[理學]4第四章解離平衡(更新版)
【正文】 p , ???A g IK s p例 20（ p94：例 419） ： BaSO4不溶于強酸 ， 可使其先轉(zhuǎn)化為 BaCO3， 然后用酸溶解 。L1， 即可認為沉淀完全 。 2 2 2 3 3 3C O ( ) H O H C O H O H C O????溶 解2CO ( g ) ( )肺 腎1K 2K167。 例 9： 用濃度均為 mol 二 、 緩沖容量和緩沖范圍 （ 略 ） 三 、 緩沖溶液的選擇與配制 ?選擇合適的緩沖對 ， 使配制的緩沖溶液 pH 在所選緩沖對的有效緩沖范圍 （ pKaθ 177。 ? 某種溶液 能抵抗少量強酸 、 強堿和水的稀釋而保持體系的 pH值基本不變的作用稱為 緩沖作用； 具有緩沖作用的 溶液稱為 緩沖溶液 。當溶液極稀時， γ→1， α≈c（數(shù)值上）。(2) 1L molL1NaAc溶液的 pH。 42 弱酸、弱堿的解離平衡 一、一元弱酸、弱堿的解離平衡 H B H + + B 酸標準解離常數(shù) : K a = [ H+ ] B ] [[ H B ] M O H M + + O H 堿標準解離常數(shù) : K bθ =[ M + ] [ O H ][ M O H ] 一元弱酸 [H+]和 ?的計算： 某一元弱酸 HB， 起始濃度為 c： 起始濃度 c 0 0 平衡濃度 c – [H+] [H+] [H+] （ 1） [H+]的計算：將平衡時的濃度代入平衡常數(shù)表達式得： H B H + + B ][][ 2????HcHK a?? ?24)( 2 cKKKH aaa??? ?????近似式，忽略了水解 離出的 H+。 H A c + N H 3（ l ） A c + N H 4 +H A c + H 2 O H 3 O + + A c K a = а ( H 3 O+ ) a ( A c ) a ( H A c ) а ( H 2 O )K a= [ H 3 O+ ] A c ] [[ H A c ] 解離常數(shù) —— 表征酸堿在水溶液中表現(xiàn)出來的相對強度。 ? 堿 —— H+接受體。 酸堿理論 一 、 酸堿理論 （ 經(jīng)典酸堿理論 ） ?28歲的瑞典科學家 1887年提出 。 酸堿理論 ?167。 三 、 酸堿電子理論 ——“Lewis”酸堿理論 一 、 經(jīng)典酸堿理論 定義： ? 電離時產(chǎn)生的陽離子全部是 H+的化合物稱為 “ 酸 ” ； 電離時產(chǎn)生的陰離子全部是 OH的化合物稱為 “ 堿 ” 。 2） 酸堿是相對的 ， 同一物質(zhì)在不同的條件下可能具有不同的酸堿性 。 （ 3） 相同溫度下 ， 根據(jù)同類型弱電解質(zhì)解離常數(shù)的相對大小 ， 可以判斷弱電解質(zhì)的相對強弱 。 ?如 的 HAc的 [H+]大小比較 。 ，酸根濃度近似等于二級解離常數(shù) ,與酸原始濃度關(guān)系不大， [B2]= Ka2 ?對多元弱酸和對應(yīng)的共軛堿 ， 其解離平衡常數(shù)之間的關(guān)系式為 （ 以 H3PO4為例 ） ： ?例 4（ p79：例 44） ： 計算室溫下 CO2飽和水溶液 （ mol ?兩種效應(yīng)同時存在時優(yōu)先考慮同離子效應(yīng) 。 ∑bizi2 ? bi：溶液中第 i 種離子的質(zhì)量摩爾濃度 ， ? zi：第 i 種離子的電荷數(shù) ?① I ↑ ， γ↓。L1 NaH2PO4 和 ?緩沖溶液的總濃度要適當 ， 一般在 ~ molL1 的氨水和固體 NH4Cl為原料 ， 如何配制 ，其中氨水濃度為 mol 例 12（ p89：例 413） ：在 298K時 ， Ag2CrO4的溶解度 s為 103g / （ 100 g H2O） ， 求該溫度下 Ag2CrO4的 Ksp?。L 1 BaCl2中 ， 有無沉淀生成 ？ （ Ksp?= 1010）
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