酸碱平衡和沉淀平衡
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第五章 酸碱平衡与沉淀平衡页数:53
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酸碱平衡与沉淀溶解平衡页数:15
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酸碱平衡和沉淀溶解平衡页数:98
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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。
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。
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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？
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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。
无机化学中四大平衡相互影响的问题探讨
无机化学中四大平衡相互影响的问题探讨无机化学中的四大平衡包括酸碱平衡、氧化还原平衡、配位平衡和沉淀平衡。
这些平衡之间会相互影响，导致化学反应的方向和速率发生变化。
下面将详细探讨这些平衡之间的相互影响。
首先是酸碱平衡和氧化还原平衡之间的关系。
酸碱反应中通常伴随有氧化还原反应，而氧化还原反应也会发生酸碱反应。
在酸碱平衡中，如果有一种物质发生氧化还原反应，那么该反应将对酸碱平衡造成影响。
如果一种物质发生还原反应，会释放出氢气，从而增加溶液的酸性，导致酸碱平衡向酸性方向偏移。
相反地，如果一种物质发生氧化反应，会消耗氢气，减少溶液的酸性，导致酸碱平衡向碱性方向偏移。
再次是酸碱平衡和沉淀平衡之间的关系。
在沉淀反应中，溶液中的阳离子和阴离子结合形成固体沉淀。
而酸碱反应会影响沉淀平衡的方向和速率。
如果酸碱反应生成了强酸或弱碱，会增加阳离子的浓度，导致溶液中反应生成的沉淀浓度增加，促使沉淀反应向生成沉淀的方向偏移。
相反地，如果酸碱反应生成了弱酸或强碱，会减少阳离子的浓度，导致溶液中反应生成的沉淀浓度减少，促使沉淀反应向解离沉淀的方向偏移。
最后是氧化还原平衡和配位平衡之间的关系。
氧化还原反应中的金属离子可以与配体结合形成配合物。
配位反应会影响氧化还原平衡的方向和速率。
具体而言，如果配位反应中的配合物是氧化剂，会促使氧化反应进行，增加金属离子的氧化态；如果配位反应中的配合物是还原剂，会促使还原反应进行，减少金属离子的氧化态。
配位反应的进行会改变氧化还原平衡反应的方向和速率。
无机化学中的四大平衡相互影响，导致化学反应的方向和速率发生变化。
了解这些相互影响关系对于理解和控制无机化学反应具有重要意义。
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。
4无机化学.酸碱平衡与沉淀平衡教案
三．缓冲溶液的配制一般配制原则1．选择适当的缓冲系，即选择pKa尽可能与要求的pH接近，why？2．选择合适的总浓度，一般在0.05～0.5mol· -1之间。L 3．按所要求的pH值，计算出缓冲比，进而算出需要的共轭酸碱的量。4．利用仪器进行校正。
四．人体内的缓冲体系人体体液都有一定的pH值，且都需要相当的稳定性，如胃液在1.0左右，肠液在2.0～6.6，血液在7.35～7.45之间，…。由于血液是量最多的体液，所以其中的pH变化也最值得关注。人体在休息时，动脉血浆的pH值约为7.40，静脉血浆因有CO2，略低，约为7.35；人体做剧烈肌肉运动时，由于有大量酸性物质如碳酸、乳酸等产生，使得静脉血浆的pH值可降至7.30。
由前面提到的电离度，可得HA+H2O==A-+H3O+ c-[H+] [H+] [H+] c(1-α) cα cα 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Ka1=7.52×10-3，Ka2=6.23×10-8，Ka3=2.2×10-13。多元酸的Ka1>>Ka2>>Ka3,每级解离常数一般相差4～6个数量级，可忽略二、三级解离平衡。因此,多元弱酸的H+浓度的计算以一级解离为主。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。若计算[H+]，只需按一元酸处理即可。
重点
难点
重点：一元弱酸、弱碱、多元弱酸、弱碱的概念，熟练掌握一元弱酸、弱碱溶液pH的计算方法，一般了解多元弱酸、弱碱溶液pH的计算方法；溶液酸、碱性的表述方法，溶液的酸、碱性与pH的关系。
四．人体内的缓冲体系人体体液都有一定的pH值，且都需要相当的稳定性，如胃液在1.0左右，肠液在2.0～6.6，血液在7.35～7.45之间，…。由于血液是量最多的体液，所以其中的pH变化也最值得关注。人体在休息时，动脉血浆的pH值约为7.40，静脉血浆因有CO2，略低，约为7.35；人体做剧烈肌肉运动时，由于有大量酸性物质如碳酸、乳酸等产生，使得静脉血浆的pH值可降至7.30。
由前面提到的电离度，可得HA+H2O==A-+H3O+ c-[H+] [H+] [H+] c(1-α) cα cα 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Ka1=7.52×10-3，Ka2=6.23×10-8，Ka3=2.2×10-13。多元酸的Ka1>>Ka2>>Ka3,每级解离常数一般相差4～6个数量级，可忽略二、三级解离平衡。因此,多元弱酸的H+浓度的计算以一级解离为主。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。若计算[H+]，只需按一元酸处理即可。
重点
难点
重点：一元弱酸、弱碱、多元弱酸、弱碱的概念，熟练掌握一元弱酸、弱碱溶液pH的计算方法，一般了解多元弱酸、弱碱溶液pH的计算方法；溶液酸、碱性的表述方法，溶液的酸、碱性与pH的关系。
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
[H ] KaCa ( 5.7 1010 0.10)mol / l 7.5 106 mol / l
PH=5.12
对于很弱且很稀旳一元酸溶液，因为溶液中H+浓度很小，不能 忽视水旳解离。因为酸旳[H解 ]离 度K小ac，a [HKwA]=ca , 可得：
39
例：试计算1.0×10-4mol ·L-1 HCN溶液旳pH 值。
H+ (aq) + OH－ (aq) K w
当Kaca≥20Kw时, (Ka KwBiblioteka )忽视水旳电离。 可用近似式。
37
例 计算0.10 mol·L-1HAc 溶液旳PH值。 解 ： 已 知 Ka(HAc)=1.75×10-5,ca=c(HAc)=0.10
mol·L-1,所以Kaca>>KW,且表白由水解离旳[H+] 相对于ca可忽视不计，故采用最简式计算。
比较后发觉：Kh1 >> Kh2 , 所以一级水解是主要旳，二级水解能够
近似忽视。
30
（4）、影响水解平衡旳原因
水解平衡是化学平衡之一，所以它旳影响原因为：
* 温度：已知水解反应为吸热反应（中和反应旳逆 反应），升高温度，会使水解度增大。
* 浓度：根据水解度与浓度旳关系，水解度与盐旳 浓度旳平反根成反比。所以，盐旳浓度越低，水解 度也就越大。
第六章：溶 液 中 旳 化 学 平 衡
6.1 酸碱平衡 6.2 配位平衡 6.3 沉淀溶解平衡
以上三种平衡和电化学平衡（氧化还原平
衡）——溶液中旳“四大化学平衡”
1
6.1.1 化学平衡中旳某些基本概念和理论
电解质旳概念
在水溶液中或熔融状态下能导 电旳物质称为电解质。
强电解质
PH=5.12
对于很弱且很稀旳一元酸溶液，因为溶液中H+浓度很小，不能 忽视水旳解离。因为酸旳[H解 ]离 度K小ac，a [HKwA]=ca , 可得：
39
例：试计算1.0×10-4mol ·L-1 HCN溶液旳pH 值。
H+ (aq) + OH－ (aq) K w
当Kaca≥20Kw时, (Ka KwBiblioteka )忽视水旳电离。 可用近似式。
37
例 计算0.10 mol·L-1HAc 溶液旳PH值。 解 ： 已 知 Ka(HAc)=1.75×10-5,ca=c(HAc)=0.10
mol·L-1,所以Kaca>>KW,且表白由水解离旳[H+] 相对于ca可忽视不计，故采用最简式计算。
比较后发觉：Kh1 >> Kh2 , 所以一级水解是主要旳，二级水解能够
近似忽视。
30
（4）、影响水解平衡旳原因
水解平衡是化学平衡之一，所以它旳影响原因为：
* 温度：已知水解反应为吸热反应（中和反应旳逆 反应），升高温度，会使水解度增大。
* 浓度：根据水解度与浓度旳关系，水解度与盐旳 浓度旳平反根成反比。所以，盐旳浓度越低，水解 度也就越大。
第六章：溶 液 中 旳 化 学 平 衡
6.1 酸碱平衡 6.2 配位平衡 6.3 沉淀溶解平衡
以上三种平衡和电化学平衡（氧化还原平
衡）——溶液中旳“四大化学平衡”
1
6.1.1 化学平衡中旳某些基本概念和理论
电解质旳概念
在水溶液中或熔融状态下能导 电旳物质称为电解质。
强电解质
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
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。
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BaSO4(s) Ba2+(aq) + SO42-(aq)
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[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。
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HA H+ + A-
共轭酸
共轭碱
实用文档
一般来说：共轭酸越强，它的共轭碱就越弱； 共轭碱越强，它的共轭酸就越弱。
如：H2OH++OH水为最弱的酸，它的共轭碱是最强的碱。
酸的强度：用给出质子的能力来量度。
强酸具有高度给出质子的能力。如HClO4、HCl、 HNO3、H2SO4等。
碱的强度：用接受质子的能力来量度。 强碱具有高度接受质子的能力。如OH-、PO43离子等。
化学与生命科学学院 专业基础课
无 机 化学
------酸碱平衡和沉淀溶解平衡
实用文档
酸碱平衡与沉淀平衡
酸 溶 弱缓盐沉本 作
碱 液 电冲类淀章 业
理 的 解溶水溶要
论 酸 质液解解求
碱的
平
性电
衡
离
实用文档
酸碱理论
一、酸碱的电离理论（阿累尼乌斯电离理论）
１、酸碱的定义
电离时产生的阳离子全部是H+离子的化合物叫 酸；
①酸和碱可以是分子也可以是离子；
②有的离子在某个共轭酸碱对中是碱，但在另 一个共轭酸碱对中却是酸，如HSO4-等；
③质子论中没有盐的概念。
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2、酸碱反应
根据酸碱质子理论，酸碱反应的实质，就是两个 共轭酸碱对之间质子传递的反应。例如：
HCl + NH3 === NH4+ +Cl-
酸1 碱2
酸2
电离理论中水解反应相当于质子论中水与离子 酸、碱的质子传递反应。
H3O+ + Ac- 酸1 碱2
HAc + H2O 酸2 碱1
NH4+ + OH- H2O + NH3
酸1
碱2
酸2 碱1
实用文档
通过上面的分析看出，酸碱质子理论扩大了酸碱 的含义和酸碱反应的范围，摆脱了酸碱必须在水中发 生的局限性，解决了一些非水溶剂或气体间的酸碱反 应，并把水溶液中进行的离子反应系统地归纳为质子 传递的酸碱反应。
碱1
NH3和HCl的反应，无论在水溶液中或气相中，其 实质都是一样的。
即HCl是酸，放出质子给NH3，然后转变为它的共 轭碱Cl-；
NH3是碱，接受质子后实用转文档变为它的共轭酸NH4+。
酸碱质子理论不仅扩大了酸和碱的范围，还可 以把电离理论中的电离作用、中和作用及水解作用， 统统包括在酸碱反应的范围之内，都是可以看作是 质子传递的酸碱中和反应。
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)。
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
HAc + H2O H3O++Ac-
酸1
碱2
酸实2用文档碱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-
碱：凡能接受质子的物质都是碱。
酸和碱可以是分子或离子。如HCl、NH4+、HSO4是酸；Cl-、NH3、HSO4-是碱。
如：HCl H+ + Cl-
酸
质子 + 碱
这样的一对酸碱，它们依赖获得或给出质子互相
依存这样的酸碱对叫做共轭酸碱对，这里Cl-离子是
HCl的共轭碱，而HCl是Cl-离子的共轭酸。即
HCl [H←NH3]
BF3 + Cu2+
+
:NH3
:F-
+
实4用文:档NH3
[F←BＦ3] [Cu(←NH3)4]
由于在化合物中配位键普遍存在，因此路易斯酸、 碱的范围极其广泛，酸碱配合物无所不包。凡金属离 子都是酸，与金属离子结合的不管是阴离子或中性分 子都是碱。
所以一切盐类(如MgCl2)、金属氧化物(CaO)及其 它大多数无机化合物都是酸碱配合物。
电离时生成的阴离子全部是OH-离子的化合物叫 碱。
H+离子是酸的特征，OH-离子是碱的特征。中和
反应的实质是：H++OH-===H2O。
电离理论只适用于水溶液，但在非水溶剂和无
水的情况下，电离理论又无法适应。如HCl的苯溶
液是酸还是碱。
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二、酸碱质子理论
1、酸碱的定义
酸：凡能给出质子的物质都是酸。
实用文档
溶液的酸碱性
一、水的离子积
纯水有微弱的导电能力
H2O + H2O H3O++OHor H2O H++OH-
这样，加深了人们对于酸碱和酸碱反应的认识。 关于酸碱的定量标度问题，酸碱质子理论亦能象电离 理论一样，应用平衡常数来定量地衡量在某溶剂中酸 或碱的强度，这就使酸碱质子理论得到广泛应用。
但是，酸碱质子理论只限于质子的放出和接受， 所以必须含有氢，这就不能解释不含氢的一类的反应。
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三、酸碱电子理论
酸1
碱2
酸2 碱1
可见在酸的电离过程中，H2O接受质子，是一个 碱，而在NH3的电离过程中，H2O放出质子，又是一 个酸，所以水是两性物质。
H2O + H2O H3O++OH-
由于H3O+与OH-均为强酸和强碱，所以平衡强烈
向左移动。
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(2)水解反应
质子论中没有盐的概念，因此，也没有盐的水 解反应。
实用文档
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 实用文档 Br -
高氯酸根 硫酸氢根
硫酸根 水
氢氧根 氨
氨基离子 溴离子
从表中的共轭酸碱对可以看出：
凡是可以接受电子对的物质为酸，凡是可以给出
电子对的物质称为碱。
因此，酸又是电子对接受体，碱是电子对给予体。
酸碱反应的实质是配位键(两原子间的共用电子
对是由一个原子单独提供的化学键称为配位键，通常
用→表示。的形成并生成酸碱配合物。
酸
碱
酸
碱配合物。
(电子对接受体) (电子对给予体)
H+
+
:OH-
H：OH
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。
(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。
实用文档
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)。
HCl + H2O H3O++Cl-
酸1