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第四章 酸碱平衡和沉淀溶解平衡

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《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

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
= 1.42 ×10－3 (mol/dm3)
pH = 14.0 － pOH = 14.0 －2.85 = 11.15
多元弱酸的解离平衡
• 第一步：H2CO3 HCO3－＋H＋
•
Ka1(H2CO3) c(H
第二步：HCO3－
) / c c(HCO3 ) /
c(CHO2C3O2－3)＋/ cH ＋
c
4.2 107
• K反a应1K/a，2K(Hac2(2HC>1+O)0的33)，计溶算c(液H可中以)c/的(c按HHC一＋Oc元主3(C)弱要O/ c3酸来2)的自/ c解第 离一平步4.7衡解做离1011 近似处理。
例题
计算 0.010mol·L-1H2CO3溶液中的H+, H2CO3, HCO3-, 和CO32-的浓度以及溶液的pH值。
酸碱指示剂
酚酞是有机弱酸(HIn) HIn 无色
H+ + In– 紫红色
Kቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
a
[H ][I－ n ] [HIn ]
[HIn ] [I－ n ]
[H ]
K
a
溶液中[H+]增大至大于 10Ka 时，指示剂90％以 HIn 存在， 溶液无色
[H+]=0.1Ka 时，指示剂90％以 In– 存在，呈紫红色 [H+]=Ka 时， HIn 和In– 各半，呈浅红色 Ka 是确定指示剂变色范围的依据，pKa1 称为指示剂的
Kw 称为水的离子积常数，是水的解离平衡常数。 Kw 具有一般平衡常数的特性，无量纲。 Kw 随温度的增加，略有增加。
pH和pOH
规定 pH=-lg[c(H+)/c]
简化为 pH=-lgc(H+)

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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酸碱平衡与沉淀溶解平衡

酸碱平衡与沉淀溶解平衡
第四节 难溶强电解质的形成和溶解
酸碱平衡与沉淀溶解平衡
物质的溶解度只有大小之分，没有 在 水 中 绝 对 不 溶 的 物 质 ， 如 AgCl ， CaCO3，PbS和CaC2O4（肾结石的主要 成分）等都为难溶强电解质（溶解度小 于0.01g/100g水）。
酸碱平衡与沉淀溶解平衡
结石发病率情况 （每10万人中）
酸碱平衡与沉淀溶解平衡
溶解和沉淀速率相同时，建立起了难溶电解质与 水中的离子之间的动态平衡，称为沉淀溶解平衡。
注意，只有在饱和溶液中才存在这个动态平衡。
BaSO4(s)
溶解 沉淀
Ba2+(aq) + SO42—(aq)
[Ba2][SO42] (c)2
Ksp
标准溶度积常数
酸碱平衡与沉淀溶解平衡
对于AaBb型的难溶电解质： 溶解
地区
80年代 90年代 上升率
美国佛罗里达
15.7
20.8
+32.5%
东莞（门诊统计）
101
140
+38.6%
深圳（普查统计） 1997年: 4870
男6120，女4070
酸碱平衡与沉淀溶解平衡
泌尿系结石中无机矿物的比例
尿酸,14%
L-胱胺酸,1%
其它钙盐和 镁盐,15%
草酸钙,70% [COM,COD,COT]
AaBb (s) 沉淀 aAn+(aq) + bBm-(aq)
Ksp[Acn]a[Bcm ]b
Ksp =[An+]a[Bm-]b ——溶度积
上式表明，在一定温度下，难溶电解质的饱和溶液 中离子浓度幂之乘积为常数。
溶度积 只与温度有关。它反映了难溶电解质在水

第四章 解离平衡

第四章 解离平衡

4.4 缓冲溶液
1、水的离子积常数Kw
2、缓冲溶液 ①现象： 向纯水(pH=7.0)中加入少量酸或碱，pH值会发生显 著变化。而向HAc-NaAc混合液中加入少量酸或碱， 溶液的pH值几乎不变。 人体血液pH值控制在7.35-7.45范围内， 如果pH<7.3，发生酸中毒 如果pH>7.5，发生碱中毒。 正常生理条件下，虽然组织细胞在代谢过程中不断 产生酸性物质或硷性物质，进入体内的某些食物 （如醋）或药物也有酸性或碱性作用，但血液pH仍 保持在上述狭窄范围内。显然，血液中一定含有完 备的调节pH的机构——缓冲体系，血液是一种缓冲 溶液。
3、缓冲溶液[H+]的计算 公式推导见书P84-85
书P85-86：例4-10。
4、选择缓冲溶液的步骤 首先找出与溶液所需控制的pH值相近的pK 值的弱酸或弱碱。 一般(C弱酸 /C共轭碱)在0.1-10范围内具有缓 冲能力，故pH = pKa ±1。 选择的缓冲液不与反应物或生成物发生反应， 配制药用缓冲溶液时还应考虑溶液的毒性。
浓度为c的弱酸HB解离度α的近似值为 可见，弱酸或弱碱的浓度越稀，解离度越大。
二、多元弱酸、弱碱的解离平衡 含有一个以上可置换的氢原子的酸叫做 多元酸。多元酸的解离是分步进行的。
三、两性物质的解离平衡 1、两性物质：既可以给出质子又可以接受质 子的物质称两性物质，酸式盐、弱酸弱碱盐 和氨基酸等都是两性物质。 2、近似计算方法：
②缓冲溶液: 是一种能抵抗少量强酸、强碱和 水的稀释而保持体系的pH值基本不变的溶液。 缓冲溶液的抗酸、抗碱作用叫缓冲作用，组 成缓冲溶液的物质叫缓冲体系。 从酸碱质子论来看，缓冲溶液都是由弱酸及 其共轭碱组成的混合溶液。

③缓冲原理：

高中化学沉淀反应PPT课件

高中化学沉淀反应PPT课件

s =1.1×10-9mol·L-1 < 完s(整纯编水辑p中pt ）=1.04×10-5 mol·L2-16
练：计算298K时，AgCl在0.01mol·L-1NaCl 溶液中的溶解度。
已知 Ksp (AgCl) = 1.8×10-10.
解：
AgCl（s） Ag + + Cl –
平衡浓度/mol·L-1 s s + 0.01
NH3.H2O
NH4+ + OH-
Kb = 1.80×10-5，cKb>20Kw，c/Kb>500，用最简式计算：
[OH-]= Kb c
[OH ]
0.1×1.8
10 × 5
完整编辑ppt
1.33×103mol.L341
Ip= [Mg2+][OH-]2 = 0.1×(1.33×10-3 )2 = 1.78×10-7
解：生成PbCrO4时，CrO42-的最低浓度为 [Pb2+][CrO42-] > 1.8×10-14 [CrO42-] > 1.8×10-14/0.05 = 3.6 ×10-13 ( mol·L-1)
完整编辑ppt
39
生成Ag2CrO4 时，CrO42-的最低浓度为 [Ag+]2 [CrO42-] > 1.1×10-12 [CrO42-] > 1.1×10-12/0.052
完整编辑ppt
32
解： 初
沉淀 平衡
SO42- + Ba2+ 0.001 0.01
0.009
x 0.009+x
BaSO4↓ mol/L
0.001
0.001- x
Ksp = (0.009 + x ) x = 1.1×10-10 0.009 + x ≈ 0.009 x = 1.2×10-8(mol·L-1) < 10-5 mol·L-1 SO42-已沉淀完全。

酸碱平衡及沉淀溶解平衡

酸碱平衡及沉淀溶解平衡

第4章 酸碱平衡及沉淀溶解平衡一、教学要求1．掌握质子酸、质子碱、共轭酸碱对、稀释定律、同离子效应、解离常数等基本概念。

2．了解酸碱反应及解离平衡常数的意义，能利用最简式熟练计算弱酸(碱)水溶液的酸度及计算酸碱平衡时有关离子的平衡浓度。

了解同离子效应、盐效应对酸碱平衡的影响。

3．掌握缓冲溶液组成、性质、缓冲原理及配制方法，掌握缓冲溶液pH 值的计算及了解缓冲溶液在农业科学和生命中的应用。

4．掌握溶解度与溶度积的关系，掌握沉淀的生成、沉淀的溶解、沉淀完全和分步沉淀的概念及其有关计算。

【重点】：1．利用最简式熟练计算弱酸(碱)水溶液的酸度及有关离子平衡浓度； 2．同离子效应及其作用； 3．缓冲溶液组成、性质及缓冲作用原理、缓冲范围、缓冲溶液pH 的计算及其配制方法； 4．溶度积常数表达式及意义，沉淀溶解的常用方法及有关计算；分步沉淀及其应用。

【难点】：1. 各类溶液系统pH 的计算； 沉淀溶解的有关计算。

二、重点内容概要1.酸碱质子理论（1）酸碱的定义酸：凡是能给出质子(H +)的物质， 如，H 3O +、HAc 、HCl碱：凡是能结合质子(H +)的物质，如，OH －、Ac －、NH 3两性物质：它们既有给出质子的能力又有结合质子的能力，如，CO 3－、HPO 42－、H 2O （2）酸碱的共轭关系酸给出质子后，变成碱 ； 碱接受质子后，变成酸。

酸 碱 + 质子处于上述关系中的一对酸和碱，互称为共轭酸碱。

Ac －是HAc 的共轭碱 , 而 HAc 是Ac －的共轭酸。

把共轭酸与共轭碱联系在一起称为共轭酸碱对。

共轭酸碱对的强弱是相对的，酸的酸性越强，给出质子的能力也越强，则其共轭碱接受质子的能力就弱，碱性也就越弱；反之亦然。

（3）质子酸碱的强度凡容易给出质子的为强酸，容易接受质子的为强碱。

反之，为弱酸或弱碱。

K θa 和b K Θ称为一元弱酸和弱碱的标准解离常数，能表示弱酸弱碱解离出离子的趋势大小，K θa 和b K Θ值越大表示解离的趋势越大。

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。

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

大学普通化学课件

大学普通化学课件
（质子的给予体） 碱：凡是能与质子（H+）结合的分子 或离子。 （质子的接受体）
酸
HAc
H
2
PO
4
HPO
24
NH
+ 4
[Al(H 2O) 6] 3+
[Al(OH)(H 2O) 5 ]2+
H+ +碱
H + + Ac -
H+
+
HPO
24
H+
+
PO
34
H + + NH 3
H + + [Al(OH)(H 2O) 5]2+
KW =1.0×10-14
100℃纯水：KW =5.43×10-13 T ， KW
4.2.2 溶液的pH
pH = -lg{c(H3O+ )} 令 pOH = -lg{c(OH- )}
常温下，
根据
KW
={c(H
O+
3
)}{c(OH
-
)}=
1.0×10-14
即 - lg c(H+ ) - lg c(OH- ) = - lg KW = 14
H3O+(aq) +OH－(aq) 酸(2) 碱(1)
③ 盐类水解反应也是离子酸碱的质子 转移反应。例如NaAc水解：
H+
Ac－+H2O OH－ + HAc 碱(1) 酸(2) 碱(2) 酸(1)
NH4Cl水解：
H+
NH
+ 4
+
H2O
H3O+ + NH3
酸(1) 碱(2) 酸(2) 碱(1)

无机化学(周祖新)习题解答 第四章

无机化学(周祖新)习题解答 第四章

无机化学（周祖新）习题解答第四章无机化学（周祖新）习题解答第四章第四章酸碱平衡和溶解沉淀平衡习题解答（4）思考问题1．强电解质的水溶液有强的导电性，但agcl和baso4水溶液的导电性很弱，它们属于何种电解质？1.答：虽然氯化银和硫酸钡水溶液的导电性很弱，但溶液中的离子浓度很小。

这是因为AgCl和BaSO4的溶解度小，导致溶液中的自由离子浓度低，导电性弱。

氯化银和硫酸钡（溶解部分）都在溶液中解离，因此它们是强电解质。

2．在氨水中加入下列物质时，nh3?h2o的解离度和溶液的ph将如何变化？⑴nh4cl⑵naoh⑶hac⑷加水稀释2．nh3?h2onh4++oh-（1）当添加NH4Cl时，氨的解离度降低，pH值降低。

⑵ 加入NaOH后，氨的解离度降低，pH值升高。

⑶ 当添加HAC时，氨的解离度增加，pH值降低。

（4）当用水稀释时，氨的离解度增加，pH值降低。

3．下列说法是否正确？若有错误请纠正，并说明理由。

（1）酸或碱在水中的分解是一个大分子被分解成小离子的过程，这是一个吸热反应。

温度的升高将有利于电离。

⑵1×10-5mol?l-1的盐酸溶液冲稀1000倍，溶液的ph值等于8.0。

⑶将氨水和naoh 溶液的浓度各稀释为原来1/2时，则两种溶液中oh-浓度均减小为原来的1/2。

（4） pH值相同的盐酸和醋酸的浓度也应相同。

（5）酸碱滴定的中间点是指示剂的变色点。

⑹某离子被完全沉淀是指其在溶液中的浓度为0。

3.（1）错。

解离是大分子形成小离子的吸热反应，而小离子和水分子的水合作用是放热的。

总反应的吸热和放热取决于吸热和放热两个过程的热效应的相对大小。

因此，温度的升高不一定有利于离解。

⑵错。

在ph值远离7的时候，溶液每稀释10倍，ph近视增加一个单位，这是没有计算水解离出的h+，当ph接近7的时候，水解离出的h+就不能再忽略了，所以酸性溶液不管怎么稀释，只能越来越接近中性，不可能变为碱性。

（3）错了。

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

[最新]酸碱平衡和沉淀平衡配位平衡

[最新]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 -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。

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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＝s²
AB2或A2B型Ksp＝4s³
AB3型Ksp＝27s4
A2B3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。

(已知AgCl的kΘsp为1.77×10-10)
解：由kΘsp=CΘ（Cl-）·CΘ（Ag+）=0.1·s得出s
溶度积规则：浓度商Q <K Өsp 溶液未饱和；Q=K Өsp 溶液饱和；Q>K Өsp 溶液有沉淀。

判断溶液中哪个离子先沉淀？
例如在0.001 mol·L －1Cl －和0.001 mol·L －1CrO 2-4的混合溶液中，逐滴加入AgNO3
溶液(设体积不变)，回答Cl －和CrO 2-4哪个先沉淀? 当第二种离子开始沉淀时，第一种离子能
否沉淀完全? (K Өsp(AgCl)＝1.77×10－10，K Өsp(Ag2CrO4)=1.12×10－12)
解：设Cl －开始沉淀时，需要Ag +的浓度为x ，CrO 2-4开始沉淀时，需要Ag+的
浓度为y ， 根据溶度积规则Q≥K Өsp 出现沉淀。

所以， x/ c Ө≥K (AgCl)/C （Cl -）= 1.77×10-7 x =1.77×10-7mol·L －1（2分）
y/ c Ө≥ √K (Ag2CrO4)/C （CrO 2-4）= 3.35×10-5 y = 3.35×10-5 mol·L －1（2分）
由计算可知，沉淀Cl －所需Ag +的浓度比沉淀 CrO 2-4所需Ag +的浓度小得多，所以Cl －先沉淀，
当CrO 2-4开始沉淀时，Ag +浓度应该达到3.35×10-5 mol·L －1，此时溶液中残留C1－浓度为： c(Cl
－) / c Ө≤K Өsp(AgCl ）/ y= 1.77×10－10/ 3.35×10-5 =5.28×10-6 c (Cl －)= 5.28×10-6 mol·L －1<1.0×10-5mol·L －1
可见，当CrO 2-4开始沉淀时，Cl －基本上已沉淀完全。

（2分）
求去除Fe2+溶液中的Fe3+的PH 变化范围？
解：①Fe3+完全沉淀，c<10-5mol/L
②Fe2+不沉淀，Q<ksp。