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人卫5版-第五章酸碱平衡与沉淀溶解平衡 PPT课件

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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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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。
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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

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

人卫5版第五章酸碱平衡与沉淀溶解平衡无机09级资料

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。

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。

酸碱平衡课件ppt.ppt


呼吸加深加快
CO2排出↑
㈢组织细胞的调节作用
K＋ Na＋
ClH＋
H＋
HCO3- K＋
H＋
H＋
Na＋
K＋
Na＋
组织细胞
㈣肾脏的调节
肾脏通过排酸（H＋或固定酸）以及重吸 收碱（HCO3－）对酸碱平衡进行调节
近曲小管泌H＋和对NaHCO3的重吸收 调
节 方
远曲小管泌H＋和对NaHCO3的重吸收
式 近曲小管上皮细胞泌NH4＋
实际碳酸氢盐(actual bicarbonate, AB)
隔绝空气的血标本在实际状态下测得的HCO3-含量
✓ 受呼吸和代谢两方面的影响
✓AB,SB 同时升高
代谢性碱中毒
✓AB,SB 同时降低
代谢性酸中毒
• AB＞ SB，CO2潴留
呼吸性酸中毒
• AB＜ SB，CO2排出过多 呼吸性碱中毒
㈣缓冲碱（buffer base, BB）
H2O
H＋ ＋ Buf -
H2CO3 HBuf
缓冲作用即刻发生，HCO3- ↑↑
细胞内外离子交换的缓冲作用
K+ H+
2-4小时起作用，易引起低钾血 症
肺的调节
H＋↓ 外周化学感受器
呼吸中枢 抑制
呼吸频率幅度↓
CO2排出↓
pH↓
[HCO3-]↑ [H2CO3]↑
PaCO2 ↑
✓作用迅速，24小时达高峰 ✓代偿作用极限：PaCO2↑至55mmHg
近曲小管和集合管泌H＋、重吸收HCO3－
毛细血管 K＋
近曲小管上皮细胞 Na＋
Na＋H＋＋ HCO3－ H2CO3
CA
H2O＋CO2
肾小管腔 集合管上皮细胞

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。

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
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Ka 称为酸度常数或酸解离常数，表示酸 在水中给出质子能力的大小。 Ka 越大， Ka 的大小与温度有关。 酸性越强。
无机化学 Inorganic chemistry
B(aq) + H2O(aq)
BH+(aq) + OH-(aq)
Kb =
[BH+][OH-]
[B]
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
酸碱反应的实质
H+ H+
HAc + H2O 酸1 碱2
H3O+ + Ac酸2 碱1
酸碱反应的实质是两个共轭酸碱对 之间的质子传递反应（protolysis reaction）。
无机化学 Inorganic chemistry
在酸碱反应中，可用酸碱相对强弱来 判断反应的方向。通常，酸碱反应总 是较强的酸与较强的碱作用，向着生 成较弱的酸和较弱的碱的方向进行。 例如：
[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 ）。
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
+ H HAc H+
Ac-
Acid（酸）
Base（碱）
Conclusion 酸和碱可以是中性分子 HCO3( neutral molecules) 、阴 H2PO4HPO42离子（negative ions）或阳 离子（ positive ions）
H2O
Acid(酸)
Base(碱)
无机化学 Inorganic chemistry
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
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。 具有这种关系的酸碱称为共轭酸碱对 （conjugate acid-base pair ），如：
HAc — AcNH4+ — NH3 H2O — OHH3O+ — H2O
H2CO3 — HCO3HCO3- — CO32H2PO4- — HPO42HPO42- — PO43-
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第 五 章 酸碱平衡与沉淀-溶解平衡
无机化学 Inorganic chemistry
目 的 要 求
1、掌握酸碱质子理论及其应用； 2、熟悉同离子效应对弱酸/弱碱解离 平衡的影响；掌握溶液pH的基本计算 （重点是一元弱酸、一元弱碱）； 3、掌握难溶电解质的沉淀平衡、溶 度积及其与溶解度的关系、溶度积规 则。了解影响沉淀平衡的因素。
[B-][H3O+] [HB]
B- + H3O+
B- + H2O Kb = = [HB][OH-]
HB + OH-
[B-]
[HB][OH-]
[B-]
×
[H3Oቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ]
[H3O+]
=
Kw
Ka
无机化学 Inorganic chemistry
Ka ·Kb = Kw
1、已知某物质酸的Ka，即可求得其 共轭碱的Kb；反之亦然。 2、Ka 与Kb成反比，说明共轭酸碱的 强度是相互制约的。（p72 表5-2）
H+
H+
HCl + NH3
NH4+ + Cl-
无机化学 Inorganic chemistry
H+
H+
NH4+ + H2O
H3O+ + NH3
说明：NH4+的水解反应极不完全。
无机化学 Inorganic chemistry
（二）酸碱的强弱 酸碱的强弱不仅取决于酸碱本身 释放或接受质子的能力,同时也取决 于溶剂接受或释放质子的能力。
Brønsted- Lowry Acid-base Theory
无机化学 Inorganic chemistry
（一）酸碱的定义:
酸：能给出质子(H+)的物质 1 （proton donor） 碱：能与质子(H+)结合的物质 1 （proton acceptor）
两性物质（amphiprotic species）: 既能给出质子、又能接受质子(H+) 的物质
即：酸越弱，其共轭碱越强； x 碱越弱，其共轭酸越强。
第一节
酸（Acid）和碱（Base）
Traditional Definition
Arrhenius Definition
Bronsted-Lowry Definition
无机化学 Inorganic chemistry
一、 酸碱质子理论
（Proton Theory of Acid and Base）
pH = -lgαH
稀溶液中
+
-lg[H+] -lg[OH-]
pOH = -lgαOH
稀溶液中
-
∵ [H+][OH-] = 1.0×10-14 ∴ pH + pOH = 14
三 共 轭 酸 碱 解 离 常 数 的 关 系
无机化学 Inorganic chemistry
( )
HB + H2O Ka =
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+
H 2O + H 2 O
OH- + H3O+
无机化学 Inorganic chemistry
K=
[OH-][H3O+] [H2O][H2O]
通常以水作为溶剂来比较各种酸 和碱释放或接受质子的能力。
无机化学 Inorganic chemistry
HA(aq) + H2O(aq)
[ A ] [ H 3O ] θ θ c c Ka [HA] θ c

A-(aq) +H3O+(aq)
[A-][H3O+] Ka = [HA]