無機及分析化學-4 解離平衡

2023/2/4第四章解離平衡掌握沉淀溶解平衡的特點和有關(guān)計算掌握溶度積的概念了解酸堿理論掌握緩沖溶液的原理和計算

熟悉弱電解質(zhì)解離平衡的計算

本章要求2023/2/4第四章解離平衡4-1弱電解質(zhì)的解離平衡和強電解質(zhì)溶液電解質(zhì)———在水溶液中/熔融狀態(tài)下能夠?qū)щ姷囊活惢衔铩ｋ娊赓|(zhì)導電的原因-----電離。衡量電離或解離程度-----電離度或解離度，符號：α。

2023/2/4第四章解離平衡4-1弱電解質(zhì)的解離平衡和強電解質(zhì)溶液一、一元弱電解質(zhì)的解離平衡（一）解離平衡的建立

[HB][H+][B-]平衡濃度

[MOH][M+][OH-]2023/2/4第四章解離平衡4-1弱電解質(zhì)的解離平衡和強電解質(zhì)溶液解離常數(shù)的說明1）Ka、Kb與酸堿的本性有關(guān)，同時與

溫度

有關(guān)，而與

濃度

無關(guān)；（通常Ki=10-2~10-7—弱酸/弱堿）3）pKi=-lgKip451附錄：一些弱電解質(zhì)的標準解離常數(shù)2）解離常數(shù)/離解常數(shù)越大，解離程度

越大

，酸/堿的強度

越大

；2023/2/4第四章解離平衡4-1弱電解質(zhì)的解離平衡和強電解質(zhì)溶液一、一元弱電解質(zhì)的解離平衡（二）稀釋定律以一元弱酸HB為例，設(shè)起始濃度為c，解離度為α，解離常數(shù)為Ka同理，對于一元弱堿MOH，設(shè)起始濃度為c，解離度為α，解離常數(shù)為Kb2023/2/4第四章解離平衡4-1弱電解質(zhì)的解離平衡和強電解質(zhì)溶液2023/2/4第四章解離平衡4-1弱電解質(zhì)的解離平衡和強電解質(zhì)溶液一、一元弱電解質(zhì)的解離平衡小結(jié)溫度一定時，對于某一弱電解質(zhì)（弱酸或弱堿）1）解離常數(shù)為

定值

，與

濃度

無關(guān)；2）電離度隨濃度減小而

增大

；3）[H+]或[OH-]隨弱電解質(zhì)濃度減小而

減小

。

相關(guān)習題：P965,6,72023/2/4第四章解離平衡4-1弱電解質(zhì)的解離平衡和強電解質(zhì)溶液二、多元弱酸的解離平衡K=對于飽和CO2水溶液，[H2CO3]≈0.04mol?L-1[H+]2[CO32-]≈9.6×10-192023/2/4第四章解離平衡4-1弱電解質(zhì)的解離平衡和強電解質(zhì)溶液同理，對于飽和H2S水溶液，[H2S]≈0.1mol?L-1[H+]2[S2-]≈1.1×10-22注意：酸的濃度、酸的強度和酸度的區(qū)分酸的濃度：酸的強度：酸的酸度：c/mol?L-1Ka=1.8×10-5為弱酸[H+]或pH飽和H2S水溶液體系的解離平衡2023/2/4第四章解離平衡4-2溶液的酸堿性一、水的解離與pHrHm=57.4kJ?mol-1>0已知1升水中H2O的物質(zhì)的量為：Kw—水的離子積常數(shù)說明：2023/2/4第四章解離平衡4-2溶液的酸堿性溶液酸堿性討論討論：1）若[H+]>[OH-]即[H+]>10-7或pH<7溶液呈酸性2）若[H+]=[OH-]即[H+]=10-7或pH=7溶液呈中性3）若[H+]<[OH-]即[H+]<10-7或pH>7溶液呈堿性水溶液的酸堿性取決于：水溶液中H+離子和OH-離子濃度的相對大小2023/2/4第四章解離平衡4-2溶液的酸堿性0.1mol·L-1鹽溶液pH值NaCl7.0NH4ClNaAc8.9NH4Ac7.05.2二、鹽類水溶液的酸堿性（鹽類水解）定義：鹽類水解—指溶液中鹽的離子與水電離出的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應。2023/2/4第四章解離平衡4-2溶液的酸堿性（一）一元強堿弱酸鹽的水解如：NaAc（二）一元強酸弱堿鹽的水解如：NH4Cl（三）一元弱酸弱堿鹽的水解如：NH4Ac（四）多元弱酸強堿鹽的水解如：Na2CO3鹽類水解后溶液的酸堿性與鹽的組成有關(guān)2023/2/4第四章解離平衡4-2溶液的酸堿性小結(jié)1、水的電離任何水溶液中水溶液的酸堿性取決于：水溶液中H+和OH-濃度的相對大小2、鹽的水解【溶液中鹽的離子與水電離出的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應】鹽類水解后溶液的酸堿性與鹽的組成有關(guān)鹽類水解反應方程式鹽類水解平衡常數(shù)的確定2023/2/4第四章解離平衡自測題：1、電解質(zhì)的強弱是根據(jù)它在水溶液中的導電能力強弱來劃分的，導電能力強則為強電解質(zhì)，導電能力弱則為弱電解質(zhì)（）2、酸性溶液中不含OH-，堿性溶液中不含H+。（）3、中和0.1mol/L的氨水和NaOH，所需要的HCl量相同。（）4、下列物質(zhì)pH值相同，物質(zhì)的量濃度最大的是（）

AHClBH2SO4CH3PO4DCH3COOH5、一種酸的強度與它在水溶液中性質(zhì)有關(guān)的是（）

A濃度B解離度C解離常數(shù)D溶解度6、計算0.1mol/LH2S溶液中的H+、HS-、S2-的平衡濃度及溶液的pH值。（Ka1=9.1*10-8,Ka2=1.1*10-12）2023/2/4第四章解離平衡4-3緩沖溶液同離子效應

在弱酸或弱堿的電解質(zhì)溶液中，加入與其具有共同離子的強電解質(zhì)使電離平衡向左移，從而降低了弱電解質(zhì)的電離度，這種影響叫同離子效應。

[例]在0.10mol·dm-3的HAc溶液中加入固體NaAc，使NaAc的濃度達0.20mol·dm-3，求溶液中的[H+]和電離度。2023/2/4第四章解離平衡4-3緩沖溶液一、緩沖作用原理和基本公式

弱堿弱堿鹽NH3?H2ONH4Cl

弱酸鹽弱酸NaAc

HAc多元弱酸鹽多元弱酸NaHCO3

H2CO3

多元酸次級鹽多元酸酸式鹽Na2HPO4

NaH2PO4緩沖溶液----能夠抵抗外加少量酸、少量堿或稀釋作用而本身pH值保持基本不變的溶液。

1、組成2023/2/4第四章解離平衡4-3緩沖溶液2.原理（以HAc+NaAc為例）溶液組成：Ac-離子大量存在；HAc分子大量存在。當加入少量酸時：當加入少量堿時：抗酸成分抗堿成分2023/2/4第四章解離平衡4-3緩沖溶液2.原理（以HAc+NaAc為例）當加入少量酸時：當加入少量堿時：抗酸成分抗堿成分

酸（或堿）和鹽的濃度越大，則緩沖能力強，但在C酸/C堿的比值為1時，緩沖性能最好。

2023/2/4第四章解離平衡4-3緩沖溶液3.pH值計算（以HAc+NaAc為例）始態(tài)c(酸)0c(鹽)平衡式中：c(鹽)+[H+]

≈c(鹽)，c(酸)-[H+]

≈c(酸)（弱酸弱酸鹽體系）同理，對于弱堿弱堿鹽體系：[H+]c(鹽)+[H+]

c(酸)-[H+]2023/2/4第四章解離平衡4-3緩沖溶液緩沖溶液計算應用舉例例2：將2mol?L-1的NH3?H2O溶液和2mol?L-1的NH4Cl溶液等體積混合后，求：

1）混合液的pH值；

2）90mL混合液中加入10mL0.1mol?L-1HCl后的pH值；

3）90mL混合液中加入10mL0.1mol?L-1NaOH后的pH值；

4）混合溶液稀釋一倍后的pH值。例1：P85/例4-10小結(jié)：緩沖溶液具有保持pH值的特性。相對穩(wěn)定2023/2/4第四章解離平衡4-3緩沖溶液二、緩沖溶液的配制pKa或pKb對pH值或pOH值具有決定作用c(鹽)/c(酸)或c(鹽)/c(堿)對pH值或pOH值具有調(diào)節(jié)作用緩沖溶液配制方法/原則：選擇pKapKb與所配溶液

pHpOH相接近的弱酸弱堿及其鹽組成緩沖對！所選擇的緩沖溶液，除了參與和H+或OH–有關(guān)的反應以外，不能與反應系統(tǒng)中的其它物質(zhì)發(fā)生副反應

2023/2/4第四章解離平衡4-3緩沖溶液緩沖溶液的配制應用舉例例2:已知下列弱電解質(zhì)的pKi弱電解質(zhì)HAcNH3·H2OHClOHCNpKi

4.754.757.539.31(1)欲配制pH=4.0的緩沖溶液，選用哪種弱電解質(zhì)最好？(2)所需弱電解質(zhì)與鹽的濃度比為多少？例1：P87/例4-112023/2/4第四章解離平衡4-3緩沖溶液三、緩沖作用在生物及其他方面的重要意義（自學）四、活度和活度系數(shù)（自學）2023/2/4第四章解離平衡4-3緩沖溶液小結(jié)同離子效應

在弱酸或弱堿的電解質(zhì)溶液中，加入與其具有共同離子的強電解質(zhì)使電離平衡向左移，從而降低了弱電解質(zhì)的電離度。緩沖溶液能夠抵抗外加少量酸、少量堿或稀釋作用而本身pH值保持基本不變的溶液。緩沖原理抗酸成分抗堿成分2023/2/4第四章解離平衡4-3緩沖溶液小結(jié)緩沖溶液的pH值計算緩沖溶液的配制選擇pKapKb與所配溶液

pHpOH相接近的弱酸弱堿及其鹽組成緩沖對！所選擇的緩沖溶液，除了參與和H+或OH–有關(guān)的反應以外，不能與反應系統(tǒng)中的其它物質(zhì)發(fā)生副反應

2023/2/4第四章解離平衡4-4酸堿理論（了解）酸堿質(zhì)子理論要點1、酸：能釋放H+的物質(zhì)2、堿：能接受H+的物質(zhì)3、兩性物質(zhì)：既能釋放又能接受H+的物質(zhì)4、共軛關(guān)系：酸堿對5、酸堿反應6、共軛酸堿的強度關(guān)系：酸強堿弱，酸弱堿強酸堿+H+2023/2/4第四章解離平衡4-4酸堿理論酸堿電子理論要點1、酸：能接受外來電子對的物質(zhì)2、堿：能提供外來電子對的物質(zhì)3、酸堿反應：電子傳遞2023/2/4第四章解離平衡4-5沉淀溶解平衡

一、沉淀溶解平衡的建立沉淀溶解平衡(四大平衡之一)2023/2/4第四章解離平衡4-5沉淀溶解平衡

二、溶度積的意義意義：在一定溫度下，難溶電解質(zhì)處于沉淀溶解平衡時，其飽和溶液中離子濃度系數(shù)次方的乘積為一常數(shù)—溶度積常數(shù)(簡稱溶度積)。說明：1.溶度積常數(shù)表達式的書寫2023/2/4第四章解離平衡4-5沉淀溶解平衡

2.溶解度與溶度積的關(guān)系：Kspθ設(shè)難溶化合物AnBm溶解度為Smol·L-1平衡nSmS條件：1）不發(fā)生副反應2）在溶液中完全解離2023/2/4第四章解離平衡4-5沉淀溶解平衡溶度積應用舉例假設(shè)沒有副反應，完全解離的情況下，求1）Fe2S3的溶度積與溶解度的關(guān)系2）CaF2飽和溶液的濃度為2*10-4mol/L,求它的溶度積3）根據(jù)AgI的溶度積，計算在①純水中的溶解度（g/L）②在0.0010mol/LKI溶液中的溶解度（g/L）③在0.010mol/LAgNO3溶液中的溶解度（g/L）

P89例4-12、13、142023/2/4第四章解離平衡4-6沉淀的生成和溶解

平衡時：某一時刻：1）2）3）根據(jù)Qi>Ksp，沉淀析出；Qi=Ksp，沉淀溶解平衡；Qi<Ksp，沉淀溶解。2023/2/4第四章解離平衡

溶度積規(guī)則的應用舉例一、沉淀的生成計算在100mL0.2mol/LCaCl2溶液中分別加入下列溶液后殘留的Ca2+的濃度？（1）100mL0.2mol/LNa2C2O4溶液；（2）150mL0.2mol/LNa2C2O4溶液。二、沉淀的溶解

欲使各為0.1mol的FeS、CuS分別溶于1L鹽酸中，問各需要鹽酸的最低濃度為多少？