普通化学教学课件-水溶液化学.ppt

1、第三章、水溶液化学 了解溶液的通性 明确酸碱的近代概念，酸碱的解离平衡和缓冲溶液的概念，掌握有关pH值的计算;了解配离子的解离平衡及其移动 掌握沉淀与溶解平衡、溶度积规则及其有关计算 了解胶体的聚沉、保护及表面活性剂的结构和应用 了解水体的主要污染物的来源及其危害普通化学 溶液浓度的表示方法 1、物质的量及其单位1）物质的量是表示组成物质的基本单元数目的多少的物理量。物质所含的基本单元数与0.012kg C12的原子数目相等(6.0231023阿伏加德罗常数)，则为1mol。nB=mB/MB (mol)普通化学 2、物质的量浓度 定义：一升溶液中所含溶质的物质的量称为物质的量浓度，用符号c表示

2、，单位是mol/Lc(B)=nBV cB B的物质的量浓度，单位为molL-1。nB 物质B的物质的量，单位为mol。V 混合物的体积，单位为L。普通化学 3、质量摩尔浓度定义：1kg溶剂中所含溶质的物质的量表示为质量摩尔浓度，符号b(B)，单位为：mol/kgb(B)=nBmA=mB/(MB mA)bB 溶质B的质量摩尔浓度，单位为molKg-1。nB 溶质B的物质的量，单位为mol。mA 溶剂的质量，单位为kg。普通化学【例】【例】250克溶液中含有40克NaCl，计算此溶液的质量摩尔浓度。解：水的质量250-40=210（克）b(NaCl)=40/(58.5210)1000 =3.26

3、mol/kg普通化学 4、物质的量分数（简称摩尔分数）定义：某组分的物质的量与溶液的总物质的量之比称为物质的量分数，符号，量纲为1。nB XB=nB+nA nB：溶质的物质的量，溶质的物质的量，SI单位为单位为mol nA：溶剂的物质的量，溶剂的物质的量，SI单位为单位为mol nBB的物质的量，SI单位为mol xB 物质B的摩尔分数，量纲为一普通化学两组分的溶液系统：BABBnnn溶质B的摩尔分数:溶剂A的摩尔分数:所以BAAAnnn1BA对任何一个多组分系统，则1i普通化学【例】【例】将10克NaOH溶于90克水中，求此溶液的溶质的物质的量分数浓度。解：nNaOH=10/40=0.25(

4、mol)nH2O=90/18=5(mol)XNaOH=0.25/(0.25+5)=0.048 普通化学 5、质量分数mB 物质B的质量；m 混合物的质量；WB B的质量分数，量纲为一。普通化学例：例：求(NaCl)=10%的NaCI水溶液中溶质和溶剂的摩尔分数。mol0.5mol18.0gg90O)H(O)H(O)(Hmol17.0molg58g10NaCl)(NaCl)(NaCl)(1-2221-MmnMmn解：根据题意，100g溶液中含有NaCl 10g，水90g。即 m(NaCl)=10g，而m(H2O)=90g，因此03.05.0)mol(0.17mol17.0)(H(NaCl)NaC

5、l)(NaCl)(2Onnn97.05.0)mol(0.17mol0.5)(H(NaCl)O)H(O)H(222Onnn普通化学 6、几种溶液浓度之间的关系 物质的量浓度与百分含量的关系例：已知浓硫酸的密度1.84gmL-1,含硫酸为96.6%，如何配制c(H2SO4)=0.10molL-1的硫酸溶液500mL?普通化学 解：根据题意,则有：根据 C(A).V(B)=C(A).V(B)则有 所以需量取2.8mL浓硫酸，将浓硫酸慢慢加入400 mL左右的蒸馏水中，然后稀释至500mL。1-1-1-1424242Lmol0.1898.0g.molLmL1000mLg84.196.0)SOH()SO

6、H()SOH(Mc2.8mLL0028.018mol.LL500.0Lmol10.0)SOH(1-142V普通化学3.1 溶液的通性溶液有两大类性质：1）与溶液中溶质的本性有关与溶液中溶质的本性有关：溶液的颜色、比重、酸碱性和导电性等；2）与溶液中溶质的独立质点数有关与溶液中溶质的独立质点数有关：而与溶质的本身性质无关溶液的依数性，如溶液的蒸气压、凝固点、沸点和渗透压等。l难挥发的非电解质稀溶液难挥发的非电解质稀溶液有一定的共同性共同性和规律性规律性。该类性质称为稀溶液的通性通性，或称为依数性依数性。l包括：稀溶液蒸气压的下降稀溶液蒸气压的下降、沸点上升沸点上升、凝固点下降凝固点下降和稀溶液的

7、渗透压。稀溶液的渗透压。（与纯溶剂比较）。普通化学3.1.1、非电解质溶液的通性 1、溶液的蒸气压下降 1-1、饱和蒸气压、饱和蒸气压（saturated vapor pressure）,简称蒸气压(po)：将一种纯液体（纯溶剂）置于一个密封容器中，当蒸发为气态的溶剂粒子数目与气态粒子凝聚成液态的溶剂粒子数目相等时，这时液体上方的蒸气所具有的压力称为溶剂在该温度下的饱和蒸气压。对同一溶剂，蒸气压越大，其能量越高。能量高的状态会自动变化为能量低的状态 H2O（100，101kPa）H2O（25，3.17kPa)普通化学3.1.1、非电解质溶液的通性 1-2、蒸气压下降的原因 当水中溶入难挥发非电

8、解质后，溶液的表面被一部分难挥发非电解质的分子占据着，这样在单位时间内从溶液的液面逸出的溶剂分子比纯溶剂减少。在一定温度下达到平衡时，溶液液面上方溶剂分子的数目比纯溶剂液面上方的少，因此难挥发非电解质的蒸气压要比纯溶剂的低，这种现象称为溶液的蒸气压下降。在纯溶剂中加入难挥发的物质，平衡时，p溶液总是小于同 温度 下的p纯溶剂，即溶液的蒸气压下降。普通化学3.1.1、非电解质溶液的通性纯溶剂正常溶液少p液p纯剂，c液越大，p液越小。p纯p液的差值也越大。普通化学3.1.1、非电解质溶液的通性 1-3、拉乌尔（Raoult）定律 浓度越大，溶液的蒸气压越低。1887年，法国著名物理学家拉乌尔根据大

9、量的实验结果，总结出一个经验定律，这就是拉乌尔定律。拉乌尔定律：在一定的温度下，难挥发的非电解质稀溶液的蒸气压，等于纯溶剂的蒸气压乘该溶剂在溶液中的摩尔分数。nA p=pA*=pA*XA nA+nB普通化学3.1.1、非电解质溶液的通性 XA+XB =1 p =pA*（1XB）溶液的蒸气压下降值p为 p =pA*p =pA*pA*（1XB）p=pA*XB 因此拉乌尔定律也可以这样说：在一定温度下,难挥发非电解质稀溶液的蒸气压下降（P）与溶质的物质的量分数(XB)成正比,而与溶质的本性无关。P=P*XB此定律只适用于稀溶液，溶液越稀，越符合定律普通化学3.1.1、非电解质溶液的通性 2、溶液的沸

10、点上升 沸点:溶液的蒸气压（p溶液）与外压（p外压）相等时的温度称为该溶液的沸点。纯水：p外=101.3kPa，t纯水=100.实验证明：难挥发物质溶液的沸点总是高于纯溶剂的沸点。原因：溶液的蒸气压下降，p溶液p纯溶剂。普通化学溶液的沸点上升示意图溶液的沸点上升示意图Tb*T b1溶剂溶剂溶液溶液1温度温度 p po okpa 蒸蒸 气气 压压Tb1101.3kpa101.3kpaABp溶液溶液1 v糖水 v纯水=v糖水，渗透停止普通化学3.1.1、非电解质溶液的通性 渗透压：在一定的温度下，恰能阻止渗透发生所需施加的外压力，称为该溶液的渗透压。用符号表示。糖水溶液增高的这部分水的静压力就是糖

11、水溶液的渗透压。纯水糖水纯水糖水 h普通化学 盐水盐水 淡水淡水p p 反渗透法净化水反渗透法净化水反渗透：如果外加在溶液上的压力超过渗透压，则反而会使溶液中的水向纯水的方向流动，使水的体积增加。广泛用于海水淡化、工业废水和污水处理以及溶液浓缩等方面普通化学3.1.13、非电解质溶液的通性 渗透作用产生的条件：半透膜存在；膜两侧溶液的浓度不相等。半透膜：半透膜：在两个不同浓度的溶液之间，存在一种能有选择地通过或阻止某些粒子的物质。半透膜可以允许溶剂分子自由通过而不允许溶质分子通过。溶剂透过半透膜进入溶液的趋向取决于溶液浓度的大小，溶液浓度大，渗透趋向大。普通化学3.1.1、非电解质溶液的通性

12、1886 年，荷兰理论化学家vantHoff 归纳出渗透压力与浓度、温度之间的关系。B=cRTc：物质的量浓度 R：气体常数 8.314 kPa L mol-1.K-1 T：热力学温度（绝对温度）(1)、同一温度下，溶液的渗透压与浓度成正比。(2)、相同浓度时，渗透压与热力学温度成正比。普通化学3.1.1、非电解质溶液的通性 渗透压的应用：【例】实验测定未知物水溶液在298K时的渗透压为750kPa，求溶液的沸点和凝固点。【解】溶液的浓度为：c=/RT750kPa/(8.314kPaLK-1mol-1298K)0.302molL-10.302molkg-1 Tb=Kbb 未0.512Kkgmo

13、l-10.302 molkg-10.154K Tf=Kfb 未1.86Kkgmol-10.302 molkg-10.562K 则Tb=Tb+Tb*=373+0.154=373.154K，Tf=Tf*-Tf=273-0.562=272.438K普通化学3.1.1、非电解质溶液的通性 动植物生理：如植物体内水分传导，如植物从土壤中吸收水份和营养、合理施肥等；动物溶血、输血（等渗溶液）、医学上输液必需输等渗溶液以及动物体内水份的输送（淡水鱼在海水中养殖会使鱼脱水）。海水淡化，污水处理（反渗技术）。普通化学3.1.2、电解质溶液的通性阿仑尼乌斯根据电解质溶液不服从稀溶液定律的现象，提出了电离理论。19

14、03年他获得了诺贝尔化学奖。电离理论认为电解质分子在水溶液中解离成离子，使得溶液中的微粒数增大，故它们的蒸汽压、沸点、熔点的改变和渗透压数值都比非电解质大。解离度溶液中已解离的电解质的分子数与电解质总分子数之比。%100电解质的起始浓度已解离的电解质浓度解离度普通化学例例 将质量摩尔浓度均为0.10 molkg-1的BaCl2,HCl,HAc,蔗糖水溶液的粒子数、蒸气压、沸点、凝固点和渗透压按从大到小次序排序:解解：按从大到小次序排序如下：粒子数 BaCl2 HCl HAc 蔗糖蒸气压 蔗糖 HAc HCl BaCl2沸点 BaCl2 HCl HAc 蔗糖凝固点 蔗糖 HAc HCl BaCl

15、2渗透压 BaCl2 HCl HAc 蔗糖在一定体积的溶液中，粒子数目越多，即粒子浓度越大，沸点越高。电解质的粒子数目较相同浓度的非电解质多，强电解质的粒子数较相同浓度的弱电解质多。普通化学3.2、水溶液中的单相离子平衡 根据解离度的大小，将电解质分为强电解质和弱电解质两类。强电解质在水中全部解离，而弱电解质在水溶液中只有部分解离，大部分仍以分子形式存在。弱电解质在水溶液中存在解离平衡。水溶液中的单相离子平衡一般分为酸、碱的解离平衡及配离子的解离平衡两类。普通化学3.2.1、酸碱在水溶液中的解离平衡 1、酸碱理论 1-1、酸碱的概念（1）对酸碱的最初认识：从它们的表观现象开始，具有酸味的物质称

16、为酸，而能够抵抗酸性的物质则称为碱（2）18世纪后期，认为氧元素是酸的必要成分（拉瓦锡）（3）19世纪中叶，认为氢是酸的基本元素（戴维、李必希）（4）1884年，Arrhenius对酸碱的定义：酸：在水溶液中经电离只生成H+一种阳离子。碱：在水溶液中经电离只生成OH-一种阴离子。（5）溶剂理论（富兰克林），质子理论（布朗斯特劳莱），电子理论（路易斯）和软硬酸碱（皮尔逊）的理论。普通化学3.2.1、酸碱在水溶液中的解离平衡 1-2、酸碱质子论 基本概念 酸:凡是能释放质子（H+）的任何含氢原子的分子或离子的物质，即质子的给予体。碱：任何能与质子（H+）结合的分子或离子的物质。即质子的接受体。酸碱

17、可以是中性分子、正离子或负离子。普通化学3.2.1、酸碱在水溶液中的解离平衡 NHH NH POH HPO HPOH POH AcH HAc 34342424 42 酸酸 H+碱（共轭）碱（共轭）普通化学3.2.1、酸碱在水溶液中的解离平衡 1-2-1、共轭酸碱对：满足共轭关系的一对酸碱 例如：HAc的共轭碱是Ac-，Ac-的共轭酸是HAc，HAc 和 Ac-是一对共轭酸碱。HCl和Cl-，NH4+和NH3，以及H2PO4-和HPO42-均互为共轭酸碱对。酸越强，其共轭碱越弱；反之，酸越弱，其共轭碱越强。在不同介质中酸碱的强度也不同。两性物质：既能给出质子，又能接受质子的物质等。如：HS,OH

18、,HCO,HSO234普通化学1-2-2、酸碱反应:一切包含有质子传递过程的反应 酸1 +碱2 =酸2 +碱1中和反应：HNO3+NH3 =NH4+NO3-离解反应：HCl +H2O =H3O+Cl-水解反应：NH4+2H2O =H3O+NH3H2O复分解反应：HF +Ac-=HAc +F 在质子理论中没有盐的概念。3.2.1、酸碱在水溶液中的解离平衡酸碱反应总是由较强的酸与较强的碱作用，向着生成较弱的酸和较弱的碱的方向进行。普通化学2、酸碱在水溶液中的离子平衡及pH计算 1-3、酸碱电子论（广义酸碱理论，自学）凡能接受外来电子对的分子、基团或离子为酸（路易斯酸）；凡能提供电子对的分子、基团或

19、离子为碱（路易斯碱）。该酸碱反应的实质是形成配位键产生酸碱加合物。质子论只是电子论的一种特例，而能够作为路易斯酸（能接受外来电子对）的还可以是原子、金属离子以及中性分子等。该理论的不足之处主要是没有统一的标度来确定酸碱的相对强弱。普通化学2、酸碱在水溶液中的离子平衡及pH计算 1-4、硬软酸碱（HSAB）规则 硬酸：体积小，正电荷高，极化性低，对外层电子“抓得紧”；软酸则相反，对外层电子“抓得松”。硬碱：极化性低，电负性高，难氧化，对外层电子“抓得紧”；软碱则相反，对外层电子“抓得松”。“硬”和“软”形象的形容酸碱抓电子的松紧，而电子被抓的松紧则是酸碱接受电子难易的关键。硬软酸碱规则：硬亲硬，

20、软亲软普通化学2-1、解离常数：2-1-1酸在水溶液中表现出来的相对强度，用Ka（标准解离常数）来表示。HAc+H2O H3O+Ac-Ka=(H3O+)(Ac-)/(HAc)(H2O)=(H3O+)(Ac-)/(HAc)=c(H3O+)/cc(Ac-)/c/c(HAc)/c =c(H3O+)c(Ac-)/c(HAc)=H3O+Ac-/HAc（平衡时浓度）Ka 越大，酸的强度越大2、酸碱在水溶液中的离子平衡及pH计算普通化学 2-1-2 碱在水溶液中表现出来的相对强度，用Kb来表示Kb称为碱的标准解离常数。Kb 越大，碱的强度越大。一种酸的酸性越强，其 Ka值越大，则其相应的共轭碱的碱性越弱，其

21、Kb 值越小。共轭酸碱对HAc-Ac-的 Kb 与 Kb 之间：WbaKOHcOHcAccOHcHAccHAccAccOHcKK)()()()()()()()(332、酸碱在水溶液中的离子平衡及pH计算普通化学2、酸碱在水溶液中的离子平衡及pH计算2-2、水的解离平衡 按照酸碱质子理论，水的自身解离平衡表示为：标准平衡常数表达式：2H2O(l)H3O+(aq)+OH(aq)K W水的离子积常数，简称水的离子积，经常用 Kw表示。Kw是标准平衡常数普通化学在溶液中，只要有 H2O,H+,OH-三者共存，之间就存在如下的数量关系：H+OH-=Kw，不论溶液是酸性，碱性，还是中性。常温下，H+=1.

22、0 10-7mol.L-1，表示中性。这时:Kw=1.0 10-14非常温时，溶液的中性只能是指:H+=OH-2、酸碱在水溶液中的离子平衡及pH计算普通化学2-3、溶液的pH（自学）溶液中H+浓度或OH-浓度的大小反映了溶液的的酸碱性的强弱。一般稀溶液中，c(H+)的浓度范围在（10-1 10-14）molL-1之间。在化学科学中，通常习惯于以a(H+)的负对数来表示其很小的数量级即pH值。pH=-lg a(H+)即 pH=-lg c(H+)/c 与pH对应的还有pOH，即 pOH=-lg c(OH-)/c 25 时，任意温度时，pKw=pH+pOH 2、酸碱在水溶液中的离子平衡及pH计算普通

23、化学2、酸碱在水溶液中的离子平衡及pH计算 2-6、一元弱酸的解离平衡 对一元弱酸HA：HA H+A-一定温度下：Ka=H+A-/HA 假设弱酸溶液的初始浓度为C，则平衡时：H+=A-，HA=C-H+，代入上面的Ka表达式，得到 Ka=H+2/C-H+，解方程得到：普通化学2、酸碱在水溶液中的离子平衡及pH计算 此式是计算一元弱酸溶液中H+的近似公式。当H+380时，近似认为C-H+C，则上式简写为：普通化学2、酸碱在水溶液中的离子平衡及pH计算 2-7、一元弱碱的解离平衡 对一元弱碱BOH：BOH B+OH-同理可得其平衡解离常数为：Kb=OH-B+/BOH 当C/Kb 380时，普通化学2

24、、酸碱在水溶液中的离子平衡及pH计算 2-8、解离度（转化率）解离度()：一元弱酸（稀释定律）一元弱碱（稀释定律）%100分子总数分子总数溶液中原有该弱电解质溶液中原有该弱电解质已解离的分子数已解离的分子数普通化学2、酸碱在水溶液中的离子平衡及pH计算【例】计算0.1M NaAc溶液的pH值 解：Ac-+H2O OH-+HAc 380106.5/1.0/10bKcLmolcKOHcxb/105.71.0106.5610得：pOH=6-lg7.5=5.18 pH=14-POH=8.87普通化学2、酸碱在水溶液中的离子平衡及pH计算 2-9、二元弱酸的解离平衡 以H2CO3的解离为例：第一步：H2

25、CO3 H+HCO3-Ka1=H+HCO3-/H2CO3=4.310-7 第二步：HCO3-H+CO32-Ka2=H+CO32-/HCO3-=5.610-11 Ka1 Ka2，溶液中的H+主要来自于H2CO3的第一步解离反应,c(H+)的计算可按一元弱酸的解离平衡做近似处理。而酸根离子CO32-的计算则应考虑第二级平衡。普通化学2、酸碱在水溶液中的离子平衡及pH计算（A）当H2CO3溶液中只存在H2CO3时，CO32-=Ka2（H+与 HCO3-近似相等）（B）当H2CO3溶液中还存在其它离子，例如产生同离子效应时，则按照下面的公式计算酸根离子的浓度：Ka1.Ka2=H+2 CO32-/H2C

26、O3【例】计算0.010 molL-1 H2CO3溶液中H+，HCO3-,CO32-和OH-浓度，以及溶液的 pH。普通化学2、酸碱在水溶液中的离子平衡及pH计算【解】Ka1Ka2，所以c(H+)应当主要来自于第一级电离。380103.404.07KacH2CO3 H+HCO3-可用近似公式计算LmolcKHcxa/103.104.0103.4471LmolHcHCOc/103.1,43同时普通化学2、酸碱在水溶液中的离子平衡及pH计算 OH-的产生主要来自水的解离 c(OH-)=Kw/c(H+)=1.010-14/1.310-4 =7.710-11 pH=-lgH+求c（CO32-），必须用

27、第二步解离平衡：HCO3-H+CO32-因为溶液中只有H2CO3，因此 CO32-Ka2=5.610-11普通化学2、酸碱在水溶液中的离子平衡及pH计算多元弱酸解离平衡注意事项：(1)多元弱酸的解离是分步进行的，一般Ka1 Ka2 Ka3 溶液中的 H+主要来自于弱酸的第一步解离，计算 c(H+)或 pH 时可只考虑第一步解离。(2)对于纯的二元弱酸，当 Ka1 Ka2 时，c(酸根离子）Ka2 ,而与弱酸的初始浓度无关。(3)对于二元弱酸，若 c(弱酸)一定时，c(酸根离子)与 c(H+)成反比。（Ka1.Ka2=H+2 CO32-/H2CO3）普通化学 2-10、多元弱碱解离平衡 例 计算

28、0.10mol.L-1 Na2CO3溶液的pH值。解：OHCO223OHHCO3380108.11.041bKcLmolcKOHcb/102.41.0108.134137.22.4lg3102.4lg3pOH63.1137.21414pOHpH2、酸碱在水溶液中的离子平衡及pH计算Kb1Kb2，OH-主要来自于第一步水解普通化学3、缓冲溶液和pH的控制 3-1、同离子效应：在弱电解质溶液中加入含有相同离子的强电解质，导致弱电解质的解离度降低的现象。如果把沉淀也看成是弱电解质，则同离子效应将使沉淀溶解度降低。在HAc溶液中加入强酸（H+）或NaAc，使平衡 HAc+H2O H3O+Ac-向左移动

29、，从而降低了HAc电离度。例：向0.10mol.L-1 HAc中加入固体NaAc或者HCl，使其浓度为0.10mol.L-1，求此混合溶液中H+浓度和HAc的解离度。已知：Ka(HAc)=1.810-5。普通化学解：（1）加入NaAc后：HAc +H2O H3O+Ac-起始浓度(mol.L-1)0.10 0 0.10平衡浓度(mol.L-1)0.10-x0.10 x 0.10+x0.10 5108.110.010.010.0)10.0()()()(xxxxHAccAccHcKac(H+)/=x=1.810-5 mol.L-1，解离度为0.018%。（2）如果加入HCl：HAc +H2O H3O

30、+Ac-起始浓度(mol.L-1)0.10 0.1 0平衡浓度(mol.L-1)0.10-x 0.10 0.10+x0.10 xc(H+)/mol.L-1=x=1.810-5，解离度仍为0.018%.说明：无论加HCl还是HAc，解离度均从1.3%降低到0.0018%，效果相同。5(0.10)0.101.8 100.100.10axxxKx普通化学50mLHAc-NaAc c(HAc)=c(NaAc)=0.10molL-1 pH=4.75加入1滴(0.05ml)1molL-1 HCl加入1滴(0.05ml)1molL-1 NaOH实验：50ml纯水pH=7 pH=3 pH=11pH=4.74

31、pH=4.763、缓冲溶液和pH的控制普通化学3、缓冲溶液和pH的控制 3-2、缓冲溶液：能够抵抗外界加入少量强酸或强碱或稀释而能保持溶液pH值基本不变的溶液。一般由弱酸(碱)及其共轭碱(酸)所组成，能控制氢离子浓度。3-3、缓冲作用原理：Ka=H+Ac-/HAc H+=KaHAc/Ac-HAc H+Ac-普通化学3、缓冲溶液和pH的控制 3-4、缓冲溶液pH的计算 对弱酸与其共轭碱组成的缓冲体系：因为：H+=KaHA/A-所以：pH=pKa+lgA-HA pH=pKa+lg（C共轭碱/C弱酸）=pKa +lg（n共轭碱/n弱酸）对弱碱与其共轭酸组成的缓冲体系：pOH=pKb+lg（C共轭酸/

32、C弱碱）=pKb +lg（n共轭酸/n弱碱）例:有50mL含有0.10mol.L-1HAc和0.10mol.L-1NaAc的缓冲溶液，（1）计算缓冲溶液的pH；（2）在上述缓冲溶液中加入1.0mol.L-1的HCl 0.1mL后的pH。普通化学（1）缓冲溶液的pH值为:（2）加入1.0mol.L-1的HCl 0.1mL后，此时体系中:74.410.010.0lg74.4lgabaccpKpH3、缓冲溶液和pH的控制111.00.10.100.102(mol.L)50.11.00.10.100.098(mol.L)50.10.094.78lg4.74lg0.1022abbaacccpHpKc从计

33、算结果可知，加入少量盐酸后，溶液的pH值基本不变。普通化学3、缓冲溶液和pH的控制 3-5、缓冲容量 缓冲容量（buffer capacity)：是指缓冲溶液抵御外来强酸强碱的能力。缓冲容量的大小取决于缓冲体系共轭酸碱对的浓度及其浓度比值。一般地，当c（共轭碱）/c（共轭酸）的比值在10：11：10时，缓冲容量较为合适。pH=pKa 1 pOH=pKb 1普通化学3、缓冲溶液和pH的控制 3-6、缓冲溶液的选择 在实际配制一定pH缓冲溶液时，则要选用Ka（或）Kb等于或接近于该pH值（或pOH值）的共轭酸碱对。例如 pH=5左右缓冲液，可选Ka=4.74的HAc-Ac-缓冲对；pH=9左右缓冲

34、液，可选Kb=9.25的NH4+-NH3缓冲对。普通化学共轭酸碱对pKa缓冲范围CH3CO2H-CH3CO2NaHAc-Ac 4.753.75-5.75NaH2PO4-Na2HPO4H2PO4 HPO427.216.21-8.21NH3H2O-NH4ClNH4+-NH3 9.258.25-10.25NaHCO3-Na2CO3HCO3-CO3210.259.25-11.25Na2HPO4-NaOHHPO4 2-PO4312.6611.66-13.66 常用缓冲溶液的缓冲范围3、缓冲溶液和pH的控制普通化学3.3、难溶电解质的多相离子平衡 可溶电解质的解离平衡是单相体系的离子平衡。难溶电解质在水溶

35、液中，存在固体和溶液中离子之间的平衡，即多相离子平衡。普通化学3.3.1、多相离子平衡和溶度积 1、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质量，叫做溶解度，通常以符号 S 表示。对水溶液来说，通常以饱和溶液中每100g 水所含溶质质量来表示，即以:g/100g水表示。一般可用溶解度的大小来衡量物质在水中溶解能力的大小。把溶解度小于0.01g的物质称为难溶物。普通化学3.3.1、多相离子平衡和溶度积 2、溶度积：对于难溶电解质的解离平衡，其标准平衡常数K称为溶度积常数，简称溶度积，用Ksp（或者Ks）来表示。AgCl(s)=Ag+(aq)+Cl-(aq)该反应的标准平衡常

36、数为：Kc(Ag+)c(Cl-)=Ksp 一般的难溶电解质的溶解沉淀平衡可表示为:AnBm(s)=nAm+(aq)+mBn-(aq)Ksp=Am+nBn-m普通化学3.3.1、多相离子平衡和溶度积 3、溶度积和溶解度的关系以及换算 在有关溶度积（Ksp）的计算中，离子浓度必须是物质的量浓度，其单位为molL-1，而溶解度（S）的单位往往是g/100g水。因此，计算时要先将难溶电解质的溶解度 S 的单位换算为molL-1。溶度积和溶解度在相互换算的时候应注意：A难溶电解质的离子在溶液中不发生任何副作用 B难溶电解质要一步完全解离 例 在25 时，Ag2CrO4的溶解度是0.0217g.L-1,试

37、计算Ag2CrO4的KSP。普通化学1511424242mol.L1054.6g.mol8.331g.L0217.0)CrOAg()CrOAg()CrOAg(MmS解：由 Ag2CrO4的溶解平衡 Ag2CrO4(s)2Ag+(aq)+CrO42-(aq)平衡时浓度/mol.L-1 2S S可得 KSP=c 2(Ag+)c(CrO42-)=(2S)2 S=4S3 =4(6.54 10-5)3=1.12 10-123.3.1、多相离子平衡和溶度积普通化学对同类型的难溶电解质，可用溶度积Ks的大小来比较溶解度s的大小。但不同类型的难溶电解质则不宜直接用溶度积Ks的大小来比较溶解度s的大小。如：溶度

38、积CaCO3 AgCl Ag2CrO4Ks 8.710-9 1.5610-10 910-12s 9.410-5 1.2510-5 1.3110-4关系式sKs sKs 3s4/Ks 3.3.1、多相离子平衡和溶度积普通化学1、溶度积规则 (1)Q Ksp，平衡向左移动，沉淀析出；(2)Q=Ksp，处于平衡状态，饱和溶液；(3)Q Ksp，平衡向右移动，无沉淀析出；若原来有沉淀存在，则沉淀溶解。(aq)mB(aq)nA (s)BAnmmnmnnm)(B)A(ccQ沉淀溶解平衡的反应商判据，即溶度积规则：3.3.2、溶度积规则及其应用普通化学例：例：计算BaSO4在0.100 moldm-3 Na

39、2SO4溶液中的溶解度，并与其在水中的溶解度比较。Ks(BaSO4)=1.0810-10解：解：设BaSO4在0.1 moldm-3 Na2SO4溶液中的溶解度为sBaSO4(s)=Ba2+SO42-平衡浓度/moldm-3 s s+0.1Ks=s(s+0.1)0.1s=1.0810-10解得：s=1.0810-9BaSO4在纯水中的溶解度为somoldm-3so=1.0410-5溶解度降低了约104(一万)倍。sK2、同离子效应：在难溶电解质饱和溶液中，加入含有与难溶物组成中相同离子的强电解质，使难溶电解质的溶解度降低的现象。普通化学3.3.2、溶度积规则及其应用 3、沉淀的生成 定性分析中

40、，认为溶液中残留离子的浓度不超过10-5mol.L-1时沉淀完全；定量分析中认为溶液中残留离子的浓度不超过10-6mol.L-1时沉淀完全。沉淀生成的一般条件：A加入沉淀剂 B控制溶液的pH普通化学3.3.2、溶度积规则及其应用)Lmol(0010.040200020.01SO24c例：在20ml 0.0020molL-1Na2SO4溶液中加入 20 ml 0.020molL-1 BaCl2溶液，有无BaSO4沉淀生成？并判断 SO42-离子是否沉淀完全？已知BaSO4的Ksp=1.0710-10.解:（1）)Lmol(010.04020020.01Ba2csp5SOBa100.10010.0

41、010.0242KccQ 有BaSO4沉淀生成普通化学即 1.0710-10 0.0090 x x =SO42-1.210-8 mol L-1沉淀完全是指离子残留量 10-5 mol L-1故加入故加入BaCl2 可使可使SO42-沉淀完全沉淀完全Ksp=Ba2+SO42-=(0.0090+x)x起始浓度/molL-1 0.010 0.0010 平衡浓度/molL-1 0.010(0.0010-x)xBaSO4(s)Ba 2+SO42-0.0090+x 0.0090 x 很小普通化学例 计算298K时使0.010molL-1Fe3+开始沉淀和沉淀完全时溶液的pH值。已知Fe(OH)3的Ksp=

42、2.6410-39。解：Fe(OH)3(s)Fe3+3OH-开始沉淀)Lmol(1042.601.01064.2OH113339 Fe3+OH-3KsppOH=13lg 6.42=12.19 pH=1.813.3.2、溶度积规则及其应用普通化学 沉淀完全)Lmol(1042.61011064.2OH1123539Fe3+10-5 molL-1 pH=14(12lg6.42)=2.81普通化学3.3.2、溶度积规则及其应用 4、沉淀的溶解 4-1、生成弱电解质 4-1-1 生成弱酸 CaCO3(s)+2H+Ca2+H2CO3普通化学3.3.2、溶度积规则及其应用 4-1-2 生成弱碱 Mg(OH

43、)2(s)+2NH4+Mg2+2NH3H2O 对上式进行拆分：Mg(OH)2(s)Mg2+2OH-K1=Ksp 2NH4+2OH-2NH3H2O2NHb,2)1(3KK 018.0)1076.1(1061.5)(25122NHb,sp213KKKKK普通化学3.3.2、溶度积规则及其应用 4-1-3 生成水 Fe(OH)3(s)+3H+Fe3+3H2O33HFeK33OHOH33wsp1064.2KK普通化学3.3.2、溶度积规则及其应用 4-2、发生氧化还原反应 3CuS+8HNO3(稀)3Cu(NO3)2+3S+2NO+4H2O S2-浓度降低，导致Q Ksp，沉淀溶解 4-3、生成配离子

44、 AgCl+2NH3=Ag(NH3)2+Cl-Ag+浓度降低，导致Q Ksp，沉淀溶解普通化学例 溶液中Cl-、CrO42-离子浓度均为0.0010molL-1，若逐滴加入AgNO3溶液，试计算：（1）哪一种离子先产生沉淀？（2）第二种离子开始沉淀时，溶液中残留的第一 种离子的浓度是多少？12CrOAgsp,10AgClsp,101.1,108.142KK已知3.3.2、溶度积规则及其应用5、分步沉淀：用一种沉淀剂，使溶液中的几种离子先后沉淀出来的方法。普通化学)Lmol(104.5103.3108.1AgCl16510spK)Lmol(108.10010.0108.1ClAg1710spAg

45、ClK)Lmol(103.30010.0101.1CrOAg151224spCrOAg42K 先产生先产生AgCl 沉淀沉淀 Ksp=Ag+Cl-故 AgCl 已沉淀完全(Cl-10-5 molL-1)普通化学 6、沉淀的转化：在含有某一沉淀的溶液中，加入适当的试剂，使之生成另一种沉淀。3.3.2、溶度积规则及其应用如果在1L Na2CO3 溶液中转化 0.010molL-1 CaSO4，问 Na2CO3 的最初浓度应为多少？解：解：CaSO4(s)+CO32-CaCO3(s)+SO42-495CaCOsp,CaSOsp,2324104.11096.41010.7COSO34KKK)Lmol(

46、101.7104.101.0SOCO1742423K Na2CO3 的最初浓度为0.010+7.110-7 0.010(molL-1)普通化学结论：沉淀类型不同，计算反应的 。K沉淀类型相同,大（易溶)者向 小（难溶)者转化容易，二者 相差越大，转化越完全，反之 小者向 大者转化困难；KspKspKspKspKsp普通化学3.3.2、溶度积规则及其应用沉淀转化的应用：废水处理含Hg2+废水可以用硫化物进行处理，但若用易溶硫化物如Na2S等进行处理时，处理后的水中存在大量的硫离子，造成新的污染。利用沉淀转化的方法，如用FeS处理含Hg2+废水，则可以解决这个问题。FeS(s)+Hg2+(aq)=

47、HgS(s)+Fe2+(aq),K=7.9 1033因过量的FeS不溶于水，可以过滤除去。普通化学3.4 胶体与界面化学一种或几种物质分散在另一种物质中所形成的系统称为分散系统分散系统，简称分散系分散系。分散系中被分散的物质称为分散相分散相。分散相所处的介质称为分散介质分散介质。思考思考：用淀粉和水制成的淀粉糊是一种分散系统。请指出该分散系统中的分散相和分散介质。在淀粉糊中，分散相是淀粉颗粒，分散介质是水。普通化学3.4.1 分散系分类v 按分散相粒子的大小分类：分子分散体系：分散相粒子的直径小于10-9m，属于真溶液。例如氯化钠、葡萄糖等水溶液。胶体分散体系：分散相粒子的直径在10-9m 1

48、0-7m之间，属于胶体。例如蛋白质、核酸等水溶液。粗分散体系：分散相粒子的直径大于10-7m，易聚沉。例如牛奶，豆浆，泥浆等。v 按胶体与水的亲合力分类：按胶体与水的亲合力分类：憎液溶胶分散相粒子与水的亲合力较弱，如AgI胶体等。亲液溶胶分散相粒子与水的亲合力较强，如蛋白质、淀粉等。普通化学1 胶体的结构以碘化银胶体为例：AgNO3+KI(过量)KNO3 +AgI 过量的 KI 用作稳定剂 胶团的结构表达式：(AgI)mI-K+(AgI)m 胶核(AgI)mnI (n-x)K+x-胶粒(AgI)mnI (n-x)K+x-xK+胶团同一种胶体，胶粒的结构可以因制备方法的不同而不同。胶体的核心部分

49、是不溶于水的粒子，称为胶核胶核。胶核是电中性的。胶核上吸附了大量离子形成紧密层，称为胶粒胶粒。由于吸附的正、负离子不相等，因此胶粒带电。胶粒周围分散着与胶粒带相反电荷的离子(自然也有其它离子)。胶粒及其带相反电荷的离子构成胶体的基本结构单元胶团胶团。图3.4 胶体结构示意图 普通化学2 胶体的稳定性胶体是热力学不稳定系统胶体是热力学不稳定系统。但胶体能够长时间不发生沉降而稳定存在，原因主要有：胶体粒子的布朗运动。思考思考：胶体的稳定性如何？胶体粒子带有电荷的原因胶体粒子带有电荷的原因：胶体是一高度分散的系统，胶体粒子的总表面积非常大，因而具有高度的吸附能力，并能选择性地吸附某种离子。胶体粒子带

50、有电荷，胶粒之间有很强的相互排斥。思考思考：在上例碘化银胶体的制备中，为何吸附I而不是K+？在碘化银胶核的表面，碘化银优先吸附和组成有关的I。普通化学3.4.2 胶体的聚沉与保护v 胶体的聚沉胶体的聚沉使胶粒聚集成较大的颗粒而沉降的过程称为胶体的聚沉胶体的聚沉。促使胶体聚沉的因素有：加入电解质：电解质中带有与胶粒异号电荷的离子导致了溶胶的聚沉。使溶胶在一定时间内完全聚沉所需电解质的最小浓度称为聚沉值聚沉值，单位mmoldm-3。电解质与胶粒异号电荷的离子的价数越高，聚沉效率越大，聚沉值越小。将两种带异号电荷的溶胶混合 加热v 胶体的保护胶体的保护加入某些高分子化合物如动物胶、蛋白质、淀粉等普通