华南师范大学无机化学化学课件电离平衡

1、 在化学平衡及其移动在化学平衡及其移动原理和阿仑尼乌斯电离理原理和阿仑尼乌斯电离理论的基础上论的基础上, , 着重介绍水着重介绍水溶液中酸碱质子转移反应溶液中酸碱质子转移反应和沉淀反应。和沉淀反应。 本本 章章 内内 容容 基基 本本 要要 求求1. 掌握弱电解质的解离度、稀释定律、掌握弱电解质的解离度、稀释定律、解离平衡、同离子效应、缓冲溶液、解离平衡、同离子效应、缓冲溶液、2. 盐类水解的基本概念。盐类水解的基本概念。3. 2. 掌握一元弱酸、一元弱碱溶液中掌握一元弱酸、一元弱碱溶液中离子浓度的计算；一元弱酸盐、一离子浓度的计算；一元弱酸盐、一元弱碱盐溶液元弱碱盐溶液pH值的计算。值的计算

2、。4. 3. 掌握溶度积规则及其应用和有关掌握溶度积规则及其应用和有关计算。计算。5. 4. 会进行溶度积和溶解度的相互换会进行溶度积和溶解度的相互换算算6. 5. 了解分级沉淀及沉淀转化的概念。了解分级沉淀及沉淀转化的概念。目目 录录酸碱理论和酸碱理论和溶液的酸碱性溶液的酸碱性弱电解质的电离平衡弱电解质的电离平衡盐类的水解反应盐类的水解反应沉淀溶解平衡沉淀溶解平衡第一节水的解离反应第一节水的解离反应和溶液的酸碱性和溶液的酸碱性电离平衡电离平衡第一节第一节酸碱理论和酸碱理论和溶液的酸碱性溶液的酸碱性3-1-1酸碱的电离理论酸碱的电离理论1-1 酸碱的电离理论酸碱的电离理论酸碱理论酸碱理论阿仑尼

3、乌斯阿仑尼乌斯(Arrhenius)电离理论电离理论富兰克林富兰克林(Franklin)溶剂理论溶剂理论 布朗斯泰德布朗斯泰德(Bronsted)质子理论质子理论 路易斯路易斯(Lewis)电子理论电子理论 皮尔逊皮尔逊(Pearson)软硬酸碱理论软硬酸碱理论 1787年，年，A.L.Lavoisier (French chemist, who is considered the founder of modern chemistry) 氧是酸的组成部分氧是酸的组成部分 1811年，年，H. Davy (British chemist, best known for his experime

4、nts in electrochemistry and for his invention of a miners safety lamp) 氢是酸的组成部分氢是酸的组成部分 1884年，年，S.A.Arrhenius (Swedish chemist , who won the 1903 Nobel Prize in chemistry. His work is the basis for much of modern physical chemistry and electrochemistry.) 能电离出能电离出H+的物质为酸，能电离出的物质为酸，能电离出OH-的物质的物质为碱为碱 酸

5、碱电离理论酸碱电离理论Svante August Arrhenius 瑞典化学家瑞典化学家 阿仑尼乌斯酸碱电离理论阿仑尼乌斯酸碱电离理论酸：在水溶液中解离产生的阳离子全部是酸：在水溶液中解离产生的阳离子全部是H+的化合物的化合物碱：在水溶液中解离产生的阴离子全部是碱：在水溶液中解离产生的阴离子全部是OH-的化合物的化合物酸碱中和反应的实质：酸碱中和反应的实质： H+和和OH-结合生成结合生成H2O酸碱的相对强弱可根据在水溶液中解离酸碱的相对强弱可根据在水溶液中解离出来的出来的H+和和OH-程度来衡量程度来衡量 酸碱的溶剂理论酸碱的溶剂理论 认为：凡能离解而产生溶剂正离子的物质为认为：凡能离解而

6、产生溶剂正离子的物质为酸；凡能离解而产生溶剂负离子的物质为碱；酸酸；凡能离解而产生溶剂负离子的物质为碱；酸碱反应是正离子和负离子化合形成溶剂分子的反碱反应是正离子和负离子化合形成溶剂分子的反应。应。 优点：扩大了电离理论的范围。优点：扩大了电离理论的范围。 缺点：仍为脱离溶液的范围。缺点：仍为脱离溶液的范围。 H2SO4 (自电离自电离) 2H2SO4 H3SO4 HSO4 K3104 (溶剂的特征阳离子溶剂的特征阳离子) (溶剂的特征阴离子溶剂的特征阴离子) 酸碱的溶剂理论酸碱的溶剂理论（1）水、乙醇、胺都能使）水、乙醇、胺都能使H2SO4失去质子生成其特征阴离子失去质子生成其特征阴离子HS

7、O4，在，在H2SO4中水、乙醇、胺均为碱。中水、乙醇、胺均为碱。 H2O H2SO4 H3O HSO4 EtOH 2 H2SO4 EtHSO4 H3OHSO4 CO(NH2)2 H2SO4 H2NCONH3 HSO4 （2）在水中，）在水中，HOAc是弱酸，是弱酸，HNO3是强酸，而在是强酸，而在H2SO4中，中，二者均显碱性。二者均显碱性。 HOAc H2SO4 CH3CO2H2 HSO4 HNO3 2 H2SO4 NO2H3O 2HSO4w1923年，年， J.N.Bronsted( Danish chemist)w T.M.Lowry ( British chemist)w 酸碱质子理

8、论酸碱质子理论w 能释放质子能释放质子H+的物质为酸的物质为酸w 能接受质子能接受质子H+的物质为碱的物质为碱 Bronsted J N丹麦物理化学家丹麦物理化学家（1 1）定义：）定义： 任何能释放质子的物种都叫任何能释放质子的物种都叫作酸，任何能结合质子的物种都叫作碱。作酸，任何能结合质子的物种都叫作碱。（2 2）共轭酸碱对）共轭酸碱对 酸失去一个质子后形成的物种叫做该酸的酸失去一个质子后形成的物种叫做该酸的共轭碱共轭碱 酸是质子给予体，碱是质子接受体酸是质子给予体，碱是质子接受体酸碱反应是质子转移的过程。酸碱反应是质子转移的过程。 A(酸酸) = H+ + B(共轭碱共轭碱) HCl =

9、 H+ + Cl- H2SO4 = H+ + HSO4- H2O = H+ + OH- NH4+ = H+ + NH3碱结合一个质子后形成的物种叫该碱的共轭酸。碱结合一个质子后形成的物种叫该碱的共轭酸。B(碱碱) + H+ = A (共轭酸共轭酸) 酸与共轭碱，碱与共轭酸构成共轭酸碱对。酸与共轭碱，碱与共轭酸构成共轭酸碱对。 H2O + H+ = H3O + F- + H+ = HF OH- + H+ = H2O S2- + H+ = HS- NH3 + H+ = NH4+ （3）酸碱的强弱酸给出质子的能力（酸性）越强，共轭碱加合质子的能力（碱性）就越弱；碱加合质子的能力越强，共轭酸给出质子的

10、能力就越弱两个共轭酸碱对之间的质子传递两个共轭酸碱对之间的质子传递 反应总是由相对较强的酸和碱向生成相对较弱的酸和反应总是由相对较强的酸和碱向生成相对较弱的酸和碱的方向进行碱的方向进行（4 4）酸碱反应的实质）酸碱反应的实质 酸和碱的解离反应酸和碱的解离反应O(l)H O(l)H (aq)OH (aq)OH223)(lOH (aq)NH (aq)NH (aq)OH2433)(aq Ac O(l)H (aq)OH HAc(aq)2H+H+H+ 酸和碱的中和反应酸和碱的中和反应 盐的水解盐的水解(aq)O)Cu(OH)(H + (aq)OH O(l)H + O)Cu(H+32+32+242=H+H

11、+H+(aq)OH HAc(aq) (aq) Ac O(l)H2 (aq)NH (aq)OH lOH (aq)NH3324)(w1923年，年， C.N. Lewis (American chemist)w 酸碱电子理论酸碱电子理论w 能接受电子对的物质为酸能接受电子对的物质为酸w 能给出电子对的物质为碱能给出电子对的物质为碱 Lewis Lewis酸碱反应是电子对给予体与接受酸碱反应是电子对给予体与接受体形成共价键的反应体形成共价键的反应 A( A(酸酸) ):B(:B(碱碱) = A:B) = A:B 属于属于Lewis酸的有：酸的有： 正离子：如正离子：如Cu2、Ni2、Al3，这些金属

12、离子包含有，这些金属离子包含有可用于成键的未被占据的价轨道；可用于成键的未被占据的价轨道； 含有价层未充满的原子的化合物，如含有价层未充满的原子的化合物，如BX3，AlX3； 含有价层可扩展的原子的化合物，如含有价层可扩展的原子的化合物，如SnCl4(利用空利用空d轨道轨道)。 属于属于Lewis碱的有：碱的有： 阴离子；阴离子； 具有孤对电子的中性分子，如具有孤对电子的中性分子，如NH3、H2O等；等； 含含 键的分子键的分子(可将可将电子给出电子给出)。3-1-2 水的解离反应和溶液的酸水的解离反应和溶液的酸碱性碱性1-2 水的解离反应和溶液的酸碱性水的解离反应和溶液的酸碱性水的解离反应水

13、的解离反应纯水或稀溶液中纯水或稀溶液中 H2O(l) H+(aq) + OH-(aq)c(H+)/c c(OH-)/c =Kw Kw水的离子积水的离子积Kw(298.15K)=1.010-14Kw与温度有关与温度有关溶液的酸碱性和溶液的酸碱性和pH pH=-lg c(H+)/c 溶液的酸碱性溶液的酸碱性1.010-71.010-71.010-7c(OH-)/molL-11.010-7c(H+)/molL-1碱性碱性中性中性酸性酸性溶液酸碱性溶液酸碱性c(H+)/c c(OH-)/c = 1.010-14 = Kw pH=pKw-pOH=14-pOHpOH=-lg c(OH-)/c 碱性碱性中性

14、中性酸性酸性溶液酸碱性溶液酸碱性7=77pHpH越小，溶液酸性越强越小，溶液酸性越强pH越大，溶液碱性越强越大，溶液碱性越强例例0.10 molL-1HOAc溶液中溶液中, c(H+)=1.3410-3molL-1pH=-lgc(H+)/c =-lg1.3410-3=2.87例例 20.10 molL-1NH3H2O溶液中溶液中, c(OH-)=1.3210-3molL-1 pH=14-pOH=14+lgc(OH-)/c =14+lg(1.3210-3)=11.12c(H+)/(molL-1)1 10-1 10-2 10-3 10-4 10-510-6 10-7 10- -1110-1210-

15、1310-14 pH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14酸性增强酸性增强中性中性碱性增强碱性增强溶液的酸碱性和溶液的酸碱性和pHpH能否能否 14 ?酸碱指示剂酸碱指示剂能在一定能在一定pH范围内保持一定颜色的某些范围内保持一定颜色的某些有机弱酸或弱碱有机弱酸或弱碱甲基橙甲基橙 红红 橙橙 黄黄3.1 4.4 酚酞酚酞 无色无色 粉红粉红 红红8.0 10.0pH试纸在不同的试纸在不同的pH溶液中显不同的颜色溶液中显不同的颜色 石蕊石蕊 红红 紫紫 蓝蓝5.0 8.0 1.010-5 mol dm-3 的盐酸溶液冲稀的盐酸溶液冲稀1000倍，溶液的倍，溶液的p

16、H值等于值等于8 酸性溶液中不含酸性溶液中不含OH- ，碱性溶液中不含，碱性溶液中不含H+ 在一定温度下，改变溶液的在一定温度下，改变溶液的pH值，水的离值，水的离子积不变。子积不变。Question下列说法是否正确？下列说法是否正确？第一节第一节 结束结束电离平衡电离平衡第二节弱电解质的解离反应第二节弱电解质的解离反应电离平衡电离平衡第二节第二节 弱电解质的电离弱电解质的电离平衡平衡 3-2-1 解离平衡和解离常数解离平衡和解离常数2-1 解离平衡和解离常数解离平衡和解离常数一元弱酸一元弱酸 HA(aq) H+(aq) + A-(aq)弱电解质在水中部分解离弱电解质在水中部分解离, 存在解离

17、平衡存在解离平衡c(H+)/c c(A-)/c c(HA)/c Ki (HA)= c(H+)c(A-)c(HA)简化为简化为Ki (HA)= 解离平衡解离平衡Ki 标准解离常数标准解离常数Ka 、Kb分别表示弱酸、弱碱标准解分别表示弱酸、弱碱标准解 离常数离常数Ki 越小越小,弱电解质解离越困难弱电解质解离越困难,电解质越弱电解质越弱弱电解质：一般弱电解质：一般Ki 10-4 中强电解质：中强电解质：Ki =10-210-3解离常数解离常数Ki 表示弱电解质解离限度大小的特性常表示弱电解质解离限度大小的特性常数数Ki 与浓度无关，与温度有关与浓度无关，与温度有关由于温度对由于温度对Ki 影响不

18、大影响不大, 室温下一般可不室温下一般可不考虑其影响考虑其影响 例例试计算试计算298.15K、标准态下、标准态下Ka(HOAc)值值解：解：HOAc H+ + OAc-fGm/(kJmol-1) -396.46 0 -369.31rGm=(-369.31)-(-396.46)kJmol-1 =27.15 kJmol-1 -rGm -27.151000 RT 8.314298.15ln K = = = -10.95Ka (HOAc)=1.810-53-2-2解离度和稀释定律解离度和稀释定律2-2 解离度和稀释定律解离度和稀释定律解离度解离度解离部分弱电解质浓度解离部分弱电解质浓度未解离前弱电解

19、质浓度未解离前弱电解质浓度解离度解离度()100%解离度可表示弱电解质解离程度的大小解离度可表示弱电解质解离程度的大小在温度、浓度相同条件下在温度、浓度相同条件下, 越小越小, 电解质越弱电解质越弱 稀释定律稀释定律一元弱酸一元弱酸 HA(aq) H+(aq) + A-(aq)起始浓度起始浓度 c平衡浓度平衡浓度 c-c c cc(H+)/c c(A-)/c c(HA)/c Ka (HA)= =( ) 2 c1- cKi ( )2 cc Kic/c若若(c/c )/Ki 500, 1-1与与 c 有关，有关，Ki 与与 c 无关无关3-2-3 弱酸或弱碱溶液中离子浓度弱酸或弱碱溶液中离子浓度计

20、算计算2-3 弱酸或弱碱溶液中离子浓度计算弱酸或弱碱溶液中离子浓度计算一元弱酸溶液中一元弱酸溶液中c(H+)的计算的计算一元弱酸一元弱酸 HA(aq) H+(aq) + A-(aq) H2O(aq) H+(aq) + OH-(aq)一元弱酸溶液中一元弱酸溶液中c(H+)的计算的计算 (1). 精确式精确式 c( H+) = c(A-) + c(OH-)(HA)(A)(H-acccK)(OH)(HwccK即即 )(H)HA()(HacKc )(HwcKcKccKcc/ (HA)/(Hwa整理得：整理得： c = c(A-) + c(HA) c/ c(HA) = c(A-) / c(HA) + 1

21、 cHAccHccAcKa/ )(/ )(/ )(c(A-) / c(HA) = Ka / c(H+) c/ c(HA) = Ka / c(H+) + 1 c (H+)c(HA) = c c (H+) + K a HA(aq) H+(aq) + A-(aq) (2). 近似式近似式ccKcc/ (HA)/(Ha当当 Ka c(HA) 20 Kw忽略水的电离，简化为忽略水的电离，简化为 0)()(2aacKHcKHccHccKcHAcKcHcaa/)(/ )(/ )(24/)(2cKKKcHcaaa一元弱酸溶液中一元弱酸溶液中c(H+)的计算的计算(3). 最简式最简式 若平衡溶液中的若平衡溶液

22、中的c(H+)远小于酸的起始浓度远小于酸的起始浓度c0(HA)，即即c0(HA)c(H+)c0(HA)，则近似式可进一步简化为，则近似式可进一步简化为:(HA)/)/(H0accKcc判断标准：判断标准： Ka c0/c 20 Kw (c0 / c ) / Ka 500一元弱酸溶液中一元弱酸溶液中c(H+)的计算的计算类似的，对一元弱碱类似的，对一元弱碱B可得到：可得到： 精确式精确式:近似式近似式:最简式最简式: cKccKcc/(B)/(OHwb/(B)/(OHbccKcc/(B)/(OH0bccKcc例例计算计算0.100molL-1氨水溶液中的氨水溶液中的c(OH-)、pH和氨水的解离

23、度和氨水的解离度解：解： NH3H2O NH4+ + OH-平衡浓度平衡浓度/(molL-1) 0.100-x x x c(OH-)=1.3410-3 molL-1(c/c )/Kb(NH3H2O)=0.100/(1.810-5)5000.100-x0.100 则则 x=1.3410-3 c(NH4 )/c c(OH-)/c xx c(NH3H2O)/c 0.100-xKb= = =1.810-5+例例则则 x=1.3410-3 c(OH-)=1.3410-3 molL-1 Kw 1.010-14c(OH-) 1.3410-3 c(H+)= = molL-1=7.510-12 molL-1pH

24、=-lg(7.510-12)=11.12计算计算0.100molL-1氨水溶液中的氨水溶液中的c(OH-)、pH和氨水的解离度和氨水的解离度解：解： NH3H2O NH4+ + OH-平衡浓度平衡浓度/(molL-1) 0.100-x x x c(OH-) 1.3410-3 c 0.100= 100%= 100%=1.34% 3-2-4多元弱酸的分步解多元弱酸的分步解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分步解离多元弱酸在水溶液中分步解离 如如 H2S H+ + HS- HS- H+ + S2-Ka(1)= =1.110-7c(H+)/c c(HS-)/c c(H2S)

25、/c Ka(2)= =1.310-13c(H+)/c c(S2-)/c c(HS-)/c 分级解离常数逐级减小分级解离常数逐级减小 多元弱酸的强弱主要取决于多元弱酸的强弱主要取决于Ka(1)例例已知常温、常压下已知常温、常压下H2S的溶解度为的溶解度为0.10molL-1，计算，计算H2S饱和溶液中饱和溶液中c(H+)、c(S2-)和和H2S的解离度的解离度解：解： H2S H+ + HS-平衡浓度平衡浓度/(molL-1) 0.10-x x xKa(1)= = =1.110-7c(H+)/c c(HS-)/c xx c(H2S)/c 0.10-x(c/c )/Ka(1)=0.10/(1.11

26、0-7)500, 0.10-x0.1x= 1.110-4c(H+)= 1.110-4 molL-1例例已知常温、常压下已知常温、常压下H2S的溶解度为的溶解度为0.10molL-1，计算，计算H2S饱和溶液中饱和溶液中c(H+)、c(S2-)和和H2S的解离度的解离度解：解： HS- H+ + S2-Ka(2)= =1.310-13c(H+)/c c(S2-)/c c(HS-)/c 因为因为 Ka(2)500所以所以 0.10-x0.10, 0.10+x0.10解：解： NH3H2O NH4 + OH-平衡浓度平衡浓度/(molL-1) 0.10-x 0.10+x x+例例在在0.10molL

27、-1NH3H2O溶液中溶液中, 加入加入固体固体NH4Cl,使其浓度为使其浓度为0.10molL-1, 计算计算溶液中溶液中c(H+)、NH3H2O的解离度。的解离度。解：解： NH3H2O NH4 + OH-平衡浓度平衡浓度/(molL-1) 0.10-x 0.10+x x+c(OH-)=1.810-5 molL-11.010-14 1.810-5c(H+) = molL-1 =5.610-10 molL-11.810-5 0.10= 100%=0.018%未加未加NH4Cl的的0.10molL-1NH3H2O溶液溶液 1.34%,即由于同离子效应，使即由于同离子效应，使降低降低 利用同离子

28、效应利用同离子效应, 调节溶液的酸碱性调节溶液的酸碱性,可控制弱电解质溶液中有关离子的浓度，可控制弱电解质溶液中有关离子的浓度，进行金属离子的分离和提纯。进行金属离子的分离和提纯。 在弱电解质溶液中，若加入易溶强电解质，在弱电解质溶液中，若加入易溶强电解质，弱电解质的电离度有所增加，这种效应称为盐弱电解质的电离度有所增加，这种效应称为盐效应。效应。例如在例如在HOAc溶液中加入溶液中加入NaCl盐效应盐效应 盐效应的产生是由于溶液中带电粒子增盐效应的产生是由于溶液中带电粒子增加后，质点间的相互牵制作用加强，导致有加后，质点间的相互牵制作用加强，导致有效浓度降低，从而有减小了生成物浓度的效效浓度

29、降低，从而有减小了生成物浓度的效果，使平衡向右移动、电离度加大。果，使平衡向右移动、电离度加大。 盐效应在浓溶液中效应更显著。盐效应在浓溶液中效应更显著。 在稀溶液中，主要是同离子效应为主。在稀溶液中，主要是同离子效应为主。解释解释2-6 缓冲溶液缓冲溶液Buffer solution50 mLHOAcNaOAcc(HOAc) = c(NaOAc) =0.10moldm-3 pH = 4.74缓冲溶液的特性：向缓冲溶液中加入少量强酸或强碱或将缓冲溶液的特性：向缓冲溶液中加入少量强酸或强碱或将 溶液适当稀释，而溶液本身溶液适当稀释，而溶液本身pH能保持相对稳定能保持相对稳定加入加入1滴滴(0.0

30、5ml) 1moldm-3 HCl加入加入1 滴滴(0.05ml)1moldm-3 NaOH50 ml 纯水纯水 pH =7pH = 4.75pH = 3pH = 11pH = 4.733-2-6 缓冲溶液缓冲溶液2-6 缓冲溶液缓冲溶液缓冲作用原理：如缓冲作用原理：如 HOAc+NaOAc混合液混合液HOAc H+ + OAc- 大量大量 极小量极小量 大量大量 外加适量酸外加适量酸(H)，平衡向左移动，平衡向左移动外加适量碱外加适量碱(OH-)，平衡向右移动，平衡向右移动NaOAc 抵消抵消H+; HOAc 抵消抵消OH-缓冲作用：使溶液缓冲作用：使溶液pH值基本保持不变的作值基本保持不变

31、的作用。具有缓冲作用的溶液，称为缓冲溶液用。具有缓冲作用的溶液，称为缓冲溶液2-6 缓冲溶液缓冲溶液演示实验：演示实验：HOAc NaOAc混合溶液混合溶液缓冲作用原理：如缓冲作用原理：如 HOAc+NaOAc混合液混合液HOAc H+ + OAc- 大量大量 极小量极小量 大量大量 外加适量酸外加适量酸(H)，平衡向左移动，平衡向左移动外加适量碱外加适量碱(OH-)，平衡向右移动，平衡向右移动NaOAc 抵消抵消H+; HOAc 抵消抵消OH-缓冲作用：使溶液缓冲作用：使溶液pH值基本保持不变的作值基本保持不变的作用。具有缓冲作用的溶液，称为缓冲溶液用。具有缓冲作用的溶液，称为缓冲溶液HOA

32、c+NaOAc混合溶液能抵抗少量外混合溶液能抵抗少量外来酸、碱及少量水的稀释作用，而保来酸、碱及少量水的稀释作用，而保持溶液持溶液pH值基本不变，为缓冲溶液。值基本不变，为缓冲溶液。常见的缓冲溶液常见的缓冲溶液如弱酸与弱酸盐、弱碱与弱碱盐等混合液，如弱酸与弱酸盐、弱碱与弱碱盐等混合液，多元弱酸组成的两种不同酸度的盐混合液多元弱酸组成的两种不同酸度的盐混合液缓冲溶液缓冲溶液pKipH值范围值范围HOAc-NaOAc4.763.65.6NH3H2O-NH4Cl4.768.310.3NaHCO3-Na2CO310.339.211.0KH2PO4-K2HPO47.205.98.0H3BO3-Na2B4

33、O79.27.29.2缓冲溶液缓冲溶液pH值的计算值的计算例例(1)试计算含试计算含0.10molL-1HOAc、0.10molL-1(2) NaOAc溶液的溶液的pH值。值。解：解： HOAc H+ + OAc- 平衡浓度平衡浓度/(molL-1) 0.10-x x 0.10+xKa= =1.810-5x(0.10+x) 0.10-x因为因为 (c/c )/Ka=0.10/(1.810-5)500所以所以 0.10-x0.10, 0.10+x0.10pH=4.74x=1.810-5c(H+)=1.810-5 molL-1=1.810-50.10 x 0.10例例(2) 在含在含0.100mo

34、lL-1HOAc、0.100molL-1 NaOAc溶液中加入溶液中加入HCl, 使使c(Cl-) = 0.001 molL-1，计算溶液的，计算溶液的pH值。值。 HOAc H+ + OAc- Ka= =1.810-5x(0.099+x) 0. 101-x平衡浓度平衡浓度/(molL-1) 0.101-x x 0.099+xx=1.8410-5c(H+)=1.8410-5 molL-1pH=4.73=1.810-50.099x 0. 101解解: 反应反应 H+ + OAc- HOAc0.001 0.001 0.001HOAc+NaOAc混合溶液能抵抗少量外混合溶液能抵抗少量外来酸的作用，而

35、保持溶液来酸的作用，而保持溶液pH值不变。值不变。例例(3) 在含在含0.100molL-1HOAc、0.100 molL-1NaOAc溶液中加入溶液中加入KOH, 使使 c(K+)=0.001molL-1，计算溶液的，计算溶液的pH值。值。 HOAc H+ + OAc- Ka= =1.810-5x(0.101+x) 0. 099-x平衡浓度平衡浓度/(molL-1) 0.099-x x 0.101+xx=1.7610-5c(H+)=1.7610-5 molL-1pH=4.75=1.810-50.101x 0. 099解解: 反应反应 OH- + HOAc OAc- + H2O 0.001 0

36、.001 0.001HOAc+NaOAc混合溶液能抵抗少量外混合溶液能抵抗少量外来碱的作用，而保持溶液来碱的作用，而保持溶液pH值不变。值不变。例例(4) 在含在含0.10molL-1HOAc、0.10molL-1 NaOAc溶液中加入溶液中加入H2O, 使溶液稀释使溶液稀释10倍倍, 计算溶液的计算溶液的pH值。值。解：解： HOAc H+ + OAc- 平衡浓度平衡浓度/(molL-1) 0.010-x x 0.010+xKa= =1.810-5x(0.010+x) 0. 010-xc(H+)=1.810-5 molL-1pH=4.74x=1.810-5=1.810-50.010 x 0.

37、 010HOAc+NaOAc混合溶液能抵抗少量水混合溶液能抵抗少量水的稀释作用，而保持溶液的稀释作用，而保持溶液pH值不变。值不变。例例(5)欲配制欲配制250ml, pH=5.00的缓冲溶液，的缓冲溶液， 问在问在12.0mL 6.00molL-1HOAc溶液中溶液中, 应加入固体应加入固体NaOAc3H2O 多少克多少克?解：解：c(HOAc)=(12.06.00)/250 molL-1 =0.288 molL-1 pH=5.00 c(H+)=10-5 molL-1 HOAc H+ + OAc- 平衡浓度平衡浓度/(molL-1) 0.288-10-5 10-5 x+10-5Ka = =1

38、.810-510-5(x+10-5) 0. 288-10-5x=0.518 molL-1应加入应加入NaOAc3H2O (250/1000)0.518136=17.6 (g) 缓冲溶液的缓冲缓冲溶液的缓冲容量容量 缓冲容量缓冲容量(Buffer capacity)(Buffer capacity)指缓冲溶液的缓冲能力指缓冲溶液的缓冲能力。不同缓冲溶液有其各自的缓冲范围。不同缓冲溶液有其各自的缓冲范围(Buffer range), (Buffer range), 缓缓冲范围是指能够起缓冲作用的冲范围是指能够起缓冲作用的pHpH区间。区间。 对弱酸对弱酸-弱酸盐组成的有效缓冲溶液，弱酸盐组成的有效

39、缓冲溶液，c(酸酸)/c(盐盐)的比的比值应处于值应处于1/10和和10/1之间：之间：1ppHa K同样，对弱碱同样，对弱碱-弱碱盐组成的有效缓冲溶液也有：弱碱盐组成的有效缓冲溶液也有： 1ppOHb K1) 选择要注意pH范围、缓冲容量以及缓冲溶液的参与除消耗H+或OH-外的反应性。2) 配制应选择pKa或pKb尽量接近于使用范围，共轭酸碱对除与系统中产生的H+或OH-反应外，不与其它物质反应，保证有足够的浓度以适应所须的缓冲容量，常见的缓冲溶液的配制方法，可查阅有关化学手册。缓缓 冲冲 溶溶 液液pH (25)饱和酒石酸氢钾饱和酒石酸氢钾 (0.034molkg-1)3.557邻苯二甲酸

40、氢钾邻苯二甲酸氢钾 (0.050molkg-1)4.0080.025molkg-1 KH2PO4 +0.025molkg-1 Na2HPO4 6.865硼砂硼砂 (0.010molkg-1)9.180饱和氢氧化钙饱和氢氧化钙12.454常用标准缓冲溶液常用标准缓冲溶液缓冲溶液缓冲溶液pKa缓冲范围缓冲范围氨基乙酸氨基乙酸+HCl2.351.53.0氯乙酸氯乙酸+NaOH2.8623.5甲酸甲酸+NaOH3.7734.5HAc+NaAc4.7645.5六次甲基四胺六次甲基四胺+HCl5.134.56.07.216.58三羟甲基甲胺三羟甲基甲胺+HCl8.217.59硼砂硼砂9.248.510NH

41、4+NH39.258.5102442HPOPOH)BOHBO(H3233Question 10Question 10人体内的血液是怎样起到缓冲作用的人体内的血液是怎样起到缓冲作用的? ? Solution7.41.3)(6.1201lg6.1dmmolHCOdmmolCOHlgppH3333a1/ )(/ )(ccK2 肾和肺是支配肾和肺是支配 缓冲体系的两个重要器官。缓冲体系的两个重要器官。缓冲作用涉及以下两个重要平衡缓冲作用涉及以下两个重要平衡: 332/HCOCOH H+(aq) + H2CO3(aq) CO2(g) + H2O(l) HbH+ + O2 HbO2 + H+ (aq)HC

42、O3 人的血液呈微碱性人的血液呈微碱性, pH的正常值应在的正常值应在7.357.45之间。之间。 血液的缓冲作用主要是靠血液的缓冲作用主要是靠 体系完体系完成的。正常血浆中成的。正常血浆中 和和H2CO3的浓度分别约为的浓度分别约为0.024 moldm-3和和0.0012 moldm-3。 3HCO332/HCOCOH电离平衡电离平衡第三节盐类的水解反应第三节盐类的水解反应电离平衡电离平衡第三节第三节盐类的水解盐类的水解3-3-1 水解反应和水解常数水解反应和水解常数3-1 水解反应和水解常数水解反应和水解常数强碱弱酸盐的水溶液强碱弱酸盐的水溶液水解反应式：水解反应式： OAc-H2O H

43、OAcOH-如如 NaOAc Na+ + OAc- H2O OH- + H+水的解离水的解离+HOAc水解反应水解反应 显碱性显碱性水解常数水解常数OAc-H2O HOAcOH-Kh =c(HOAc/c c(OH-)/c c(OAc-)/c c(HOAc/c c(OH-)/c c(H+)/c c(OAc-)/c c(H+)/c Kh = =KwKa NaOAc OAc- + Na+ H2O H+ + OH - Kw OAc- + H+ HOAc 1 / Ka )3()2() 1 (awhKKK则水解（水解（hydrolysis）水解常数水解常数Kh 值越大，相应盐的水解限度越大值越大，相应盐的

44、水解限度越大水解度水解度表示盐的水解程度表示盐的水解程度盐水解部分的浓度盐水解部分的浓度盐的开始浓度盐的开始浓度水解度水解度(h)= 100%Kh 与盐的浓度无关与盐的浓度无关 h 与盐的浓度有关与盐的浓度有关 发生水解时溶液发生水解时溶液pH的计算：的计算：awhbKKKOAcK)(OAc- +H2O HOAc + OH - Kh cBcKKcBcKcBcKcOHcawhb/)(/)(/)(/)(强酸弱碱盐水溶液强酸弱碱盐水溶液水解反应式：水解反应式： NH4 H2O NH3H2O H+ 显酸性显酸性+NH3H2O如如 NH4Cl Cl-+ NH4H2O H+ + OH- +盐的水解反应盐的

45、水解反应:盐的组分离子与水解离出盐的组分离子与水解离出来的来的H+或或OH-结合生成弱电解质的反应结合生成弱电解质的反应 )3()2() 1 (bwhKKK则 (3) HOHNH OH NH1 (2) OHNH OH NH (1) H OH OH Cl NH ClNHh2324b234w244KKK/)(ccKcHch弱酸弱碱盐弱酸弱碱盐HAcOHNH OHAcNHAcNHAcNH232444NH4+ + H2O = NH3 H2O + H + Kw0/ Kb0 (NH3) Ac- + H2O = HAc + OH- Kw0/ Ka0 (HAc) H+ + OH- = H2O 1/Kw0NH4

46、+ + Ac- + H2O = NH3 H2O + HAc Kh0(NH4Ac) Kw0 Kh0(NH4Ac) = Kb0(NH3) Ka0(HAc)弱酸弱碱盐弱酸弱碱盐水溶液的酸碱性视生成弱酸、弱碱的水溶液的酸碱性视生成弱酸、弱碱的Ki 而而定定A+ + B- + H2O HB + AOH Ka(HB) Kb(AOH) 水溶液显酸性水溶液显酸性如如 NH4F NH4 + F- +H2O NH3H2O+HF+Ka(HB) Kb(AOH) 水溶液显中性水溶液显中性如如 NH4OAc NH4 + OAc- +H2O NH3H2O+HOAc+如如 NH4CN NH4 +CN-+H2O NH3H2O

47、+ HCNKa(HB) Kh(2) 通常只须考虑第一步水通常只须考虑第一步水解解如如FeCl3的水解反应式的水解反应式 Fe3+ + H2O Fe(OH)2+ + H+由于由于Kh(1) Kh(2) Kh(3)所以一般只考虑一级水解所以一般只考虑一级水解3-2 分步水解分步水解 Fe(OH)2+ + H2O Fe(OH)2 + H+ Fe(OH)2 + H2O Fe(OH)3 + H+3-3-3 盐溶液盐溶液pH的近似计算的近似计算3-3 盐溶液盐溶液pH的近似计算的近似计算例例计算计算0.10molL-1NaOAc溶液的溶液的pH和水解度和水解度解：解： OAc-+H2O HOAc+OH-平

48、衡浓度平衡浓度/(molL-1) 0.10-x x x0.10-x0.10 x=7.510-6c(OH-)=7.510-6 molL-1 pH=14-lg(7.510-6)=8.88Kh = = = =5.610-10 Kw 1.010-14Ka(HOAc) 1.810-5 xx0.10-x7.510-6 0.10h= 100%=7.510-3 %3-3-4影响盐类水解度的因素影响盐类水解度的因素3-4 影响盐类水解度的因素影响盐类水解度的因素水解离子的本性水解离子的本性水解产物水解产物弱酸或弱碱越弱，则水解弱酸或弱碱越弱，则水解 程度越大。程度越大。盐溶液盐溶液(0.1molL-1)水解产物

49、水解产物Kah/%pHNaOAc HOAc+OH-1.810-50.0075 8.9NaCNHCN+OH-6.210-101.411.2Na2CO3HCO3+OH-4.710-114.211.6-3-4 影响盐类水解度的因素影响盐类水解度的因素水解离子的本性水解离子的本性水解产物是弱电解质，且为难溶或为易水解产物是弱电解质，且为难溶或为易挥发气体，则水解程度很大或完全水解挥发气体，则水解程度很大或完全水解 Al2S3 +6H2O 2Al(OH)3+ 3H2SSnCl2 + H2O Sn(OH)Cl+ HClSbCl3 + H2O SbOCl+ 2HCl Bi(NO3)3 + H2O BiONO

50、3+ 2HNO33-4 影响盐类水解度的因素影响盐类水解度的因素盐溶液浓度、温度盐溶液浓度、温度一般来说，盐浓度越小，温度越高，一般来说，盐浓度越小，温度越高，盐的水解度越大。盐的水解度越大。盐溶液酸度盐溶液酸度降低溶液的降低溶液的pH，可增大阴离子的水解度，可增大阴离子的水解度升高溶液的升高溶液的pH，可增大阳离子的水解度，可增大阳离子的水解度3-3-5 盐类水解的抑制和利用盐类水解的抑制和利用3-5 盐类水解的抑制和利用盐类水解的抑制和利用易水解盐溶液的配制易水解盐溶液的配制为抑制水解，必须将它们溶解在相应的为抑制水解，必须将它们溶解在相应的碱或酸中碱或酸中配制配制SnCl2、SbCl3溶

51、液溶液,应先加入适量应先加入适量HCl如如 Sn2+ + H2O Sn(OH)+ + H+Sn(OH)Cl +Cl- 加入加入 HCl易水解盐溶液的配制易水解盐溶液的配制配制配制SnCl2、SbCl3溶液溶液,应先加入适量应先加入适量HCl加入加入HCl如如 Sb3+ + H2O Sb(OH)2+ + H+SbOCl +Cl- +H2OSb(OH)2+ + H+-H2O(氯化氧锑氯化氧锑)易水解盐溶液的配制易水解盐溶液的配制配制配制Bi(NO3)3溶液溶液, 应先加入适量应先加入适量HNO3(硝酸氧铋硝酸氧铋) Bi3+ + H2O Bi(OH)2+ + H+BiONO3 +NO3- +H2O

52、Bi(OH)2+ + H+-H2O加入加入HNO3易水解盐溶液的配制易水解盐溶液的配制配制配制Na2S溶液溶液, 应先加入适量应先加入适量NaOH S2- + H2O HS- + OH- +H2O H2S + OH- 加入加入NaOH利用盐类水解进行离子的分离和提纯利用盐类水解进行离子的分离和提纯如如除去溶液中的除去溶液中的Fe2+、Fe3+ 2Fe2+ + H2O2 + 2H+ 2Fe3+ + 2H2O1. 加入氧化剂加入氧化剂(如如H2O2)，使，使Fe2+Fe3+2. 降低酸度，调节溶液降低酸度，调节溶液pH=34，促使，促使Fe3+水解，生成水解，生成Fe(OH)3. 加热，促使加热，

53、促使Fe3+水解，生成水解，生成Fe(OH)3电离平衡电离平衡第四节沉淀反应第四节沉淀反应电离平衡电离平衡第四节第四节沉淀反应沉淀反应难溶电解质：难溶电解质： 溶解度溶解度 0.01g/100gH2O微溶电解质：微溶电解质： 溶解度溶解度 0.1g0.01g/100gH2O易溶电解质：易溶电解质： 溶解度溶解度 0.1g/100gH2O3-4-1难溶电解质的溶度积和溶难溶电解质的溶度积和溶解度解度4-1难溶电解质的溶度积和溶解度难溶电解质的溶度积和溶解度 BaSO4(s) Ba2+(aq) + SO4 (aq)溶解溶解沉淀沉淀2-3-4-1难溶电解质的溶度积和溶难溶电解质的溶度积和溶解度解度4

54、-1难溶电解质的溶度积和溶解度难溶电解质的溶度积和溶解度溶解平衡溶解平衡一定温度下，溶解与沉淀速一定温度下，溶解与沉淀速率相等时，晶体和溶液中的相应离子达到率相等时，晶体和溶液中的相应离子达到多相离子平衡，称为溶解平衡。多相离子平衡，称为溶解平衡。溶度积常数溶度积常数 BaSO4(s) Ba2+(aq) + SO4 (aq)溶解溶解沉淀沉淀2-Ksp(BaSO4)=c(Ba2+)/c c(SO4 )/c 2-（solubility product constant) AmBn(s) mAn+ + nBm-溶解溶解沉淀沉淀一般难溶物一般难溶物Ksp(AmBn)=c(An+)/c mc(Bm-)/

55、c n溶度积常数溶度积常数(简称溶度积简称溶度积)即即: 在一定温度下在一定温度下, 难溶电解质的饱和溶液难溶电解质的饱和溶液中中, 各组分离子浓度幂的乘积是一个常数。各组分离子浓度幂的乘积是一个常数。Ksp与浓度无关，与温度有关。与浓度无关，与温度有关。 Ksp 是表征难溶电解质溶解能力的特性是表征难溶电解质溶解能力的特性 常数。常数。溶度积常数溶度积常数溶度积表达式也适用于难溶弱电解质。溶度积表达式也适用于难溶弱电解质。AB(s) AB(aq)K1 =c(AB)/c (1)AB(aq) A+ + B-c(A+ )c(B-) c(AB )cK2 =(1)+(2) AB(s) A+ + B-K

56、1 K2 =c(A+)c(B-)/(c )2=Ksp(AB)Ksp(AB) =c(A+)c(B-)/(c )2即即 AB(s) A+ + B-(2)溶解度与溶度积的相互换算溶解度与溶度积的相互换算例例解：解： AgI(s) Ag+ + I-平衡浓度平衡浓度/(molL-1) x xKsp(AgI)=c(Ag+)/c c(I-)/c 8.5210-17=xxx=9.2510-9即即s(AgI)= 9.2510-9 molL-1对于对于 AB(s) A+ + B-s= Ksp c已知已知298.15K时时Ksp(AgI)=8.5210-17,计算计算298.15K时的时的 s(AgI)。对于对于A

57、B型难溶强电解质型难溶强电解质 AB(s) A+ + B- = Ksp cs同理同理 AB2或或A2B型难溶强电解质型难溶强电解质 A2B(s) 2A+ + B2-平衡浓度平衡浓度/(molL-1) 2s sKsp(A2B)=(2s)2s/(c )3Ksp 4 = c3s ZnS(s) Zn2+ + S2-如如 ZnS 在饱和溶液中在饱和溶液中Zn2+ + H2O Zn(OH)+ + H+ S2- + H2O HS- + OH-s(ZnS)c(Zn2+)+c(Zn(OH)+) s(ZnS)c(S2-)+c(HS-) 应用计算公式应注意应用计算公式应注意:1.不适用于易水解的难溶电解质不适用于易

58、水解的难溶电解质且水解程度且水解程度 S2- Zn2+, 使使c(Zn2+) c(S2-)S = Ksp c按按式计算会产生较大误差。式计算会产生较大误差。应用计算公式应注意应用计算公式应注意:2.不适用于难溶弱电解质不适用于难溶弱电解质s(AB)=c(AB)+c(A+)=c(AB)+c(B-) S =c(AB) + Ksp(AB) c AB(s) AB(aq) A+ + B-只有相同类型、基本不水解的难溶强电只有相同类型、基本不水解的难溶强电解质，可直接根据溶度积大小来比较溶解质，可直接根据溶度积大小来比较溶解度的大小。解度的大小。类型类型 难溶电解质难溶电解质Ksps/(molL-1)AB

59、AgCl1.7710-10 1.3310-5AgBr5.3510-13 7.3310-7AgI8.5210-17 9.2510-9AB2MgF26.510-91.210-3A2BAg2CrO41.1210-12 6.5410-53-4-2沉淀反应沉淀反应4-2 沉淀反应沉淀反应溶度积规则溶度积规则JRTKRTTGmrlnln)(0若若 J K0 则则r Gm K0 则则r Gm 0， 反应不能向右自发进行反应不能向右自发进行3-4-2沉淀反应沉淀反应4-2 沉淀反应沉淀反应溶度积规则溶度积规则mnnmspcBccAcK/ )(/ )(00naqmaqmnmBnABA）（）（mnnmcBccAc

60、J/ )(/ )(00离子积：难溶电解质溶液中离子浓度的乘积。离子积：难溶电解质溶液中离子浓度的乘积。溶度积：平衡状态下离子浓度的乘积。溶度积：平衡状态下离子浓度的乘积。相应于反应商与标准平衡常数之间的关系。相应于反应商与标准平衡常数之间的关系。3-4-2沉淀反应沉淀反应4-2 沉淀反应沉淀反应溶度积规则溶度积规则 AmBn(s) mAn+ + nBm- 反应逆向进行反应逆向进行即即 溶度积规则溶度积规则例例 4 10 -5 moldm -3 的的AgNO3和同浓度的和同浓度的K2CrO4等体积混合等体积混合,问有无问有无Ag2CrO4沉淀生沉淀生成成?解答解答: 两溶液混合后两溶液混合后,浓