2．冰山理論——顯性和隱性一、活動目標(biāo)：例如當(dāng)你給客戶打電話而客戶拒絕接聽時，你可以改一種方式—寄郵件；寄郵件石沉大海了也不要灰心，心里面一定要說：“我一定要見到他。”不行的話，你就到他單位門口去等，等他的車來了以后，攔住他，告訴他你是誰，你是哪個公司的，然后彬彬有禮地把一張名片遞給他，說：“我以前跟您聯(lián)系過，這是我的名片，你先忙著，抽空我再打電話跟你聯(lián)絡(luò)。”話不要說太多?？蛻裟玫侥愕拿髸@樣想：“這家伙還挺有毅力的，我們公司的員工如果都像他這樣就好了，我得抽空見見他。”一、教學(xué)目標(biāo)：1、同學(xué)們，蔬菜瓜果對身體有著重要的營養(yǎng)作用，你們喜歡吃瓜果嗎？你們平時喜歡煮著吃，還是生吃呢？銷售經(jīng)理會了解到很多信息（3）騎車時應(yīng)靠右邊慢行道行駛，人行道上不準(zhǔn)騎自行車。作個紀(jì)念。目標(biāo)：通過教學(xué)讓學(xué)生明白在各種場地遇到地震該怎么辦，提高學(xué)生的應(yīng)急能力。

結(jié)構(gòu)： 中心離子（中心體，形成體）： 多是金屬離子，尤其是具有空d軌道的過渡金屬陽離子。也有高氧化態(tài)非金離子如氟硅，鋁氟

配體：只要能提供孤電子對即可，其中直按與中心離子配合的原子稱配位原子。 按電性，有陰離子、中性分子配體 按配體提供的配位原子數(shù)分為： A單基（齒）配體B多基配體C兩可配體。常見的應(yīng)知 配位數(shù)：直接與中心原子配合的原子數(shù)目。配位數(shù)=配位鍵數(shù)≠配體數(shù)目。

(5)如果在野外過夜,要準(zhǔn)備一些防身物品,以防毒蛇和其它野25 5.6.2配合物的命名

早期的習(xí)慣命名：如黃血鹽，氟硅酸，銀氨離子 1)配離子的內(nèi)界按如下順序命名：

配體數(shù)陰離子配體→中性配體→“配”或“合”→中心離子（氧化數(shù)）

含多種配體時，A)先無機(jī)后有機(jī)B)按配位原子字序C)按原子數(shù)目D)按與配原子相連的原子字序 2)配離子為陽離子，稱某化某或某酸某，為陰離子，稱某酸或某酸鹽。例： [Cu(NH3)4]SO4 硫酸四氨合銅（Ⅱ） K2[PtCl6]·3H2O 三水合六氯合鉑（Ⅳ）酸鉀 [Cr(NH3)6]Cl3 三氯化六氨合鉻（Ⅲ） [Co(NH3)3(H2O)Cl2]Cl 一氯化二氯三氨一水合鈷（Ⅲ） K[Co(NH3)2(NO2)4] 四硝基二氨合鈷（Ⅲ）酸鉀 [Pt(NH3)4(NO2)Cl]CO3 碳酸一氯一硝基四氨合鉑（Ⅳ）

5.6.2配合物的命名26配體： CO NO NO-2 SCN-（NCS-）中文名： [Pt(NH3)4(NO2)Cl]CO3

中心離子（電荷）： 配離子電荷： 配體: 配位原子： 配位數(shù)：配體： CO NO NO-2 SCN-（NCS-）27 5.6.3配合平衡 配合物內(nèi)外界在水中完全電離（中性外），而配離子部分離解程度很小，其平衡常數(shù)稱為配合物的（不）穩(wěn)定常數(shù)。以銅氨配合物為例：弄清 逐級（不）穩(wěn)定常數(shù)及其關(guān)系、累積穩(wěn)定常數(shù)、總的穩(wěn)定常數(shù)及其相關(guān)的計算。 正向 反向

[

Cu(NH3)4]2+=[Cu(NH3)3]2++NH3K1,不穩(wěn) K4,穩(wěn) [Cu(NH3)3]2+=[Cu(NH3)2]2++NH3K2,不穩(wěn) K3,穩(wěn) [Cu(NH3)2]2+=[Cu(NH3)]2++NH3K3,不穩(wěn) K2,穩(wěn) [

Cu(NH3)]2+=Cu2++NH3 K4,不穩(wěn) K1,穩(wěn) [Cu(NH3)4]2+=Cu2++4NH3

K總,不穩(wěn) K總,穩(wěn)

K總,不穩(wěn)×K總,穩(wěn)=1，K初,不穩(wěn)×K末,穩(wěn)=1 5.6.3配合平衡28藥材被潤濕后，由于液體靜壓力和毛細(xì)作用，溶劑滲透到細(xì)胞組織內(nèi)，使干皺細(xì)胞膨脹，恢復(fù)通透性，使其所含成分可被溶解或洗脫，活性成分?jǐn)U散出來。如果溶劑選擇不當(dāng)，或藥材中含有妨礙潤濕的物質(zhì)，溶劑就很難向細(xì)胞內(nèi)滲透。例如，要從含脂肪油較多的中藥材中浸出水溶性成分，應(yīng)先行脫脂處理，用乙醚、石油醚、氯仿等非極性溶劑浸提脂溶性成分時，藥材需先進(jìn)行干燥。水蒸氣蒸餾法提取中草藥揮發(fā)油和揮發(fā)性成分如麻黃堿、檳榔堿、丹皮酚等的常用方法，有時也用于成分的分離和精制。水蒸氣蒸餾前，先要加適量水使之充分浸潤后再進(jìn)行操作，才能有效地將揮發(fā)性成分蒸出。有時在中草藥水溶液加入一定量的食鹽以提高其沸點，將有利于揮發(fā)性成分的蒸出，一般揮發(fā)油在水中溶解度較小，水蒸氣蒸出后能與水分層。3.發(fā)生教職工和學(xué)生傷亡等安全事故的，應(yīng)根據(jù)上報程序、要求，及時報告主管教育行政部門和政府有關(guān)部門。第二條：現(xiàn)金和貴重物品應(yīng)妥善保管，數(shù)量較多的現(xiàn)金應(yīng)存入銀行，貴重物品應(yīng)加鎖保管。4、值周領(lǐng)導(dǎo)和值周教師要對全校安全管理、安全監(jiān)控負(fù)責(zé)，及時消除安全隱患，發(fā)現(xiàn)安全事故及時預(yù)以補(bǔ)救和解決。③加強(qiáng)傳統(tǒng)飲片炮制新工藝的研究。現(xiàn)行?中藥飲片炮制規(guī)范?中記載的炮制方法，基本上繼承了傳統(tǒng)的炮制工藝，有些炮制工藝的技術(shù)要求無法做到客觀可控，因此給飲片炮制規(guī)范化生產(chǎn)帶來不利因素。隨著科學(xué)技術(shù)不斷的發(fā)展，某些炮制方法（如炒制）可在保證飲片質(zhì)量的基礎(chǔ)上進(jìn)行革新。如炒黃、炒干等炒制工藝是否可考慮用烘制方法來代替等，都屬于可以嘗試的范疇。3.4.4浸出的操作壓力：不同的溶媒浸取同一物料所得浸出液成分也會不同，浸取溶劑的選擇與使用是浸取面對的首要問題，相當(dāng)程度上決定了有效成分能否充分浸出、制劑的有效性、安全性和穩(wěn)定性以及生產(chǎn)成本。在選擇中藥浸出溶劑時，要首先根據(jù)有效成分的結(jié)構(gòu)、物理化學(xué)性質(zhì)和溶劑的分子結(jié)構(gòu)和物理化學(xué)性質(zhì)進(jìn)行比較。如果有效成分的極性和分子結(jié)構(gòu)中的功能基團(tuán)與某一種溶劑的分子結(jié)構(gòu)的功能團(tuán)、極性或介電常數(shù)有相似之處時，則這種溶劑就有可能作為該種有效成分的浸出溶劑。這就是所謂的“相似者相溶”規(guī)律。2．學(xué)校各級領(lǐng)導(dǎo)和相關(guān)安全工作人員，要分別明確制訂各自安全工作職責(zé)。校長是學(xué)校安全工作的第一責(zé)任人，副校長、各處（室）和部門主要負(fù)責(zé)人以及學(xué)生宿舍管理員、學(xué)校門衛(wèi)、學(xué)校電工等人員都要分別結(jié)合自身工作要求，把各自安全工作職責(zé)具體化，做到職責(zé)明確。以現(xiàn)有的離心式噴霧干燥為例介紹：4、收費員按計算機(jī)管理員提供的登錄界面，輸入各自的戶名和密碼進(jìn)入應(yīng)急收費系統(tǒng)（自費病人）進(jìn)行收費操作，收取款項，并向病人提供收費收據(jù)。1．學(xué)生騎自行車到校，要到德育處辦理“單車證”。3.使用微機(jī)應(yīng)實行登記制度，購入硬、軟件嚴(yán)格審批制度、專人負(fù)責(zé)審查、登記、保存、賬冊齊全；不得將黃色、有害、國家查禁等不健康的信息輸入教學(xué)多媒體內(nèi)。

例：在500ml的0.01M的硝酸汞中加入0.20摩KI固體后，計算溶液中Hg(II),HgI42-,I-濃度。K穩(wěn)=8.5E29 0.010M,0.36M,7.0E-31 例：計算Fe(C2O4)33-+6CN-==Fe(CN)63-+3C2O42- 的標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)。(K穩(wěn)，C2O4,1.6E20;CN4.1E52) 2.6E32

三價鉻與EDTA在PH6.00的溶液中發(fā)生配合反應(yīng),其起始濃度為0.001M,Na2H2Y濃度為0.050M,計算三價鉻離子的平衡濃度.(Kf:1.0E23,Ka1234:0.01,0.0021,6.9E-7, 5.9E-11) (4.07e6,4.9E-21)

計算中，通常忽略配合物的中間存在形式。藥材被潤濕后，由于液體靜壓力和毛細(xì)作用，溶劑滲透到細(xì)胞組織內(nèi)29無機(jī)化學(xué)酸堿平衡無機(jī)化學(xué)酸堿平衡30§5.1水的離解平衡和溶液的pH值 5.1.1水的離解平衡 水是一種弱電解質(zhì)，存在離解平衡 H2O+H2O=H3O++OH-

或簡為H2O=H++OH- 其平衡常數(shù)稱為水的離子積

Kw=[H+][OH-]=cH+/c0

cOH-/c0

295K時，[H+]=[OH-]=1.004×10-7Kw=1.0×10-14

（295K時，Kw=1.27×10-14）

任何水溶液中都存在此關(guān)系并可進(jìn)行計算，但勿將Kw與1.0×10-14混淆為一。 水的離解過程是吸熱的（56KJ/mol)，故溫度升高，Kw也隨之增大?！?.1水的離解平衡和溶液的pH值31

（關(guān)于經(jīng)驗平衡常數(shù)和標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)：后者是在平衡常數(shù)表達(dá)式中各濃度或壓力項各除以標(biāo)準(zhǔn)濃度或標(biāo)準(zhǔn)壓力而得到的，故前者有單位而后者沒有。對濃度常數(shù)而言，其數(shù)值是相同的。為簡單起見，后面以經(jīng)驗常數(shù)代替標(biāo)準(zhǔn)常數(shù)進(jìn)行計算）

5.1.2溶液的pH值 即氫離子濃度的負(fù)對數(shù) pH=-lg[H+]pH=-lg(cH+/c0) pOH=-lg[OH-] 可見溶液中,pH+pOH=14 *pH<7,溶液酸性、=7，中性、>7，堿性 pH越小酸度越大（高），越大，酸度越低 pH變化一個單位，氫或氫氧根離子變化10倍 采用pH時，其范圍多在0~14間，其余用摩爾濃度。 （關(guān)于經(jīng)驗平衡常數(shù)和標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)：后者是在平衡常數(shù)表達(dá)32 5.1.3酸堿指示劑 借助顏色改變指示溶液pH值的物質(zhì)。多是復(fù)雜有機(jī)分子的弱酸、弱堿，其分子與其電離后的離子呈現(xiàn)不同的顏色。如甲基橙(CH3)2N+==N-NH--SO3-==(CH3)2N--N=N-SO3– 紅色（醌式） 黃色（偶氮）pKa=3.4 一般寫為HIn==H++In–

Ka/[H+]=[In-]/[HIn]

通常兩物種濃度相差十倍才能觀察到明顯的顏色變化，故指示劑的變色是一個范圍。當(dāng)Ka=[H+]時，呈混合色（橙）?？梢娭甘緞┑淖兩珔^(qū)間與其Ka,Kb是直接相關(guān)的。常見的見P136又如酚酞OHOHOO-O-O-

========C-OHCC-OH -COO- -COO- -COO-

無色（pKa=9.1)紅色（醌式）羧酸鹽式 5.1.3酸堿指示劑33 §5.2弱酸弱堿的離解平衡

5.2.1一元弱酸弱堿的電離平衡 1.電離常數(shù)和電離度 弱電解質(zhì)水溶液中存在其分子與其電離出的離子間的平衡，對弱酸弱堿而言，此平衡常數(shù)即其電離（解離）常數(shù)，例如 一元弱酸HA==H++A-

Ka=[H+][A-]/[HA]

一元弱堿H2O+B==BH++OH-

Kb=[BH+][OH-]/[B]

電離平衡當(dāng)然是有水分子參加的，但稀溶液中水的濃度幾乎不變，一般合并在常數(shù)中。P654附錄三列出了常見酸堿的電離常數(shù)。

電離度a：電解質(zhì)電離達(dá)到平衡時，其離解的百分?jǐn)?shù)。即[發(fā)生電離的濃度]/[物質(zhì)的起始濃度]×100%

§5.2弱酸弱堿的離解平衡34

2.電離常數(shù)與電離度的關(guān)系： 對一元弱酸、弱堿而言，設(shè)其原始濃度為c HA==H++A-

平衡時

c(1-a)ca

ca

Ka=ca2/(1-a)對于弱電解質(zhì)，1-a≈1(c/Ka>500) 得Ka=ca2或a=稱稀釋定律

它表明了弱電解質(zhì)電離度與濃度的關(guān)系。對此關(guān)系式要注意： 1.只適用于一元弱酸弱堿，且無同離子存在 2.T一定時，Ka不變，c↓,a↑,但[H+]是下降的。 2.電離常數(shù)與電離度的關(guān)系：35 3.影響電離平衡的因素 （1）溫度：弱電解質(zhì)電離過程的熱效應(yīng)不大，故溫度對平衡常數(shù)的影響一般不考慮（T升10K，a降0.05%) （2）同離子效應(yīng)： 在弱電解質(zhì)溶液中，加入能與該電解質(zhì)電離出相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)時，會導(dǎo)致弱電解質(zhì)電離度下降。 這可從平衡的移動說明

例：試計算在0.1L0.10M的HAc溶液中加入0.02mol的 NaAc(s)前后溶液中[H+]及HAc電離度 (1.34×10-3,1.34%;9.0×10-6,0.009%)僅為前者1/150. 4.鹽效應(yīng)： 在弱電解質(zhì)溶液中加入‘其它’強(qiáng)電解質(zhì)時，弱電解質(zhì)電離度有所增大的現(xiàn)象。其變化一般較小 3.影響電離平衡的因素36

在前面的計算中,實際上是忽略了水的電離.假如所有因素都不可忽略,要考慮到溶液中的兩個平衡: 物質(zhì)(物料)平衡MBE(massbalanceequation):體系中某一給定組分總濃度等于相關(guān)組分濃度之和 電荷平衡CBE(chargebalanceequation):溶液中正負(fù)離子電荷總數(shù)相等. 對一元弱酸(堿)HA(總濃度c) 有 c=[HA]+[A-] 及 [H+]=[OH-]+[A-] 可得 [H+]=(Ka[HA]+Kw)1/2 當(dāng)cK>>Kw時,忽略水的電離,[H+]=(Ka(c–[H+])1/2. c/K>=500時,進(jìn)一步近似為[H+]=(cKa)1/2. 而有時,c/K>500,但cK~Kw,此時[H+]=(cKa+Kw)1/2.例:計算1)0.001M鹽酸稀釋100000倍后PH(1.05E-7,6.98) 2)1.0E-5M的HCN溶液pH(Ka=5.8E-10)(1.26E-7,6.90) 在前面的計算中,實際上是忽略了水的電離.假如所有因素都不37 5.2.2多元弱酸（堿）的電離平衡 多元酸的分步電離：以H2S為例 H2S==H++HS-

Ka1=1.0×10-7 HS-==H++S2-

Ka2=1.3×10-13 對多元弱酸堿，由于其K1>>K2>>K3…故溶液中氫離子主要來自第一級電離?？珊雎院竺骐婋x的氫離子 A溶液中，H+>>S2- B無同離子效應(yīng)時，［S2-］=K2

5.2.2多元弱酸（堿）的電離平衡38 例：計算0.10MH3PO4溶液中的[H+]、[H3PO4]、[H2PO4-]、[HPO42-]和[PO43-]。(Ka1=7.6×10-3,Ka2=6.3×10-8,Ka3=4.35×10-13) 0.024;0.076;0.024;6.3×10-8;1.1×10-18. 注意近似計算的原則：可先作近似，所得結(jié)果若與忽略項相比相對在5%以內(nèi)，則近似成立，否則只能求解方程。 例：計算0.10MH3PO4溶液中的[H+]、[H3PO39 §5.3鹽類的水解

鹽類水解即鹽類電離出的離子與水電離的離子作用生成弱電解質(zhì)的過程。其結(jié)果是溶液的PH改變。 5.3.1鹽的水解平衡 1.強(qiáng)堿弱酸鹽：水解堿性 H2O==H++OH- +)NaAc==Na++Ac- H2O+Ac-==HAc+OH-

水解常數(shù)Kh=Kw/Ka (水解度h=c水解/c起始×100%) 例：0.10MNaAc溶液的pH及水解度（Ka=1.8E-5) 8.9,0.0075%

§5.3鹽類的水解402.2.10面試中問應(yīng)聘者的問題6、吃了這些表皮含有農(nóng)藥的瓜果，對人會有什么影響？一般情況下，在電話鈴響三聲之內(nèi)，一定要把電話筒拿起來。運用心理學(xué)進(jìn)行銷售時，我們要本著以客戶為中心的顧問式銷售的原則，本著對客戶的需求進(jìn)行分析，本著對客戶的購買負(fù)責(zé)任的態(tài)度，本著給客戶提供一款適合客戶需求的汽車的目的，絕不能運用心理學(xué)欺騙客戶。1知道地震的含義。首先，要彬彬有禮地介紹自己和你所在的汽車公司，或者你所在的專營店。3、那么，你們在吃瓜果時是拿到手就吃嗎？【本講小結(jié)】2.4.5注意文化上的差異2.5.10智力測試客戶管理的必要性5.2 3.2縮減最后面試人選一、談話導(dǎo)入

2.強(qiáng)酸弱堿鹽 如NH4Cl水解酸性。Kh=Kw/Kb 3.弱酸弱堿鹽 如NH4Ac其pH決于酸堿相對強(qiáng)弱，其水解相互促進(jìn)，水解程度高。其Kh=Kw/(Ka·Kb) 例：0.10MNH4Ac水溶液的PH值及水解度 7.0，0.56% 4.多元弱酸弱堿鹽的水解 也是分級進(jìn)行，其第一步遠(yuǎn)強(qiáng)于后面各步 例：計算0.001MNa2S溶液的pH及水解度。(K1=1.0×10-7,K2=7.1×10-15) 11.0,99.9%2.2.10面試中問應(yīng)聘者的問題 2.強(qiáng)酸弱堿鹽41

多元酸堿的酸式鹽,既存在水解又存在電離,近似計算時,可比較其水解及電離常數(shù)大小,取大者計算.較精確計算時,仍根MBE及CBE 例:H2A-:[H+]=((K2[H2A-]+Kw)K1/(K1+H2A-]))1/2

一般水解,電離程度均小[H+]=((K2c+Kw)K1/(K1+c))1/2

當(dāng)K1<<c,且K2c>>Kw時,=(K1K2)1/2 同理,對HA2-,[H+]=(K2K3)1/2. 例計算0.10MNaH2PO4pH(K1K2K3:6.7E-36.2E-8.4.5E-13) ([H+]=(K2cK1/(K1+c))1/2=1.97E-5,4.70)

多元酸堿的酸式鹽,既存在水解又存在電離,近似計算時,可比42

5.3.2影響水解的因素 1.溫度上升，Kw增大，而KaKb基本不變，Kh升 2.鹽溶液濃度減小，水解程度（h）↑（Kh不變） 3.與鹽類自身性質(zhì)有關(guān)（K） 4.鹽的水解伴隨pH的改變，故通過控制它可控制水解程度如配制某些溶液時，常加少量酸堿。5.3.2影響水解的因素43

§5.4緩沖溶液

5.4.1緩沖溶液的概念 能夠抵抗少量外加酸堿或（適當(dāng)）稀釋而pH基本保持不變的溶液。常用的緩沖溶液有以下幾種 1.弱酸及其鹽 如HAc和NaAc 溶液中[H+]= 2.弱堿及其鹽 如NH3H2O及NH4Cl 3.多元酸及其次級鹽 如磷酸鹽體系 當(dāng)然，濃度較大的強(qiáng)酸、強(qiáng)堿可作為緩沖溶液。 §5.4緩沖溶液44

5.4.2緩沖溶液pH值的計算 弱酸及其鹽：pH=pKa+lg(cs/ca) 弱堿及其鹽：pOH=pKb+lg(cs/cb) 多元酸及其次級鹽：現(xiàn)可以采用近似計算。 例：某緩沖溶液組成是1.0M的NH4Cl和NH3H2O，（1）該溶液的pH（2）在50ml該液中加入1.0ml濃度1.0M的NaOH溶液，計算其pH改變。 9.26 7.27改變0.01 而在50ml純水中，改變5.7

5.4.2緩沖溶液pH值的計算45

5.4.3緩沖容量 使每升緩沖溶液pH改變1個單位所需加入的酸堿的量（摩爾數(shù)）稱其緩沖容量 對弱酸及其鹽，?=2.30cs·ca/c總

可見：緩沖溶液組分濃度越大，組分濃度越接近，緩沖能力越強(qiáng)。 例如當(dāng)兩組分濃度相等時，?=0.575c，而相差10倍時，?=0.19c，故配制緩沖溶液時，組分濃度不能相差10倍以上

5.4.3緩沖容量46

關(guān)于緩沖溶液 1.其pH主要取決pKa,pKb，配制溶液時，應(yīng)選用兩者盡可能相近者。通過改變組分濃度，pH在pK的基礎(chǔ)上最多只能上下改變1個單位。 2.稀釋過度時，弱電解質(zhì)及水的電離不可忽略，此時溶液的pH也會改變，一般認(rèn)為當(dāng)c<0.001M即喪失緩沖能力。 關(guān)于緩沖溶液47

§5.5酸堿理論

5.5.1Arrhenius酸堿： 局限在水中，不能解釋非水溶液及氣相酸堿。 5.5.2質(zhì)子酸堿理論： 1923，J.N.Bronsted&T.M.Lowry提出。 凡是能給出質(zhì)子的分子或離子都是酸，酸給出質(zhì)子后的部分稱該酸的共軛堿。例如 HCl==H++Cl- H2O==H++OH- NH4+==NH3+H+ NH3==NH2-+H+ 共軛酸Al(H2O)63+==Al(OH)(H2O)52++H+共軛堿 §5.5酸堿理論48

由上可見，酸堿相互依存，一方的存在以另一方的存在為條件，此稱為酸堿的共軛關(guān)系。 既可給出質(zhì)子又可接受質(zhì)子的稱兩性物質(zhì)。如H2O、 H2PO4-、NH3等。 1.質(zhì)子酸堿的強(qiáng)弱 容易給出質(zhì)子的酸是強(qiáng)酸，共軛酸酸性越強(qiáng)，其共軛堿堿性越弱. 容易接受質(zhì)子的堿是強(qiáng)堿，共軛堿堿性越強(qiáng)，其共軛酸酸性越弱。如 HCl在水中電離：HCl+H2O=H3O++Cl- NH3+H2O=NH4++OH- HAc+H2O=H3O++Ac- 由上可見，酸堿相互依存，一方的存在以另一方的存在為條件，49

2.酸堿反應(yīng)的實質(zhì) 任何一個酸堿反應(yīng)都是質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應(yīng)，是一個酸和一個堿生成另一個酸和另一個堿的反應(yīng)。方向是由較強(qiáng)的酸堿生成較弱的酸堿。例前 3.從質(zhì)子理論看水解 鹽類水解實質(zhì)是質(zhì)子酸堿在水中的電離。其水解常實質(zhì)也就是質(zhì)子酸堿的電離常數(shù)。 例：已知氨的Kb=1.8E-5，求0.05M氯化銨之pH 首先應(yīng)該明確，共軛酸堿對的Ka×Kb=Kw CH=5.3E-6,5.28

2.酸堿反應(yīng)的實質(zhì)50

4.拉平效應(yīng)和區(qū)分效應(yīng)

酸堿的強(qiáng)弱除與其本性外，還與溶劑有關(guān)。酸性不同的酸遇到強(qiáng)堿都會發(fā)生完全質(zhì)子轉(zhuǎn)移而表現(xiàn)相同酸性 把不同強(qiáng)度的酸拉平到溶劑化質(zhì)子水平的作用稱溶劑的拉平作用。該溶劑也稱為拉平性溶劑。相反，能區(qū)分酸堿相對強(qiáng)弱的作用稱溶劑的區(qū)分效應(yīng)（及區(qū)分性溶劑） 例如：水是HBr,HCl,HI的拉平性溶劑，但卻是HAc,HCN的區(qū)分性溶劑。而HAc卻是前三者的區(qū)分性溶劑，強(qiáng)堿性溶劑氨是后兩者的拉平性溶劑。

4.拉平效應(yīng)和區(qū)分效應(yīng)51

5.5.3酸堿的電子理論 1923年，由G.N.Lewis提出，又稱路易斯酸堿 凡（有空軌道）能接受孤對電子形成配鍵的任何分子、離子皆酸，凡能提供電子對成鍵的任何物處都是堿。鹽是酸堿絡(luò)合物。 例如三氧化硫、三氟化硼，二氯化鈹，鋁、鐵、等陽離子等都是酸，而氨、水、氫氧離子都是堿。 5.5.3酸堿的電子理論52

§5.6配合物

5.6.1配合物的組成和命名 1.配合物：由一個簡單（正）離子（或原子）與幾個中性分子或陰離子以配位鍵形成的復(fù)雜離子稱配離子（配合單元）包含配離子的化合物稱配合物。 例：配位數(shù) [Cu︳(NH3)4]︳SO4

配鍵

離子鍵 中心離子配體

內(nèi)界 外界

配合物 §5.6配合物53(5)如果在野外過夜,要準(zhǔn)備一些防身物品,以防毒蛇和其它野獸的侵襲.作業(yè)。提高或降低工作級別2．冰山理論——顯性和隱性一、活動目標(biāo)：例如當(dāng)你給客戶打電話而客戶拒絕接聽時，你可以改一種方式—寄郵件；寄郵件石沉大海了也不要灰心，心里面一定要說：“我一定要見到他?！辈恍械脑挘憔偷剿麊挝婚T口去等，等他的車來了以后，攔住他，告訴他你是誰，你是哪個公司的，然后彬彬有禮地把一張名片遞給他，說：“我以前跟您聯(lián)系過，這是我的名片，你先忙著，抽空我再打電話跟你聯(lián)絡(luò)。”話不要說太多?？蛻裟玫侥愕拿髸@樣想：“這家伙還挺有毅力的，我們公司的員工如果都像他這樣就好了，我得抽空見見他。”一、教學(xué)目標(biāo)：1、同學(xué)們，蔬菜瓜果對身體有著重要的營養(yǎng)作用，你們喜歡吃瓜果嗎？你們平時喜歡煮著吃，還是生吃呢？銷售經(jīng)理會了解到很多信息（3）騎車時應(yīng)靠右邊慢行道行駛，人行道上不準(zhǔn)騎自行車。作個紀(jì)念。目標(biāo)：通過教學(xué)讓學(xué)生明白在各種場地遇到地震該怎么辦，提高學(xué)生的應(yīng)急能力。

結(jié)構(gòu)： 中心離子（中心體，形成體）： 多是金屬離子，尤其是具有空d軌道的過渡金屬陽離子。也有高氧化態(tài)非金離子如氟硅，鋁氟

配體：只要能提供孤電子對即可，其中直按與中心離子配合的原子稱配位原子。 按電性，有陰離子、中性分子配體 按配體提供的配位原子數(shù)分為： A單基（齒）配體B多基配體C兩可配體。常見的應(yīng)知 配位數(shù)：直接與中心原子配合的原子數(shù)目。配位數(shù)=配位鍵數(shù)≠配體數(shù)目。

(5)如果在野外過夜,要準(zhǔn)備一些防身物品,以防毒蛇和其它野54 5.6.2配合物的命名

早期的習(xí)慣命名：如黃血鹽，氟硅酸，銀氨離子 1)配離子的內(nèi)界按如下順序命名：

配體數(shù)陰離子配體→中性配體→“配”或“合”→中心離子（氧化數(shù)）

含多種配體時，A)先無機(jī)后有機(jī)B)按配位原子字序C)按原子數(shù)目D)按與配原子相連的原子字序 2)配離子為陽離子，稱某化某或某酸某，為陰離子，稱某酸或某酸鹽。例： [Cu(NH3)4]SO4 硫酸四氨合銅（Ⅱ） K2[PtCl6]·3H2O 三水合六氯合鉑（Ⅳ）酸鉀 [Cr(NH3)6]Cl3 三氯化六氨合鉻（Ⅲ） [Co(NH3)3(H2O)Cl2]Cl 一氯化二氯三氨一水合鈷（Ⅲ） K[Co(NH3)2(NO2)4] 四硝基二氨合鈷（Ⅲ）酸鉀 [Pt(NH3)4(NO2)Cl]CO3 碳酸一氯一硝基四氨合鉑（Ⅳ）

5.6.2配合物的命名55配體： CO NO NO-2 SCN-（NCS-）中文名： [Pt(NH3)4(NO2)Cl]C