酸堿平衡和沉淀平衡

1、無無 機機 化化 學(xué)學(xué)-酸堿平衡和沉淀溶解平衡酸堿平衡和沉淀溶解平衡化學(xué)與生命科學(xué)學(xué)院化學(xué)與生命科學(xué)學(xué)院 專業(yè)基礎(chǔ)課專業(yè)基礎(chǔ)課酸堿理論酸堿理論溶液的酸堿性溶液的酸堿性作業(yè)作業(yè)本章要求本章要求弱電解質(zhì)的電離弱電解質(zhì)的電離緩沖溶液緩沖溶液鹽類水解鹽類水解沉淀溶解平衡沉淀溶解平衡一、酸堿的電離理論一、酸堿的電離理論（阿累尼烏斯電離理論）（阿累尼烏斯電離理論）、酸堿的定義、酸堿的定義電離時產(chǎn)生的陽離子全部是電離時產(chǎn)生的陽離子全部是H+離子的化合物叫離子的化合物叫酸；酸；電離時生成的陰離子全部是電離時生成的陰離子全部是OH-離子的化合物離子的化合物叫堿。叫堿。H+離子是酸的特征，離子是酸的特征，OH-離

2、子是堿的特征。中離子是堿的特征。中和反應(yīng)的實質(zhì)是：和反應(yīng)的實質(zhì)是：H+OH-=H2O。電離理論只適用于水溶液，但在非水溶劑和無電離理論只適用于水溶液，但在非水溶劑和無水的情況下，電離理論又無法適應(yīng)。如水的情況下，電離理論又無法適應(yīng)。如HCl的苯溶的苯溶液是酸還是堿。液是酸還是堿。酸堿理論酸堿理論二、酸堿質(zhì)子理論二、酸堿質(zhì)子理論1、酸堿的定義、酸堿的定義酸：凡能給出質(zhì)子的物質(zhì)都是酸。酸：凡能給出質(zhì)子的物質(zhì)都是酸。堿：凡能接受質(zhì)子的物質(zhì)都是堿。堿：凡能接受質(zhì)子的物質(zhì)都是堿。酸和堿可以是分子或離子。如酸和堿可以是分子或離子。如HCl、NH4+、HSO4-是酸；是酸；Cl-、NH3、HSO4-是堿。是

3、堿。如：如：HCl H+ + Cl- 酸酸 質(zhì)子質(zhì)子 + 堿堿這樣的一對酸堿，它們依賴獲得或給出質(zhì)子互相這樣的一對酸堿，它們依賴獲得或給出質(zhì)子互相依存這樣的酸堿對叫做共軛酸堿對，這里依存這樣的酸堿對叫做共軛酸堿對，這里Cl-離子是離子是HCl的共軛堿，而的共軛堿，而HCl是是Cl-離子的共軛酸。即離子的共軛酸。即HA H+ + A-共軛酸共軛酸 共軛堿共軛堿一般來說：共軛酸越強，它的共軛堿就越弱；一般來說：共軛酸越強，它的共軛堿就越弱；共軛堿越強，它的共軛酸就越弱。共軛堿越強，它的共軛酸就越弱。如：如：H2OH+OH-水為最弱的酸，它的共軛堿是最強的堿。水為最弱的酸，它的共軛堿是最強的堿。酸的

4、強度：用給出質(zhì)子的能力來量度。酸的強度：用給出質(zhì)子的能力來量度。強酸具有高度給出質(zhì)子的能力。如強酸具有高度給出質(zhì)子的能力。如HClO4、HCl、HNO3、H2SO4等。等。堿的強度：用接受質(zhì)子的能力來量度。堿的強度：用接受質(zhì)子的能力來量度。強堿具有高度接受質(zhì)子的能力。如強堿具有高度接受質(zhì)子的能力。如OH-、PO43-離子等。離子等。酸酸共軛堿共軛堿名稱名稱化學(xué)式化學(xué)式化學(xué)式化學(xué)式名稱名稱高氯酸高氯酸HClO4ClO4-高氯酸高氯酸根根硫酸硫酸H2SO4HSO4-硫酸氫根硫酸氫根硫酸氫根硫酸氫根HSO4-SO42-硫酸根硫酸根水合氫離子水合氫離子H3O+H2O水水水水H2OOH-氫氧根氫氧根銨離

5、子銨離子NH4+NH3氨氨氨氨NH3NH2-氨基離子氨基離子氫溴酸氫溴酸HBrBr -溴離子溴離子酸及其共軛堿酸及其共軛堿從表中的共軛酸堿對可以看出：從表中的共軛酸堿對可以看出：酸和堿可以是分子也可以是離子；酸和堿可以是分子也可以是離子；有的離子在某個共軛酸堿對中是堿，但在另有的離子在某個共軛酸堿對中是堿，但在另一個共軛酸堿對中卻是酸，如一個共軛酸堿對中卻是酸，如HSO4-等；等；質(zhì)子論中沒有鹽的概念。質(zhì)子論中沒有鹽的概念。2、酸堿反應(yīng)、酸堿反應(yīng)根據(jù)酸堿質(zhì)子理論，酸堿反應(yīng)的實質(zhì)，就是兩個根據(jù)酸堿質(zhì)子理論，酸堿反應(yīng)的實質(zhì)，就是兩個共軛酸堿對之間質(zhì)子傳遞的反應(yīng)。例如：共軛酸堿對之間質(zhì)子傳遞的反應(yīng)。

6、例如： HCl + NH3 = NH4+ +Cl- 酸酸1 堿堿2 酸酸2 堿堿1NH3和和HCl的反應(yīng)，無論在水溶液中或氣相中，的反應(yīng)，無論在水溶液中或氣相中，其實質(zhì)都是一樣的。其實質(zhì)都是一樣的。即即HCl是酸，放出質(zhì)子給是酸，放出質(zhì)子給NH3，然后轉(zhuǎn)變?yōu)樗?，然后轉(zhuǎn)變?yōu)樗墓曹棄A共軛堿Cl-；NH3是堿，接受質(zhì)子后轉(zhuǎn)變?yōu)樗墓曹椝崾菈A，接受質(zhì)子后轉(zhuǎn)變?yōu)樗墓曹椝酦H4+。強酸放出的質(zhì)子，轉(zhuǎn)化為較弱的共軛堿。強酸放出的質(zhì)子，轉(zhuǎn)化為較弱的共軛堿。酸堿質(zhì)子理論不僅擴大了酸和堿的范圍，還可酸堿質(zhì)子理論不僅擴大了酸和堿的范圍，還可以把電離理論中的電離作用、中和作用及水解作用，以把電離理論中的電離作用

7、、中和作用及水解作用，統(tǒng)統(tǒng)包括在酸堿反應(yīng)的范圍之內(nèi)，都是可以看作是統(tǒng)統(tǒng)包括在酸堿反應(yīng)的范圍之內(nèi)，都是可以看作是質(zhì)子傳遞的酸堿中和反應(yīng)。質(zhì)子傳遞的酸堿中和反應(yīng)。 (1)電離作用：電離作用：根據(jù)酸堿質(zhì)子理論的觀點，電離作用就是水與根據(jù)酸堿質(zhì)子理論的觀點，電離作用就是水與分子酸堿的質(zhì)子傳遞反應(yīng)。分子酸堿的質(zhì)子傳遞反應(yīng)。在水溶液中，酸電離時放出質(zhì)子給水，并產(chǎn)生在水溶液中，酸電離時放出質(zhì)子給水，并產(chǎn)生共軛堿。共軛堿。強酸給出質(zhì)子的能力很強，其共軛堿則較弱，強酸給出質(zhì)子的能力很強，其共軛堿則較弱，幾乎不能結(jié)合質(zhì)子，因此反應(yīng)幾乎完全進行幾乎不能結(jié)合質(zhì)子，因此反應(yīng)幾乎完全進行(相當于相當于電離理論的全部電離電

8、離理論的全部電離)。HCl + H2OH3O+Cl- 酸酸1 堿堿2 酸酸2堿堿1 弱酸給出質(zhì)子的能力很弱，其共軛堿則較強，弱酸給出質(zhì)子的能力很弱，其共軛堿則較強，因此反應(yīng)程度很小，為可逆反應(yīng)因此反應(yīng)程度很小，為可逆反應(yīng)(相當于電離理論的相當于電離理論的部分電離部分電離)。 HAc + H2O H3O+Ac- 酸酸1 堿堿2 酸酸2堿堿1 氨和水的反應(yīng)，氨和水的反應(yīng)，H2O給出質(zhì)子，由于給出質(zhì)子，由于H2O是弱是弱酸所以反應(yīng)程度也很小，是可逆反應(yīng)酸所以反應(yīng)程度也很小，是可逆反應(yīng)(相當于相當于NH3在在水中的電離過程水中的電離過程)。 H2O + NH3 NH4+ +OH- 酸酸1 堿堿2 酸酸

9、2 堿堿1 可見在酸的電離過程中，可見在酸的電離過程中，H2O接受質(zhì)子，是一接受質(zhì)子，是一個堿，而個堿，而在在NH3的電離過程中，的電離過程中，H2O放出質(zhì)子，又放出質(zhì)子，又是一個酸，所以水是兩性物質(zhì)。是一個酸，所以水是兩性物質(zhì)。 H2O + H2O H3O+OH-由于由于H3O+與與OH-均為強酸和強堿，所以平衡強均為強酸和強堿，所以平衡強烈向左移動。烈向左移動。 (2)水解反應(yīng)水解反應(yīng)質(zhì)子論中沒有鹽的概念，因此，也沒有鹽的水質(zhì)子論中沒有鹽的概念，因此，也沒有鹽的水解反應(yīng)。解反應(yīng)。電離理論中水解反應(yīng)相當于質(zhì)子論中水與離子電離理論中水解反應(yīng)相當于質(zhì)子論中水與離子酸、堿的質(zhì)子傳遞反應(yīng)。酸、堿的質(zhì)

10、子傳遞反應(yīng)。 H3O+ + Ac- HAc + H2O 酸酸1 堿堿2 酸酸2 堿堿1 NH4+ + OH- H2O + NH3 酸酸1 堿堿2 酸酸2 堿堿1 通過上面的分析看出，酸堿質(zhì)子理論擴大了酸堿通過上面的分析看出，酸堿質(zhì)子理論擴大了酸堿的含義和酸堿反應(yīng)的范圍，擺脫了酸堿必須在水中發(fā)的含義和酸堿反應(yīng)的范圍，擺脫了酸堿必須在水中發(fā)生的局限性，解決了一些非水溶劑或氣體間的酸堿反生的局限性，解決了一些非水溶劑或氣體間的酸堿反應(yīng)，并把水溶液中進行的離子反應(yīng)系統(tǒng)地歸納為質(zhì)子應(yīng)，并把水溶液中進行的離子反應(yīng)系統(tǒng)地歸納為質(zhì)子傳遞的酸堿反應(yīng)。傳遞的酸堿反應(yīng)。這樣，加深了人們對于酸堿和酸堿反應(yīng)的認識。這樣

11、，加深了人們對于酸堿和酸堿反應(yīng)的認識。關(guān)于酸堿的定量標度問題，酸堿質(zhì)子理論亦能象電離關(guān)于酸堿的定量標度問題，酸堿質(zhì)子理論亦能象電離理論一樣，應(yīng)用平衡常數(shù)來定量地衡量在某溶劑中酸理論一樣，應(yīng)用平衡常數(shù)來定量地衡量在某溶劑中酸或堿的強度，這就使酸堿質(zhì)子理論得到廣泛應(yīng)用?；驂A的強度，這就使酸堿質(zhì)子理論得到廣泛應(yīng)用。但是，酸堿質(zhì)子理論只限于質(zhì)子的放出和接受，但是，酸堿質(zhì)子理論只限于質(zhì)子的放出和接受，所以必須含有氫，這就不能解釋不含氫的一類的反應(yīng)。所以必須含有氫，這就不能解釋不含氫的一類的反應(yīng)。三、酸堿電子理論三、酸堿電子理論凡是可以接受電子對的物質(zhì)為酸，凡是可以給出凡是可以接受電子對的物質(zhì)為酸，凡是可

12、以給出電子對的物質(zhì)稱為堿。電子對的物質(zhì)稱為堿。因此，酸又是電子對接受體，堿是電子對給予體。因此，酸又是電子對接受體，堿是電子對給予體。酸堿反應(yīng)的實質(zhì)是配位鍵酸堿反應(yīng)的實質(zhì)是配位鍵(兩原子間的共用電子兩原子間的共用電子對是由一個原子單獨提供的化學(xué)鍵稱為配位鍵，通常對是由一個原子單獨提供的化學(xué)鍵稱為配位鍵，通常用用表示。的形成并生成酸堿配合物。表示。的形成并生成酸堿配合物。 酸酸 堿堿 酸堿配合物。酸堿配合物。(電子對接受體電子對接受體) (電子對給予體電子對給予體) H+ +:OH- H：OH HCl + :NH3 HNH3 BF3 + :F- FB3 Cu2+ + 4 :NH3 Cu(NH3)

13、4由于在化合物中配位鍵普遍存在，因此路易斯酸、由于在化合物中配位鍵普遍存在，因此路易斯酸、堿的范圍極其廣泛，酸堿配合物無所不包。凡金屬離堿的范圍極其廣泛，酸堿配合物無所不包。凡金屬離子都是酸，與金屬離子結(jié)合的不管是陰離子或中性分子都是酸，與金屬離子結(jié)合的不管是陰離子或中性分子都是堿。子都是堿。所以一切鹽類所以一切鹽類(如如MgCl2)、金屬氧化物、金屬氧化物(CaO)及其及其它大多數(shù)無機化合物都是酸堿配合物。它大多數(shù)無機化合物都是酸堿配合物。有機化合物如乙醇有機化合物如乙醇CH3CH2OH可看作是可看作是(酸酸)和和OH-堿以配位鍵結(jié)合而成的酸堿配合物堿以配位鍵結(jié)合而成的酸堿配合物C2H5OH

14、酸堿電子理論對酸堿的定義，擺脫了體系必須具酸堿電子理論對酸堿的定義，擺脫了體系必須具有某種離子或元素也不受溶劑的限制，以電子的給出有某種離子或元素也不受溶劑的限制，以電子的給出和接受來說明酸堿的反應(yīng)，故它更能體現(xiàn)物質(zhì)的本質(zhì)和接受來說明酸堿的反應(yīng)，故它更能體現(xiàn)物質(zhì)的本質(zhì)屬性，較前面幾個酸堿理論更為全面和廣泛。但是由屬性，較前面幾個酸堿理論更為全面和廣泛。但是由其對酸堿的認識過于籠統(tǒng)，因而不易掌握酸堿的特征。其對酸堿的認識過于籠統(tǒng)，因而不易掌握酸堿的特征。溶液的酸堿性溶液的酸堿性一、水的離子積一、水的離子積純水有微弱的導(dǎo)電能力純水有微弱的導(dǎo)電能力H2O + H2O H3O+OH- or H2O H

15、+OH-實驗測得實驗測得295K時時1升純水僅有升純水僅有10-7mol水分子電離，水分子電離，所以所以H+=OH-=10-7mol/L由平衡原理由平衡原理Kw=H+OH-=10-14Kw為水的離子積常數(shù)。簡稱水的離子積。為水的離子積常數(shù)。簡稱水的離子積。Kw的意義為：一定溫度時，水溶液中的意義為：一定溫度時，水溶液中H+和和OH-之積為一常數(shù)。之積為一常數(shù)。水的電離是吸熱反應(yīng)，當溫度升高時水的電離是吸熱反應(yīng)，當溫度升高時Kw增大。增大。水的離子積常數(shù)與溫度的關(guān)系水的離子積常數(shù)與溫度的關(guān)系T/KKw2731.510-152917.410-152951.0010-142981.2710-1432

16、35.610-143737.410-13二、溶液的酸度二、溶液的酸度水溶液中氫離子的濃度稱為溶液的酸度。水溶液中氫離子的濃度稱為溶液的酸度。水溶液中水溶液中H+離子的濃度變化幅度往往很大，濃離子的濃度變化幅度往往很大，濃的可大于的可大于10molL-1，在，在H+1的酸稱為強酸的酸稱為強酸; Ka在在 110-3的酸稱為中強酸的酸稱為中強酸; Ka在在10-410-7的酸稱為弱酸的酸稱為弱酸; Ka10-7的酸稱為極弱酸，弱堿亦可按的酸稱為極弱酸，弱堿亦可按Kb大小進行分類。大小進行分類。共軛酸堿對的解離常數(shù)之間的關(guān)系：共軛酸堿對的解離常數(shù)之間的關(guān)系： HBB-+H+ Ka=B-H+/HB其共

17、軛堿的電離為：其共軛堿的電離為：B-+H2OHB+OH- Kb=HBOH-/B-兩式相乘得：兩式相乘得：KaKb=Kw即即Ka和和Kb成反比關(guān)系，所以，弱酸的酸性越強成反比關(guān)系，所以，弱酸的酸性越強(Ka越大越大)，則其共軛堿的堿性越弱，則其共軛堿的堿性越弱(Kb越小越小)。Ka越大酸性越強越大酸性越強pKa定義為定義為pKa=-lgKa所以所以pKa值正值越大，對應(yīng)的酸越弱。值正值越大，對應(yīng)的酸越弱。對于多元弱酸如對于多元弱酸如H3PO4H2PO4-HPO42-酸度酸度遞減。遞減。酸酸KapKa堿堿KbpKbHIO31.6910-10.77IO3-5.110-1413.29HSO4-1.20

18、10-21.92SO42-8.3310-1312.08H3PO47.5210-32.12H2PO4-1.3310-1211.88HNO24.610-43.37NO2-2.1710-1110.66HF3.5310-43.45F-2.8310-1110.55HAc1.7610-54.76Ac-5.6810-109.26HClO2.9510-87.53ClO-3.3910-76.47NH4+5.6410-109.25NH31.7710-54.751HCN4.9310-109.31CN-2.0310-54.69HS-1.210-1514.92S2-8.33-0.922、解離度、解離度電離程度的大小電離

19、程度的大小 =(已電離的濃度已電離的濃度/弱電解質(zhì)的初始濃度弱電解質(zhì)的初始濃度)100如：測得如：測得0.10molL-1HAc的的=1.33則表明每則表明每10000個個HAc分子中有分子中有133個分子發(fā)生了電離。個分子發(fā)生了電離。既然既然0.10molL-1HAc的的=1.33則求則求HAc的平衡的平衡常數(shù)與常數(shù)與 的關(guān)系。的關(guān)系。 HAc H+Ac- 初始濃度初始濃度 c 0 0平衡濃度平衡濃度 c - c c c Ka=c 2/(1- ) 當當 5或或c酸酸/Ka 400時時 1- 1 即即Kac 2 =cKa例題例題:298K時時HAc的的Ka=1.7610-5計算計算0.10mo

20、lL-1 HAc溶液的溶液的H+濃度和解離度。濃度和解離度。解：設(shè)平衡時解：設(shè)平衡時H+離子濃度為離子濃度為x HAc H+Ac- 初始濃度初始濃度 0.10 0 0平衡濃度平衡濃度 0.10-x x x Ka=x2/(0.10-x)當當5時或時或c酸酸/Ka400,則則c酸酸酸酸即即0.10-x0.10，這時上式為：，這時上式為：Ka=x2/(0.10)=1.7610-5H+=x=1.3310-3molL-1 =H+/c酸酸100 =1.3310-3/0.1100=1.33答答:H+濃度為濃度為1.3310-3molL-1，解離度為，解離度為1.33從上題中從上題中H+濃度為濃度為1.331

21、0-3molL-1，可知水的，可知水的電離可以忽略。電離可以忽略。當忽略水的電離時：當忽略水的電離時：對于一元弱酸：若對于一元弱酸：若 5時或時或c酸酸/Ka400則則H+=Kac酸酸對于一元弱堿：若對于一元弱堿：若 K2K3時時,求求H+時當做一元酸處理；時當做一元酸處理；二元酸中酸根的濃度近似于二元酸中酸根的濃度近似于K2，與酸的原始濃度，與酸的原始濃度關(guān)系不大。關(guān)系不大。由化學(xué)平衡移動原理，改變多元弱酸溶液的由化學(xué)平衡移動原理，改變多元弱酸溶液的pH值，將使電離平衡發(fā)生移動。值，將使電離平衡發(fā)生移動。K1K2=H+2S2-/H2SS2-=K1K2H2S/H+例題：飽和例題：飽和H2S，加

22、酸使，加酸使H+為為0.24molL-1這時這時溶液中溶液中S2-=？解：解：S2-=K1K2H2S/H+ =5.710-81.210-150.10/0.242 =1.210-22(molL-1)答：答：S2-=1.210-22molL-1 同離子效應(yīng)、緩沖溶液同離子效應(yīng)、緩沖溶液一、同離子效應(yīng)一、同離子效應(yīng)HAc H+ + Ac-NaAc Na+ + Ac-HAc中加入少量中加入少量NaAc,由于醋酸根的濃度增大由于醋酸根的濃度增大,使使HAc的電離平衡向左移動，從而降低了的電離平衡向左移動，從而降低了HAc的解的解離度。離度。在已經(jīng)建立離子平衡的弱電解質(zhì)溶液中在已經(jīng)建立離子平衡的弱電解質(zhì)溶

23、液中,加入與加入與其含有相同離子的另一強電解質(zhì)其含有相同離子的另一強電解質(zhì),而使平衡向降低弱而使平衡向降低弱電解質(zhì)電離度方向移動的作用稱為同離子效應(yīng)。電解質(zhì)電離度方向移動的作用稱為同離子效應(yīng)。例題例題:在在0.10molL-1HAc溶液中加入少量溶液中加入少量NaAc，使，使其濃度為其濃度為0.10molL-1求該溶液的求該溶液的H+離子濃度和解離度。離子濃度和解離度。解：解：求求H+HAc H+ + Ac-初初 0.1 0 0.1平平0.1-x x 0.1+x由于同離子效應(yīng)，由于同離子效應(yīng)，0.1molL-1HAc的解離度更小的解離度更小 HAc=0.1-x0.1Ac-=0.1+x0.1H+

24、Ac-/HAc=Kax=H+=1.7610-5molL-1 =H+/c100=0.0176答答:H+為為1.7610-5molL-1，解離度，解離度 為為0.0176通過上述計算可以導(dǎo)出一元弱酸及其鹽的混合溶通過上述計算可以導(dǎo)出一元弱酸及其鹽的混合溶液中液中H+的一般近似公式：的一般近似公式：設(shè)酸設(shè)酸HAc的濃度為的濃度為c酸酸、鹽、鹽(Ac-)的濃度為的濃度為c鹽鹽HAc H+ + Ac-初初c酸酸 0 c鹽鹽平平 c酸酸-x x c鹽鹽+x c酸酸 c鹽鹽代入平衡關(guān)系式代入平衡關(guān)系式xc鹽鹽/c酸酸=Kax=Kac酸酸/c鹽鹽即即H+=Kac酸酸/c鹽鹽兩邊取負對數(shù)兩邊取負對數(shù) pH=pK

25、a-lg(c酸酸/c鹽鹽)同理可推導(dǎo)出弱堿溶液中同理可推導(dǎo)出弱堿溶液中OH-的計算公式的計算公式即即OH-=Kbc堿堿/c鹽鹽兩邊取負對數(shù)兩邊取負對數(shù) pOH=pKb-lg(c堿堿/c鹽鹽)二、緩沖溶液二、緩沖溶液 1、緩沖溶液的定義、緩沖溶液的定義實驗：在一試管中放入實驗：在一試管中放入10毫升毫升0.1molL-1HAc溶溶液和液和10毫升毫升0.1molL-1NaAc溶液，混合后，用甲基紅溶液，混合后，用甲基紅作指示劑作指示劑(變色范圍變色范圍pH=4.46.2顏色紅顏色紅黃黃)分成四份，分成四份，一份加一份加1滴滴2molL-1HCl，另一份加，另一份加1滴滴2molL-1NaOH，第

26、三份入等體積的水稀釋，第四份做比較。第三份入等體積的水稀釋，第四份做比較。結(jié)果顏色均無變化。即溶液的結(jié)果顏色均無變化。即溶液的pH值基本不變。值基本不變。這種能抵抗外來少量強酸、強堿或稀釋的影響，這種能抵抗外來少量強酸、強堿或稀釋的影響，而能保持而能保持pH值基本不變的溶液叫做緩沖溶液。緩沖值基本不變的溶液叫做緩沖溶液。緩沖溶液的這種作用叫做緩沖作用。溶液的這種作用叫做緩沖作用。2、緩沖作用原理、緩沖作用原理在含有在含有HAc的的NaAc的溶液中存在下列電離過程的溶液中存在下列電離過程: HAc H+ + Ac-NaAc Na+ + Ac-NaAc完全電離，由于同離子效應(yīng)，降低了完全電離，由于

27、同離子效應(yīng)，降低了HAc的的電離度，這時電離度，這時HAc和和Ac-都較大，而且存在著都較大，而且存在著HAc電離平衡。電離平衡。當加入少量當加入少量H+時，時，H+離子和溶液中的離子和溶液中的Ac-結(jié)合生結(jié)合生成成HAc，使電離平衡向左移動，達到新平衡時，使電離平衡向左移動，達到新平衡時H+離子離子濃度不會顯著增加；濃度不會顯著增加；如果在上述溶液中加入少量的堿，增加的如果在上述溶液中加入少量的堿，增加的OH-與與溶液中的溶液中的H+離子結(jié)合為水，這時離子結(jié)合為水，這時HAc的電離平衡向右的電離平衡向右移動，以補充移動，以補充H+離子的減少。離子的減少。緩沖能力是有限的，只是少量酸堿。緩沖能

28、力是有限的，只是少量酸堿。3、緩沖溶液的、緩沖溶液的pH值值前面已經(jīng)討論了弱酸及其鹽的前面已經(jīng)討論了弱酸及其鹽的pH值為：值為：pH=pKa-lg(c酸酸/c鹽鹽)稱為緩沖溶液公式稱為緩沖溶液公式pH值決定于值決定于Ka和和(c酸酸/c鹽鹽)兩個因素。兩個因素。利用緩沖溶液公式，可以計算緩沖溶液的利用緩沖溶液公式，可以計算緩沖溶液的pH值值和外加酸堿后溶液和外加酸堿后溶液pH的變化。的變化。例題例題:乳酸乳酸HLac的的Ka=1.410-4，1升含有升含有1mol的的HLac和和1molNaLac的緩沖溶液中加的緩沖溶液中加0.01molL-1的酸，溶的酸，溶液的液的pH值為多少？加值為多少？

29、加0.01molL-1的的OH-,pH值又是幾？值又是幾？解：解：求緩沖溶液的求緩沖溶液的pH:c酸酸=1molL-1；c=1molL-1pKa=-lg1.410-4=3.85pH=pKa-lg(c酸酸/c鹽鹽)=3.85加酸使加酸使cH+=0.01molL-1則則H+與與Lac-結(jié)合生成結(jié)合生成HLaccHLac=1+0.01=1.01molL-1,cLac-=1-0.01=0.99molL-1pH=3.85-lg(1.01/0.99)=3.84加堿使加堿使cOH-=0.01molL-1pH=3.85-lg(0.99/1.01)=3.864、緩沖溶液的選擇和配制、緩沖溶液的選擇和配制配制一定

30、配制一定pH值的緩沖溶液，因當值的緩沖溶液，因當c酸酸=c鹽鹽時按時按:pH=pKa-lg(c酸酸/c鹽鹽)pH=pKa，選擇，選擇pKa與所需與所需pH值相等或接近的弱酸值相等或接近的弱酸及其鹽，這時對外加酸、堿有同等的緩沖能力。及其鹽，這時對外加酸、堿有同等的緩沖能力。如：如：HAc的的pKa=4.75，欲配制，欲配制pH值為值為5左右的緩沖左右的緩沖溶液，可選擇溶液，可選擇HAcNaAc緩沖對；緩沖對；H2PO4-的的pKa=7.21，欲配制，欲配制pH值為值為7左右的緩沖溶左右的緩沖溶液，可選擇液，可選擇NaH2PO4Na2HPO4緩沖對；緩沖對；HCO3-的的pKa=10.25，欲配

31、制，欲配制pH值為值為10左右的緩沖左右的緩沖溶液，可選擇溶液，可選擇NaHCO3Na2CO3緩沖對。緩沖對。再由再由pH=pKa-lg(c酸酸/c鹽鹽)適當調(diào)整適當調(diào)整(c酸酸/c鹽鹽)值。值。注：所選緩沖溶液不能與反應(yīng)物或生成物起反應(yīng)。注：所選緩沖溶液不能與反應(yīng)物或生成物起反應(yīng)。鹽類水解鹽類水解 鹽的離子與溶液中水電離出的鹽的離子與溶液中水電離出的H+離子或離子或OH-離離子作用產(chǎn)生弱電解質(zhì)的反應(yīng)，叫做鹽的水解。子作用產(chǎn)生弱電解質(zhì)的反應(yīng)，叫做鹽的水解。一、弱酸強堿鹽一、弱酸強堿鹽一元弱酸強堿鹽的水解，以一元弱酸強堿鹽的水解，以NaAc為例：為例：Ac-+H2OHAc+OH-即為即為NaAc

32、的水解平衡，其在水溶液中有：的水解平衡，其在水溶液中有：H2O H+OH- KwH+Ac- HAc 1/Ka Ac-+ H2O HAc+OH-Kh=Kw/Ka =110-14/1.7610-5 =5.6810-10 根據(jù)酸堿質(zhì)子理論，弱酸強堿鹽的水解常數(shù)根據(jù)酸堿質(zhì)子理論，弱酸強堿鹽的水解常數(shù)Kh就是該弱酸的共軛堿的堿常數(shù)就是該弱酸的共軛堿的堿常數(shù)Kb。水解常數(shù)也是平衡常數(shù)的一種形式，水解常數(shù)也是平衡常數(shù)的一種形式，Kh與與Ka成成反比，所以生成的酸越弱，水解程度越大。反比，所以生成的酸越弱，水解程度越大。由水解常數(shù)可以計算溶液的酸堿性和水解度由水解常數(shù)可以計算溶液的酸堿性和水解度h。水解度即水

33、解百分率，它是轉(zhuǎn)化率的一種形式。水解度即水解百分率，它是轉(zhuǎn)化率的一種形式。h=已水解了的濃度已水解了的濃度/鹽的初始濃度鹽的初始濃度100例題：計算例題：計算0.10molL-1NaAc溶液的溶液的pH值和值和h。已知已知Ka(HAc)=1.7610-5解：解：求求pH值值(忽略水的電離忽略水的電離) Ac-+ H2O HAc+OH-平平0.1-x x x 0.1Kh=HAcOH-/Ac-=x2/0.1x=7.510-6molL-1H+=Kw/OH-=110-14/7.510-6pH=8.9求求hh=OH-/c鹽鹽100 =7.510-6/0.1100 =0.0075 1、多元弱酸強堿鹽的水解

34、、多元弱酸強堿鹽的水解多元弱酸強堿鹽的水解是分步進行的，如多元弱酸強堿鹽的水解是分步進行的，如Na2CO3的逐級水解過程為：的逐級水解過程為：CO32-+H2OHCO3-+OH-HCO3-+H2OH2CO3+OH-一級水解常數(shù)一級水解常數(shù)Kh1=Kw/K2=110-14/5.6110-11=1.7810-4Kh1是弱酸是弱酸HCO3-的共軛堿的共軛堿CO32-的堿常數(shù)。的堿常數(shù)。二級水解常數(shù)二級水解常數(shù)Kh2=Kw/K1=110-14/4.3010-7=2.3210-8Kh2是弱酸是弱酸H2CO3的共軛堿的共軛堿HCO3-的堿常數(shù)。的堿常數(shù)。由于由于Kh1Kh2所以多元弱酸強堿鹽一般只考慮所以

35、多元弱酸強堿鹽一般只考慮一級水解，二級水解可忽略不計。一級水解，二級水解可忽略不計。例：計算例：計算0.1molL-1Na2CO3溶液的溶液的pH值和水解度值和水解度h。解：解：Kh1Kh2當一元弱酸強堿鹽處理當一元弱酸強堿鹽處理求求pH值值OH-2=Kh1c鹽鹽=(Kw/K2)c鹽鹽 =(10-14/5.6110-11)0.1 =1.7810-5OH-=4.2210-3molL-1pOH=3-lg4.22=2.37pH=14-2.37=11.63求水解度求水解度hh=OH-/c鹽鹽100 =4.2210-3/0.10100 =4.22 2、酸式鹽的水解、酸式鹽的水解多元弱酸的酸式鹽如多元弱酸

36、的酸式鹽如Na2HPO4、NaH2PO4、NaHS、NaHCO3、NaHSO4等。等。它們在水溶液中的水解情況比較復(fù)雜，它們首先它們在水溶液中的水解情況比較復(fù)雜，它們首先完全電離為金屬陽離子和完全電離為金屬陽離子和HCO3-、HS-、H2PO4-等陰等陰離子，這些陰離子即能電離，又能水解。離子，這些陰離子即能電離，又能水解。這樣的水溶液的酸性如何，主要看它們電離和水這樣的水溶液的酸性如何，主要看它們電離和水解度的相對大小。解度的相對大小。如：如：NaHCO3HCO3-CO32-+H+K2=5.6110-11HCO3-+H2OH2CO3+OH-Kh2=Kw/K1 =1.010-14/4.3010

37、-7 =2.3310-8Kh2K2溶液顯堿性溶液顯堿性,0.1molL-1的的NaHCO3水溶液的水溶液的pH值為值為8.3。如：如：NaH2PO4H2PO4-H+HPO42-K2=6.2310-8H2PO4-+H2OH3PO4+OH-Kh2=Kw/K1 =1.010-14/7.5210-3 =1.3310-12Kh2Kb 時時 pH7 溶液呈酸性溶液呈酸性Ka7 溶液呈堿性溶液呈堿性 中和反應(yīng)與水解反應(yīng)中，中和反應(yīng)占了主導(dǎo)地位。中和反應(yīng)與水解反應(yīng)中，中和反應(yīng)占了主導(dǎo)地位。水解趨勢較大的水解趨勢較大的Na2CO3，其，其0.10molL-1溶液中的水溶液中的水解度才百分之四。解度才百分之四。即

38、雖可水解但水溶液中主要以鹽的簡單陰離子的即雖可水解但水溶液中主要以鹽的簡單陰離子的形式存在。形式存在。只有少數(shù)幾種在非水溶劑中得到的鹽只有少數(shù)幾種在非水溶劑中得到的鹽,如如:Al2S3及及Cr2S3等，它們的陰、陽離子都水解且水解產(chǎn)物是易等，它們的陰、陽離子都水解且水解產(chǎn)物是易揮發(fā)性的氣體和沉淀，離開平衡體系，使水解反應(yīng)進揮發(fā)性的氣體和沉淀，離開平衡體系，使水解反應(yīng)進行完全。行完全。2Al3+3S2-+H2O=3H2S+2Al(OH)3酸中和堿鹽水解水+四、酸堿中和四、酸堿中和五、水解平衡移動五、水解平衡移動1、鹽的濃度、鹽的濃度鹽的濃度越大，水解度越??；濃度越小，水解鹽的濃度越大，水解度越小

39、；濃度越小，水解度越大。度越大。即稀釋溶液，平衡向水解方向移動。即稀釋溶液，平衡向水解方向移動。 2、溫度、溫度中和反應(yīng)是放熱反應(yīng)，水解反應(yīng)是吸熱反應(yīng)，中和反應(yīng)是放熱反應(yīng)，水解反應(yīng)是吸熱反應(yīng)，升高溫度將促使水解。升高溫度將促使水解。3、溶液的酸堿度、溶液的酸堿度水解反應(yīng)常使溶液呈現(xiàn)酸性或堿性，因此，控水解反應(yīng)常使溶液呈現(xiàn)酸性或堿性，因此，控制溶液的酸堿度通?？梢源龠M或抑制水解反應(yīng)，在制溶液的酸堿度通?？梢源龠M或抑制水解反應(yīng)，在配制配制Sn2+、Fe3+、Bi3+、Sb3+和和Hg2+等鹽類的水溶液等鹽類的水溶液時，由于水解生成沉淀，不能得到所需溶液。時，由于水解生成沉淀，不能得到所需溶液。Sb

40、Cl3+H2OSbOCl+2HCl加入相應(yīng)的酸，可以使平衡向左移動，抑制水加入相應(yīng)的酸，可以使平衡向左移動，抑制水解反應(yīng)。解反應(yīng)。所以在配制這些溶液時，通常是將它們?nèi)苡谳^所以在配制這些溶液時，通常是將它們?nèi)苡谳^濃的酸中，然后再用水稀釋到所需濃度。濃的酸中，然后再用水稀釋到所需濃度。配制配制Na2S水溶液時為防止水溶液時為防止Na2S水解逸出水解逸出H2S，必須加入必須加入NaOH。沉淀溶解平衡沉淀溶解平衡一、溶度積常數(shù)一、溶度積常數(shù)1、溶度積、溶度積一定溫度下，難溶電解質(zhì)飽和溶液中離子濃度的一定溫度下，難溶電解質(zhì)飽和溶液中離子濃度的系數(shù)次方之積為溶度積，溶度積為一常數(shù)，在數(shù)據(jù)表系數(shù)次方之積為溶

41、度積，溶度積為一常數(shù)，在數(shù)據(jù)表中可查得。如：中可查得。如：PbCl2(s)Pb2+2Cl-Ksp=Pb2+Cl-2Ksp越大則難溶電解質(zhì)在溶液中溶解趨勢越大，反越大則難溶電解質(zhì)在溶液中溶解趨勢越大，反之越小。之越小?！救芏确e常數(shù)】【溶度積常數(shù)】2、溶度積與溶解度的相互換算、溶度積與溶解度的相互換算溶解度溶解度s的單位的單位g/L或或mol/L,即飽和時的濃度。即飽和時的濃度。AaBb(s)a aAb+bBa- s as bsKsp=Ab+aBa-b=asabsb=aabbsa+b 例例1:室溫下室溫下,AgCl的溶解度是的溶解度是1.9310-3g/L,求求AgCl的溶度積。已知的溶度積。已知

42、AgCl的摩爾質(zhì)量為的摩爾質(zhì)量為143.3g/mol。解：解：把把AgCl溶解度單位溶解度單位(g/L)換算成換算成molL-1s=1.9310-3g/L143.3g/mol =1.3510-5molL-1求求Ksp AgCl(s) Ag+ + Cl-飽和、平衡飽和、平衡 1.3510-5 1.3510-5Ksp(AgCl)=Ag+Cl- =(1.3510-5)2 =1.8210-10答：答：AgCl的的Ksp為為1.8210-10例例2:Mg(OH)2的的Ksp=1.2010-11在在298K時時,Mg(OH)2的溶解度為多少的溶解度為多少?解：解：Mg(OH)2(s) Mg2+2OH- 設(shè)

43、溶解度為設(shè)溶解度為s 平衡時平衡時 s 2sKsp=Mg2+OH-2 =s(2s)2 =4s3 =1.210-11 s=1.4410-4molL-1答答:氫氧化鎂在氫氧化鎂在298K時的溶解度為時的溶解度為1.4410-4molL-1。例例3:Ag2CrO4在在298K時溶解度時溶解度s=1.3410-4molL-1求：求：Ksp解：解：Ag2CrO4(s) 2Ag+ + CrO42-平衡時平衡時 21.3410-4 1.3410-4Ksp=Ag+2CrO42- =(21.3410-4)21.3410-4 =9.6210-12答：鉻酸銀在答：鉻酸銀在298K時的時的Ksp=9.6210-12由

44、以上三個例題的結(jié)果可得到如下結(jié)論：由以上三個例題的結(jié)果可得到如下結(jié)論：同種類型的難溶電解質(zhì)，在一定溫度下，同種類型的難溶電解質(zhì)，在一定溫度下，Ksp越越大則溶解度越大。大則溶解度越大。不同類型則不能用不同類型則不能用Ksp的大小來比較溶解度的大的大小來比較溶解度的大小，必須經(jīng)過換算才能得出結(jié)論。小，必須經(jīng)過換算才能得出結(jié)論。3、溶度積規(guī)則、溶度積規(guī)則根據(jù)溶度積常數(shù)可以判斷沉淀、溶解反應(yīng)進行的方根據(jù)溶度積常數(shù)可以判斷沉淀、溶解反應(yīng)進行的方向。向。某難溶電解質(zhì)溶液中，其離子濃度系數(shù)次方之積稱某難溶電解質(zhì)溶液中，其離子濃度系數(shù)次方之積稱離子積。離子積。用用Qi表示。表示。如：如：Ag2CrO4任意情

45、況下的離子積為：任意情況下的離子積為：Qi=c2(Ag+)c(CrO42-)當當Qi=Ksp是飽和溶液無沉淀析出即平衡狀態(tài)；是飽和溶液無沉淀析出即平衡狀態(tài)；當當QiKsp是過飽和溶液是過飽和溶液,向生成沉淀的方向移動。向生成沉淀的方向移動。4、同離子效應(yīng)、同離子效應(yīng)例例4: 298K時硫酸鋇的溶解度為時硫酸鋇的溶解度為1.0410-5molL-1，如果在如果在0.010molL-1的硫酸鈉溶液中的溶解度是多少？的硫酸鈉溶液中的溶解度是多少？解：解：先求先求Ksp BaSO4Ba2+ + SO42- 1.0410-5 1.0410-5Ksp=Ba2+SO42- =1.0410-51.0410-5

46、 =1.0810-10 求求sNa2SO42Na+ + SO42-BaSO4 Ba2+ + SO42-初初 0 0.01平衡平衡 s s+0.010.01Ksp=Ba2+SO42- =s0.01s=Ksp/0.01 =1.0810-10/0.01 =1.0810-8molL-1sKsp 有沉淀析出。有沉淀析出。答：能析出答：能析出Ag2CrO4沉淀。沉淀。例例6：1升含有升含有0.001molL-1的的SO42-離子的溶液加離子的溶液加入入0.01mol氯化鋇氯化鋇(不考慮體積變化不考慮體積變化)，能否使，能否使SO42-離子離子沉淀完全？沉淀完全？Ksp(BaSO4)=1.0810-10解：

47、由題意可知解：由題意可知Ba2+離子過量，為簡便，可令離子過量，為簡便，可令SO42-離子完全反應(yīng)。離子完全反應(yīng)。 BaSO4(s) SO42- + Ba2+ 初初1 0.001 0.01初初2 0 0.01-0.001 平衡平衡 x 0.009-x0.009由由Ksp=Ba2+SO42- =0.009x=1.0810-10解得解得x=1.210-810-5由由x0.009，前面的近似是合理的，前面的近似是合理的答：能使答：能使SO42-離子沉淀完全。離子沉淀完全。三、沉淀的溶解三、沉淀的溶解根據(jù)溶度積規(guī)則，要使沉淀溶解，必須減小該難根據(jù)溶度積規(guī)則，要使沉淀溶解，必須減小該難溶鹽飽和溶液中某一

48、離子的濃度，以使溶鹽飽和溶液中某一離子的濃度，以使Qi2.81答：欲使答：欲使0.01molL-1Fe3+離子開始沉淀的離子開始沉淀的pH值為值為2.68,完全沉淀的完全沉淀的pH值為值為3.68。注：由此可見注：由此可見:氫氧化物沉淀不一定在堿性環(huán)氫氧化物沉淀不一定在堿性環(huán)境；境；不同氫氧化物的不同氫氧化物的Ksp值不同沉淀的值不同沉淀的pH值也不同，值也不同，因此可通過控制因此可通過控制pH值分離金屬離子。值分離金屬離子。 硫化物大部分為難溶物，硫化物的硫化物大部分為難溶物，硫化物的Ksp相差很大，相差很大，其沉淀、溶解情況比較復(fù)雜。其沉淀、溶解情況比較復(fù)雜。 在用酸溶解硫化物在用酸溶解硫

49、化物(或用或用H2S使金屬離子沉淀為硫使金屬離子沉淀為硫化物化物)時，體系中同時存在硫化物的沉淀溶解平衡及時，體系中同時存在硫化物的沉淀溶解平衡及H2S的電離平衡。的電離平衡。MS(s) M2+S2- KspS2-+2H+H2S K=1/(Ka1Ka2)其中其中Ka1=5.710-8；Ka2=1.210-15MS(s)+2H+M2+H2SK=Ksp/(Ka1Ka2)=M2+H2S/H+2KspKKaa2122SHMHKspKKaa2122SHMH(1)硫化物開始沉淀時, 氫離子的最大濃度:KspKKaa2122SHMH (2)若要使金屬離子完全沉淀, 應(yīng)維持的氫離子的最大濃度:KspKKaa2

50、12-SH10H5 5 (3)若使硫化物沉淀完全溶解所需要的鹽酸的濃度:KspKKaa2122SHMH 22MM22硫化氫飽和溶液的濃度是硫化氫飽和溶液的濃度是0.1 molL-1注：上式注：上式H+為平衡時的濃度。為平衡時的濃度。下面兩個問題是一個意思嗎？下面兩個問題是一個意思嗎？1、計算、計算0.10mol硫化物硫化物ZnS溶解于溶解于1升鹽酸中所需升鹽酸中所需鹽酸的最低濃度。鹽酸的最低濃度。2、計算、計算0.10mol硫化物硫化物ZnS溶解于溶解于1升鹽酸后鹽酸升鹽酸后鹽酸的最低濃度。的最低濃度。常溫下常溫下,當當M2+=0.10molL-1,H2S0.1molL-1時時平衡溶液中的平衡溶液中的H+為：為：KspKspKKaa252122106.84SHMH MS(s)+2H+ M2+ + H2S初初 0.1 x 0 0平衡平衡 0 x - 0.2 0.1 0.1H+=x-0.2所需鹽酸的濃度的計算公式為：所需鹽酸的濃度的計算公式為：Kspx25106.840.2（上面的計算結(jié)果指的是哪一個鹽酸的濃度？）（上面的計算結(jié)果指的是哪一個鹽酸的濃度