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第三章 酸碱平衡与沉淀平衡

第三章 酸碱平衡与沉淀平衡. 普通化学. 3.1 酸碱平衡 3.2 沉淀平衡 3.3 水污染化学. 3.1.1 酸碱理论. 3.1 酸碱平衡. 酸碱电离理论 ：. 1887 年由 Arrhenius S A 提出. 酸 (acid) ：解离时所生成的阳离子全部是 H + 的化合物 碱 (base) ：解离时所生成的阴离子全部是 OH － 的化合物. 阿仑尼乌斯 (Arrhenius ），瑞典物理化学家。 1859 年生于乌普萨拉。 1903 年因建立电离学说荣获诺贝尔化学奖。. Bronsted J N. Lowry T M.

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Presentation Transcript

  1. 第三章 酸碱平衡与沉淀平衡 普通化学

  2. 3.1 酸碱平衡 3.2 沉淀平衡 3.3 水污染化学

  3. 3.1.1 酸碱理论 3.1 酸碱平衡 • 酸碱电离理论： 1887年由Arrhenius S A提出 酸(acid)：解离时所生成的阳离子全部是H+的化合物 碱(base)：解离时所生成的阴离子全部是OH－的化合物 阿仑尼乌斯(Arrhenius），瑞典物理化学家。1859年生于乌普萨拉。1903年因建立电离学说荣获诺贝尔化学奖。

  4. Bronsted J N Lowry T M • 2. 酸碱质子理论 1923年由丹麦化学家布朗斯特和英国科学家劳里分别提出 ① 酸碱质子理论基本要点 酸 (acid) ：凡是提供质子（氢离子）的任何分子或离子都是质子的给体(proton donor)，称为酸。 碱(base) ：凡是能与质子结合的分子或离子都是质子的受体，称为碱。

  5. 质子给体 酸 质子受体 碱 两性物质

  6. ②酸碱反应 酸碱半反应: 酸给出质子和碱接受质子的反应 酸 碱 共轭酸碱对 质子给体 酸(I) 质子受体 碱 (II) 质子给体 酸（II) 质子受体 碱 (I) H+

  7. Ac(碱Ⅰ)+ H+ HAc(酸Ⅰ) NH4+（酸Ⅱ） NH3（碱Ⅱ）+ H+ HAc + NH3NH4+ + Ac- 酸碱反应的实质：两个共轭酸碱对之间质子传递 的反应。 醋酸与氨在水溶液中的中和反应 半反应1 半反应2 H+ 共轭酸碱对

  8. 被称为水的离子积常数，是温度的函数 298.15 K时，纯水中c(H+)和c(OH－)均为1.0×107 mol·dm3. 3.1.2 水的解离平衡 1. 水的离子积常数

  9. 2. 溶液的pH值和pOH值 溶液酸碱性取决于溶液中c(H+)与c(OH－)的相对大小： 酸性溶液 中性溶液 碱性溶液 用浓度表示不方便，采用pH值 pH值：用来表示水溶液酸碱性的一种标度

  10. 是表征弱电解质解离程度大小的特性常数， 值越大，弱电解质的解离程度越大。与浓度无关，只与温度有关。 3.1.3一元弱酸与一元弱碱溶液的解离平衡 1. 解离平衡常数 弱酸的标准解离平衡常数 弱碱的标准解离平衡常数

  11. 2. 解离度 解离度 ：弱电解质在溶剂中解离达平衡后，已解离 的弱电解质分子百分数。 解离度的大小除与弱电解质的本性有关，还与溶液的浓度、温度等因素有关。在温度、浓度相同的条件下，解离度大的酸为较强的酸；解离度小的酸为较弱的酸。

  12. 3. 一元弱酸(碱)溶液中H+(OH)浓度计算 ① 一元弱酸 初始浓度/mol·dm-3c 0 0 平衡浓度/mol·dm-3 c xxx 若： 则：

  13. 稀释定律：浓度越小，解离度越大。 ② 一元弱碱 一元弱碱溶液中OH－的浓度：

  14. 例3.1计算25℃时，0.10 mol·dm−3HAc溶液中的H+，Ac－，HAc的浓度以及该HAc溶液的解离度。已知 解： 初始浓度/mol·dm-30.10 0 0 平衡浓度/mol·dm-3 0.10－xx x

  15. Ac– HAc H+ + Ac– NaAc + 3.1.4 同离子效应 在弱电解质溶液中，加入与其含有相同离子的易溶的强电解质，使弱电解质解离度降低的现象称为同离子效应。 平衡移动方向

  16. 解：HAc H+ + Ac− 例: 在 0.10 mol·dm-3 的HAc 溶液中，加入 NH4Ac (s)，使 NH4Ac的浓度为 0.10 mol·dm-3，计算该溶液的 pH值和 HAc的解离度。 初始浓度/mol·dm-30.10 0 0.10 平衡浓度/mol·dm-30.10 – xx 0.10 + x x = c(H+) = 1.75×105 mol·dm-3 pH = lg [c(H+)/c]= 4.76 ? 0.10 mol·dm-3 HAc溶液： pH =？，α = ？

  17. 3.1.5 缓冲溶液 1．缓冲溶液的概念 具有保持pH值相对稳定作用的溶液称为缓冲溶液 2．缓冲溶液的组成 通常由弱酸及其共轭碱或弱碱及其共轭酸组成 如：HAc-NaAc， H2CO3-NaHCO3， NH3·H2O-NH4Cl，NaH2PO4-Na2HPO4 NaHCO3-Na2CO3

  18. HAc H+ + Ac− 3. 缓冲作用机理 例：HAc-NaAc组成的缓冲溶液　　 外加适量的碱(OH−)，平衡向右移动 大量　　 极小量　 大量 外加适量酸(H+)，平衡向左移动

  19. 4. 缓冲溶液pH的计算 ①弱酸及其共轭碱组成的缓冲溶液 初始浓度/mol·dm-3c1(弱酸) 0 c2(共轭碱) 平衡浓度/mol·dm-3c1  x x c2 + x c1:弱酸的浓度 c2:共轭碱的浓度

  20. 例 3.2若将0.1 mol·dm-3的HAc和0.2 mol·dm-3的NaAc溶液等体积混合，计算混合溶液的pH值。 已知 解：

  21. ②弱碱及其共轭酸组成的缓冲溶液 初始浓度/mol·dm-3c1(弱碱) c2(共轭酸) 0 平衡浓度/mol·dm-3c1 x c2 + x x c1:弱碱的浓度 c2:共轭酸的浓度

  22. 例3.3在 50 ml 0.150 mol·dm−3NH3·H2O 和 0.200 mol·dm−3 NH4Cl组成的缓冲溶液中，加入0.1 ml 1.00 mol·dm−3 HCl，求加入HCl前后溶液的pH值各为多少？ 已知 解：①加入HCl前

  23. ② 加入HCl后 初始浓度/ mol·dm-3 0.150-0.002 0.200+0.002 0 平衡浓度/ mol·dm-3 0.148-x 0.202＋xx 5．缓冲溶液的应用

  24. 称为溶度积常数，简称溶度积 AgCl Ag＋ + Cl－ 溶解 沉淀 3.2 沉淀-溶解平衡 3.2.1 难溶强电解质的溶度积常数 v(溶解)＝ v(沉淀) 达到沉淀-溶解平衡

  25. 3.2.2 溶解度与溶度积的关系 用难溶强电解质在水溶液中溶解部分所生成离子的浓度表示该物质的溶解度（S），单位为mol·dm−3。 初始浓度/ mol·dm-3 0 0 平衡浓度/ mol·dm-3 mS nS

  26. 例3.4在25℃时，AgCl的溶度积为1.77×1010，Ag2CrO4的溶度积为1.12×1012，试求AgCl和Ag2CrO4的溶解度。例3.4在25℃时，AgCl的溶度积为1.77×1010，Ag2CrO4的溶度积为1.12×1012，试求AgCl和Ag2CrO4的溶解度。 解：① 设AgCl的溶解度为S1，则 初始浓度/ mol·dm−3 0 0 平衡浓度/ mol·dm−3 S1 S1

  27. ②设Ag2CrO4的溶解度为S2，则 初始浓度/ mol·dm−3 0 0 平衡浓度/ mol·dm−3 2S2 S2 同一类型的难溶电解质可以通过溶度积的大小来比较它们溶解度的大小。

  28. 沉淀溶解 平衡态，饱和溶液 生成沉淀 3.2.3 溶度积规则

  29. 根据： 沉淀－溶解平衡： 沉淀溶解 平衡态，饱和溶液 生成沉淀 3.2.3 溶度积规则 离子积 以上规律称为溶度积规则。

  30. 例3.6将50 ml 0.20mol·dm−3MnSO4溶液与50ml 0.02mol·dm−3 NH3·H2O混合,是否有Mn(OH)2沉淀？已知 Q> 解：等体积混合后，c(Mn2+) = 0.20/2 = 0.10 mol·dm−3 c(NH3·H2O) = 0.02/2 = 0.01 mol·dm−3 Mn(OH)2 = Mn2+ + 2OH－ Q = c(Mn2+)·c2(OH) = 0.1×(4.21×104)2 =1.77×108 有Mn(OH)2生成

  31. 例3.7室温下Mg(OH)2的溶度积是5.61×10－12。若Mg(OH)2在饱和例3.7室温下Mg(OH)2的溶度积是5.61×10－12。若Mg(OH)2在饱和 溶液中完全解离，计算：Mg(OH)2在水中溶解度及0.01 mol·dm−3 的MgCl2中的溶解度。 解：设Mg(OH)2在纯水中的溶解度为S 初始浓度/ mol·dm−3 0 0 平衡浓度/ mol·dm−3 S2S

  32. 设Mg(OH)2在0.01 mol·dm3的MgCl2中的溶解度为S1 初始浓度/ mol·dm−3 0.01 0 平衡浓度/ mol·dm−3 0.01+S1 2S1 S1=1.1×105 mol·dm3 此例题说明了什么？

  33. 3.2.4 沉淀的溶解与转化 1. 沉淀的溶解 ① 使相关离子生成弱电解质 ② 使相关离子氧化

  34. 2．沉淀的转化 把一种沉淀转化成另一种沉淀的过程 CaSO4转化成CaCO3

  35. CaCO3转化成Ca3(PO4)2

  36. 本章小结 ◆一元弱酸（碱）的解离平衡、pH值计算 ◆缓冲溶液、pH值计算 ◆溶度积与溶解度的计算，溶度积规则 ◆沉淀的生成，沉淀的溶解与转化

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