第四章酸碱平衡与沉淀溶解平衡(1)
《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
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
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4章 酸碱平衡与沉淀平衡
{
}{
}
K a2
黄 玉
{ c(H O )}{c(CO )} (H CO ) 4.7 10 {c(HCO )}
3 3 2 3 － 3
11
通过分析我们可以得出如下结论：
无 机 化 学 电 子 教 案
黄 玉
①多元弱酸的解离常数 K K
②由于
a1
a2
K
a3
K a1
3，溶液中的H O+主要来自 >10 K 3
少量 较大量
较大量
K a (HA)c(HA) c( H 3 O ) c( A ) c(H3O )的大小取决于 c(HA) / c(A )的比值。
Ka ( HAc) 1.76 105 Ka ( HCN ) 4.93 1010
弱酸 极弱酸
无 3. 一元弱酸、弱碱溶液中有关离子浓度的计算 机 +(aq)+Ac－(aq) HAc(aq)+H O(l) H O 2 3 化 -1 初始浓度 /mol· L c0 0 0 学 电 平衡浓度/mol· L-1 c0－x x x 2 子 x c(H 3O ) c(Ac ) K a (HAc) 教 {c(HAc)} c0 x 案 若c0-x≈c0，则：
按解离程度来分
强电解质：完全解离 弱电解质：部分解离 易溶电解质： (s>1g) 微溶电解质：(0.1<s<1g) 难溶电解质： (s<0.1g)
电 解 质
按溶解难易来分
无 机 化 学 电 子 教 案
黄 玉
4.1.2 酸碱的分类
按电离情况分
按H+,OH-数分
强、中强、弱酸（碱） 一元、二元、三元酸（碱） 含氧酸和无氧酸 氧化性、非氧化性酸（碱） 挥发性酸、非挥发性酸
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。
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
第4章 天然水中的化学平衡
Shanghai Normal University
水中溶解氧日变化值
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溶氧的年变化
冬季高、夏季低：一年中，随水温变化及水中生物群落的演变，溶氧 的状况也可能发生一种趋向性的变化，变化的趋向随条件而变。如贫 营养型湖泊，水中生物较少，上层溶氧接近于溶解度，溶氧的年变化 将是冬季含量高，夏季含量低。
（3）机械曝气作用
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耗氧作用
（1）氧的逸出 当表层水中氧气过饱和时，就会发生氧气 的逸出。静止的条件下逸出速率是很慢的， 风对水面的扰动可加速这一过程。
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（2）呼吸 即水中微型生物在代谢过程中耗氧，主要 包括：浮游动物、浮游植物、细菌呼吸耗氧 以及有机物在细菌参与下的分解耗氧 。 这部分氧气的消耗与耗氧生物种类、个 体大小、水温和水中机物的数量有关。
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• 若温度从0 ℃到35 ℃时，氧的溶解度将从 14.74mg/L降低到7.03mg/L，与其他溶质相比 ，氧的溶解度是不高的，一旦发生氧的消耗反 应，则溶解氧水平可以很快降低到0。
•
盐分含量将影响氧气的溶解度，随盐分浓度的 升高而降低。
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量变化而变化，也与压力(P)、溶解度(C)所釆用的单位有关。 Shanghai Normal University
对同一种气体在同一温度下有 C1/C2=P1/P2 C1----压力为P1时的溶解度; C2----压力为P2时的溶解度。
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无机化学知识点整理
第四章酸碱平衡与酸碱滴定（1）强酸或强碱水溶液(一般情况下,强酸水溶液的H浓度约等于溶液浓度)强酸水溶液精确式：当时(当酸溶液特别稀时，即可能计算出的PH>7时，要用精确式计算H+的浓度)（2）一元弱酸水溶液精确式：1.：2.（弱酸ka较大，分解不可忽略）：3.：两性物质水溶液：弱酸盐水溶液：弱酸弱碱盐溶液：弱酸＋弱酸盐（共轭碱）弱碱＋弱碱盐（共轭酸）（共轭酸碱对之间只相差一个H,计算共轭酸碱对的PH可用上式计算，有关缓冲溶液的计算是重点，希望多做例题）例：今有三种酸(CH3)2AsO2H、ClCH2COOH、CH3COOH，它们的标准解离常数分别为，，，试问：欲配制pH=6.50缓冲溶液，采用哪种酸最好？需要多少克这种酸和多少克NaOH以配制1.00L缓冲溶液，其中酸和它的对应盐的总浓度等于1.00mol/L？(CH3)2AsO2HClCH2COOHCH3COOH若选用ClCH2COOH明显应选用(CH3)2AsO2H加入NaOH加入(CH3)2AsO2H在饱和H2S溶液中（H2S的浓度为0.1mol·L-1）S2-和H+浓度的关系是c2(H+)c(S2-)= Ka1 · Ka2 ·c(H2S) =1.1 ×10-7 ×1.25 ×10-13 ×0.1=1.4 ×10-21第五章沉淀溶解平衡及在分析化学中的应用例：要使0.1molFeS完全溶于1L盐酸中,求所需盐酸的最低浓度。
解：当0.1molFeS完全溶于1L盐酸时,c(Fe2+) = 0.1mol·L-1, c(H2S) = 0.1mol·L-1KSP (FeS)=c(Fe2+)·c(S2-)根据生成H2S时消耗掉0.2mol盐酸,故所需的盐酸的最初浓度为：0.03+0.2=0.23mol·L-1。
（注意初浓度为用掉的加上溶液中剩下的浓度）难溶的金属氢氧化物，如Mg(OH)2、Mn(OH)2、Fe(OH)3、Al(OH)3等都能溶于酸,M(OH)n + nH+ = Mn+ + nH2O例：在1.0mol.L-1Co2+溶液中，含有少量Fe3+杂质。
四大平衡
最简式
例 3%的甲酸的密度= 1.0049 g/ cm3，其pH = 1.97， 问稀释多少倍后，甲酸溶液的电离度增大为稀释前的 10倍？ 分析：由甲酸的密度和溶质质量分数可求出甲酸的 物质的量的浓度；由pH值可求出[H+]，再由物质的 量浓度和[H+]，就可求出甲酸稀释前的电离度α1。 稀释后的电离度为10α1，但浓度变化不影响电离常 数，则可由稀释前后不同浓度数值所表达的电离常 数，求出稀释前后浓度的比值，即为所要稀释的倍 数。 117.8
1-1-6 酸碱平衡
一元弱酸
起始浓度 平衡浓度 c c-[H3O+]
Ki 与α 都能说明弱电解质的解离程度； 但α 与c有关，Ki 与c无关。
A(aq) + H3O+(aq) 0 [A] = [H3O+] 0 [H3O+] (忽略水的电离)
HA(aq) + H2O(l)
或：
c(1-α）
cα
Ka
2
cα
( c )
2
若(c)/Ki ≧500, 1-α≈1
[H3O+]2 Ka= ————— ≈ [H3O+]2 c-[H3O+]
c (1 )
c
2
1
c
2
[H 3O ]
[ H 3O ]
Ka
K a 4K ac 2
近似式 (c/Ka>500）
K a c c
H2O + NH3 ＝ NH4+ + OHHAc + H2O ＝ H3O+ + AcAl(H2O)63+ + H2O ＝ H3O+ + Al(H2O)5(OH) 2+
大学普通化学课件
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)
第九版病理生理学第四章酸碱平衡和酸碱平衡紊乱考点剖析
第九版病理生理学第四章酸碱平衡和酸碱平衡紊乱考点剖析内容提要：笔者以王建枝主编的病理生理学第九版教材为蓝本，结合40余年的病理生理学教学经验，编写了第九版病理生理学各章必考的考点剖析，共二十章。
本章为第四章酸碱平衡和酸碱平衡紊乱。
本章考点剖析有重点难点、名词解释（13）、简述题（10）、填空题（3）及单项选择题（22）。
适用于本科及高职高专临床、口腔、医学、高护、助产等专业等学生学习病理生理学使用，也适用于临床执业医师、执业助理医师考试人员及研究生考试人员使用。
目录第四章酸碱平衡和酸碱平衡紊乱第一节酸碱的概念及酸碱物质的来源第二节酸碱平衡的调节第三节酸碱平衡紊乱的类型及常用指标第四节单纯型酸碱平衡紊乱第五节混合型酸碱平衡紊乱第六节判断酸碱平衡紊乱的方法及其病理生理基础重点难点掌握：酸碱平衡紊乱的类型及常用指标、单纯型酸碱平衡紊乱的类型、概念及特征。
熟悉：酸碱的概念及酸碱物质的来源、酸碱平衡的调节。
了解：判断酸碱平衡紊乱的方法及其病理生理基础。
一、名词解释（13）1、酸碱平衡紊乱：是指在病理情况下，由于酸碱过多、不足或者酸碱平衡调节功能障碍，使体液酸碱度的相对稳定状态发生改变，称为酸碱平衡紊乱。
2、血pH：是血浆H+浓度的负对数，是直接反映血液酸碱度的指标，其大小取决于［HCO-3］/［H2CO3］的比值，比值越大，pH值也越大。
正常人［HCO-3］/［H2CO3］的比值约为20/1，此时血pH为7.4。
3、动脉血CO2分压：是血浆中物理溶解的CO2分子所产生的张力，其大小可反映血浆中H2CO3的量。
正常值为33 mmHg~46mmHg（4.39 kPa~6.25kPa）。
4、标准碳酸氢盐：是指全血标本在标准条件下（38℃、血氧饱和度为100%、PaCO2为40mmHg）所测得的血浆HCO-3的含量。
正常值为22mmol/L~27mmol/L。
5、实际碳酸氢盐：是指隔绝空气的血液标本在实际的PaCO2和血氧饱和度条件下所测得的血浆H2CO3的含量。
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
第四章酸碱平衡与沉淀溶解平衡(1)
Ka
c(HA)≥20Kw
忽略水的解离
学 应 用
c(HA) Ka
500，不忽略，ceq
(HA)
c(HA)
ceq
(A－)
c(HA)
ceq
(H )
化
学
ceq (H+ ) Ka (HA) ceq (HA) Kw
系
第四章 酸碱平衡与沉淀溶解平衡
无
机
[ceq (H+)]2 Ka (HA) [c(HA) ceq (H+)] Kw
[ceq (H )]2 Ka1 [ceq (H )]
Ka1
Ka2
第四章 酸碱平衡与沉淀溶解平衡
无
机
及
分
析
化 学
（HA－）
ceq (HA－)
Ka1 ceq (H )
湖 南
c(H2A) [ceq (H )]2 Ka1 ceq (H ) Ka1 Ka2
农
业 大
(A2－) ceq (A2－)
Ka
(HA) ceq (A ) ceq (H ) ceq (HA)
湖
南 农 业
（HA）
ceq (HA) c(HA)
ceq (HA) ceq (HA) ceq (A－)
ceq (H ) ceq (H ) Ka
大 学 应
（A－）
ceq (A－) c(HA)
ceq
ceq (A－) (HA) ceq (A－)
用
NH3
H+
NH
+ 4
化 学
OH H+ H2O +H+ H3O+
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。
酸碱平衡与沉淀溶解平衡
三、拉平效应与区分效应
（一）拉平效应 强度不同的酸和碱，在某种溶剂的作用下，
其酸度或碱度被定位在同一水平上的效应。
（二）区分效应 在某种溶剂中，强度十分接近的酸和碱，在
另一种溶剂中，酸碱强弱却会表现出明显的差别， 这种现象称为区分效应。
四、同离子效应和盐效应
（一）同离子效应 在弱电解质溶液中，加入一种与弱电解质含
有相同离子的强电解质时，可使弱电解质的电离 度降低，这种现象称为同离子效应。
例如在 HN3•H2O 溶液中，加入强电解NH4Cl 晶体。
NH3•H2O NH4Cl
NH4＋ ＋ OH– NH4＋ ＋ Cl–
（二）盐效应
20 mol·L－1的NaAc 溶液等体积混合配成 1L 缓冲溶液。
反应。
例： 在醋酸中加入NH Cl H－氧合血红蛋白～K－氧合血c。
（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。
第三节 缓冲溶液
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。
酸碱平衡与沉淀溶解平衡
水既能 接受质 子，又 能给出 质子， 称之为 两性物 质。
HB
HOAc
H 2C O 3 H C O 3-
N H 4+ H 2O H 3O +
H+ + B-
H + + O Ac-
H + + H C O 3-
H+ +
C
O
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第四章 酸碱平衡与沉淀溶解平衡
无 机 2.溶液的pH 及 水溶液的H+或者OH-浓度的变化会引起水的解离平衡移动. 分 析 在纯水有: ceq (H ) ceq (OH ) 化 学 如果在纯水中加入少量的酸或碱形成稀溶液时,当达到新 湖 南 农 业 大 学 应 用 化 学 系 的平衡时 ceq (H ) ceq (OH )
第四章 酸碱平衡与沉淀溶解平衡
无 机 及 分 析 化 学
c(H 2 A) [ceq (H )] K a1 ceq (H ) K a1 K a 2 湖 南 农 业 K a K a2 ceq (A 2－ ) 1 大 (A 2－ ) c(H 2 A) [ceq (H )]2 K a ceq (H ) K a K a2 学 1 1 应 用 化 (H 2 A) HA－） (A 2－ ) 1 （ 学 系
pH lgceq (H )
但 ceq (H ) ceq (OH－ ) K w
溶液中H+ 浓度的大小反映了溶液酸碱性的强弱
与pH相对的还有pOH，即 pOH lgceq (OH－ )
pH pOH pK w
常温时（25℃)
pH pOH 14
第四章 酸碱平衡与沉淀溶解平衡
第四章 酸碱平衡与沉淀溶解平衡
无 机 及 分 析 化 学 湖 南 农 业 大 学 应 用 化 学 系
[ceq (H + )]2 K a (HA) [c(HA) ceq (H + )] K w
ceq (H + )
K a (K a ) 2 4K a c(HA) 2
第四章 酸碱平衡与沉淀溶解平衡
无 (3) 多元弱酸的离解：分步进行 机 及 H 2 A (aq) H + (aq) + HA－ (aq) 分 析 ceq (HA－ )ceq (H ) 化 K a (H 2 A) 1 ceq (H 2 A) 学 湖 南 农 业 大 学 应 用 化 学 系
第四章 酸碱平衡与沉淀溶解平衡
无 机 及 分 析 化 学 湖 南 农 业 大 学 应 用 化 学 系
第四章 酸碱平衡与沉淀溶解平衡
第四章 酸碱平衡与沉淀溶解平衡
无 机 及 分 析 化 学 湖 南 农 业 大 学 应 用 化 学 系
4.1 酸碱质子理论
4.1.1 质子酸碱的定义
酸：凡是能给出质子的物质都是酸 H+ H2S 碱：凡是能接受质子的物质都是碱 OH - 、 S2两性物质： 既能给出质子又能接受质子的物质
无 机 及 分 析 化 学 湖 南 农 业 大 学 应 用 化 学 系
例：写出二弱酸 H2B 溶液的质子条件式
c(H3O+ ) c(OH ) c(HB ) 2c(B2 )
例：写出NaH2PO4的质子条件式
OH
2 4
H 2 O H 3O +
+H + H+ 4 +H +
ceq (H )
+
K a (HA) ceq (HA) ceq (H + )
Kw ceq (H + )
即 ceq (H + ) K a (HA) ceq (HA) K w
精确计算式
第四章 酸碱平衡与沉淀溶解平衡
无 （1） Ka c(HA) 20 K w 水的解离较小，可忽略 机 及 c(HA) 500，酸的解离较小，可忽略： 分 Ka 析 化 ceq (HA) c(HA) ceq (A－ ) c(HA) 学 湖 ceq (H + ) K a c(HA) 最简公式 南 农 业 （2） K c(HA)≥20 K 忽略水的解离 a w 大 学 c(HA) 应 500，不忽略，ceq (HA) c(HA) ceq (A－ ) c(HA) ceq (H ) K a 用 化 ceq (H + ) K a (HA) ceq (HA) K w 学 系
H+
HPO H 2 PO H 3PO 4 PO
3 4
2H +
ceq (H + ) ceq (H 3PO 4 ) ceq (OH ) ceq (H 2 PO 4 ) 2ceq (PO 3 ) 4
第四章 酸碱平衡与沉淀溶解平衡
无 机 4.2.2 酸度对弱酸（碱）各型体分布的影响 及 分 1.一元弱酸（碱）水溶液中各型体的分布系数 析 ceq (A ) ceq (H ) 例：A = H＋+A－ 化 K a (HA) ceq (HA) 学 湖 南 农 业 大 学 应 用 化 学 系
HPO
2－ 4
3 + PO3－ H ,K 4 b1
－H + , Ka
K a K b3 K a2 K b2 K a3 K b K w 1 1
第四章 酸碱平衡与沉淀溶解平衡
无 机 及 分 析 化 学 湖 南 农 业 大 学 应 用 化 学 系
给出质子，都是酸；
湖 南 Cl-与HCl为共轭酸碱对,HAc与Ac-为共轭酸碱对. 农 业 大 4.1.2 酸碱反应 学 应 酸碱反应的实质是两对共轭酸碱对之间质子的转递。 用 化 HCl(酸)＋NH3 (碱) Cl－ (碱) ＋ NH4+ (酸) 学 系
第四章 酸碱平衡与沉淀溶解平衡
无 机 4.1.3 水的解离与溶液的pH 及 分 1.水的解离 析 化 水作为重要的溶剂,既有接受质子又有提供质子的能 学 力, 因此在水中存在水分子间的质子转移反应. 湖 南 H 2O H OH 农 业 ceq (H ) ceq (OH ) 大 水的离子积常数关系 K w 1.0 1014 学 c c 应 用 [ceq (H )] [ceq (OH－ ] K w 化 学 系
第四章 酸碱平衡与沉淀溶解平衡
无 机 及 分 析 化 学 湖 南 农 业 大 学 应 用 化 学 系
1 2 + H 2 PO－ + H3PO4 H ,K 4 H ,K b3 b2
－H + , Ka
－H + , Ka
2
HA ） （
－
ceq (HA )
－
K a ceq (H ) 1
第四章 酸碱平衡与沉淀溶解平衡
无 机 及 4.2.3 酸（碱）水溶液酸度的计算 分 1.一元弱酸水溶液：设分析浓度为 cHA 的一元弱酸水溶液 析 － － 化 其PBE为 ceq (H ) ceq (A ) ceq (OH ) 学 湖 南 农 业 大 学 应 用 化 学 系
HA） （
ceq (HA) c(HA) ceq (HA) ceq (HA) ceq (A )
－
ceq (H ) ceq (H ) K a
K a A－） （ － c(HA) ceq (HA) ceq (A ) ceq (H ) K a
ceq (A－ )
HCO (aq) + H 2O(l)
2K b2 (CO3 )
－ 3
OH (aq) + H 2CO3 (aq)
2.4 10－8
－
ceq (H 2 CO3 ) ceq (OH－ ) ceq (HCO－ ) 3
第四章 酸碱平衡与沉淀溶解平衡
无 4.1.5.酸碱的强度、共轭酸碱对与 Ka Kb 机 及 例： HA (酸) 与 A－(碱) 分 析 HA (aq) H + (aq) + A－ (aq) Ka (HA) 化 学 A－ (aq) + H 2O(l) HA (aq) + OH－ (aq) K b (A ) 湖 南 ceq (A ) ceq (H ) ceq (HA) ceq (OH－ ) 农 Ka (ceq (A－ ) 大 ceq (H ) ceq (OH－ ) 学 应 用 即 K a (HAc) K b (Ac ) K w 化 则 pK a (HAc) pK b (Ac ) pK w 学 系
1 ceq (HA－ ) ceq (A 2－ ) 1 ceq (H 2 A) ceq (H 2 A) 1 1 K a1
ceq (H ) [ceq (H )]2
[ceq (H )]2
K a1 K a2
[ceq (H )]2 K a [ceq (H )] K a1 K a2 1
ceq (A－ )
显然有：
HA） A－） 1 （ （
一元弱碱，只要将解离常数和浓度相应替换即可
第四章 酸碱平衡与沉淀溶解平衡
无 2.多元弱酸（碱）水溶液中各型体的分布系数 机 及 例 H2A H 2 A达解离平衡时有三种型体：H 2 A、HA -、A 2分 析 ceq (H 2 A) ceq (H 2 A) 化 (H 2 A) c(H 2 A) ceq (H 2 A) ceq (HA－ ) ceq (A 2－ ) 学 湖 南 农 业 大 学 应 用 化 学 系
4.2 酸碱水溶液酸度的计算
4.2.1 质子条件式
例：HAc水溶液（以HAc 和水作零水准）
OH H 2O H 3O
+H +
H+
A HA ceq (H + ) ceq (A ) ceq (OH )
例：NH4HCO3水溶液
H +H 2 CO3 HCO3 H 2CO3
近似公式
（3）Ka c(HA) 20 K w