第五章 酸碱平衡与沉淀平衡
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大学有机化学--第5章-沉淀溶解平衡
Q c A
n
c
mA (aq) nB (aq)
n
m
c B
m
m
c
n
Q < KspӨ，不饱和溶液，沉淀溶解；
Q = KspӨ，沉淀溶解达平衡，为饱和溶液；
Q > KspӨ，过饱和溶液，沉淀析出。
11
5.5.2 沉淀的生成和溶解
1.沉淀的生成 根据溶度积的规则， Q K • 条件： 过饱和溶液，生成沉淀 sp • 常用方法： （1）加入沉淀剂。如在AgNO3溶液中加入KCl溶液， c Ag c c Cl c 当 时， sp 就会有AgCl沉淀析出，而KCl就是沉淀剂。 课本 P141 例5-20 （2）控制溶液的酸度，即pH。一些阴离子 CO32 , PO43 , OH , S 2 在形成难溶电解质时，受到溶液 酸度的影响。
ceq M 2 c ceq H 2 S c ceq S 2 c 2 ceq H c ceq S 2 c K sp K sp MS MS K a1 H 2 S K a 2 H 2 S 1.2 1021
12
加入沉淀剂
例：25℃时，某种溶液中，c(SO42-)为 6. 0×10-4 mol•L-1。 若在 40.0L该溶液中，加入 0.010 mol•L-1 BaCl2溶液 10.0L ，是否能生成BaSO4 沉淀？
4 6.0 10 40.0 2 c(SO 4 ) 4.8 10 4 mol L1 50.0 0.010 10.0 2 c(Ba ) 2.0 10 3mol L1 50.0 2 Q {c (SO 2 )/ c }{ c (Ba )/ c } 4
第五章酸碱平衡与沉淀溶解平衡
Ac- NH3
CO32-
酸碱反应 指质子由给予体向接受体的转移过程
HA H +A
+
共轭酸（conjugate acid ） HA 是 A- 的共轭酸 共轭碱(conjugate base ) A-是 HA的共轭碱 共轭酸碱对（conjugate acid-base pair ） 由得失一个质子而发生共轭关系的一对酸碱，两 者相互依存、相互转化。
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Identify the acid, base, conjugate acid, conjugate base, and conjugate acid-base pairs:
HC2H3O2(aq) + H2O(l) C2H3O2–(aq) + H3O+(aq) acid base conjugate base conjugate acid
― 阿仑尼乌斯―电离说‖
Arrhenius acid-base concept
Arrhenius Model
1884
Acid – a substance that produces H+ ions
(protons) when dissolved in water – Sour taste – Low pH – Turns litmus paper red
conjugate acid-base pairs
OH –(aq) + HCO3–(aq) CO32–(aq) + H2O(l) base acid conjugate base conjugate acid conjugate acid-base pairs
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
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。
人卫5版第五章酸碱平衡与沉淀溶解平衡无机09级资料
Kb称为碱度常数或碱解离常数，表示碱 在水中接受质子能力的大小。 Kb 越大， 碱性越强。
无机化学 Inorganic chemistry
第二节 酸碱平衡 一、水的质子自递平衡
（一）水的质子自递反应 （Autoprotolysis equilibrium）：
H+
H2O + H2O
OH- + H3O+
无机化学 Inorganic chemistry
在297K的纯水中： Kw= [H3O+][OH-] = 1.00×10-14 (适用于一切稀水溶液)
[H3O+] = [OH-]=√Kw = √1.00×10-14 = 1.00×10-7mol·L-1
无机化学 Inorganic chemistry
（二）水 溶 液 的 pH 中性溶液：
[H+] = [OH-] = 1.0×10-7mol·L-1 酸性溶液：
[H+] ＞ 1.0×10-7mol·L-1 ＞[OH-] 碱性溶液：
[H+] ＜ 1.0×10-7mol·L-1 ＜ [OH-]
无机化学 Inorganic chemistry
稀溶液中
pH = -lgαH+
无机化学 Inorganic chemistry
K = [OH-][H3O+] [H2O][H2O]
[OH-][H3O+] = K [H2O]2 = Kw
Kw称为水的质子自递平衡常数 （Autoprotolysis equilibrium constant） 或水的离子积（ionic product ）。
在仅相差一个质子的酸碱之间，存在一
种通过质子相互联系和转化的关系，这 种关系称为酸碱共轭关系。
无机化学 Inorganic chemistry
第二节 酸碱平衡 一、水的质子自递平衡
（一）水的质子自递反应 （Autoprotolysis equilibrium）：
H+
H2O + H2O
OH- + H3O+
无机化学 Inorganic chemistry
在297K的纯水中： Kw= [H3O+][OH-] = 1.00×10-14 (适用于一切稀水溶液)
[H3O+] = [OH-]=√Kw = √1.00×10-14 = 1.00×10-7mol·L-1
无机化学 Inorganic chemistry
（二）水 溶 液 的 pH 中性溶液：
[H+] = [OH-] = 1.0×10-7mol·L-1 酸性溶液：
[H+] ＞ 1.0×10-7mol·L-1 ＞[OH-] 碱性溶液：
[H+] ＜ 1.0×10-7mol·L-1 ＜ [OH-]
无机化学 Inorganic chemistry
稀溶液中
pH = -lgαH+
无机化学 Inorganic chemistry
K = [OH-][H3O+] [H2O][H2O]
[OH-][H3O+] = K [H2O]2 = Kw
Kw称为水的质子自递平衡常数 （Autoprotolysis equilibrium constant） 或水的离子积（ionic product ）。
在仅相差一个质子的酸碱之间，存在一
种通过质子相互联系和转化的关系，这 种关系称为酸碱共轭关系。
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。
第五章 酸碱平衡与沉淀平衡 PPT课件1
酸碱平衡是化学中的重要概念，其中质子酸碱理论认为，能释放出质子（H+）的物质是酸，能与质子（H+）结合的物质是碱。酸碱反应实质上是质子传递过程，这种理论不仅适用于水溶液中的反应，还适用于非水溶剂和无溶剂的反应。酸碱的解离及相对强弱可通过其解离常数来衡量，解离常数越大，表示酸或碱越强。沉在水中溶解能力的强弱。溶度积与溶解度之间可以相互换算，通过控制溶液中的离子浓度，可以影响沉淀的生成、溶解、转化以及分步沉淀的过程。这些原理在化学分析、工业生产以及环境保护等领域都有广泛应用。然而，文档并未直接涉及氧化还原反应的特点，这是与搜索词不完全匹配的部分。
酸碱平衡和沉淀平衡配位平衡[会要]
![酸碱平衡和沉淀平衡配位平衡[会要]](https://img.taocdn.com/s1/m/29b4ebe44793daef5ef7ba0d4a7302768e996f64.png)
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 -3HAc 2cm 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-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
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。
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
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
自人 许怜 高直 材节 老生 更来 刚瘦
酸碱平衡和沉淀平衡
2013.10.11
实验目的
1. 了解电解质的解离平衡及平衡移动原理。 2. 掌握缓冲溶液的配制方法，了解缓冲溶液的性质。
3. 了解难溶强电解质的多相离子平衡及溶度积规则 的运用。
4. 学习并掌握酸度计的使用方法。
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
♪ 弱酸或弱碱等一类弱电解质在水溶液中是部分电离的， 解离出来的离子与未解离的弱电解质分子之间处于平
7. 沉淀的转化
在离心试管中滴入5滴0.1mol· L-1 Pb(NO3)溶液和3滴 1mol· L-1 NaCl溶液，振荡离心试管，待沉淀完全后， 离心分离，然后向 PbCl2 沉淀滴加 3 滴 0.1mol· L-1 KI 溶液，观察沉淀颜色的变化。
思考题
1. 为什么 H3PO4 溶液显酸性， NaH2PO4 溶液显弱酸 性，Na2HPO4溶液显弱碱性，而Na3PO4溶液显碱 性？ 2. 同离子效应对弱电解质的解离度及难溶强电解质 的溶解度各有什么影响？
衡状态。HA + H2O H3O+ + A- (动态平衡)
θ a
♪ 达到解离平衡时：K
(HA)
[H 3 O+ ][A- ] [HA]
♪ 同离子效应：在HA的水溶液中，如果加入含有相同离
子的强电解质，增加A-或H+的浓度，都能使HA的解离 平衡逆向移动，降低HA的解离度。
♪ 缓冲溶液具有抵抗少量强酸、强碱或稀释仍保持其pH
5. 沉淀的生成和溶解
在试管中加入1 mL 0.1 mol· L-1 Pb(NO3)溶液，再加 入1 mL 0.1 mol· L-1 KI溶液，有无沉淀生成？
酸碱平衡和沉淀平衡
2013.10.11
实验目的
1. 了解电解质的解离平衡及平衡移动原理。 2. 掌握缓冲溶液的配制方法，了解缓冲溶液的性质。
3. 了解难溶强电解质的多相离子平衡及溶度积规则 的运用。
4. 学习并掌握酸度计的使用方法。
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
♪ 弱酸或弱碱等一类弱电解质在水溶液中是部分电离的， 解离出来的离子与未解离的弱电解质分子之间处于平
7. 沉淀的转化
在离心试管中滴入5滴0.1mol· L-1 Pb(NO3)溶液和3滴 1mol· L-1 NaCl溶液，振荡离心试管，待沉淀完全后， 离心分离，然后向 PbCl2 沉淀滴加 3 滴 0.1mol· L-1 KI 溶液，观察沉淀颜色的变化。
思考题
1. 为什么 H3PO4 溶液显酸性， NaH2PO4 溶液显弱酸 性，Na2HPO4溶液显弱碱性，而Na3PO4溶液显碱 性？ 2. 同离子效应对弱电解质的解离度及难溶强电解质 的溶解度各有什么影响？
衡状态。HA + H2O H3O+ + A- (动态平衡)
θ a
♪ 达到解离平衡时：K
(HA)
[H 3 O+ ][A- ] [HA]
♪ 同离子效应：在HA的水溶液中，如果加入含有相同离
子的强电解质，增加A-或H+的浓度，都能使HA的解离 平衡逆向移动，降低HA的解离度。
♪ 缓冲溶液具有抵抗少量强酸、强碱或稀释仍保持其pH
5. 沉淀的生成和溶解
在试管中加入1 mL 0.1 mol· L-1 Pb(NO3)溶液，再加 入1 mL 0.1 mol· L-1 KI溶液，有无沉淀生成？
第五章 酸碱平衡与沉淀溶解平衡
2
[ O H ] 5 K 1 . 81 0 b 3 1 . 01 0 [ O H ]
Ө
解一元二次方程得 [OH－]＝1.25×10–4 mol ·dm–3
解离度
4 [ O H ] 1 . 2 51 0 a 1 2 . 5 % 3 c 1 . 01 0 0
2.
同离子效应和盐效应 (1)同离子效应:若在 HAc 溶液中加入一些 NaAc，NaAc
x 0 . 1 0 K 0 . 1 0 1 . 8 1 01 . 3 4 1 0 a
Ө
5
3
故 [H+]＝1.34×10–3 mol ·dm–3
电离度
[ H ] 1 . 3 4 1 0 a 1 . 3 4 % c 0 . 1 0 0
3
若不采用近似计算，而将平衡常数的值代入其表达式 中，则有：
b) 计算 1.0×10–3 mol ·dm–3 NH3 ·H2O 的 [OH－] 和解 离度。
已知 HAc 的 KaӨ ＝1.8×10–5，NH3· H2O的 KbӨ ＝
1.8×10–5
解： a) 反应方程式 各物质的起始相对浓度
HAc 0.10
H+ ＋ Ac－ 0 0
各物质的平衡相对碱（B）：
Θ KΘ (B) c b c(B)
2 c (B ) Θ 或 K ) b (B Θ c
KaӨ ，KbӨ 值越大，表示弱酸、弱碱解离出离子的趋 势越大。 一般把 KaӨ 小于10－２的酸称为弱酸。 一元弱酸 HClO HF HNO2 KaӨ 2.9×10–8 6.3×10–4 7.2×10–4 一元弱碱 (CH3)2NH C6H5NH2 C5H5N KbӨ 5.9×10–4 4.0×10–10 1.5×10–9
[ O H ] 5 K 1 . 81 0 b 3 1 . 01 0 [ O H ]
Ө
解一元二次方程得 [OH－]＝1.25×10–4 mol ·dm–3
解离度
4 [ O H ] 1 . 2 51 0 a 1 2 . 5 % 3 c 1 . 01 0 0
2.
同离子效应和盐效应 (1)同离子效应:若在 HAc 溶液中加入一些 NaAc，NaAc
x 0 . 1 0 K 0 . 1 0 1 . 8 1 01 . 3 4 1 0 a
Ө
5
3
故 [H+]＝1.34×10–3 mol ·dm–3
电离度
[ H ] 1 . 3 4 1 0 a 1 . 3 4 % c 0 . 1 0 0
3
若不采用近似计算，而将平衡常数的值代入其表达式 中，则有：
b) 计算 1.0×10–3 mol ·dm–3 NH3 ·H2O 的 [OH－] 和解 离度。
已知 HAc 的 KaӨ ＝1.8×10–5，NH3· H2O的 KbӨ ＝
1.8×10–5
解： a) 反应方程式 各物质的起始相对浓度
HAc 0.10
H+ ＋ Ac－ 0 0
各物质的平衡相对碱（B）：
Θ KΘ (B) c b c(B)
2 c (B ) Θ 或 K ) b (B Θ c
KaӨ ，KbӨ 值越大，表示弱酸、弱碱解离出离子的趋 势越大。 一般把 KaӨ 小于10－２的酸称为弱酸。 一元弱酸 HClO HF HNO2 KaӨ 2.9×10–8 6.3×10–4 7.2×10–4 一元弱碱 (CH3)2NH C6H5NH2 C5H5N KbӨ 5.9×10–4 4.0×10–10 1.5×10–9
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)。
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：第五章 酸碱平衡与沉淀-溶解平衡(12)
QC
C C2 Mg2 OH
0.050(9.4104 )2
4.4108
Ksp
所以，有Mg(OH)2沉淀产生。
要使Mg(OH)2不沉淀，[OH-]必须降低至：
[OH ]
Ksp [Mg2 ]
1.121011 1.5 105(mol L1 ) 0.050
因此，需向该溶液中加入固体氯化铵的量为：
Ksp=x ·0.010 =1.07×10-10
x =1.07×10-8 mol ·L-1
三、沉淀的溶解 Qc < Ksp
A. 生成难解离的物质，如水，弱酸，弱碱和其它难解离的分子
等，降低离子积Qc 。
金属氢氧化物沉淀：加入H+，生成水；加入NH4+生成NH3。 碳酸盐沉淀的溶解：加入H+，生成HCO3— 或CO2。 PbSO4沉淀：加入NH4Ac，生成Pb(Ac) 2。 B. 利用氧化还原反应
SS
Ksp = [Ba2+][SO42-] = S2
[BaSO4] = [Ba2+] = [SO42-] = S =
二、同离子效应和盐效应
a.同离子效应：在难溶电解质饱和溶液中加入含有共 同离子的电解质，使难溶电解质溶解度降低的现象。
b.盐效应：在难溶电解质的饱和溶液中加入某种不含 相同离子的易溶电解质。使难溶电解质的溶解度比同 温时纯水中的溶解度增大。
【例】已知BaSO4的Ksp=1.07×10-10，求298K时， BaSO4在纯水中和0.010 mol ·L-1 K2SO4溶液中的溶解度。
x 3.0 106
c0 (Na2CO3)
3.3106 0.010
0.010mol L1
结论
✓ 类型相同， Ksθp 大（易溶）者向 Ksθp 小
第五章酸碱平衡与沉淀平衡
(A)HS—、HCO3—、H2O （B）HS—、CO32—、Ac—
(C)H2O、Ac—、H2S
(D) OH—、CO32—、H2O
3. 下列几组物质中都可作质子碱的是（ B ）。
(A)H2O、H2S、CO32- (B) HS—、HCO3—、H2O (C)HS—、H2CO3、CO32— (D) H2S、Ac—、H2O
K
b
H+
以上关系式可以推广到所有的共轭酸碱 对（HA-A-），即：
K a θ(H) A K b θ(A -)=K w θ 熟练掌握
或 p K a θ(H)+ A p K b θ(A - )= p K w θ
表明：共轭酸碱对的
K
θ a
与
K
θ b
的乘积等
于水的离子积；在共轭酸碱对中，酸的酸性
越强（即酸的
H++H2PO4-
Kθa1=
—ceq—(H—+)—ceq—(H—2P—O4—-) ceq(H3PO4)
H++HPO42- Kθa2= —ceq—(H—c+e)q—c(Heq—(2HP—OPO4—-4)2—-)
H++PO43-
Kθa3= —ceq—(H—c+e)q—c(Heq—(PPO—O442—3--))—
碱：凡是能与质子（H+）结合的物质 都是碱（质子的接受体）；能接受多个质 子（H+）的物质叫多元碱。
酸
HAc
H 3 PO 4
H
2
PO
4
HPO24-
NH
+ 4
NH3
[Fe(H2O)6] 3+
[Fe(OH)(H
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起始浓度
x
0
0
平衡浓度/mol·dm-3 0.50 – x
x
x
∵Ka / c＜10-4 ∴ 0.50 – x ≈ 0.5
Kb
(x)2 0.010
1.75 105
x 1.75105 0.010 2.95103
c(H ) 2.95103 mol dm-3
根据：c(H ) c(OH ) 11014 mol dm-3
可近似计算 [ H ] Ka1 Ka2
小结
1、 水的离子积： Kw = [H+] [OH–] = 1.0 × 10–14
2、 K和的关系： Kw = Ka x Kb = 1.0 × 10–14
)
c(H ) c(Ac c(HAc) c
)
c(OH ) c(H ) /(c
)2
Kw
即 K a ·K b = Kw ,
Kw称为水的离子积常数
常温时, Kw = 1.0 × 10 ˉ14
7、质子酸（强酸弱碱盐）溶液的PH计算
例4. 计算0.100 mol·dm-3 NH4Cl溶液中H+浓度及其pH。
(1 a)c
(c / c )a2
a Kbc / c 因此 c(OH ) Kbc / c
例2 已知NH3的溶液的Kb =1.75×10-5, 计算0.010 mol·dm-3的 NH3溶液的pH。
解：设氨水溶液中OH-的平衡浓度为x mol·dm-3, 则
HAc(aq) = H+(aq) + Ac-(aq)
水电离平衡（水的质子自递反应）
H2O + H2O
H3O+ + OH–
在25 °C，由电导等方法测得
[H3O+] = [OH–] = 1.0 × 10–7 （mol/dm3)
则 Kw = [H3O+] [OH–] = 1.0 × 10–14 ( 无量纲）
Kw 称为水的离子积，是水的电离常数。 Kw随温度的增加，略有增加。
Ka Kb
K
＝
w
1.76 1.76
10-5 10-5
1014
107
结论：
Ka＞Kb [H+] > 10-7 ，[H+] > [OH-] Ka＝Kb [H+] = [OH-] = 10-7 Ka＜Kb [H+] < 10-7 ，[H+] < [OH-]
酸性。 中性。 碱性。
10、两性物质溶液的PH计算 H2O HS- HCO3- HPO42- H2PO4-
酸越弱，它的共轭碱就越强。 碱也如此。
⇌ HCI NH3 NH4 CI 强烈向右方进行 ⇌ Ac- H2O HAc OH 明显向左方进行
弱酸
HAc H2O⇌H3O Ac
酸1
碱2
酸2
碱1
弱碱
NH3 H2O ⇌OH NH4
碱1
酸2
碱2
酸1
强酸 强酸
第二节 酸碱水溶液中酸度的计算
1、水的电离和溶液的PH值
(3) 知c(OH-)=2.68×10－5，求c(H＋)和PH＝？ c(H＋)×c(OH－)＝10－14 c(H＋)＝0.37×10－9 PH＝10－log 0.37+ ＝10－0.57 ＝9.43
3、一元弱酸的解离
设一元弱酸HAc的浓度为c, 解离度为α
HAc = H+ + Ac-
起始浓度 c
0
Acˉ(aq) + H2O(l) = HAc(aq) + OHˉ(aq)
Kb
c(HAc)c(OH ) c(Ac ) c
Acˉ的共轭酸是HAc：HAc(aq) = H+(aq) + Acˉ(aq)
Ka
c(H ) c(Ac ) c(HAc) c
Ka
Kb
c(HAc) c(OH c(Ac ) c
两性物质：即能给出质子、又能接受质子的物质是两性物质。 H2O HS- HCO3- HPO42- H2PO4-
扩大了酸碱范围：酸、碱可以是分子, 也可以是离子。
3、共轭酸碱的概念
酸给出质子后生成相应的碱，碱得到质子后生成相应的酸。 酸与对应的碱的这种相互依存、相互转化的关系称为酸碱共 轭关系。
酸
质子 + 碱
pH = –lg c( H+) = –lg(3.39×10-12) = 12 – 0.53 = 11.47
5、 多元弱酸和多元弱碱的解离（了解）
多元弱酸(碱)的解离是分级进行的, 每一级解离都有一个解 离常数, 以磷酸为例：
一级解离：
H 3 PO
4
(aq)
H
(aq)
H 2PO
4
(aq)
Ka,1
c(H ) c(H2PO4 ) c(H3PO4 ) c
2、酸碱质子理论
1923年由Brönsted和Lowry提出：
酸：凡能给出质子的物质都是酸。 HCl NH4+ HS- H2O
碱：凡能接受质子的物质都是碱。 NaOH NH3 Cl- HS- H2O
多元酸：凡能给出多个质子的物质是多元酸。 H2SO4 H3PO4 H2CO3
多元碱：凡能接受多个质子的物质是多元碱。 SO42- CO32- PO43-
第五章 酸碱平衡与沉淀溶解平衡
主讲教师：艾华林
主要内容
§5.1 酸碱质子理论 §5.2 酸碱平衡和PH值的计算 §5.3 酸碱平衡移动 §5.4 缓冲溶液 §5.5 沉淀溶解平衡
第一节 酸碱质子理论
1、 酸碱电离理论
1987年， Arrhenius提出： 在水溶液中解离时所生成的正离子全部是H+的化合物是酸；
是错误的, H2S(aq)以一级电离为主, 因此H2S溶液中 c(H+) ≈ c(HSˉ)。 -
例3. 已知 H2CO3的 Ka, 1= 4.30×10-7, K a, 2 = 5.61×10-11, 计算 0.0200 mol·dm-3 H2CO3溶液中H+和 C的O浓32- 度及pH。
解：∵Ka, 2<<Ka, 1, 求c(H+)只需考虑一级解离
酸碱反应是两对共轭酸碱对共同作用的结果。
HAc溶液呈酸性是由于HAc与H2O分子之间发生了质子的传递； NH3的水溶液呈碱性是由于NH3与H2O分子之间发生了质子的传递。
HAc H2O⇌H3O Ac
酸1
碱2
酸2
碱1
NH3 H2O ⇌OH NH4
碱1
酸2
碱2
酸1
5、酸碱反应方向：
酸越强，它的共轭碱就越弱（酸给出质子的能力越强， 它的 共轭碱接受质子的能力越弱）。
c(H )
Ka c
Kw Kb
c
1014 1.76105
0.1
7.52 106
(mol
dm-3 )
pH = – lg c( H+) = –lg(7.52×10-6) = 5.12
8、质子碱（强碱弱酸盐）溶液的PH计算
例5. 计算0.100 mol·dm-3 NaAc溶液中H+浓度及其pH。
解： NaAc(aq) = Na+(aq) + Acˉ(aq) Ac-(aq) + H2O(l) = HAc(aq) + OH- (aq)
c(H ) Ka,1c c 4.30107 0.0200 9.27105(moldm3)
pH = –lg 9. 27×10 –5 = 4 .03
H2CO3 H+ + HCO3
HCO3 H+ + CO32‾
第一步解离生成的H+抑制了第二步解离, 因此
c(H+) ≈ c (HCO3‾) ≈ 9.27×10-5 mol·dm-3
7.52103
二级解离：
H 2PO
4
(aq)
H
(aq)
HPO
2 4
(aq)
Ka,2
c(H ) c(H1PO24 ) c(H1PO4 ) c
6.25108
三级解离：
HPO
2 4
(aq)
H
(aq)
PO
3 4
(aq)
Ka,3
c(H ) c(PO34 ) c(HPO24 ) c
2.2 1013
说 式中, Ka, 3 << K a, 2 << K a, 1, 每级解离常数差3～6个数量级。 明 因此, H+浓度的计算以一级解离为主。
0
平衡浓度 c(1-α) ca ca
Ka
(c )2 c(1 )
c 2
(1 a)
ca 2
由于解离度较小，(1-α)＝1
a Ka / c 因此 c(H ) ca Kac
例1 已知HAc的Ka =1.76×10-5, 计算3.0%米醋(含HAc浓度 为0.50 mol·dm-3)的pH。
解：设米醋溶液中H+的平衡浓度为x mol·dm-3, 则
c(H ) Ka1 c酸
➢ 计算H+浓度时, 当Ka, 2 / K a, 1<10ˉ3时, 可忽略二、三级解 离平衡。 ➢ 比较多元弱酸的酸性强弱时, 只需比较它们一级解离常 数值即可。 思考：根据反应式 H2S(aq) = 2H+(aq) + S2ˉ , H+3–浓度是S2ˉ 离 子浓3–度的两倍, 此结论是否正确？
pH = –lg c( H+)/c = –lg(2.97×10-3) = 3 – 0.47 = 2.53
4、一元弱碱的解离
设一元弱碱NH3的浓度为c, 解离度为α
NH3 + H2O = NH4+ + OH-