无机及分析化学课件-第二章电解质溶液

第二章电解质溶液第一节

化学反应速率和化学平衡第二节

弱电解质的电离平衡第三节

缓冲溶液第四节 盐类的水解第一节化学反应速率和化学平衡化学反应速率及影响因素反应速率：单位时间内反应物浓度的减小或生成物浓度的增加。同一反应，用不同反应物或生成物表示反应速率时数值不一定相等，所以表示反应速率时必须指明具体物质。影响反应速率的因素：首先取决于反应物的本性。1、浓度↑→反应速率↑2、温度↑→反应速率↑3、催化剂：正催化剂加快反应速率。（1）定义一、化学反应的可逆性和化学平衡一定条件下的可逆反应，正、逆反应速率相等时（V正=V逆各反应物和生成物的浓度不再随时间而变化），反应体系所处的动态平衡状态。可逆反应的定义同一条件下，可以向正、反两个方向进行的反应。CO(g)+H2O(g)

CO2(g)+H2(g);3H2(g)+N2(g)

2NH3(g)如：2KClO3

= 2KCl

+

3O2可认为是不可逆反应化学平衡（2）化学平衡的特点反应速率化学平衡V正V逆反应时间①化学平衡是暂时的、有条件的、相对的动态平衡；②化学平衡可以从正、逆两个方向建立；③化学平衡时各反应物和各生成物的浓度不变。二、平衡常数及其意义1．平衡常数的表达式dD+eEv正aA+bBv逆bv正=k正CAaCBev逆=k逆CDdCEv正=v逆，所以：ck

[

A]a

[B]bk

[D]d

[E]e逆K

正对于任一化学反应：平衡时:

v正=k正[A]a[B]b

v逆=k逆[D]d[E]e平衡时各物质浓度一定，Kc为一常数，叫浓度平衡常数，只随温度而变。2．书写平衡常数表达式注意事项浓度必须为平衡浓度，用“[]”表示;纯固体、纯液体不写在表达式中;CaCO3(s)

CaO(s)+CO2(g)

Kc=[CO2]CO(g)

+

H2O(g)CO2

(g)

+

H2(g)422

74[CrO2

]2

[H

]2K

2

7

2CrO2

2H

Cr

O2

H

Oc（3）在水溶液中进行的反应，水不写在表达式中;[Cr

O2

]Kc=?(4)K的大小与方程式的书写形式有关。3H2(g)+N2(g)

2NH3(g)2

22

2

33

H

(g)

1

N

(g)

NH

(g)2

2[H

]3

[[N

][NH

]2cK

3

1

3

3

1[H

2

]

[[N2

]2

2[NH

]cK

2cK

K的大小只与温度有关，与反应物起始状态无关;K能表示反应进行的完全程度;K与Q的相对大小可以判断反应的方向。（化学平衡的移动）3.平衡常数的意义4.平衡转化率当反应达到平衡后，某反应物转化为生成物的量占该反应物反应前总量的百分数。平衡转化率

转化为生成物的某反应物浓度100%该反应物的起始浓度平衡转化率与反应的起始状态有关。三、化学平衡的移动化学平衡是有条件的、暂时的、相对的动态平衡，当外界条件改变时平衡被破坏，会在新的条件下建立新的平衡，这种因外界条件的改变使可逆反应从一种平衡向另一种平衡转变的过程叫化学平衡的移动。Q=K

化学平衡状态。Q

<

K

平衡向右移动,建立新平衡.Q

>

K

平衡向左移动,建立新平衡。[

A]a

[B]b[D]d

[E]ecK

A

Bccdca

cb

ceQ

D

E

（一）浓度对化学平衡的影响dD+eEaA+bBv正v逆a

b增大反应物浓度（v正=k正CA

CB

↑）或减d

e小生成物浓度（v逆=k逆CD

CE

↓）v正>v逆平衡正向移动（二）压力对化学平衡的影响3H2(g)+N2(g)

2NH3(g)2

2[H

]3[N

][NH

]2cK

3

压力增大为原来的2倍,体积变为原来的1/2,浓度为原来的2倍,此时:ccK22123[H

]3

2[N

]

422

[NH

]2Q

3

对于有气态物质参加或有气态物质生成的可逆反应，增大压力平衡向气体分子总数减小的方向移动。平衡向生成氨的方向移动.（三）温度对化学平衡的影响温度对化学反应的影响与前两种有本质的区别.升高温度,正,逆反应的速率同时增大,吸热反应速率常数增大的倍数大于放热反应速率常数增大的倍数,所以,升高温度,平衡向吸热的方向移动。吕·查德原理:改变平衡体系的任一条件(如浓度,压力,温度)平衡将向着能够减弱这个改变的方向移动,在新的条件下建立新的平衡.第二节

弱电解质的电离平衡一、水的电离和溶液的酸碱性二、一元弱酸弱碱的电离平衡三、同离子效应和盐效应四、多元弱酸弱碱的电离平衡回本章[思考题]电解质、非电解质、强电解质、弱电解质强（弱）电解质包括的化合物的种类；分别写出盐酸、醋酸的电离方程式。HCl

=

H+

+

Cl-

，

HAc H+

+

Ac-[说明]从电离方程式中可区分强、弱电解质。等号：完全电离，不可逆；可逆号：部分电离，可逆。从而引出弱电解存在电离平衡状态。一、水的电离和溶液的酸碱性（一）水的电离用精密的电导仪测量发现纯水具有极微弱的导电能力，是一种很弱的电解质。Kw称为水的离子积，T↑→Kw

↑

1014KW

[H

][OH

]

10

10

7

7H

OH

H2O实验测得：298.15K的纯水中：[H+]=[OH-]=10-7mol/L所以水的离子积（Kw）的意义：Kw表示在一定温度下任何水溶液中，无论H+、OH-的浓度如何变化，两者的乘积都等于Kw

，即水的离子积常数：Kw=[H+][OH-]常温下，Kw=10-14（二）溶液的酸碱性和pH溶液的酸碱性取决于C(H＋)和C(OH-)的相对大小中性溶液：C(H＋)=10-7mol·L-1

=C(OH-)酸性溶液：C(H＋)>10-7mol·L-1

>C(OH-)碱性溶液：C(H＋)<10-7mol·L-1<C(OH-)pH

=7pH<7pH>7当[H＋]或[OH-]较小（<1mol·L-1）时用-lg[H＋]表示溶液的酸碱性更方便。[H＋]=1～10-14mol/L

pH=0～14pH=-lg[H+]

pOH=-lg[OH-]常温下：

Kw= [H+][OH-]=10-14∴

pH

+pOH

=14溶液酸碱性的测定方法：酸碱指示剂（测酸碱性）pH试纸（pH不要求太准确）pH计（酸度计）（准确测量）pH：血液：7.35～7.45；胃液：0.9～1.5；唾液：6.35～6.85[H+]↑→pH↓→酸性越强，碱性越弱。判断溶液酸碱性的标准有三：H+与OH-浓度的相对大小关系;H+（或OH-）与10-7的大小关系pH值与7的大小关系H+浓度的负对数回本录引入弱酸（弱碱）pH的计算0.1mol/LHCl溶液的pH=?0.005mol/LH2SO4溶液的pH=?0.1mol/LNaOH溶液的pH=?那么：0.1mol/L的HAc溶液pH=?0.1mol/L的NH3·H

2O溶液pH=?二、一元弱酸(弱碱)的电离平衡（一）电离常数K（1）电离平衡和电离平衡常数：弱电解质在水溶液中仅发生部分电离，未电离的分子和由电离产生的离子之间存在着动态平衡。其平衡常数称为电离平衡常数。[HAc

]

][H

][AcHAcK

4

[NH

H

O]3

2

][NH

][OHKNH

3

H

2OH

AcHAcNH

OH

4NH3

H2O推广[HA][H

][

A

]aK

[BOH

][B

][OH

]bK

酸：碱：Ka、Kb反映弱电解质电离能力的强弱，其大小只与温度有关，不因浓度而变。BOHB++OH-HAH++A-（2）Ki的意义Ki随温度改变但改变不大，因此，常温范围内可忽略温度的影响。Ki属于化学平衡常数，只与温度有关，与浓度无关。在一定温度下是一个定值。Ki是弱电解质的特征常数。它反映了电解质电离能力的强弱。比较同类型弱电解质的相对强弱，Ki越小，弱电解质电离能力越弱。Ki

的数值可查有关数据（见附录4）。100%c电离电离前分子总数

已电离的分子数100%

c电离度的大小与弱电解质的本质、溶液浓度、温度有关。（二）电离度电离常数与电离度的大小关系初始浓度c00（mol·L-1）平衡浓度c-cαcαcα（mol·L-1）设：弱酸HA

，浓度为c，电离度为α，电离常数为Ka：H

A

HA

Ka

很小，也很小1

1

Ka

c2

(c

)2

c

2

c

c

1

Ka

HAH+

+

A-稀释定律a故

K

=cα2

或cKiα=意义：同一弱电解质电离度α与浓度的平方根成反比。（c↑→α↓）相同浓度的不同弱电解质α与K的平方根成正比。（K↑→α↑）稀释定律[小结]（1）水的电离方程式；水的电离常数。Kw=

[H+][OH-]

=

10-14溶液的酸碱性判断的标准：（[H+]与[OH-]的相对大小，[H+]与10-7的相对大小，pH与7的相对大小）溶液酸碱性的测定方法：（pH试纸，pH计，酸碱指示剂）pH值的计算方法：pH=-lg[H+]

pOH=-lg[OH-]

OH

H

H2O（三）一元弱酸、弱碱溶液中[H+]的计算以HAc为例：已知HAc的初始浓度c，电离常数Ka，[H+]=xH+0+

Ac-0HAc初始浓度

cc-x

xH

Ac_

HAc（mol·L-1）平衡浓度（mol·L-1）Ka

c

xx

2x

K x

K

c

0a

ax2一元弱酸中[H+]的近似计算公式a[H

]

K

c同理：一元弱碱中[OH-]的近似计算公式b[OH

]

K

c一元弱酸中H+浓度的精确计算公式2

K

K

4K

cx

[H

]

a

a

a

2α≤5%,或c/Ka≥500时，c-x≈

cax2

x2c

x

cK

【小结】一元弱酸溶液中[H+]的计算判断c/Ka与500的相对大小c/Ka

≥500a

a[H

]

c

Kc/Ka<

500

K

K

2

4c

K2[H

]

a

a

a

a

对于极弱、极稀(cKa<25Kw)的酸，必须考虑水的电离。[H

]

c

K

Ka

a

w练习1.

0.1mol/L的HAc溶液pH=?c0.1

5.7

103500Ka1.76

105a[H

]

K

c

1.76105

0.1

1.33103

mol·L1pH

lg[H

]

lg1.33103

2.880.1100%

1.33%

1.33103例[4-1]

计算0.1mol·

L-1HAc溶液的pH值和电离度解（1）HAc为弱酸，已知酸的浓度，查表可知弱酸的电离常数Ka

7.1106

(mol

/

L)2

K

K

2

HAc

4c

K[H

]

HAc

HAc

HAc100%

71%1.0

105

7.1106

500，必须采用精确公式计算因为1.76

105c

1.0

105aKpH=

-lg7.1

×10-6

=

6

-

lg7.1=

5.15例[4-1]（2）计算1.0×10-5

mol·L-1

HAc溶液的pH值和电离度结论：浓度越稀，电离度越大。[例题]分别计算（1）

1.0×10-10

mol·

L-1

HCl（2）1.0×10-5

mol·

L-1

HCN溶液的pH值。[H

]

1.3

1pHKHCNc的电离。(2)（1）HCl为强电解质，c(H+)=1.0×10-10

mol·L-1

浓度很小，应考虑水的电离，所以：[H+]=（1.0×10-10

+

1.0×10-7）

mol·

L-1pH

lg[

H

]

6.999

7一元酸溶液中pH的计算判断酸的强弱弱酸强酸H+完全电离H+部分电离酸[H

]

c判断c/Ka与500的相对大小c/Ka

≥

500[H

]

K

cac/Ka<500pH

=

-lg[H+]22a

K

K

4K

ca

a[H

]

同理：一元弱碱溶液中[OH-]的计算：判断c/Kb与500的相对大小c/Kb

≥500b

b[OH

]

c

Kc/Kb<

500

K

K

2

4c

K2[OH

]

b

b

b

b

对于极弱、极稀(cKb<25Kw)的酸，必须考虑水的电离。[OH

]

c

K

Kb

b

w[例题]计算0.1mol·

L-1NH3

·

H2O的pH值。解：NH3

·

H2O为弱碱，浓度0.1mol·

L-1

，KNH3·H2O=1.76×10-5。[OH

]

K

c

1.76105

0.1

1.33103

mol·L1b

5.7

103

5000.11.76

105bKc

7.52

1012

mol

L1[OH

]

1.33103K

1.0

1014[H

]

w

pOH

lg[OH

]

lg1.33103

2.88pH

14

pOH

14

2.88

11.12或：pH

lg[

H

]

lg

7.52

1012

11.12一元弱碱溶液中pH的计算弱碱中OH-浓度的计算步骤同弱酸中H+浓度的计算;弱碱pH值的计算方法有两种。一、由OH-的浓度，根据Kw计算H+浓度，再计算溶液pH。pH

lg[

H

][H

]

Kw[OH

]二、先计算pOH,再根据pH+pOH=14计算pH值。pOH

lg[OH

]

pH

14

pOH三、同离子效应和盐效应[例4-2]往1L

0.1mol·L-1HAc中加入0.1mol固体NaAc比较加NaAc前后HAc的电离度及H+浓度的变化（KHAc=1.76×10-5）1.76

10[H

]

Kac

0.133

10解：加NaAc前

1.33103

(molc

0.1aK

1.76

10加NaAc后，设[H+]=xHAcH++

Ac-初始浓度（mol·L-1）0.10.1平衡浓度（mol·L-1）0.1-xx0.1+x1.33×10-3比0.1小得多，加入NaAc之后，H+的浓度比1.33×10-3更小。因而，0.1-x≈0.1，0.1+x≈0.1HAcH

Ac_

5

1.76

100.1

x(0.1

x)xKa

x

[H

]

1.76

105

(mol

L1

)0.1

'

21.76

105

100%

100%

1.76

10

%cH

1.33%

75

'

1.76

102%

11．同离子效应：在弱电解质的溶液中加入含有相同离子的强电解质，使弱电解质电离度降低的现象称为同离子效应。2.

盐效应：在弱电解质的溶液中加入与若电解质含有不同离子的强电解质，使弱电解质电离度略有增大的现象称为盐效应。回本录盐效应AgCl在KNO3溶液中的溶解度

(25℃

)盐效应：在难溶电解质溶液中，加入易溶强电解质而使难溶电解质的溶解度增大的作用。c(KNO3

)/(mol

L1

)0.000.001000.005000.0100AgCl溶解度/105

(mol

L1)1.2781.3251.3851.427多元弱酸在水溶液中的电离是分步进行的，平衡时每一步都有一个相应的电离平衡常数。四、多元弱酸的电离平衡H2S

H++HS-一级电离常数

5.7

10-8[H

][HS

]2H

S][a1K

[H

]2

[S

2

]2[H

S]K

K

K

H

2

S

a1

a

2Ka1>>Ka2说明二级电离比一级电离

得多。

1.010-14[HS

][H

][S

2

]a2K

HS-

H++S2-二级电离常数[H+]=[H+]1+[H+]2Ka1>>Ka2

[H+]1>>[H+]2∴[H+]≈[H+]1[HS－]=[HS－]1-[HS－]2Ka1>>Ka2

[HS－]1>>[HS－]2∴[HS－]≈[H+]1≈[H+]

[S

2

][HS

][H

][S

2

]K

a23

4[H

PO

][H

][H

PO

]a1H3PO4K

2

4

7.52

10342[H

PO

][H

][HPO2

]K

4

6.23108a

24[HPO2

][H

][PO3

]K

4

4.4

1013a

3H+

+

H2PO4-H2PO4-2-H+

+

HPO4HPO4H+

+

PO43-c(酸根离子)≈K2，与弱酸的初始浓度无关。③

对于二元弱酸，若c(弱酸)一定时，

c(酸根离子)与c2(H+)成反比。①多元弱酸的解离是分步进行的，一般K1

K2

K3

溶液中的H+主要来自于弱酸的第一步解离，计算c(H+)或pH

时可只考虑第一步解离。②对于二元弱酸

，当

K1

，

K时2结论[H

]2

[S

2

]2[H

S]H

2

SK

[例4-3]分别计算298.15K时，0.10mol/LH2S溶液中H+、HS-、S2-等的浓度。解：对于二元弱酸H2S，因为Ka1>>Ka2

计算[H+]、[HS-]时可忽略二级电离。

7.5

105

mol

/

L[H

]

[HS

]

cK

0.10

5.7

108a1[S2-]由二级电离产生：Kc

0.10a15.7

108

500;所以：

1.0

1014

[S

2

][HS

][H

][S

2

]K

a

2一、缓冲作用和缓冲原理二、缓冲溶液pH值的计算三、缓冲溶液的选择和配制四、生物体内的缓冲体系回本章第三节

缓冲溶液50mLHAc-NaAc[

aAc=0.10mol·L-1]p

4.74缓冲溶液：能抵抗外加少量强酸、强碱或释稀而保持pH值不发生明显变化的溶液。加入1滴(0.04mL)1mol·L-1

HClpH

=

3加入1滴(0.04mL)1mol·L-1

NaOHpH

=11实验：50mL纯水pH=7pH=4.73

pH=4.75一、缓冲作用和缓冲原理缓冲原理:加入少量强碱：加入少量强碱后，OH-与H+结合生成H2O，[H+]减小，平衡向右移动，HAc电离补充了[H+]的减小，所以[H+]基本不变。HAc为抗碱成分。HHAc

Ac较大量 少量

较大量NH3·H2O较大量H+

+ HPO

2-4OH-

+ NH

+4少量

较大量H2PO4-加入少量强酸：加入少量强酸后，H+与Ac-结合生成HAc，平衡向左移动，HAc的生成消耗了[H+]，所以[H+]基本不变。

Ac-为抗酸成分。HAc

H

Ac较大量

少量

较大量NH3·H2O较大量H+

+ HPO

2-4OH-

+ NH

+4少量

较大量H2PO4-缓冲溶液的组成：该溶液一般由两种组分构成：一种为抗酸成分,一种为抗碱成分。两种组分

体系又叫缓冲对。加水稀释[H+]减小，但稀释的同时电离度的增大而补充了这个减小，[H+]基本不变。加水稀释：2

．缓冲对的组成弱酸及其盐HAc—NaAc弱碱及其盐NH3·

H2O—NH4Cl多元酸的酸式盐及其次级盐。如：NaHCO3—Na2CO3

;NaH2PO4—Na2HPO4此外，单纯的两性物质也有缓冲作用，如：HCO3-、甘氨酸

H2NCH2COOH二、缓冲溶液pH值的计算以HAc—NaAc为例：已知：HAc浓度为ca，NaAc浓度为cs。设：[H+]=xHAc初始浓度

ca（mol·L-1）平衡浓度

ca-x（mol·L-1）H+

+

Ac-0

csx

cs+xHAcH

Ac_

caKa

ss

xca

x(c

x)x

cscaac

x

[H

]

KsasasacccpH

pK

lg

ca

lg[

H

]

lg(

K

ca

)

(lg

K

lg

ca

)缓冲溶液的pH值首先取决于Ka或Kb，同时还与ca/cs或cb/cs有关。同理，可以推导出NH3H·

pOH值的计算公式：2O—NH4Cl缓冲体系sbsbccpH

14

pOH

14

pK

lg

cbpOH

pK

lg

cb

;[注意]弱酸及其盐、弱碱及其盐溶液的pH值应选用不同的计算公式；缓冲溶液的pH值首先决定于Ka（或Kb）；而且还与酸和盐（或碱和盐）的浓度比有关；n盐酸naa=

pK

－lgc盐cpH=pK

－lg

酸n盐碱nbb盐cc同理：

pOH=

pK

－lg

碱

=

pK

－lg【例题】1.往1升0.1mol/L的HAc溶液中加入0.1mol的NaAc,溶解后溶液的pH=?0.1apH=pK

－lgc盐c酸=4.75－lg

0.1

4.75【例题】1.往1升0.1mol/L的NH3·H

2O溶液中加入0.1mol的NH4Cl,溶解后溶液的pH=?=

4.75－lg0.1

4.750.1b盐ccpOH=

pK

－lg

碱pH

=

14

–

pOH

=

14

-

4.75

=

9.25[例4-4]将0.1mol·L-1HAc溶液和0.1mol·L-1NaAc等体积混合后，溶液的pH值为多少？（

pKHAc=4.75

）0.1V

4.75

lg

0.1V

4.75npH

pKNaAc

lg

nHAcHAc解：分别取V升0.1mol·L-1HAc溶液和0.1mol·L-1NaAc溶液，则nHAc=cV=0.1VnNaAc=cV=0.1V[例4-5]将50mL 0.1mol/LHCl加到200mL0.1mol/LNH3H·

2O中，求pH值。（

pKNH3·H2O=4.75

）解：反应前

9.73

lg

nNH

3

H

2ONH

4ClNH

3

H

2OpH

14

pKn反应后

0

0.02-0.005

0.005n(NH4

Cl)=0.10×0.05=5.00

×10-3moln(NH3

·H2O)=0.10×0.2

-

0.10

×0.05=15

×10-3molHCl+NH3H·

2O

=

NH4Cl

+H2O0.005

0.02

0缓冲溶液具有缓冲能力，这种能力是不是无限的？如何衡量其缓冲能力？缓冲容量：1升缓冲溶液pH改变1个单位所需加入强酸或强碱的物质的量。缓冲容量与酸（碱）和盐的总浓度有关；当总浓度一定时，Ca/Cs=1缓冲容量最大。通常Ca/Cs=10︰1～

1︰10，此时的范围叫缓冲范围

pH

=

pKa±1

(pOH

=

pKb±1)1.首先选择与所配缓冲溶液pH值接近的pka(或pKw-pKb)缓冲对，如：HAc—NaAcNH3—NH4Clpka=4.75pKw-pKb=14-4.75=9.25NaH2PO4—Na2HPO4

pka2=7.21[引出]工作中或，需配制一定pH值的缓冲溶液a盐c2.根据pH=

pK

－lg

c酸

计算所需酸、盐用量；3.如果酸、盐是溶液，可用吸量管、量筒配制；如果有固体，根据计算的质量，称取、溶解进行配制；[例4-6]1.欲配制100mLpH=4.5的缓冲溶液，需用0.50mol·L-1HAc

和0.50mol·L-1NaAc

各多少mL？NaAcHAcn

lg

nHAcpH

pK解：0.50VHAc4.5

4.75

lgHAc0.50(100

V

)VHAc

=64mL VNaAc=100

-VHAc=36mL取64mL

0.50mol/LHAc和36mL

0.50mol/LNaAc溶液混合均匀,即得100mL

pH=4.5的缓冲溶液。[例4-7]

欲配制1L,pH=5.00，所含HAc浓度为0.20mol·L-1的缓冲溶液，问（1）需浓度均为若用的

和

aAc溶液各多少毫升？（2）若用NaAc·3H2O固体配制需多少克？解（1）

5.0

4.75

lg根据 求配制缓冲溶液所取

和

aAc的体积VHAc1.00

0.20

1取200mL

1.00mol/LHAc和360mL

1.00mol/LNaAc溶液混合，然后加水稀释到1L，混合均匀即得pH=5的缓冲溶液。（2）m(NaAc

·

3H2O)=M

(NaAc·

3H2O)

·n(NaAc)=

M

(NaAc·

3H2O)

·c(NaAc)V=136.1

×

0.36

×

1=49.00g称取49.00gNaAc·3H2O固体用适量的蒸馏水溶解后，再加入200mL

1.00mol/LHAc溶液，然后加水稀释到1L混合均匀，即得pH=5的缓冲溶液。以上

计算值，所配溶液的准确pH值还需用pH计来测量。H2PO4

—HPO4

、–

2－如：

H2CO3—HCO3

、–蛋白质和蛋白盐等。1

．

血液pH=7.4±0.05，pH改变超过0.4个单位会有生命

。血液的pH值恒定，主要依靠各种排泄将过多的酸碱物质排出体外;其次血液中的各种缓冲机构也起着非常重要的作用。四、生物体内的缓冲体系回本录2

．土壤中含有H2CO3—NaHCO3和NaH2PO4—Na2HPO4及有机酸及其盐类构成的复杂缓冲体系，所以能使土壤维持一定的pH值，从而保证了植物的正常生长。回本章一、盐类水解二、影响盐类水解的因素回本章第四节

盐类水解．定义盐中的离子与水电离出的H+或OH-结合生成弱电解质的反应叫盐类水解。．水解原理（以NaAc为例，用化学平衡原理加以解释）（一）强碱弱酸盐的水解（以NaAc为例）加入NaAc：Ac-+H2OHAc+OH－一、盐类水解平衡和溶液的酸碱性H

OH

H2OH2O的电离：T一定,Kw一定，Ka↓→Kh

↑即酸越弱水解常数Kh越大。从水解平衡式可见：（1）[OH－]=[HAc]（2）水解消耗掉的[Ac－]与盐溶液中的[Ac－]相比极小,所以100%[OH

]100%

水解度：h

cs盐的起始浓度已水解的盐浓度a

w

sNaAc

hNaAchKKcK

[OH

]

c

K

c[

Ac

][HAc][OH

] [OH

]2hHAcK

w

K[

Ac

]

[H

]

K[HAc][OH

]

[H

]K

Ac-+H2OHAc+OH－NH4++

H2O

NH3·H

2O+H+bss

hKc

Kw[H

]

c

K

h

w

KNH

3

H

2O[NH

]

[OH

]

K[NH

H

O][H

]

[OH

]

K4K

3

2

hss

K[H

]2[H

]2c

[H

]

c4K

3

2

[NH

][NH

H

O][H

]（二）强酸弱碱盐的水解（以NH4Cl为例）［例4-8］求0.10

mol·L-1NH4Cl溶液的［H+］，pHbK14Kw

1.0101.76105c

0.10

7.5106molL1

H

pH=-lg［H+］=-lg

7.5×10-6

=

5.12（三）一元弱酸弱碱盐的水解（以NH4Ac为例）4

2

3

2NH

Ac

H

O

NH

H

O

HAchK4HAc

NH

3

H

2O[H

][OH

]

K

K[NH

][

Ac

][NH

H

O][HAc]

[H

][OH

]

K

3

2

w

当Ka

、Kb相差不大时：[NH4+]≈[Ac-][NH3H·2O]≈[HAc]hK[

Ac

][HAc]

hHAcHAc

K[H

][HAc][HAc][H

][

Ac

]K

[

Ac

]

Kwba

bahHAcKKKaK

KKwK

2K

[H

]

[H

]

K碱性

NH4CN

K

(HCN)

5.8

1010K

(NH3

H2O)

1.76

105中性

NH4

Ac

K

(HAc)

1.76

105K

(NH3

H2

O)

1.76

105酸性

NH4

F

K

(HF)

6.9

104K

(NH3

H2

O)

1.76

105Ka

KbKa

KbKa

KbbwKKa[H

]

K如Na3PO4的水解：PO3

(aq)

H

O(l) HPO2

(aq)

OH

(aq)4

2

4H

PO

(aq)

OH

(aq)2

4HPO2

(aq)

H

O(l)4

2a,341.0

1014

2.2

102

4

wK

4.5

1013[PO3

]

[H

][HPO2

][OH

]

[H

]

Kb,1K

1.6

107a,24b,2

2

4

wK

6.2

108K

1.0

1014[H

][HPO2

][H

PO

][OH

]

[H

]K（四）多元弱酸强碱盐分步水解（以Na3PO4为例）多元弱酸强碱盐也呈碱性，它们在水中解离产生的阴离子都是多元离子碱，它们的水解都是分步进行的。2

4

a,16.7

103

1.5

1012

3

4

wK

1.0

1014[H

]

K[H

PO

][H PO

][OH

]

[H

]Kb,3H

PO (aq)

OH

(aq)3

4H

PO

(aq)

H

O(l)2

4

2

Ka,3Ka,1

Ka,2对于H3

PO4b,3b,24

b,1K

K

KPO3对于NaH PO

水溶液：[H

]

K

K2

4

a1

a

2,

pH

4.61K

,

pH

9.6a

2

a

3Na

HPO

水溶液：[H

]

K2

4a

3sKKwNa

PO

水溶液：[OH

]

c

K

c3

4

s

b1二、影响盐类水解的因素（一）盐的本性水解生成的产物中，弱电解质越弱、难溶物质的溶解度越小、易挥发气体的溶解度越小，水解程度越大。解释为什么Al2S3

、SnCl2在水中不能存在?Al2S3+H2O=2Al(OH)3↓+3H2S↑SnCl2+H2O=Sn(OH)Cl↓+HCl（二）盐浓度

cs↓，Kh↑。玻璃（Na2SiO3的水溶液）稀释。（三）温度

水解为吸热反应T↑→Kh↑（四）酸度盐类水解改变溶液的酸度，所以控制溶液的酸度可控制盐类水解。如：配制

FeCl3、SnCl2、SbCl3

、Bi(NO3)3溶液时，加酸;配制Na2S溶液时，加碱。Na2SiO3+H2OH2SiO3↓+NaOH回本录回本章Fe3+

+

3H2OS2-

+H2OFe(OH)3

+

3H+HS-

+

OH-．弱酸弱碱的电离平衡;．一元弱酸、弱碱pH值的计算;．同离子效应和盐效应的概念;．缓冲溶液的定义、缓冲原理、缓冲溶液酸碱度的计算、缓冲溶液的配制;5．盐类水解的定义、水解原理、盐类溶液酸碱性的判断。本章小结下列说法是否正确：在一定温度下，改变溶液pH值水的离子积不变。将氨水和NaOH溶液的浓度均稀释为原来的1/2，则两种溶液OH-的浓度均减少为原来的1/2。弱电解质的浓度增大，电离度也增大，溶液中离子浓度也增大。酸度和酸的浓度有什么区别？浓度均为0.1mol·L-1的HCl和HAc，二者的酸度一样吗？同离子效应？

盐效应?回本录思考题作

业第78页：第1、2、3、6、7、8、10题习题P78-1计算下列溶液的[H+]、[OH-]及pH（1）0.01mol·

L-1HAcHAc为弱酸，查表4,KHAc=1.76×10-5

5.7

102

500c

0.01aK

1.76

105[H

]

K

c

a1.76

105

0.01

4.20

104

mol·L1

2.38

1011

mol

/

LK[H

] 4.20

104[OH

]

w

1.0

1014pH

lg[

H