大学化学第三章离子平衡.ppt

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1、1,第三章水溶液中离子平衡（第二版第九、十一章，第三版第九章）,3.1稀溶液的浓度表示法3.2酸碱理论3.3酸和碱在水溶液中的解离平衡3.4酸碱缓冲溶液3.5酸碱指示剂3.6难溶强电解质的沉淀-溶解平衡,2,3.1稀溶液的浓度表示法二版P13，三版P13,质量摩尔浓度bB物质的量浓度cB,例3.123克乙醇溶于500克水中，此溶液的密度是0.992gml-1。计算：（1）乙醇的质量摩尔浓度bB；（2）乙醇的物质的量浓度cB（体积摩尔浓度）；A溶剂水，B溶质乙醇,粗略计算时，CBbB,3,3.1稀溶液的浓度表示法13,质量分数wB物质的量（摩尔）分数xB,例3.123克乙醇溶于500克水中，此溶

2、液的密度是0.992gml-1。计算：（3）乙醇的质量分数wB；（4）乙醇的摩尔分数xB。,4,第三章水溶液中离子平衡（第二版第九、十一章，第三版第九章）,3.1稀溶液的浓度表示法3.2酸碱理论3.2.1电离理论3.2.2酸碱质子理论3.3酸和碱在水溶液中的解离平衡3.4酸碱缓冲溶液3.5酸碱指示剂3.6难溶强电解质的沉淀-溶解平衡,5,3.2酸碱理论本节学习教材的同时参考普通化学（第五版）浙江大学普化教研组编P119,3.2.1电离理论（1884Arrhenius提出）二版P262，三版P284（1）在水溶液中解离出的正离子全部是H+的化合物是酸。（2）在水溶液中解离出的负离子全部是OH的化

3、合物是碱。（3）酸碱反应的实质H+OHH2O,（4）阿仑尼乌斯理论的缺点把酸碱的定义和酸碱的反应局限于水溶液。把碱限制为氢氧化物。？NH3？Na2CO3,6,3.2.2酸碱质子理论1.酸碱的定义与共轭关系,1.酸碱的定义与共轭关系acidbase凡是能给出质子(proton)的物质(分子或正负离子)都是酸凡是能够接受质子的物质(分子或正负离子)都是碱。共轭酸质子共轭碱共轭酸与它的共轭碱必定同时出现，形成共轭关系，称为共轭酸碱对,HClH+Cl-HACH+AC-H2SH+HS-HS-H+S2-NH4+H+NH3,7,3.2.2酸碱质子理论2.酸碱反应,（1）酸碱反应的实质：共轭酸碱对之间的质子传

4、递过程HCl+NH3NH4+Cl-,（2）酸碱反应的趋势：争夺质子的结果，总是强碱取得质子，而强酸给出质子。强酸(1)+强碱(2)弱碱(1)+弱酸(2)HCl+NH3NH4+Cl-该反应正向进行，因为酸性：HClNH4+,碱性：NH3Cl-,8,第三章课堂练习以下物质，哪些是酸？写出其共轭碱。哪些是碱？写出其共轭酸。哪些是酸碱两性物质？,HAc,NH3,H3PO4Ac-,NH4+,H2PO4-,HPO42-,PO43-,HS-,H2O,H3O+,Cl-,9,3.2.2酸碱质子理论3.酸的相对强度和碱的相对强度,酸的解离平衡：酸的解离常数（酸度常数）Ka越大，酸解离越彻底，使c(H+)越大，使溶

5、液的酸性越强,称为该酸的酸性越强。,酸的解离常数,10,3.酸的相对强度和碱的相对强度,酸给出质子的能力越强，该酸的酸性就越强,其共轭碱结合质子的能力越弱，其共轭碱的碱性越弱共轭碱的解离平衡：,11,3.2.2酸碱质子理论3.酸的相对强度和碱的相对强度,酸给出质子的能力越强，该酸的酸性就越强,其共轭碱的碱性越弱,12,第三章水溶液中离子平衡（第二版第九、十一章，第三版第九章）,3.1稀溶液的浓度表示法3.2酸碱理论3.3酸和碱在水溶液中的解离平衡3.3.1一元弱酸和弱碱的解离平衡3.3.2多元弱酸(碱)的解离平衡3.3.3离子酸、离子碱的解离平衡3.4酸碱缓冲溶液3.5酸碱指示剂3.6难溶强电

6、解质的沉淀-溶解平衡,13,3.3酸和碱在水溶液中的解离平衡3.3.1一元弱酸和弱碱的解离平衡普化P120,标准解离平衡常数Ka,Kb其值越大表示该酸(碱)的解离平衡进行得越彻底,酸(碱)性越强酸性:HAc强于H2CO3解离度：,14,3.3酸和碱在水溶液中的解离平衡3.3.1一元弱酸和弱碱的解离平衡普化120,例3-3298.15K时，Ka(HAc)=1.7610-5，求0.10molL-1HAc溶液中的H+、Ac-的浓度、溶液的pH值及HAc的解离度。,解法一：设c(H+)=xmolL-1HAc=H+Ac-开始浓度c00平衡浓度c-xxx,15,3.3酸和碱在水溶液中的解离平衡3.3.1一

7、元弱酸和弱碱的解离平衡普化120,稀释定律：弱酸的解离度与c0.5成反比，浓度越稀，解离度越大。,弱酸溶液的H+的浓度与Ka0.5成正比，Ka越大，H+的浓度越大。,16,3.3酸和碱在水溶液中的解离平衡3.3.1一元弱酸和弱碱的解离平衡普化120,2.一元弱酸、弱碱的解离平衡与有关计算例3-4298.15K时，Kb(NH3)=1.7710-5，求0.10molL-1NH3溶液中的OH-的浓度和溶液的pH值。,解：设c(OH-)=xmolL-1NH3+H2O=NH4+OH-,开始浓度c00平衡浓度c-xxx,17,3.3.2多元弱酸(碱)的解离平衡122,多元弱酸、碱解离平衡的特点（1）多元弱

8、酸(碱)分步（分级）解离（2）Ka1Ka2，因此二级解离很困难，可以忽略二级解离，按照一级解离的Ka1计算,例3-5常温常压下，H2S在水中的溶解度为0.10molL1，试求H2S饱和溶液的pH值。已知H2S的Ka1=9.110-8,Ka2=1.110-12,解：,18,3.3.3离子酸、离子碱的解离平衡共轭酸的Ka与共轭碱的Kb之间的关系,化学手册不易查到离子酸、离子碱的解离常数。但根据分子酸的Ka，可推算其共轭离子碱的Kb。,例3-6298.15K时，Ka(HAc)=1.7610-5，求0.10molL-1NaAc溶液的pH值。提示：Na+是中性，只需考虑离子碱Ac-的解离平衡解：Ac-+

9、H2O=HAc+OH-开始浓度0.100平衡浓度0.1-xxx,提问：该反应的平衡常数是Ka还是Kb？,19,3.3.3离子酸、离子碱的解离平衡共轭酸的Ka与共轭碱的Kb之间的关系,化学手册不易查到离子酸、离子碱的解离常数。但根据分子酸的Ka，可推算其共轭离子碱的Kb。,练习题：20.0ml浓度为0.1mol.L-1NH3与20.0ml浓度为0.1mol.L-1HCl溶液混合,求溶液的pH值。已知Kb(NH3)=1.7610-5提示：NH3与HCl反应生成NH4Cl,Cl-是中性,只需考虑离子酸NH4+的解离平衡。,20,第4次作业补充题,用所给数据计算以下各溶液的pH值，各溶液的浓度都为0.

10、10moldm-3。HClHAcH2SNH3NH4ClNaAcH2CO3Na2S,21,第4次作业补充题,求两个溶液等体积混合后的pH值，混合前各溶液的浓度都为0.10moldm-3。强酸+弱酸：HCl+HAc（或NH4Cl）强碱+弱碱：NaOH+NH3（或NaAc）强酸+强碱:HCl+NaOH强酸+弱碱：HCl+NaAc（或NH3）强碱+弱酸：NaOH+HAc（或NH4Cl）,20cm30.100moldm-3的氨的水溶液,与10cm30.100moldm-3HCl溶液混合，求pH值。,22,3.3.3弱酸和弱碱的解离平衡普化1203.离子酸、离子碱的解离平衡共轭酸的Ka与共轭碱的Kb之间的

11、关系123,例3-7计算浓度为0.1mol.L-1Na2CO3溶液的pH值。已知：Ka1(H2CO3)=4.210-7Ka2(H2CO3)=5.610-11解：Na+是中性，只需考虑离子碱CO32-的解离平衡:,CO32-的共轭酸是HCO3-，HCO3-的Ka是Ka2(H2CO3)=5.610-11，,CO32-+H2O=HCO3-+OH-,开始浓度0.100平衡浓度0.1-xxx,23,3.3.3弱酸和弱碱的解离平衡3.3.6同离子效应,弱酸、弱碱的解离平衡的移动：温度，浓度HAc=H+Ac-向HAc溶液中加入NaAc，由于Ac-浓度增大，平衡逆向移动，HAc的解离度减小,同时H+浓度减小，

12、PH值增大。,NH3+H2O=NH4+OH-向NH3溶液中加入NH4Cl，由于NH4+浓度增大，平衡逆向移动，NH3的解离度减小,同时OH-浓度减小，PH值减小。在弱酸（碱）溶液中加入它的共轭碱（酸），可以减小它的解离度，从而减少H+（OH-）浓度，称为同离子效应。共轭酸碱共存溶液的作用：缓冲外来的酸碱，稳定PH值。,24,3.4酸碱缓冲溶液(Buffersolution)普化1253.4.1缓冲溶液的定义及组成,缓冲溶液的组成：溶液中同时含大量的弱酸（碱），和其共轭碱（酸）。HAc-NaAcNH3-NH4Cl缓冲溶液的pH值=弱酸的pKa(=-lgKa),25,3.4酸碱缓冲溶液(Buffe

13、rsolution)普化1253.4.2缓冲溶液pH值的计算,例3-3298.15K时，Ka(HAc)=1.7610-5，求0.10molL-1HAc溶液中的H+、Ac-的浓度、溶液的pH值。解:HAc=H+Ac-,例3-7计算0.1molL-1HAc0.1molL-1NaAc缓冲溶液的pH值及HAc的解离度。解:设溶液中c(H+)=xmolL-1HAc=H+Ac-开始浓度0.100.1平衡浓度0.1-xx0.1+x,开始浓度0.100平衡浓度0.1-xxx,26,3.4.2缓冲溶液pH值的计算：缓冲溶液与弱酸溶液的对比,0.1molL-1HAc0.1molL-1NaAc缓冲溶液HAc=H+A

14、c-平衡浓度0.11.7610-50.1,0.1molL-1HAc溶液HAc=H+Ac-平衡浓度0.11.3310-31.3310-3,原因：缓冲溶液中有共轭碱，使共轭酸的解离平衡逆向移动，从而使共轭酸的解离度减小,同时H+浓度减小，pH值减小。,缓冲溶液中弱酸的解离度远小于弱酸溶液中弱酸的解离度。,27,3.4.3缓冲溶液的作用：当向其中加入少量的强酸，强碱或水，其pH值基本保持稳定,0.1molL-1HAc0.1molL-1NaAc缓冲溶液HAc=H+Ac-平衡浓度0.11.7610-50.1加入0.01molHCl0.112.1510-50.09加入0.01molNaOH0.091.44

15、10-50.11共轭酸H+共轭碱（抗碱组分）（抗酸组分）,向缓冲溶液中加入强酸：强酸与Ac-结合成为HAc，使Ac-浓度略有减小，使HAc浓度略有增加，使平衡稍向右移动，使H+浓度略有增加,因此pH值几乎不变。向缓冲溶液中加入强碱：强碱与HAc结合成为Ac-，使Ac-浓度略有增加，使HAc浓度略有减小，使平衡稍向左移动，使H+浓度略有减少,因此pH值几乎不变。,28,3.4酸碱缓冲溶液(Buffersolution)普化1253.4.2缓冲溶液pH值的计算,例3-7计算0.1molL-1NH30.1molL-1NH4Cl缓冲溶液的pH值，已知Kb(NH3)=1.7710-5，缓冲溶液的pOH=

16、弱碱的pKb,解：设c(OH-)=xmolL-1NH3+H2O=OH-+NH4开始浓度0.100.1平衡浓度0.1-xx0.1+x,29,3.4酸碱缓冲溶液(Buffersolution)普化1253.4.4缓冲溶液的选择,所选缓冲对的pKa值（或pKb值）尽可能的接近要配溶液的pH值（或pOH值）共轭酸与碱的浓度相近，并且浓度较大，使缓冲容量大，能抵抗更多的外来酸碱,思考：配制pH=7.0的缓冲溶液,选用缓冲对。已知H3PO4：Ka1=6.710-3；Ka2=6.210-8；Ka3=4.510-13,30,3.6难溶强电解质的沉淀-溶解平衡本节教材是现代化学基础第二版第十一章P310，或第三

17、版第九章P301,溶解度：在一定温度下，达到溶解平衡时，一定量的溶剂中含有溶质的量。易溶物质：1g/100g水微溶物质：0.01g1g/100g水难溶物质：0.01g/100g水,难溶强电解质在水中溶解的那部分,完全解离。AgCl是难溶强电解质，在水中达到溶解平衡后得到AgCl的饱和溶液:AgCl(s)=Ag+(aq)+Cl-(aq),31,3.6难溶强电解质的沉淀-溶解平衡3.6.1沉淀-溶解平衡和标准溶度积常数,1.标准溶度积常数(solubilityproduct)AmBn(s)mAn+(aq)+nBm-(aq)Ksp（AmBn）=ceq(An+)/cmceq(Bm-)/cnKsp的意义

18、：相同类型的难溶电解质，Ksp越大，溶解度越大,叙述：一定温度下，难溶电解质的饱和溶液中，各组分离子相对浓度幂的乘积是一常数。简写：Ksp(AmBn)=ceq(An+)mceq(Bm-)nAg2CrO4(s)=2Ag+CrO4-(aq)Ksp（Ag2CrO4）=ceq(Ag+)2ceq(CrO4-),32,3.6难溶强电解质的沉淀-溶解平衡3.6.1沉淀-溶解平衡和标准溶度积常数,2.溶解度S（molL-1）与标准溶度积常数Ksp的换算例3-12：已知298K时，Ksp(AgCl)=1.8010-10，Ksp(Ag2CrO4)=1.1210-12，试分别计算AgCl和Ag2CrO4的溶解度。A

19、B型A2B或AB2型,解：设AgCl的溶解度为SmolL-1AgCl(s)=Ag+Cl-平衡浓度SS,33,3.6难溶强电解质的沉淀-溶解平衡3.6.2沉淀的生成和溶解,1.溶度积规则AmBn(s)mAn+(aq)+nBm-(aq)各浓度为任意值（可以外加某种离子）时：离子积Qc=c(An+)mc(Bm-)n平衡时：Qceq=Ksp(AmBn)=ceq(An+)mceq(Bm-)n,rGm(T)=RTlnQ/KQcKsp，rGm(T)0,平衡逆向移动，生成沉淀；Qc=Ksp，rGm(T)=0，平衡状态，饱和溶液。QcKsp，rGm(T)0，平衡正向移动，沉淀溶解，或溶液不饱和，无沉淀析出；,3

20、4,3.6难溶强电解质的沉淀-溶解平衡3.6.2沉淀的生成和溶解,例3-13：在0.20mol.L-1MgCl2溶液中，加入等体积的0.10mol.L-1NH3的水溶液。通过计算判断能否生成Mg(OH)2沉淀？已知Kb(NH3)=1.810-5KSP(Mg(OH)2)=5.110-12,解：设c(OH-)=xmolL-1NH3+H2O=NH4+OH-平衡浓度c-xxxMg(OH)2(s)=Mg2+2OH-任意浓度0.19.4910-4,分析：Mg(OH)2(s)=Mg2+2OH-，计算Qc，与KSP(Mg(OH)2)比较大小可以判断能否生成Mg(OH)2沉淀。,为了计算Qc需要首先算出OH-的

21、浓度。,35,3.6难溶强电解质的沉淀-溶解平衡3.6.2沉淀的生成和溶解,2.沉淀的溶解降低沉淀饱和溶液中某离子的浓度，使Qc减小，使QcKsp，沉淀平衡逆向移动，使沉淀的溶解度减小。例3-14：计算298K时，AgCl在0.01molL-1NaCl溶液中的溶解度，并与其在纯水中的溶解度作比较。Ksp(AgCl)=1.8010-10,AgCl(s)=Ag+Cl-平衡浓度SS,AgCl在水中的溶解度:,AgCl(s)=Ag+Cl-平衡浓度S0.01+S,AgCl在0.01molL1NaCl溶液中的溶解度:,37,3.6难溶强电解质的沉淀-溶解平衡3.6.3分步沉淀,当溶液中有两种离子共存，加入

22、它们共同的沉淀剂，哪种离子先沉淀？例3-14溶液中同时含有0.10mol.L-1的Cl-,0.0010mol.L-1的CrO42-,向溶液中逐滴加入AgNO3(1)哪种离子先沉淀？(2)继续加入AgNO3，当第二种离子刚开始沉淀时，第一种离子的浓度为多大？此时第一种离子是否已经沉淀完全了？已知Ksp(AgCl)=1.7710-10，Ksp(Ag2CrO4)=1.1210-12，,解：计算使两种离子沉淀所需的Ag+的最小浓度:答：当Ag+的浓度由零达到1.7710-9时，Cl-先开始沉淀。当继续加入Ag+的浓度达到3.3510-5时，CrO42-开始沉淀,38,3.6.3分步沉淀,例3-14溶液

23、中同时含有0.10mol.L-1的Cl-,0.0010mol.L-1的CrO42-,向溶液中逐滴加入AgNO3(1)哪种离子先沉淀？(2)继续加入AgNO3，当第二种离子刚开始沉淀时，第一种离子的浓度为多大？此时第一种离子是否已经沉淀完全了？已知Ksp(AgCl)=1.7710-10，Ksp(Ag2CrO4)=1.1210-12，,Ag2CrO4开始沉淀时，Ag+达到的浓度为：当某离子的浓度小于10-5mol.L-1时，检测不到，所以当Ag2CrO4开始沉淀时，Cl-已经完全沉淀了。用分步沉淀法可以分离这两种离子。当第一种离子完全沉淀时，第二种离子还没开始沉淀，可将沉淀过滤，第二种离子就保留在

24、溶液中。,39,3.6.3分步沉淀,例3-14溶液中同时含有0.10mol.L-1的Cl-,0.0010mol.L-1的CrO42-,向溶液中逐滴加入AgNO3(1)哪种离子先沉淀？(2)继续加入AgNO3，当第二种离子刚开始沉淀时，第一种离子的浓度为多大？此时第一种离子是否已经沉淀完全了？(3)第一种离子刚完全沉淀时，Ag+的浓度为多少？(4)若使两种离子分离，应控制Ag+的浓度在什么范围？已知Ksp(AgCl)=1.7710-10，Ksp(Ag2CrO4)=1.1210-12，(4)答：Ag+的浓度在1.7710-5至3.3510-5,第一种Cl-刚完全沉淀时浓度为10-5mol.L-1，,40,3.6.4沉淀的转化,1、沉淀转化的方向：向更难溶电解质的方向转化CaSO4(s)+CO32-=CaCO3(s)+SO42-Ksp9.110-62.810-9K=Ksp(CaSO4)/Ksp(CaCO3)=3.3103计算表明，上述沉淀转化反应向右进行的趋势较大思考：2AgCl+CrO42-()Ag2CrO4+2Cl-Ksp1.5610-109.010-12,