酸碱解离平衡的变化对沉淀溶解平衡的影响
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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配位平衡与沉淀平衡的关系_概述及解释说明
配位平衡与沉淀平衡的关系概述及解释说明1. 引言1.1 概述:在化学反应中，配位平衡和沉淀平衡是两个重要的概念。
配位平衡是指当配位物与金属离子形成络合物时，附近的其他物质对于该反应中产生的络合物是否会形成影响。
沉淀平衡则是指当反应涉及到产生固体沉淀时，溶液中各组分之间达到平衡的状态。
本文旨在探讨配位平衡和沉淀平衡之间的关系，并解释它们之间的相关性。
1.2 文章结构:本文共分为五个部分进行描述和讨论。
首先，在引言部分将简要介绍配位平衡和沉淀平衡以及本文研究的目的。
接下来，将详细探讨配位平衡和沉淀平衡各自的概念、影响因素以及相应的特点。
然后，我们将解释说明这两者之间存在着何种关联性，并详细讨论一些实际应用案例。
最后，通过总结我们得出结论，并列出参考文献供读者进一步了解相关领域研究。
1.3 目的:本文旨在帮助读者全面了解配位平衡和沉淀平衡的概念，并探讨这两者之间的关系。
通过解释说明它们之间的相关性以及实际应用案例分析，本文旨在加深对配位平衡和沉淀平衡原理的理解，提供对相关领域研究的启示，并探索更多新的应用前景。
2. 配位平衡与沉淀平衡的关系：2.1 配位平衡的概念和影响因素：配位平衡是指在溶液中，配位物（通常为阴离子）与金属离子形成络合物的过程。
在配位平衡中，存在着一种特殊的化学吸引力作用，使得金属离子与配位物之间形成稳定的络合结构。
配位平衡受多种因素影响，包括温度、压力、pH 值、配体浓度等。
2.2 沉淀平衡的概念和影响因素：沉淀平衡是指在溶液中溶解度产生了反应，并导致沉淀形成的过程。
当某个化合物的溶解度达到饱和时，就会发生沉淀反应。
沉淀平衡同样受到多个因素影响，如温度、压力、pH 值、其他化学物质浓度等。
2.3 配位平衡与沉淀平衡之间的关系：配位平衡和沉淀平衡密切相关，二者有着互相影响的关系。
首先，配位物对金属离子是否形成络合物，会影响溶液中其他化合物的溶解度。
配位物与金属离子形成络合物后，会减少金属离子的有效浓度，从而降低了其他化合物溶解度和沉淀反应的速率。
第五章酸碱平衡与沉淀溶解平衡
Ka
[H ]2 c [H ]
[H ]2 c
[H ] Ka c
] 碱性溶液中 [H+] ＜1、0×10-7 mol·L-1＜ [OH-
]
一、水得质子自递平衡
通常用氢离子活度得负对数——pH表示溶液得 酸碱性。
pH lg a(H )
在稀溶液中,可用浓度得数值代替活度,则
pH lg[H ]
一、水得质子自递平衡
溶液得酸碱性也可用pOH来表示:
pOH lg[OH ]
Bronsred JN
一、 酸碱得质子理论
(一) 酸碱得定义 酸(acid):能给出质子(H+)得物质 (质子给体)。 酸可以就是分子、阳离子或阴离子。
例如: HCl 、HAc、H3PO4、NH4+、HCO3- 等为 酸
HAc
H+ + Ac-
NH4+
H+ + NH3
一、 酸碱得质子理论
碱(base):能接受质子得物质 (质子受体)。 碱可以就是分子、阳离子或阴离子。 例如:OH- 、Ac-、H2PO4-、NH3、CO32- 等为碱
别为:
PO43- + H2O
HPO42- + OH-
K b1
Kw Ka3
2.1102
HPO42- + H2O
H2PO4- + OH-
K b2
Kw K a2
1.6 107
H2PO4- + H2O
H3PO4 + OH-
Kb3
Kw K a1
1.4 1012
三、弱酸(弱碱)与水之间得质子传递平衡
(一) 强酸或强碱溶液
凡就是可以接受电子对得物质称为酸(电子对接受 体) 凡就是可以给出电子对得物质称为碱(电子对给予 体)例如:H+、Cu2+、 BF3 等为酸
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。
《基础化学Ⅰ》课程标准
《基础化学Ⅰ》课程标准课程代码：B0308035 课程类别：专业基础课授课系（部）：药品与环境工程学院学分学时： 96学时一、课程定位与作用1.课程的定位本课程是我院化学化工类、制药类、工业分析类、食品类专业的重要专业基础课程，是各专业课程体系的重要组成部分，基于岗位分析和具体工作过程，服务于专业课程的学习和职业能力的培养，为培养合格的高端技能型人才提供必备的无机化学基本知识、基本理论、基本运算、基本实验技能，并能将其与专业技术应用相结合，分析、认识专业技术中的相关问题。
在学习过程中，重点培养学生自学能力、创造能力和分析解决问题的能力，同时注重专业基础知识在后续课程和实际工作中的应用，有助于学生形成正确的学习方法和工作思路，为全面提高学生的素质，强化职业道德，提升学生的社会能力和方法能力，培养具备一定创新能力的技术技能人才奠定基础。
2.课程的作用《基础化学Ⅰ》作为一门专业性基础课程，是各专业课程体系的重要组成部分，课程教学以服务于专业课程的学习和职业能力的培养，以培养社会主义现代化化工生产、分析检验、药品生产、食品检测等工作的高端技术技能人才为根本任务，遵循各专业人才培养方案的专业人才定位，突出课程内容和教学过程的实践性、职业性和开放性，做到由简单到复杂、由单一到综合的认知规律，实施“基础能力培养、专业能力训练、拓展能力形成”的职业能力递进教学模式。
3.与其他课程的关系这门课程是为大学一年级的学生开设的，前导课程有中学化学，但是大部分学生基础较为薄弱；后续课程有《基础化学Ⅱ》、《工业分析技术》、《生物化学》、《现代分析检测技术》、《食品理化检验技术》等，课程的开设能很好地服务于专业课程的学习，为后续学习提供知识和技能基础。
二、课程目标通过《基础化学Ⅰ》课程的学习，使学生掌握满足职业技能要求、专业课程必需的无机化学基本理论、基本知识和实验技能，能够把无机化学的基础知识、研究方法与分析检测技术、化工生产技术等应用相结合，用无机化学的知识分析、认识专业技术中的相关问题。
2024无机化学《酸碱平衡》教案
教案•酸碱平衡基本概念与原理•弱电解质电离平衡•缓冲溶液原理及应用•沉淀溶解平衡与溶解度计算目•酸碱滴定法原理与实践操作•酸碱平衡在日常生活和工业生产中应用录酸碱平衡基本概念与原理酸碱酸碱的强弱030201酸碱定义及性质酸碱反应类型中和反应酸和碱互相交换成分，生成盐和水的反应，也称为酸碱中和。
酸碱与金属的反应酸能与金属活动性顺序中排在氢前面的金属发生置换反应，生成盐和氢气；碱能与某些金属（如铝、锌等）反应生成偏铝酸盐和氢气。
酸碱与金属氧化物的反应酸能与金属氧化物反应生成盐和水；碱能与某些金属氧化物反应生成盐和水。
酸碱平衡原理酸碱平衡酸碱指示剂酸碱平衡的移动溶液pH值计算pH值定义01pH值计算方法02酸碱混合溶液pH值计算03弱电解质电离平衡弱电解质定义及分类弱电解质定义弱电解质分类电离平衡常数表达式电离平衡常数定义电离平衡常数表达式影响电离平衡因素浓度温度浓度改变会影响弱电解质的电离程度，但电离平衡常数只与温度有关。
同离子效应多元弱酸、弱碱电离平衡多元弱酸电离平衡多元弱碱电离平衡缓冲溶液原理及应用缓冲溶液组成及作用机制组成作用机制当向缓冲溶液中加入少量酸或碱时，弱酸或弱碱的解离平衡发生移动，从而减弱了溶液pH值的变化，保持溶液的酸碱度相对稳定。
缓冲容量与缓冲范围缓冲容量指缓冲溶液所能抵抗外来酸或碱对溶液pH值影响的能力，与缓冲组分的浓度及解离度有关。
缓冲范围指缓冲溶液能够有效维持pH值稳定的pH值范围，通常与弱酸或弱碱的解离常数有关。
常见缓冲体系及其应用常见缓冲体系应用维持生理pH 值稳定人体内的血液、细胞液等都具有缓冲作用，能够维持生理pH 值的稳定，保障正常生理功能。
要点一要点二药物制剂与储存在药物制剂过程中，缓冲溶液常用于调节药物的酸碱度，提高药物的稳定性和疗效；在药物储存过程中，缓冲溶液也能够减缓药物因酸碱度变化而引起的降解和失效。
生物实验与研究在生物实验中，缓冲溶液常用于细胞培养基、酶反应体系等的配制，为生物实验提供稳定的酸碱环境；在生物医学研究中，缓冲溶液也发挥着重要作用，如用于蛋白质纯化、DNA 提取等实验操作中。
第三章 酸碱解离平衡和沉淀-溶解平衡
得质子产物
零水准
失质子产物
2 H3PO4 H2PO4-
H3O+
HPO42H2O
PO43-
忘了什O么H-吗？
比如说系数？
例2 c mol/mL的NH4 H2PO4的质子条件式
零水准——NH4+，H2PO4-，H2O [H3PO4]+ [H+] = [NH3]+ [HPO42-]+ 2[PO43-]+ [OH-]
按得失质子 相等列式子
溶液中大量存在
参与质子转移
质子条件式书写方法
等式左边——得质子后产物 等式右边——失质子 后产物根据质子得失相等原则列出质子条件式
40
例1： cmol/ml的Na2HPO4的质子条件式 零水准——HPO42-，H2O
[H2PO4-] + 2[H3PO4] + [H +] = [PO43-]+ [OH-]
水溶液的pH值
• 定义： pH= -lg［H+］ • 关系：pH+pOH=14 • 酸性pH<7 碱性pH >7 • 中性pH=7
二、弱酸、弱碱的解离平衡
• 根据酸碱质子理论，酸和碱的强度取决于物 质给出质子或接受质子能力的大小。
• 水溶剂系统中，酸或者碱给出接受质子能力 的的大小可用酸或碱的解离平衡常数Ka或Kb 来衡量。
1
强弱电解质
2
酸碱理论
3
水溶液中的酸碱平衡
4
酸碱溶液pH值的计算
5
缓冲溶液
第一节 强弱电解质
一、电解质溶液的定义及分类:
电解质 (electrolyte) 熔融或溶液状态下
强电解质
实验四酸碱解离平衡和沉淀溶解平衡
山东大学西校区实验报告姓名危诚年级班级公共卫生1班实验四酸碱解离平衡和沉淀-溶解平衡实验目的：了解弱酸与弱碱的解离平衡及其平衡移动原理；掌握缓冲溶液恶性质及缓冲溶液的配置方法；掌握难溶点解释的沉淀-溶解平衡及溶度积规则的运用；学习液体及固体的分离以及pH试纸的使用等基本操作。
实验原理：一元弱酸中的浓度：一元弱碱中的浓度：缓冲溶液的pH值：；难溶强电解质的标准溶度积常数：实验器材：离心机，离心试管，试管，烧杯，玻璃棒，量筒，试管架，滴管，药匙实验药品：甲基橙,酚酞,广泛pH试纸,精密pH试纸（pH=3.8~5.4；pH=5.5~9.0）实验过程：（一）测定溶液pH用广泛pH试纸测量0.1mol/L的溶液，0.1mol/L的溶液和的0.1mol/L溶液的pH。
测得分别为pH=1.0; pH=13; pH=8.0。
通过计算，易知理论值分别为pH=1.0; pH=13.0; pH=8.2552。
（二）同离子效应（1）取两支试管A、B，各加入等量0.1mol/L的溶液和1滴甲基橙溶液，摇匀后观察溶液颜色为橙红色。
然后向A管中加入少量固体，摇匀后观察，与B管溶液颜色比较，发现A管中液体颜色变黄。
解释：在A管原溶液中达到解离平衡显酸性使甲基橙为橙红色，加入固体后，溶液中增多，发生同离子效应，反应逆向移动，使水中氢离子浓度减小，pH上升，甲基橙显黄色。
（2）取两支试管A、B，各加入等量0.1mol/L的溶液和1滴酚酞指示剂，摇匀观察溶液颜色为红色。
向A管中加入少量固体，摇匀观察颜色，A管中红色褪去。
解释：在A管原溶液中达到解离平衡显碱性使酚酞为红色，加入固体后，溶液中增多，发生同离子效应，反应逆向移动，使水中氢氧根离子浓度减小，pH下降，酚酞红色褪去。
（3）取两支试管A、B，各加入等量0.1mol/L的溶液，再向A管中加入适量饱和溶液，再向两支试管中各加入适量2mol/L的溶液，摇匀观察，A管无明显变化，B管中出现白色浑浊。
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。
酸效应对配位平衡的影响
酸效应对配位平衡的影响酸效应是指酸与水反应产生的氢离子浓度增加，从而影响配位化合物的平衡。
配位平衡是指在溶液中，配位体与金属离子之间的配位键的形成和解离的动态平衡。
酸效应可以通过改变溶液的pH值来影响配位平衡，进而改变配位化合物的形态和性质。
在配位化学中，酸效应对配位平衡的影响主要体现在以下几个方面。
酸效应可以影响配位体的配位能力。
酸性溶液中，氢离子浓度增加，可以与配位体发生竞争性配位，从而降低配位体与金属离子之间的配位键的形成。
这种竞争性配位会减弱配位体对金属离子的配位能力，使得配位平衡向解离方向移动。
相反，碱性溶液中，氢离子浓度降低，配位体的配位能力增强，配位平衡向形成方向移动。
酸效应可以改变配位物的稳定性。
配位化合物的稳定性与配位键的强度有关，而配位键的强度受溶液中的pH值影响。
在酸性溶液中，氢离子浓度增加，可以与配位键中的配位体竞争配位，使配位键变弱，配位化合物的稳定性降低。
而在碱性溶液中，氢离子浓度降低，配位键变得更加稳定，配位化合物的稳定性增强。
酸效应还可以影响配位物的形态和溶解度。
在酸性溶液中，氢离子浓度增加，可以与配位物中的配位体发生竞争性配位，从而导致配位物解离或发生形态变化。
这种形态变化可能包括配位数的变化、配位体的置换等。
而在碱性溶液中，氢离子浓度降低，配位物的形态相对稳定，并且溶解度可能会有所增加。
酸效应还可以影响配位反应的速度。
在酸性溶液中，氢离子浓度增加，可以提供更多的反应物，加快配位反应的速率。
而在碱性溶液中，氢离子浓度降低，配位反应的速率相对较慢。
酸效应对配位平衡有着显著的影响。
酸性溶液中，酸效应使得配位平衡向解离方向移动，降低配位物的稳定性，可能导致形态变化和溶解度的增加。
而碱性溶液中，酸效应使得配位平衡向形成方向移动，增强配位物的稳定性，抑制形态变化和溶解度的增加。
因此，在配位化学中，了解酸效应对配位平衡的影响，对于理解和控制配位化合物的性质和反应具有重要意义。
第9章 沉淀溶解平衡
小，也可能观察不到。 正常的视力，只有当沉淀的量达到
10－5 g•cm－3 时，才可看出溶液浑浊。
9－1－4
溶度积与溶解度的关系
溶解度用 s 表示，其意义是实现沉淀溶解 平衡时，溶解掉的某物质的体积摩尔浓度。
⊖ Ksp 从平衡角度描述了物质的同一种性质 —— 溶解性。
尽管二者之间有根本的区别，但其间会有 必然的数量关系。
由于反应方程式左侧是固体物质，故
K 的表达式是离子活度乘积的形式。
所以沉淀溶解平衡的平衡常数称为溶
⊖ 度积常数，写做 Ksp。
⊖ 应该指出，严格讲 Ksp 是平衡时的活度
之积。
⊖ Ksp ＝ a Ag+ • a Cl－
但因为难溶物的饱和溶液的浓度肯定非
常小，所以用浓度代替活度是合理的。故
⊖ Ksp ＝ [ Ag+ ] [ Cl－ ]
H2S
2 H+
+
S2－
[ H+ ]2 [ S2－ ] 平衡常数表示式为 K ＝ K1K2 ＝ [ H2S ] 所以 [ H+ ] ＝ K1K2 [ H2S ]
[ S2－ ]
[ H+ ] ＝ 故
1.110－7 1.3 10－13 0.10
6.3 10－17 [ H+ ] ＝ 4.8 10－3 mol∙dm－3
解：先求出刚好有 FeS 沉淀生成时的 [ S2－ ] FeS
⊖
Fe2+
+
S2－
K⊖ ＝ [ Fe2+ ] [ S2－ ] sp [ S2－ ] ＝ Ksp
[ Fe2+ ]
＝
6.3 10－18 0.10
＝ 6.3 10－17
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
无机及分析化学第7章 习题解答
第七章 水溶液中的解离平衡 习题解答1.写出下列物质的共轭酸。
S 2－、SO 42－、H 2PO 4－、HSO 4－、NH 3、NH 2OH 、55C H N 。
1.依次为：HS －、HSO 4－、H 3PO 4、H 2SO 4、NH 4+、NH 2OH ⋅H +、55C H N ⋅H +。
2.写出下列物质的共轭碱。
H 2S 、HSO 4－、H 2PO 4－、H 2SO 4、NH 3、NH 2OH 、3+26[Al(H O)]。
2.依次为：HS －、SO 42－、HPO 42－、HSO 4－、NH 2－、NH 2O －、2+25[Al(OH)(H O)]。
3.根据酸碱质子理论，按由强到弱的顺序排列下列各碱。
NO 2－、SO 42－、HCOO －、HSO 4－、Ac －、CO 32－、S 2－、ClO 4－。
3.下列碱由强到弱的顺序：S 2－> CO 32－> Ac－> HCOO－> NO 2－> SO 42－> HSO 4－> ClO 4－1414.151010-- 1410.251010-- 144.741010-- 143.741010-- 143.371010-- 141.991010--4.pH ＝7.00的水溶液一定是中性水溶液吗？请说明原因。
4.不一定。
K w 随温度的改变而改变，在常温下它的值为10-14，此时的中性溶液pH 为7.005.常温下水的离子积w K θ＝1.0×10－14，是否意味着水的解离平衡常数K θ＝1.0×10－14？5.不。
w K θ=[H +][OH -]，而K θ=[H +][OH -]/c (H 2O)；c (H 2O)=11000/18.0255.5mol L 1-=⋅ 6.判断下列过程溶液pH 的变化(假设溶液体积不变)，说明原因。
(1)将NaNO 2加入到HNO 2溶液中； (2)将NaNO 3加入到HNO 3溶液中； (3)将NH 4Cl 加入到氨水中； (4)将NaCl 加入到HAc 溶液中；6. (1)pH 变大。
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：
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 ]
什么是电离平衡和沉淀平衡中的同离子效应
什么是电离平衡和沉淀平衡中的同离子效应
答：溶液中的其他组分与你分析的物质有相同的离子是电离平衡和沉淀平衡中的同离子效应。
同离子效应:在酸碱平衡和沉淀溶解平衡中都存在同离子效应。
在酸碱平衡中，同离子效应是指向弱电解质溶液中加入与弱电解质带有相同离子的强电解质，导致弱电解质的解离度下降的作用。
同理，在沉淀溶解平衡中，同离子效应是指向难溶沉淀物的溶液中加入含相同离子的强电解质，导致难溶物的化学平衡向生成难溶物方向移动导致难溶物增多的作用。
发生同离子效应的原理主要是加入相同离子后，使原电解质的电离平衡向生成原电解质分子的方向移动，从而降低原电解质的电离度。
化学反应的平衡常数与溶解度积常数关系
化学反应的平衡常数与溶解度积常数关系化学反应平衡常数和溶解度积常数是描述化学反应体系平衡和溶解程度的重要物理量。
它们之间存在着密切的关系，这篇文章将从平衡常数和溶解度积常数的概念入手，探讨它们之间的联系与应用。
一、平衡常数的概念及计算方式平衡常数用于描述化学反应体系中，反应物与生成物之间的动态平衡状态。
对于一般的化学反应aA + bB ↔ cC + dD，其平衡常数Kc的计算方式如下：Kc = [C]^c [D]^d / [A]^a [B]^b其中，[A]、[B]、[C]、[D]分别表示反应物A、B和生成物C、D的浓度，a、b、c、d分别表示它们的化学计量系数。
平衡常数Kc是由温度决定的，不同温度下的Kc值的大小不同，反映了反应在不同温度下达到平衡的倾向性。
当Kc>1时，反应偏向生成物一侧；当Kc<1时，反应偏向反应物一侧；当Kc=1时，反应物与生成物处于平衡状态。
二、溶解度积常数的概念及计算方式溶解度积常数是用于描述溶解度的量，并参与与化学反应相关的平衡常数计算。
对于一般的溶解反应AB ⇔ A+ + B-，其溶解度积常数Ksp的计算方式如下：Ksp = [A+]^a [B-]^b其中，[A+]和[B-]分别表示阳离子A+和阴离子B-的浓度，a和b分别为它们在离子方程式中的化学计量系数。
溶解度积常数Ksp也是由温度决定的，不同温度下的Ksp值的大小不同，反映了物质在不同温度下的溶解程度。
当Ksp>1时，溶质溶解度较高；当Ksp<1时，溶质溶解度较低。
三、平衡常数与溶解度积常数的关系平衡常数与溶解度积常数之间存在着密切的关系。
对于溶解度反应AB ⇔ A+ + B-，其平衡常数Kc与溶解度积常数Ksp之间可以通过以下关系式相互转化：Kc = [A+]^a [B-]^b / [AB]Kc = Ksp / [AB]其中，[AB]表示溶质AB的浓度。
由此可见，当溶质AB的浓度足够小，接近于零时，平衡常数Kc与溶解度积常数Ksp之间存在着近似的关系。
解离平衡和沉淀-溶解平衡
解离平衡和沉淀-溶解平衡一、实验目的1.加深对解离平衡、同离子效应及盐类水解原理的理解。
2.了解难溶电解质的多相离子平衡及溶度积规则。
3.学习快速测量溶液pH的方法和操作技术。
二、实验原理1．弱电解质的解离平衡及其移动弱电解质在水溶液中发生部分解离，在一定温度下，弱电解质（例如Hac）存在下列解离平衡：如果在平衡体系中，加入与弱电解质含有相同离子的强电解质，解离平衡向生成弱电解质的方向移动，使弱电解质的解离度降低，这种现象称为同离子效应。
2．缓冲溶液弱酸及其盐(如HAc和NaAc)或弱碱及其盐(如NH3·H20和NH4Cl)所组成的溶液，在一定程度上可以对外来少量酸或碱起缓冲作用。
即当加入少量的酸、碱或对其稀释时，溶液的pH基本不变，这种溶液叫做缓冲溶液。
3．盐类的水解强酸强碱盐在水溶液中不水解。
强碱弱酸盐、强酸弱碱盐和弱酸弱碱盐，在水溶液中都发生水解。
因为组成盐的离子和水电离出来的H+或0H-离子作用，生成弱酸或弱碱，往往使水溶液显酸性或碱性。
根据同离子效应，往溶液中加入H+或0H-可以抑制水解。
水解反应是吸热反应，因此，升高温度有利于盐类的水解。
4．难溶电解质的多相解离平衡及其移动在一定温度下，难溶电解质与其饱和溶液中的相应离子处于平衡状态。
根据溶度积规则可以判断沉淀的生成和溶解，利用溶度积规则，可以使沉淀溶解或转化。
降低饱和溶液中某种离子的浓度，使两种离子浓度的乘积小于其溶度积，沉淀便溶解。
对于相同类型的难溶电解质，可以根据其K sp的相对大小判断沉淀生成的先后顺序。
根据平衡移动原理，可以将一种难溶电解质转化为另一种难溶电解质，这种过程叫做沉淀的转化。
沉淀的转化一般是溶度积较大的难溶电解质可以转化为溶度积较小的难溶电解质。
三、试剂0.1mol·L-1的HCl，HAc，NaOH 和NH3·H2O；甲基橙；NH4Ac固体；酚酞；O.1mol·L-1NaAc；0.1mol·L-1的NaCl，NH4Cl，Na2C03，NH4Ac，NaAc，NaH2P04，Na2HP04，Na3P04溶液；固体Fe(N03)3·9H2O；6mol·L-1HNO3溶液；饱和Al2(SO4)3溶液；饱和Na2C03溶液；0.1mol·L-1AgNO3溶液； 0.1mol·L-1K2Cr04溶液；饱和(NH4)2C2O4溶液；0.1 mol·L-1CaCl2溶液；2 mol·L-1HCl溶液；2 mol·L-1HAc。
沉淀溶解平衡
1第5章 沉淀—溶解平衡(Precipitation-Solubility Equilibrium)在实际工作中，常常利用沉淀（precipitation ）的生成或溶解进行物质的提纯、制备、分离以及组成的测定等等。
掌握影响沉淀生成与溶解平衡的有关因素，才能有效地控制沉淀反应的进行；只有基本搞清沉淀形成的机理，才有可能控制一定的沉淀条件，获得良好而且纯净的沉淀，或实现有效的分离，或得到准确的测定结果。
5.1沉淀—溶解平衡及其影响因素严格来说，在水中绝对不溶的物质是不存在的。
物质在水中溶解性的大小常以溶解度来衡量。
通常大致可以把溶解度（solubility ）小于0.01g/100gH 2O 的物质称为难溶物质；溶解度在0.01～0.1/100gH 2O 的物质称为微溶物质；其余的则称为易溶物质。
当然，这种分类也不是绝对的。
对于难溶物质来说，它们在水中溶解度的大小首先是由其自身的本性所决定的，其次，温度的高低，是否有难溶物质构成组分以外的其它可溶性盐类存在等外界因素也会影响它们的溶解度。
5.1.1溶度积与溶解度 1．活度积与溶度积对于难溶物质BaCO 3来说，构成这一难溶物质的组分Ba 2+和CO 32-称为构晶离子。
在一定温度下将BaCO 3投入水中时，由于水分子为极性分子，一些水分子将以其偶极的负端取向在BaCO 3固体表面的Ba 2+周围，而有些水分子则以其偶极的正端取向在BaCO 3固体表面的CO 32-周围。
受到溶剂水分子的这种取向作用，大大削弱了固体中的Ba 2+和CO 32-间的吸引力，使得部分Ba 2+和CO 32-离开BaCO 3固体表面，以水合离子的形式进入水中。
这一过程称为溶解（dissolution ）。
另一方面，进入水中的水合离子在溶液中做无序运动碰到BaCO 3固体表面时，受到其上异号构晶离子的吸引，又能重新回到固体表面。
这种与前一过程相反的过程就称为沉淀。
溶解与沉淀的过程是相互矛盾的过程。
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酸碱解离平衡的变化对沉淀溶解平衡的影响前言人们对酸碱的认识经历了由浅入深、由表及里、由现象到本质的过程最初人们把有酸味，可以使石蕊变红的一类物质称为酸；而把有涩味，可以使石蕊变蓝的一类物质称为碱。
人们也曾经意识到许多酸中含有氧元素，随着无氧酸的发现，则进一步认识到酸中一定含有氢元素。
19世纪末瑞典人阿仑尼乌斯的酸碱理论使人们对于酸碱的认识上升到理性阶段。
沉淀溶解平衡研究的是难溶性的强电解质，难溶性意味着溶液的浓度很低；强电解质表明溶液中存在的是离子。
所以这里的平衡指的是难溶性的强电解质与其溶解后生成的离子之间的平衡。
1.酸碱解离平衡1.1弱酸弱碱的解离平衡1.1.1一元弱酸弱碱的解离平衡1.1.1.1解离平衡常数作为弱电解质的弱酸和弱碱在水溶液中只有一部分分子发生解离，存在着未解离的分子与解离出的离子之间的平衡。
KaΘ是酸式解离平衡常数，KbΘ是碱式解离常数，它们都表示弱酸、弱碱解离出离子的趋势大小，K值越大表示解离的趋势越大。
一般把KaΘ小于102-的酸称为弱酸；碱也可以按KbΘ值的大小分类。
平衡常数不随浓度变化但受温度的影响，由于弱电解质解离过程的热效应不大，所以温度变化对KaΘ和KbΘ值影响较小。
某些一元弱酸、弱碱的解离常数一元弱酸Ka Θ一元弱碱KbΘHCN 6.2⨯1010-NH31.8⨯105-HCIO 2.9⨯108-CH3NH24.2⨯104-HF 6.3⨯104-（CH3)2NH 5.9⨯104-HNO27.2⨯104-CH3CH2NH24.3⨯104-HCOOH 1.8⨯104-C6H5NH24.0⨯1010-CH3COOH 1.8⨯105-C5H5N 1.5⨯109-1.1.1.2解离度弱酸、弱碱在溶液中解离的程度可以用解离度α表示（平衡时已经解离溶液的浓度与起始浓度之比）。
解离度α随浓度的变化而变化，起始浓度越小，解离度α值越大。
1.1.1.3同离子效应在弱电解质的溶液中，加入与其具有共同离子的强电解质，使弱电解质的解离平衡左移，从而降低弱电解质的解离度。
这种影响叫做同离子效应。
1.1.2水的解离平衡和溶液的PH1.1.2.1水的离子积常数水是一种很弱的电解质，解离度极小。
H2O==H++OH-,平衡常数表达式KΘ=[H+]+[OH-],是离子浓度的乘积形式，称其为水的离子积常数，常用Kw Θ表示。
常温下KwΘ=1.0⨯1014-。
因为水的解离是吸热反应，故随温度的升高Kw Θ将变大。
由KwΘ可求得水的解离反应得∆GmΘ。
在酸性溶液中[H+]>[OH-];在碱性溶液中[OH-]>[H+];中性溶液中[H+]=[OH-]。
不能把[H+]=107-mol/dm3认为是溶液中性的不变的标志，因为非常温时中性溶液中[H+]=[OH-],但都不等于1.0⨯107-mol/dm3。
1.1.2.2溶液的PHPH是用来表示溶液酸碱性的一种简便方法。
P代表一种运算，表示对于一种相对浓度或标准平衡数取对数，之后再取其相反数。
pH是H+的相对浓度的负对数，即pH=-lg[H+],同样pOH的意义是pOH=-lg[OH-]。
若用pKw Θ表示水的离子积负对数，则因为KwΘ=[H+][OH-],故有pKw Θ=pH+pOH,常温下KwΘ=1.0⨯1014-,故常温下有pH+pOH=14这时的中性溶液中pH=pOH=7。
中性溶液的根本标志一定要认清，但在一般情况下认为KwΘ=1.0⨯1014-。
1.1.2.3酸碱指示剂借助于颜色的改变来指示溶液PH的物质叫做酸碱指示剂。
酸碱指示剂通常是一种复杂的有机物，并且都是弱酸弱碱。
PH小时的颜色称为酸色，而PH大时的颜色称为碱色。
指示剂对酸碱越敏感越好，就是说指示剂的变色范围越窄越好。
用酸碱指示剂指示溶液的PH，在化学实验和生产过程的分析化验中都有着广泛的应用。
1.1.3多元弱酸的解离平衡对于多元酸的判断，要根据分子中可以解离的氢原子的个数。
有时酸分子中的某个氢原子不能解离，如亚磷酸H3PO3分子中有三个氢原子，但它是二元酸，因为只有两个可以解离的氢原子。
多元酸在水中是分步解离的，现已氢硫酸的解离为例进行讨论。
H2S的第一步解离生成H+和HS-：H2S===H++HS-其平衡常数为K1，K1=][]][[2SHHSH-+=1.1⨯107-HS-又可以解离出H+和S-，称为第二步解离， HS-===H++S-2其解离平衡常数为K2，K2=][]][[2--+HSSH=1.3⨯1013-第二步解离的平衡常数明显小于第一步解离的平衡常数，这是多步解离的一个规律。
从离子之间的静电引力考虑，从带负电荷的HS-离子中，再解离出一个正离子H+，要比从中性分子H2S中解离出一个正离子H+难得多。
从平衡角度考虑，由第一步解离出的H+对第二步解离产生同离子效应，抑制第二步解离，故实际上第二步解离出的H+是远远小于第一步的，所以二元弱酸的[H+]可以近似地由第一步解离求得。
这也说明HS-只有极少一部分发生第二步解离，故体系中的[HS-]可以近似地认为和[H+]相等。
在一种溶液中各离子间的平衡是同时建立的，涉及多种平衡的离子，其浓度必须同时满足该溶液中的所有平衡，这是求解多种平衡共存问题的一条重要原则。
对二元弱酸来说，溶液的[H+]由第一级解离决定，故比较二元弱酸的强弱，只需比较其第一级解离常数K1即可。
从二元弱酸的讨论中得到结论——溶液的[H+]由第一级解离决定；-1价酸根[HS-]等于体系中的[H+]；-2价酸根[S-2]等于第二级解离常数K2——完全适用于一般的二元酸和二元中强酸。
但必须注意的是，对于二元酸与其他物质的混合溶液，以上结论一般不适用。
和二元酸相似，三元酸也是分步解离的，由于K1，K2，K3相差很大，三元酸的[H+]也可以认为是由第一步解离决定的；-1价酸根离子的浓度等于体系中的[H+]；-2价的酸根离子的浓度等于第二级解离常数K2。
在知道三元酸体系的[H+]和三元酸起始浓度c的基础上，可以用各级平衡常数、[H+]和c表示出各种酸根离子及酸分子的浓度。
1.1.4缓冲溶液水溶液中进行的许多反应都与溶液的PH有关，其中有些反应要求在一定的PH范围内进行，这就需要使用缓冲溶液。
为了了解缓冲溶液的概念，先分析表所列实验数据。
1.8⨯105-mol/L HCl0.10mol/L HAc-0.1.mol/L NaAc1.0L溶液的PH4.74 4.74加0.010molNaOH(s)后12.00 4.83加0.010molHCl后2.00 4.66在稀盐酸溶液中，加入少量NaOH或HCl，PH有较明显的变化，说明这种溶液不具有保持PH相对稳定的性能。
但是在HAc-NaAc这对共轭酸碱组成的溶液中，加入少量弱酸或弱碱，溶液的PH改变很小。
这类溶液具有缓解改变氢离子浓度而保持PH基本不变的性能。
同样，酸NH4Cl与其共轭碱NH3的混合溶液以及NaHCO3-Na2CO3溶液等都具有这种性质。
这种具有能保持PH相对稳定性能的溶液（也就是不因加入少量弱酸或弱碱而显著改变PH的溶液）叫做缓冲溶液。
从组成上来看，通常缓冲溶液是由弱酸和它的共轭碱组成的。
缓冲溶液保持PH不变的作用叫做缓冲作用，缓冲作用的原理与前面讲过的同离子效应有密切关系。
缓冲溶液中发挥作用的弱酸和弱酸盐（弱碱和弱碱盐）称为缓冲对。
缓冲对的浓度越大，加入强酸或强碱时其浓度值及浓度比值改变越小，即抵御酸碱影响的作用越强。
所以说缓冲对的浓度越大，缓冲溶液的缓冲容量越大。
2.沉淀溶解平衡2.1溶度积常数2.1.1沉淀溶解平衡把固体AgCl放到水中，它将与水分子发生作用。
水是一种极性分子，一些水分子的正极与固体表面的负离子Cl-相互吸引，而另一些水分子的负极与固体表面的正离子Ag+相互吸引。
这种相互作用使得一部分Ag+和Cl-称为水合离子，脱离固体表面进入溶液，从而完成溶解过程。
另一方面，随着溶液中Ag+和Cl-的不断增多，其中一些水合Ag+和Cl-在运动中受固体表面的吸引，重新析出到固体表面来，这就是沉淀过程。
当溶解过程中产生的Ag+和Cl-的数目与沉淀过程消耗的Ag+和Cl-数目相同，即两个过程进行的速率相等时，便达到沉淀溶解平衡。
平衡建立后，溶液中离子的浓度不再改变，但两个过程仍在各自独立d地不断地进行，所以沉淀溶解平衡像所有化学平衡一样，属于动态平衡。
能够反映出物质溶解性质的乘积形式的平衡常数，称为溶度积常表示数，常用Ksp。