普通化学课件第三章.pptx

会计学3.1酸碱平衡最初：酸是具有酸味的物质，使石蕊变红的一类物质；碱是有涩味，可以使石蕊变蓝的一类物质
18世纪后期：氧元素是酸的必要成分
19世纪初，氢元素是酸的必要成分
1884年，阿仑尼乌斯：提出了酸碱电离理论
1923年，布朗斯特和劳里提出了酸碱质子理论
1923年，路易斯提出了酸碱电子理论SvanteAugustArrhenius①酸碱质子理论基本要点/如果酸的酸性越强，则其共轭碱的碱性越弱；反之，酸的酸性越弱，则其共轭碱的碱性越强,酸碱的相对强弱首先取决于物质的本性，其次与溶剂的性质有关。通常未加说明的情况下，溶剂指的是水。
酸碱半反应:酸给出质子和碱接受质子的反应酸碱反应的实质就是两个共轭酸碱对之间质子传递的反应。被称为水的离子积常数pH值是用来表示水溶液酸碱性的一种标度/弱酸的标准解离平衡常数具有平衡常数的特点，与浓度无关，只与温度有关。但由于弱电解质解离过程的热效应不大，所以温度对值影响较小。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。初始浓度/mol·dm-3c00
平衡浓度/mol·dm-3c-xxx一元弱酸溶液中氢离子浓度
解：
初始浓度/mol·dm-30.1000
平衡浓度/mol·dm-30.10－xxx计算下列溶液的pHH2SHS‐例3.3在0.10mol·dm-3的HAc溶液中，加入NH4Ac(s)，使NH4Ac的浓度为0.10mol·dm-3，计算该溶液的pH值和HAc的解离度。解得x=1.75×10-5NH3·H2O⇌NH4++OH–
初始c/mol·dm-30.1
平衡c/mol·dm-30.1-xxx
Kb=[(x/1)·(x/1)]/[(0.1-x)/1]=1.810-5
x=1.3410-3,c(OH–)=1.3410-3mol·dm-1
α=(1.3410-3/0.1)100%=1.34%缓冲溶液通常由弱酸及其共轭碱或弱碱及其共轭酸组成。大量少量大量例3.5若将0.1mol·dm-3的HAc和0.2mol·dm-3的NaAc溶液等体积混合，计算混合溶液的pH值。已知：②弱碱及其共轭酸组成例3.6若在0.05dm30.150mol·dm-3NH3·H2O和0.200mol·dm-3NH4Cl组成的缓冲溶液中，加入1.0×10-4dm31.00mol·dm-3的HCl，求加入HCl前后溶液的pH值各为多少？②加入HCl后难溶强电解质的溶度积常数
溶解度与溶度积的关系
溶度积规则
影响沉淀反应的因素
分步沉淀
沉淀的溶解与转化当v(溶解)＝v(沉淀)时，
得到饱和AgCl溶液，建立沉淀溶解平衡称为溶度积常数，简称溶度积用难溶强电解质在水溶液中溶解生成离子部分的浓度表示该物质的溶解度，用S表示，单位为mol·dm-3。例3.7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。②设Ag2CrO4的溶解度为S2，则溶度积规则Q=c(Mn2+)·c2(OH-)=0.1×(4.21×10-4)2=1.77×10-8例3.9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，试计算：Mg(OH)2在水中溶解度及在0.010mol·dm-3的MgCl2中的溶解度。设Mg(OH)2在0.010mol·dm-3的MgCl2中的溶解度为S1在M(OH)n型难溶氢氧化物的沉淀平衡中：分步沉淀生成沉淀所需OH－的浓度为

生成沉淀所需OH－的浓度为

当完全沉淀时所需的OH‐的浓度为①使相关离子生成弱电解质沉淀的转化:把一种沉淀转化成另一种沉淀的过程3.3配合平衡3.3配合平衡3.3配合平衡3.3配合平衡3.3配合平衡3.3配合平衡3.3配合平衡3.3配合平衡3.3配合平衡3.3配合平衡3.3配合平衡称为羰基，3.3配合平衡3.3配合平衡[Ag(NH3)2]+[Ag(NH3)]+在溶液中配离子的生成是分布进行的，每一步都有一个对应的稳定常数，称为逐级稳定常数对于同一种配离子，和互成倒数关系[Cu(NH3)4]2+②判断配离子与沉淀之间转化的可能性例3.13向含有[Ag(NH3)2]+的溶液中加入KCN，此
时可能发生下列反应：
[Ag(NH3)2]++2CN-[Ag(CN)2]-+2NH3
通过计算，判断[Ag(NH3)2]+是否可能转化为
[Ag(CN)2]-。溶度积与溶解度的计算，溶度积规则