无机及分析化学 四大平衡
无机及分析化学四大平衡
3.控制溶液pH值的沉淀 例：计算欲使0.01 mol· L-1Fe3+开始沉淀和沉淀 完全时溶液的pH值。Ksp[Fe(OH)3]=2.79×10-39 解： Fe(OH)3(s) Fe3+(aq)+3OH-(aq) 开始沉淀时， c(Fe3+)c3(OH-)= Ksp[Fe(OH)3]
第五讲
四大平衡
酸碱平衡 沉淀溶解平衡 配位平衡 氧化还原平衡
5-1 酸碱平衡
一. 酸碱质子理论 1.酸碱的定义 2.共轭酸碱对 3.酸碱反应 实质：质子的转移
（1）质子理论中没有盐的概念。 （2）质子理论扩大了酸碱反应的范围。 局限：只限于质子的放出和接受，必须含氢
4.酸碱的强弱及离解常数 HAc H+ + Ac
c 碱 pH pK lg a c 酸 n 碱 pH pK lg a n 酸
4.缓冲容量和缓冲范围 ㈠.缓冲容量 指单位体积缓冲溶液的pH值改变极小值 所需的酸或碱的“物质的量”。 dc (碱 ) dc （酸）
dpH dpH
㈡.缓冲比：c(酸)/c(碱)或c(碱)/c(酸)。 ㈢.缓冲范围 pH=pKa±1（or pOH=pKb±1）的范围。
Ka2=(0.4+x)x/(0.4-x)
解得 x=0.01
则，c(H+)、c(HSO4-)、c(SO42-)分别为0.41、 0.39、0.01mol· L-1。
四.缓冲溶液
1.基本概念 ㈠.缓冲溶液和缓冲作用 ㈡.缓冲体系（缓冲对）及缓冲溶液的类型
2.缓冲原理 3.缓冲溶液pH值的计算
c(H)c(碱 ) K a c(酸 )
1 2
HA2-型
c ( H ) K K c/Ka2≥20,cKa3/KW≥20 a a 2 3
无机化学中四大平衡相互影响的问题探讨
无机化学中四大平衡相互影响的问题探讨无机化学中的四大平衡相互影响一直是化学领域研究的重要课题。
这四大平衡包括了溶解平衡、配位化学平衡、氧化还原平衡和放射化学平衡。
它们之间相互影响，相互制约，共同构成了无机化学体系的平衡网络。
本文将从这四大平衡的相互影响出发，探讨它们之间的关系以及在实际应用中的重要意义。
我们来了解一下这四大平衡的基本概念。
溶解平衡是指当某种物质溶解时，其分子或者离子与溶剂之间的相互作用所导致的动态平衡。
在溶解过程中，溶质的溶解度是一个很重要的参数，它受溶液中其他物质浓度、温度等因素的影响。
配位化学平衡是指配合物（也称配合物离子）的形成与分解反应，通常包括了络合离子的形成常数和络合物的稳定性常数等参数。
氧化还原平衡是指涉及到电子转移的化学反应。
在这种反应中，一个物质被氧化，同时另一个物质被还原。
氧化还原反应的平衡常数可以通过电动势或者标准氧化还原电位来进行定量描述。
放射化学平衡是指放射性核素的衰变反应。
放射性核素具有一定的衰变速率，它们的衰变反应也有平衡定律，可以通过半衰期来进行描述。
这四大平衡在无机化学中起着至关重要的作用，它们之间的相互影响也是无机化学研究的一个重要课题。
首先来看溶解平衡和配位化学平衡之间的相互关系。
实际上，溶解平衡和配位化学平衡之间存在着密切的联系。
溶解平衡中的配位化学过程对溶解度的影响是非常显著的。
以金属离子配位化学为例，金属离子在水中溶解时，往往会形成水合离子，而这些水合离子又会与配体形成络合物。
这种络合物的形成会影响金属离子的溶解度，从而影响溶解平衡。
配位化学过程中，配合物的稳定性也受到了溶液中其他物质的影响，例如存在其他金属离子、配体或者其它配位物等都会影响络合物的形成和分解反应，进而影响配位化学平衡的达到。
溶解平衡和配位化学平衡之间存在着相互影响，它们共同决定了一种物质在溶液中的化学行为。
接下来，我们看一看氧化还原平衡和放射化学平衡之间的相互影响。
氧化还原平衡和放射化学平衡之间的联系主要体现在两个方面，一是在氧化还原反应中，电子的转移往往受到溶液中其他物质的影响，有些物质可以促进还原反应的进行，有些物质则会抑制还原反应的发生。
浅谈无机及分析化学理论教学
浅谈无机及分析化学理论教学作者：李玉梅吴咏梅来源：《教育科学博览》2012年第10期摘要：根据无机及分析化学课程的特点，结合教学实践，文章对无机及分析化学的理论教学中取得良好教学效果的几个方面进行阐述。
关键词：无机及分析化学理论教学教学方法无机及分析化学是化学工程、生物工程、医药、食品工程等非化学专业的学生在大学一年级时必修的一门专业基础课，也是学生从中学进入到大学后所学的第一门专业课程，学生对于该门课程的学习和掌握程度，对后续相关专业课程的学习起着尤为关键的作用。
如何圆满的完成教学任务，获得良好的教学效果，让学生在初始阶段就打下坚实的专业基础，值得我们深思和探索。
无机及分析化学有机融合了无机化学和分析化学两门基础化学课程，主要内容包括四大平衡、物质结构、元素化学、物质分离等基础知识[1]，具有教学内容多，教学时数少的教育教学特点。
每位教师都很关心如何在有效的教学时间内取得良好的教学效果，下面结合个人的教学实践谈几点心得体会。
一、做好课前准备工作备课是课堂教学的首要环节[2]，备好课是上好课的前提。
作为教学活动的主体，教师应在课前对上课内容做好精心的准备。
备课首先需要钻研教学大纲和教材，弄清楚该门课程的教学目的和具体章节的具体要求，了解基本内容、结构、重点章节及各章节的重点、难点。
同时要精读教材，大量参阅同类参考书，大量搜集与授课内容相关的资料，做好充分的知识储备。
因为无机及分析化学的内容包括了无机化学，分析化学的内容，还有部分物质结构和物理化学的知识，备课前我一般都会把无机化学，物质结构，物理化学，分析化学等各参考书的相关内容弄明白。
在此基础上精心设计授课内容，这需要花费很多时间和精力，尤其是对新教师来讲，更需要在这一环节下大功夫。
另外，还需要考虑学生的年龄特征，了解他们的知识基础，从现实情况出发，设计教学内容和教学方法。
二、抓住第一堂绪论课第一堂绪论课是整个课程的序幕，“良好的开始时成功的一半”，教师必须抓住该堂课的时机，激发学生的学习兴趣。
高中化学四大平衡知识点总结
高中化学四大平衡知识点总结一、化学平衡的基本概念化学平衡是指反应物和生成物之间的反应速率相等时达到的状态。
在平衡态下，反应物和生成物的浓度保持不变，但是反应仍然在进行，只是前后反应速率相等而已。
二、平衡常数及其计算平衡常数（K）是在特定条件下，在平衡态时各种物质的浓度的乘积的比值。
对于一般反应aA + bB ⇌ cC + dD，平衡常数（Kc）的表达式为：Kc = [C]^c [D]^d / [A]^a [B]^b其中，[A]、[B]、[C]和[D]分别代表反应物A、B和生成物C、D的浓度。
计算平衡常数的方法：1. 已知反应物和生成物的浓度，直接代入表达式计算；2. 已知平衡态下各种物质的浓度，可根据反应方程式得出表达式；3. 已知反应物和生成物的摩尔数，可以根据摩尔比关系计算。
三、平衡常数的意义和计算结果的判断平衡常数的大小反映了反应体系的平衡位置，当平衡常数（K）大于1时，说明生成物的浓度较大；当K小于1时，说明反应物浓度较大。
当K接近于1时，说明反应物与生成物的浓度相差不大。
根据平衡常数计算结果的判断：1. 如果K >> 1，则可以认为反应向右进行，生成物浓度较大；2. 如果K <<1，则可以认为反应向左进行，反应物浓度较大；3. 如果K ≈1，则可以认为反应体系处于动态平衡状态，反应物与生成物的浓度相差不大。
四、影响平衡的因素及其调节1.温度的影响温度变化会改变反应物和生成物的浓度，从而影响平衡常数。
根据Le Chatelier原理，当温度升高，平衡常数K变大；当温度降低，平衡常数K变小。
此外，温度对平衡态的影响还取决于反应是否吸热或放热。
2.浓度的影响改变反应物或生成物的浓度可以改变平衡常数K的大小。
增加任一物质的浓度将促使反应往反应物一侧移动，使K减小；反之，如果减小某物质的浓度，则使K增大。
根据这个原理，可以通过改变物质的浓度来促使反应朝着我们所需的方向进行。
《无机及分析化学》2.4化学平衡
1 压力对平衡常数的影响
即 ，总压 力增加 时: （此时温度不变 ，因而 K 为定值）
在反应系统中提高某反应物的分压(浓度)， 则：
Q > K 平衡向左移动(逆方向自发) (2) 总压力的影响：
£B ½ B<0 的反 (1) 分压力（浓 度）的影 响应 ：，平衡右移； £ B½ B>0 的反应，平衡左移；Kc Nhomakorabeac
2 CrO 2 4
2
c
7
2 H
c Cr O 2
K=
è
(c/c)(c/c) 2-+ CrOH
2 è
4
c/c CrO
27
è
2-
复习 ” rGm(T)
某一温度下，各物质处于标准态时并且反应进 度为1mol时的吉布斯函数变。 aA + bB = gG + dD ” rGm(T)为温度T下，各物质处于标准态时，消耗 掉a mol的A与b mol的B 生成 g mol的G和 d mol的D 时反应的吉布斯函数变。 对于一个给定的反应，其” rGm(T)为温度的函 数，与物质的浓度度压力无关。
dD + eE
cA、cB、cD、cE分别为平衡浓度
称浓度平衡常数
若为气相反应，pA、pB、pD、pE等分别为平衡分压
de [P][P] DE Kp 称分压平衡常数 ab [P][P] AB Kc、Kp有量纲，使用不方便
2.标准平衡常数 K（重点掌握）
溶液用相对平衡浓度表示， 即平衡浓度除以c (1 molL1) 气体用相对平衡分压表示， 即平衡分压除以p (100 kPa), 标准平衡常数是量纲为一的量。
46.91Jmol 10 lnK (700K)= 11 8.31 4JmolK700K K¸ (700K)=3.2×10-4
化学中的四大平衡
A的初始浓度－A的平衡浓度 物 A 的 转 化 率 为 ： α(A) ＝ A的初始浓度 c0A－cA ×100%＝ ×100%。 c0A
助学园地
阅卷现场
注意 同一个反应中，反应物可以是多种，但不同反应物 的转化率可能不同；增大一种反应物的浓度，可以提高其 他反应物的转化率。工业生产中常常提高廉价原料的比 例，从而增大其他原料的利用率。 (3)电离平衡常数
章末整合
一、四大平衡不同点的比较 广义的化学平衡包括狭义的化学平衡、电离平衡、水 解平衡、沉淀溶解平衡。这四个方面的平衡被称为四大化 学平衡。四大平衡是中学化学知识结构的核心内容之一， 起到了支点的作用。
助学园地
阅卷现场
1．研究对象不同 平衡 化学平衡 类型 研究 可逆的化 对象 学反应 工业 合成氨 电离平衡 溶液中的 弱电解质 水解平衡 沉淀－ － － 2. 酸式弱酸根离子如 HCO－ 、 HS 、 HSO 既不能与 OH 3 3
大量共存，又不能与 H 大量共存。
3. 有沉淀生成包括有微溶物生成的离子不能大量共存， 如 Ba2＋、
－ 2－ Ca2＋、Mg2＋、Ag＋等不能与 SO2 、 CO 4 3 等大量共存。
能够水解 溶液中的难 的盐类 溶电解质
举例
溶液中的氯 碳酸钠、 醋酸溶液、 化银、硫酸 氯化铁、 氨水等 钡、氢氧化 醋酸铵等 铁等
助学园地
阅卷现场
2.描述方法不同
(1)化学平衡常数 对于一般可逆反应：mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g)，在一温
[cC]p· [cD]q 度下达到平衡时，K＝ 。 [cA]m· [cB]n (2)平衡转化率 对于一般的化学反应：aA＋bB cC＋dD，达到平衡时反应
H＋＋OH－。水的电离程度大小是用离子积(KW)来表示的，
高中化学四大平衡知识点总结
高中化学四大平衡知识点总结1. 动态平衡在化学反应中，当反应物转化为生成物的速率与生成物转化为反应物的速率相等时，反应达到了动态平衡。
动态平衡是指反应物和生成物浓度在一定时间内保持不变的状态。
要点总结：•动态平衡的条件是反应物和生成物之间的相对浓度不变，不是绝对浓度。
•动态平衡的实现需要封闭系统、可逆反应和相对稳定的温度。
•动态平衡可以用平衡常数来描述，平衡常数 K 表示反应物和生成物浓度的比值。
示例：N₂(g) + 3H₂(g) ⇌ 2NH₃(g)在给定温度下，该反应物质的浓度达到一定的数值后，反应物和生成物之间的浓度保持不变，反应达到平衡。
2. 化学平衡常数化学平衡常数（K）是描述化学反应平衡的一个重要指标，它表示在给定温度下，反应物质的浓度达到稳定时，反应物与生成物之间浓度的比值。
要点总结：•平衡常数与方程式的摩尔系数有关，可由化学方程式中化学物质的浓度表示。
•平衡常数不随反应物质的初始浓度而改变。
•平衡常数与反应方向有关，对于可逆反应，正向和逆向反应的平衡常数互为倒数。
示例：对于可逆反应：aA + bB ⇌ cC + dD平衡常数 K 的表达式为：K = \(\frac{{[C]^c * [D]d}}{{[A]a * [B]^b}}\)3. 平衡位置和平衡移动平衡位置指的是在动态平衡下，反应物和生成物之间浓度的比值。
平衡位置的决定因素主要包括温度、压力和物质的浓度。
要点总结：•当反应物浓度增加时，平衡位置向生成物一侧移动，使反应更倾向于生成物。
•当生成物浓度增加时，平衡位置向反应物一侧移动，使反应更倾向于反应物。
•温度升高对平衡位置的影响因反应方向不同而不同。
示例：对于可逆反应：N₂(g) + 3H₂(g) ⇌ 2NH₃(g)当向反应器中加入氮气和氢气时，平衡位置向右移动，反应更倾向于产生氨气。
4. 平衡常数与反应条件平衡常数与反应条件之间存在一定的关系。
反应条件的改变可能导致平衡常数的变化，从而影响反应的平衡位置。
四大平衡总结
§3电解池
电能转化为化学能， 外界能量推动
§4金属的电化学腐蚀与防护
V．煅烧FeCO3，得到Fe2O3固体 已知：NH4HCO3在热水中分解。
……
（2）II中，需加一定量硫酸，运用化学平衡原理简述硫
酸的作用；
（3）写出III中生成的FeCO3离子方程式。
4. 勒夏特列原理的综合应用（图像题）
（2011安徽）电镀废液中Cr2O72-可通过下列反应转化 成铬黄（PbCrO4）： Cr2O72-(aq)+2Pb2+(aq)+H2O(l) 2PbCrO4(s)+2H+(aq) ΔH< 0 该反应达平衡后，改变横坐标表示的反应条件，下列 示意图正确的是（ A ）
月考第15题D选项。
二、考查重点
1. 平衡的建立和平衡判据 平衡的本质：v正=v逆，各物质浓度保持不变。 反应过程中一直改变的物理量不再变化时， 说明反应达到平衡。 恒容或恒压条件下，密度和平均摩尔质量。
2. 溶液中离子浓度的比较 例：向0.1mol/L NaOH溶液中逐滴滴加0.1mol/L CH3COOH溶液，比较各种离子浓度的大小。 抓住主要过程，充分利用守恒。
应用 生成 溶解 转化
溶度积
§2 水的电离和溶液
的酸碱性
综合运用
水是极弱电解质→
水(稀溶液)离子积为
常数→稀溶液酸碱性
及表示方法pH→pH
应用
§3 盐类的水解 水的电离平衡
＋弱电解质的生 成→盐类水解→水 解的应用(平衡移动)
第四章 电化学基础
电化学基础
氧化还原反应
§1原电池 §2化学电源
化学能转化 为电能，自
室温时，0.1mo1/L某一元酸HA在水中有0.1％发生 电离，下列叙述错误的是（ B ） A. 该溶液的pH=4 B. 升高温度，溶液的pH增大 C. 此酸的电离平衡常数约为1×10-7 D. HA电离出的c(H+)约为水电离出的c(H+)的106倍
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
解： ① c(Ca2+)=c(C2O42-)=0.01/2=0.005 mol·L-1， QB= c(Ca2+)·c(C2O42-)=2.5×10-5 ×
沉淀产生。 ∵ QB ＞ Ksp ，∴有CaC2O4沉淀产生。 在饱和CO2溶液中，c(CO32-)≈Ka2=5.6 ×10-11 溶液中， ②在饱和 mol·L-1 ， QB= c(Ca2+)·c(CO32-)=5.6×10-11， × 没有CaCO3沉淀产生。 沉淀产生。 ∵ QB ＜Ksp ，∴没有
1.已知 3BO3,ClCH2COOH和CH3COOH的Ka 已知H 已知 和 的 值分别为6.0× 值分别为 ×10-10,1.4×10-3 和 1.8×10-5 。 (1)若要 × × 若要 配制pH=3.0的缓冲溶液 应选取哪种酸 的缓冲溶液,应选取哪种酸 配制 的缓冲溶液 应选取哪种酸;(2)若用上述 若用上述 选取的酸和NaOH配制 缓冲溶液 用去 配制1L缓冲溶液 用去NaOH固体 选取的酸和 配制 缓冲溶液,用去 固体 4.0g,则需该酸多少克？(原子量 则需该酸多少克？ 原子量H:1 O:16 C:12 则需该酸多少克 原子量 B:10.8 Na:23 Cl:35.5) 2.求下列各题 值 求下列各题pH值 求下列各题 ①50ml0.10 mol·L-1H3PO4+25ml 0.10 mol·L-1NaOH ②50ml0.10 mol·L-1H3PO4+50ml 0.10 mol·L-1NaOH ③50ml0.10 mol·L-1H3PO4+75ml 0.10 mol·L-1NaOH
m
m
⋅n
n
几种难溶电解质溶解度和溶度积比较
化合物 AgCl AgBr
Mg(OH)2 Ag2CrO4
Ksp表达式 表达式
Ksp=c(Ag+)c(Cl-) Ksp=c(Ag+)c(Br-) Ksp=c(Mg2+)c2(OH-) Ksp=c2(Ag+)c(CrO42-)
m+ n 2 2 3 3
溶度积
溶解度 (mol·L-1)
第五讲
四大平衡
酸碱平衡 沉淀溶解平衡 配位平衡 氧化还原平衡
5-1 酸碱平衡
一. 酸碱质子理论 1.酸碱的定义 酸碱的定义 2.共轭酸碱对 共轭酸碱对 3.酸碱反应 酸碱反应 实质： 实质：质子的转移 （1）质子理论中没有盐的概念。 ）质子理论中没有盐的概念。 （2）质子理论扩大了酸碱反应的范围。 ）质子理论扩大了酸碱反应的范围。 局限：只限于质子的放出和接受， 局限：只限于质子的放出和接受，必须含氢
1.8×10-10 1.3×10-5 × × 5.0×10-13 7.1×10-7 × × 1.8×10-11 1.7×10-4 × × 1.1×10-12 6.5×10-5 × ×
3.溶度积规则 溶度积规则 QB：离子积
QB=cm(An+)·cn(Bm-)
1） 溶液是饱和溶液，达平衡状态。 （1）当QB=Ksp时，溶液是饱和溶液，达平衡状态。 溶液暂时处于过饱和状态， （2）当QB＞Ksp时，溶液暂时处于过饱和状态，有沉淀 ） 生成，直至Q 生成，直至 B=Ksp 。 不饱和溶液，沉淀溶解， （3）当QB＜Ksp时，不饱和溶液，沉淀溶解，直至 ） QB=Ksp 。
(c ( H =
+
θ
)(
−
θ
)
二. 酸碱平衡的移动
1.稀释定律 稀释定律
α =
Ka c
2.同离子效应和盐效应 同离子效应和盐效应 三.酸碱平衡中有关浓度的计算 酸碱平衡中有关浓度的计算
1.强酸、碱溶液 强酸、 强酸 水的离解可忽略， （1）当c＞10-6mol·L-1时，水的离解可忽略， ） ＞ c(酸)=c(H+)，C(碱)=c(OH-) 酸 ， 碱 （2）当c≤ 10-6mol·L-1时，水的离解不可忽略， 水的离解不可忽略， ） 如c(HCl)=10-8mol·L-1，pH=？ ？ 溶液中存在： 溶液中存在：c(H+)=c(Cl-)+c(OH-)
c( Ac − ) V ( NaAc ) = = 1.78 c( HAc) V ( HAc)
即V(NaAc)=1.78V(HAc) 又V(NaAc)+ V(HAc)=1000ml 则V(HAc)=360ml，V(NaAc)=640ml ， 的缓冲溶液， 例2：欲配制 ：欲配制pH=9.0的缓冲溶液，应在 的缓冲溶液 应在500ml0.1 mol·L-1氨水中加入固体 氨水中加入固体NH4Cl多少克？（设加入 多少克？（ 多少克？（设加入 NH4Cl后总体积不变） 后总体积不变） 后总体积不变 n（NH4Cl）=0.089mol，4.76g ） ，
4.酸碱的强弱及离解常数 酸碱的强弱及离解常数 酸碱的强弱及 HAc H+ + Ac-
) / c ⋅ c ( Ac ) / c Ka θ c ( HAc ) / c NH3 + H2O NH4++OHc ( NH 4+ ) ⋅ c ( OH − ) Kb = c ( NH 3 )
5.水的质子自递反应 水的质子自递反应 6.共轭酸碱对 a和Kb的关系 共轭酸碱对K 共轭酸碱对
3. 40ml0.1 mol·L-1 Na2HPO4 溶液与 溶液与20ml 0.1 mol·L-1H3PO4溶液相混合后pH为（ D ）。 溶液相混合后 为 (已知 3PO4的Ka1=7.5×10-3，Ka2=6.2×10-8， 已知H 已知 × × Ka3=2.2×10-13) × A.2.12 B.12.65 C.7.21 D.6.91 4.[Al(H2O)5(OH-)]2+的共轭酸是 ，共轭碱 是。
水溶液的pH。 例3：计算 ：计算0.010mol·L-1NH4Ac水溶液的 。 水溶液的 Ka（HAc）=1.8×10-5，Kb（NH3）=1.8×10-5 ） × × 解：用最简公式计算 Ka（NH4+）=KW/Kb（NH3）=5.6×10-10 ×
c(H ) = Ka(HAc) Ka( NH+ ) = 1.8×10 ×5.6×10
二. 沉淀的生成和溶解
1.沉淀的生成 沉淀的生成 QB＞Ksp 例1：某溶液中 2+浓度为 ×10-3mol·L-1 ， ：某溶液中Pb 浓度为1.0× 若要生成PbCl2沉淀，Cl-浓度至少应为多少？ 沉淀， 浓度至少应为多少？ 若要生成 Ksp[PbCl2]= 1.7×10-5 × c(Cl-)＞0.13mol·L-1 ＞
例2：判断下列情况是否有沉淀生成：①将 ：判断下列情况是否有沉淀生成： 0.01mol·L-1的CaCl2溶液与同浓度的 2C2O4溶 溶液与同浓度的Na 液等体积混合； 液等体积混合；②在1.0mol·L-1的CaCl2溶液中 通入CO2至饱和。已知：Ksp(CaC2O4) =4.0 ×10-9， 至饱和。已知： 通入
5.缓冲溶液的配制 缓冲溶液的配制 ㈠.选择缓冲对 选择缓冲对 原则： 接近 接近pK 接近pK 原则：pH接近 a，或pOH接近 b。 接近 ㈡.计算缓冲比 计算缓冲比
的缓冲溶液。 例1：如何配制 ：如何配制pH=5.00的缓冲溶液。 的缓冲溶液 接近5.0,因此选 解:(1)因HAc的pKa=4.75,接近 因此选 因 的 接近 HAc—NaAc。 。 5.00=4.75+lgc(碱)/c(酸) 碱 酸 (2)求缓冲比 求缓冲比 即c(Ac-)/c(HAc)=1.78。 。 若配制1升缓冲溶液 假设混合前 若配制 升缓冲溶液,假设混合前 升缓冲溶液 假设混合前HAc,NaAc浓度 浓度 均为0.10 mol·L-1,则可计算所需 则可计算所需V(HAc)、V(NaAc) 均为 则可计算所需 显然， 显然，混合后
1 2
HA2-型
c( H + ) =
K a 2 K a3 c/Ka2≥20,cKa3/KW≥20
例1：计算 ：计算0.20mol·L-1邻苯二甲酸氢钾溶 液的pH。邻苯二甲酸的K 液的 。邻苯二甲酸的 a1=1.1×10-3， × Ka2=3.9×10-6。 × 解： ∵c/Ka1=0.20/1.1×10-3 ＞20，cKa2/KW= 0.20 × ， × 3.9×10-6/1.0×10-14＞20 × × ∴ c(H + ) = Ka Ka = 1.1×10−3 × 3.9×10−6 1 2 = 6.5×10-5 mol·L-1 × pH=4.18 2.计算下列溶液的 值： 0.10mol·L-1HAc、 计算下列溶液的pH值 计算下列溶液的 、 NH4Cl、NaCN、H2C2O4、CHCl2COOH、 、 、 、 NaHCO3、NaH2PO4。
四.缓冲溶液 缓冲溶液
1.基本概念 基本概念 ㈠.缓冲溶液和缓冲作用 缓冲溶液和缓冲作用 缓冲体系（ ㈡.缓冲体系（缓冲对）及缓冲溶液的类型 缓冲体系 缓冲对） 2.缓冲原理 缓冲原理 3.缓冲溶液 值的计算 缓冲溶液pH值的计算 缓冲溶液
c ( H + ) ⋅ c ( 碱) Ka = c(酸)
c碱 pH = pK a + lg c酸 n碱 pH = pK a + lg n酸
5-2 沉淀溶解平衡
沉淀溶解平衡常数—溶度积 一.沉淀溶解平衡常数 溶度积 沉淀溶解平衡常数 1.溶度积 溶度积
沉淀 溶解
AmBn(s)
mAn+(aq)+ nBm- (aq)
Ksp=cm(An+)·cn(Bm-) 2.溶度积与溶解度的关系 溶度积与溶解度的关系
S =
m+n
K
sp
( Am B n )
溶液中， 例3：在10ml0.08mol·L-1FeCl3溶液中，加30ml含 ： 含 的混合溶液， 有0.1mol·L-1NH3和1.0mol·L-1 NH4Cl的混合溶液， 的混合溶液 能否产生Fe(OH)3沉淀。Ksp(Fe(OH)3)= 2.79×10-39 沉淀。 能否产生 × 解：混合后溶液中各物质的浓度为 C(Fe3+)=(10×0.08)/(10+30)=0.020mol·L-1 × 在NH3- NH4Cl缓冲溶液中 缓冲溶液中 C(NH3)=(30×0.1)/(30+10)=0.075mol·L-1 × C(NH4+)=(30×1.0)/(30+10)=0.75mol·L-1 × C(OH-)=Kb· c(NH3)/ c(NH4+)=1.8×10-5× × 0.075/0.75=1.8×10-6mol·L-1 × QB= c(Fe3+)c3(OH-)=0.02×(1.8×10-6)3= 1.2× × × × 10-19，∵ QB＞Ksp[Fe(OH)3]∴有Fe(OH)3沉淀产生