1、武汉理工大学出版社武汉理工大学出版社LOREM IPSUM DOLORLOREM IPSUM DOLOR武汉理工大学出版社武汉理工大学出版社武汉理工大学出版社武汉理工大学出版社第一节第一节 强电解质和弱电解质强电解质和弱电解质第二节第二节 酸碱理论酸碱理论第三节第三节 水的电离和溶液的水的电离和溶液的pH值值第四节第四节 弱酸和弱碱的电离平衡弱酸和弱碱的电离平衡第五节第五节 同离子效应和盐效应同离子效应和盐效应第六节第六节 缓冲溶液和盐类水解缓冲溶液和盐类水解第七节第七节 沉淀的生成和溶解沉淀的生成和溶解武汉理工大学出版社武汉理工大学出版社1.了解电解质的基本概念；2.掌握缓冲溶液的概念及作用
2、原理；3.理解同离子效应和盐效应对电离平衡的影响；4.掌握弱酸、弱碱、缓冲溶液以及盐类溶液pH的计算方法；5.掌握溶度积原则在判断难溶电解质在沉淀-溶解平衡中的应用；6.熟悉分步沉淀的原理及应用。武汉理工大学出版社武汉理工大学出版社1.会正确写出电解质溶液中的电离平衡常数的表达式；2.会选择适合实验要求的缓冲溶液并进行配制；3.会利用电解质溶液的电离平衡相关理论知识进行化学实验；4.会综合利用电离平衡知识解决生产实践中的实际问题。武汉理工大学出版社武汉理工大学出版社电解质电解质在水溶液中或熔融状态时能够导电的在水溶液中或熔融状态时能够导电的化合物化合物,如酸、碱、盐、水、活泼金属氧化物。非电解
3、质非电解质在在水溶液水溶液中和中和熔融熔融状态状态都都不能导电的不能导电的化合物，化合物，如非金属氧化物（CO2、SO2）、某些非金属氢化物（NH3）、绝大多数有机物（如酒精、蔗糖）等。武汉理工大学出版社武汉理工大学出版社注意注意1.单质 混合物既不是电解质也不是非电解质。2.CO2、NH3等溶于水得到的水溶液能导电，但它们不是电解质，因为导电的物质不是其本身。导电的物质不是其本身。3.难溶的盐（BaSO4等）虽然水溶液不能导电，但是在融化时能导电，也是电解质。武汉理工大学出版社武汉理工大学出版社【能够发生完全（或几乎完全）电离的电解质】能够发生部分电离的电解质武汉理工大学出版社武汉理工大学出
4、版社强电解质：强电解质：HClH+Cl-NaOHNa+OH-NaClNa+Cl-弱电解质：弱电解质：HAc H+Ac-NH3H2O NH4+OH-武汉理工大学出版社武汉理工大学出版社 酸和碱是两类重要的电解质，大量的化学反应都属于酸碱反应的范畴。酸碱反应在生物、医学、地质等众多领域中是一类很重要的反应。酸碱电离理论酸碱电离理论酸碱溶剂理论酸碱溶剂理论酸碱质子理论酸碱质子理论武汉理工大学出版社武汉理工大学出版社一、酸碱电离理论一、酸碱电离理论 瑞典科学家阿仑尼乌斯于1887年提出了关于酸碱本质的观点酸碱电离理论（阿仑尼乌斯酸碱理论）。酸：凡是在水溶液中电离产生的阳离子全部是H+的物质。碱：在水溶
5、液中电离生成的阴离子全部是OH-的物质。酸碱中和反应的实质：H+和OH-结合生成H2O。武汉理工大学出版社武汉理工大学出版社 成功之处：由于水溶液中H+和OH-的浓度可以测量，适用于水溶液中pH、电离度、缓冲溶液、溶解度的计算等，精确度相对较高，所以至今仍然是一个非常实用的理论。局限性：酸碱电离理论不能解释非水溶剂中的酸碱反应，也不能解释氨水的碱性和一些盐类溶液的酸碱性。对于非水体系和无溶剂体系都不适用。例如：在液氨中，氨基化钾KNH2使酚酞变红而显碱性，水溶液中NaCO3、NH3H2O显碱性，HSO4-是酸是碱等，酸碱电离理论都无法解释。武汉理工大学出版社武汉理工大学出版社二、酸碱溶剂理论二
6、、酸碱溶剂理论 富兰克林于1905年提出酸碱溶剂理论(简称溶剂论)，酸碱溶剂理论的基础仍是阿仑尼乌斯的电离理论，只不过它从溶剂的电离为基准来论证物质的酸碱性。酸：在溶剂中产生该溶剂的特征阳离子的溶质。碱：在溶剂中产生该溶剂的特征阴离子的溶质。例如：液氨中存在如下平衡：2NH3=NH4+NH2-因此在液氨中电离出NH4+的是酸，如NH4Cl；电离出NH2-的是碱，如NaNH2。液态N2O4中存在如下平衡：N2O4=NO+NO3-因此在液态N2O4中电离出NO+的是酸，如NOCl；电离出NO3-的是碱，例如AgNO3。武汉理工大学出版社武汉理工大学出版社 酸碱溶剂理论中，酸和碱并不是绝对的，在一种
7、溶剂中的酸，在另一种溶剂中可能是一种碱。成功之处：把以水为溶剂的个别现象，推广到适用更多溶剂的一般情况，因此大大扩展了酸和碱的范围。局限性：酸碱溶剂理论对于一些不电离的溶剂以及无溶剂的酸碱体系，则无法说明。例如：苯不电离，NH3和HCl在苯中也不电离，但NH3和HCl在苯中同样可以反应生成NH4Cl。NH3和HCl能在气相进行反应，同样也是溶剂论无法解释的。武汉理工大学出版社武汉理工大学出版社三、酸碱质子理论三、酸碱质子理论 1923年，丹麦化学家布朗斯特与英国化学家劳莱分别独立的提出了酸碱质子理论。酸：凡是能给出质子（H+）的物质。碱：凡是能接受质子的物质。按照酸碱质子理论，酸和碱不是孤立存
8、在的，酸给出质子后剩下的部分就是碱，碱接受质子后就成为酸，因此当酸失去一个质子而形成的碱称为该酸的共轭碱，而碱获得一个质子后就生成了该碱的共轭酸。由得失一个质子而发生共轭关系的一对酸和碱称为共轭酸碱对，也可直接称为酸碱对。武汉理工大学出版社武汉理工大学出版社 其关系式为：酸 质子（H+）+碱例如：共轭酸 共轭碱 HAc H+Ac-H3PO4 H+H2PO4-H2PO4-H+HPO42-H2CO3 H+HCO3-HCO3-H+CO32-NH4+H+NH3 H2O H+OH-由此可见，酸和碱可以是阳离子、阴离子，也可以是中性分子。而酸碱质子论又可称为共轭酸碱理论。在共轭酸碱对中，酸越强，其对应的共
9、轭碱越弱；反之碱越强，其对应的共轭酸就越弱。武汉理工大学出版社武汉理工大学出版社 在酸碱质子理论中，没有盐的概念，如Na2CO3，质子理论认为CO32-是碱，而Na+既不给出质子，又不接受质子，是非酸非碱物质。既可以给出质子，又可接受质子的物质成为两性物质，如NH3、H2O、H2PO4-、HCO3-。例如，在HAC水溶液中，HAC把质子传递给H2O，存在如下平衡：H+HAc（酸1）+H2O（碱2）H3O+（酸2）+Ac-（碱1）NH3在水中，H2O把质子传递给NH3，NH3接受质子是为碱，存在如下平衡：H+NH3（碱1）+H2O（酸2）NH4+（酸1）+OH-（碱2）武汉理工大学出版社武汉理工
10、大学出版社 HAc的水溶液之所以能表现出酸性，是由于HAc和水溶剂之间发生了质子转移反应的结果。NH3的水溶液之所以能表现出碱性，也是由于它与水溶剂之间发生了质子转移的反应。前者水是碱，后者水是酸。成功之处：不仅适用于水溶液，而且也适用于非水体系和无溶剂体系。酸碱质子理论扩展了酸碱范围以及酸碱反应的范围。它把酸碱反应中的反应物和生成物有机地结合起来，通过内因和外因的联系阐明了物质的特征。由于质子理论的论述方法比溶剂论直截了当，明确易懂，实用价值大，因此被广泛的用于化学教学和研究中。局限性：它只限于质子的给予和接受，对于无质子参与的酸碱反应就无法解释了。武汉理工大学出版社武汉理工大学出版社四、酸
11、碱电子理论四、酸碱电子理论 不管是电离理论还是质子理论，都把酸的分类局限于含H 的物质上。有些物质，如SO3、BCl3，既无法在水溶液中电离出H+，也不具备给出质子的能力，根据上述理论都不是酸，但它们确实能发生酸碱反应。如：SO3+Na2O=Na2SO4 BCl3+NH3=BCl3NH3 由此可见，SO3、BCl3虽然不含H，但是也起着酸的作用。武汉理工大学出版社武汉理工大学出版社 为了解决上述缺陷，1923年美国化学家路易斯提出了酸碱电子理论。酸：凡是可以接受电子对的物质。碱：凡是可以给出电子对的物质。电子理论的重点是电子对的配给和接受，碱是具有孤对电子的物质，酸则是能接受电子对的物质，它利
12、用碱所具有的孤对电子使其本身的原子达到稳定的电子层结构。酸碱反应的实质是碱的共用电子对通过配位键跃迁到酸的空轨道中，生成酸碱配合物的反应。武汉理工大学出版社武汉理工大学出版社 成功之处：这一理论很好的解释了一些不能释放H的物质本质上也是酸，一些不能接受质子的物质本质上也是碱，同时也使酸碱理论脱离了氢的束缚，将酸碱理论的范围更加的扩大。但是酸碱电子理论认为，几乎所有的正离子都能起酸的作用，负离子都能起碱的作用，绝大多数的物质都能归为酸、碱或酸碱配合物。而且大多数反应都可以归为酸碱之间的反应或酸碱与酸碱配合物之间的反应，可见这一理论较别的理论更为全面和广泛。也正是由于这一理论包罗万象，所以显得太笼
13、统，酸碱的特征不明显。武汉理工大学出版社武汉理工大学出版社 水是一种极弱的电解质，能够发生微弱的电离，电离出极少量的H3O+和OH-。H2OH2O H3O+OH-可简化为：H2O H+OH-在一定温度下，该反应达到平衡时，存在如下关系式：一、水的电离一、水的电离OHOHH2-aK-2aOHHOHK武汉理工大学出版社武汉理工大学出版社 对于纯水来说，水的浓度可以看成常数，令KW=，则：KW=H+OH-Kw称为水的离子积常数，简称为水的离子积。实验测得，在25时，1L纯水中能电离出110-7mol H+和110-7mol OH-。即：KwH+OH-110-7110-7110-14 25时，不仅纯水
14、中，而且所有电解质的稀溶液中都存在水的离子积常数，即所有稀溶液中的H+和OH-的乘积都是Kw110-14。KW随温度的变化而变化。OH2aK武汉理工大学出版社武汉理工大学出版社 1溶液的酸碱性 溶液的酸碱性与H+、OH-的关系可表示为：中性溶液 H+OH-酸性溶液 H+OH-碱性溶液 H+OH-溶液中H+越大，酸性越强，溶液中OH-越大，碱性越强。二、溶液的二、溶液的pH值值武汉理工大学出版社武汉理工大学出版社 2溶液的pH值 溶液的酸碱性可用H+和OH-相对大小表示，但在稀溶液中，H+或OH-很小时，直接使用很不方便，习惯上也可用溶液的pH值来表示H+在1mol/L10-14mol/L范围内
15、水溶液的酸碱性。pH值是溶液中H+的负对数，即：pH-lgH+溶液的酸碱性也可以用pOH来表示，pOH值是溶液中OH-的负对数，即：pOH-lgOH-武汉理工大学出版社武汉理工大学出版社 常温下：KwH+OH-110-14pH+pOH=-lgH+（-lgOH-）=-lg（H+OH-）=-lg110-14 =pKw=14 常温下，溶液的酸碱性与pH值的关系如下：中性溶液 H+=10-7mol/L，pH7.00 酸性溶液 H+10-7 mol/L，pH7.00 碱性溶液 H+10-7 mol/L，pH7.00 pH的范围一般在014，pH越小，酸性越强，pH越大，碱性越强。对于pH0的强酸溶液和p
16、H14的强碱溶液，用pH表示酸碱性就不太方便，一般直接用酸碱浓度来表示。武汉理工大学出版社武汉理工大学出版社3溶液pH值的测定 溶液的pH值的测定方法很多，常见的有以下几种：（1）酸碱指示剂 每一种指示剂都有一定的变色范围，根据指示剂的变色范围和溶液的颜色变化可以粗略了解溶液的pH值。（2）pH试纸 pH试纸在酸碱性不同的溶液中显现出不同的颜色。使用时，把待测溶液滴在试纸上，将试纸显示的颜色与比色卡比较，可以得出被测溶液的近似pH值。（3）pH计（酸度计）pH计是准确测定溶液pH值的精密仪器。武汉理工大学出版社武汉理工大学出版社 弱酸弱碱是弱电解质，在水溶液中存在部分电离，其电离过程是可逆的。
17、当电离进行到一定程度时，弱电解质分子电离成阴阳离子的速度和阴阳离子结合成弱电解质分子的速度就会相等，此时溶液中的弱电解质分子的浓度和阴阳离子的浓度不会再发生变化，这时就处于电离平衡状态，简称电离平衡，K称为电离平衡常数，通常又称为电离常数。为了区别弱酸弱碱的电离平衡常数，弱酸的电离平衡常数用 表示，弱碱的电离平衡常数用 表示。一、弱酸弱碱的电离平衡常数一、弱酸弱碱的电离平衡常数aKbK武汉理工大学出版社武汉理工大学出版社 K值越大，表示弱电解质的电离趋势越强。弱酸的 越大，表示它酸性较强；弱碱的 越大，表示它碱性较强。与其他平衡常数一样，电离常数与弱电解质的本性及温度有关，而与其浓度无关。一般
18、情况下，温度越高，电离常数越大。但温度对电离常数的影响不太大，在室温下可不予考虑。同一温度下，不论弱电解质的浓度如何变化，其电离常数总是个定值。aKbK武汉理工大学出版社武汉理工大学出版社名称K名称K醋酸（HAc）1.810-5草酸（H2C2O4）5.910-2甲酸（HCOOH）1.810-46.410-5氢氰酸（HCN）6.210-10亚硫酸(H2SO3)1.310-2氢氟酸（HF）3.510-46.310-8磷酸（H3PO4）7.610-3苯甲酸(C7H6O2)6.210-56.310-8苯酚(C6H6O)1.110-104.410-13氨（NH3）=1.7610-5一氯乙酸1.410-3
19、苯胺（C6H5NH2）=4.6710-10表表5-2 常见弱酸和弱碱的电离常数（常见弱酸和弱碱的电离常数（298K）aKaKaKaKaKaKa1Ka1Ka1Ka2Ka2Ka2Ka3KbKbKaK武汉理工大学出版社武汉理工大学出版社 电离度（a）：在一定温度下，一定浓度的弱电解质溶液达到电离平衡时，已电离的电解质浓度占电解质原始总浓度的百分比。a越大也可表示弱电解质的电离趋势越强，K和a都可以表示弱酸弱碱的强弱，但a随c而变化，在一定温度下，K不随c变化，是个定值。二、电离度二、电离度100%a 已电离的弱电解质浓度电离前弱电解质的原始总浓度武汉理工大学出版社武汉理工大学出版社 以HA表示一元酸
20、，在水溶液中存在如下平衡：HA+H2O H3O+A-可简化为 HA H+A-则 由于c=1mol/L，一般在不考虑Ka单位时，可将上式简化为：三、一元弱酸弱碱的电离平衡及三、一元弱酸弱碱的电离平衡及pH值的计算值的计算HAHACCKCaHAHAK武汉理工大学出版社武汉理工大学出版社 若该一元弱酸的起始浓度为c，平衡时则有H+=A HA=c-H+代入上式可得：经整理得 H+=当电离平衡常数很小，而且一元弱酸的起始浓度c较大时，会有cH+，一般认为c/Ka400时，则上式可进一步简化为：H+2aHHKc242aaaKKK cacK武汉理工大学出版社武汉理工大学出版社 则 同理可得出一元弱碱的平衡常
21、数Kb与碱的物质的量浓度c、OH-、电离度a及pH之间的关系式。当c/Kb400时，则有：OH pH=14-pOHHacpH=-log HbcKOHacpOH=-log OH武汉理工大学出版社武汉理工大学出版社 【例5-1】25时，计算下列HAc溶液的pH和电离度a：（1）0.10 mol/L 的HAc溶液，（2）将此HAc溶液稀释至0.0010mol/L。解：HAc H+Ac-初始浓度/mol/L c 0 0 平衡浓度/mol/L c-x x x 则 经整理得 H+=已知HAc的Ka1.810-5 （1）当c0.10 mol/L时 因为 c/Ka400 可利用一元弱酸的最简式计算H+：2HA
22、cHAccaxKx242aaaKKK cx武汉理工大学出版社武汉理工大学出版社 H+1.310-3mol/L （2）当c0.0010 mol/L时 因为 c/Ka400 所以不能用一元弱酸的最简公式，则有 H+=1.310-4mol/LacK50.10 1.8 103pH=-log H-log1.3 102.89 3H1.3 101.3%0.10acx242aaaKKK c25551.8 101.8 104 1.8 100.00102 4pH=-log H-log1.3 103.89 4H1.3 1013%0.0010ac 从此例可看出，当弱酸溶液被稀从此例可看出，当弱酸溶液被稀释时，其释时，
23、其电离度增大，电离度增大，H+浓度减小浓度减小。所以不能错误地认为所以不能错误地认为随着电离度的增随着电离度的增大，溶液的大，溶液的H+浓度必然增大浓度必然增大，一元弱一元弱酸的电离度酸的电离度a及及H+与起始浓度有关与起始浓度有关。武汉理工大学出版社武汉理工大学出版社 【例例5-2】25时，计算0.10mol/LNH3的pH和电离度a。解：已知NH3的Kb1.7610-5，c0.10mol/L 因为 c/Kb400 可利用一元弱碱的最简式计算OH：OH 1.310-3mol/L pH=14-pOH=11.11bcK50.10 1.76 103pOH=-log OH-log1.3 102.89
24、 3OH1.3 101.3%0.10ac武汉理工大学出版社武汉理工大学出版社 多元弱酸：在水溶液中一个分子能电离出一个以上H+的弱酸。根据每分子酸能电离出的H+的个数，把多元弱酸又可分二元酸、三元酸。如H2CO3和H2S是二元酸，H3PO4和H3AsO4等是三元酸。不能根据酸分子中含有几个H+就认为是几元酸。如硼酸H3BO3、亚磷酸H3PO3分子中都有3个H，可它们分别是一元酸和二元酸。多元弱酸在溶液中逐级电离，各级电离都有相应的电离常数。四、多元弱酸的电离平衡及四、多元弱酸的电离平衡及pH值的计算值的计算武汉理工大学出版社武汉理工大学出版社 例如三元酸H3A的电离平衡关系如下：H3A H+H
25、2A-H2A H+HA2-HA2-H+A3-通常Ka1Ka2Ka3。这是因为每电离出一个H+酸根离子就增加一个负电荷，从而使H+的电离越来越困难，第一步电离出的H+将抑制第二步的电离，同理第三步电离比第二步更困难。因此从数量上看，由第二、第三步电离出的H+与第一步电离的相比是微不足道的，故在计算多元弱酸溶液中H+浓度时，只需考虑第一步电离，可当作一元弱酸来处理。当对多元弱酸或弱碱的相对强弱进行比较时，只需比较其一级电离常数即可。2213H H A=H AaK2-22H HA=H A aK3-32-H A=HA aK武汉理工大学出版社武汉理工大学出版社 【例5-3】室温时，计算浓度为0.100m
26、ol/L H2S溶液中，H+、HS-和S2-的浓度以及pH值。已知H2S的 =1.310-7，=7.110-15。解：因为H2S溶液的 ，所以可以用第一步电离按照一元弱酸计算H+，设电离出的H+为xmol/L。H2S H+HS-平衡浓度/（xmol/L）0.100-x x x 因为 c/400，故可用简化公式进行计算，即 H+=HS-=x=1.110-4mol/LHS-H+S2-=S2-=7.110-15 所以 S2-=7.110-15a1Ka2Ka1Ka2Ka1KacK70.100 1.3 10a2K2HSHS4pH=-log H-log 1.1 103.96 由此例可得结论：二元弱酸溶液由
27、此例可得结论：二元弱酸溶液中中H+由一级电离决定，负一价酸根由一级电离决定，负一价酸根浓度等于浓度等于H+，负二价酸根浓度等于，负二价酸根浓度等于 的的 值。值。a2K武汉理工大学出版社武汉理工大学出版社 两性物质是指在水溶液中既可以给出质子显示酸性，又可以接受质子，显示碱性的一类物质。常见的两性物质主要是酸式盐，如NaHCO3、NaH2PO4、Na2HPO4等，以及弱酸弱碱盐，如NH4Ac。其酸碱平衡较为复杂，但在计算H+时，可以做合理的简化处理。以NaHCO3为例，整理得 H+若同时满足c/Ka120和cKa220Kw，则上式可进一步简化为：H+pH=五、酸碱两性物质五、酸碱两性物质pH的
28、计算的计算-123w13(HCO+)/(+HCO)aaaKKKK12aaK Ka1a21pKpK2武汉理工大学出版社武汉理工大学出版社 对于NaH2PO4溶液 H+对于Na2HPO4溶液 H+上式为计算两性物质溶液pH的常用最简式，用最简式计算出的H+与精确式计算的H+相比，相对误差在允许的5%范围以内。12aaK K23aaKK武汉理工大学出版社武汉理工大学出版社 【例5-4】计算0.10 mol/L NaHCO3溶液的pH。解：查表可知NaHCO3的Ka14.210-7，Ka25.610-11，pKa1=6.38，pKa2=10.25 对于0.10 mol/L的NaHCO3溶液有 c Ka
29、220Kw c/Ka110 所以可用最简式计算 H+4.8510-9mol/L pH=8.3012aaK K7114.2 105.6 10a1a21pKpK216.38 10.252武汉理工大学出版社武汉理工大学出版社 在弱电解质溶液中加入含有与该弱电解质具有相同离子的易溶强电解质，从而使弱电解质的电离平衡朝着生成弱电解质分子的方向移动，弱电解质的电离度降低的效应称为同离子效应。一、同离子效应一、同离子效应武汉理工大学出版社武汉理工大学出版社 例如：在HAc溶液中加入少量的NaAc，在加入之前，溶液中存在着HAc的电离平衡：HAc H+Ac-NaAc是强电解质，在溶液中发生完全电离：NaAcN
30、a+Ac-由于溶液中Ac-浓度增加，破坏了HAc的电离平衡，使平衡向左移动，从而减低了HAc的电离度，当达到新的平衡时，溶液中H+降低。同样，在NH3溶液中加入少量强电解质NH4Cl时，溶液中存在着NH3H2O的电离平衡：NH3H2O NH4+OH-NH4Cl是强电解质，在溶液中发生完全电离：NH4ClNH4+Cl-由于溶液中NH4+浓度增加，破坏了NH3H2O的电离平衡，使平衡向左移动，从而减低了NH3H2O的电离度，当达到新的平衡时，溶液中OH-降低。武汉理工大学出版社武汉理工大学出版社 【例5-5】向1.0L 0.10mol/L HAc溶液中加入0.10mol NaAc晶体（设溶液体积不
31、变），计算该溶液中的pH和HAc的电离度。并将结果与0.10 mol/L HAc溶液的pH和电离度比较。解：NaAc在溶液中完全电离，其电离出的Ac-的浓度为0.10 mol/L，设达到平衡时已电离出的H+的浓度为x mol/L，则HAc H+Ac-平衡浓度/（mol/L）0.10-x x 0.10+x =由于HAc的Ka很小，加上同离子效应，使得电离出的H+和Ac-的浓度很小，可以忽略不计，因此Ac=0.10+x0.10 mol/L，HAc=0.10-x0.10mol/L 代入上式可得 H+=x=Ka=1.810-5mol/LaHAcHAcK 0.100.105pH=-log H-log1.
32、8 104.74 5H1.8 100.018%0.10ac 与例与例5-1中中0.10mol/L HAc溶液的溶液的pH2.89和电离度和电离度1.3%相比较，相比较，pH有了明显的提高，有了明显的提高，电离度降低了电离度降低了98.7%。武汉理工大学出版社武汉理工大学出版社 盐效应：向弱电解质的溶液中加入与弱电解质没有相同离子的强电解质时，由于溶液中离子总浓度增大，离子间相互牵制作用增强，使得弱电解质电离的阴、阳离子结合形成分子的机会减小，从而使弱电解质分子浓度减小，离子浓度相应增大，电离度增大。因此，盐效应是在弱电解质溶液中加入其它强电解质时，其电离度会增大的一种影响，不过应该注意的是，盐
33、效应对弱电解质电离程度的影响不大。二、盐效应二、盐效应武汉理工大学出版社武汉理工大学出版社（一）缓冲溶液与缓冲作用（一）缓冲溶液与缓冲作用 25时，纯水H=1.010-7mol/L 1升纯水+1滴浓盐酸，H=510-4mol/L 1升纯水+1滴氢氧化钠溶液（12.4mol/L），pH变化也有3个单位。1滴浓盐酸+1升HAc-NaAc混合溶液或NaH2PO4-Na2HPO4混合溶液中，H+从1.0010-7mol/L增至1.0110-7 mol/L；1滴氢氧化钠溶液（12.4mol/L）+该混合溶液中，pH值也不会发生明显变化。一、缓冲溶液一、缓冲溶液武汉理工大学出版社武汉理工大学出版社 缓冲溶
34、液缓冲溶液：这种能抵抗外来少量强酸、强碱或稍加稀释，其pH基本不变的溶液称为缓冲溶液。缓冲作用缓冲作用：缓冲溶液对溶液体系pH值的稳定作用叫做缓冲作用。（二）缓冲溶液的组成（二）缓冲溶液的组成 缓冲溶液一般有浓度较大的弱酸和弱酸盐或弱碱和弱碱盐组成，如HAc-NaAc、NH3-NH4Cl，用于控制溶液酸碱度。缓冲溶液的组成为共轭酸碱对，也可称为缓冲对、缓冲剂。其中，能对抗外来强碱的为共轭酸称为抗碱成分；能对抗外来强酸的为共轭碱称为抗酸成分。武汉理工大学出版社武汉理工大学出版社常见的缓冲对主要有三种类型。1弱酸及其对应的盐抗碱成分-抗酸成分HAc-NaAcH2CO3-NaHCO3H3PO4-Na
35、H2PO42弱碱及其对应的盐抗酸成分-抗碱成分NH3-NH4Cl C6H5NH2（苯胺）-C6H5NH2HCl（苯胺盐酸盐）3多元弱酸的酸式盐及其对应的次级盐抗碱成分-抗酸成分NaHCO3-Na2CO3NaH2PO4-Na2HPO4武汉理工大学出版社武汉理工大学出版社 缓冲溶液中存在共轭酸碱对，且存在质子传递平衡，能够抵抗外来少量酸碱或稀释而保持溶液的pH几乎不变。以HAcNaAc混合溶液为例，在混合溶液中存在着大量的HAc和Ac-，存在如下化学平衡：HAc H+Ac-其中：抗碱反应式：HAc+OH-=H2O +Ac-抗酸反应式：Ac-+H =HAc（三）缓冲溶液的作用原理（三）缓冲溶液的作用
36、原理武汉理工大学出版社武汉理工大学出版社（四）缓冲溶液的（四）缓冲溶液的pH计算计算 以弱酸HAc及其共轭碱NaAc构成的缓冲溶液为例，推导出计算其缓冲溶液pH的计算公式：HAc H+Ac-起始浓度/（mol/L）c酸 c盐 平衡浓度/（mol/L）c酸-x x c盐+x Ka =由于同离子效应，可有c酸-xc酸，c盐+xc盐 所以 Ka HAcHAcx cxcx盐酸c xc盐酸武汉理工大学出版社武汉理工大学出版社 则 H+x=Ka =Ka ，pHpKalg =pKalg 或 pHpKa-lg pKa-lg 同理可得弱碱-弱碱盐缓冲溶液pH计算公式为：pOH=pKb+lg ，pH14pOH=1
37、4pKblg 或 pOH=pKblg ，pH14pOH=14pKb+lg HAcAc cc盐酸AcHAccc盐酸HAcAc cc酸盐cc盐碱cc盐碱cc碱盐cc碱盐武汉理工大学出版社武汉理工大学出版社 【例5-6】某缓冲溶液1L，含有0.10 mol/L的HAc和0.10 mol/L的NaAc，计算：（1）该缓冲溶液的pH为多少？（2）在上述溶液中加入1mL 1mol/L的NaOH溶液后的pH。（3）在1L纯水中加入1mL 1mol/L的NaOH溶液后的pH。解：（1）查表可知HAc的Ka=1.810-5，得：pHpKalg lg（1.810-5）lg 4.74cc盐酸0.100.10武汉理工
38、大学出版社武汉理工大学出版社 （2）加入1mL 1mol/L的NaOH溶液后，则有NaOH+HAc=NaAc+H2O 消耗掉的 n(HAc)=1mol/L110-3L=0.001molHAc H+Ac-平衡浓度/(mol/L)x pH=pKalg =4.74+lg =4.73 （3）在1L纯水中加入1mL 1mol/L的NaOH溶液后 OH-=0.001mol/L pOH=-lgOH-=-lg0.001=3 pH=14-pOH=14-3=110.1 0.0011 0.0010.1 0.0011 0.001cc盐酸0.1 0.0010.1 0.0010.0011 1.001武汉理工大学出版社武汉
39、理工大学出版社 【例5-7】预配制1L pH10.0的缓冲溶液，已知NH4Cl溶液浓度为1.0 mol/L，氨水的浓度为14.5 mol/L，求需要多少NH4Cl和氨水？解：已知NH3的Kb1.7610-5 pH14pKblg 10=14+(log1.7610-5)lg 可求出 c碱5.5 mol/L 即配成的缓冲溶液中应维持NH3的浓度为5.5 mol/L，根据稀释公式得：5.5 mol/L1L14.5 mol/LV 得出V0.379L380mL 所需NH4Cl的质量为：由 ，可得m（NH4Cl）=cvM=1.0 mol/L1L53.5g/mol =53.5g54gcc盐碱1.0c碱ncvm
40、nM武汉理工大学出版社武汉理工大学出版社 （五）缓冲容量（五）缓冲容量 任何缓冲溶液的缓冲能力都是有一定限度的。1922年范斯莱克提出用缓冲容量作为衡量缓冲能力大小的尺度。缓冲容量是指单位体积缓冲溶液的pH改变1个单位时，所需加入一元强酸或一元强碱的物质的量，单位是mol/（LpH）。使缓冲溶液的pH改变一个单位，所需外加强酸或强碱的量越少，缓冲能力越小，缓冲容量也越小；相反，所需外加强酸或强碱的量越多，缓冲能力越大，缓冲容量也越大。缓冲溶液的缓冲容量主要取决于缓冲溶液中抗酸成分和抗碱成分的总浓度及缓冲比。武汉理工大学出版社武汉理工大学出版社 总结为以下几点：（1）缓冲溶液的总浓度一定时，缓冲
41、容量随缓冲比的改变而改变。缓冲比越接近1，缓冲容量就越大；缓冲比越远离1，缓冲容量就越小。当c（盐）=c（酸）或c（盐）=c（碱）时，缓冲比为1，缓冲溶液的pH=pKa，缓冲容量达到最大。一般来说，缓冲比在1/1010/1时，缓冲溶液有较大的缓冲容量。（2）当缓冲比一定时，缓冲容量随缓冲溶液总浓度的增大而增大。但总浓度也不宜过大，否则可能产生副作用，同时造成不必要的浪费，一般控制在0.010.5mol/L。武汉理工大学出版社武汉理工大学出版社 （六）缓冲溶液配制（六）缓冲溶液配制 1.配制缓冲溶液时的注意事项 （1）选择适当的缓冲对。所选用的缓冲对不能与体系中的物质发生反应。缓冲对中弱酸的pK
42、a或弱碱的pKwpKb与所要求的pH值相等或相近，使缓冲容量接近极大值。如配制pH值为5.0的缓冲溶液，可选择pKa4.74的HAc-NaAc缓冲对。配制pH值为10.0的缓冲溶液，可选择pKa9.26的NH4Cl-NH3缓冲对。武汉理工大学出版社武汉理工大学出版社 （2）要有适当的总浓度。缓冲溶液中总浓度越大，其缓冲容量越大，所以要保证在缓冲溶液中含有足量的抗酸成分（共轭碱）和抗碱成分（共轭酸）。总浓度过小，抗酸成分和抗碱成分较少，则缓冲作用不明显。但总浓度也不宜过大，否则可能产生副作用，同时造成不必要的浪费，一般控制在0.010.5mol/L。（3）尽可能使共轭酸和共轭碱浓度接近相等，则缓
43、冲溶液的缓冲作用最大。（4）选择好缓冲体系后，按照要求的pH，利用缓冲溶液pH的计算公式算出缓冲对的量或体积。为配制方便，常使用相同浓度的缓冲对。武汉理工大学出版社武汉理工大学出版社 2.缓冲溶液常用的配制方法 （1）采用相同物质的量浓度的弱酸及其共轭碱（或弱碱及其共轭酸），按不同体积互相混合制得。【例5-8】欲配制pH为4.80的缓冲溶液100mL，应如何配制？解：首先选择合适的缓冲对，因为欲配制pH为4.80的缓冲溶液，而HAc的pKa4.74，接近4.80，所以选用HAc-NaAc缓冲体系。设计的缓冲对的浓度不能太小，也不能太大，可令HAcNaAc0.10mol/L，体积为V1、V2，则
44、总V1V2。武汉理工大学出版社武汉理工大学出版社 代入缓冲溶液pH的计算公式：pHpKalg 4.804.74lg 解得：V147.1mL，V252.9mL 将0.1 mol/L的HAc溶液47.1mL与0.1 mol/L NaAc溶液52.9 mL混合均匀即为100mLpH为4.80的缓冲溶液。AcHAc22V100V武汉理工大学出版社武汉理工大学出版社 （2）在一定量的弱酸（或弱碱）溶液中加入适量的强碱（或强酸），通过中和反应生成共轭碱（或共轭酸）与剩余的弱酸（或弱碱）组成缓冲溶液。【例5-9】欲配制pH=5.00的缓冲溶液。应该在100mL 0.1 mol/L HAc溶液中加入多少毫升0
45、.1 mol/L NaOH溶液？解：设需要加入的0.1 mol/L NaOH的体积为V HAc +NaOH =NaAc +H2O反应后各物质的量为/mol 0.100.10-0.10V 0 0.10V 已知pKa4.74，pH=5.00 代入公式 pH=pKalg =pKalg 5.00=4.74+lg V=65mL 应该在100mL 0.1 mol/L HAc溶液中加入65毫升0.1 mol/L NaOH溶液，就可配制pH=5.00的缓冲溶液。AcHAcAcHAcnn0.100.10 0.100.10vv武汉理工大学出版社武汉理工大学出版社 （3）在一定的弱酸（或弱碱）溶液中加入其固体的共轭
46、碱（或共轭酸）来配制缓冲溶液。【例5-10】欲配制pH=9.00的缓冲溶液，应在500mL0.10 mol/L氨水溶液中加入固体NH4Cl多少克？设加入固体NH4Cl后溶液体积不变，已知NH3H2O的pKb4.74，M（NH4Cl）53.5g/mol。解：根据公式：pH14pKb+lg 9.0014.04.74lg c盐0.182 mol/L 500mL溶液中应加入NH4Cl固体为：mcVM0.182 0.553.54.9g 在500mL0.10 mol/L氨水溶液中加入固体NH4Cl 4.9克，即可配制pH=9.00的缓冲溶液。cc碱盐0.1c盐武汉理工大学出版社武汉理工大学出版社 盐的水解
47、：这些盐溶液具有酸碱性时因为盐的阴离子或阳离子和水电离出的H+或OH结合生成弱电解质-弱酸或弱碱，使水的电离平衡发生移动，导致溶液中H+或OH的浓度不相等，表现出酸碱性，这种作用就叫做盐的水解。盐的水解存在以下几种情况：（1）由强酸和强碱反应生成的盐，称其为强酸强碱盐，其水溶液呈中性，如NaCl溶液。（2）由强酸和弱碱反应生成的盐，称其为强酸弱碱盐，其水溶液呈酸性，如NH4Cl溶液、FeCl3溶液。（3）由强碱和弱酸反应生成的盐，称其为强碱弱酸盐，其水溶液呈碱性，如Na2CO3溶液、NaAc溶液。（4）由弱酸和弱碱反应生成的盐，称其为弱酸弱碱盐，其水溶液可能呈中性，也可能呈酸性或碱性，这取决于
48、弱酸和弱碱的相对强弱。如NH4Ac溶液。二、盐类水解二、盐类水解武汉理工大学出版社武汉理工大学出版社（一）强酸弱碱盐的水解（一）强酸弱碱盐的水解 强酸弱碱盐在水溶液中完全电离，电离出的阳离子发生水解反应，水溶液呈酸性。例如NH4Cl溶液。NH4Cl=NH4+Cl-其中Cl-不水解，而NH4+与H2O发生质子转移反应。NH4+H2O NH3H2O+H+该反应的反应平衡常数为：=为水解常数，如果不考虑 的单位，此关系式可简化为：hK32+4(NHO)(H)(HNH)cccccchKhK3h2+4(H)(NHO)(HN)HccKc武汉理工大学出版社武汉理工大学出版社 因为 Kwc(H+)c(OH)，
49、所以 Kh=一定温度下，Kh为一常数，其大小与Kb成反比，弱碱的Kb越小，盐的水解程度越大。盐的水解程度还可用水解度（h）表示。h=+432OH(NHNHOH)bccKcbwKK100%已水解盐的浓度盐的原始总浓度武汉理工大学出版社武汉理工大学出版社 【例5-11】常温下计算下列情况下NH4Cl溶液的pH和水解度。（1）c(NH4C)=0.10mol/L （2）c(NH4C)=0.010mol/L 解：(1)NH4+H2O NH3H2O+H+平衡浓度/(mol/L)0.10-x x x 已知Kw=1.010-14，Kb=1.7610-5 因为盐的水解常数很小，故计算时可以采用近似的方法处理，即
50、 0.10-x0.10 由此可以得出：H+=H+=x=0.7510-5 mol/L32hbw+4(H)(NHOH)H(NccKKcK1451.0 1001.76 10.10 x xxwhbKc KcK盐盐武汉理工大学出版社武汉理工大学出版社 pH=lgH+=lg0.7510-5=5.12 h=0.0075%(2)同理可得：H+=2.410-6mol/L pH=lgH+=lg2.410-6=5.62 h=0.024%100%已水解盐的浓度盐的原始总浓度5100%0.100.75 1062.4 100.0%01010 由此可见，强酸弱碱盐水解时，随着盐的起始浓度的减小，由此可见，强酸弱碱盐水解时，
