第五章酸碱平衡与沉淀溶解平衡

第五章 沉淀溶解平

衡与沉淀滴定法

5.1 溶度积原理

5.2 沉淀溶解平衡的移动 基本内容

5.3 多种沉淀之间的平衡

5.4 沉淀滴定法 ×

5.1.1 溶度积常数 5.1 溶度积原理

溶解度是指在一定的温度下,某物质在100克溶

剂(通常是水)里达到饱和状态时所溶解的克数.

难溶电解质：

溶解度 ＜0.01g/100gH

2O

微溶电解质：

溶解度 0.01g~0.1g/100gH

2O

易溶电解质：

溶解度 ＞0.1g/100gH

2O 难溶强电解质 溶解:

因水分子与固体

表面的粒子相互作用, 使

溶质粒子脱离固体表面

以水合粒子状态进入溶

液的过程.

沉淀:

处于溶液中的溶

质粒子转为固体状态, 并

从溶液中析出的过程.

当 

溶解 = 

沉淀 △G=0

溶解–沉淀动态平衡 BaSO

4

饱和溶

液

BaSO

4(s) Ba2+

(aq) + SO

4

(aq) 溶解

沉淀 2-

K

(BaSO

4)=[Ba2+

]/c

· [SO

4 ]

/c 2-

=[Ba2+

] [SO

42-

]

Ag

2CrO

4(s) 2Ag+

+ CrO

4

溶解

沉淀 2-

K

(BaSO

4) = [Ag+

]2

[CrO

42-

]

A

nB

m(s) nAm+

+ mBn-

难溶电解质

K

sp(A

nB

m)=[Am+

]n

[Bn-

]m

溶度积常数(简称溶度积)

sp:solubility product 溶度积常数

即: 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。 K

sp与浓度无关，与温度有关。 K

sp 是表征难溶电解质溶解能力的特性

常数。

T = 298K

T = 323K K

sp,BaSO

4 = 1.9810–10

K

sp,BaSO

4 = 1.0810–10

常见难溶电解质在298.15K K

sp见附录Ⅵ

5.1.2溶度积和溶解度的相互换算

解： AgI(s) Ag+

+ I

-

平衡浓度/(mol·L-1

第一部分 专题二 第3讲 水溶液中的离子平衡

[基础等级评价]

1．(2010·佛山一中)下列叙述中正确的是( )

A．物质的溶解过程，实质上就是其电离过程

B．二氧化硫的水溶液能导电，所以二氧化硫是电解质

C．1 L 0.1 mol·L－1的H2SO4溶液中含有0.2 mol的H＋

D．1 L 0.1 mol·L－1的H2SO3溶液中含有0.2 mol的H＋

解析：像碘溶于酒精，溶解但不是电离，A错误；二氧化硫溶于水，与水生成的亚硫酸电离而导电，而非二氧化硫本身电离的离子导电，所以二氧化硫是非电解质，B错误；H2SO4是强电解质能完全电离，而H2SO3是弱电解质只能部分电离，C正确，D错误．

答案：C

2．(2010·安徽无为中学)某温度下，向pH＝6的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液的pH为2.下列对该溶液的叙述中，不．正确的是( )

A．该温度高于25℃

B．由水电离出来的H＋的浓度是1.0×10－10 mol/L

C．加入NaHSO4晶体抑制了水的电离

D．该温度下加入等体积pH＝12的NaOH溶液可使该溶液恰好呈中性

解析：某温度下蒸馏水的pH＝6，所以KW＝1.0×10－12(mol/L)2，大于25℃时的KW＝1.0×10－14(mol/L)2，所以温度高于25℃，A正确；c(H＋)水＝c(OH－)水＝KWcH＋NaHSO41.0×10－12mol/L21.0×10－2mol/L＝1.0×10－10mol/L，B正确；NaHSO4能完全电离出氢离子，相当于一元强酸，抑制水的电离，C正确；此时KW为1.0×10－12(mol/L)2，所以应加入等体积pH＝10的NaOH溶液，可使该溶液恰好呈中性，D错误．

答案：D

3．(2010·全国卷Ⅰ)下列叙述正确的是( )

A．某醋酸溶液的pH＝a，将此溶液稀释1倍后，溶液的pH＝b，则a>b

B．在滴有酚酞溶液的氨水中，加入NH4Cl至溶液恰好无色，则此时溶液的pH<7 C．1.0×10－3 mol/L盐酸的pH＝3.0,1.0×10－8 mol/L盐酸的pH＝8.0

专题讲座(八) 多角度探究电解质溶液中水的电离

水是一种非常弱的电解质，一定温度下，纯水电离产生的H＋和OH－浓度相等，且二者浓度的乘积是一常数，表示为KW＝c(H＋)·c(OH－)。在电解质稀溶液中，水的电离平衡仍然存在，且KW＝c(H＋)·c(OH－)仍然成立。一些情况下，溶液的酸碱性就决定于水的电离或水的电离的变化。高考对本内容的考查较多，且比较稳定，是电解质溶液知识的中心内容。

一、不同温度下水的电离情况分析

1．纯水的电离

水的电离是一吸热过程：H2OH＋＋OH－ ΔH>0。

温度 常温(25 ℃) 100 ℃

水电离产生的c(H＋)、c(OH－) c(H＋)＝c(OH－)＝10－7 mol/L c(H＋)＝c(OH－)＝10－6 mol/L

水的离子积常数 KW＝c(H＋)·c(OH－)＝10－14 KW＝c(H＋)·c(OH－)＝10－12

水的pH pH＝7 pH＝6

酸碱性 中性 中性

水的电离程度 100 ℃>25 ℃

2.电解质溶液中的电离

用水的离子积常数进行计算时，要注意温度的变化导致的数值变化。

(1)酸性溶液

25 ℃时pH＝2和100 ℃时pH＝2的两电解质溶液中，c(H＋)＝10－2 mol/L，溶液的酸性强弱相同，原因是水的电离程度虽然增大了，但水电离出的c(H＋)仍然微不足道，可以忽略。

(2)碱性溶液

25 ℃时pH＝10和100 ℃时pH＝10的两电解质溶液中，溶液的碱性强弱不同，原因是水的电离程度影响了水的离子积常数，计算c(OH－)时，结果就不同了。25 ℃时，pH＝10的电解质溶液中，c(OH－)＝10－14/10－10＝10－4(mol/L)；100 ℃时，pH＝10的电解质溶液中，c(OH－)＝10－12/10－10＝10－2(mol/L)。

二、同一温度下电解质溶液中水的电离情况分析

1．电解质对水电离的影响

酸和碱能抑制水的电离，盐的水解能促进水的电离。

酸碱平衡与沉淀溶解平衡

——有轲朕豪组

一、酸碱理论

(一) 电离学说

水溶液中电离出氢离子的物质是酸，电离产生氢氧根的物质是碱。在水中全部电离的酸和碱，称为强酸和强碱；部分电离的称为弱酸和弱碱。

(二) 酸碱质子理论

1. 定义： 酸—为质子给予体，称为质子酸。

碱—为质子接受体，称为质子碱。

2. 共轭酸碱对

酸1 碱1 碱2 酸2

酸给予质子成为其共轭碱

碱接受质子成为其共轭酸

酸1 碱2 碱1 酸2

酸碱中和 质子转移反应，生成新酸和新碱

酸碱性强弱 酸越强，其共轭碱越弱。

碱越强，其共轭酸越弱。

(三) Lewis酸碱电子理论

定义： 酸—接受电子对的物质，具有成键空轨道，称为Lewis酸。

碱—给出电子对的物质，具有孤对非键电子，称为Lewis碱。

认为酸碱反应的实质是形成配位键。

二、水的离解平衡和pH标度

(一) 水的离解平衡 +

水的离子积 =[c( )/ ][ c( )/ ]= (25℃)

注： 为T的函数，T↑， ↑

对任何水溶液适用。

(二)pH与pH标度

pH =

pOH=

p = pH + pOH =14

注：pH标度的适用在0-14范围内，否则采取浓度表示

三、弱酸弱碱的离解平衡

离解平衡：溶液中存在着离解产生的正负离子和未离解的分子之间的平衡称为离解平衡。 (一)一元弱酸弱碱的离解平衡

1. 、 的定义

以乙酸和氨为例

=