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酸碱平衡与沉淀平衡

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实验八酸碱和沉淀溶解平衡

实验八酸碱和沉淀溶解平衡
(1)在试管中加约2ml 0.1 mol/L HAc溶液，加1滴甲基
橙(甲基橙：变色范围pH3.1~4.4 (红→黄))指示液，观察
溶液的颜色。然后加入少量固体NaAc，观察颜色有何
变化，并解释之。
3 (2) 在试管中加入约2ml的 0.1mol/L NH3·H2O溶 液，加一滴酚酞(酚酞：变色范围pH8.0-10.0 (无色→ 红) )指示液，观察溶液颜色。再加入少量固体NH4Cl ，观察颜色变化，并解释。
6
无机化学教研室
4．用pHS-25型酸度计测量缓冲溶液的pH值
（1） 0.05molL-1NaH2PO48ml-0.05molL-1Na2HPO42ml缓冲 溶液的配制：准确量取0.05molL-1NaH2PO48ml和0.05molL-1 Na2HPO42ml，倒入烧杯中，混匀，用pHS-25型酸度计测其pH 值，与理论值对照。 （2） 用上述方法再配制一份0.05molL-1NaH2PO45ml-0.05
试管中加入2mol/L HCl溶液，沉淀是否溶解？
在第二支试管中加入饱和NH4Cl溶液，沉淀是
否溶解？加入HCl和NH4Cl对平衡各有何影响？
10
10
无机化学教研室
(2) 在2支试管中分别加入5滴饱和(NH4)2C2O4 溶液和5滴0.1mol/L CaCl2溶液，观察白色 CaC2O4沉淀的生成。然后在第一支试管内加入 2mol/L HCl溶液约1ml，搅拌，观察沉淀是否 溶解？在另一支试管中加入2mol/L HAc溶液约 1ml，观察沉淀是否溶解？试加以解释。 (3) 取0.5ml，0.1mol/L NaCl溶液，加几滴 0.1mol/L AgNO3溶液，观察AgCl沉淀的产生， 11 再往其中加入2mol/L NH 3·H2O，观察由于配 离子的生成而导致沉淀溶解。

《无机化学》第四章 酸碱平衡和沉淀-溶解平衡

《无机化学》第四章 酸碱平衡和沉淀-溶解平衡

x
C盐+x
K
θ a
[H ][A [HA]
]
则[H
]
Kθa[HA] [A ]
由于同离子效应，HA解离度降低。
c酸– x ≈ c酸
c盐+ x ≈ c盐
[H ] KθaC酸 C盐
pH
pK
θ a
lg
c酸 c盐
结论： a.弱酸~弱酸盐组成（例HAc～NaAc）：
pH
pKa
lg C酸 C盐
b.弱碱~弱碱盐组成（例 NH3·H2O～NH4Cl）：
b
0
②近似公式： C
Kb
500时
C - [OH ] C
[OH ]
K
θ b
(Kθb
)2
4CK
θ b
2
[OH ] CKb
例：已知25℃时， KθHAc 1.75105 计算该温度下
0.10mol·L-1的HAc溶液中[H+]、[Ac-]及溶液pH，并计算该 温度下HAc的解离度。
解：设解离平衡时，[ H+ ]= x mol·L-1
解：
pH
pKa
lg CHAc C NaAc
lg(1.75105 ) lg 0.1 0.1
4.76
(1) 加 HCl 溶液后，HAc和 Ac- 的浓度分别为：
C HAc
0.10 90 0.01010 100
0.091(mol /
L)
C NaAc
0.10 90 0.01010 100
0.089(mol /
第四章 酸碱平衡和沉淀-溶解平衡
4.1 近代酸碱理论简介 4.2 强电解质溶液 4.3 弱酸、弱碱的解离平衡 4.4 缓冲溶液 4.5 盐类的水解 4.6 难溶强电解质的沉淀-溶解平衡

酸碱解离平衡和沉淀-溶解平衡

酸碱解离平衡和沉淀-溶解平衡

01
沉淀的生成或溶解会改变溶液 中离子的浓度，进而影响酸碱 解离平衡。
02
在沉淀-溶解平衡过程中，沉淀 的生成或溶解会消耗或释放氢 离子或氢氧根离子，从而影响 酸碱解离平衡。
离平衡的移动，例如某些 难溶性盐的溶解度与溶液的pH 值有关。
酸碱解离平衡与沉淀-溶解平衡的相互影响
01
02
03
酸碱解离平衡和沉淀-溶解平衡 是相互依存的，它们之间存在动 态的相互作用。
在一定条件下，酸碱解离平衡和 沉淀-溶解平衡可以相互转化， 例如某些弱酸或弱碱在水溶液中 可以形成离子对或共轭酸碱对。
在实际应用中，了解酸碱解离平 衡与沉淀-溶解平衡的相互影响 对于化学反应的调控和分离提纯 等方面具有重要意义。
4. 用分光光度计测定上清液中待测离 子的吸光度，分析酸碱解离平衡和沉 淀-溶解平衡之间的相互影响。
05 酸碱解离平衡和沉淀-溶 解平衡的实际应用
在化学工业中的应用
01 02
酸碱反应控制
酸碱解离平衡在化学工业中用于控制反应条件，例如中和反应、酸洗、 碱洗等过程。通过调节酸碱度，可以实现对反应速度、产物纯度和产率 的优化。
02
沉淀-溶解平衡是化学平衡的一种 ，也是热力学平衡的一种表现。
影响沉淀-溶解平衡的因素
01
02
03
温度
温度对沉淀-溶解平衡有显 著影响，一般来说，温度 升高，溶解度增大，反之 亦然。
浓度
溶液中溶质的浓度对沉淀溶解平衡也有影响，一般 来说，浓度越高，沉淀的 量越多。
溶液的离子强度
溶液的离子强度对沉淀-溶 解平衡也有影响，一般来 说，离子强度越高，溶解 度越低。
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酸碱平衡和沉淀平衡

酸碱平衡和沉淀平衡

酸碱平衡和沉淀平衡操作现象反应1、同离子效应0.1mol·dm-3HAc2cm3中加入甲基橙指示剂1~2滴摇匀，分盛在两只试管中一支加少量NH4Ac(固) 一支不加NH4Ac 溶液由红色变橙色溶液保持红色HAc=Ac-＋H+0.1mol·dm-3 NH3·H2O 2cm3中加入酚酞指示剂1~2滴摇匀，分盛在两只试管中一支加少量NH4Ac(固) 一支不加NH4Ac 溶液呈红色溶液呈黄色NH3 H2O＝NH4++ OH-2、缓冲溶液及其性质（用pH试纸测定pH值）在试管中加入0.1mol·dm-3HAc和0.1mol·dm-3NaAc各5cm3，配制成HAc~NaAc缓冲溶液，加入百里酚蓝指示剂数滴，把溶液平均分装在三支试管中①一支加入0.1mol·dm-3HCl5滴②一支加入0.1mol·dm-3NaOH5滴③一支加入H2O5滴溶液变为黄色①溶液颜色稍变浅或不变色②溶液颜色稍变浅或不变色③溶液颜色稍变浅HAc=Ac-＋H+（可用小烧杯）再向上面的试管中，①试管中0.1 mol·dm-3HCl大量过量②试管中0.1 mol·dm-3NaOH大量过量①溶液由黄变红②溶液由黄变蓝3、弱电解质及其共轭酸（碱）根的电离平衡及其移动用pH试纸分别检验0.1mol·dm-3Na2CO3、Al2(SO4)3、NaCl溶液的pH值，并以水作空白实验pH= Al3++3H2O=Al(OH)3+3H+CO32-+2H2O=H2CO3+2H+在试管中加入少量Fe(NO3)3晶体，用水溶解，将其分别装在三Fe3++3H2O=Fe(OH)3+3H+1支试管中第一支留作比较第二支中滴加数滴2mol·dm-3HNO3并摇匀第三支用小火加热溶液呈现黄色黄色褪去黄色加深（可水浴加热）在试管中加入0.1mol·dm-3BiCl31滴，用滴管加水稀释，再逐滴加入2mol·dm-3HCl至沉淀刚刚消失为止，再加水稀释出现白色沉淀BiCl3+3H2O=BiOCl(s)+3HCl在试管中加入10％Na2SiO35滴，再加入0.5mol·dm-3NH4Cl1cm3，摇匀白色沉淀NH4++H2O= NH3H2O+H+SiO32-+2H2O=2OH-+H2SiO3（s）透明在试管中加入0.1mol·dm-3A12(SO4)35滴，再加入0.5mol·dm-3 NaHCO32滴气泡白色沉淀HCO3-+ H2O=H2CO3+OH- H2CO3= H2O+CO2Al3++3H2O=Al(OH)3+3H+4、沉淀的生成、溶解和转化（1）在两支试管中各加入0.1mol·dm-3Pb(NO3)22滴一支加入1mol·dm-3KCl5滴一支加入0.01 mol·dm-3KCl5滴将生成沉淀的那一支试管小火加热白色沉淀（针状）澄清，无沉淀沉淀消失Pb2++2Cl-=PbCl2PbCl2在热水中溶解度大（2）在上面实验未产生沉淀的试管中加入0.01mol·dm-3KI 生成黄色沉淀Pb2++2I-=PbI2（黄色）（3）2mL1mol·dm-3MgCl2中加入2ml1 mol·dm-3NaOH（用氨水也可以）将沉淀过滤分盛在两个试管中，一支中加入1mol·dm-3HCl1ml一支中加入1mol·dm-3NH4Cl1ml 白色沉淀沉淀消失沉淀消失Mg2++2OH-⇌Mg(OH)2（如果是用氨水：Mg2++2NH3.H2O⇌Mg(OH)2+2NH4+）Mg(OH)2+2H+=Mg2++H2OMg(OH)2+2NH4Cl=MgCl2+2NH3+2H2O（4）沉淀转化2dK2CrO4溶液，滴加AgNO3溶液试管中滴加NaCl溶液砖红色沉淀转化为白色沉淀CrO42-+2Ag+=Ag2CrO4（砖红）Ag2CrO4+2Cl-=2AgCl（白）+CrO42-2试管中再滴加Na2S溶液转化为黑色沉淀2AgCl（白）+S2-=Ag2S（黑）+2Cl- 5、选做实验（1）分步沉淀：1dK2CrO4溶液（0.1mol/l）+2dNaCl溶液（0.1mol/l），滴加AgNO3溶液，（白色，红色沉淀）（2）缓冲溶液配制：pKa~pH，选Na2HPO4——NaH2PO4溶液混合，测定溶液的pH，用0.1mol/lHCl和0.1mol/l的NaOH试验其pH的变化3。

第5章酸碱平衡与沉淀溶解平衡讲义

第5章酸碱平衡与沉淀溶解平衡讲义

H+
+
－
Ac
在一定温度下：
Ka
[H ][ Ac ]
[HAc ]
K

Θ a
称为弱酸的解离平衡常数，简称解离常数(dissociation
constant)。
同理对于弱碱如氨水的解离：NH3 + H2O
NH4+
+
－
OH
平衡时有：
K
b

[NH4 ][OH ] [ NH 3 ]
Kbθ：弱碱的解离常数，也叫弱碱的解离常数
]
分子分母同乘[H+]，则：
Kb
( Ac
)

[HAc][OH [Ac ]

]
[H [H

] ]

[HAc] [ Ac ][H

[H ]

][OH

]
Kw
Ka (HAc)
☆☆
16
同理离子酸NH4+的解离常数 NH4+ + H2O
NH3 +H3O+
K
Θ a
(NH4
)

[NH3 ][H3O [NH4 ]
Ka θ 或Kb θ 意义：解离平衡时弱电解质解离为离子的趋势大小。
•可用解离常数的大小，比较同类型弱酸或碱的相对强弱。
☆☆
15
5.2.1.2共轭酸碱对解离常数间的关系
离子碱Ac－与水之间的解离平衡为：
－
－
H2O + Ac OH + HAc

K

b
(
Ac
)

[HAc ][OH [ Ac ]

酸碱平衡与沉淀平衡

酸碱平衡与沉淀平衡

浓度的影响
沉淀溶解度随着溶液浓度的增大而减 小，沉淀平衡向溶解方向移动。
VS
在一定浓度范围内，沉淀溶解度与溶 液浓度的平方根成正比。
电解质的影响
电解质的存在可以改变溶液的离子强度和离子活度系 数，从而影响沉淀平衡。
电解质对沉淀平衡的影响程度取决于离子的性质和浓 度。
05
酸碱平衡与沉淀平衡的关 系

沉淀平衡对酸碱平衡的影响
沉淀的溶解和生成对酸碱平衡的影响
沉淀的溶解和生成可以改变溶液中的离子浓度，进而影响酸碱平衡。例如，沉淀的溶解 可以释放出氢离子或氢氧根离子，从而改变溶液的酸碱度。
沉淀的转化对酸碱平衡的影响
在某些情况下，沉淀可以发生转化，例如从氢氧化物转化为氯酸盐或硫酸盐，这种转化 可以改变溶液中的离子浓度，进而影响酸碱平衡。
而调节血液的pH值。
肾脏调节
肾脏通过排泄和重吸收作用， 排除多余的酸或碱，维持酸碱
平衡。
酸碱平衡的调节方法
饮食调节
药物治疗
生活方式调节
通过摄入适量的酸性和碱性食品，可以调节 体内的酸碱平衡。例如，摄入适量的水果和 蔬菜可以增加碱性物质的摄入，而减少肉类 和糖类的摄入可以减少酸性物质的摄入。
在某些情况下，医生可能会给患者开 一些药物来调节酸碱平衡，例如碳酸 氢钠或盐酸等。
06
酸碱平衡与沉淀平衡的应 用
在化学工程中的应用
酸碱反应
酸碱反应在化学工程中广泛应用，如酸洗、中和、脱硫等 过程，通过酸碱反应可以去除杂质或生产特定产品。
沉淀反应
沉淀反应在化学工程中用于分离和纯化物质，通过控制沉 淀条件，如浓度、温度、pH等，实现目标产物的分离和 提纯。
工业废水处理
酸碱平衡和沉淀平衡在工业废水处理中发挥重要作用，通 过调节pH值和加入沉淀剂，使有害物质转化为沉淀物， 从而实现废水的净化。

酸碱平衡和沉淀溶解平衡

酸碱平衡和沉淀溶解平衡

通常把Ka>1的酸称为强酸; Ka在 1~10-3的酸称为中强酸; Ka在10-4~10-7的酸称为弱酸; Ka<10-7的酸称为极弱酸， 弱碱亦可按Kb大小进行分类。
共轭酸碱对的解离常数之间的关系：
HB B-+H+
Ka=[B-][H+]/[HB]
其共轭碱的电离为：
B-+H2O HB+OH-
部分电离)。
HAc + H2O H3O++Ac- 酸1 碱2 酸2 碱1
氨和水的反应，H2O给出质子，由于H2O是弱 酸所以反应程度也很小，是可逆反应(相当于NH3在 水中的电离过程)。
H2O + NH3 NH4+ +OH- 酸1 碱2 酸2 碱1
二、溶液的酸度 水溶液中氢离子的浓度称为溶液的酸度。 水溶液中H+离子的浓度变化幅度往往很大， 浓的可大于10mol·L-1，在[H+]<1的情况下， 用pH(负对数法)表示溶液的酸度更为方便， pH的定义是： 溶液中氢离子浓度的负对数叫做pH值。
pH=-lg[H+]
弱酸弱碱的电离平衡
一、一元弱酸弱碱的电离 1、电离常数
HAc+H2O H3O++Ac- or HAc H++Ac 在一定温度下，其平衡关系为：
Ka=[H+][Ac-]/[HAc] Ka称为弱酸的电离平衡常数，简称为酸常数。
H2O+NH3 NH4++OHKb=[NH4+][OH-]/[NH3] Ka和Kb是化学平衡常数的一种形式，利 用电离常数数值的大小，可以估计弱电解质 电离的趋势。K值越大，电离常数越大。

第四章 酸碱平衡和沉淀溶解平衡

第四章 酸碱平衡和沉淀溶解平衡

第四章酸碱平衡和沉淀溶解平衡根据酸碱质子理论，酸碱反应的实质是质子的传递。

根据酸碱质子理论，在水溶液中，弱酸及其共轭碱的关系：KΘa·KΘb=KΘw解离常数KΘa或KΘb：温度不变，解离常数不变。

已知弱酸的浓度和解离度，求弱酸的PH和解离常数？解：因为α=√KΘa·CΘ/C。

C（H+）=√Ka·C。

/CΘ 得出C（H+）=α·C。

/CΘ就可以求出PH，也可以求出解离常数。

酸碱平衡：已知酸的解离常数，求已知浓度C的含酸根的盐的PH？解：由酸的解离常数，根据Ka·Kb=Kw可得其共轭碱的解离常数Kb，代入得C（OH-）=√Kb·C/CΘ，所以C（H+）=Kw/C（OH-），PH=-lg（H+）缓冲溶液：配制缓冲溶液如何选择电解质及其对应的盐？解：解离常数K所对应的p H或POH尽可能地接近缓冲溶液的p H或POH缓冲方程PH=PKΘa（弱酸）-lgC弱酸/C共轭碱当缓冲比C弱酸/C共轭碱=1时，缓冲溶液的缓冲能力最大。

此时PH=PKΘa（弱酸）求缓冲溶液的PH值？解：由弱酸（碱）及其共轭碱（酸）组成。

以弱酸及其共轭碱构成的缓冲溶液（强酸与过量弱碱反应）为例：弱酸的（解离程度很小）浓度近似为强酸的浓度，共轭碱（没有考虑弱酸中所含有的碱根）的浓度=（弱碱的物质的量-强酸的物质的量）/混合后的总体积，则根据缓冲方程PH=PKΘa（弱酸）-lgC弱酸/C共轭碱即得。

如果再向混合液中加入酸或碱，再求弱酸和其共轭碱的浓度，代入缓冲方程即可。

溶度积与溶解度的关系：知溶解度求溶度积Ksp（生成的离子的乘积）？解：在不考虑离子水解的情况下，AB型Ksp＝s²AB2或A2B型Ksp＝4s³AB3型Ksp＝27s4A2B3型Ksp＝108s5 s是溶解度知溶度积kΘsp求溶解度s？⚠️AB型或AB2型方程不同。

例如：AgCl在0.1mol·L-1的NaCl溶液中溶解度为1.77×10-9mol·L-1。

酸碱平衡和沉淀-溶解平衡

酸碱平衡和沉淀-溶解平衡

酸碱平衡和沉淀-溶解平衡
二、原理
➢ 在难溶强电解质的饱和溶液中，未溶解的固体与溶 解后产生的离子之间存在着多相离子平衡。利用溶 度积规则，可以判断沉淀的生成或溶解。
➢ 向难溶强电解质溶液中溶液中加入含有共同离子的 易溶强电解质，使该难溶电解质的溶解度降低，这 种作用称为同离子效应。
➢ 溶液中加入沉淀剂，混合离子先后生成沉淀的现象 叫分步（分级）沉淀。
Pb2+ +CrO42- PbCrO4 (黄）
三、实验步骤
7.沉淀的转化 Pb2+ +2Cl- PbCl2 (白）
PbCl2 (白）+2I- PbI2 (黄）
注意事项
1.了解笔式酸度计的使用；
2. 使用离心机注意：
1 离心机要放在平坦和结实的地面或实验台上，不允许倾斜； 2 通常离心机 都会有登记表，请在使用前确实登记使用者、转头、转速、时间； 3 离心管 一定要用天平平衡重量（重量平衡），盖上离心管盖子并旋紧； 4 把平衡好 的离心管对称地放入离心陀中（位置平衡），盖上离心陀的盖子，注意有无 旋紧； 5 完成离心时，要等待离心机自动停止，不允许用手或其他物件迫使 离心机停转，待转头完全静止后，才能打开舱门，请尽快取出离心管，先观 察离心管是否完全，以及沉淀的位置，尽速把上清倒出，小心不要把沉淀弄 混浊。
➢ 一种沉淀转化为另一种沉淀的过程称为沉淀的转化 。 对于同一类型难溶强电解质Ksp大的沉淀转化为更难 溶的沉淀（Ksp小）是容易实现的。
酸碱平衡和沉淀-溶解平衡
二、原理
AaBb
aAn++bBm-
J
ca An
c b Bm-
J
Ksp Ksp
溶液未饱和，固体继续溶解 溶液饱和，达沉淀-溶解平衡

酸碱平衡与沉淀溶解平衡

酸碱平衡与沉淀溶解平衡
01
02
pH＜7.35 酸中毒 用乳酸钠调节 pH＞7.45 碱中毒 用NH4Cl调节 例如血液的pH值总是维持在7.35～7.45之间， 如果低于或高于这个数值，都会导致疾病发生。 血浆： H－蛋白质～Na－蛋白质； H2CO3～ NaHCO3； NaH2PO4～Na2HPO4
[例] 计算298K时CuS的溶度积
对于同一类型的难溶电解质，由于溶解度与溶度积之间的关系相同，因此可以由溶度积的大小直接比较溶解度的大小，如Ksp,AgCl>Ksp,AgBr>Ksp,AgI，所以SAgCl>SAgBr>SAgI；
（二）溶度积与溶解度
不同类型的难溶电解质不能直接用溶度积来比较溶解度的大小，而必须通过计算说明。
例： 在醋酸中加入NH4Cl 。 在氨水溶液中加入NaAc。
03
（三）pH对溶质（药物等）存在状态的影响
大多数药物都是有机弱酸或弱碱，它们在生产制备，分析过程及体内吸收时，环境的pH对它们的存在状态都有很大的影响。
在溶液中进行的许多化学反应，特别是在生物体内的化学反应，往往需要在一定的pH值条件下才能正常进行。
03
BaSO4(s) Ba2+(aq) + SO42-(aq)
02
[Ba2+]和[SO42-]为平衡的平衡浓度，即饱和 BaSO4溶液中的浓度， Ksp称为溶度积常数(solubility product constant)简称溶度积。
AaBb(s) aAn+(aq) + bBm-(aq)
第五章 酸碱平衡与沉淀溶解平衡
第一节 酸和碱
一、酸碱质子理论
（一）酸碱质子理论定义
酸是能给出质子的分子或离子，称为质子给体，碱是能与质子结合的分子或离子，称质子受体。

第五章 酸碱平衡与沉淀溶解平衡

第五章 酸碱平衡与沉淀溶解平衡

在实际应用中，还采用酸碱反应的生成物与剩余 的反应物组成缓冲系。 弱酸（过量）+ 强碱 强酸 + 弱碱（过量） 优点： ① HCl 和 NaOH 溶液常备试剂，容易获得。 ② 弱酸或弱碱的浓度即缓冲系的总浓度。 ③ 通常缓冲溶液的pH需要在pH计监控下调整， 滴加强碱/酸易于操作。
2. 缓冲溶液pH的计算
第五章 酸碱平衡与沉淀溶解平衡
教学要求：
1. 掌握酸碱质子理论：质子酸碱的定义，共轭酸碱对、酸碱反 的实质，共轭酸碱的解离平衡常数的关系。 2. 运用最简式计算弱酸、弱碱水溶液的pH值及有关离子平衡浓度。 了解同离子效应，盐效应。
3. 掌握缓冲溶液的概念、组成和缓冲机理。
5. 掌握影响缓冲溶液pH的因素、应用Henderson-Hasselbalch方程式计 算缓冲溶液的pH值。
结论
① 缓冲溶液中同时含有较大量的抗碱成分和抗酸
成分，对抗的只是外来的少量强酸、强碱。 ② 通过弱酸解离平衡的移动，使溶液中H+离子或 OH-离子浓度无明显的变化，因此具有缓冲作 用。
2. 缓冲溶液的组成 一般由具有足够浓度和一定比例的 共轭酸碱对的两种物质组成。共轭 酸称为抗碱成分，共轭碱称为抗酸 成分。 组成缓冲溶液的共轭酸碱对的两种 物质合称为缓冲系(buffer system)或 缓冲对(buffer pair)。
2.

‫‏‬ ‫‏‬ ‫‏‬
水溶液的pH
定义：
稀溶液中，
pH=-lg aH
pH = -lg[H3O+]
3O

类似的，
298K，
pOH = -lg[OH-]
pH + pOH=14.00。
溶液中[H3O+]=1 mol· L-1～10-14 mol· L-1时，pH 值范围在0~14。 如果溶液中[H3O+]或[OH-] >1 mol· L-1时，直接 用[H3O+]或[OH-]表示。

酸碱平衡和沉淀平衡 配位平衡

酸碱平衡和沉淀平衡 配位平衡

酸碱平衡和沉淀平衡、配位平衡实验目的1.了解缓冲溶液的缓冲作用原理及配制。

2.掌握难溶电解质的多相离子平衡及沉淀的生成和溶解的条件。

3.了解配位平衡和沉淀反应、氧化还原反应、溶液的酸度的关系及平衡的移动。

实验原理溶液中的离子平衡包括弱电解质的解离平衡和难溶电解质的沉淀溶解平衡及配合物的配位平衡等。

在弱电解质及其共轭酸（或共轭碱）的解离平衡或难溶电解质的沉淀溶解平衡体系中，加入具有相同离子的易溶强电解质，则平衡向左移动，产生使弱电解质的解离度或难溶电解质的溶解度降低的同离子效应。

由弱酸(或弱碱)及其盐等共轭酸碱对所组成的溶液(例如HAc —NaAc ，NH 3—NH 4C1，H 2PO 4-—HPO 42-等)，其pH 值不会因加入少量酸、碱或少量水稀释而发生显著变化，具有这种性质的溶液称为缓冲溶液。

根据溶度积规则可以判断沉淀的生成或溶解。

当体系中离子浓度的幂的乘积大于溶度积常数，即Q>K sp 有沉淀生成；Q<K sp 时，无沉淀生成或沉淀溶解；Q ＝K sp 时，则为饱和溶液。

配合物的组成一般可分为内界和外界两个部分。

中心离子和配位体组成配合物的内界(一般为配离子或分子)；配合物中除中心离子和配位体以外的部分为外界。

当简单离子(或化合物)形成配离子(或配合物)后，其某些性质会发生改变，如颜色，溶解度，氧化还原性质等。

例如Fe 3+能使I -氧化为I 2，但当形成配离子(如FeF 64-)后，却能把I 2还原为I -。

配离子在溶液中同时存在着配合过程和离解过程，即存在着配位平衡，如：Ag + + 2NH 3[Ag(NH 3)2]+2323]][[])([NH Ag NH Ag K ++=稳 K 稳称为稳定常数，不同的配离子具有不同的稳定常数，对于同种类型的配离子，K 稳值愈大，表示配离子愈稳定。

实验内容1. 同离子效应和缓冲溶液（1）同离子效应：在试管中加入0.1mol ·dm -3HAc2cm 3，再加入甲基橙指示剂1~2滴，摇匀，观察溶液的颜色，然后分盛两支试管，在其中一支试管中加入少量NH 4Ac(固)，摇动试管以促进溶解，观察溶液颜色的变化。

酸碱平衡和沉淀平衡 ppt课件

酸碱平衡和沉淀平衡 ppt课件
有机化合物如乙醇CH3CH2OH可看作是(酸)和 OH-碱以配位键结合而成的酸碱配合物C2H5←OH
酸碱电子理论对酸碱的定义，摆脱了体系必须具 有某种离子或元素也不受溶剂的限制，以电子的给出 和接受来说明酸碱的反应，故它更能体现物质的本质 属性，较前面几个酸碱理论更为全面和广泛。但是由 其对酸碱的认识过于笼统，因而不易掌握酸碱的特征。
强碱具有高度接受质子的能力。如OH-、PO43离子等。
酸碱平衡和沉淀平衡
酸及其共轭碱
酸
共轭碱
名称
化学式
化学式
名称
高氯酸 硫酸
硫酸氢根 水合氢离子
水 铵离子
氨 氢溴酸
HClO4
ClO4-
H2SO4
HSO4-
HSO4-
SO42-
H3O+
H2O
H2O
OH-
NH4+
NH3
NH3
NH2-
HBr酸碱平衡和沉淀平衡Br -
酸1 碱2
酸2 碱1
弱酸给出质子的能力很弱，其共轭碱则较强， 因此反应程度很小，为可逆反应(相当于电离理论的 部分电离)。
HAc + H2O H3O++Ac-
酸1 碱2
酸2 碱1 酸碱平衡和沉淀平衡
氨和水的反应，H2O给出质子，由于H2O是弱 酸所以反应程度也很小，是可逆反应(相当于NH3在 水中的电离过程)。
(1)电离作用： 根据酸碱质子理论的观点，电离作用就是水与 分子酸碱的质子传递反应。 在水溶液中，酸电离时放出质子给水，并产生 共轭碱。
酸碱平衡和沉淀平衡
强酸给出质子的能力很强，其共轭碱则较弱， 几乎不能结合质子，因此反应几乎完全进行(相当于 电离理论的全部电离)。

无机化学 酸碱平衡与沉淀溶解平衡

无机化学 酸碱平衡与沉淀溶解平衡

由前面提到的电离度，可得 HA+H2O==A-+H3O+ c-[H+] [H+] [H+] c(1-α) cα c α
c c c Ka= c(1 ) 1
2
当α不太小时，1-α≈1，Ka=cα2 α=
Ka / c
2.多元酸碱 多元酸在水溶液中是分步电离的 如H3PO4在水中有三级解离，25℃时
体液中的缓冲系主要有H2CO3—HCO3-、 H2PO4—HPO42-、HHb—Hb-（血红蛋白） 等。在血液中起主要作用的缓冲系为 H2CO3—HCO3-，红细胞中起主要作用的是 H2PO4—HPO42-。 H2CO3—HCO3-在血液中存在平衡 CO2+H2O H2CO3 HCO3-+H3O+ 上述平衡中，第一步向右进行得程度很小（在 碳酸酐酶的作用下速度会大大加快），而一 旦生成了H2CO3，则会迅速电离，因而，上 述缓冲体系中，H2CO3的量其实很少，更多 的共轭酸是以CO2溶解形式存在，所以有的 书上表示为CO2溶解—HCO3-。
三、同离子效应和盐效应 HAc为弱酸，在溶液中存在电离平衡…，属 于化学平衡的一种，遵循化学平衡移动的 规律：…。 若加入NaAc，则可使HAc的电离度减小。 这种在弱电解质溶液中加入含有与此弱电解 质相同离子的易溶强电解质，使得弱电解 质电离度减小的现象称为同离子效应。 如果在上述溶液中加入不含相同离子的强电 解质如NaCl，又会怎样呢？ 实际上，在发生同离子效应的同时，也存在 着盐效应，只不过二者大小不同。
碱：能接受质子的物质 (质子受体)
碱可以是分子、正离子或负离子。
酸释放一个质子形成其共轭碱；碱结合 一个质子形成其共轭酸。共轭关系。 酸、碱得失质子的反应式是酸碱半反应 式。 酸碱半反应两边是共轭酸碱对。 酸 质子 + 碱

第六章 酸碱平衡与沉淀溶解平衡

第六章 酸碱平衡与沉淀溶解平衡

四、软硬酸碱理论

软硬酸碱（HSAB）由1963年美国化学家

皮尔逊（Pearson R G）根据Lewis酸碱
理论和实验观察而提出。皮尔逊把路易斯 酸碱分成软硬两大类，即硬酸、软酸、硬 碱、软碱。



第二节 弱酸、弱碱的解离平衡


一、共轭酸碱对的 K 1．水的质子自递反应
Θ a 与
K
Θ b 的关系
Ө
由于c0／ KbӨ ≫ 400，同时可认为 0.20＋x ≈ 0.20 ， 0.10－x ≈0.10 。故平衡常数表达式变为：
0.20 x Ka 0.10
Ө
0.10 Ka 0.10 1.8 10 x 0.20 0.20
Ө
5
9.0 10
6
即 [H+]＝9.0×10–6 mol· –3 dm
Θ Θ

[ceq (NH3 )/c ][ceq (H )/c ] ceq (NH )/c
4 Θ
5.7 10
10
（2）一元弱碱的解离 、的共轭碱分别 为、，它们与水的反应及相应的值如下：
NH3 H 2O
K Θ(NH3 ) b
NH OH
4

[ceq (NH )/cΘ][ceq (OH )/cΘ] 4 ceq (NH3 )/cΘ


1.
酸碱的解离及解离平衡常数
( 1) 一元弱酸的解离平衡
醋酸 CH3COOH (经常简写做 HAc) 溶液中存 在着平衡：
HAc ＋ H2O 或： H3O+ ＋ Ac－
HAc
H+ ＋ Ac－
其平衡常数表达式可写成：
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酸碱平衡与沉淀平衡一、选择题（）1. 下列等体积混合的溶液中，具有缓冲作用的是(A) HCl(1mol·dm－3 ) + NaAc(2mol·dm－3 ) (B) NaOH(1mol·dm－3 ) + NH3 (1mol·dm－3 )(C) HCl(1mol·dm－3 ) + NaCl(1mol·dm－3 ) (D) NaOH(1mol·dm－3 ) + NaCl(1mol·dm－3 )（）2. 已知: K sp AgCl = 1.8×10－10 ，K sp Ag2CrO4 = 2.0×10－12 。

在含Cl－和CrO42－浓度均为0.3 mol·dm－3 的溶液中，加AgNO3应是(A) Ag2CrO4先沉淀，Cl－和CrO42－能完全分离开(B) AgCl 先沉淀，Cl－和CrO42－不能完全分离开(C) AgCl 先沉淀，Cl－和CrO42－能完全分离开(D) Ag2CrO4先沉淀，Cl－和CrO42－不能完全分离开（）3. 下列离子中，碱性最强的是(A) NH4＋(B) CN－(C) Ac－(D) NO2－（）4. 20 cm3 0.10 mol·dm－3 HCl 和20 cm3 0.20 mol·dm－3 NH3.H2O混合，其pH 为(NH3: K b= 1.76×10－5 )(A) 11.25 (B) 9.25 (C) 4.75 (D) 4.25（）5. 欲配制pH=6.50的缓冲溶液，用下列何种酸最好(A) (CH3)2AsO2H (K a=6.40×10-7) (B) ClCH2COOH (K a=1.40×10-3)(C) CH3COOH (K a=1.76×10--5) (D) HCOOH (K a=1.77×10--4)（）6. 配制SbCl3水溶液的正确方法应该是（A）先把SbCl3固体加入水中，再加热溶解；（B）先把SbCl3加入水中，再加HCl溶解；（C）先在水中加入适量的HCl，再加入SbCl3固体搅拌，溶解；（D）先在水中加入足量HNO3，再加入SbCl3固体溶解。

（）7. 已知K b(NH3)=1.8×10－5，则其共轭酸的K a值为（A）1.8×10－9(B) 1.8×10－10(C) 5.6×10－5(D) 5.6×10－10（）8. Ag2CrO4的K sp= 9.0×10－12 ，其饱和溶液中Ag＋浓度为(A) 1.3×10－4 mol·dm－3 (B) 2.6×10－4 mol·dm－3 (C) 2.1×10－4 mol·dm－3 (D) 4.2×10－4 mol·dm－3 （）9. 溶液的酸度是指（A）酸溶液的浓度（B）酸溶液中酸根离子的浓度（C）溶液中氢离子的浓度（D）弱酸溶液中未离解的酸浓度（）10. 0.4 mol·dm－3 HAc溶液中H+浓度是0.1 mol·dm－3 HAc溶液中H+浓度的（A）1倍(B) 2倍(C) 3倍(D) 4倍（）11. Mg(OH)2在下列四种情况下，其溶解度最大的是(A) 在纯水中(B) 在0.1 mol·dm－3的NH3·H2O溶液中(C) 在0.1 mol·dm－3的HAc溶液中(D) 在0.1 mol·dm－3的MgCl2溶液中（）12. 混合溶液中KCl，KBr和K2CrO4浓度均为0.010 mol·dm－3,向溶液中逐滴加入0.01 mol·dm－3的AgNO3溶液时，最先和最后沉淀的是[Ksp(AgCl)=1.8×10－10，Ksp(AgBr)=5.0×10－13，Ksp(Ag2CrO4)]=2.0×10－12]（A）AgCl，AgBr (B) AgBr，Ag2CrO4(C) Ag2CrO4，AgCl (D) 同时沉淀（）13. 为测定某一元弱酸的电离常数，将待测弱酸溶于水得50 cm3 溶液，把此溶液分成两等分。

一份用NaOH 中和，然后与另一份未被中和的弱酸混合，测得此溶液pH为 4.00，则此弱酸的K a为(A) 5.0×10－5 (B) 2.0×10－4 (C) 1.0×10－4 (D) A，B，C均不对（）14. 把100 cm3 0.1 mol·dm－3 HCN (K a=4.9×10－10)溶液稀释到400 cm3 ，[H＋]约为原来的(A) 1/2 (B) 1/4 (C) 2倍(D) 4倍（）15. pH=2 的溶液酸度是pH=6的溶液酸度的(A) 4倍(B) 12倍(C) 4000倍(D) 10000倍（）16. 已知: K b(NH3)= 1.8×10－5 ，K a(HAc)= 1.8×10－5 ，下列各对酸碱混合物中，能配制pH=9 的缓冲溶液的是(A) HAc和NaAc (B) NH4Cl和HAc (C) HAc 和NH3(D) NH4Cl和NH3（）17. 推断Ag2SO4，AgCl、AgBr、AgI在Na2S2O3溶液中溶解度最小的是(已知K sp (AgCl)= 1.56×10－10 ,K sp(AgBr)= 7.7×10－13 ,K sp(AgI)= 8.3×10－17 ,K sp(Ag2SO4)= 1.2×10－5)(A) AgCl (B) AgBr (C) AgI (D) Ag2SO4（）18. 根据酸碱质子理论，下列各离子中，既可做酸，又可做碱的是(A) H3O＋(B) [Fe(H2O)4(OH)2]＋(C) NH4＋(D) CO32－（）19. 如果0.1 mol·dm－3 HCN 溶液中0.01% 的HCN 是电离的，那么氢氰酸的电离常数是(A) 1×10－2 (B) 1×10－3 (C) 1×10－7 (D) 1×10－9（）20. 过量AgCl溶解在下列各物质中，问哪种溶液中Ag＋浓度最小(A) 100 cm3 水(B) 1000 cm3 水(C) 100cm3 0.2mol·dm－3 KCl溶液(D) 1000 cm3 0.5mol·dm－3 KNO3溶液（）21. CaF2的K sp= 3.9 ⨯ 10-11，在氟离子浓度为3.0 mol·dm－3的溶液中Ca2+离子可能的最高浓度是(A) 4.3 ⨯ 10-11 mol·dm－3 (B) 4.3 ⨯ 10-12 mol·dm－3(C) 1.1 ⨯ 10-13 mol·dm－3 (D) 1.1 ⨯ 10-12 mol·dm－3（）22. 在25℃，1.0×10--2 mol·dm－3HAc溶液中，其水的离子积为(A) 1.0×10-2(B) 2 (C) 1.0×10-14 (D) 1.0×10-12（）23. 将0.20 mol·dm－3 HAc 溶液和0.20 mol·dm－3 NaAc 溶液等体积混合，其pH = 4.8，若将此混合溶液再与等体积的水混合，则稀释液的pH 值是(A) 2.4 (B) 4.8 (C) 7.0 (D) 9.6（）24. 有一弱酸HR，在0.1 mol·dm－3的溶液中有2%电离，试确定该酸在0.05 mol·dm－3溶液中的电离度(A) 4.1% (B) 4% (C) 2.8% (D) 3.1%（）25. 下列溶液中不能组成缓冲溶液的是(A) NH3和NH4Cl (B) H2PO4－和HPO42－(C) HCl 和过量的氨水(D) 氨水和过量的HCl（）26. H2PO4－的共轭碱是(A) H3PO4(B)PO43－(C) H2PO3－(D) HPO42－（）27. pH=1.0 和pH=3.0 两种强酸溶液等体积混合后溶液的pH 是(A) 0.3 (B) 1.0 (C) 1.3 (D) 1.5（）28. 在0.10 dm3 0.10 mol·dm－3 HAc 溶液中，加入0.10 mol NaCl 晶体，溶液的pH 将会(A) 降低(B) 升高(C) 不变(D) 无法判断（）29. 在Mg(OH)2饱和溶液中加MgCl2 ，使Mg2＋浓度为0.010 mol·dm－3 ，则该溶液的pH 为(K sp Mg(OH)2 = 1.8×10－11 )(A) 5.26 (B) 8.75 (C) 9.63 (D) 4.37（）30. 按酸碱质子理论考虑，在水溶液中既可作酸亦可作碱的物质是(A) Cl－(B) NH4＋(C) HCO3－(D) H3O＋（）31. pH 为9.40 的溶液中氢氧根离子浓度为(A) 2.5×10－5 mol·dm－3(B) 2.5×10－9 mol·dm－3(C) 4.0×10－6 mol·dm－3 (D) 4.0×10－10mol·dm－3（）32. 已知在室温下AgCl的K sp= 1.8×10－10 ，Ag2CrO4的K sp= 1.1×10－12 ，Mg(OH)2 的K sp=7.04×10－11 ，Al(OH)3 的K sp=2×10－32.那么溶解度最大的是(不考虑水解)(A) AgCl (B) Ag2CrO4 (C) Mg(OH)2 (D) Al(OH)3二、填空题1. pH=9.56 的NH4Cl 和NH3·H2O 的混合溶液中NH4Cl 和NH3·H2O的物质的量浓度比是__ __ 。

( NH3·H2O 的pK b= 4.74 )2. 在3.0 dm3 0.10 mol·dm－3 NaCl 溶液中，溶解AgCl 的物质的量是_____ ____。

(已知K sp AgCl = 1.8×10－10 )3. 25℃时，Mg(OH)2 的K sp=1.8×10－11 ，其饱和溶液的pH= 。

4. 在0.1 mol.dm－3 HAc 溶液中加入NaAc 固体后，HAc 浓度，电离度_，pH值，电离常数。