2023/2/4第四章解離平衡掌握沉淀溶解平衡的特點和有關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弱電解質的解離平衡和強電解質溶液電解質———在水溶液中/熔融狀態下能夠導電的一類化合物。電解質導電的原因-----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弱電解質的解離平衡和強電解質溶液一、一元弱電解質的解離平衡（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弱電解質的解離平衡和強電解質溶液解離常數的說明1）Ka、Kb與酸堿的本性有關，同時與

溫度

有關，而與

濃度

無關；（通常Ki=10-2~10-7—弱酸/弱堿）3）pKi=-lgKip451附錄：一些弱電解質的標準解離常數2）解離常數/離解常數越大，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弱電解質的解離平衡和強電解質溶液一、一元弱電解質的解離平衡（二）稀釋定律以一元弱酸HB為例，設起始濃度為c，解離度為α，解離常數為Ka同理，對于一元弱堿MOH，設起始濃度為c，解離度為α，解離常數為Kb2023/2/4第四章解離平衡4-1弱電解質的解離平衡和強電解質溶液2023/2/4第四章解離平衡4-1弱電解質的解離平衡和強電解質溶液一、一元弱電解質的解離平衡小結溫度一定時，對于某一弱電解質（弱酸或弱堿）1）解離常數為

定值

，與

濃度

無關；2）電離度隨濃度減小而

增大

；3）[H+]或[OH-]隨弱電解質濃度減小而

減小

。

相關習題：P965,6,72023/2/4第四章解離平衡4-1弱電解質的解離平衡和強電解質溶液二、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弱電解質的解離平衡和強電解質溶液同理，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的物質的量為：Kw—水的離子積常數說明：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-結合生成弱電解質的反應。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2023/2/4第四章解離平衡4-2溶液的酸堿性小結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-結合生成弱電解質的反應】鹽類水解后溶液的酸堿性與鹽的組成有關鹽類水解反應方程式鹽類水解平衡常數的確定2023/2/4第四章解離平衡自測題：1、電解質的強弱是根據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，導電能力弱則為弱電解質（）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pH值相同，物質的量濃度最大的是（）

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

A濃度B解離度C解離常數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溶液中，加入與其具有共同離子的強電解質使電離平衡向左移，從而降低了弱電解質的電離度，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：緩沖溶液具有保持pH值的特性。相對穩定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值具有調節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–有關的反應以外，不能與反應系統中的其它物質發生副反應

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:已知下列弱電解質的pKi弱電解質HAcNH3·H2OHClOHCNpKi

4.754.757.539.31(1)欲配制pH=4.0的緩沖溶液，選用哪種弱電解質最好？(2)所需弱電解質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（自學）2023/2/4第四章解離平衡4-3緩沖溶液小結同離子效應

在弱酸或弱堿的電解質溶液中，加入與其具有共同離子的強電解質使電離平衡向左移，從而降低了弱電解質的電離度。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–有關的反應以外，不能與反應系統中的其它物質發生副反應

2023/2/4第四章解離平衡4-4酸堿理論（了解）酸堿質子理論要點1、酸：能釋放H+的物質2、堿：能接受H+的物質3、兩性物質：既能釋放又能接受H+的物質4、共軛關系：酸堿對5、酸堿反應6、共軛酸堿的強度關系：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2、堿：能提供外來電子對的物質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，難溶電解質處于沉淀溶解平衡時，其飽和溶液中離子濃度系數次方的乘積為一常數—溶度積常數(簡稱溶度積)。說明：1.溶度積常數表達式的書寫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系：Kspθ設難溶化合物AnBm溶解度為Smol·L-1平衡nSmS條件：1）不發生副反應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系2）CaF2飽和溶液的濃度為2*10-4mol/L,求它的溶度積3）根據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？