第一章-酸堿理論課件

中級(jí)無(wú)機(jī)化學(xué)講義中級(jí)無(wú)機(jī)化學(xué)講義1

一、酸堿的電離理論（阿累尼烏斯電離理論）１、酸堿的定義電離時(shí)產(chǎn)生的陽(yáng)離子全部是H+離子的化合物叫酸；電離時(shí)生成的陰離子全部是OH-離子的化合物叫堿。H+離子是酸的特征，OH-離子是堿的特征。中和反應(yīng)的實(shí)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(wú)水的情況下，電離理論又無(wú)法適應(yīng)。如HCl的苯溶液是酸還是堿。酸堿理論一、酸堿的電離理論（阿累尼烏斯電離理論）酸堿理論2酸堿理論二、酸堿質(zhì)子理論（布朗斯特-勞萊理論）1、酸堿的定義酸：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。

酸和堿可以是分子或離子。如HCl、NH4+、HSO4-是酸；Cl-、NH3、HSO4-是堿。如：HClH++Cl-酸質(zhì)子+堿這樣的一對(duì)酸堿，它們依賴獲得或給出質(zhì)子互相依存這樣的酸堿對(duì)叫做共軛酸堿對(duì)，這里Cl-離子是HCl的共軛堿，而HCl是Cl-離子的共軛酸。即HAH++A-共軛酸共軛堿酸堿理論二、酸堿質(zhì)子理論（布朗斯特-勞萊理論）3酸堿理論一般來(lái)說(shuō)：共軛酸越強(qiáng)，它的共軛堿就越弱；共軛堿越強(qiáng)，它的共軛酸就越弱。如：H2OH++OH-水為最弱的酸，它的共軛堿是最強(qiáng)的堿。酸的強(qiáng)度：用給出質(zhì)子的能力來(lái)量度。強(qiáng)酸具有高度給出質(zhì)子的能力。如HClO4、HCl、HNO3、H2SO4等。堿的強(qiáng)度：用接受質(zhì)子的能力來(lái)量度。強(qiáng)堿具有高度接受質(zhì)子的能力。如OH-、PO43-離子等。酸堿理論一般來(lái)說(shuō)：共軛酸越強(qiáng)，它的共軛堿就越弱；共軛堿越4酸堿理論酸共軛堿名稱化學(xué)式化學(xué)式名稱高氯酸HClO4ClO4-高氯酸根硫酸H2SO4HSO4-硫酸氫根硫酸氫根HSO4-SO42-硫酸根水合氫離子H3O+H2O水水H2OOH-氫氧根銨離子NH4+NH3氨氨NH3NH2-氨基離子氫溴酸HBrBr-溴離子酸及其共軛堿酸堿理論酸共軛堿名稱化學(xué)式化學(xué)式名稱高氯酸HClO4ClO45酸堿理論從表中的共軛酸堿對(duì)可以看出：①酸和堿可以是分子也可以是離子；②有的離子在某個(gè)共軛酸堿對(duì)中是堿，但在另一個(gè)共軛酸堿對(duì)中卻是酸，如HSO4-等；③質(zhì)子論中沒(méi)有鹽的概念。酸堿理論從表中的共軛酸堿對(duì)可以看出：6酸堿理論2、酸堿反應(yīng)根據(jù)酸堿質(zhì)子理論，酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)，就是兩個(gè)共軛酸堿對(duì)之間質(zhì)子傳遞的反應(yīng)。例如：HCl+NH3===NH4++Cl-酸1堿2酸2堿1NH3和HCl的反應(yīng)，無(wú)論在水溶液中或氣相中，其實(shí)質(zhì)都是一樣的。即HCl是酸，放出質(zhì)子給NH3，然后轉(zhuǎn)變?yōu)樗墓曹棄ACl-；NH3是堿，接受質(zhì)子后轉(zhuǎn)變?yōu)樗墓曹椝酦H4+。強(qiáng)酸放出的質(zhì)子，轉(zhuǎn)化為較弱的共軛堿。酸堿理論2、酸堿反應(yīng)酸1堿27酸堿質(zhì)子理論不僅擴(kuò)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，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)。

(1)電離作用：根據(jù)酸堿質(zhì)子理論的觀點(diǎn)，電離作用就是水與分子酸堿的質(zhì)子傳遞反應(yīng)。在水溶液中，酸電離時(shí)放出質(zhì)子給水，并產(chǎn)生共軛堿。酸堿理論酸堿質(zhì)子理論不僅擴(kuò)大了酸和堿的范圍，還可以把電離理論中的8酸堿理論強(qiáng)酸給出質(zhì)子的能力很強(qiáng)，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(jìn)行(相當(dāng)于電離理論的全部電離)。 HCl+H2OH3O++Cl-酸1堿2酸2堿1

弱酸給出質(zhì)子的能力很弱，其共軛堿則較強(qiáng)，因此反應(yīng)程度很小，為可逆反應(yīng)(相當(dāng)于電離理論的部分電離)。

HAc+H2OH3O++Ac-酸1堿2酸2堿1

酸堿理論強(qiáng)酸給出質(zhì)子的能力很強(qiáng)，其共軛堿則較弱，幾乎不能9氨和水的反應(yīng)，H2O給出質(zhì)子，由于H2O是弱酸所以反應(yīng)程度也很小，是可逆反應(yīng)(相當(dāng)于NH3在水中的電離過(guò)程)。

H2O+NH3

NH4++OH-酸1堿2酸2堿1

酸堿理論可見(jiàn)在酸的電離過(guò)程中，H2O接受質(zhì)子，是一個(gè)堿，而在NH3的電離過(guò)程中，H2O放出質(zhì)子，又是一個(gè)酸，所以水是兩性物質(zhì)。H2O+H2OH3O++OH-由于H3O+與OH-均為強(qiáng)酸和強(qiáng)堿，所以平衡強(qiáng)烈向左移動(dòng)。

氨和水的反應(yīng)，H2O給出質(zhì)子，由于H2O是弱酸所以反應(yīng)程10酸堿理論(2)水解反應(yīng)質(zhì)子論中沒(méi)有鹽的概念，因此，也沒(méi)有鹽的水解反應(yīng)。電離理論中水解反應(yīng)相當(dāng)于質(zhì)子論中水與離子酸、堿的質(zhì)子傳遞反應(yīng)。

H3O++Ac-

HAc+H2O酸1堿2酸2堿1

NH4++OH-

H2O+NH3酸1堿2酸2堿1

酸堿理論(2)水解反應(yīng)11酸堿理論通過(guò)上面的分析看出，酸堿質(zhì)子理論擴(kuò)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)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(jìn)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)。這樣，加深了人們對(duì)于酸堿和酸堿反應(yīng)的認(rèn)識(shí)。關(guān)于酸堿的定量標(biāo)度問(wèn)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(lái)定量地衡量在某溶劑中酸或堿的強(qiáng)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，所以必須含有氫，這就不能解釋不含氫的一類(lèi)的反應(yīng)。酸堿理論通過(guò)上面的分析看出，酸堿質(zhì)子理論擴(kuò)大了酸堿的含義12酸堿理論

三、酸堿電子理論（路易斯酸堿理論）

凡是可以接受電子對(duì)的物質(zhì)為酸，凡是可以給出電子對(duì)的物質(zhì)稱為堿。因此，酸又是電子對(duì)接受體，堿是電子對(duì)給予體。酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是配位鍵(兩原子間的共用電子對(duì)是由一個(gè)原子單獨(dú)提供的化學(xué)鍵稱為配位鍵，通常用→表示。的形成并生成酸堿配合物。酸 堿 酸堿配合物。(電子對(duì)接受體)(電子對(duì)給予體)H+ + :OH- H：OHHCl + :NH3 [H←NH3]BF3 + :F- [F←BＦ3]Cu2+ + 4:NH3 [Cu(←NH3)4]酸堿理論三、酸堿電子理論（路易斯酸堿理論）13第一章-酸堿理論ppt課件14第一章-酸堿理論ppt課件15第一章-酸堿理論ppt課件16第一章-酸堿理論ppt課件17酸堿理論

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(wú)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堿。所以一切鹽類(lèi)(如MgCl2)、金屬氧化物(CaO)及其它大多數(shù)無(wú)機(jī)化合物都是酸堿配合物。有機(jī)化合物如乙醇CH3CH2OH可看作是(酸)和OH-堿以配位鍵結(jié)合而成的酸堿配合物C2H5←OH酸堿電子理論對(duì)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，以電子的給出和接受來(lái)說(shuō)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(gè)酸堿理論更為全面和廣泛。酸堿理論由于在化合物中配位鍵普遍存在，因此路易斯酸、堿的18四、溶劑體系理論（自電離理論）四、溶劑體系理論（自電離理論）19第一章-酸堿理論ppt課件20第一章-酸堿理論ppt課件21第一章-酸堿理論ppt課件22第一章-酸堿理論ppt課件23五、魯克斯的氧負(fù)離子理論五、魯克斯的氧負(fù)離子理論24第一章-酸堿理論ppt課件25酸堿強(qiáng)度酸堿強(qiáng)度與鍵的極性、強(qiáng)度、及酸根的穩(wěn)定性有關(guān)。一、無(wú)氧酸（氫化物）非金屬元素都能形成具有最高氧化態(tài)的共價(jià)型的簡(jiǎn)單氫化物，在通常情況下它們?yōu)闅怏w或揮發(fā)性液體。它們的熔點(diǎn)、沸點(diǎn)都按元素在周期表中所處的族和周期呈周期性的變化。酸堿強(qiáng)度酸堿強(qiáng)度與鍵的極性、強(qiáng)度、及酸根的穩(wěn)定性有關(guān)。26水溶液酸堿性和無(wú)氧酸的強(qiáng)度無(wú)氧酸的強(qiáng)度取決于下列平衡：HA+H2OH3O++A+常用Ka或pKa的大小來(lái)衡量其酸堿性。可以用rG=-2.303RTlgKa來(lái)計(jì)算出Ka的值，也可以用熱力學(xué)循環(huán)推算水溶液酸堿性和無(wú)氧酸的強(qiáng)度無(wú)氧酸的強(qiáng)度取決于下列平衡：27二含氧酸

非金屬元素氧化物的水合物為含有一個(gè)或多個(gè)OH基團(tuán)的氫氧化物。作為這類(lèi)化合物的中心原子R,它周?chē)芙Y(jié)合多少個(gè)OH,取決于R+n的電荷數(shù)及半徑大小。通常R+n的電荷高，半徑大時(shí)，結(jié)合的OH基團(tuán)數(shù)目多。當(dāng)R+n的電荷高且半徑小時(shí)，例如Cl+7應(yīng)能結(jié)合七個(gè)OH基團(tuán)，但是由于它的半徑太小(0.027nm)，容納不了這許多OH，勢(shì)必脫水，直到Cl+7周?chē)Ａ舻漠愲姾呻x子或基團(tuán)數(shù)目，既能滿足Cl+7的氧化態(tài)又能滿足它的配位數(shù)。處于同一周期的元素，其配位數(shù)大致相同。二含氧酸28第一章-酸堿理論ppt課件29

在化合物R(OH)n中，可以有兩種離解方式：R(OH)n→R(OH)n-1+OH-堿式離解R(OH)n→RO(OH)n-1+H+酸式離解R(OH)n按堿式還是按酸式離解，主要是看R-O鍵和O-H鍵的相對(duì)強(qiáng)弱，若R-O鍵弱，就進(jìn)行堿式電離，若O-H鍵弱時(shí)就進(jìn)行酸式離解。R-O與O-H鍵的相對(duì)強(qiáng)弱又決定于“離子勢(shì)”——陽(yáng)離子的極化能力。由卡特雷奇(Cart-ledge,G.H)提出的。離子勢(shì)的表示式：

30R(OH)n中R半徑小電荷高，對(duì)氧原子的吸引力強(qiáng)R-O鍵能大，則R(OH)n主要是酸式解離，顯酸性。反之亦然。如:S6+:Z=+6r=0.030nm=200

當(dāng)1/2>10時(shí)R(OH)n顯酸性Al3+:Z=+3r=0.051nm=59

當(dāng)10>1/2>7時(shí)R(OH)n顯兩性Na+:Z=1r=0.097nm=10

當(dāng)1/2<7時(shí)R(OH)n顯堿性R(OH)n中R半徑小電荷高，對(duì)氧原子的吸引力強(qiáng)R-O鍵能大31含氧酸的強(qiáng)度可以用Ka或pKa值衡量含氧酸的強(qiáng)度。酸電離的難易程度取決于元素R吸引羥基氧原子的電子的能力。如果R的電負(fù)性大,R周?chē)姆橇u基氧原子(配鍵電子對(duì)偏向這種氧原子使R的有效電負(fù)性增加)數(shù)目多,則R原子吸引羥基氧原子的電子的能力強(qiáng),從而使O-H鍵的極性增強(qiáng),有利于質(zhì)子H+的轉(zhuǎn)移,所以酸的酸性強(qiáng)。含氧酸的強(qiáng)度可以用Ka或pKa值衡量含氧酸的強(qiáng)度。32含氧酸HnROm可寫(xiě)為ROm-n(OH)n，分子中的非羥基氧原子數(shù)N＝m-n鮑林(Pauling,L.)歸納出：(1)多元含氧酸的逐級(jí)電離常數(shù)之比約為10-5，即Kl:K2:K3…≈1:10-5:10-10…,或pKa的差值為5。例如:H2SO3的K1=1.2×10-2,K2＝1×10-7。(2)含氧酸的K1與非羥基氧原子數(shù)N有如下的關(guān)系：

K1≈105N-7，即:pKa≈7-5N如:H2SO3的N=1,K1≈105×1-7≈10-2,pK1≈2含氧酸HnROm可寫(xiě)為ROm-n(OH)n，分子中的非羥基氧33契勞尼斯(Cheronis,N.D.)曾經(jīng)建議按Ka值大小將酸強(qiáng)度分為四類(lèi)其中常用的三類(lèi)為：強(qiáng)酸Ka≥1弱酸Ka=10-7～1極弱酸Ka=10-14～10-7例1：試推測(cè)下列酸的強(qiáng)度。(K1≈105N-7)HClO4HClO3HClO2HClO105×3-7105×2-7105×1-7105×0-7=10810310-210-7酸的強(qiáng)度為：HClO4>HClO3>HClO2>HClO契勞尼斯(Cheronis,N.D.)曾經(jīng)建議按Ka值大小將34例2：試推測(cè)下列酸的強(qiáng)度HClO4H2SO4H3PO4H4SiO4

K1≈105N-7105×3-7105×2-7105×1-7105×0-7=10810310-210-7酸的強(qiáng)度為：HClO4>H2SO4>H3PO4>H4SiO4例3：試推測(cè)下列酸的強(qiáng)度HNO3H2CO3H3BO3

K1≈105N-7

105×2-7105×1-7105×0-7=10310-210-7酸的強(qiáng)度為：HNO3>H2CO3>H3BO3例2：試推測(cè)下列酸的強(qiáng)度35例4：試推測(cè)下列酸的強(qiáng)度HClOHBrOHIO這些酸屬于同一類(lèi)型，非羥其氧數(shù)相同，但由于成酸元素的電荷及吸電子能力的強(qiáng)度不同或R-O鍵長(zhǎng)不同，它們的酸性也不同。Cl的電負(fù)性比Br強(qiáng)、Cl-O比I-O鍵的鍵長(zhǎng)短。所以酸的強(qiáng)弱應(yīng)為：酸的強(qiáng)度為：HClO>HBrO>HIO例4：試推測(cè)下列酸的強(qiáng)度36

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H+離子的濃度變化幅度往往很大，濃的可大于10mol·L-1，在[H+]<1的情況下，用pH(負(fù)對(duì)數(shù)法)表示溶液的酸度更為方便，pH的定義是：

溶液中氫離子濃度的負(fù)對(duì)數(shù)叫做pH值。pH=-lg[H+]

軟硬酸理論（自學(xué)）自學(xué)要求：了解重要的硬軟酸堿

溶液的酸度37電解質(zhì)的電離

一、一元弱酸弱堿的電離1、電離常數(shù)HAc+H2OH3O++Ac-orHAcH++Ac-

在一定溫度下，其平衡關(guān)系為：Ka=[H+][Ac-]/[HAc]

Ka稱為弱酸的電離平衡常數(shù)，簡(jiǎn)稱為酸常數(shù)。H2O+NH3NH4++OH-Kb=[NH4+][OH-]/[NH3]

Ka和Kb是化學(xué)平衡常數(shù)的一種形式，利用電離常數(shù)數(shù)值的大小，可以估計(jì)弱電解質(zhì)電離的趨勢(shì)。K值越大，電離常數(shù)越大。通常把Ka=10-2～10-7的酸稱為弱酸，Ka<10-7的酸稱為極弱酸，弱堿亦可按Kb大小進(jìn)行分類(lèi)。電解質(zhì)的電離一、一元弱酸弱堿的電離38電解質(zhì)的電離按酸堿質(zhì)子理論，其共軛酸堿對(duì)如：HBB-+H+

Ka=[B-][H+]/[HB]其共軛堿的電離為：B-+H2OHB+OH-

Kb=[HB][OH-]/[B-]兩式相乘得：KaKb=Kw即Ka和Kb成反比關(guān)系，所以，弱酸的酸性越強(qiáng)(Kb越大)，則其共軛堿的堿性越弱(Kb越小)。

Ka越大酸性越強(qiáng)

pKa定義為pKa=-lgKa所以pKa值正值越大，對(duì)應(yīng)的酸越弱。對(duì)于多元弱酸如H3PO4→H2PO4-→HPO42-酸度遞減。電解質(zhì)的電離按酸堿質(zhì)子理論，其共軛酸堿對(duì)如：39電解質(zhì)的電離酸KapKa堿KbpKbHIO31.69×10-10.77IO3-5.1×10-1413.29HSO4-1.20×10-21.92SO42-8.33×10-1312.08H3PO47.52×10-32.12H2PO4-1.33×10-1211.88HNO24.6×10-43.37NO2-2.17×10-1110.66HF3.53×10-43.45F-2.83×10-1110.55HAc1.76×10-54.76Ac-5.68×10-109.26HClO2.95×10-87.53ClO-3.39×10-76.47NH4+5.64×10-109.25NH31.77×10-54.751HCN4.93×10-109.31CN-2.03×10-54.69HS-1.2×10-1514.92S2-8.33-0.92電解質(zhì)的電離酸KapKa堿KbpKbHIO31.69×10-40電解質(zhì)的電離2、解離度──電離程度的大小

=(已電離的濃度/弱電解質(zhì)的初始濃度)×100％如：測(cè)得0.10mol·L-1HAc的α=1.33％則表明每10000個(gè)HAc分子中有133個(gè)分子發(fā)生了電離。既然0.10mol·L-1HAc的α=1.33％則求HAc的平衡常數(shù)與的關(guān)系。HAcH++Ac-

初始濃度c00平衡濃度c-ccc

Ka=c2/(1-)當(dāng)<5％或c酸/Ka

400時(shí)1-≈1即Ka≈c

2∴=電解質(zhì)的電離2、解離度──電離程度的大小41電解質(zhì)的電離例題:298K時(shí)HAc的Ka=1.76×10-5計(jì)算0.10mol·L-1HAc溶液的[H+]濃度和解離度。解：設(shè)平衡時(shí)H+離子濃度為xHAcH++Ac-

初始濃度0.1000平衡濃度0.10-xxx

Ka=x2/(0.10-x)當(dāng)α<5％時(shí)或c酸/Ka≥400,則c酸≈[酸]即0.10-x≈0.10，這時(shí)上式為：

Ka=x2/(0.10)=1.76×10-5[H+]=x=1.33×10-3mol·L-1

=[H+]/c酸×100％=1.33×10-3/0.1×100％=1.33％答:[H+]濃度為1.33×10-3mol·L-1，解離度為1.33％電解質(zhì)的電離例題:298K時(shí)HAc的Ka=1.76×1042電解質(zhì)的電離從上題中[H+]濃度為1.33×10-3mol·L-1，可知水的電離可以忽略。當(dāng)忽略水的電離時(shí)：對(duì)于一元弱酸：若<5％時(shí)或c酸/Ka≥400則[H+]２=Ka·c酸對(duì)于一元弱堿：若<5％時(shí)或c堿/Kb≥400則[OH-]２=Kb·c堿電解質(zhì)的電離從上題中[H+]濃度為1.33×10-3mo43電解質(zhì)的電離

二、多元弱酸的電離多元弱酸的電離是分步進(jìn)行的。H2SH++HS-

K1=[H+][HS-]/[H2S]=5.7×10-8HS-H++S2-

K2=[H+][S2-]/[HS-]=1.2×10-15H2S2H++S2-

K=[H+]2[S2-]/[H2S]=K1K2=6.8×10-23注：①此式只表明平衡時(shí)[H+][S2-][H2S]三種濃度的關(guān)系，而不說(shuō)明電離過(guò)程為：H2S2H++S2-②多元酸K1/K2≥102時(shí)忽略二級(jí)電離,當(dāng)一元酸處理。電解質(zhì)的電離二、多元弱酸的電離44電解質(zhì)的電離例題：求飽和H2S溶液中[H+]、[HS-]、[H2S]和[OH-]解：①求[H+]、[HS-]因K1/K2=5.7×10-8/1.2×10-15≥102∴可忽略二級(jí)電離，當(dāng)一元酸處理來(lái)求[H+]H2SH++HS-0.1-xxx

c/Ka=0.1/5.7×10-8≥400,則0.1-x≈0.1∴[H+]２=cKa=0.10×5.7×10-8∴[H+]=7.5×10-5(mol·L-1)[H+]≈[HS-]=7.5×10-5mol·L-1電解質(zhì)的電離例題：求飽和H2S溶液中[H+]、[HS-]45電解質(zhì)的電離

②求[S2-]因S2-是二級(jí)電離的產(chǎn)物HS-

H++S2-

K2=[H+][S2-]/[HS-]=1.2×10-15∵[H+]≈[HS-]∴[S2-]=K2=1.2×10-15[OH-]=Kw/[H+]=1×10-14/7.5×10-5=1.3×10-10(mol·L-1)由上可得下列結(jié)論：①多元酸K1>>K2>>K3時(shí),求[H+]時(shí)當(dāng)做一元酸處理；②二元酸中酸根的濃度近似于K2，與酸的原始濃度關(guān)系不大。電解質(zhì)的電離②求[S2-]46電解質(zhì)的電離由化學(xué)平衡移動(dòng)原理，改變多元弱酸溶液的pH值，將使電離平衡發(fā)生移動(dòng)。

K1K2=[H+]2[S2-]/[H2S][S2-]=K1K2[H2S]/[H+]例題：飽和H2S，加酸使[H+]為0.24mol·L-1這時(shí)溶液中[S2-]=？解：[S2-]=K1K2[H2S]/[H+]=5.7×10-8×1.2×10-15×0.10/0.242=1.2×10-22(mol·L-1)答：[S2-]=1.2×10-22mol·L-1

電解質(zhì)的電離由化學(xué)平衡移動(dòng)原理，改變多元弱酸溶液的pH值47同離子效應(yīng)、緩沖溶液

一、同離子效應(yīng)HAcH++Ac-NaAc──→Na++Ac-HAc中加入少量NaAc,由于醋酸根的濃度增大,使HAc的電離平衡向左移動(dòng)，從而降低了HAc的解離度。在已經(jīng)建立離子平衡的弱電解質(zhì)溶液中,加入與其含有相同離子的另一強(qiáng)電解質(zhì),而使平衡向降低弱電解質(zhì)電離度方向移動(dòng)的作用稱為同離子效應(yīng)。同離子效應(yīng)、緩沖溶液一、同離子效應(yīng)48同離子效應(yīng)、緩沖溶液例題:在0.10mol·L-1HAc溶液中加入少量NaAc，使其濃度為0.10mol·L-1求該溶液的H+離子濃度和解離度。解：①求[H+]HAcH++Ac-初0.100.1平0.1-xx0.1+x由于同離子效應(yīng)，0.1mol·L-1HAc的解離度更小∴[HAc]=0.1-x≈0.1[Ac-]=0.1+x≈0.1∴[H+][Ac-]/[HAc]=Ka∴x=[H+]=1.76×10-5mol·L-1②=[H+]/c×100％=0.0176％答:[H+]為1.76×10-5mol·L-1，解離度為0.0176％同離子效應(yīng)、緩沖溶液例題:在0.10mol·L-1HAc49同離子效應(yīng)、緩沖溶液通過(guò)上述計(jì)算可以導(dǎo)出一元弱酸及其鹽的混合溶液中[H+]的一般近似公式：設(shè)酸[HAc]的濃度為c酸、鹽(Ac-)的濃度為c鹽HAcH++Ac-初c酸0c鹽平c酸-x

x

c鹽+x≈c酸≈c鹽代入平衡關(guān)系式xc鹽/c酸=Ka

x=Kac酸/c鹽即[H+]=Kac酸/c鹽兩邊取負(fù)對(duì)數(shù)pH=pKa-lg(c酸/c鹽)同理可推導(dǎo)出弱堿溶液中[OH-]的計(jì)算公式即[OH-]=Kbc堿/c鹽兩邊取負(fù)對(duì)數(shù)pOH=pKb-lg(c堿/c鹽)同離子效應(yīng)、緩沖溶液通過(guò)上述計(jì)算可以導(dǎo)出一元弱酸及其鹽的50同離子效應(yīng)、緩沖溶液

二、緩沖溶液

1、緩沖溶液的定義實(shí)驗(yàn)：在一試管中放入10毫升0.1mol·L-1HAc溶液和10毫升0.1mol·L-1NaAc溶液，混合后，用甲基紅作指示劑(變色范圍pH=4.4─6.2顏色紅→黃)分成四份，一份加1滴2mol·L-1HCl，另一份加1滴2mol·L-1NaOH，第三份入等體積的水稀釋，第四份做比較。結(jié)果顏色均無(wú)變化。即溶液的pH值基本不變。

這種能抵抗外來(lái)少量強(qiáng)酸、強(qiáng)堿或稀釋的影響，而能保持pH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。同離子效應(yīng)、緩沖溶液二、緩沖溶液

51同離子效應(yīng)、緩沖溶液2、緩沖作用原理

在含有HAc的NaAc的溶液中存在下列電離過(guò)程:HAcH++Ac-NaAc──→Na++Ac-NaAc完全電離，由于同離子效應(yīng)，降低了HAc的電離度，這時(shí)[HAc]和[Ac-]都較大，而且存在著[HAc]電離平衡。當(dāng)加入少量H+時(shí)，H+離子和溶液中的Ac-結(jié)合生成HAc，使電離平衡向左移動(dòng)，達(dá)到新平衡時(shí)H+離子濃度不會(huì)顯著增加；如果在上述溶液中加入少量的堿，增加的OH-與溶液中的H+離子結(jié)合為水，這時(shí)HAc的電離平衡向右移動(dòng)，以補(bǔ)充H+離子的減少。緩沖能力是有限的，只是少量酸堿。同離子效應(yīng)、緩沖溶液2、緩沖作用原理52同離子效應(yīng)、緩沖溶液3、緩沖溶液的pH值

前面已經(jīng)討論了弱酸及其鹽的pH值為：pH=pKa-lg(c酸/c鹽)稱為緩沖溶液公式∴pH值決定于Ka和(c酸/c鹽)兩個(gè)因素。

利用緩沖溶液公式，可以計(jì)算緩沖溶液的pH值和外加酸堿后溶液pH的變化。同離子效應(yīng)、緩沖溶液3、緩沖溶液的pH值53同離子效應(yīng)、緩沖溶液

例題:乳酸HLac的Ka=1.4×10-4，1升含有1mol的HLac和1molNaLac的緩沖溶液中加0.01mol·L-1的酸，溶液的pH值為多少？加0.01mol·L-1的OH-,pH值又是幾？解：①求緩沖溶液的pH:∵c酸=1mol·L-1；c=1mol·L-1pKa=-lg1.4×10-4=3.85

pH=pKa-lg(c酸/c鹽)=3.85

②加酸使cH+=0.01mol·L-1則H+與Lac-結(jié)合生成HLac

cHLac=1+0.01=1.01mol·L-1,

cLac-=1-0.01=0.99mol·L-1

pH=3.85-lg(1.01/0.99)=3.84

③加堿使cOH-=0.01mol·L-1

pH=3.85-lg(0.99/1.01)=3.86同離子效應(yīng)、緩沖溶液例題:乳酸HLac的Ka=1.4×154同離子效應(yīng)、緩沖溶液4、緩沖溶液的選擇和配制配制一定pH值的緩沖溶液，因當(dāng)c酸=c鹽時(shí)按:pH=pKa-lg(c酸/c鹽)

pH=pKa，選擇pKa與所需pH值相等或接近的弱酸及其鹽，這時(shí)對(duì)外加酸，堿有同等的緩沖能力。

如：HAc的pKa=4.75，欲配制pH值為5左右的緩沖溶液，可選擇HAc－NaAc緩沖對(duì)；

H2PO4-的pKa=7.21，欲配制pH值為7左右的緩沖溶液，可選擇NaH2PO4－Na2HPO4緩沖對(duì)；

HCO3-的pKa=10.25，欲配制pH值為10左右的緩沖溶液，可選擇NaHCO3－Na2CO3緩沖對(duì)。

再由pH=pKa-lg(c酸/c鹽)適當(dāng)調(diào)整(c酸/c鹽)值。

注：所選緩沖溶液不能與反應(yīng)物或生成物起反應(yīng)。同離子效應(yīng)、緩沖溶液4、緩沖溶液的選擇和配制55鹽類(lèi)水解

鹽的離子與溶液中水電離出的H+離子或OH-離子作用產(chǎn)生弱電解質(zhì)的反應(yīng)，叫做鹽的水解。

一、弱酸強(qiáng)堿鹽

一元弱酸強(qiáng)堿鹽的水解，以NaAc為例：Ac-+H2OHAc+OH-即為NaAc的水解平衡，其在水溶液中有：H2OH++OH-

KwH++Ac-HAc1/Ka───────────────────Ac-+H2OHAc+OH-

Kh=Kw/Ka=1×10-14/1.76×10-5=5.68×10-10

鹽類(lèi)水解鹽的離子與溶液中水電離出的H+離子或OH-離子56

根據(jù)酸堿質(zhì)子理論，弱酸強(qiáng)堿鹽的水解常數(shù)Kh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，Kh與Ka成反比，所以生成的酸越弱，水解程度越大。

由水解常數(shù)可以計(jì)算溶液的酸堿性和水解度h。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/鹽的初始濃度×100％鹽類(lèi)水解根據(jù)酸堿質(zhì)子理論，弱酸強(qiáng)堿鹽的水解常數(shù)Kh就是該弱酸的共57鹽類(lèi)水解例題：計(jì)算0.10mol·L-1NaAc溶液的pH值和h。已知Ka(HAc)=1.76×10-5解：①求pH值(忽略水的電離)Ac-+H2OHAc+OH-平0.1-xxx≈0.1

Kh=[HAc][OH-]/[Ac-]=x2/0.1∴x=7.5×10-6mol·L-1[H+]=Kw/[OH-]=1×10-14/7.5×10-6∴pH=8.9②求h

h=[OH-]/c鹽×100％=7.5×10-6/0.1×100％=0.0075％

鹽類(lèi)水解例題：計(jì)算0.10mol·L-1NaAc溶液的p581、多元弱酸強(qiáng)堿鹽的水解多元弱酸強(qiáng)堿鹽的水解是分步進(jìn)行的，如Na2CO3的逐級(jí)水解過(guò)程為：CO32-+H2OHCO3-+OH-HCO3-+H2OH2CO3+OH-一級(jí)水解常數(shù)

Kh1=Kw/K2=1×10-14/5.61×10-11=1.78×10-4Kh1是弱酸HCO3-的共軛堿CO32-的堿常數(shù)。二級(jí)水解常數(shù)

Kh2=Kw/K1=1×10-14/4.30×10-7=2.32×10-8

Kh2是弱酸H2CO3的共軛堿HCO3-的堿常數(shù)。由于Kh1>>Kh2所以多元弱酸強(qiáng)堿鹽一般只考慮一級(jí)水解，二級(jí)水解可忽略不計(jì)。鹽類(lèi)水解1、多元弱酸強(qiáng)堿鹽的水解鹽類(lèi)水解59鹽類(lèi)水解例：計(jì)算0.1mol·L-1Na2CO3溶液的pH值和水解度h。解：∵Kh1>>Kh2

∴當(dāng)一元弱酸強(qiáng)堿鹽處理

①求pH值[OH-]2=Kh1c鹽=(Kw/K2)c鹽=(10-14/5.61×10-11)×0.1=1.78×10-5[OH-]=4.22×10-3mol·L-1pOH=3-lg4.22=2.37pH=14-2.37=11.63

②求水解度h

h=[OH-]/c鹽×100％=4.22×10-3/0.10×100％=4.22％

鹽類(lèi)水解例：計(jì)算0.1mol·L-1Na2CO3溶液的p60鹽類(lèi)水解2、酸式鹽的水解多元弱酸的酸式鹽如Na2HPO4、NaH2PO4、NaHS、NaHCO3、NaHSO4等。它們?cè)谒芤褐械乃馇闆r比較復(fù)雜，它們首先完全電離為金屬陽(yáng)離子和HCO3-、HS-、H2PO4-等陰離子，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解度的相對(duì)大小。如：NaHCO3HCO3-CO32-+H+

K2=5.61×10-11HCO3-+H2OH2CO3+OH-

Kh2=Kw/K1=1.0×10-14/4.30×10-7=2.33×10-8鹽類(lèi)水解2、酸式鹽的水解61鹽類(lèi)水解∵Kh2>K2∴溶液顯堿性,0.1mol·L-1的NaHCO3水溶液的pH值為8.3。如：NaH2PO4H2PO4-H++HPO42-

K2=6.23×10-8H2PO4-+H2OH3PO4+OH-

Kh2=Kw/K1=1.0×10-14/7.52×10-3=1.33×10-12∵Kh2<K2

∴溶液顯酸性，0.1mol·L-1的NaH2PO4溶液的pH值為4.7。鹽類(lèi)水解∵Kh2>K262鹽類(lèi)水解

二、強(qiáng)酸弱堿鹽

1、一元強(qiáng)酸弱堿鹽的水解以NH4Cl為例：其水解反應(yīng)為：NH4++H2ONH3+H3O+

Kh=Kw/Kb；[H+]2=Khc鹽強(qiáng)酸弱堿鹽的水解常數(shù)就是該弱堿的共軛酸的酸常數(shù)Ka。鹽類(lèi)水解二、強(qiáng)酸弱堿鹽

63鹽類(lèi)水解2、高價(jià)金屬陽(yáng)離子的水解金屬離子在水溶液中是以水合離子的形式存在的一般具有確定的配位數(shù),如：[Fe(H2O)6]3+等，也有特殊的，如：[Pb(H2O)x]2+。高價(jià)金屬陽(yáng)離子水解一般顯酸性，這是由于[Fe(H2O)6]3++H2O[Fe(OH)(H2O)5]2++H3O+[Fe(OH)(H2O)5]2++H2O[Fe(OH)2(H2O)4]++H3O+[Fe(OH)2(H2O)4]++H2OFe(OH)3+3H2O+H3O+

高價(jià)金屬離子的水解和多元弱酸強(qiáng)堿鹽一樣是分步進(jìn)行的由于不能進(jìn)行定量計(jì)算所以只作簡(jiǎn)單了解。鹽類(lèi)水解2、高價(jià)金屬陽(yáng)離子的水解64

三、弱酸弱堿鹽

弱酸弱堿鹽其陰、陽(yáng)離子都能水解如：NH4AcNH4++H2ONH3+H3O+Ac-+H2OHAc+OH-H3O++OH-

2H2O──────────────NH4++Ac-NH3+HAc由于溶液中同時(shí)存在水、弱酸、弱堿的電離平衡，水解平衡是這三個(gè)平衡的總結(jié)果。NH4++H2ONH3+H3O+ 1/KbAc-+H2OHAc+OH- 1/KaH3O++OH-

2H2O Kw─────────────NH4++Ac-NH3+HAc Kh

Kh=Kw/(KaKb)

Ka、Kb均很小即Kh較大,弱酸弱堿鹽更容易水解鹽類(lèi)水解三、弱酸弱堿鹽鹽類(lèi)水解65鹽類(lèi)水解例題：弱酸弱堿鹽NH4Ac水解時(shí)已知其濃度為c鹽。H2O+NH4++Ac-NH3·H2O+HAc起c鹽

c鹽00平衡c鹽-x

c鹽-xxx

Kh=[NH3·H2O][HAc]/([Ac-][NH4+])=x2/(c鹽-x)2=x2/c2=Kw/KaKb因x很小所以c鹽-x≈c鹽

Kw/KaKb=(x/c鹽)2又因HAc的Ka=[H+][Ac-]/[HAc]∴[H+]=Ka[HAc]/[Ac-]=Ka(x/c鹽)∴[H+]2=Ka2(x/c鹽)2=Ka2(Kw/KaKb)=KaKw/Kb∴pH=7-0.5lgKa+0.5lgKb鹽類(lèi)水解例題：弱酸弱堿鹽NH4Ac水解時(shí)已知其濃度為c鹽66由:pH=7-0.5lgKa+0.5lgKb可知：

Ka=Kb時(shí)pH=7溶液呈中性

Ka>Kb時(shí)pH<7溶液呈酸性

Ka<Kb時(shí)pH>7溶液呈堿性

鹽類(lèi)水解由:pH=7-0.5lgKa+0.5lgKb鹽類(lèi)水解67鹽類(lèi)水解中和反應(yīng)與水解反應(yīng)中，中和反應(yīng)占了主導(dǎo)地位。水解趨勢(shì)較大的Na2CO3，其0.10mol·L-1溶液中的水解度才百分之四。即雖可水解但水溶液中主要以鹽的簡(jiǎn)單陰離子的形式存在。只有少數(shù)幾種在非水溶劑中得到的鹽,如:Al2S3及Cr2S3等，它們的陰、陽(yáng)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(kāi)平衡體系，使水解反應(yīng)進(jìn)行完全。2Al3++3S2-+H2O===3H2S↑+2Al(OH)3↓四、酸堿中和鹽類(lèi)水解中和反應(yīng)與水解反應(yīng)中，中和反應(yīng)占了主導(dǎo)地位。水解68鹽類(lèi)水解

五、水解平衡移動(dòng)1、鹽的濃度

鹽的濃度越大，水解度越??；濃度越小，水解度越大。即稀釋溶液，平衡向水解方向移動(dòng)。

2、溫度

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。鹽類(lèi)水解五、水解平衡移動(dòng)69鹽類(lèi)水解3、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，控制溶液的酸堿度通常可以促進(jìn)或抑制水解反應(yīng)，在配制Sn2+、Fe3+、Bi3+、Sb3+和Hg2+等鹽類(lèi)的水溶液時(shí)，由于水解生成沉淀，不能得到所需溶液。SbCl3+H2OSbOCl↓+2HCl

加入相應(yīng)的酸，可以使平衡向左移動(dòng)，抑制水解反應(yīng)。所以在配制這些溶液時(shí)，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。配制Na2S水溶液時(shí)為防止Na2S水解逸出H2S，必須加入NaOH。鹽類(lèi)水解3、溶液的酸堿度70沉淀溶解平衡

一、溶度積常數(shù)1、溶度積

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)表中可查得。如：PbCl2(s)Pb2++2Cl-

Ksp=[Pb2+][Cl-]2

Ksp越大則難溶電解質(zhì)在溶液中溶解趨勢(shì)越大，反之越小。【溶度積常數(shù)】2、溶度積與溶解度的相互換算

溶解度s的單位g/L或mol/L,即飽和時(shí)的濃度。AaBb(s)aAb++bBasasbs

Ksp=[Ab+]a[Ba-]b=[as]a[bs]b=aabbsa+b

沉淀溶解平衡一、溶度積常數(shù)71例1:室溫下,AgCl的溶解度是1.93×10-3g/L,求AgCl的溶度積。已知AgCl的摩爾質(zhì)量為143.3g/mol。解：①把AgCl溶解度單位(g/L)換算成mol·L-1

s=1.93×10-3g/L÷143.3g/mol=1.35×10-5mol·L-1②求KspAgCl(s)Ag++Cl-飽和、平衡1.35×10-51.35×10-5

Ksp(AgCl)=[Ag+][Cl-]=(1.35×10-5)2=1.82×10-10答：AgCl的Ksp為1.82×10-10沉淀溶解平衡例1:室溫下,AgCl的溶解度是1.93×10-3g/L72例2:Mg(OH)2的Ksp=1.20×10-11在298K時(shí),Mg(OH)2的溶解度為多少?解：Mg(OH)2(s)Mg2++2OH-設(shè)溶解度為s平衡時(shí)s2sKsp=[Mg2+][OH-]2=s(2s)2=4s3=1.2×10-11∴s=1.44×10-4mol·L-1答:氫氧化鎂在298K時(shí)的溶解度為1.44×10-4mol·L-1。沉淀溶解平衡例2:Mg(OH)2的Ksp=1.20×10-11在2973沉淀溶解平衡例3:Ag2CrO4在298K時(shí)溶解度s=1.34×10-4mol·L-1求：Ksp解：Ag2CrO4(s)2Ag++CrO42-平衡時(shí)2×1.34×10-41.34×10-4

Ksp=[Ag+]2[CrO42-]=(2×1.34×10-4)2×1.34×10-4=9.62×10-12答：鉻酸銀在298K時(shí)的Ksp=9.62×10-12

由以上三個(gè)例題的結(jié)果可得到如下結(jié)論：

①同種類(lèi)型的難溶電解質(zhì)，在一定溫度下，Ksp越大則溶解度越大。

②不同類(lèi)型則不能用Ksp的大小來(lái)比較溶解度的大小，必須經(jīng)過(guò)換算才能得出結(jié)論。沉淀溶解平衡例3:Ag2CrO4在298K時(shí)溶解度s=174沉淀溶解平衡3、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(jìn)行的方向。

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。用Qi表示。如：Ag2CrO4任意情況下的離子積為：

Qi=c2(Ag+)×c(CrO42-)①當(dāng)Qi=Ksp是飽和溶液無(wú)沉淀析出即平衡狀態(tài)；②當(dāng)Qi<Ksp是不飽和溶液若有固體則發(fā)生溶解；③當(dāng)Qi>Ksp是過(guò)飽和溶液,向生成沉淀的方向移動(dòng)。沉淀溶解平衡3、溶度積規(guī)則75沉淀溶解平衡4、同離子效應(yīng)例4:298K時(shí)硫酸鋇的溶解度為1.04×10-5mol·L-1，如果在0.010mol·L-1的硫酸鈉溶液中的溶解度是多少？解：①先求KspBaSO4Ba2++SO42-1.04×10-51.04×10-5

Ksp=[Ba2+][SO42-]=1.04×10-5×1.04×10-5=1.08×10-10沉淀溶解平衡4、同離子效應(yīng)76沉淀溶解平衡②求sNa2SO4→2Na++SO42-BaSO4

Ba2++SO42-初00.01

平衡s

s+0.01≈0.01

Ksp=[Ba2+][SO42-]=s×0.01

s=Ksp/0.01=1.08×10-10/0.01=1.08×10-8mol·L-1

s<<0.01,即前面的近似是合理的。答：溶解度是1.08×10-8mol·L-1。可見(jiàn)在溶液中離子的濃度不可能為零，我們通常當(dāng)溶液中被沉淀離子濃度小于10-5mol·L-1時(shí)即可認(rèn)為沉淀完全了。沉淀溶解平衡②求s77沉淀溶解平衡

二、沉淀的生成

欲使某物質(zhì)析出沉淀，必須使其離子積大于溶度積，即增大離子濃度可反應(yīng)向著生成沉淀的方向轉(zhuǎn)化。例5：將等體積的4×10-3mol·L-1的AgNO3和4×10-3mol·L-1的K2CrO4溶液混合是否能析出Ag2CrO4沉淀?Ksp(Ag2CrO4)=9.0×10-12解：混合后因Ag2CrO42Ag++CrO42-

c(Ag+)=2×10-3mol·L-1，

c(CrO42-)=2×10-3mol·L-1

Qi=c2(Ag+)×c(CrO42-)=(2×10-3)2×2×10-3=8×10-9

Qi>Ksp∴有沉淀析出。答：能析出Ag2CrO4沉淀。沉淀溶解平衡二、沉淀的生成

78沉淀溶解平衡例6：1升含有0.001mol·L-1的SO42-離子的溶液加入0.01mol氯化鋇(不考慮體積變化)，能否使SO42-離子沉淀完全？Ksp(BaSO4)=1.08×10-10解：由題意可知Ba2+離子過(guò)量，為簡(jiǎn)便，可令SO42-離子完全反應(yīng)。BaSO4(s)SO42-+Ba2+

初10.0010.01初200.01-0.001平衡x0.009-x≈0.009∴由Ksp=[Ba2+][SO42-]=0.009×x=1.08×10-10解得x=1.2×10-8<10-5由x<<0.009，前面的近似是合理的答：能使SO42-離子沉淀完全。沉淀溶解平衡例6：1升含有0.001mol·L-1的SO79沉淀溶解平衡

三、沉淀的溶解

根據(jù)溶度積規(guī)則，要使沉淀溶解，必須減小該難溶鹽飽和溶液中某一離子的濃度，以使Qi<Ksp。減小離子濃度的辦法有：1、生成弱電解質(zhì)由于加入H+使OH-和H+結(jié)合成弱電解質(zhì)水，溶液中的OH-離子的濃度降低使平衡向著溶解方向移動(dòng)。從而使沉淀溶解。沉淀溶解平衡三、沉淀的溶解由于加入H+使OH-和H+80沉淀溶解平衡2、氧化還原反應(yīng)3CｕS+8HNO3===3Cｕ(NO3)2+3S↓+2NO↑+4H2O

3、生成配位化合物AgCl(s)+2NH3===[Ag(NH3)2]++Cl-沉淀溶解平衡2、氧化還原反應(yīng)81沉淀溶解平衡

四、酸度對(duì)沉淀和溶解的影響

通過(guò)控制pH值可使某些難溶的弱酸鹽和難溶的氫氧化物沉淀或溶解。例7：計(jì)算欲使0.01mol·L-1Fe3+離子開(kāi)始沉淀和完全沉淀的pH值。Ksp[Fe(OH)3]=1.1×10-36解：①Fe3+離子開(kāi)始沉淀所需要的pH值:Fe(OH)3(s)Fe3++3OH-0.01x由Ksp=[Fe3+][OH-]3=0.01×x3=1.1×10-36解得:x=[OH-]=4.79×10-12mol·L-1由Kw可求得[H+]=2.09×10-3mol·L-1pH=2.68沉淀溶解平衡四、酸度對(duì)沉淀和溶解的影響82沉淀溶解平衡②Fe3+離子沉淀完全所需要的pH值Fe(OH)3(s)Fe3++3OH-1×10-5

ｙ由Ksp=[Fe3+][OH-]