当前位置：文档之家 › 酸碱平衡和沉淀平衡

酸碱平衡和沉淀平衡

  • 格式：ppt
  • 大小：1.28 MB
  • 文档页数：76

下载文档原格式

  / 76

合集下载

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。
THANKS FOR WATCHING
感谢您的观看
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


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。
More samples
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

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

[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
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3章电解质溶液(酸碱平衡与沉淀溶解平衡)

第3章电解质溶液(酸碱平衡与沉淀溶解平衡)

➢ 酸碱半反应两边是共轭酸碱对。
写出盐酸、硫酸、磷酸的共轭碱； 写出NH4+、H2PO4-1的共轭酸
2. 共轭酸碱的特点
① 酸比它的共轭碱多一个质子； ② 酸愈强，其共轭碱越弱；碱愈强，其共轭酸愈弱； ③ 既可作为共轭酸、又可作为共轭碱的物质称为两性物质。
理解酸碱质子理论：➢酸碱共轭关系 ➢酸碱反应的实质
➢ 无法解释NH3、Na2CO3均不含OH-，却具有碱性。
一、酸碱的概念
1923年，布朗斯特和劳 莱提出了酸碱质子理论
1.酸：能给出质子(H+) 的物质。酸可以是分子、 阳离子或阴离子。
碱：能接受质子的物 质。碱可以是分子、阳 离子或阴离子
酸： 质子 碱
HCl
H+ + Cl-
HAc
H+ + Ac-
在HAc溶液中，加入少量NaAc，平衡向左方向移 动，从而降低了HAc的解离度。即
H+
H2O (l) + H2O(l) H3O+ (aq) + OH－(aq) K [H3O ][OH- ] [H2O][H2O]
[H2O]看成常数，与K合并，得
K w = [H3O+][OH-]
K
称质子自递平衡常数，又称水的离子积
w
在常温下，K w = 1.0 10-14
水溶液的pH 稀溶液中， pH = -lg[H 3O ] 类似的， pOH = -lg[OH - ] 298K, pH pOH = 14.00
共轭酸碱解离常数的关系
HA (aq)+ H2O(l)
A-(aq) + H3O+ (aq)
Ka
[A- ][H3O
HA
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。
溶液反应中的四大平衡

溶液反应中的四大平衡

[H ][OH ] Ka [H2O]
水是弱电解质，则H+和OH-的浓度都很低，故 [H2O]可视为定值，有[H+][OH-]=Ka[H2O] = Kw
Kw——水的离子积常数，室温取Kw=1×10-14 严格地说：水的离子积常数是T 的函数，
见P320表6-1。但水溶液中，H+和OH-的离子浓 度之积在一定温度下为一确定值。 ★ 水溶液的酸碱性 Arrhenuis酸碱理论：
质和中强电解质。严格地说，强电解质的电离 度一般也达不到100%，因为，只要不是极稀 溶液，离子间的静电引力就不可忽略，使带不 同电性的离子形成“离子对”，这些“离子对” 未形成“离子对”的单个离子间建立动平衡：
AmDn ==== mAn+ + nDm- ——电离平衡
平衡常数：
Ka

a a m n An Am aAmDn
Kb

x'( x' y) c0 x'

x' y c0 x'

x'
K b c0 Kb y

Kb y
c0
离子效应的应用很多，如利用同离子效应控制
反应条件，配制缓冲溶液，等等。
☆ 缓冲溶液
能抵抗少量强酸或强碱，而保持溶液pH基本不 变的溶液，一般由弱酸-弱酸盐或弱碱-弱碱盐组
成，如HAc-NaAc，NH3-NH4Cl， H2CO3-NaHCO3 ， NaH2PO4-Na2HPO4 ， H3PO4-NaH2PO4等等。 对弱酸-弱酸盐缓冲液，如HAc-NaAc，加入少量 酸(浓度为z)，则Ac-将与酸中的H+结合成HAc， 使Ac-的浓度降低 z，而HAc的浓度增加z。
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

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 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


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


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：
  1. 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
  2. 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
  3. 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。

酸 HIO3 HSO4H3PO4 HNO2 HF HAc HClO NH4+ HCN HS-
Ka pKa 碱 IO31.69×10-1 0.77 SO421.20×10-2 1.92 7.52×10-3 2.12 H2PO4NO24.6×10-4 3.37 F3.53×10-4 3.45 Ac1.76×10-5 4.76 ClO2.95×10-8 7.53 NH3 5.64×10-10 9.25 CN4.93×10-10 9.31 S21.2×10-15 14.92
例题：求饱和H2S溶液中[H+]、[HS-]、[H2S] 和[OH-] 、[S2-] 解：①求[H+]、[HS-] 因K1/K2=5.7×10-8/1.2×10-15≥102 ∴可忽略二级电离，当一元酸处理来求[H+] H2S H++HS0.1-x x x c/Ka=0.1/5.7×10-8≥400,则0.1-x≈0.1 ∴[H+]２=cKa=0.10×5.7×10-8 ∴[H+]=7.5×10-5(mol· L-1) [H+]≈[HS-]=7.5×10-5mol· L-1
水的离子积常数与温度的关系
T/K 273 291 295 Kw 1.5×10-15 7.4×10-15 1.00×10-14
298
323 373
1.27×10-14
5.6×10-14 7.4×10-13
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+] 三、拉平效应和区分效应 自学要求： 1、什么是拉平效应和区分效应 2、什么是拉平溶剂和区分溶剂
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。 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。
电离时产生的阳离子全部是H+离子的化合物叫
酸； 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。
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。 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 HA H+ + A共轭酸 共轭碱
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。
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。
三、酸碱电子理论 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+ + :OHH：OH HCl + :NH3 [H←NH3] BF3 + :F[F←BＦ3] Cu2+ + 4 :NH3 [Cu(←NH3)4]
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。
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 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，接受质子后转变为它的共轭酸NH4+。 强酸放出的质子，转化为较弱的共轭碱。
2、解离度──电离程度的大小 =(已电离的浓度/弱电解质的初始浓度)×100％ 如：测得0.10mol· L-1HAc的α=1.33％则表明每 10000个HAc分子中有133个分子发生了电离。 既然0.10mol· L-1HAc的α=1.33％则求HAc的平衡 常数与的关系。 HAc H+ + Ac初始浓度 c 0 0 平衡浓度 c - c c c Ka=c2/(1-) 当 <5％或c酸/Ka 400时 1- ≈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
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 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。
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
酸碱平衡与沉淀平衡
酸 碱 理 论 溶 液 的 酸 碱 性 弱 电 解 质 的 电 离 缓 冲 溶 液 盐 类 水 解 沉 淀 溶 解 平 衡 本 章 要 求 作 业
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
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。 (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。
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 酸1 碱2 H3O++Cl酸2 碱1
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实验测得295K时1升纯水仅有10-7mol水分子电离， 所以[H+]=[OH-]=10-7mol/L 由平衡原理 Kw=[H+][OH-]=10-14 Kw为水的离子积常数。简称水的离子积。 Kw的意义为：一定温度时，水溶液中[H+]和[OH-] 之积为一常数。 水的电离是吸热反应，当温度升高时Kw增大。
(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。
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
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。 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。
从上题中[H+]浓度为1.33×10-3mol· L-1，可知水的 电离可以忽略。 当忽略水的电离时： 对于一元弱酸：若<5％时或c酸/Ka≥400 则[H+]２=Ka· c酸
[H ] Ka c酸
对于一元弱碱：若<5％时或c碱/Kb≥400 则[OH-]２=Kb· c碱

H O[

] Kb c碱
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+H2OH3O++Ac- or HAcH++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+NH3NH4++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。