普通化學(xué)課件

第三章水化學(xué)與水污染第三章水化學(xué)與水污染1第三章水化學(xué)與水污染第三章水化學(xué)與水污染23.1溶液的通性由溶質(zhì)和溶劑組成。凡兩種以上的物質(zhì)混和形成的均勻穩(wěn)定的分散系統(tǒng)，叫做溶液。氣體溶液、固體溶液、液體溶液溶液3.1溶液的通性由溶質(zhì)和溶劑組成。凡兩種以上的3非電解質(zhì)稀溶液的通性稀溶液的依數(shù)性(或稀溶液定律、依數(shù)性定律)難揮發(fā)的非電解質(zhì)稀溶液的性質(zhì)主要取決于所含溶質(zhì)粒子的數(shù)目，而與溶質(zhì)本身的性質(zhì)無關(guān)。這些性質(zhì)包括：溶液的蒸氣壓下降、沸點上升、凝固點下降及溶液滲透壓等。非電解質(zhì)稀溶液的通性稀溶液的依數(shù)性(或稀溶液定律、依數(shù)性定律4電解質(zhì)溶液的通性電解質(zhì)溶液或者濃度較大的溶液也具有溶液蒸氣壓下降、沸點上升、凝固點下降和滲透壓等性質(zhì)，但數(shù)值都比同濃度的非電解質(zhì)稀溶液的相應(yīng)數(shù)值要大，依數(shù)性不同。電解質(zhì)溶液的通性電解質(zhì)溶液或者濃度較大的溶液也具有溶液蒸氣壓5教學(xué)大綱§3.2水溶液中的單相離子平衡理解質(zhì)子酸堿的概念及其共軛關(guān)系。掌握水、一元弱酸和一元弱堿的平衡計算以及溶液pH值計算。了解多元弱酸(H2S)的解離及其溶液pH值計算。掌握同離子效應(yīng)和緩沖溶液的組成、pH值計算、緩沖對的選擇，了解其應(yīng)用。教學(xué)大綱§3.2水溶液中的單相離子平衡6酸和堿在水溶液中的解離平衡配離子在水溶液中的解離平衡3.2.1酸堿的概念3.2.2酸和堿在水溶液中的解離平衡及pH的計算3.2.3緩沖溶液和pH的計算3.2.2酸和堿在水溶液中的解離平衡及pH的計算酸和堿在水溶液中的解離平衡3.2.1酸堿的概念3.2.27酸和堿在水溶液中的解離平衡3.2.1酸堿的概念酸堿電離理論酸堿質(zhì)子理論酸堿電子理論酸和堿在水溶液中的解離平衡3.2.1酸堿的概念8酸堿電離理論酸堿電離理論(Arrhenius阿侖尼烏斯,1887年)酸：凡是在水溶液中能夠電離產(chǎn)生的正離子全部都是H+的化合物堿：凡是在水溶液中能夠電離產(chǎn)生的負(fù)離子全部是OH

的化合物(氫氧化物)氨水是一常見的堿，但NH3不是氫氧化物，不可寫作NH4OH。

局限：僅適用于以水為溶劑的系統(tǒng)，將堿限制為氫氧化物。NH3＋H2O?NH4++OH－酸堿電離理論酸堿電離理論(Arrhenius阿侖尼烏斯,9酸堿質(zhì)子理論酸堿質(zhì)子理論(丹麥Brnsred和英國Lowry,1923)

酸：凡是能給出質(zhì)子的分子或離子稱為酸堿：凡是能與質(zhì)子結(jié)合的分子或離子稱為堿NH4+

?NH3+H＋HAc?Ac－＋H+酸堿質(zhì)子酸堿質(zhì)子理論酸堿質(zhì)子理論(丹麥Brnsred和英國Lowr10酸堿質(zhì)子理論：共軛酸堿對例NH3的共軛酸是，共軛堿是。

酸共軛堿＋質(zhì)子共軛酸堿＋質(zhì)子NH4+

NH2－例共軛酸共軛堿Ac－

HPO42－

H2PO4－

HAcH2PO4－PO43－H3PO4HPO42－兩性物質(zhì)：既能給出質(zhì)子，又能接受質(zhì)子的物質(zhì)。NH3＋H＋?NH4+NH3?NH2－+H＋酸堿質(zhì)子理論：共軛酸堿對例酸共軛堿＋質(zhì)子共軛酸11酸堿質(zhì)子理論①酸和堿可以是分子，也可以是正離子或負(fù)離子②有的酸和堿在某對共軛酸堿中是堿，但在另一對共軛酸堿對中是酸③酸堿反應(yīng)的實質(zhì)：二個共軛酸堿對之間的質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應(yīng)。強(qiáng)堿奪取強(qiáng)酸中的質(zhì)子，生成更弱的酸及堿的反應(yīng)。酸堿質(zhì)子理論①酸和堿可以是分子，也可以是正離子或負(fù)離子②12酸堿質(zhì)子理論H+共軛酸堿對1共軛酸堿對2強(qiáng)堿奪取強(qiáng)酸中的質(zhì)子，生成更弱的酸及堿的反應(yīng)，強(qiáng)弱與Kaθ、Kbθ有關(guān)，酸越強(qiáng)，其共軛堿越弱。酸堿質(zhì)子理論H+共軛酸堿對1共軛酸堿對2強(qiáng)堿奪取強(qiáng)酸中的質(zhì)13酸堿電子理論酸堿電子理論（Lewis，1923年）酸：凡可以接受電子對的物質(zhì)（分子、原子團(tuán)、離子）稱為酸，如Fe3+,Fe,Ag+,BF3等。堿：凡可以給出電子對的物質(zhì)稱為堿。如:X－,:NH3,:CO,H2O:等。酸堿電子理論酸堿電子理論（Lewis，1923年）14酸堿電子理論：酸堿反應(yīng)的實質(zhì)酸堿反應(yīng)的實質(zhì)酸堿反應(yīng)的實質(zhì)是形成配位鍵的反應(yīng)，堿提供電子對，酸以空軌道接受電子對形成配位鍵。H＋＋:OH–HOHAlCl3

＋:Cl–

AlCl4–

Cu2++4:NH3

Cu2+4(NH3)酸lewis酸與lewis堿之間以配位鍵結(jié)合生成酸堿配合物。酸堿電子理論：酸堿反應(yīng)的實質(zhì)酸堿反應(yīng)的實質(zhì)H＋＋15酸堿電子理論：優(yōu)缺點Lewis的酸堿電子理論的優(yōu)缺點：優(yōu)點：一切化學(xué)反應(yīng)都可概括為酸堿反應(yīng)缺點：太籠統(tǒng)，不易掌握酸堿的特性無法判斷酸堿性的強(qiáng)弱酸堿電子理論：優(yōu)缺點Lewis的酸堿電子理論的優(yōu)缺點：163.2.2酸和堿在水溶液中的解離平衡及pH的計算1.水的離子積2.一元弱酸(弱堿)的解離平衡3.多元弱酸(弱堿)的解離平衡3.2.2酸和堿在水溶液中的解離平衡及pH的計算1.水的離17水的離子積

H2O(l)+H2O(l)

H3O+(aq)+OH－(aq)或H2O(l)

H+(aq)+OH－(aq)水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積:水的離子積H2O(l)+H2O(l)18水的離子積熱力學(xué)方法計算KθwH2O(l)==H+(aq)+OH(aq)rHmθ=55.84kJ·mol1∵rHmθ=55.84kJ·mol10Kwθ將隨溫度升高而增大。水的離子積熱力學(xué)方法計算Kθw∵rHmθ=55.19水的離子積25℃純水100℃純水水的離子積25℃純水100℃純水20水的離子積

pH、pOH水的離子積pH、pOH21水的離子積pH是用來表示水溶液酸堿性的一種標(biāo)度：酸性c(H+)>10-7mol·L-1>c(OH-)pH<7<pOH中性c(H+)＝10-7mol·L-1＝c(OH-)pH=7=pOH堿性c(H+)<10-7mol·L-1<c(OH-)pH>7>pOHpH僅適用于表示c(H+)或c(OH-)<1mol·L-1的溶液的酸堿性，若c(H+)>1mol·L-1，則pH<0;若c(OH-)>1,則pH>14。此時，直接用c(H+)或c(OH-)而不用pH表示這類溶液的酸堿性。pH愈小，c(H+)愈大，溶液的酸性愈強(qiáng)，堿性愈弱。水的離子積pH是用來表示水溶液酸堿性的一種標(biāo)度：酸性22一元弱酸、弱堿的解離平衡HA(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+A－(aq)或簡寫成:HA(aq)H+(aq)+A－(aq)弱酸解離常數(shù)：解離度α一元弱酸、弱堿的解離平衡HA(aq)+H2O(l)23一元弱酸、弱堿的解離平衡例：計算25℃時，0.100mol·L-1HAc溶液中的H＋、Ac－、HAc，OH－的濃度、pH及HAc的解離度α。解：HAc(aq)H+(aq)+Ac－(aq)初始濃度/mol·L-10.10000

平衡濃度/mol·L-10.100－xxxx2=Kaθ

×0.100

x=1.33×10－3(mol·L-1)當(dāng)c0/Kaθ≥400,0.10-x0.10一元弱酸、弱堿的解離平衡例：計算25℃時，0.100mol24一元弱酸、弱堿的解離平衡[H+]

=[Ac-]=x=1.33×10－3(mol·dm-3)[HAc]=0.100-x0.100(mol·dm-3)一元弱酸、弱堿的解離平衡[H+]=[Ac-]=x=25一元弱酸、弱堿的解離平衡

HAc(aq)H+(aq)+Ac－(aq)初始濃度/mol·L-10.10000

平衡濃度/mol·L-10.100－xxx一元弱酸、弱堿的解離平衡HAc(aq)26一元弱酸、弱堿的解離平衡α與Kaθ

的關(guān)系

HA(aq)H+(aq)+A－(aq)初始濃度/mol·L-1c000

平衡濃度/mol·L-1c0－c0α

c0α

c0α當(dāng)c0/Kaθ≥400或α很小時,1－α

1，則：Kaθ(HA)c0α2一元弱酸、弱堿的解離平衡α與Kaθ的關(guān)系27α與Kaθ的關(guān)系稀釋定律：在一定溫度下(Kaθ為定值)，溶液的解離度與濃度的平方根成反比。溶液越稀釋，解離度越大。當(dāng)c0/Kaθ≥400或α很小時：α與Kaθ的關(guān)系稀釋定律：在一定溫度下(Kaθ為定28一元弱酸、弱堿的解離平衡例.計算下列各濃度的HAc溶液的[H]+和電離度（1）0.1moldm-3(2)1.010-5moldm-3

解：(1)c0/Kaθ

400，則：一元弱酸、弱堿的解離平衡例.計算下列各濃度的HAc溶液的[29一元弱酸、弱堿的解離平衡c0/Kaθ<400，故不能近似計算。

(2)解一元二次方程：x=[H+]

＝7.1610-6moldm-3一元弱酸、弱堿的解離平衡c0/Kaθ<400，故不能近似30一元弱酸、弱堿的解離平衡對任意一元弱酸的解離平衡HA(aq)H+(aq)+A－(aq)對任意一元弱堿的解離平衡B(aq)+H2O(l)BH+(aq)+OH－(aq)c0/Kaθ≥400c0/Kbθ≥400一元弱酸、弱堿的解離平衡對任意一元弱酸的解離平衡對任意一31弱酸Kaθ與共軛堿Kbθ的關(guān)系

HA(aq)H+(aq)+A－(aq)一元弱酸：一元弱堿：A－(aq)＋H2O(l)HA(aq)+OH－(aq)弱酸Kaθ與共軛堿Kbθ的關(guān)系HA(aq)32酸的相對強(qiáng)度和堿的相對強(qiáng)度酸和堿的強(qiáng)度是指酸給出質(zhì)子的能力和堿接受質(zhì)子的能力的強(qiáng)弱。酸越強(qiáng)，其共軛堿越弱；堿越強(qiáng)，其共軛酸越弱。酸性強(qiáng)酸的相對強(qiáng)度和堿的相對強(qiáng)度酸和堿的強(qiáng)度是指酸給出質(zhì)子的能力和33多元弱酸、弱堿的解離平衡以二元弱酸H2S的電離平衡為例：H2SH++HS－

HS－H++S2-H2S2H++S2－

多元弱酸、弱堿的解離平衡以二元弱酸H2S的電離平衡為例：HS34多元弱酸、弱堿的解離平衡多元弱酸的解離是分步進(jìn)行的，一般K1θ

>>K2θ

>>K3θ

>>…...溶液中的H+主要來自于弱酸的第一步解離，計算c(H+)或pH時可只考慮第一步解離。溶液中，同一物質(zhì)的濃度只有一個。多元弱酸、弱堿的解離平衡多元弱酸的解離是分步進(jìn)行的，一般溶液35多元弱酸與多元弱堿解離平衡的關(guān)系HS－H++S2-H2SH++HS－S2－+H2O

HS－+OH－多元弱酸多元弱堿HS－+H2O

H2S+OH－多元弱酸與多元弱堿解離平衡的關(guān)系HS－H++S36多元弱酸、弱堿的解離平衡例1.計算0.1moldm-3的H2S水溶液(飽和水溶液0.1mol·L1)的[H+]、[HS-]、[S2-]。

解：一級電解H2SH++HS-起始濃度0.100平衡濃度0.1-xxxc0/Ka1θ>400,則：0.1－x0.1Ka1θ>>Ka2θ

則：

x2/0.1＝

9.1

10-8x=c(H+)=c(HS-)

=9.510-5(mol·L1)多元弱酸、弱堿的解離平衡例1.計算0.1moldm-337多元弱酸、弱堿的解離平衡二級平衡:HS-H++S2-平衡濃度:9.510-59.510-5y

c(S2－)=y=

1.110－12(mol·L1)多元弱酸、弱堿的解離平衡二級平衡:HS-38多元弱酸、弱堿的解離平衡例2.在0.3mol·dm-3的鹽酸溶液中通入H2S氣體至飽和，求溶液中的[HS-]和[S2-]解：H2SH++HS-起始濃度0.10.30平衡濃度0.10.3+x

xKa1θ>>Ka2θ

則：c0/Ka1θ>400，則：c(HS-)

Ka1θ0.1/0.3=3.010-8

mol·dm3多元弱酸、弱堿的解離平衡例2.在0.3mol·dm-3的39多元弱酸、弱堿的解離平衡二級平衡:HS-H++S2-平衡濃度:3.010-8

0.3

y多元弱酸、弱堿的解離平衡二級平衡:HS-40

0.1moldm-3的H2S飽和水溶液c(HS-)

=9.510-5mol·dm3c(S2－)=1.0510－10mol·dm3在0.3moldm-3的鹽酸溶液中通入H2S氣體至飽和c(HS-)=3.010-8

mol·dm3c(S2－)=1.110－19mol·dm3H2SH++HS-HS-H++S2-同離子效應(yīng)：在弱酸或弱堿溶液中，加入與該溶液解離產(chǎn)物相同的離子時，可使這些弱酸或弱堿的解離度降低。0.1moldm-3的H2S飽和水溶液H2S413.2.3緩沖溶液和pH的計算3.2.3緩沖溶液和pH的計算42緩沖溶液50mLHAc-NaAc溶液(pH=4.74)c(HAc)=c(NaAc)=0.1mol·L-1

加入1滴(0.05ml)1mol·L-1HCl加入1滴(0.05ml)1mol·L-1NaOH實驗：50ml純水(pH=7)

pH=4.73pH=4.75pH=3 pH=11

緩沖溶液：具有同離子效應(yīng)的混合溶液，有限稀釋或外加少量強(qiáng)酸或強(qiáng)堿時，而能保持本身pH值相對穩(wěn)定的溶液。溶液中共軛的酸和堿稱為緩沖對。同離子效應(yīng)是具有緩沖能力的根本原因。緩沖溶液50mLHAc-NaAc溶液(pH=4.74)43緩沖溶液：緩沖作用原理HA(aq)H+(aq)+A－(aq)加入反應(yīng)方向c(A–)c(HA)c(H＋)c(H＋)<c(A－)←略有↓略有↑基本不變c(OH－)<c(A－)→略有↑略有↓基本不變HA-A-為例：緩沖溶液：緩沖作用原理HA(aq)H44緩沖溶液的pH計算弱酸與共軛堿組成的緩沖溶液弱酸H＋+共軛堿c0c0(弱酸)0c0(共軛堿)ceq

c0(弱酸)－ceq(H+)ceq(H+)c0(共軛堿)+ceq(H+)由于同離子效應(yīng)，ceq(H+)很小，則：緩沖溶液的pH計算弱酸與共軛堿組成的緩沖溶液45緩沖溶液的pH計算緩沖溶液的pH計算46緩沖溶液的pH計算弱堿與共軛酸組成緩沖溶液緩沖溶液的pH計算弱堿與共軛酸組成緩沖溶液47緩沖溶液的pH計算例：Na3PO4—Na2HPO4HPO42－

H＋+PO43－Ka3θ

=2.210-12PO43－+H2OHPO42－

+OH－Kb1θ

=4.510-2緩沖溶液的pH計算例：Na3PO4—Na2HPO4HP48緩沖溶液的選擇所需的pH應(yīng)在緩沖溶液的緩沖范圍內(nèi)，即pKaθ或14－pKbθ盡可能接近所需溶液的pH值。所選擇的緩沖溶液，除了參與和H+或OH–有關(guān)的反應(yīng)以外，不能與系統(tǒng)中的其它物質(zhì)發(fā)生反應(yīng)。各組分的濃度應(yīng)較大,一般在0.05～0.2mol·L-1，并且，若pKaθ或14－pKbθ與所需pH不相等，可調(diào)整濃度比。緩沖溶液的選擇所需的pH應(yīng)在緩沖溶液的緩沖范圍內(nèi)，即pKa49緩沖溶液的選擇應(yīng)選擇的緩沖組分欲配制的緩沖溶液的pH值pH=5pH=7pH=9HAc-NaAcpKaθ(HAc)=4.74NaH2PO4-Na2HPO4pKa2θ(H3PO4)=7.21NH3·H2O-NH4Cl14－pKbθ(NH3·H2O)=9.26選擇理由緩沖溶液的選擇應(yīng)選擇的欲配制的緩沖溶液的pH值pH=5HAc503.2水溶液中的單相離子平衡作業(yè)：P157-1588、14、16、補(bǔ)充題補(bǔ)充題:求100mL0.60mol·L-1H3PO4和200mL0.45mol·L-1NaOH的混合溶液的pH值。3.2水溶液中的單相離子平衡作業(yè)：P157-15851教學(xué)大綱§3.3難溶電解質(zhì)的多相離子平衡掌握多相離子平衡和溶度積常數(shù)及其與溶解度的換算。掌握溶度積規(guī)則，分步沉淀和沉淀的轉(zhuǎn)化，沉淀的溶解。理解同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng)對沉淀－溶解平衡的影響。教學(xué)大綱§3.3難溶電解質(zhì)的多相離子平衡52§3.3難溶電解質(zhì)的多相離子平衡3.3.1多相離子平衡和溶度積3.3.2溶度積與溶解度的關(guān)系3.3.3溶度積規(guī)則及其應(yīng)用§3.3難溶電解質(zhì)的多相離子平衡3.3.1多相離子平衡和溶533.3.1多相離子平衡和溶度積“難溶”的電解質(zhì)在水中不是絕對不溶解，而是溶解度很小，如BaSO4，在水中存在溶解和沉淀兩個過程：溶解沉淀3.3.1多相離子平衡和溶度積“難溶”的電解質(zhì)在水中不543.3.1多相離子平衡和溶度積溶解沉淀溶度積常數(shù)，簡稱溶度積：3.3.1多相離子平衡和溶度積溶解沉淀溶度積常數(shù)，簡稱溶度553.3.2溶度積與溶解度的關(guān)系溶度積Ksθ：從平衡常數(shù)角度表示難溶物溶解的趨勢。Ksθ越小，越難溶解。溶解度S：在一定溫度下，達(dá)到溶解平衡時，一定量的溶劑中含有溶質(zhì)的量(質(zhì)量或物質(zhì)的量)，也可以表示的難溶物溶解的程度，常以g/100g水或mol·L-1為單位。S越小，越難溶解。3.3.2溶度積與溶解度的關(guān)系溶度積Ksθ：從平衡常數(shù)角度563.3.2溶度積與溶解度的關(guān)系設(shè)AnBm的溶解度為SnSmS平衡濃度/mol·L-13.3.2溶度積與溶解度的關(guān)系設(shè)AnBm的溶解度為SnSm573.3.2溶度積與溶解度的關(guān)系例25oC時，AgCl的溶解度為1.91×10-3g·L-1，求同溫度下AgCl的溶度積。解:已知M(AgCl)=143.33.3.2溶度積與溶解度的關(guān)系例25oC時，AgCl的583.3.2溶度積與溶解度的關(guān)系*相同類型的難溶電解質(zhì)，其Ksθ

大的S也大。Ag2CrO4*不同類型的難溶電解質(zhì)，不能直接用溶度積Ksθ，應(yīng)比較其溶解度S的相對大小

。ABA2B3.3.2溶度積與溶解度的關(guān)系*相同類型的難溶電解質(zhì)，其59Q<Ksθ

平衡向右移動，無沉淀析出；若原來有沉淀存在，則沉淀溶解Q=Ksθ

處于平衡狀態(tài)，飽和溶液Q>Ksθ平衡向左移動，有沉淀析出。1.溶度積規(guī)則沉淀—溶解平衡的反應(yīng)商判據(jù)，即溶度積規(guī)則：3.3.3溶度積規(guī)則應(yīng)用Q<Ksθ平衡向右移動，無沉淀析出；若原來160(1)加酸c(CO32-)↓Q↓Q＜Ksθ

，利于BaCO3的溶解。3.3.3溶度積規(guī)則應(yīng)用例：(2)加BaCl2或Na2CO3

c(Ba2+)↑或c(CO32-)↑Q↑Q＞Ksθ

生成BaCO3+H+(1)加酸c(CO32-)↓Q↓613.3.3溶度積規(guī)則應(yīng)用2.同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng)AgCl的溶解度：3.3.3溶度積規(guī)則應(yīng)用2.同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng)AgCl62鹽效應(yīng)：在難溶電解質(zhì)溶液中，加入易溶強(qiáng)電解質(zhì)而使難溶電解質(zhì)的溶解度增大的作用。1.2781.3251.3851.427同離子效應(yīng)與鹽效應(yīng)AgCl在KNO3溶液中的溶解度(25℃)0.0000.001

0.005

0.010c(KNO3)mol·L-1AgCl溶解度10-5mol·L-1同離子效應(yīng)的作用效果強(qiáng)于鹽效應(yīng)。鹽效應(yīng)：在難溶電解質(zhì)溶液中，加入易溶強(qiáng)電解質(zhì)而使難溶電633.3.3溶度積規(guī)則應(yīng)用3.分步沉淀與共沉淀實驗：

Ksθ(AgCl)=1.8×10-10

Ksθ(AgI)=8.3×10-17是否可以分離I-與Cl-？3.3.3溶度積規(guī)則應(yīng)用3.分步沉淀與共沉淀實驗：64故AgI先沉淀分步沉淀產(chǎn)生AgCl沉淀，需要Ag+的最低濃度：產(chǎn)生AgI沉淀，需要Ag+的最低濃度：AgCl開始沉淀時：I－已被沉淀完全故AgI先沉淀分步沉淀產(chǎn)生AgCl沉淀，需要Ag+的最低濃度65共沉淀Cl－與I－濃度不同，滴加Ag+,兩種沉淀同時析出的條件兩種沉淀同時析出時所需的Ag+的濃度相同：共沉淀Cl－與I－濃度不同，滴加Ag+,兩種沉淀同時析66分步沉淀沉淀類型不同,要通過計算確定。分步沉淀沉淀類型不同,要通過計算確定。67分步沉淀與共沉淀Ksθ

(Ag2CrO4)=1.1×10－12Ksθ

(AgCl)=1.8×10－10分步沉淀與共沉淀Ksθ(Ag2CrO4)=1.1×10－168分步沉淀與共沉淀Ag2CrO42Ag++CrO42－分步沉淀與共沉淀Ag2CrO42Ag+69分步沉淀與共沉淀當(dāng)Ag2CrO4開始析出時Ag+的濃度為：第一種沉淀離子Cl－已被沉淀完全。分步沉淀與共沉淀當(dāng)Ag2CrO4開始析出時Ag+的濃度為：70沉淀的轉(zhuǎn)化4.沉淀的轉(zhuǎn)化清除鍋爐中的鍋垢Ksθ(CaSO4)＝7.10×10－5Ksθ(CaCO3)＝4.96×10－9含Hg2+廢水處理Na2S+Hg2+(aq)

→HgS(s)+S2-(過量)FeS(s)+Hg2+(aq)

==HgS(s)+Fe2+(aq),K?=7.91033新污染過量的FeS不溶于水，可以過濾除去沉淀的轉(zhuǎn)化4.沉淀的轉(zhuǎn)化清除鍋爐中的鍋垢Ksθ(CaCO371沉淀的轉(zhuǎn)化c0x+0.0100ceqx0.010解：沉淀的轉(zhuǎn)化c072沉淀的轉(zhuǎn)化沉淀的轉(zhuǎn)化73沉淀的轉(zhuǎn)化(2)沉淀類型不同，計算反應(yīng)的Kθ

。轉(zhuǎn)化Ksθ大（易溶)者Ksθ?。y溶)者二者Ksθ相差越大，轉(zhuǎn)化越完全沉淀的轉(zhuǎn)化(2)沉淀類型不同，計算反應(yīng)的Kθ。轉(zhuǎn)化Ksθ74沉淀的溶解當(dāng)Q<Ksθ時沉淀發(fā)生溶解。5.沉淀的溶解沉淀的溶解當(dāng)Q<Ksθ時沉淀發(fā)生溶解。5.沉淀的溶解75

溶于酸酸溶解M(OH)n(s)Mn+(aq)+nOH－(aq)H+H2OQ=c(Mn+)×[c(OH－)]n

＜Ksθ

溶于酸酸溶解M(OH)n(s)M76酸或堿溶解

溶于酸也溶于堿Al(OH)3(s)+3H+(aq)Al3+(aq)+3H2O(l)Al(OH)3(s)+OH-(aq)Al(OH)4+(aq)酸或堿溶解溶于酸也溶于堿Al(OH)3(s)+3H+77氧化還原溶解Ksθ(CuS)=1.2×10-363CuS(s)+8HNO3

===3Cu(NO3)2(aq)+3S(s)+2NO(g)+4H2O(l)S2－HNO3氧化SQ=c(Cu2+)·c(S2－)＜Ksθ

所以沉淀溶解氧化還原溶解Ksθ(CuS)=1.2×10-363Cu78第三章水化學(xué)與水污染作業(yè)：P157-15821、補(bǔ)充題補(bǔ)充題:在0.20L的0.50mol·L-1MgCl2溶液中加入等體積的0.10mol·L-1的氨水溶液，問有無Mg(OH)2沉淀生成？為了不使Mg(OH)2沉淀析出，至少應(yīng)加入多少克NH4Cl(s)？(設(shè)加入NH4Cl(s)后體積不變)

第三章水化學(xué)與水污染作業(yè)：P157-15821、79第三章水化學(xué)與水污染第三章水化學(xué)與水污染80第三章水化學(xué)與水污染第三章水化學(xué)與水污染813.1溶液的通性由溶質(zhì)和溶劑組成。凡兩種以上的物質(zhì)混和形成的均勻穩(wěn)定的分散系統(tǒng)，叫做溶液。氣體溶液、固體溶液、液體溶液溶液3.1溶液的通性由溶質(zhì)和溶劑組成。凡兩種以上的82非電解質(zhì)稀溶液的通性稀溶液的依數(shù)性(或稀溶液定律、依數(shù)性定律)難揮發(fā)的非電解質(zhì)稀溶液的性質(zhì)主要取決于所含溶質(zhì)粒子的數(shù)目，而與溶質(zhì)本身的性質(zhì)無關(guān)。這些性質(zhì)包括：溶液的蒸氣壓下降、沸點上升、凝固點下降及溶液滲透壓等。非電解質(zhì)稀溶液的通性稀溶液的依數(shù)性(或稀溶液定律、依數(shù)性定律83電解質(zhì)溶液的通性電解質(zhì)溶液或者濃度較大的溶液也具有溶液蒸氣壓下降、沸點上升、凝固點下降和滲透壓等性質(zhì)，但數(shù)值都比同濃度的非電解質(zhì)稀溶液的相應(yīng)數(shù)值要大，依數(shù)性不同。電解質(zhì)溶液的通性電解質(zhì)溶液或者濃度較大的溶液也具有溶液蒸氣壓84教學(xué)大綱§3.2水溶液中的單相離子平衡理解質(zhì)子酸堿的概念及其共軛關(guān)系。掌握水、一元弱酸和一元弱堿的平衡計算以及溶液pH值計算。了解多元弱酸(H2S)的解離及其溶液pH值計算。掌握同離子效應(yīng)和緩沖溶液的組成、pH值計算、緩沖對的選擇，了解其應(yīng)用。教學(xué)大綱§3.2水溶液中的單相離子平衡85酸和堿在水溶液中的解離平衡配離子在水溶液中的解離平衡3.2.1酸堿的概念3.2.2酸和堿在水溶液中的解離平衡及pH的計算3.2.3緩沖溶液和pH的計算3.2.2酸和堿在水溶液中的解離平衡及pH的計算酸和堿在水溶液中的解離平衡3.2.1酸堿的概念3.2.286酸和堿在水溶液中的解離平衡3.2.1酸堿的概念酸堿電離理論酸堿質(zhì)子理論酸堿電子理論酸和堿在水溶液中的解離平衡3.2.1酸堿的概念87酸堿電離理論酸堿電離理論(Arrhenius阿侖尼烏斯,1887年)酸：凡是在水溶液中能夠電離產(chǎn)生的正離子全部都是H+的化合物堿：凡是在水溶液中能夠電離產(chǎn)生的負(fù)離子全部是OH

的化合物(氫氧化物)氨水是一常見的堿，但NH3不是氫氧化物，不可寫作NH4OH。

局限：僅適用于以水為溶劑的系統(tǒng)，將堿限制為氫氧化物。NH3＋H2O?NH4++OH－酸堿電離理論酸堿電離理論(Arrhenius阿侖尼烏斯,88酸堿質(zhì)子理論酸堿質(zhì)子理論(丹麥Brnsred和英國Lowry,1923)

酸：凡是能給出質(zhì)子的分子或離子稱為酸堿：凡是能與質(zhì)子結(jié)合的分子或離子稱為堿NH4+

?NH3+H＋HAc?Ac－＋H+酸堿質(zhì)子酸堿質(zhì)子理論酸堿質(zhì)子理論(丹麥Brnsred和英國Lowr89酸堿質(zhì)子理論：共軛酸堿對例NH3的共軛酸是，共軛堿是。

酸共軛堿＋質(zhì)子共軛酸堿＋質(zhì)子NH4+

NH2－例共軛酸共軛堿Ac－

HPO42－

H2PO4－

HAcH2PO4－PO43－H3PO4HPO42－兩性物質(zhì)：既能給出質(zhì)子，又能接受質(zhì)子的物質(zhì)。NH3＋H＋?NH4+NH3?NH2－+H＋酸堿質(zhì)子理論：共軛酸堿對例酸共軛堿＋質(zhì)子共軛酸90酸堿質(zhì)子理論①酸和堿可以是分子，也可以是正離子或負(fù)離子②有的酸和堿在某對共軛酸堿中是堿，但在另一對共軛酸堿對中是酸③酸堿反應(yīng)的實質(zhì)：二個共軛酸堿對之間的質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應(yīng)。強(qiáng)堿奪取強(qiáng)酸中的質(zhì)子，生成更弱的酸及堿的反應(yīng)。酸堿質(zhì)子理論①酸和堿可以是分子，也可以是正離子或負(fù)離子②91酸堿質(zhì)子理論H+共軛酸堿對1共軛酸堿對2強(qiáng)堿奪取強(qiáng)酸中的質(zhì)子，生成更弱的酸及堿的反應(yīng)，強(qiáng)弱與Kaθ、Kbθ有關(guān)，酸越強(qiáng)，其共軛堿越弱。酸堿質(zhì)子理論H+共軛酸堿對1共軛酸堿對2強(qiáng)堿奪取強(qiáng)酸中的質(zhì)92酸堿電子理論酸堿電子理論（Lewis，1923年）酸：凡可以接受電子對的物質(zhì)（分子、原子團(tuán)、離子）稱為酸，如Fe3+,Fe,Ag+,BF3等。堿：凡可以給出電子對的物質(zhì)稱為堿。如:X－,:NH3,:CO,H2O:等。酸堿電子理論酸堿電子理論（Lewis，1923年）93酸堿電子理論：酸堿反應(yīng)的實質(zhì)酸堿反應(yīng)的實質(zhì)酸堿反應(yīng)的實質(zhì)是形成配位鍵的反應(yīng)，堿提供電子對，酸以空軌道接受電子對形成配位鍵。H＋＋:OH–HOHAlCl3

＋:Cl–

AlCl4–

Cu2++4:NH3

Cu2+4(NH3)酸lewis酸與lewis堿之間以配位鍵結(jié)合生成酸堿配合物。酸堿電子理論：酸堿反應(yīng)的實質(zhì)酸堿反應(yīng)的實質(zhì)H＋＋94酸堿電子理論：優(yōu)缺點Lewis的酸堿電子理論的優(yōu)缺點：優(yōu)點：一切化學(xué)反應(yīng)都可概括為酸堿反應(yīng)缺點：太籠統(tǒng)，不易掌握酸堿的特性無法判斷酸堿性的強(qiáng)弱酸堿電子理論：優(yōu)缺點Lewis的酸堿電子理論的優(yōu)缺點：953.2.2酸和堿在水溶液中的解離平衡及pH的計算1.水的離子積2.一元弱酸(弱堿)的解離平衡3.多元弱酸(弱堿)的解離平衡3.2.2酸和堿在水溶液中的解離平衡及pH的計算1.水的離96水的離子積

H2O(l)+H2O(l)

H3O+(aq)+OH－(aq)或H2O(l)

H+(aq)+OH－(aq)水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積:水的離子積H2O(l)+H2O(l)97水的離子積熱力學(xué)方法計算KθwH2O(l)==H+(aq)+OH(aq)rHmθ=55.84kJ·mol1∵rHmθ=55.84kJ·mol10Kwθ將隨溫度升高而增大。水的離子積熱力學(xué)方法計算Kθw∵rHmθ=55.98水的離子積25℃純水100℃純水水的離子積25℃純水100℃純水99水的離子積

pH、pOH水的離子積pH、pOH100水的離子積pH是用來表示水溶液酸堿性的一種標(biāo)度：酸性c(H+)>10-7mol·L-1>c(OH-)pH<7<pOH中性c(H+)＝10-7mol·L-1＝c(OH-)pH=7=pOH堿性c(H+)<10-7mol·L-1<c(OH-)pH>7>pOHpH僅適用于表示c(H+)或c(OH-)<1mol·L-1的溶液的酸堿性，若c(H+)>1mol·L-1，則pH<0;若c(OH-)>1,則pH>14。此時，直接用c(H+)或c(OH-)而不用pH表示這類溶液的酸堿性。pH愈小，c(H+)愈大，溶液的酸性愈強(qiáng)，堿性愈弱。水的離子積pH是用來表示水溶液酸堿性的一種標(biāo)度：酸性101一元弱酸、弱堿的解離平衡HA(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+A－(aq)或簡寫成:HA(aq)H+(aq)+A－(aq)弱酸解離常數(shù)：解離度α一元弱酸、弱堿的解離平衡HA(aq)+H2O(l)102一元弱酸、弱堿的解離平衡例：計算25℃時，0.100mol·L-1HAc溶液中的H＋、Ac－、HAc，OH－的濃度、pH及HAc的解離度α。解：HAc(aq)H+(aq)+Ac－(aq)初始濃度/mol·L-10.10000

平衡濃度/mol·L-10.100－xxxx2=Kaθ

×0.100

x=1.33×10－3(mol·L-1)當(dāng)c0/Kaθ≥400,0.10-x0.10一元弱酸、弱堿的解離平衡例：計算25℃時，0.100mol103一元弱酸、弱堿的解離平衡[H+]

=[Ac-]=x=1.33×10－3(mol·dm-3)[HAc]=0.100-x0.100(mol·dm-3)一元弱酸、弱堿的解離平衡[H+]=[Ac-]=x=104一元弱酸、弱堿的解離平衡

HAc(aq)H+(aq)+Ac－(aq)初始濃度/mol·L-10.10000

平衡濃度/mol·L-10.100－xxx一元弱酸、弱堿的解離平衡HAc(aq)105一元弱酸、弱堿的解離平衡α與Kaθ

的關(guān)系

HA(aq)H+(aq)+A－(aq)初始濃度/mol·L-1c000

平衡濃度/mol·L-1c0－c0α

c0α

c0α當(dāng)c0/Kaθ≥400或α很小時,1－α

1，則：Kaθ(HA)c0α2一元弱酸、弱堿的解離平衡α與Kaθ的關(guān)系106α與Kaθ的關(guān)系稀釋定律：在一定溫度下(Kaθ為定值)，溶液的解離度與濃度的平方根成反比。溶液越稀釋，解離度越大。當(dāng)c0/Kaθ≥400或α很小時：α與Kaθ的關(guān)系稀釋定律：在一定溫度下(Kaθ為定107一元弱酸、弱堿的解離平衡例.計算下列各濃度的HAc溶液的[H]+和電離度（1）0.1moldm-3(2)1.010-5moldm-3

解：(1)c0/Kaθ

400，則：一元弱酸、弱堿的解離平衡例.計算下列各濃度的HAc溶液的[108一元弱酸、弱堿的解離平衡c0/Kaθ<400，故不能近似計算。

(2)解一元二次方程：x=[H+]

＝7.1610-6moldm-3一元弱酸、弱堿的解離平衡c0/Kaθ<400，故不能近似109一元弱酸、弱堿的解離平衡對任意一元弱酸的解離平衡HA(aq)H+(aq)+A－(aq)對任意一元弱堿的解離平衡B(aq)+H2O(l)BH+(aq)+OH－(aq)c0/Kaθ≥400c0/Kbθ≥400一元弱酸、弱堿的解離平衡對任意一元弱酸的解離平衡對任意一110弱酸Kaθ與共軛堿Kbθ的關(guān)系

HA(aq)H+(aq)+A－(aq)一元弱酸：一元弱堿：A－(aq)＋H2O(l)HA(aq)+OH－(aq)弱酸Kaθ與共軛堿Kbθ的關(guān)系HA(aq)111酸的相對強(qiáng)度和堿的相對強(qiáng)度酸和堿的強(qiáng)度是指酸給出質(zhì)子的能力和堿接受質(zhì)子的能力的強(qiáng)弱。酸越強(qiáng)，其共軛堿越弱；堿越強(qiáng)，其共軛酸越弱。酸性強(qiáng)酸的相對強(qiáng)度和堿的相對強(qiáng)度酸和堿的強(qiáng)度是指酸給出質(zhì)子的能力和112多元弱酸、弱堿的解離平衡以二元弱酸H2S的電離平衡為例：H2SH++HS－

HS－H++S2-H2S2H++S2－

多元弱酸、弱堿的解離平衡以二元弱酸H2S的電離平衡為例：HS113多元弱酸、弱堿的解離平衡多元弱酸的解離是分步進(jìn)行的，一般K1θ

>>K2θ

>>K3θ

>>…...溶液中的H+主要來自于弱酸的第一步解離，計算c(H+)或pH時可只考慮第一步解離。溶液中，同一物質(zhì)的濃度只有一個。多元弱酸、弱堿的解離平衡多元弱酸的解離是分步進(jìn)行的，一般溶液114多元弱酸與多元弱堿解離平衡的關(guān)系HS－H++S2-H2SH++HS－S2－+H2O

HS－+OH－多元弱酸多元弱堿HS－+H2O

H2S+OH－多元弱酸與多元弱堿解離平衡的關(guān)系HS－H++S115多元弱酸、弱堿的解離平衡例1.計算0.1moldm-3的H2S水溶液(飽和水溶液0.1mol·L1)的[H+]、[HS-]、[S2-]。

解：一級電解H2SH++HS-起始濃度0.100平衡濃度0.1-xxxc0/Ka1θ>400,則：0.1－x0.1Ka1θ>>Ka2θ

則：

x2/0.1＝

9.1

10-8x=c(H+)=c(HS-)

=9.510-5(mol·L1)多元弱酸、弱堿的解離平衡例1.計算0.1moldm-3116多元弱酸、弱堿的解離平衡二級平衡:HS-H++S2-平衡濃度:9.510-59.510-5y

c(S2－)=y=

1.110－12(mol·L1)多元弱酸、弱堿的解離平衡二級平衡:HS-117多元弱酸、弱堿的解離平衡例2.在0.3mol·dm-3的鹽酸溶液中通入H2S氣體至飽和，求溶液中的[HS-]和[S2-]解：H2SH++HS-起始濃度0.10.30平衡濃度0.10.3+x

xKa1θ>>Ka2θ

則：c0/Ka1θ>400，則：c(HS-)

Ka1θ0.1/0.3=3.010-8

mol·dm3多元弱酸、弱堿的解離平衡例2.在0.3mol·dm-3的118多元弱酸、弱堿的解離平衡二級平衡:HS-H++S2-平衡濃度:3.010-8

0.3

y多元弱酸、弱堿的解離平衡二級平衡:HS-119

0.1moldm-3的H2S飽和水溶液c(HS-)

=9.510-5mol·dm3c(S2－)=1.0510－10mol·dm3在0.3moldm-3的鹽酸溶液中通入H2S氣體至飽和c(HS-)=3.010-8

mol·dm3c(S2－)=1.110－19mol·dm3H2SH++HS-HS-H++S2-同離子效應(yīng)：在弱酸或弱堿溶液中，加入與該溶液解離產(chǎn)物相同的離子時，可使這些弱酸或弱堿的解離度降低。0.1moldm-3的H2S飽和水溶液H2S1203.2.3緩沖溶液和pH的計算3.2.3緩沖溶液和pH的計算121緩沖溶液50mLHAc-NaAc溶液(pH=4.74)c(HAc)=c(NaAc)=0.1mol·L-1

加入1滴(0.05ml)1mol·L-1HCl加入1滴(0.05ml)1mol·L-1NaOH實驗：50ml純水(pH=7)

pH=4.73pH=4.75pH=3 pH=11

緩沖溶液：具有同離子效應(yīng)的混合溶液，有限稀釋或外加少量強(qiáng)酸或強(qiáng)堿時，而能保持本身pH值相對穩(wěn)定的溶液。溶液中共軛的酸和堿稱為緩沖對。同離子效應(yīng)是具有緩沖能力的根本原因。緩沖溶液50mLHAc-NaAc溶液(pH=4.74)122緩沖溶液：緩沖作用原理HA(aq)H+(aq)+A－(aq)加入反應(yīng)方向c(A–)c(HA)c(H＋)c(H＋)<c(A－)←略有↓略有↑基本不變c(OH－)<c(A－)→略有↑略有↓基本不變HA-A-為例：緩沖溶液：緩沖作用原理HA(aq)H123緩沖溶液的pH計算弱酸與共軛堿組成的緩沖溶液弱酸H＋+共軛堿c0c0(弱酸)0c0(共軛堿)ceq

c0(弱酸)－ceq(H+)ceq(H+)c0(共軛堿)+ceq(H+)由于同離子效應(yīng)，ceq(H+)很小，則：緩沖溶液的pH計算弱酸與共軛堿組成的緩沖溶液124緩沖溶液的pH計算緩沖溶液的pH計算125緩沖溶液的pH計算弱堿與共軛酸組成緩沖溶液緩沖溶液的pH計算弱堿與共軛酸組成緩沖溶液126緩沖溶液的pH計算例：Na3PO4—Na2HPO4HPO42－

H＋+PO43－Ka3θ

=2.210-12PO43－+H2OHPO42－

+OH－Kb1θ

=4.510-2緩沖溶液的pH計算例：Na3PO4—Na2HPO4HP127緩沖溶液的選擇所需的pH應(yīng)在緩沖溶液的緩沖范圍內(nèi)，即pKaθ或14－pKbθ盡可能接近所需溶液的pH值。所選擇的緩沖溶液，除了參與和H+或OH–有關(guān)的反應(yīng)以外，不能與系統(tǒng)中的其它物質(zhì)發(fā)生反應(yīng)。各組分的濃度應(yīng)較大,一般在0.05～0.2mol·L-1，并且，若pKaθ或14－pKbθ與所需pH不相等，可調(diào)整濃度比。緩沖溶液的選擇所需的pH應(yīng)在緩沖溶液的緩沖范圍內(nèi)，即pKa128緩沖溶液的選擇應(yīng)選擇的緩沖組分欲配制的緩沖溶液的pH值pH=5pH=7pH=9HAc-NaAcpKaθ(HAc)=4.74NaH2PO4-Na2HPO4pKa2θ(H3PO4)=7.21NH3·H2O-NH4Cl14－pKbθ(NH3·H2O)=9.26選擇理由緩沖溶液的選擇應(yīng)選擇的欲配制的緩沖溶液的pH值pH=5HAc1293.2水溶液中的單相離子平衡作業(yè)：P157-1588、14、16、補(bǔ)充題補(bǔ)充題:求100mL0.60mol·L-1H3PO4和200mL0.45mol·L-1NaOH的混合溶液的pH值。3.2水溶液中的單相離子平衡作業(yè)：P157-158130教學(xué)大綱§3.3難溶電解質(zhì)的多相離子平衡掌握多相離子平衡和溶度積常數(shù)及其與溶解度的換算。掌握溶度積規(guī)則，分步沉淀和沉淀的轉(zhuǎn)化，沉淀的溶解。理解同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng)對沉淀－溶解平衡的影響。教學(xué)大綱§3.3難溶電解質(zhì)的多相離子平衡131§3.3難溶電解質(zhì)的多相離子平衡3.3.1多相離子平衡和溶度積3.3.2溶度積與溶解度的關(guān)系3.3.3溶度積規(guī)則及其應(yīng)用§3.3難溶電解質(zhì)的多相離子平衡3.3.1多相離子平衡和溶1323.3.1多相離子平衡和溶度積“難溶”的電解質(zhì)在水中不是絕對不溶解，而是溶解度很小，如BaSO4，在水中存在溶解和沉淀兩個過程：溶解沉淀3.3.1多相離子平衡和溶度積“難溶”的電解質(zhì)在水中不1333.3.1多相離子平衡和溶度積溶解沉淀溶度積常數(shù)，簡稱溶度積：3.3.1多相離子平衡和溶度積溶解沉淀溶度積常數(shù)，簡稱溶度1343.3.2溶度積與溶解度的關(guān)系溶度積Ksθ：從平衡常數(shù)角度表示難溶物溶解的趨勢。Ksθ越小，越難溶解。溶解度S：在一定溫度下，達(dá)到溶解平衡時，一定量的溶劑中含有溶質(zhì)的量(質(zhì)量或物質(zhì)的量)，也可以表示的難溶物溶解的程度，常以g/100g水或mol·L-1為單位。S越小，越難溶解。3.3.2溶度積與溶解度的關(guān)系溶度積Ksθ：從平衡常數(shù)角度1353.3.2溶度積與溶解度的關(guān)系設(shè)AnBm的溶解度為SnSmS平衡濃度/mol·L-13.3.2溶度積與溶解度的關(guān)系設(shè)AnBm的溶解度為SnSm1363.3.2溶度積與溶解度的關(guān)系例25oC時，AgCl的溶解度為1.91×10-3g·L-1，求同溫度下AgCl的溶度積。解:已知M(AgCl)=143.33.3.2溶度積與溶解度的關(guān)系例25oC時，AgCl的1373.3.2溶度積與溶解度的關(guān)系*相同類型的難溶電解質(zhì)，其Ksθ

大的S也大。Ag2CrO4*不同類型的難溶電解質(zhì)，不能直接用溶度積Ksθ，應(yīng)比較其溶解度S的相對大小

。ABA2B3.3.2溶度積與溶解度的關(guān)系*相同類型的難溶電解質(zhì)，其138Q<Ksθ

平衡向右移動，無沉淀析出；若原來有沉淀存在，則沉淀溶解Q=Ksθ

處于平衡狀態(tài)，飽和溶液Q>Ksθ平衡向左移動，有沉淀析出。1.溶度積規(guī)則沉淀—溶解平衡的反應(yīng)商判據(jù)，即溶度積規(guī)則：3.3.3溶度積規(guī)則應(yīng)用Q<Ksθ平衡向右移動，無沉淀析出；若原來1139(1)加酸