第6章电解质溶液

1、 辽宁中医药大学杏林学院讲稿课程名称：无机化学第六章 电解质溶液6-1 水的解离与溶液的pH值6-1-1 酸碱的解离理论酸碱的解离理论1884年瑞典化学家阿仑尼乌斯（S.A.Arrhenius,18591927年）提出的酸碱理论认为：酸是在水溶液中解离产生的阳离子全部是氢离子（H+）的化合物；碱是在水溶液中最离产生的阴离子全部是氢氧根离子（OH-）的化合物。酸碱中和反应的实质就是H+和OH-结合为H2O的反应。酸碱的相对强弱可以根据它们在水溶液中电离出H+或OH-程度的大小来衡量。水溶液中的氢离子实际上是质子(H+) 和水结合生成的H3O+离子及其水合离子，但书写时除非必须注明其物态，一般仍可

2、简写为H+。6-1-2 水的解离反应和溶液的pH值1. 水的解离反应用精密的电导仪测量，发现纯水有极微弱的导电能力。其原因是水有微弱的解离，使纯水中存在极微量的H3O+和OH-。经实验测知，298.15K时纯水中c(H+)和c(OH-)均为1.010-7 molL-1。研究揭示，在纯水或稀溶液中，存在着水的解离平衡： 年 月 日 x0404-08辽宁中医药大学杏林学院讲稿课程名称：无机化学H2O(1 ) H+(aq) + OH-(aq)而且 c(H+)/cc(OH-)/c=称为水的离子积。与其它平衡常数一样，是温度的函数。不同温度下水的离子积见表6-1。表6-1 不同温度下水的离子积t/510

3、202550100/10-40.1850.2920.6811.0075.4755.12. 溶液的酸碱性和pH溶液的酸碱性取决于溶液中c(H+)与c(OH-)的相对大小:酸性溶液c(H+) 1.010-7 molL-1 c(OH-)纯水(或中性溶液)c(H+) = 1.010-7 molL-1 = c(OH-)碱性溶液 c(H+) 1.010-7 molL-1 c(OH-)当溶液中c(H+)或c(OH-)小于1 molL-1时,用浓度直接表示溶液的酸碱性显得不方便, 可采用pH表示之: pH=-lgc(H+)/c根据 ；pH=-lgc/c(OH-)则 pH= p - pOH = 14 - pOH

4、 酸性溶液pH7纯水(或中性溶液)pH=7碱性溶液 pH7例6-1 比较下列溶液的pH值 年 月 日 x0404-08辽宁中医药大学杏林学院讲稿课程名称：无机化学(1) 0.10 molL-1的HOAc溶液；(2) 纯水 ；(3) 0.10 molL-1NH3H2O溶液。解：(1) 0.10 molL-1HOAc溶液中:c(H+)=1.3410-3molL-1 ,pH=-lgc(H+)/c=-lg(1.3410-3)=2.87 (2) 在纯水中:c(H+)=1.010-7molL-1 ,pH=-lgc(H+)/c=-lg(1.010-7)=7.0(3) 0.10 molL-1NH3H2O溶液中

5、: c(OH-)=1.3210-3molL-1 pH=14-pOH pOH=14 + lgc(OH-)/c= 14 + lg(1.3210-3) = 14 + 0.12-3 = 11.123. 常见指示剂及其变色范酸碱指示剂 变色范围 酚酞 8.0-9.6 百里酚蓝 1.2-2.8 8.0-9.6 甲基橙 3.1-4.4广泛试纸(pH试纸)的pH值及其相应的颜色6-2 弱电解质的解离反应6-2-1 解离平衡和解离常数解离平衡 根据阿仑尼乌斯电离理论，弱电解质在水溶液中是部分 年 月 日 x0404-08辽宁中医药大学杏林学院讲稿课程名称：无机化学解离的，在溶液中存在已解离的弱电解质的组分离子和

6、未解离的弱电解质分子之间的平衡，这种平衡称为解离平衡。例如 一元弱酸（HA）的水溶液中存在的平衡 HA(aq) H+（aq) + A-(aq)解离平衡常数 (ionization equilibrium constants) 根据化学平衡原理, 可以写出一元弱酸（HA）解离平衡常数的表达式。根据化学平衡原理，HA解离平衡常数表达式为：式中c(H+)，c(A-)，c(HA)分别表示达平衡时 H+， A-，HA的平衡浓度，其单位为molL-1。 Ki为HA的实验解离常数； 为HA的标准解离常数，其值根据式求得。考虑到c=1.0 molL-1，本书后面书写的解离平衡常数表达式中，有时不再出现c项。而

7、且，无论是实验的还是标准的解离平衡常数，一律以表示。为演算简便起见，HA的解离平衡常数表达式可简写为： (3.2.1) 年 月 日 x0404-08辽宁中医药大学杏林学院讲稿课程名称：无机化学一般以表示弱酸的解离常数， 表示弱碱的解离常数。解离常数的物理意义 解离常数是表征弱电解质解离程度大小的特性常数；越小，表示弱电解质解离越困难，即电解质越弱。一般把10-4的电解质称为弱电解质；=10-210-3者称为中强电解质。影响解离常数的因素 具有一般平衡常数的特性，它与浓度无关，与温度有关。但是，温度对的影响不显著，室温下研究解离平衡时，一般可以不考虑温度对的影响。 有关说明 由于实验方法和实验条

8、件差别，通过实验测得的解离常数之间可能略有不同，而且与利用热力学数据计算求得的未必完全吻合。附录 5 列出了一些常见弱酸、弱碱的实验解离常数。但是，考虑到与 Ki实际上相差不大，在粗略计算时常常可以混用。6-2-2 解离度和稀释定律 解离度 弱电解质在溶剂中解离达平衡后，已解离的弱电解质分子百分数，称为解离度。解离度的数学表达式 实际应用时常以已解离的那部分弱电解质浓度百分数来表示： 年 月 日 x0404-08辽宁中医药大学杏林学院讲稿课程名称：无机化学解离度的物理含义 解离度是表征弱电解质解离程度大小的特征常数，在温度、浓度相同条件下，越小，电解质越弱。 解离度与解离常数之间的关系稀释定律

9、 通过推导， 可以得出设一元弱酸（HA）浓度为 c molL-1，解离度为，则 若 (c/c)/K500，则1-1，上式可改写为3.2.2 式： (3.2.2) 计算表明，当(c/c)/K500时，解离度 5%时，计算相对误差，且其浓度c(molL-1)不很小，则水的解离可忽略，达解离平衡时，溶液中氢离子浓度及其pH的计算式为：HA H+ + A-平衡浓度/(molL-1) c-ca ca ca如果(c/c)/K500, c(H+)c，c-c(H+)c则 (3.2.3) (3.2.4)式（3.2.3）、（3.2.4）是计算HA型弱酸溶液中c(H+)和pH值最常用的近似公式。同理可推得，在BOH

10、型弱碱溶液中： (3.2.5) (3.2.6) (3.2.7) 年 月 日 x0404-08辽宁中医药大学杏林学院讲稿课程名称：无机化学例6-2 计算0.100 molL-1氨水溶液中的c(OH-)、pH值和NH3H2O的解离度()。解：已知 (NH3H2O)=1.810-5=1.010-14因为(NH3H2O)，所以可忽略水的解离，作近似计算。 设c(OH-)= x molL-1NH3H2O NH4+ + OH-平衡浓度/(molL-1) 0.100-x x x = =1.810-5 (c/c)/(NH3H2O)=0.100/(1.810-5)500 可忽略NH3H2O的解离量x， 则0.1

11、00-x0.100, 解出 x=1.3410-3 c(OH-)= x = 1.3410-3 molL-1c(H+)= = 7.510-12 molL-1pH=-lgc(H+)/c=-lg(7.510-12)=11.12 或根据 c(OH-)1.3410-3 molL-1c(H+)7.510-12 molL-1 年 月 日 x0404-08辽宁中医药大学杏林学院讲稿课程名称：无机化学= 100%1.34%6-2-4 多元弱酸的分步解离 多元弱酸的分步解离 多元弱酸在水溶液中的解离是分步（分级）进行的，平衡时每一级都有一个相应的解离平衡常数。例如，二元弱酸氢硫酸（H2S）在水溶液中就是程度不同地分

12、二步解离，而且其解离是可逆的。达平衡时，溶液中主要存在着两个平衡：H2S H+ + HS- ；HS H+ + S2- ；分级解离常数的相对大小 解离常数逐级减小，这是因为第一步解离出的H+对第二步解离有抑制作用，因此，多元弱酸的强弱主要取决于的大小；多元酸溶液中H+浓度主要由第一级解离决定，并且由于第二级解离程度更小，HS-消耗很少，故可认为c(H+)c(HS-) 例6-3 常温、常压下H2S在水中的溶解度为0.10 molL-1，试求 饱和溶液中c(H+)、c(S2-)及H2S的解离度。其结果如下：c(H+) = 1.110-4 molL-1c(S2-)c = 1.310-13 molL-1

13、 年 月 日 x0404-08辽宁中医药大学杏林学院讲稿课程名称：无机化学 解题过程：方法一解：由于 , ，故可根据第一级解离平衡计算c(H+)。设溶液中c(H+)为x molL-1H2S H+ + HS-平衡浓度/(molL-1) 0.100-xx x (c/c)/ = 0.10/(1.010-7)5000.10-x0.10故x2/0.101.110-7，x = 1.110-4 c(H+)= 1.110-4 molL-1 c(S2-)可由二级解离平衡计算： c(HS-)c(H+)故c(S2-)Ka(2)c = 1.310-13 molL-1或方法二解：利用多重平衡规则，亦可求得H2S溶液中的

14、c(S2-)H2S H+ + HS- = = HS- H+ + S2- = = 年 月 日 x0404-08辽宁中医药大学杏林学院讲稿课程名称：无机化学两式相加得：H2S 2H+ + S2- = 即= （3.2.8）式（3.2.8）表明了二元弱酸（H2S）溶液中c(H+)、c(S2-)与未解离c(H2S)之间的关系。常温常压下，H2S饱和溶液中c(H2S)= 0.10 molL-1，式（3.2.8）可写成：c2(H+)c(S2-)= 0.10(c)2 molL-1 = 0.101.110-71.310-13(c)2 molL-1即c2(H+)c(S2-)= 1.410-21(c)2 molL-

15、1或c(S2-)= molL-1计算表明：二元弱酸（如H2S）溶液中酸根离子浓度c(S2-)近似地等于，而与弱酸的浓度关系不大。上式表明，在H2S饱和溶液中c(S2-)与c2(H+)成反比，如果在H2S溶液中加入强酸以增大c(H+)，则可显著地降低c(S2-)，因此调节H2S溶液的酸度，可有效地控制H2S溶液中c(S2-)。H2S饱和溶液中硫离子浓度与溶液酸度(pH)之间的关系在H2S饱和溶液中c(S2-)与c2(H+)成反比，如果在H2S溶液中加入强酸以增大c(H+)，则可显著地降低c(S2-)，因此调节H2S溶液的酸度，可有效地控制H2S溶 年 月 日 x0404-08辽宁中医药大学杏林学

16、院讲稿课程名称：无机化学液中c(S2-)。这一关系在通过形成难溶硫化物实现混合金属离子的分离方面有着重要的应用。其他分步电离的体系 除多元弱酸外，多元弱碱如Al(OH)3、中强酸如H3PO4以及少数盐如HgCl2、Hg(CN)2等，在溶液中也是分步解离的。6-2-5 解离平衡的移动 同离子效应 浓度对弱电解质电离平衡的影响 解离平衡和其它平衡一样，当维持平衡体系的外界条件改变时，会引起解离平衡的移动，其移动规律同样符合吕查德理原理。从演示实验看什么是同离子效应?A. 醋酸/醋酸钠体系1. 采用酸碱指示剂 甲基橙 (橙红色)变色范围 pH：3.14.4红色黄色2. 随着固体醋酸铵的加入，溶液由红

17、色变为黄色。说明由于强电解质醋酸铵完全解离产生的醋酸根离子，抑制了醋酸的解离。也就是醋酸解离平衡向反应式左边（解离反应的逆反应方向）移动。B. 氨水/氯化铵体系 年 月 日 x0404-08辽宁中医药大学杏林学院讲稿课程名称：无机化学1. 采用酸碱指示剂 酚酞(无色)变色范围 pH： 8.09.6无色红色2. 随着固体醋酸铵的加入，溶液由明显的红色变为很浅的粉色。说明由于强电解质醋酸铵完全解离产生的铵根离子，抑制了氨水的解离。也就是氨水解离平衡向反应式左边（解离反应的逆反应方向）移动。同离子效应 弱电解质溶液中，加入含有相同离子的易溶的强电解质，使弱电解质解离度降低的现象称为同离子效应。 对同

18、离子效应现象的解释 在HOAc溶液中，若加入与HOAc含有相同离子（如OAc-）的易溶强电解质NaOAc,由于溶液中c(OAc-)的增大，会导致HOAc解离平衡逆向移动。 HOAc H+ +OAc-OAc-NaOAc Na+ +达到新平衡时，溶液中c(HOAc)比原平衡中c(HOAc)大，即HOAc的解离度降低了。同理，若在NH3H2O溶液中加入铵盐（如NH4Cl），也会使NH3H2O的解离度 年 月 日 x0404-08辽宁中医药大学杏林学院讲稿课程名称：无机化学降低。通过例题来定量地理解同离子效应并学习相关的计算。例6-4 在0.100 molL-1HOAc溶液中，加入固体NaOAc使其浓

19、度为0.100molL-1，求此混合溶液中c(H+)和HOAc的解离度。并与0.100molL-1溶液中的c(H+)和HOAc的解离度加以比较。解：NaOAc为强电解质，在水溶液中完全解离，因此由NaOAc解离所提供的c(OAc-)=0.100 molL-1 在忽略H2O解离的情况下，设由HOAc解离的c(H+)= x molL-1。HOAc H+ + OAc- 平衡浓度/(molL-1)0.100-x x 0.100+x因为(c/c)/(HOAc)=0.100/1.810-5500，再加上同离子效应的作用，HOAc的解离量x更小。所以 0.100-x0.100 0.100+x0.100故上式

20、可改写为 = 1.810-5x=1.810-5c(H+)1.810-5 molL-1 年 月 日 x0404-08辽宁中医药大学杏林学院讲稿课程名称：无机化学100% = 1.810-2%而未加固体NaOAc时，在0.100 molL-1HOAc溶液中c(H+)=1.3410-3 molL-12=1.34%1=1.3410-22 （读者可以自己演算）其结果为含有NaOAc的HOAc溶液中 c(H+)1.810-5molL-1（远小于纯HOAc溶液中）100%=1.810-2%只含有HOAc的溶液中c(H+)=1.3410-3molL-1 2 = 1.34%, 1=1.3410-22同离子效应的

21、实际应用 由于同离子效应，c(H+)和HOAc的解离度都大大降低。在生产和实验中可以利用同离子效应调节溶液的酸碱性；控制弱酸溶液中酸根离子的浓度如H2S, H2C2O4, H3PO4等溶液中S2-,C2O42-和PO43-浓度），使某些金属离子沉出，另一些离子不沉出，从而达到分离提纯的目的。 年 月 日 x0404-08辽宁中医药大学杏林学院讲稿课程名称：无机化学6-3缓冲溶液缓冲溶液的实际需要 一般的水溶液，若受到酸、碱或水的作用，其pH值易发生明显变化。但许多化学反应和生产过程常要求在一定的pH值范围内才能进行或进行得比较完全。常见缓冲溶液的组成 那么怎样的溶液才具有维持自身pH范围不变的

22、作用呢? 实践发现，弱酸与弱酸盐、弱碱与弱碱盐等混合液具有这种作用。缓冲溶液: 具有保持pH值相对稳定作用的溶液称为缓冲溶液。1. 采用酸碱指示剂 百里酚蓝 (黄色)变色范围pH： 3.14.4 8.09.6红色 黄色 蓝色2. 蒸馏水中加入少量HCl，就会由黄色变为红色；蒸馏水中加入少量NaOH，就会由黄色变为蓝色。而醋酸/醋酸钠溶液中加入少量HCl，或者加入少量NaOH，溶液的黄色没有明显改变，就是说溶液的pH值变化微小。醋酸/醋酸钠溶液是缓冲溶液，有抵抗外加的少量酸碱，稳定溶液pH值的能力。 年 月 日 x0404-08辽宁中医药大学杏林学院讲稿课程名称：无机化学缓冲溶液的缓冲能力是有一

23、定限度的。当外加酸碱的量大到超过缓冲溶液的缓冲能力时，溶液的颜色也会发生变化，即pH值会有较大的改变。缓冲作用的原理 以HOAc-NaOAc组成的缓冲溶液为例，说明缓冲作用的原理。这种缓冲溶液的特点是：体系中同时含有相当大量的HOAc和OAc-，并存在着HOAc的解离平衡： HOAc H+ + OAc-大量 极小量 大量根据平衡移动原理，当外加适量酸时，溶液中的OAc-瞬间即与外加H+结合成HOAc；当外加适量碱时，溶液中未解离的HOAc就继续解离以补充H+的消耗，从而使溶液的pH值基本不变。根据c(H+)=K(HOAc)c(HOAc)/c(OAc-)，当适当衡释此溶液时，由于c(HOAc)、

24、c(OAc-) 以同等倍数下降，比值c(HOAc)/c(OAc-)不变，因此，c、pH也不变(当缓冲溶液浓度 10-3molL-1，稀释倍数不过大时)。 年 月 日 x0404-08辽宁中医药大学杏林学院讲稿课程名称：无机化学例1 某溶液中, c(HOAc) = c(NaOAc)=1.0 molL-1, 求: 在溶液中加入NaOH (s) , 使其在溶液中的c(NaOH)= 0.010 molL-1 , 求: 反应前后溶液的pH值各为多少? pH = ? (酸 acid, 盐 salt, ca 弱酸的浓度，cs 弱酸盐的浓度)解: (1) HOAc H+ + OAc-c(初始)/(molL-1

25、) ca 0 csc(平衡)/(molL-1) ca-x xcs+x取近似值，以简化计算，能够近似的原因： 有同离子效应 x很小 x = c(H+)=ca/cs ；代入数据 pH1 = -lg1.8 10-5 = 4.74(2) HOAc H+ + OAc-c(初始)/(molL-1)ca-0.01 0 cs +0.01c(平衡)/(molL-1) ca-0.01-y y cs +0.01+ y 有同离子效应 y 很小y = c(H+)=ca/cs =1.8 10-5 0.99/1.01 = 1.7610-5 年 月 日 x0404-08辽宁中医药大学杏林学院讲稿课程名称：无机化学代入数据 p

26、H2 = -lg1.7610-5 = 4.75(3) pH = pH2 pH1 = 4.75- 4.74 = 0.01演示实验中用百里酚蓝作指示剂，溶液的颜色没有因为加入NaOH之后转变为蓝色，而仍为黄色，此处的计算，是一个定量的说明。例2 缓冲溶液的选择与配制(1) 欲配制250，pH = 5.00的缓冲溶液，选择什么体系?(2) 在 12.0 mL, 6.00molL-1 HOAc 溶液中应加入固体NaOAc3H2O 多少克?解: (1) = 5.0从上式可知：10-5 为宜， 故选 HOAc/NaOAc 体系。当c(HOAc ) = c(NaOAc)时；体系pH = 4.74，接近5.0

27、，只要适当调节c(HOAc )/c(NaOAc)， 即可满足题目要求。(2) 设c(NaOAc)= x molL-1 c(HOAc) = (12.0/250)6.00 = 0.288molL-1 lg0.288 = -0.54代入lgcs = 5.0- p + lgca ； lg x = 5.004.740.54 = -0.28 x = 0.52molL-1应加入NaAc3H2O的质量为(250/1000)c(NaAc)M = 0.250.52136 = 17.7(g) 年 月 日 x0404-08辽宁中医药大学杏林学院讲稿课程名称：无机化学是否还有其它解法，想一想！其它缓冲体系 除弱酸和弱酸

28、盐、弱碱和弱碱盐可组成缓冲溶液外，由多元弱酸所组成的两种不同酸度的盐如NaHCO3-Na2CO3的混合溶液等也有缓冲作用，其中HCO3-、H2PO4-起着弱酸的作用。前面讨论的缓冲溶液都含有两种物质，一种是能抵消酸（H+）的物质，另一种是能抵消碱(OH-)的物质，两种物质合称缓冲混合物。但是实践中有时只需对H+或对OH-有抵消作用即可，由此可以根据需要选用合适的弱碱（或弱酸盐）作为对酸的缓冲剂；选用合适的弱酸（或弱碱盐）作为对碱的缓冲剂。如在电镀等工业上常选用单一的H3BO3、HOAc、柠檬酸、酒石酸、NaOAc、NaF等作为缓冲剂。含有缓冲混合物的缓冲溶液实际上就是含有同离子的弱酸或弱碱溶液

29、，因此其pH值的计算方法与同离子效应的计算方法相同。缓冲溶液在生命活动方面的意义 缓冲溶液不仅在化学、化工生产中，而且在生命活动方面都有极其重要的意义。例如人体血液中由于含有H2CO3-NaHCO3，NaH2PO4-Na2HPO4等缓冲溶液，使人体血液的 维持在 年 月 日 x0404-08辽宁中医药大学杏林学院讲稿课程名称：无机化学7.357.45之间，保证了细胞代谢的正常进行和整个机的生存。6-4 盐类的水解反应6-4-1 水解反应和水解常数1. 水解反应盐类的水解反应，是指盐的组分离子与水解离出来的H+和OH-结合成弱电解质的应，它是中和反应的逆反应。强碱弱酸盐 例如NaOAc在水溶液中

30、的水解过程可以表示如下：NaOAc Na+ OAc- +H2OOH-+ H+ HOAc其离子方程式为OAc- + H2O HOAc + OH-由此可见，强碱弱酸盐（如NaOAc）的水解实际上只是其阴离子（如OAc-）发生水解，使溶液呈碱性强酸弱碱盐 例如NH4Cl在水溶液中的水解过程如下：NH4Cl NH4+ + Cl-+H2OOH- + H+NH3H2O 年 月 日 x0404-08辽宁中医药大学杏林学院讲稿课程名称：无机化学其离子方程式为 NH4+ + H2ONH3H2O + H+可见，强酸弱碱盐（如NH4Cl）的水解实际上是其阳离子（如NH4+）发生水解，使溶液呈酸性。弱酸弱碱盐弱酸弱碱

31、盐解离出来的阴、阳离子均能发生水解，例如AB型弱酸弱碱盐的水解：A+ + B- + H2O HB + AOH (弱酸)（弱碱）弱酸弱碱盐溶液的酸碱性视水解产物的 (HB)和(AOH)的相对大小而定。如：NH4F： NH4+ + F- + H2ONH3H2O + HF(HF)(NH3H2O) 显酸性NH4OAc：NH4+ + OAc- + H2ONH3H2O + HOAc(HOAc)(NH3H2O) 基本显中性NH4CN：NH4+ + CN- + H2ONH3H2O + HCN(HCN)(NH3H2O) 显碱性2. 水解常数水解反应与H2O的解离平衡和弱酸（或弱碱）的解离平衡有关。例如强碱弱酸（

32、NaOAc）的水解反应式可由下列两个解离平衡式相减得到H2O OH- + H+ ；HOAc H+ + OAc-； 年 月 日 x0404-08辽宁中医药大学杏林学院讲稿课程名称：无机化学OAc- + H2O HOAc + OH-； = = 是水解反应的平衡常数，称为水解常数。同理可推得一元弱碱强酸盐水解常数关系式为： =(3.3.2)一元弱酸弱碱盐水解常数关系式为： =各种水解反应的水解常数没有现成数据可查，需要通过计算求得。值越大，表示相应盐的水解限度越大。盐类的水解程度，可以用水解度（h）来衡量：6-4-2 分步水解分步水解 与多元弱酸（或多元弱碱）的分步解离相对应，多元弱酸盐（或多元弱碱

33、盐）的水解也是分步进行的。例如Na2S的水解是分二步进行的：其分步水解常数逐级减小。因此，其溶液的酸碱性一般只考虑第一步水解即可。S2- + H2O HS- + OH- HS- + H2O H2S + OH- 年 月 日 x0404-08辽宁中医药大学杏林学院讲稿课程名称：无机化学根据多重平衡可推知，其两级水解常数分别为、= =7.710-2= =9.110-8由此可见，多元弱酸盐（或多元弱碱盐）的水解同多元弱酸（或多元弱碱）分步解离一样，也是逐步减小的。由于，因此在计算多元弱酸盐或多元弱碱盐溶液中的c(H+)或c(OH-)时一般只考虑第一步水解即可。FeCl3的水解实际上只是Fe3+水解，读

34、者试写出Fe3+三步水解的离子反应式。6-4-3 盐溶液pH值的近似计算盐溶液pH值的计算，虽属水解平衡计算范畴，但只要计算出盐的水解常数，具体方法与解离平衡计算相同。例6-5 计算0.10 molL-1NH4Cl溶液的pH值和水解度。结果为: pH=5.12水解度=100% =7.510-3%解：NH4+ + H2ONH3H2O + H+= = =5.610-10因为，所以可以忽略H2O解离所提供的H+。 年 月 日 x0404-08辽宁中医药大学杏林学院讲稿课程名称：无机化学设达平衡时，c(H+)= x molL-1 NH4+ + H2ONH3H2O + H+平衡浓度/（molL-1）0.

35、10-x xx = =5.610-10因为，所以可以忽略H2O解离所提供的H+。设达平衡时，c(H+)= x molL-1 NH4+ + H2ONH3H2O + H+平衡浓度/（molL-1 0.10-x xx = =5.610-10因为（） = 0.10/(5.610-10)500，所以 0.10-x0.10故= 5.610-10，x= 7.510-6c(H+)= 7.510-6 molL-1 pH = -lgc(H+)/c = -lg(7.510-6) = 5.1水解度=100% =7.510-3%6-4-4 影响盐类水解度的因素 年 月 日 x0404-08辽宁中医药大学杏林学院讲稿课程名称：无机化学1. 盐类水解度的大小主要取决于水解离子的本性，当水解产物-弱酸或弱碱越弱，即或越小()，则、h 越大()。2. 水解产物的难溶性亦是增大水解度的重要因素之一。如果水解产物是很弱的电解质又是溶解度很小的难溶物质或挥发性气体，则水解度极大，甚至可达完全水解。例如Al2S3的水解，就是完全水解的典型例子：Al2S3 + 6H2O Al(OH)3+ 3H2S (得到的不是相应的盐溶液,而是其水解产物) 再如, 泡沫灭火器就是基于盐类的相互水解导致完全水解的原理制成。发生的反应为： 2Al3+ + 3CO32-+ 3H2O Al(OH)