教学第3章-酸碱平衡课件

第3章酸碱反应3.1酸碱理论概述3.2酸碱平衡第3章酸碱反应3.1酸碱理论概述3.1酸碱理论概述一、酸碱电离理论最初人们对酸碱的认识只单纯地从物质所表现出来的性质上来区分酸和碱：酸：有酸味，能使石蕊试液变红的；碱：有涩味，滑腻感，能使红色石蕊变蓝，并能与酸反应生成盐和水。1、酸碱理论起源：3.1酸碱理论概述一、酸碱电离理论最初人2、酸碱电离理论：

1887年，Arrhenius提出的酸碱理论，成为近代酸碱理论的开始。酸碱电离理论认为：酸：凡在水溶液中电离出的阳离子全部是H+

的化合物；碱：电离出的阴离子全是OH－的化合物。

酸碱反应称为中和反应，实质是H+和OH－反应生成H2O。酸碱电离理论的优缺点：优点：是能简便地说明酸碱在水溶液中的反应。缺点：该理论酸碱只适用于仅限于水溶液，无法说明非水溶剂中的酸碱性。另外，电离理论把碱限制为氢氧化物，也无法解释氨水呈碱性这一事实。2、酸碱电离理论：1887年，Arrhenius二、酸碱质子理论

1923年，丹麦的布朗斯特与英国的劳莱提出的酸碱质子理论。1、酸和碱的定义：酸：凡能给出质子的物质（质子的给予体）；碱：凡能接受质子的物质（质子的接受体）。酸

碱酸碱反应：实质是质子的转移。酸给出的质子必须转移到另外一种能够接受质子的碱上。二、酸碱质子理论1923年，丹麦的布朗斯酸H++碱共轭碱共轭酸共轭酸碱对酸H++碱共轭碱共轭酸共轭酸碱对(1)、酸失去质子后即成为其共轭碱，碱得到质子后即成为其共轭酸。(2)、酸和碱可以是中性分子，也可以是阳离子或阴离子。(3)、有些物质既可以作为酸给出质子，又可以作为碱接受质子，这些物质称为两性物质。(4)、在质子理论中没有盐的概念。注意说明：(1)、酸失去质子后即成为其共轭碱，碱得到质子后即成为其共轭酸碱反应的实质是两对共轭酸碱对之间的质子传递：2、酸碱反应的实质：酸碱反应是较强的酸与较强的碱作用，生成较弱的碱和较弱的酸的过程：较强酸+较强碱=较弱碱+较弱酸酸碱反应的实质是两对共轭酸碱对之间的质子传递：2、酸碱反应的3、酸碱质子理论优缺点：优点：

1)、扩大了酸、碱的范围；

2)、适用于水溶液、非水溶液和无溶剂体系；

3)、解释了盐类水溶液呈酸碱性的现象。缺点：

1)、将酸碱反应局限于质子传递反应，酸必须是含有氢原子的物质；

2)、不能解释无质子参与的酸碱反应。3、酸碱质子理论优缺点：优点：缺点：三、酸碱电子理论

1923年，美国物理化学家的路易斯G.N.Lewis提出的酸碱质子理论。酸：凡接受电子对的物质碱：凡给出电子对的物质

酸碱反应：实质是碱提供电子对，与酸形成配位键而生成酸碱配合物。酸碱电子理论是目前应用最为广泛的酸碱理论。但酸碱电子理论对酸碱认识过于笼统，因而不易掌握酸碱的特征，也使不同类型反应之间的界限基本消除，最大的缺点是不易确定酸碱的相对强度。三、酸碱电子理论1923年，美国物理化学四、软硬酸碱理论

1963年，R.G.皮尔逊在广义的酸碱理论基础上提出了软硬酸碱理论。酸：｛硬酸：体积小，正电荷数高，可极化性低的中心原子；软酸：体积大，正电荷数低，可极化性高的中心原子。碱：｛硬碱：将电负性高，极化性低，难被氧化的配位原子；软碱：将电负性低，极化性高，易被氧化的配位原子。酸碱反应规律：硬酸优先与硬碱结合，软酸优先与软碱结合。

四、软硬酸碱理论1963年，R.G.皮尔逊第3章-酸碱平衡课件4.2酸碱平衡一、电离平衡1、电离常数+－－－＝Kθa＝KθbHAH＋＋A－

A－

+H2OHA+OH－KθaKθb=Kθw·4.2酸碱平衡一、电离平衡1、电离常数+－－－＝Kθa2、水的解离平衡

H2O(l)H+(aq)+OH－(aq)—水的离子积常数，简称水的离子积。25℃纯水：c(H+)=c(OH－)=1.0×10-7mol·L-1100℃纯水：=1.0×10-14=5.43×10-13T，

)OH()OH(3-+=cc或)OH()OH(3-+=cccc2、水的解离平衡H2O(l)3、弱酸、弱碱的解离平衡H2O(l)+HA(aq)H3O+(aq)+A-(aq)

1)、一元弱酸的解离平衡解离度α：一元弱酸的标准解离常数越大，它的酸性就越强。3、弱酸、弱碱的解离平衡H2O(l)+HA(aq)初始浓度c 00

平衡浓度c–cα

cα

cαccKa≈()α2

Kac/cα≈若(c/c)/Ka≧400,1-α≈1稀释定律：在一定温度下，某弱电解质的解离度随着其溶液的稀释而增大。

HA(aq)H+(aq)+A－(aq)

c(H＋)cpH=-lgθ

c(H+)≈(c·cθ)Kaθ

Ka(HA)=

[c(H+)/c][c(A-)/c][c(HA)/c]初始浓度c 00ccKa若(c/c)/Ka<400,不能近似

2)、一元弱碱的解离平衡一元弱碱

BOHB++OH-c(OH-)≈(c·c)Kb

若(c/c)/Ka≧400,

c(OH-)cpOH=-lgc(OH-)cpH=14+lg若(c/c)/Ka<400,不能近似2)、一元弱碱例：计算0.100mol·L-1氨水溶液中的c(OH－)、pH和氨水的解离度(Kbθ=1.8×10-5)。解：NH3·H2ONH4++OH-平衡浓度0.100-xxx(c/c)/Kb(NH3·H2O)=0.100/(1.8×10-5)>4000.100-x≈0.100

则x=1.34×10-3

c(OH-)=1.34×10-3

mol·L-1Kb===1.8×10-5[c(NH4+)/c][c(OH-)/c]x·x

[c(NH3·H2O

)/c]0.100-x例：计算0.100mol·L-1氨水溶液中的c(O

Kw1.0×10-14c(OH-)1.34×10-3

c(H+)==mol·L-1=7.5×10-12

mol·L-1pH=-lg(7.5×10-12)=11.12α=×100%=×100%=1.34%

x1.34×10-3c0.1003)、多元弱酸弱碱的分步解离多元弱酸在水溶液中分步解离。如：

H2SH++HS-

HS-H++S2-Kw1.0×10-14c(H+Ka(1)==8.9×10-8[c(H+)/c][c(HS-)/c][c(H2S)/c]Ka(2)==7.1×10-19[c(H+)/c][c(S2-)/c][c(HS-)/c]H2S溶液中的c(H+)主要决定于第一步解离的H+，即:c(H+)≈c(HS-)一般多元弱酸的强弱主要取决于Ka(1)

当Ka1/Ka2>103时，溶液中的H3O+主要来自于第一步反应，c(H3O+)的计算可按一元弱酸解离平衡近似处理。θθKa(1)=

例：已知常温、常压下H2S的溶解度为0.10molL-1，计算H2S饱和溶液中c(H+)、c(S2-)和H2S的解离度。解：

H2SH++HS-平衡浓度/(mol·L-1)0.10-xxx(c/c)/Ka(1)=0.10/(1.1×10-7)>400，0.10-x≈0.1x=9.43×10-4c(H+)=9.43×10-4mol·L-1Ka(1)==8.9×10-8[c(H+)/c][c(HS-)/c][c(H2S)/c]例：已知常温、常压下H2S的溶解度为0.10molL-1，Ka(2)==7.1×10-19[c(H+)/c][c(S2-)/c][c(HS-)/c]因为

Ka(2)«Ka(1)

所以

c(HS-)≈c(H+)c(S2-)=Ka(2)c=7.1×10-19mol·L-1==0.094%

8.9×10-8

0.10

Ka(1)c/cα≈Ka(2)=结论：(1)多元弱酸的解离是分步进行的。一般，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)二元弱酸中，c(B2-)≈K2Ø，而与弱酸的初始浓度无关。(3)二元弱酸溶液中，c(H3O+)≠2c(B2-)。结论：(1)多元弱酸的解离是分步进行的。(2)二元弱酸二、水解平衡(1)+(2)=(3)则:1、强酸弱碱盐(如：NH4Cl)Kh=θ(2)

O(l)H)aq(NH

(aq)OH

(aq)NH234-+++(1)

(l)

OH(l)OH22(aq)OH(aq)OH3+-++1qbKWqK(3)

(aq)OH)aq(NH

O(l)H

(aq)NH3324++++qaK4+NH(aq)Cl(aq)Cl(s)NH4+H2O(l)-二、水解平衡(1)+(2)=(3)则:1、强第3章-酸碱平衡课件2、弱酸强碱盐一元弱酸强碱盐（NaAc,NaCN等）的水溶液呈碱性，因为弱酸阴离子在水中发生水解反应。例：NaAc水溶液Kh=θ2、弱酸强碱盐一元弱酸强碱盐（NaAc,Na3、弱酸弱碱盐A—+B＋

+H2OHA+BOH如

NH4FNH4++F-+H2O

NH3·H2O+HFKa(HA)>Kb(BOH)水溶液显酸性如

NH4AcNH4++Ac-+H2O

NH3·H2O+HAcKa(HA)≈Kb(BOH)水溶液显中性如

NH4CNNH4++CN-+H2ONH3·H2O+HCNKa(HA)<Kb(BOH)水溶液显碱性

KwKaKbKh=3、弱酸弱碱盐A—+B＋+H2OHA例如：计算0.10mol·L-1Na3PO4溶液的pH值。平衡cB/(mol·L-1)

0.10–x

x

x例如：计算0.10mol·L-1Na3PO4溶液的p三、沉淀溶解平衡难溶电解质：溶解度＜0.01g/100gH2O微溶电解质：溶解度0.01g~1g/100gH2O可溶电解质：溶解度1g~10g/100gH2O易溶电解质：溶解度＞10g/100gH2O三、沉淀溶解平衡难溶电解质：溶解度＜0.01g/1、难溶电解质的溶度积和溶解度沉淀溶解平衡——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多相离子平衡，称为沉淀溶解平衡。如：

BaSO4(s)

Ba2+(aq)+SO42-(aq)

溶解沉淀Ksp(BaSO4)=[c(Ba2+)/c][c(SO42-)/c]1、难溶电解质的溶度积和溶解度沉淀溶解平衡—溶度积常数：

AmBn(s)

mAn++nBm-溶解沉淀在一定温度下，难溶电解质的饱和溶液中，各组分离子浓度幂的乘积是一个常数。Ksp

只与温度有关，与浓度无关。θKsp(AmBn)=[c(An+)/c]m[c(Bm-)/c]n溶度积常数(简称溶度积)溶度积常数：AmBn(s)2、溶解度与溶度积的相互换算AB(s)

A++B-

s=Ksp×cAB2或A2B型难溶电解质：A2B(s)

2A++B2-平衡时浓度/mol·L-12ssKsp(A2B)=(2s)2·s/(c)3s=×c3Ksp4AB型难溶电解质：平衡时浓度/mol·L-1

ssKsp(AB)=s·s/(c)22、溶解度与溶度积的相互换算AB(s)A++B-

相同类型难溶强电解质，可直接根据溶度积大小来比较溶解度的大小。

不同类型难溶强电解质，需要先计算出其S大小再比较。如：AgClAgBrBaSO4BaCrO4如：AgCl和Ag2CrO4溶解度大小比较(P39)相同类型难溶强电解质，可直接根据溶度积大小来比3、沉淀的生成溶度积规则：

<0反应正向进行∆rGm=0平衡状态

>0反应逆向进行

AmBn(s)

mAn++nBm-∆rGm=RT(lnJ–lnKsp

)J={c(An+)}m{c(Bm+)}n/(c)(m+n)

<反应正向进行，沉淀溶解

J

=平衡状态，饱和溶液

>

反应逆向进行，沉淀生成KspKspKsp3、沉淀的生成溶度积规则：<0

Ksp×(c

θ)3

5.48×10-16c(Ni2+)0.20c1(OH-)>=mol·L-1

=5.23×10-8mol·L-14、分步沉淀：分步沉淀：混合溶液中离子先后沉淀现象。例：在含0.20mol·L-1Ni2+、0.30mol·L-1Fe3+溶液中加入NaOH溶液使其分离，计算溶液的pH控制范围。

解:(1)、判断沉淀次序,计算开始沉淀的c(OH-)Ksp×(cθ)3

Ksp×(c)4

2.79×10-39c(Fe3+)0.303c2(OH-)>=mol·L-1

=2.10×10-13mol·L-1

3c2(OH-)<c1(OH-),Fe(OH)3先沉淀。不同类型，需计算开始沉淀所需沉淀剂的浓度，所需浓度小的先沉淀。(2)、计算Fe(OH)3沉淀完全时的pHKsp×(c)4

c(OH-)>=mol·L-1

=1.41×10-11mol·L-1

Ksp×(c)4

2.79×10-39c(Fe3+)10-533pH=3.15

(3)、计算Ni(OH)2开始沉淀时的pHc(OH-)=5.23×10-8mol·L-1pH=6.72为使离子分离,pH应控制在3.15~6.72之间。c(OH-)>5、沉淀转化在试剂作用下，由一种难溶电解质转化为另一种难溶电解质的过程。一般来说，溶度积大的难溶电解质易转化为溶度积小的难溶电解质。难溶电解质溶度积相差越大,转化越完全。如：锅炉内壁锅垢(CaSO4)的除去用Na2CO3

CaSO4(s)+CO32-CaCO3(s)+SO42-5、沉淀转化在试剂作用下，由一种难溶电解质转化

同离子效应：在弱电解质溶液中，加入与其含有相同离子的易溶强电解质而使弱电解质的解离度降低的现象。平衡移动方向HAc(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+Ac–(aq)

NH4Ac(s)NH4+(aq)+Ac–(aq)

四、影响酸碱平衡的因素

1、同离子效应同离子效应：在弱电解质溶液中，加入与其含有相同离子的

2、盐效应问题：0.1MHAc中加入NaCl固体，使之浓度为0.1M，HAc的电离度如何变化？氯化银在硝酸钾溶液中的溶解度？CKNO3(M)010-35×10-310-2SAgCl(×10-5M)1.281.321.391.43

加入强电解质，使弱电解质的电离度或沉淀的溶解度增大的作用——盐效应。注意：盐效应较同离子效应影响小，一般不考虑。2、盐效应问题：0.1MHAc中加入NaCl固体，使之浓

缓冲溶液：具有能保持本身pH值相对稳定性能的溶液(即加入少量强酸、强碱或少量水时，不会引起溶液的pH值显著变化)。3、缓冲溶液加入1滴(0.05ml)1mol·L-1HCl加入1滴(0.05ml)1mol·L-1NaOH实验：

50ml纯水pH=7 pH=3pH=11

50mLHAc－NaAc(均为0.10mol·L-1)pH=4.74 pH=4.73pH=4.75缓冲溶液：具有能保持本身pH值相对稳定性能的缓冲作用原理：缓冲作用原理：3、缓冲溶液pH值的计算

1)、弱酸－弱酸盐(HAc－NaAc，H2CO3－NaHCO3)盐酸3、缓冲溶液pH值的计算盐2)、弱碱—弱碱盐

(NH3·H2O—NH4Cl)

碱盐2)、弱碱—弱碱盐(NH3·H2O—NH4Cl)例：若在50.00ml0.150mol·L-1NH3(aq)和0.200mol·L-1NH4Cl组成的缓冲溶液中，加入0.100ml1.00mol·L-1的HCl，求加入HCl前后溶液的pH值各为多少？解：加入HCl前:3)、缓冲溶液的计算例：若在50.00ml0.150mol·L-1NH3加入HCl后:加HCl前浓度0.150-0.0020-x0.200+0.0020+xx0.1500.200加HCl后初始浓度0.150-0.00200.200+0.0020平衡浓度

NH3(aq)+H2O(l)NH4+(aq)+OH－(aq)加入HCl后:加HCl前浓度0.150-0.0020-x第3章酸碱反应3.1酸碱理论概述3.2酸碱平衡第3章酸碱反应3.1酸碱理论概述3.1酸碱理论概述一、酸碱电离理论最初人们对酸碱的认识只单纯地从物质所表现出来的性质上来区分酸和碱：酸：有酸味，能使石蕊试液变红的；碱：有涩味，滑腻感，能使红色石蕊变蓝，并能与酸反应生成盐和水。1、酸碱理论起源：3.1酸碱理论概述一、酸碱电离理论最初人2、酸碱电离理论：

1887年，Arrhenius提出的酸碱理论，成为近代酸碱理论的开始。酸碱电离理论认为：酸：凡在水溶液中电离出的阳离子全部是H+

的化合物；碱：电离出的阴离子全是OH－的化合物。

酸碱反应称为中和反应，实质是H+和OH－反应生成H2O。酸碱电离理论的优缺点：优点：是能简便地说明酸碱在水溶液中的反应。缺点：该理论酸碱只适用于仅限于水溶液，无法说明非水溶剂中的酸碱性。另外，电离理论把碱限制为氢氧化物，也无法解释氨水呈碱性这一事实。2、酸碱电离理论：1887年，Arrhenius二、酸碱质子理论

1923年，丹麦的布朗斯特与英国的劳莱提出的酸碱质子理论。1、酸和碱的定义：酸：凡能给出质子的物质（质子的给予体）；碱：凡能接受质子的物质（质子的接受体）。酸

碱酸碱反应：实质是质子的转移。酸给出的质子必须转移到另外一种能够接受质子的碱上。二、酸碱质子理论1923年，丹麦的布朗斯酸H++碱共轭碱共轭酸共轭酸碱对酸H++碱共轭碱共轭酸共轭酸碱对(1)、酸失去质子后即成为其共轭碱，碱得到质子后即成为其共轭酸。(2)、酸和碱可以是中性分子，也可以是阳离子或阴离子。(3)、有些物质既可以作为酸给出质子，又可以作为碱接受质子，这些物质称为两性物质。(4)、在质子理论中没有盐的概念。注意说明：(1)、酸失去质子后即成为其共轭碱，碱得到质子后即成为其共轭酸碱反应的实质是两对共轭酸碱对之间的质子传递：2、酸碱反应的实质：酸碱反应是较强的酸与较强的碱作用，生成较弱的碱和较弱的酸的过程：较强酸+较强碱=较弱碱+较弱酸酸碱反应的实质是两对共轭酸碱对之间的质子传递：2、酸碱反应的3、酸碱质子理论优缺点：优点：

1)、扩大了酸、碱的范围；

2)、适用于水溶液、非水溶液和无溶剂体系；

3)、解释了盐类水溶液呈酸碱性的现象。缺点：

1)、将酸碱反应局限于质子传递反应，酸必须是含有氢原子的物质；

2)、不能解释无质子参与的酸碱反应。3、酸碱质子理论优缺点：优点：缺点：三、酸碱电子理论

1923年，美国物理化学家的路易斯G.N.Lewis提出的酸碱质子理论。酸：凡接受电子对的物质碱：凡给出电子对的物质

酸碱反应：实质是碱提供电子对，与酸形成配位键而生成酸碱配合物。酸碱电子理论是目前应用最为广泛的酸碱理论。但酸碱电子理论对酸碱认识过于笼统，因而不易掌握酸碱的特征，也使不同类型反应之间的界限基本消除，最大的缺点是不易确定酸碱的相对强度。三、酸碱电子理论1923年，美国物理化学四、软硬酸碱理论

1963年，R.G.皮尔逊在广义的酸碱理论基础上提出了软硬酸碱理论。酸：｛硬酸：体积小，正电荷数高，可极化性低的中心原子；软酸：体积大，正电荷数低，可极化性高的中心原子。碱：｛硬碱：将电负性高，极化性低，难被氧化的配位原子；软碱：将电负性低，极化性高，易被氧化的配位原子。酸碱反应规律：硬酸优先与硬碱结合，软酸优先与软碱结合。

四、软硬酸碱理论1963年，R.G.皮尔逊第3章-酸碱平衡课件4.2酸碱平衡一、电离平衡1、电离常数+－－－＝Kθa＝KθbHAH＋＋A－

A－

+H2OHA+OH－KθaKθb=Kθw·4.2酸碱平衡一、电离平衡1、电离常数+－－－＝Kθa2、水的解离平衡

H2O(l)H+(aq)+OH－(aq)—水的离子积常数，简称水的离子积。25℃纯水：c(H+)=c(OH－)=1.0×10-7mol·L-1100℃纯水：=1.0×10-14=5.43×10-13T，

)OH()OH(3-+=cc或)OH()OH(3-+=cccc2、水的解离平衡H2O(l)3、弱酸、弱碱的解离平衡H2O(l)+HA(aq)H3O+(aq)+A-(aq)

1)、一元弱酸的解离平衡解离度α：一元弱酸的标准解离常数越大，它的酸性就越强。3、弱酸、弱碱的解离平衡H2O(l)+HA(aq)初始浓度c 00

平衡浓度c–cα

cα

cαccKa≈()α2

Kac/cα≈若(c/c)/Ka≧400,1-α≈1稀释定律：在一定温度下，某弱电解质的解离度随着其溶液的稀释而增大。

HA(aq)H+(aq)+A－(aq)

c(H＋)cpH=-lgθ

c(H+)≈(c·cθ)Kaθ

Ka(HA)=

[c(H+)/c][c(A-)/c][c(HA)/c]初始浓度c 00ccKa若(c/c)/Ka<400,不能近似

2)、一元弱碱的解离平衡一元弱碱

BOHB++OH-c(OH-)≈(c·c)Kb

若(c/c)/Ka≧400,

c(OH-)cpOH=-lgc(OH-)cpH=14+lg若(c/c)/Ka<400,不能近似2)、一元弱碱例：计算0.100mol·L-1氨水溶液中的c(OH－)、pH和氨水的解离度(Kbθ=1.8×10-5)。解：NH3·H2ONH4++OH-平衡浓度0.100-xxx(c/c)/Kb(NH3·H2O)=0.100/(1.8×10-5)>4000.100-x≈0.100

则x=1.34×10-3

c(OH-)=1.34×10-3

mol·L-1Kb===1.8×10-5[c(NH4+)/c][c(OH-)/c]x·x

[c(NH3·H2O

)/c]0.100-x例：计算0.100mol·L-1氨水溶液中的c(O

Kw1.0×10-14c(OH-)1.34×10-3

c(H+)==mol·L-1=7.5×10-12

mol·L-1pH=-lg(7.5×10-12)=11.12α=×100%=×100%=1.34%

x1.34×10-3c0.1003)、多元弱酸弱碱的分步解离多元弱酸在水溶液中分步解离。如：

H2SH++HS-

HS-H++S2-Kw1.0×10-14c(H+Ka(1)==8.9×10-8[c(H+)/c][c(HS-)/c][c(H2S)/c]Ka(2)==7.1×10-19[c(H+)/c][c(S2-)/c][c(HS-)/c]H2S溶液中的c(H+)主要决定于第一步解离的H+，即:c(H+)≈c(HS-)一般多元弱酸的强弱主要取决于Ka(1)

当Ka1/Ka2>103时，溶液中的H3O+主要来自于第一步反应，c(H3O+)的计算可按一元弱酸解离平衡近似处理。θθKa(1)=

例：已知常温、常压下H2S的溶解度为0.10molL-1，计算H2S饱和溶液中c(H+)、c(S2-)和H2S的解离度。解：

H2SH++HS-平衡浓度/(mol·L-1)0.10-xxx(c/c)/Ka(1)=0.10/(1.1×10-7)>400，0.10-x≈0.1x=9.43×10-4c(H+)=9.43×10-4mol·L-1Ka(1)==8.9×10-8[c(H+)/c][c(HS-)/c][c(H2S)/c]例：已知常温、常压下H2S的溶解度为0.10molL-1，Ka(2)==7.1×10-19[c(H+)/c][c(S2-)/c][c(HS-)/c]因为

Ka(2)«Ka(1)

所以

c(HS-)≈c(H+)c(S2-)=Ka(2)c=7.1×10-19mol·L-1==0.094%

8.9×10-8

0.10

Ka(1)c/cα≈Ka(2)=结论：(1)多元弱酸的解离是分步进行的。一般，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)二元弱酸中，c(B2-)≈K2Ø，而与弱酸的初始浓度无关。(3)二元弱酸溶液中，c(H3O+)≠2c(B2-)。结论：(1)多元弱酸的解离是分步进行的。(2)二元弱酸二、水解平衡(1)+(2)=(3)则:1、强酸弱碱盐(如：NH4Cl)Kh=θ(2)

O(l)H)aq(NH

(aq)OH

(aq)NH234-+++(1)

(l)

OH(l)OH22(aq)OH(aq)OH3+-++1qbKWqK(3)

(aq)OH)aq(NH

O(l)H

(aq)NH3324++++qaK4+NH(aq)Cl(aq)Cl(s)NH4+H2O(l)-二、水解平衡(1)+(2)=(3)则:1、强第3章-酸碱平衡课件2、弱酸强碱盐一元弱酸强碱盐（NaAc,NaCN等）的水溶液呈碱性，因为弱酸阴离子在水中发生水解反应。例：NaAc水溶液Kh=θ2、弱酸强碱盐一元弱酸强碱盐（NaAc,Na3、弱酸弱碱盐A—+B＋

+H2OHA+BOH如

NH4FNH4++F-+H2O

NH3·H2O+HFKa(HA)>Kb(BOH)水溶液显酸性如

NH4AcNH4++Ac-+H2O

NH3·H2O+HAcKa(HA)≈Kb(BOH)水溶液显中性如

NH4CNNH4++CN-+H2ONH3·H2O+HCNKa(HA)<Kb(BOH)水溶液显碱性

KwKaKbKh=3、弱酸弱碱盐A—+B＋+H2OHA例如：计算0.10mol·L-1Na3PO4溶液的pH值。平衡cB/(mol·L-1)

0.10–x

x

x例如：计算0.10mol·L-1Na3PO4溶液的p三、沉淀溶解平衡难溶电解质：溶解度＜0.01g/100gH2O微溶电解质：溶解度0.01g~1g/100gH2O可溶电解质：溶解度1g~10g/100gH2O易溶电解质：溶解度＞10g/100gH2O三、沉淀溶解平衡难溶电解质：溶解度＜0.01g/1、难溶电解质的溶度积和溶解度沉淀溶解平衡——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多相离子平衡，称为沉淀溶解平衡。如：

BaSO4(s)

Ba2+(aq)+SO42-(aq)

溶解沉淀Ksp(BaSO4)=[c(Ba2+)/c][c(SO42-)/c]1、难溶电解质的溶度积和溶解度沉淀溶解平衡—溶度积常数：

AmBn(s)

mAn++nBm-溶解沉淀在一定温度下，难溶电解质的饱和溶液中，各组分离子浓度幂的乘积是一个常数。Ksp

只与温度有关，与浓度无关。θKsp(AmBn)=[c(An+)/c]m[c(Bm-)/c]n溶度积常数(简称溶度积)溶度积常数：AmBn(s)2、溶解度与溶度积的相互换算AB(s)

A++B-

s=Ksp×cAB2或A2B型难溶电解质：A2B(s)

2A++B2-平衡时浓度/mol·L-12ssKsp(A2B)=(2s)2·s/(c)3s=×c3Ksp4AB型难溶电解质：平衡时浓度/mol·L-1

ssKsp(AB)=s·s/(c)22、溶解度与溶度积的相互换算AB(s)A++B-

相同类型难溶强电解质，可直接根据溶度积大小来比较溶解度的大小。

不同类型难溶强电解质，需要先计算出其S大小再比较。如：AgClAgBrBaSO4BaCrO4如：AgCl和Ag2CrO4溶解度大小比较(P39)相同类型难溶强电解质，可直接根据溶度积大小来比3、沉淀的生成溶度积规则：

<0反应正向进行∆rGm=0平衡状态

>0反应逆向进行

AmBn(s)

mAn++nBm-∆rGm=RT(lnJ–lnKsp

)J={c(An+)}m{c(Bm+)}n/(c)(m+n)

<反应正向进行，沉淀溶解

J

=平衡状态，饱和溶液

>

反应逆向进行，沉淀生成KspKspKsp3、沉淀的生成溶度积规则：<0

Ksp×(c

θ)3

5.48×10-16c(Ni2+)0.20c1(OH-)>=mol·L-1

=5.23×10-8mol·L-14、分步沉淀：分步沉淀：混合溶液中离子先后沉淀现象。例：在含0.20mol·L-1Ni2+、0.30mol·L-1Fe3+溶液中加入NaOH溶液使其分离，计算溶液的pH控制范围。

解:(1)、判断沉淀次序,计算开始沉淀的c(OH-)Ksp×(cθ)3

Ksp×(c)4

2.79×10-39c(Fe3+)0.303c2(OH-)>=mol·L-1

=2.10×10-13mol·L-1

3c2(OH-)<c1(OH-),Fe(OH)3先沉淀。不同类型，需计算开始沉淀所需沉淀剂的浓度，所需浓度小的先沉淀。(2)、计算Fe(OH)3沉淀完全时的pH