电解质对酸碱平衡的影响缓冲溶液ppt课件.ppt

§ 5-5 § 5-5 电解质对酸碱平衡的影电解质对酸碱平衡的影响，缓冲溶液响，缓冲溶液一、稀释效应一、稀释效应 根据根据 判别判别 总浓度改动时，假设其它物种在总浓度改动时，假设其它物种在反响前后总粒子数不变，那么平衡反响前后总粒子数不变，那么平衡不受影响；不受影响； 假设其它物种在反响前后总粒子假设其它物种在反响前后总粒子数改动，稀释将使平衡向生成其它数改动，稀释将使平衡向生成其它物种总粒子数多的方向挪动，浓缩物种总粒子数多的方向挪动，浓缩将使平衡向生成其它物种总粒子数将使平衡向生成其它物种总粒子数少的方向挪动少的方向挪动  Ac- + H2O HAc + OH-  NH4＋ ＋ Ac- + H2O NH3·H2O + HAc 稀释时，反响稀释时，反响  向右挪动，向右挪动，  不挪动不挪动浓缩时，浓缩时，  向左挪动，向左挪动，  不挪动。

不挪动二、盐效应二、盐效应 HAc H+ + Ac-缘由：参与后溶液的离子强度增大，活度减小，缘由：参与后溶液的离子强度增大，活度减小，电离度增大电离度增大参与参与NaCl，平衡向解离的方向挪动，增大了弱，平衡向解离的方向挪动，增大了弱电解质的电离度电解质的电离度在弱电解质溶液中参与强电解质时，该弱电解在弱电解质溶液中参与强电解质时，该弱电解质的电离度将会增大，这种效应称为盐效应质的电离度将会增大，这种效应称为盐效应三、同离子效应三、同离子效应 HAc H+ + Ac- 参与参与NaAc，， NaAc Na+ + Ac-溶液中Ac-大大添加，平衡向左挪动，降低了HAc的电离度.同离子效应：向弱电解质中参与具有一样离子〔阳离子或阴离子〕的强电解质后，解离平衡发生左移，降低电解质电离度的作用称为同离子效应， α降低例： 在0.1 mol dm-3的HAc溶液中参与固体NaAc,使 NaAc的浓度到达0.2 mol dm-3,求该溶液中[H+]和电离度解： HAc H+ + Ac- 起 0.1 0 0.2 平 0.1-x x 0.2+x x(0.2 + x)/0.1-x = 1.8  10-5 0.2 + x  0.2, 0.1-x  0.1, 故： x = [H+] = 9  10-6 mol dm-3,  = [H+]/c = 9  10-6 /0.1 = 0.009%,电离度大大降低电离度大大降低 四、缓冲溶液四、缓冲溶液1. 实实验验现现实实：：向向纯纯水水(pH=7.0)中中参参与与少少量量酸酸或或碱，碱，pH值会发生显著变化值会发生显著变化向向HAc-NaAc混混合合液液中中参参与与少少量量酸酸或或碱碱，，溶溶液液的的pH值几乎不变。

值几乎不变2. 缓缓冲冲溶溶液液: 是是一一种种能能抵抵抗抗少少量量强强酸酸、、强强碱碱和和水水的的稀稀释释而而坚坚持持体体系系的的pH值值根根本本不不变变的的溶溶液 HAc H+ + Ac- 0.1 0.1例例5-13 ：：向向1dm3 0.1mol·dm-3HAc混合液中分别滴加混合液中分别滴加0.1cm3 1mol·dm-3HCl或或NaOH溶液，溶液，pH改动多少改动多少解：解： ⑴⑴ 0.1mol·dm-3HAc -NaAc溶液的溶液的pH值：值：pH = pKa = 4.75 ⑵ 滴加0.1cm3 1mol·dm-3HCl后： HAc H+ + Ac- 0.1+1×10-4 0.1-1×10-4 pH = pKa = 4.75⑶⑶ 滴加滴加0.1cm3 1mol·dm-3NaOH溶液后：溶液后： HAc H+ + Ac- 0.1×10-4 0.1+1×10-4 结论：参与少量酸碱pH值不发生改动pH = pKa = 4.753. 缓冲原理：缓冲原理： HAc H+ + Ac- NaAc Na+ + Ac-参与酸，如参与酸，如HCl，，H+与与Ac-结合，生成结合，生成HAc，，cAc-/cHAc变化不大，溶液的变化不大，溶液的pH值变化不大。

值变化不大参与碱，如参与碱，如NaOH，，HAc与与OH-与结合，生成与结合，生成Ac-，，cAc-/cHAc变化不大，溶液变化不大，溶液PH值变化也值变化也不大不大结论：少量外来酸碱的参与不会影响溶液的pH值，缓冲溶液的缓冲才干有一定限制4．缓冲溶液．缓冲溶液[H+] 的计算的计算弱酸弱酸 — 弱酸强碱盐弱酸强碱盐 HAc H+ + Ac- 平平 c酸酸 x c盐盐 弱碱 — 强酸弱碱盐的缓冲体系：5．结论：．结论：  缓冲溶液的缓冲溶液的pH取决于两个要素，即取决于两个要素，即Ka(Kb)及及 c酸酸/c盐〔盐〔 c酸酸/c盐〕盐〕  适当地稀释缓冲溶液时，由于酸和盐同等程适当地稀释缓冲溶液时，由于酸和盐同等程 度地减少，度地减少，pH值根本坚持不变值根本坚持不变  稀释过度，当弱酸电离度和盐的水解作用发稀释过度，当弱酸电离度和盐的水解作用发 生明显变化时，生明显变化时，pH值才发生明显的变化。

值才发生明显的变化6.选择缓冲溶液的步骤选择缓冲溶液的步骤:首先找出与溶液所需控制的首先找出与溶液所需控制的pH值相近的值相近的pK值的值的弱酸或弱碱弱酸或弱碱普通普通c酸酸 /c盐在盐在0.1~10范围内具有缓冲才干，故范围内具有缓冲才干，故pH = pKa 1选择的缓冲液不与反响物或生成物发生反响，选择的缓冲液不与反响物或生成物发生反响，配制药用缓冲溶液时还应思索溶液的毒性配制药用缓冲溶液时还应思索溶液的毒性例例1．． 欲配制欲配制pH = 5.0的缓冲溶液的缓冲溶液应选择体系应选择体系NaAc - HAc体系，体系，pKa = 4.74例例2．． 欲配制欲配制pH = 9.0的缓冲溶液，应选择的缓冲溶液，应选择NH3-NH4Cl体系体系, pKb = 4.74, pH = 9.26例例 : 缓冲溶液的组成为缓冲溶液的组成为1.00 mol dm-3的的NH3·H2O和和1.00 mol dm-3的的NH4Cl, 试计算〔试计算〔1〕缓冲溶〕缓冲溶液的液的pH值；〔值；〔2〕将〕将1.0 cm3浓度为浓度为1.00 mol dm-3的的NaOH溶液参与到溶液参与到50 cm3该溶液时引起的该溶液时引起的pH值变化；〔值变化；〔3〕将同量的〕将同量的NaOH参与到参与到50 cm3纯纯水中引起的水中引起的pH值变化值变化解解 (1):pH = 9.26(2) 在50 cm3缓冲溶液中含NH3·H2O和NH4+各为0.05 mol, 参与NaOH的量为0.001 mol OH－，它将耗费0.001 mol NH4+并生成0.001 mol NH3·H2O，故： NH3·H2O ＝ NH4＋ ＋ OH－平 x pH = 9.27 〔3〕 pH = 12.37．． 缓冲溶液的运用缓冲溶液的运用1. 化学反响要在一定化学反响要在一定pH范围内进展；范围内进展；2. 人体血液必需维持人体血液必需维持pH在在7.4左右。

左右§ 5-6 酸碱中和反响一、强酸与强碱的中和反响 H+ + OH- = H2O rGm = -79.87kJ·mol-1 rHm = -55.90kJ·mol-1 二、强酸与弱碱的中和反响本质是弱酸电离平衡的逆反响，平衡常数是弱酸电离常数的倒数.例： Ac- + H+ = HAc NH3 + H+ = NH4+三、强碱与弱酸的中和反响三、强碱与弱酸的中和反响 NH4+ + OH- NH3 +H2O HAc + OH- H2O + Ac-§ 5-7 § 5-7 沉淀溶解平衡沉淀溶解平衡一、溶度积常数一、溶度积常数 AgCl(s) AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq)Ag+(aq) + Cl-(aq)当溶解与结晶速度相等时，到当溶解与结晶速度相等时，到达平衡形状达平衡形状KAgClr = [Ag+][Cl-] KAgClr = [Ag+][Cl-] 为一为一常数，常数，该常数称为溶度积常数，用该常数称为溶度积常数，用KspKsp表示。

表示 AnBm(s) AnBm(s) nAm+(aq) + mBn-(aq)nAm+(aq) + mBn-(aq)那么那么Ksp, AnBm= [Am+]n[Bn-]mKsp, AnBm= [Am+]n[Bn-]m例例1、计算、计算298K时时AgCl的的Ksp,AgCl解：解： AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq) 同一类型的电解质，可以用同一类型的电解质，可以用Ksp直接比较溶解直接比较溶解度的大小，不同类型的难溶电解质，不能用度的大小，不同类型的难溶电解质，不能用Ksp比较溶度积与溶解度之间的关系溶度积与溶解度之间的关系例例2、知、知Ksp,AgCl＝＝ 1.78   10-10，， Ksp,Ag2CrO4＝＝ 1.78   10-10，试求，试求AgCl和和Ag2CrO4的溶解度的溶解度解：〔解：〔1〕设〕设AgCl的溶解度为的溶解度为S1〔〔mol dm-3),那么：那么： AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq)平平 S1 S1 (2)设Ag2CrO4的溶解度为S2〔mol dm-3),那么： Ag2CrO4(s) 2Ag+(aq) + CrO42-(aq)平 2S2 S2例3、把足量的AgCl放入1dm3 1 .0 mol dm-3的盐酸溶液中溶解度是多少解： AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq) 平 S S ＋ 1 1二、溶度积规那么及其运用二、溶度积规那么及其运用 AnBm(s) nAm+(aq) + mBn-(aq) (1) Q>Ksp 时，沉淀从溶液中析出〔溶液过饱和〕(2) Q=Ksp 时，沉淀与饱和溶液的平衡 Q

沉淀生成〔〔2〕改动〕改动CaCl2和和Na2CO3的浓度为的浓度为1.0 mol dm-3 ,那么那么 [Ca2+] [CO32-] = 10-4 mol dm-3 Q = [Ca2+] [CO32-] = 10-8 > Ksp,CaCO3 因此有因此有CaCO3沉淀生成沉淀生成三、沉淀溶解平衡的挪动三、沉淀溶解平衡的挪动〔〔1〕沉淀的生成〕沉淀的生成 当当 时有沉淀生成时有沉淀生成例例1、向、向1.0 × 10-3 mol dm-3 的的K2CrO4溶液溶液中滴加中滴加AgNO3溶液溶液,求开场有求开场有Ag2CrO4沉淀生沉淀生成时的成时的[Ag+]? CrO42-沉淀完全时沉淀完全时, [Ag+]= ?解解: Ag2CrO4 2Ag+ + CrO42- Ksp = [Ag+]2 [CrO42-]CrO42-沉淀完全时的浓度为1.0 ×10-6 moldm-3故有例2、向0.1 moldm-3 的ZnCl2溶液中通H2S气体至饱和时，溶液中刚有ZnS沉淀生成，求此时溶液的[H+] = ? 解: ZnS Zn2+ + S2- H2S 2H+ + S2-= 0.21 moldm-3(2) 沉淀的溶解沉淀的溶解Q < Ksp 时时,沉淀发生溶解，使沉淀发生溶解，使Q减小的方法有减小的方法有 (1) 利用氧化复原方法降低某一离子的浓度。

利用氧化复原方法降低某一离子的浓度 (2) 生成弱电解质如：生成弱电解质如： H2SFeS Fe2+ + S2- 耦合反响耦合反响 S + NO + H2O 例例、、使使0.01 mol SnS溶溶于于1 dm-3 的的盐盐酸酸中中，，求求所所需需盐酸的最低浓度盐酸的最低浓度 = ? 解解: SnS Sn2+ + S2- Ksp = [Sn2+][S2-]故所需盐酸的起始浓度为故所需盐酸的起始浓度为:0.96 + 0.02 = 0.98mol  L-10.01 mol SnS溶解将产生溶解将产生0.01 mol的的H2S H2S 2H+ + S2- (3) 沉淀的转化沉淀的转化 由一种沉淀转化为另一种沉淀的过程由一种沉淀转化为另一种沉淀的过程, 如如:BaCO3 + CrO42- BaCrO42- + CO32-(4) 分步沉淀分步沉淀在在一一定定条条件件下下使使一一种种离离子子先先沉沉淀淀而而其其他他离离子子在在另另一一条条件件下下沉沉淀淀的的景景象象。

对对同同一一类类型型的的沉沉淀淀，，Ksp越越小小越越先先沉沉淀淀，，且且Ksp相相差差越越大大分分步步沉沉淀淀越越完完全全，，对对不不同同类类型型的的沉沉淀淀，，其其沉沉淀淀先先后后顺顺序序要要经经过过计计算算才才干确定例例 1：： 假假 设设 溶溶 液液 中中 Fe3+和和 Mg2+的的 浓浓 度度 均均 为为 0.10 mol dm-3, 使使Fe3+定量沉淀而使定量沉淀而使Mg2+不沉淀的条件是什么不沉淀的条件是什么? 解解: Fe(OH)3 Fe3+ + 3OH- Ksp = [Fe3+][OH-]3 = 4.0 ×10-39 Fe3+ 沉淀完全时的沉淀完全时的[OH-]为为:pOH = 10.8 , pH = 3.2Mg开场沉淀的开场沉淀的pH值为值为:pOH = 4.9, pH =9.1因此因此, 只需控制只需控制pH值在值在3.2 ~ 9.1之间即可使之间即可使Fe3+定量沉淀而使定量沉淀而使Mg2+不沉淀例2、假设溶液中Zn2+和Fe2+的浓度均为0.10 moldm-3,能否利用通入H2S气体使Zn2+和Fe2+定量分别？Zn2+和Fe2+分别完全的PH值为多少?解： Zn2+ + H2S ZnS + 2H+ -----1 Fe2+ + H2S FeS + 2H+ -----2Zn2+ 沉淀完全时的沉淀完全时的pH值为：值为：pH = 3.87控制pH值在3.12-3.87之间即可将Zn2+和Fe2+分别完全pH = 3.12Fe2+ 开场沉淀时的PH值为：。