《無機化學》第四章-酸堿平衡和沉淀-溶解平衡課件

4.3弱酸、弱堿的解離平衡4.2強電解質溶液4.4緩沖溶液

4.5鹽類的水解4.6難溶強電解質的沉淀-溶解平衡

4.1近代酸堿理論簡介第四章酸堿平衡和沉淀-溶解平衡4.3弱酸、弱堿的解離平衡4.2強電解質溶液4.4第一節(jié)近代酸堿理論簡介一、酸堿質子理論

酸——能給出質子的物質。例：HAc、H3PO4堿——能接受質子的物質。例：Ac-、CO32-1.酸堿的定義第一節(jié)近代酸堿理論簡介一、酸堿質子理論酸——能給出質2.酸堿的形式酸質子+堿HAcH++Ac–NH4+H++NH3H2PO4-H++HPO42-HPO42-H++PO43-共軛酸堿對之間只差一個H+既可以給出質子又可以接受質子的物質為兩性物質2.酸堿的形式酸質子+堿HAcH++Ac–NH43.酸堿的強度⑴酸堿的強度給出質子能力越強——酸性越強接受質子能力越強——堿性越強⑵酸越強，其對應共軛堿堿性越弱堿越強，其對應共軛酸酸性越弱例：酸強度HA>HB>HC共軛堿強度A-<B-<C-3.酸堿的強度⑴酸堿的強度給出質子能力越強——酸性越強接受質

4.酸堿反應實質：質子H+——質子在兩個共軛酸堿對之間的傳遞。5.酸堿質子理論優(yōu)缺點：優(yōu)：擴大酸堿范圍，適用于水溶液及非水體系。缺：僅限于質子授受，對于無質子的酸堿反應無法解釋。4.酸堿反應實質：質子H+——質子在兩個共軛酸堿5.酸第二節(jié)強電解質溶液一、活度和活度系數(shù)1.活度a：離子在參加化學反應時表現(xiàn)出來的有效

濃度稱為該離子的活度。a=c

2.活度系數(shù)：反映了溶液中離子間相互作用的程度。①稀溶液、弱電解質、難溶電解質溶液1，a

≈C。②強電解質溶液<1，a<

C。(注：與離子濃度C、離子的電荷數(shù)Z有關。）第二節(jié)強電解質溶液一、活度和活度系數(shù)1.活度a：離子在參加第三節(jié)弱酸、弱堿的解離平衡一、水的解離平衡1.水的解離：H2OH++OH-水的離子積常數(shù)，與溫度有關。（25℃時，Kw=1.010-14）可簡寫為：第三節(jié)弱酸、弱堿的解離平衡一、水的解離平衡1.水的解離：H2.溶液的酸堿性⑴[H+]>1.0mol/L時，用[H+]表示。

[H+]<1.0mol/L時，用pH表示。

⑵

pH=-lg[H+][H+]>[OH-]pH<7酸性[H+]=[OH-]pH=7中性[H+]<[OH-]pH>7堿性同理：pOH=-lg[OH-]即pH+pOH=142.溶液的酸堿性⑴[H+]>1.0mol/L時，用二、一元弱酸、弱堿的解離平衡HAcH++Ac–1.解離常數(shù)：可簡寫為：二、一元弱酸、弱堿的解離平衡HAcH++Ac–NH3·H2ONH4＋＋OH－可簡寫為：NH3·H2ONH4＋＋OH－可簡寫為：解離常數(shù)的意義：①解離常數(shù)的大小反映了弱電解質解離的趨勢。越大，弱電解質解離程度越大。②與弱酸、弱堿的濃度無關。③與溫度有關。（注：由于解離過程的熱效應較小，室溫下可忽略對解離常數(shù)的影響。）2.解離度解離常數(shù)的意義：①解離常數(shù)的大小反映了弱電解質解離的趨勢。越3.解離常數(shù)和解離度的關系設HA的濃度為Cmol/L，解離度為。HAH++A-起始濃度/mol·L-1

c00平衡濃度/mol·L-1c(1-)

ccKa=c2(稀釋定律)3.解離常數(shù)和解離度的關系設HA的濃度為Cmol/L，解4.一元弱酸、弱堿溶液pH值的計算例：濃度為Cmol/L的HAc溶液。⑴一元弱酸HAcH++Ac–①一般公式：②近似公式：4.一元弱酸、弱堿溶液pH值的計算例：濃度為Cmol/L的例：濃度為Cmol/L的NH3·H2O溶液。⑵一元弱堿①一般公式：②近似公式：NH3·H2ONH4＋＋OH－例：濃度為Cmol/L的NH3·H2O溶液。⑵一元弱堿①例：已知25℃時，計算該溫度下0.10mol·L-1的HAc溶液中[H+]、[Ac-]及溶液pH，并計算該溫度下HAc的解離度。解：設解離平衡時，[H+]=xmol·L-1HAcH++Ac-起始濃度/mol·L-10.1000平衡濃度/mol·L-10.10-x

xx例：已知25℃時，pH=-lg[H+]=-lg(1.310-3)=2.89pH=-lg[H+]=-lg(1.310-3

三、多元弱酸的離解平衡

H2SH++HS-HS-H++S2-1.特點：①分步。②一步比一步難?！猵H計算只考慮第一級解離。三、多元弱酸的離解平衡H2SH例：室溫下，H2S飽和溶液的濃度為0.10mol·L-1，求溶液中[H+]、[HS-]、[S2-]、[OH-]。

⑴由于Ka1>>Ka2，故求[H+]時只考慮第一級解離。解：設H2S飽和溶液中[H+]=xmol·L-1起始濃度/mol·L-10.1000H2SH++HS-平衡濃度/mol·L-1

0.10-x

x

x例：室溫下，H2S飽和溶液的濃度為0.10mol·L-1，⑵設：平衡時[S2-]=yHS-H++S2-起始濃度/mol·L-1

x

x0∵很小，HS-解離很少，即y非常小∴x-y≈x

x+y≈x

平衡濃度/mol·L-1

x-y

x+yy⑵設：平衡時[S2-]=yHS-H+由上述計算可知：由上述計算可知：H2SH++HS-HS-H++S2-討論：H2S2H+

+S2-室溫下，H2S飽和溶液的濃度約為0.1mol·L-1H2S溶液中[H+]≠2[S2-]H2SH++HS-HS-四、影響解離平衡的因素：1.同離子效應：HAcH++Ac-NaAcNa++Ac-平衡移動方向

同離子效應：在弱電解質溶液中，加入與弱電解質具有相同離子的強電解質，使弱電解質的解離度降低的現(xiàn)象?！档徒怆x度四、影響解離平衡的因素：1.同離子效應：HAc例：在1.0L0.10mol·L-1HAc溶液中，加入固體NaAc0.10mol(假定溶液體積不變)，計算溶液中的H+濃度和HAc的解離度。x=[H+]=1.75×10-5mol·L-10.10+x≈0.100.1000.10平衡濃度/(mol·L-1)0.10–xx0.10+x

解：

HAcH++Ac－0.10-x≈0.10初始濃度/(mol·L-1)由于Ka較小，又產生同離子效應，故x與0.1相比可忽略不計。例：在1.0L0.10mol·L-1HAc溶液中，加入

已知沒有同離子效應時，0.10mol·L-1HAc溶液中[H＋]＝1.3×10-3mol·L-1,HAc的解離度為：

已知沒有同離子效應時，0.10mol·L3.溫度的影響2.鹽效應溫度對解離常數(shù)的影響不大。HAcH++Ac-NaClNa++Cl-平衡移動方向

在弱電解質溶液中加入其他強電解質時，該弱電解質的解離度將略有提高，這一影響稱為鹽效應?！怆x度增大3.溫度的影響2.鹽效應溫度對解離常數(shù)的影響不大。HA第四節(jié)緩沖溶液1.定義：能抵抗外加少量酸、堿或稀釋，而本身pH值不發(fā)生顯著變化的作用稱為緩沖作用，具有緩沖作用的溶液稱為緩沖溶液。2.緩沖溶液的組成：抗酸組分抗堿組分例：弱酸鹽弱酸HAc~NaAc弱堿弱堿鹽NH3·H2O~NH4Cl多元酸酸式鹽及其次級酸式鹽NaH2PO4~Na2HPO4典型第四節(jié)緩沖溶液1.定義：能抵抗外加少量酸、堿或稀釋，而本以HAc—NaAc溶液為例：3.

緩沖作用原理：HAcH++Ac-（1）NaAcNa++Ac-（2）HAc（大量）H+（少量）

+Ac-（大量）以HAc—NaAc溶液為例：3.緩沖作用原理：HAcHAc（大量）H+（少量）

+Ac-（大量）（1）加少量酸溶液中的Ac–與外加的少量的H+結合成HAc，平衡向左移動，溶液的pH值基本不變。—Ac-為緩沖溶液的抗酸組分（2）加少量堿外加的OH-與H+結合成H2O，H+濃度降低，平衡向右移動，有更多HAc解離來補充減少的H+，使溶液的pH值基本不變。—HAc為緩沖溶液的抗堿組分（3）加少量水稀釋溶液中[Ac-]與[HAc]降低倍數(shù)相同，故的比值保持不變，pH值沒有變化。HAc（大量）H+（少量）+A設緩沖溶液由弱酸~弱酸鹽組成：HA~MA4.緩沖溶液pH值的計算：C酸C鹽

HAH++A－初始濃度/(mol·L-1)

C酸

0

C鹽平衡濃度/(mol·L-1)C酸–xxC鹽+x由于同離子效應，HA解離度降低。

c酸–x≈c酸c鹽+x≈

c鹽

設緩沖溶液由弱酸~弱酸鹽組成：HA~M結論：a.弱酸~弱酸鹽組成（例HAc～NaAc）：b.弱堿~弱堿鹽組成（例NH3·H2O～NH4Cl）：結論：a.弱酸~弱酸鹽組成（例HAc～NaAc）：b.弱堿~例：90mL含有0.10mol/LHAc和0.10mol/L

NaAc的緩沖溶液的pH值為多少？在該緩沖溶液中分別加入(1)0.010mol/LHCl溶液10mL；(2)0.010mol/LNaOH溶液10mL；(3)水10mL試計算它們的pH值。解：例：90mL含有0.10mol/LHAc和0.10(1)加HCl溶液后，HAc和Ac-

的濃度分別為：(1)加HCl溶液后，HAc和Ac-的濃度分別為：(2)加NaOH溶液后，HAc和Ac-

的濃度分別為：(2)加NaOH溶液后，HAc和Ac-的濃度分別為(3)加10mL水：(3)加10mL水：5.緩沖物質的選擇和緩沖溶液的配制⑴⑵緩沖溶液的有效范圍：a.弱酸~弱酸鹽（例HAc～NaAc）：

pH=pKa±1b.弱堿~弱堿鹽組成（例NH3·H2O～NH4Cl）：

pOH=pKb±1⑶所選緩沖溶液不能與反應物、生成物作用。5.緩沖物質的選擇和緩沖溶液的配制⑴⑵緩沖溶液的有效范圍第五節(jié)鹽類的水解鹽的水解：鹽的離子與水解離出來的H+或OH-作用生成弱電解質的反應。1.強酸強堿鹽：

強酸強堿鹽的離子不和水發(fā)生作用，因而這類鹽不會發(fā)生水解反應?！芤撼手行缘谖骞?jié)鹽類的水解鹽的水解：鹽的離子與水解離出來的H+或O2.強堿弱酸鹽:以NaAc為例：

NaAc=Na++Ac-H2OOH-+H+＋HAc——水溶液呈堿性2.強堿弱酸鹽:以NaAc為例：NaAc=Na(1)H2OH++OH-(2)Ac-+H+HAcKh為水解常數(shù)組成鹽的酸越弱，則Kh越大，鹽的水解傾向越大。(1)H2OH++OH-(2)《無機化學》第四章-酸堿平衡和沉淀-溶解平衡課件例：計算0.10mol/LNaAc溶液的pH和h。解：設水解后溶液中的[OH-]=xmol/L平衡濃度/mol·L-10.10-x

x

x例：計算0.10mol/LNaAc溶液的pH和h。解：設水pOH=5.12則pH=8.88pOH=5.12則pH=8.883.強酸弱堿鹽：以NH4Cl為例：

NH4Cl=NH4++Cl-H2OOH-+H+＋NH3·H2O——水溶液呈酸性3.強酸弱堿鹽：以NH4Cl為例：NH4Cl=N(1)H2OH++OH-(2)NH4++OH-NH3·H2O(1)H2OH++OH-(2)N4.弱酸弱堿鹽

以NH4Ac為例：(1)H2OH++OH-K1=Kw(2)NH4++OH-NH3?H2O(3)Ac-+H+HAcNH4++Ac-+H2ONH3?H2O+HAc4.弱酸弱堿鹽以NH4Ac為例：(1)H2O弱酸弱堿鹽其水溶液的酸堿性取決于弱酸、弱堿的相對強弱:弱酸弱堿鹽其水溶液的酸堿性取決于弱酸、弱堿的相對強弱:5.多元弱酸鹽和多元弱堿鹽的水解：以Na2CO3為例：⑴多元弱酸鹽：只考慮第一級水解——水溶液呈堿性5.多元弱酸鹽和多元弱堿鹽的水解：以Na2CO3為例：⑴多多元弱酸鹽pH值計算的近似公式：⑵多元弱堿鹽：以CuCl2為例：（1）Cu2++H2OCu(OH)++H+（2）Cu(OH)++H2OCu(OH)2+H+——水溶液呈酸性多元弱酸鹽pH值計算的近似公式：⑵多元弱堿鹽：以CuCl2為二、影響鹽類水解反應的因素1.鹽類的本性①鹽類水解后生成的弱酸或弱堿越弱，水解越強烈。如：在AlCl3溶液中加入Na2S得一白色沉淀

2Al3++3S2-+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2S↑②水解產物若為沉淀或易揮發(fā)的氣體，則水解反應進行完全。二、影響鹽類水解反應的因素1.鹽類的本性①鹽類水解后生成2.濃度:C鹽↓,水解度增大。4.酸度：3.溫度:——升溫促進水解——可利用調節(jié)溶液的酸堿度促進或抑制鹽的水解2.濃度:C鹽↓,水解度增大。4.酸度：3.溫第六節(jié)難溶電解質的沉淀－溶解平衡一、沉淀-溶解平衡常數(shù)——溶度積

在一定條件下，將難溶電解質固體放入水中時，就發(fā)生溶解和沉淀兩個過程。第六節(jié)難溶電解質的沉淀－溶解平衡一、沉淀-溶解平衡常數(shù)—AgCl(s)Ag++Cl-溶解沉淀1.溶度積常數(shù):（簡稱溶度積）①與溫度有關。②反映了難溶強電解質的溶解能力。屬于多相平衡可簡寫為：AgCl(s)A通式：AmBn(s)mAn+

+nBm-通式：AmBn(s)mAn+2.溶度積和溶解度之間的相互換算（1）由S計算例：Ag2CrO4在298K時的溶解度為6.5410-5mol/L，計算其溶度積。Ag2CrO4（s）2Ag+

+CrO42-解：2SS2.溶度積和溶解度之間的相互換算（1）由S計算例：Ag2C（2）由計算S例：25℃時，AgCl：

Ag2CrO4:分別求AgCl、Ag2CrO4的溶解度。AgCl（s）Ag+

+Cl-解：①SS（2）由計算S例：25℃時，AgCl：分別求AgAg2CrO4（s）2Ag+

+CrO42-②2SS=(2S)2

S=4S3(注：S的單位：mol/L)Ag2CrO4（s）2Ag++CrO42-②2S討論：難溶電解質類型AB型溶解度和溶度積關系AB2或A2B型ABn或AnB型結論：只有對于同類型的難溶強電解質才可以用溶度積比較其溶解能力的大小。討論：難溶電解質類型AB型溶解度和溶度積關系AB2或A2B型*

相同類型的難溶電解質，其大的S也大。電解質類型電解質溶解度/mol·L-1溶度積ABAgClAgBrAgI1.33×10-57.31×10-79.23×10-91.77×10-105.35×10-138.52×10-17AB2CaF22.05×10-43.45×10-11A2BAg2CrO46.54×10-51.12×10-12

減小S

減小*相同類型的難溶電解質，其大的S也大。電二、

溶度積規(guī)則AmBn(s)mAn+

+nBm-同一溫度下飽和溶液平衡不飽和溶液，反應向沉淀溶解方向進行過飽和溶液反應向生成沉淀的方向進行二、溶度積規(guī)則AmBn(s)三、沉淀的生成和溶解1.沉淀的生成例：將等體積的410-3mol/L的AgNO3和410-3mol/LK2CrO4混合，是否會析出Ag2CrO4沉淀？Ag2CrO4（s）2Ag+

+CrO42-解：混合后：∴有Ag2CrO4沉淀析出。三、沉淀的生成和溶解1.沉淀的生成例：將等體2.沉淀的溶解(1)生成弱電解質

①生成弱酸

2HCl=2Cl-+2H+＋H2CO3→H2O+CO2↑CaCO3(s)+2H+CO2↑+H2O+Ca2+例：CaCO3(s)Ca2++CO32-原因：2.沉淀的溶解(1)生成弱電解質①生成弱酸2HClCO32-+H+HCO3-CaCO3(s)Ca2++CO32-HCO3-+H+H2CO3

CaCO3溶于酸的平衡常數(shù)：可見：溶度積越大，生成的酸越弱，反應越易進行。CO32-+H+HCO3-CaC②生成弱堿2NH4Cl2Cl-+2NH4+Mg(OH)2(s)Mg2++2OH-＋2NH3·H2OMg(OH)2(s)+2NH4+Mg2++2NH3·H2O例：Mg(OH)2能溶于銨鹽。①Mg(OH)2、Mn(OH)2的Ksp較大，能溶于銨鹽。②Fe(OH)3、Al(OH)3的Ksp較小，不能溶于銨鹽。②生成弱堿2NH4Cl2Cl-+2N③生成水3HCl=3Cl-+3H+Fe(OH)3(s)+3H+Fe3++3H2O例：Fe(OH)3(s)Fe3++3OH-原因：＋3H2O③生成水3HCl=3Cl-+3H+(2)發(fā)生氧化還原反應3CuS+8HNO3=3Cu(NO3)2+2NO↑+3S↓+4H2O例：

[S2-]↓，J↓，J<Ksp

CuS（s）Cu2+

+S2-原因：3S2-+2NO3-+8H+3S↓+2NO↑+4H2O(2)發(fā)生氧化還原反應3CuS+8HNO3=3Cu(NO(3)生成配離子例如：AgCl溶于濃氨水。AgCl（s）Ag+

+Cl-+2NH3[Ag(NH3)2]+(3)生成配離子例如：AgCl溶于濃氨水。AgCl（s）A3.金屬硫化物沉淀的生成和溶解PbSBi2S3CuSCdSSb2S3SnS2As2S3HgS金屬硫化物的顏色3.金屬硫化物沉淀的生成和溶解PbSBi2S3推導：用1L酸溶解0.10mol硫化物MS所需[H+]的公式M2++H2SMS+2H+HS-H++S2-H2SH++HS-M2++S2-MS(S)推導：用1L酸溶解0.10mol硫化物MS所需[H+]的公式[M2+]=0.10mol/L[H2S]=0.10mol/L[H+]min=[H+]消耗+[H+]平[M2+]=0.10mol/L[H2S]例：計算使0.10mol的MnS、ZnS、CuS溶解于1L酸所需[H+]的最低濃度。解：MnSZnSCuS例：計算使0.10mol的MnS、ZnS、CuS溶解于1L酸4.同離子效應和鹽效應(1)同離子效應：AgCl（s）Ag+

+Cl-NaClNa++Cl-平衡移動方向

在難溶電解質的飽和溶液中加入與其含有相同離子的易溶強電解質，而使難溶電解質的溶解度降低的現(xiàn)象?！档腿芙舛?.同離子效應和鹽效應(1)同離子效應：AgCl（s）Ag例：求（1）25℃時，BaSO4在純水中的溶解度。（2）BaSO4在0.01mol/LNa2SO4溶液中的溶解度。（已知：)BaSO4（s）Ba2++SO42-解：①SS例：求（1）25℃時，BaSO4在純水中的溶解度。BaSO4BaSO4（s）Ba2++SO42-解：②平衡濃度S0.01+S由于S值很小，故0.01+S≈0.01BaSO4（s）Ba2++SO42-解：②平衡濃度(2)鹽效應:AgCl（s）Ag+

+Cl-KNO3K++NO3-平衡移動方向——增大溶解度(2)鹽效應:AgCl（s）Ag++Cl-KNO3三、分步沉淀和沉淀轉化1.分步沉淀例：在含有0.01mol/L的Cl-和0.01mol/L的I-的溶液中逐滴加入AgNO3。問（1）哪種離子先沉淀？（2）當?shù)诙N離子開始沉淀時，溶液中第一種離子是否沉淀完全？三、分步沉淀和沉淀轉化1.分步沉淀例：在含有0.01mol解：（1）AgCl：AgI：沉淀I-所需[Ag+]比沉淀Cl-所需[Ag+]∴I-先沉淀解：（1）AgCl：AgI：沉淀I-所需[Ag+]比沉淀Cl此時[I-]<<10-5mol/L因此AgCl開始沉淀時，I-已沉淀完全。判斷離子沉淀完全依據(jù)[Mn+]≤10-5mol/L此時[I-]<<10-5mol/L因此AgCl開始2.沉淀轉化：例：PbCl2(s)+CO32-PbCO3(s)+2Cl-PbCl2(s)Pb2++2Cl-Pb2++CO32-PbCO3(s)沉淀轉化條件：難溶物質轉化為更難溶物質。2.沉淀轉化：例：PbCl2(s)+CO32-PbCO34.3弱酸、弱堿的解離平衡4.2強電解質溶液4.4緩沖溶液

4.5鹽類的水解4.6難溶強電解質的沉淀-溶解平衡

4.1近代酸堿理論簡介第四章酸堿平衡和沉淀-溶解平衡4.3弱酸、弱堿的解離平衡4.2強電解質溶液4.4第一節(jié)近代酸堿理論簡介一、酸堿質子理論

酸——能給出質子的物質。例：HAc、H3PO4堿——能接受質子的物質。例：Ac-、CO32-1.酸堿的定義第一節(jié)近代酸堿理論簡介一、酸堿質子理論酸——能給出質2.酸堿的形式酸質子+堿HAcH++Ac–NH4+H++NH3H2PO4-H++HPO42-HPO42-H++PO43-共軛酸堿對之間只差一個H+既可以給出質子又可以接受質子的物質為兩性物質2.酸堿的形式酸質子+堿HAcH++Ac–NH43.酸堿的強度⑴酸堿的強度給出質子能力越強——酸性越強接受質子能力越強——堿性越強⑵酸越強，其對應共軛堿堿性越弱堿越強，其對應共軛酸酸性越弱例：酸強度HA>HB>HC共軛堿強度A-<B-<C-3.酸堿的強度⑴酸堿的強度給出質子能力越強——酸性越強接受質

4.酸堿反應實質：質子H+——質子在兩個共軛酸堿對之間的傳遞。5.酸堿質子理論優(yōu)缺點：優(yōu)：擴大酸堿范圍，適用于水溶液及非水體系。缺：僅限于質子授受，對于無質子的酸堿反應無法解釋。4.酸堿反應實質：質子H+——質子在兩個共軛酸堿5.酸第二節(jié)強電解質溶液一、活度和活度系數(shù)1.活度a：離子在參加化學反應時表現(xiàn)出來的有效

濃度稱為該離子的活度。a=c

2.活度系數(shù)：反映了溶液中離子間相互作用的程度。①稀溶液、弱電解質、難溶電解質溶液1，a

≈C。②強電解質溶液<1，a<

C。(注：與離子濃度C、離子的電荷數(shù)Z有關。）第二節(jié)強電解質溶液一、活度和活度系數(shù)1.活度a：離子在參加第三節(jié)弱酸、弱堿的解離平衡一、水的解離平衡1.水的解離：H2OH++OH-水的離子積常數(shù)，與溫度有關。（25℃時，Kw=1.010-14）可簡寫為：第三節(jié)弱酸、弱堿的解離平衡一、水的解離平衡1.水的解離：H2.溶液的酸堿性⑴[H+]>1.0mol/L時，用[H+]表示。

[H+]<1.0mol/L時，用pH表示。

⑵

pH=-lg[H+][H+]>[OH-]pH<7酸性[H+]=[OH-]pH=7中性[H+]<[OH-]pH>7堿性同理：pOH=-lg[OH-]即pH+pOH=142.溶液的酸堿性⑴[H+]>1.0mol/L時，用二、一元弱酸、弱堿的解離平衡HAcH++Ac–1.解離常數(shù)：可簡寫為：二、一元弱酸、弱堿的解離平衡HAcH++Ac–NH3·H2ONH4＋＋OH－可簡寫為：NH3·H2ONH4＋＋OH－可簡寫為：解離常數(shù)的意義：①解離常數(shù)的大小反映了弱電解質解離的趨勢。越大，弱電解質解離程度越大。②與弱酸、弱堿的濃度無關。③與溫度有關。（注：由于解離過程的熱效應較小，室溫下可忽略對解離常數(shù)的影響。）2.解離度解離常數(shù)的意義：①解離常數(shù)的大小反映了弱電解質解離的趨勢。越3.解離常數(shù)和解離度的關系設HA的濃度為Cmol/L，解離度為。HAH++A-起始濃度/mol·L-1

c00平衡濃度/mol·L-1c(1-)

ccKa=c2(稀釋定律)3.解離常數(shù)和解離度的關系設HA的濃度為Cmol/L，解4.一元弱酸、弱堿溶液pH值的計算例：濃度為Cmol/L的HAc溶液。⑴一元弱酸HAcH++Ac–①一般公式：②近似公式：4.一元弱酸、弱堿溶液pH值的計算例：濃度為Cmol/L的例：濃度為Cmol/L的NH3·H2O溶液。⑵一元弱堿①一般公式：②近似公式：NH3·H2ONH4＋＋OH－例：濃度為Cmol/L的NH3·H2O溶液。⑵一元弱堿①例：已知25℃時，計算該溫度下0.10mol·L-1的HAc溶液中[H+]、[Ac-]及溶液pH，并計算該溫度下HAc的解離度。解：設解離平衡時，[H+]=xmol·L-1HAcH++Ac-起始濃度/mol·L-10.1000平衡濃度/mol·L-10.10-x

xx例：已知25℃時，pH=-lg[H+]=-lg(1.310-3)=2.89pH=-lg[H+]=-lg(1.310-3

三、多元弱酸的離解平衡

H2SH++HS-HS-H++S2-1.特點：①分步。②一步比一步難?！猵H計算只考慮第一級解離。三、多元弱酸的離解平衡H2SH例：室溫下，H2S飽和溶液的濃度為0.10mol·L-1，求溶液中[H+]、[HS-]、[S2-]、[OH-]。

⑴由于Ka1>>Ka2，故求[H+]時只考慮第一級解離。解：設H2S飽和溶液中[H+]=xmol·L-1起始濃度/mol·L-10.1000H2SH++HS-平衡濃度/mol·L-1

0.10-x

x

x例：室溫下，H2S飽和溶液的濃度為0.10mol·L-1，⑵設：平衡時[S2-]=yHS-H++S2-起始濃度/mol·L-1

x

x0∵很小，HS-解離很少，即y非常小∴x-y≈x

x+y≈x

平衡濃度/mol·L-1

x-y

x+yy⑵設：平衡時[S2-]=yHS-H+由上述計算可知：由上述計算可知：H2SH++HS-HS-H++S2-討論：H2S2H+

+S2-室溫下，H2S飽和溶液的濃度約為0.1mol·L-1H2S溶液中[H+]≠2[S2-]H2SH++HS-HS-四、影響解離平衡的因素：1.同離子效應：HAcH++Ac-NaAcNa++Ac-平衡移動方向

同離子效應：在弱電解質溶液中，加入與弱電解質具有相同離子的強電解質，使弱電解質的解離度降低的現(xiàn)象?！档徒怆x度四、影響解離平衡的因素：1.同離子效應：HAc例：在1.0L0.10mol·L-1HAc溶液中，加入固體NaAc0.10mol(假定溶液體積不變)，計算溶液中的H+濃度和HAc的解離度。x=[H+]=1.75×10-5mol·L-10.10+x≈0.100.1000.10平衡濃度/(mol·L-1)0.10–xx0.10+x

解：

HAcH++Ac－0.10-x≈0.10初始濃度/(mol·L-1)由于Ka較小，又產生同離子效應，故x與0.1相比可忽略不計。例：在1.0L0.10mol·L-1HAc溶液中，加入

已知沒有同離子效應時，0.10mol·L-1HAc溶液中[H＋]＝1.3×10-3mol·L-1,HAc的解離度為：

已知沒有同離子效應時，0.10mol·L3.溫度的影響2.鹽效應溫度對解離常數(shù)的影響不大。HAcH++Ac-NaClNa++Cl-平衡移動方向

在弱電解質溶液中加入其他強電解質時，該弱電解質的解離度將略有提高，這一影響稱為鹽效應?！怆x度增大3.溫度的影響2.鹽效應溫度對解離常數(shù)的影響不大。HA第四節(jié)緩沖溶液1.定義：能抵抗外加少量酸、堿或稀釋，而本身pH值不發(fā)生顯著變化的作用稱為緩沖作用，具有緩沖作用的溶液稱為緩沖溶液。2.緩沖溶液的組成：抗酸組分抗堿組分例：弱酸鹽弱酸HAc~NaAc弱堿弱堿鹽NH3·H2O~NH4Cl多元酸酸式鹽及其次級酸式鹽NaH2PO4~Na2HPO4典型第四節(jié)緩沖溶液1.定義：能抵抗外加少量酸、堿或稀釋，而本以HAc—NaAc溶液為例：3.

緩沖作用原理：HAcH++Ac-（1）NaAcNa++Ac-（2）HAc（大量）H+（少量）

+Ac-（大量）以HAc—NaAc溶液為例：3.緩沖作用原理：HAcHAc（大量）H+（少量）

+Ac-（大量）（1）加少量酸溶液中的Ac–與外加的少量的H+結合成HAc，平衡向左移動，溶液的pH值基本不變?！狝c-為緩沖溶液的抗酸組分（2）加少量堿外加的OH-與H+結合成H2O，H+濃度降低，平衡向右移動，有更多HAc解離來補充減少的H+，使溶液的pH值基本不變。—HAc為緩沖溶液的抗堿組分（3）加少量水稀釋溶液中[Ac-]與[HAc]降低倍數(shù)相同，故的比值保持不變，pH值沒有變化。HAc（大量）H+（少量）+A設緩沖溶液由弱酸~弱酸鹽組成：HA~MA4.緩沖溶液pH值的計算：C酸C鹽

HAH++A－初始濃度/(mol·L-1)

C酸

0

C鹽平衡濃度/(mol·L-1)C酸–xxC鹽+x由于同離子效應，HA解離度降低。

c酸–x≈c酸c鹽+x≈

c鹽

設緩沖溶液由弱酸~弱酸鹽組成：HA~M結論：a.弱酸~弱酸鹽組成（例HAc～NaAc）：b.弱堿~弱堿鹽組成（例NH3·H2O～NH4Cl）：結論：a.弱酸~弱酸鹽組成（例HAc～NaAc）：b.弱堿~例：90mL含有0.10mol/LHAc和0.10mol/L

NaAc的緩沖溶液的pH值為多少？在該緩沖溶液中分別加入(1)0.010mol/LHCl溶液10mL；(2)0.010mol/LNaOH溶液10mL；(3)水10mL試計算它們的pH值。解：例：90mL含有0.10mol/LHAc和0.10(1)加HCl溶液后，HAc和Ac-

的濃度分別為：(1)加HCl溶液后，HAc和Ac-的濃度分別為：(2)加NaOH溶液后，HAc和Ac-

的濃度分別為：(2)加NaOH溶液后，HAc和Ac-的濃度分別為(3)加10mL水：(3)加10mL水：5.緩沖物質的選擇和緩沖溶液的配制⑴⑵緩沖溶液的有效范圍：a.弱酸~弱酸鹽（例HAc～NaAc）：

pH=pKa±1b.弱堿~弱堿鹽組成（例NH3·H2O～NH4Cl）：

pOH=pKb±1⑶所選緩沖溶液不能與反應物、生成物作用。5.緩沖物質的選擇和緩沖溶液的配制⑴⑵緩沖溶液的有效范圍第五節(jié)鹽類的水解鹽的水解：鹽的離子與水解離出來的H+或OH-作用生成弱電解質的反應。1.強酸強堿鹽：

強酸強堿鹽的離子不和水發(fā)生作用，因而這類鹽不會發(fā)生水解反應?！芤撼手行缘谖骞?jié)鹽類的水解鹽的水解：鹽的離子與水解離出來的H+或O2.強堿弱酸鹽:以NaAc為例：

NaAc=Na++Ac-H2OOH-+H+＋HAc——水溶液呈堿性2.強堿弱酸鹽:以NaAc為例：NaAc=Na(1)H2OH++OH-(2)Ac-+H+HAcKh為水解常數(shù)組成鹽的酸越弱，則Kh越大，鹽的水解傾向越大。(1)H2OH++OH-(2)《無機化學》第四章-酸堿平衡和沉淀-溶解平衡課件例：計算0.10mol/LNaAc溶液的pH和h。解：設水解后溶液中的[OH-]=xmol/L平衡濃度/mol·L-10.10-x

x

x例：計算0.10mol/LNaAc溶液的pH和h。解：設水pOH=5.12則pH=8.88pOH=5.12則pH=8.883.強酸弱堿鹽：以NH4Cl為例：

NH4Cl=NH4++Cl-H2OOH-+H+＋NH3·H2O——水溶液呈酸性3.強酸弱堿鹽：以NH4Cl為例：NH4Cl=N(1)H2OH++OH-(2)NH4++OH-NH3·H2O(1)H2OH++OH-(2)N4.弱酸弱堿鹽

以NH4Ac為例：(1)H2OH++OH-K1=Kw(2)NH4++OH-NH3?H2O(3)Ac-+H+HAcNH4++Ac-+H2ONH3?H2O+HAc4.弱酸弱堿鹽以NH4Ac為例：(1)H2O弱酸弱堿鹽其水溶液的酸堿性取決于弱酸、弱堿的相對強弱:弱酸弱堿鹽其水溶液的酸堿性取決于弱酸、弱堿的相對強弱:5.多元弱酸鹽和多元弱堿鹽的水解：以Na2CO3為例：⑴多元弱酸鹽：只考慮第一級水解——水溶液呈堿性5.多元弱酸鹽和多元弱堿鹽的水解：以Na2CO3為例：⑴多多元弱酸鹽pH值計算的近似公式：⑵多元弱堿鹽：以CuCl2為例：（1）Cu2++H2OCu(OH)++H+（2）Cu(OH)++H2OCu(OH)2+H+——水溶液呈酸性多元弱酸鹽pH值計算的近似公式：⑵多元弱堿鹽：以CuCl2為二、影響鹽類水解反應的因素1.鹽類的本性①鹽類水解后生成的弱酸或弱堿越弱，水解越強烈。如：在AlCl3溶液中加入Na2S得一白色沉淀

2Al3++3S2-+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2S↑②水解產物若為沉淀或易揮發(fā)的氣體，則水解反應進行完全。二、影響鹽類水解反應的因素1.鹽類的本性①鹽類水解后生成2.濃度:C鹽↓,水解度增大。4.酸度：3.溫度:——升溫促進水解——可利用調節(jié)溶液的酸堿度促進或抑制鹽的水解2.濃度:C鹽↓,水解度增大。4.酸度：3.溫第六節(jié)難溶電解質的沉淀－溶解平衡一、沉淀-溶解平衡常數(shù)——溶度積

在一定條件下，將難溶電解質固體放入水中時，就發(fā)生溶解和沉淀兩個過程。第六節(jié)難溶電解質的沉淀－溶解平衡一、沉淀-溶解平衡常數(shù)—AgCl(s)Ag++Cl-溶解沉淀1.溶度積常數(shù):（簡稱溶度積）①與溫度有關。②反映了難溶強電解質的溶解能力。屬于多相平衡可簡寫為：AgCl(s)A通式：AmBn(s)mAn+

+nBm-通式：AmBn(s)mAn+2.溶度積和溶解度之間的相互換算（1）由S計算例：Ag2CrO4在298K時的溶解度為6.5410-5mol/L，計算其溶度積。Ag2CrO4（s）2Ag+

+CrO42-解：2SS2.溶度積和溶解度之間的相互換算（1）由S計算例：Ag2C（2）由計算S例：25℃時，AgCl：

Ag2CrO4:分別求AgCl、Ag2CrO4的溶解度。AgCl（s）Ag+

+Cl-解：①SS（2）由計算S例：25℃時，AgCl：分別求AgAg2CrO4（s）2Ag+

+CrO42-②2SS=(2S)2

S=4S3(注：S的單位：mol/L)Ag2CrO4（s）2Ag++CrO42-②2S討論：難溶電解質類型AB型溶解度和溶度積關系AB2或A2B型ABn或AnB型結論：只有對于同類型的難溶強電解質才可以用溶度積比較其溶解能力的大小。討論：難溶電解質類型AB型溶解度和溶度積關系AB2或A2B型*

相同類型的難溶電解質，其大的S也大。電解質類型電解質溶解度/mol·L-1溶度積ABAgClAgBrAgI1.33×10-57.31×10-79.23×10-91.77×10-105.35×10-138.52×10-17AB2CaF22.05×10-43.45×10-11A2BAg2CrO46.54×10-51.12×10-12

減小S

減小*相同類型的難溶電解質，其大的S也大。電二、

溶度積規(guī)則AmBn(s)mAn+

+nBm-同一溫度下飽和溶液平衡不飽和溶液，反應向沉淀溶解方向進行過飽和溶液反應向生成沉淀的方向進行二、溶度積規(guī)則AmBn(s)三、沉淀的生成和溶解1.沉淀的生成例：將等體積的410-3mol/L的AgNO3和410-3mol/LK2CrO4混合，是否會析出Ag2CrO4沉淀？Ag2CrO4（s）2Ag+

+CrO42-解：混合后：∴有Ag2CrO4沉淀析出。三、沉淀的生成和溶解1.沉淀的生成例：將等體2.沉淀的溶解(1)生成弱電解質

①生成弱酸

2HCl=2Cl-+2H+＋H2CO3→H2O+CO2↑CaCO3(s)+2H+CO2↑+H2O+Ca2+例：CaCO3(s)Ca2++CO32-原因：2.沉淀的溶解(1)生成弱電解質①生成弱酸2HClCO32-+H+HCO3-CaCO3(s)Ca2++CO32-HCO3-+H+H2