《酸碱平衡和沉淀溶解平衡第.ppt》由会员分享，可在线阅读，更多相关《酸碱平衡和沉淀溶解平衡第.ppt（68页珍藏版）》请在三一文库上搜索。
1、第6章 酸碱平衡沉淀溶解平衡,6.1 酸碱平衡,6.1.1 酸碱理论 阿仑尼乌斯(Arrhenius)理论： 酸：在水溶液中电离产生氢离子(H3O+)的物质；碱：在在水溶液中电离产生氢氧根(OH-)的物质。 酸、碱中和反应：H3O+和OH-结合生成H2O。 强酸(碱)：在水溶液中全部离解的酸(碱)； 弱酸(碱)：在水溶液中部分离解的酸(碱)。,1. 酸碱质子理论,酸：质子给予体（proton donor）; 碱：质子接受体（proton acceptor）。 共轭酸碱对： 酸碱中和反应：质子转移反应。 酸碱质子理论无“盐”的概念。 酸碱质子理论适用于任何溶剂和无溶剂体系。,2. Lewis酸碱
2、电子理论,酸：接受电子对的物质； 碱：提供电子对的物质。 酸碱反应：电子对的授受反应，通过配键形成酸碱加合物。 金属离子：路易斯酸； 阴离子和中性配体：路易斯碱。 适用范围不受溶剂和H+的限制：,6.1.2 水的离解平衡与pH标度,1. 水的离解平衡：,2. pH与pOH标度,定义： pH标度范围：1-14。标度以外，用浓度表示,水溶液的酸碱性,6.1.3 弱酸、弱碱的离解平衡,1、一元弱酸(弱碱)的离解平衡 简写为： 物质的酸离解常数，表征了酸的强弱。,共扼酸碱对,一元弱酸的PH值计算,一元弱酸：HA(aq)=H+(aq)+A-(aq) 起始： Ca 平衡： Ca-x x x 得： Ka0=
3、 H+A-/HA=x2/(Ca-x) 精确式：x2- Ka0 x+Ka0 Ca=0 近似处理： Ca /Ka0100，可忽略离解的x， 最简式：Ka0= x2/Ca x=,弱酸离解出H+，受溶液的酸度的控制,一元弱碱：NH3.H2O(aq)=NH4+(aq)+OH-(aq),Kb0=1.810-5 精确式： 最简式：,离解度,离解度：离解平衡时，已离解的电解质浓度占起 始浓度的分数。 一元弱酸：=H+/Ca Ca:酸起始浓度 一元弱碱：=OH-/Cb Cb:碱起始浓度 联立： 联立：,弱酸(弱碱)稀溶液pH计算,同时考虑弱酸和水的离解：,当,2.多元弱酸的离解平衡,a.二元弱酸的离解平衡：H2
4、S H2S(aq)=H+(aq)+ HS-(aq) HS-(aq)= H+(aq)+ S2-(aq) H+=H+1+H+2 = H+1 HS-=HS-1-HS-2 精确求解须解三次方程，可近似处理： 第二级解离比第一级困难： H+=H+1+H+2 = H+1 可视为一元弱酸： 最简式：,HS-=HS-1-HS-2= HS-1=H+1,b.总离解平衡 H2S(aq)= 2H+(aq)+ S2-(aq),溶液的酸碱度影响其主要存在形式,弱酸(H2CO3)的分布系数,HAc、HA-分布系数,草酸分布系数,磷酸式分布,多元弱碱的离解平衡,如：Na2CO3=2Na+CO32- 完全解离 CO32- +
5、H2O = HCO3-+OH- Kb1=1.810-4 HCO3-+ H2O = H2CO3+OH- Kb2=2.310-8 同多元弱酸的处理方法一样，可得： 最简式：,几点说明,1、强酸才能完全离解出H+,弱酸只能部分给出H+ 2、弱酸离解出H+，受溶液的酸度的控制： 酸度越高（PH值小），离解的H+越少； 酸度越低（PH值大），离解的H+越多； 3、共扼酸碱对，酸越强，则共扼碱越弱； 反之亦然。 如：HAc-NaAc Ka=1.810-5=10-4.74 PKa=4.74 PKb=9.26 Kb=10-9.26,6.1.4 盐的水解平衡,1. 强碱弱酸盐：水溶液呈碱性 例6-8 求0.10
6、mol.L-1NaOCl水溶液的pH值。 已知HOCl的 。,2. 强酸弱碱盐：水溶液呈酸性,例6-9 求0.10mol.L-1NH4Cl水溶液的pH值。 已知NH3的 。,3. 多元弱酸盐,例6-9 求1.0mol.L-1Na2CO3水溶液的pH值。,4. 酸式盐和弱酸弱碱盐,酸式盐：NaHCO3 两性物质 酸： 碱：,水溶液呈酸性 水溶液呈碱酸性,4. 酸式盐和弱酸弱碱盐,弱酸弱碱盐：两性物质，比较解离常数大小。,中性 酸性 碱性,6.1.5 缓冲溶液,1. 同离子效应：弱电解质溶液中，加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，使弱电解质离解平衡向左移动的现象。即：离解被抑制。 HAc(aq)
7、=H+(aq)+Ac-(aq) 加入HCl,即加入H+： HCl H+ + Cl- 加入NaAc,即加入Ac-：NaAc Na+ + Ac- H+，则Ac- Ac-，则H+,弱碱也有相同的同离子效应,NH3中加入NH4Cl： 同离子：NH4+ NH3.H2O(aq)=NH4+(aq) +OH-(aq) NH4Cl NH4+(aq) +Cl-(aq) NH4+使平衡向左移动，OH-。,2. 缓冲溶液,1.定义：具有一定PH值范围，不因稀释和外加少量酸或碱，使PH值发生显著变化的溶液。 （PH值基本保持不变） 2.组成：弱酸+强碱（共轭碱）HAc-NaAc 弱碱+强酸（共轭酸）NH4OH-NH4C
8、l 3.缓冲原理：buffer HAc(aq)=H+(aq)+Ac-(aq) HAc和 Ac-大量存在 若加入OH-，结合H+，但HAc(大量)离解出H+； 若加入H+，会结合Ac-，生成HAc，使H+不变。,4.PH值计算,弱酸+共轭碱: HAc(aq)=H+(aq)+Ac-(aq) 起始: Ca C盐 平衡: Ca-x x C盐+x 同理：弱碱+共轭酸: NH4OH (aq) =NH4+ (aq) +OH- (aq),5.缓冲范围和选择,当Ca/C盐=1时，缓冲能力最大； 当Ca/C盐=0.110时， 同理：对弱碱+共轭酸体系： 抗稀释作用：,缓冲溶液的应用：,（1）工业：电镀、HF-NH
9、4F除去SiO2层 等； （2）农业：植物生长的适宜PH环境； （3）生命科学：人体血液PH=7.400.05, H2CO3-NaHCO3,NaH2PO4-Na2HPO4等 缓冲体系。,6.1.6 配离子的离解平衡,1、配离子的不稳定常数与稳定常数,EDTA-M立体结构,2、配离子离解平衡的移动,Pb(NO3)2+2KI=PbI2(黄色) +2KNO3,乙酸锌饱和溶液,6.2 沉淀溶解平衡,多相离子平衡：固、液相平衡。 难溶电解质的沉淀、溶解平衡。 6.2.1 溶度积常数 沉淀溶解后完全离解，沉淀溶解达平衡：,溶度积常数,6.2.2 溶解度与溶度积的关系,溶解度 S：100g水溶解溶质的克数。
10、 难溶物：S0.01 g/100gH2O 浓度表示：mol.L-1 和S都用于衡量难溶物的溶解能力。 根据溶度积常数计算难溶物的溶解度。,同离子效应：由于同离子的影响，使溶 解度降低的现象。,同离子效应,6.2.3 溶度积规则,1、热力学判断反应自发进行反向，比较反 应商Q和KSP0来判断。 QK0 反应自发， Q 无沉淀 Q =K0 反应平衡， Q = 平衡 QK0 反应非自发，Q 有沉淀 2、沉淀完全： 反应商 Q 10-5 定性沉淀完全； 反应商 Q 10-6 定量沉淀完全。,地球酸碱分布及沉淀PH值 由于氮、硫氧化物进入大气层，沉淀PH值较低,6.3 多重平衡,实际化学反应往往是比较复杂的，可能同时存在两个或两个以上的简单离解平衡的组合，且相互制约。 综合平衡常数KC0：表示反应进行的程度和反应进行的方向。,AgCl(s)+2NH3=Ag(NH3)2+Cl-,