酸堿平衡和溶解平衡

教學(xué)內(nèi)容課后作業(yè)教學(xué)目的第四章溶液中的離子平衡1酸堿理論2水的解離和溶液酸堿性3一元弱酸和一元弱堿的離解平衡;4同離子效應(yīng)與緩沖溶液；5溶度積與溶度積規(guī)則作業(yè)：P1181.了解一元弱酸和一元弱堿的離解平衡特點(diǎn)；2.掌握一元弱酸、弱堿溶液pH的計(jì)算方法；3.了解溶度積的概念及難溶電解質(zhì)的溶解平衡特點(diǎn)及溶度積規(guī)則。本次課教學(xué)安排1、酸堿理論1.1酸堿電離理論1.2酸堿質(zhì)子理論1.3酸堿電子理論1.1酸堿電離理論阿侖尼烏斯SvanteAugustArrhenius1859-1927瑞典物理化學(xué)家阿侖尼烏斯，他的最大貢獻(xiàn)是1884年提出了電離學(xué)說，這一學(xué)說是物理化學(xué)發(fā)展初期的重大發(fā)現(xiàn)，對(duì)溶液性質(zhì)的解釋起過重要的作用，它是物理和化學(xué)之間的一座橋梁。阿累尼烏斯因創(chuàng)立電離學(xué)而獲得了1903年的諾貝爾化學(xué)獎(jiǎng)。電解質(zhì)在水溶液中能夠解離，凡解離產(chǎn)生H＋離子的物質(zhì)叫做酸；解離產(chǎn)生OHˉ離子的物質(zhì)叫做堿。1.1酸堿電離理論酸堿電離理論從物質(zhì)的化學(xué)組成上揭露了酸堿的本質(zhì)：H＋是酸的特征，OHˉ是堿的特征，中和反應(yīng)的實(shí)質(zhì)就是H＋+OHˉ→H2O。把酸堿的概念僅限于水溶液中，無法解釋物質(zhì)在非水溶劑中的酸堿性問題；也無法解釋NH4Cl、AlCl3、Na2CO3、Na3PO4等物質(zhì)的酸堿性問題。酸堿電離理論的局限性：1.2酸堿質(zhì)子理論布朗斯特，丹麥物理學(xué)家，曾任哥本哈根大學(xué)化學(xué)教授，1923年創(chuàng)建了酸堿質(zhì)子理論。布朗斯特Bronsted,1879-1947..凡是能給出質(zhì)子H＋的物質(zhì)都是酸；凡是能接受質(zhì)子H＋的物質(zhì)都是堿。1.3酸堿電子理論※

酸堿電子理論的定義涉及到了物質(zhì)的微觀結(jié)構(gòu)，使酸堿理論與物質(zhì)結(jié)構(gòu)有機(jī)地聯(lián)系起來。化合物中普遍存在配位鍵，因此路易斯酸堿的范圍極其廣泛，酸堿配合物無所不包，凡金屬離子都是酸，與金屬離子結(jié)合的不管是陰離子還是中性離子都是堿，一切鹽類、金屬氧化物及其它大多數(shù)化合物都是酸堿配合物；1.3酸堿電子理論※酸堿電子理論對(duì)酸堿的定義，擺脫了體系必須具備某種離子或元素，也不受溶劑的限制，而立論于物質(zhì)的普遍組合，以電子對(duì)的給出和接受來說明酸堿的反應(yīng)，故它更能體現(xiàn)物質(zhì)的本質(zhì)屬性，較前面幾個(gè)酸堿理論更為全面和廣泛。但是由于路易斯理論對(duì)酸堿的認(rèn)識(shí)過于籠統(tǒng)，因而不易掌握酸堿的特性?！谒釅A電子理論中，一種物質(zhì)究竟屬于酸還是屬于堿，要在具體的反應(yīng)中確定，不能脫離環(huán)境去辨認(rèn)物質(zhì)的歸屬；2、水的離解平衡和溶液的酸堿性水是最重要的溶劑，我們要討論的離子平衡都是在水溶液中進(jìn)行的，水溶液的酸堿性取決于溶質(zhì)和水的解離平衡。H2O(l)H++OHˉ[H+][OHˉ]=(1.004×10-7)2=1.0×10-14=Kw水的離子積常數(shù)Kw：（純液態(tài)不計(jì)入平衡關(guān)系式）（8-1）Kw反映了水溶液中H+離子濃度和OHˉ離子濃度間的相互關(guān)系，知道了H+離子濃度，就可算出OHˉ離子濃度，反之亦然。任何物質(zhì)的水溶液，不論它是中性、酸性還是堿性，都同時(shí)含有H+離子和OHˉ離子，只不過它們的相對(duì)多少不同而已。溶液的酸堿性：一些H+離子濃度很小的溶液，常采用pH值來表示溶液的酸堿性。溶液中H+離子濃度的負(fù)對(duì)數(shù)叫做pH值；也可用pOH值表示溶液的酸堿性；pOH=-lg[OHˉ]因?yàn)閇H+][OHˉ]=1.0×10-14兩邊同時(shí)取負(fù)對(duì)數(shù)，則pH+pOH=14pH=-lg[H+]pH值：溶液的[H+]在1～10-14mol·L-1之間時(shí)，使用pH值來表示，這時(shí)pH值范圍在0～14；更強(qiáng)的酸性溶液pH值可以小于0，更強(qiáng)的堿性溶液pH也可以大于14，在這種情況下，使用摩爾濃度mol·L-1表示更為方便。pH=7，溶液是中性；pH＜7，溶液是酸性；pH＞7，溶液是堿性；pH值：一些物質(zhì)的酸度（pH）土壤：5~7海水：7.8~8.3人體液和分泌物：血液：7.35~7.45胃液：0.87（0.13mol·L-1）肝膽汁：7.4~8.5 膽囊膽汁：5.4~6.9腦脊液：7.4 糞便：7.0~7.5胰液：8.0 尿（正常）：4.8~8.4腸液:7.7 靜止細(xì)胞內(nèi)：7.0~7.5眼房水：7.2 唾液：7.2人乳：7.43、弱酸弱堿的解離平衡3.1一元弱酸弱堿的解離平衡常數(shù)3.2多元弱酸的解離平衡3.1一元弱酸弱堿的解離平衡常數(shù)弱酸弱堿3.1一元弱酸弱堿的解離平衡常數(shù)共軛酸堿對(duì)的Ka與Kb互成反比關(guān)系，Ka越大，Kb就越小，知道了Ka的值，便可求出Kb，反之亦然。（8-2）3.1一元弱酸弱堿的解離平衡常數(shù)②3.1一元弱酸弱堿的解離平衡常數(shù)③3.1一元弱酸弱堿的解離平衡常數(shù)通過例題1的計(jì)算，推導(dǎo)出計(jì)算一元弱酸或弱堿溶液中[H+]或[OHˉ]的最簡(jiǎn)公式。298K時(shí)，HAc的Ka=1.76×10

5，計(jì)算0.10mol·L

1的HAc溶液中H+離子的濃度。[例題1]3.1一元弱酸弱堿的解離平衡常數(shù)3.1一元弱酸弱堿的解離平衡常數(shù)3.1一元弱酸弱堿的解離平衡常數(shù)（8-3）（8-4）3.1一元弱酸弱堿的解離平衡常數(shù)3.2多元弱酸的解離平衡在溶液中每個(gè)分子能給出多個(gè)質(zhì)子的酸叫做多元酸。例如，H2S、H2CO3是二元弱酸，H3PO4是三元弱酸等。如在H2S水溶液中同時(shí)存在多個(gè)平衡：3.2多元弱酸的解離平衡，兩式相加，平衡常數(shù)相乘3.2多元弱酸的解離平衡試計(jì)算H2S飽和水溶液中的[H+]、[HS－]、[S2–]和[OH－]離子的濃度。[例題3]3.2多元弱酸的解離平衡[例題3]（8-9）3.2多元弱酸的解離平衡[例題3]3.2多元弱酸的解離平衡（8-10）3、弱酸弱堿的解離平衡弱酸弱堿解離平衡公式小結(jié)4、緩沖溶液4.1緩沖溶液的定義4.2緩沖作用的原理4.3緩沖溶液的pH值4.4緩沖溶液的選擇與配制4.5分析常用的緩沖溶液1.緩沖溶液的定義2.緩沖作用的原理3.緩沖溶液的pH值(8-7

)(8-8

)

(8-19)(8-20

)4.緩沖溶液的選擇與配制(8-19

)(8-20

)4.緩沖溶液的選擇與配制乳酸的pKa=3.854.緩沖溶液的選擇與配制[例題6]4.緩沖溶液的選擇與配制[例題6]4.緩沖溶液的選擇與配制通過例題6的計(jì)算，得出如下結(jié)論：4.緩沖溶液的選擇與配制●(8-19

)(8-20

)4.緩沖溶液的選擇與配制●pH：2.85～4.854.緩沖溶液的選擇與配制4.緩沖溶液的選擇與配制4.緩沖溶液的選擇與配制4.緩沖溶液的選擇與配制4.緩沖溶液的選擇與配制4.緩沖溶液的選擇與配制配置一個(gè)緩沖能力較大的緩沖溶液需要的條件：（1）對(duì)一個(gè)給定的緩沖體系，緩沖物質(zhì)的總濃度c越大，緩沖容量越大；（2）緩沖物質(zhì)總濃度c一定時(shí)，當(dāng)pH=pKa時(shí)，即c酸/c鹽之比=1時(shí)，緩沖容量最大。4.緩沖溶液的選擇與配制4.緩沖溶液的選擇與配制4.緩沖溶液的選擇與配制[例題7]4.緩沖溶液的選擇與配制4.緩沖溶液的選擇與配制[例題8]用1.0mol·L–1的氨水和固體NH4Cl為原料，如何配制1升pH為9.00的、其中要求氨水的濃度為0.10mol·L–1的緩沖溶液？這是一個(gè)由弱堿氨水和弱堿鹽NH4Cl組成的緩沖對(duì)，已知氨水的Kb=1.77×10–5，它的pKb=4.75，題目已經(jīng)給出緩沖溶液的c堿濃度為0.10mol·L–1，pH=9.00，則pOH=14.00–9.00=5.00，NH4Cl的M=53.5g·mol–1；解：4.緩沖溶液的選擇與配制根據(jù)（8-20）公式即可求出緩沖溶液的c鹽濃度則c鹽=0.18mol·L–1所需要NH4Cl的質(zhì)量為：m鹽=0.18mol·L–1×1.0L×53.5g·mol–1=9.6g[例題8]4.緩沖溶液的選擇與配制所需要NH3水的體積為：如何配制呢？先將9.6gNH4Cl溶于少量水中，然后加入1.0mol·L–1的氨水100mL，最后用水稀釋至1.0L。[例題8]5.分析常用的緩沖溶液標(biāo)準(zhǔn)緩沖溶液測(cè)量溶液pH值時(shí)做參照標(biāo)準(zhǔn)使用的緩沖溶液，它們的pH值是經(jīng)過準(zhǔn)確實(shí)驗(yàn)測(cè)得的。標(biāo)準(zhǔn)緩沖溶液pH標(biāo)準(zhǔn)值（25℃）飽和酒石酸氫鉀（0.034mol·L

1）3.560.05mol·L

1的鄰苯二甲酸氫鉀4.010.025mol·L

1的KH2PO4

和0.025mol·L

1的Na2HPO4

6.860.01mol·L

1的硼砂9.185.分析常用的緩沖溶液常用緩沖溶液緩沖溶液的組成酸存在形式堿存在形式pKa氨基乙酸

HCl+NH3CH2COOH+NH3CH2COO

2.35一氯乙酸

NaOHCH2ClCOOHCH2ClCOO

2.86甲酸

NaOHHCOOHHCOO

3.77HAc

NaAcHAcAc

4.76六次甲基四胺

HCl(CH2)6N4H+(CH2)6N45.13NaH2PO4

Na2HPO4H2PO4

HPO42

7.21NH3

NH4ClNH4+NH39.26氨基乙酸

NaOH+NH3CH2COO

NH2CH2COO

9.78NaHCO3

Na2CO3HCO3

CO32

10.25緩沖溶液在醫(yī)學(xué)上的應(yīng)用（1）

人體內(nèi)各種體液的pH值具有十分重要的意義。它們均控制在一狹小范圍內(nèi)。因?yàn)橹挥性谶@范圍內(nèi)，機(jī)體的各種功能活動(dòng)才能正常進(jìn)行。離開正常范圍的少許變化尚能允許，但如變化太大，都可能引起體內(nèi)許多功能失調(diào)。緩沖溶液在醫(yī)學(xué)上的應(yīng)用（2）

在體內(nèi)差不多每項(xiàng)代謝的結(jié)果都有酸產(chǎn)生：如有機(jī)食物被完全氧化而產(chǎn)生碳酸嘌呤被氧化而產(chǎn)生尿酸，碳水化合物的厭氧分解而產(chǎn)生乳酸以及因氧化作用不完全而導(dǎo)致乙酰乙酸和

-羥基丁酸的生成等，體內(nèi)代謝也生成磷酸和硫酸，代謝過程也可以產(chǎn)生NaHCO3。這些代謝產(chǎn)生的酸或堿進(jìn)入血液并沒有引起pH值發(fā)生明顯的變化，這說明血液具有足夠的緩沖作用，也說明體內(nèi)有著有效的生理作用支配著體內(nèi)能及時(shí)地得到緩沖物的不斷補(bǔ)充。緩沖溶液在醫(yī)學(xué)上的應(yīng)用（3）

正常人血漿的PH值（7.4—7.5）相當(dāng)恒定，具有緩沖作用，血液中存在下列緩沖對(duì)（HA表示有機(jī)酸）：

緩沖溶液在醫(yī)學(xué)上的應(yīng)用（4）

在上述緩沖系中，碳酸氫鹽緩沖系在血液中濃度很高，對(duì)維持血液正常pH值的作用很重要。其次紅細(xì)胞中的血紅蛋白和氧合血紅蛋白緩沖系也很重要。這些緩沖系中的共軛酸（如H2CO3）起抗堿作用，共軛堿（如HCO3-）起抗酸作用，使pH值保持正常。H2CO3-NaHCO3在血漿中的平衡足量共軛酸足量共軛堿緩沖溶液在醫(yī)學(xué)上的應(yīng)用（5）

血液中其他緩沖系的抗酸抗堿作用和CO2-HCO3-緩沖作用的原理相似；血液中的CO2-NaHCO3-可以通過以上肺部的呼吸作用，以及腎臟的（Na2HPO4-NaH2PO4）酸堿調(diào)節(jié)作用達(dá)到平衡。食物也可以調(diào)節(jié)酸堿，攝入含蛋白少的植物性食品，如水果，蔬菜，因?yàn)樗鼈兒锈涒c大量堿元素，攝入含蛋白多的動(dòng)物性食品，如肉蛋類，因?yàn)樗鼈兒琢蚵却罅克嵝栽?，適當(dāng)選擇和搭配食物種類有助于酸堿平衡。5溶度積與溶度積規(guī)則5.1溶度積與溶解度5.2沉淀溶解平衡的移動(dòng)5.3沉淀反應(yīng)的應(yīng)用5.1溶度積與溶解度1.

溶度積常數(shù)Ksp2.溶度積規(guī)則3.溶度積與溶解度的換算1.溶度積常數(shù)Ksp物質(zhì)的溶解度只有大小之分，沒有在水中絕對(duì)不溶解的物質(zhì)。通常把溶解度小于0.01g/100g水的物質(zhì)稱為難溶物或不溶物。溶解

～

沉淀溶解＞沉淀，未飽和溶液溶解＜沉淀，過飽和溶液溶解

沉淀，飽和溶液，動(dòng)態(tài)平衡1.溶度積常數(shù)KspAgCl(s)Ag+(aq)+Cl－(aq)[Ag+]·[Cl－][AgCl]K=[Ag+]·[Cl－]Ksp=Ksp稱為溶度積常數(shù)，它是難溶強(qiáng)電解質(zhì)在水溶液中沉淀－溶解平衡的平衡常數(shù)，反映了物質(zhì)的溶解能力。1.溶度積常數(shù)Ksp溶度積常數(shù)Ksp定義為：一定溫度下，難溶強(qiáng)電解質(zhì)飽和溶液中各離子濃度以它們各自的計(jì)量系數(shù)為冪的乘積為一常數(shù)。1.溶度積常數(shù)Ksp溶度積常數(shù)Ksp與化學(xué)平衡常數(shù)一樣，隨溫度而變化，溶度積和溶解度s都反映了難溶強(qiáng)電解質(zhì)的溶解能力，它們之間可以相互換算。2.溶度積規(guī)則當(dāng)Q＜Ksp時(shí)，未飽和溶液，沉淀溶解；在化學(xué)平衡一章學(xué)習(xí)中，通過活度商Q和標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)K?來判斷反應(yīng)進(jìn)行的方向，這一規(guī)則同樣適用沉淀溶解平衡，在這里Q稱為離子積。當(dāng)Q＞Ksp時(shí)，過飽和溶液，將有沉淀析出；當(dāng)Q=Ksp時(shí)，飽和溶液，沉淀和溶解達(dá)到平衡；3.溶度積與溶解度的換算3.溶度積與溶解度的換算3.溶度積與溶解度的換算同類型難溶鹽，其Ksp值越小，沉淀后溶液中殘留的離子濃度越低，表明離子沉淀的越完全，該難溶鹽的溶解度s越低。BaSO4

CaSO4Ksp=1.1×1010Ksp=6.1×105s=1.0×105mol·L1s=7.8×103mol·L13.溶度積與溶解度的換算不同類型難溶鹽，不能直接由其Ksp值的大小說明問題，要計(jì)算出它們的溶解度s，比較溶解度的大小，溶解度越小的沉淀得越完全。AgCl

Ag2CrO4Ksp=1.6×1010Ksp=1.9×1012s=1.3×105mol·L1s=7.8×105mol·L15.2沉淀溶解平衡的移動(dòng)1.同離子效應(yīng)與鹽效應(yīng)2.

酸度的影響3.

分步沉淀4.

沉淀的轉(zhuǎn)化5.

沉淀的溶解2.酸度的影響3.分步沉淀3.分步沉淀3.分步沉淀4.沉淀的轉(zhuǎn)化5.沉淀的溶解◆生成弱電解質(zhì)使沉淀溶解◆通過氧化還原反應(yīng)使沉淀溶解◆生成配合物使沉淀溶解5.沉淀的溶解◆生成弱電解質(zhì)使沉淀溶解5.沉淀的溶解◆通過氧化還原反應(yīng)使沉淀溶解5.沉淀的溶解◆生成配合物使沉淀溶解三、沉淀反應(yīng)的應(yīng)用1.除去溶液中的Fe3+2.除去溶液中的Cu2+、Pb2+、Cd2+等雜質(zhì)1.除去溶液中的Fe3+◆1.除去溶液中的Fe3+◆1.除去溶液中的Fe3+1.除去溶液中的Fe3+◆1.除去溶液中的Fe3+◆◆◆2.除去溶液中的Cu2+、Pb2+、Cd2+

等雜質(zhì)2.除去溶液中的Cu2+、Pb2+、Cd2+

等雜質(zhì)沉淀溶解平衡計(jì)算例題：[例題1]通過溶解度s求算Ksp在25℃時(shí)，Ag2CrO4的溶解度s為2.6×10

3g·(100g水)1，求該溫度下Ag2CrO4的Ksp解：因?yàn)槿芤汉芟?，可以認(rèn)為溶液的密度和純水一樣為1.0g·mL

1，將Ag2CrO4溶解度的單位換算為mol·L

1；[例題1]通過溶解度s求算Ksp平衡濃度/mol·L

1

2

s

s

Ag2CrO4(s)2Ag+(aq)+CrO42

(aq)在25℃時(shí)，Ag2CrO4的溶解