酸碱平衡与沉淀-溶解平衡201903310407
酸碱平衡与沉淀-溶解平衡
平衡向左移动
低降
[H ]
低降
定义：这种在弱酸或弱碱的水溶液中，加入与弱酸或 弱碱含有相同的离子的易溶性强电解质，使弱酸或弱 碱的解离度降低的现象。
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16
(2).盐效应
若在HAc溶液中加入不含相同离子的强电解质 如NaCl ，则因离子强度增大，溶液中离子之间的 相互牵制作用增大，使HAc的解离度略有增大，这 种作用称为盐效应。
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33
3. 配制的缓冲溶液的Ca、 Cb浓度要适当
[H] K1a•C0
(3) 多元弱碱与多元弱酸同理。
例：
H2CO3
H+ + HCO3— Ka1 [H[H][2H CCO3]3O]
pKa1 = 6.35
HCO3—
H+ + CO32—
pKa2 = 10.33 可编辑版
Ka2
[H][CO32] [HCO3]
14
四、酸碱电离平衡的移动
a.浓度对平衡移动的影响
酸(HA)与碱(B-)的质子传递反应，生成A-和HB， 达到平衡后反应物和产物的浓度都不变，则有：
HA + B-
A- + HB
这是HA与B-的质子传递平衡。
达到平衡时，产物浓度的乘积与反应物浓度的
乘积之比则为其酸碱质子传递平衡常数K ，即
[HB][A ] K [HA][B]
在一定温度下，其值一定。K值愈大，表
1. 2. NH3·H2O⇌NH4++OH-
加NH4+，平衡左移
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22
第三节 缓冲溶液
一、 缓冲溶液组成和作用机理
Fact： 向纯水(pH=7.0)中加入少量酸或碱，pH值会发生显著
《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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第三章 酸碱平衡和沉淀溶解平衡
第三章酸碱平衡和沉淀溶解平衡第一节酸和碱酸碱质子理论在1884年瑞典科学家Arrhenins提出了电离理论，认为：在水溶液中能电离出H+的物质称为酸；在水溶液中能电离出OH-的物质称为碱。
这个理论把酸碱限制在水溶液中，并把碱仅限制为氢氧化物，不能用这个定义来解释一些不在水溶液中进行的酸碱反应，例如:为了克服电离理论的局限性，1923年Br?nsted和Lowry提出了一种较全面的酸碱理论，称为酸碱质子理论。
酸碱质子理论认为：凡能给出质子（H+）的物质称为酸，凡能接受质子（H+）的物质称为碱。
酸和相应的碱或碱和相应的酸之间为共轭关系。
把仅差一个质子的一对酸碱称为共轭酸碱对。
例如：HAc 的共轭碱是Ac-， Ac-的共轭酸为HAc ，HAc及Ac-为共轭酸碱对。
酸碱可以相互依存又相互转化。
第二节溶液的酸碱性298K时[H+][OH-]＝K w＝1.0′10-14式中K w称为水的离子积常数，它与温度有关。
不论是酸性溶液还是碱性溶液，都同时存在H+和OH-，仅仅是它们的相对含量不同而已。
即：中性溶液中 [H+] ＝[OH-]＝1.0′10-7 mol·L-1酸性溶液中 [H+] > 1.0′10-7mol·L-1 > [OH-]碱性溶液中 [H+] < 1.0′10-7mol·L-1 < [OH-]pH ＝ - lg[H+]在常温下，水溶液中[H+][OH-]＝1.0′10-14pH + pOH = 14一、一元弱酸弱碱的电离平衡弱电解质在水溶液中只有少部分电离成正负离子，大部分以分子状态存在，导电能力较弱，例如，在HAc水溶液中，只有少数HAc分子在水分子的作用下生成H+和Ac-，另一方面一部分H+和Ac-又能相互碰撞，吸引而重新结合成HAc。
故弱电解质的电离过程是可逆的：在一定温度下，当弱电解质分子电离成离子的速度与离子又结合成分子的速度相等时，电离过程既达到动态平衡，称为电离平衡。
实验八酸碱和沉淀溶解平衡
酸碱反应是中和反应的特例，其实质是氢离子与氢氧根离子结合生成水的过程。 在酸碱反应中，酸提供氢离子，碱提供氢氧根离子，两者结合生成水和盐。
酸碱反应的平衡常数称为Kw，表示水分子电离的平衡常数，其值只与温度有关。
pH值的定义和计算
pH值是衡量溶液酸碱性的指标， 其值等于氢离子浓度的负对数。
酸碱质子理论
总结词
该理论认为酸和碱是通过传递质 子来表现其酸性和碱性的。
详细描述
酸是能够传递质子的物质，而碱 则是能够接受质子的物质。酸和 碱之间的反应是通过质子的传递 进行的。
酸碱电子理论
总结词
该理论认为酸和碱是通过电子转移来表现其酸性和碱性的。
详细描述
酸是能够接受电子的物质，而碱则是能够给出电子的物质。 酸和碱之间的反应是通过电子的转移进行的。
步骤2
按照实验要求配制不同浓度的 酸碱溶液，并记录下浓度和体 积。
步骤4
记录下滴定过程中酸碱度变化 的数据，绘制酸碱滴定曲线。
步骤1
准备实验器材和试剂，包括烧 杯、滴定管、试纸、酸碱指示 剂等。
步骤3
使用滴定管将酸碱溶液滴加到 烧杯中，同时用试纸监测酸碱 度变化。
步骤5
根据实验数据计算酸碱反应的 平衡常数，并进行误差分析。
实验建议和改进
实验建议
针对实验过程中存在的问题和不足，提出改进措施和建议，以提高实验的准确 性和可靠性。
实验改进
根据实验建议，对实验过程进行改进，优化实验方案，提高实验效果。
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实验八酸碱和沉淀溶解平衡
目录
• 酸碱理论的发展 • 酸碱反应和pH值 • 沉淀溶解平衡 • 实验操作和注意事项 • 实验结果分析和结论
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
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 ]
第三章 酸碱解离平衡和沉淀-溶解平衡
（2）同离子效应与盐效应
①同离子效应 —— 在弱酸或弱碱的水溶液中，
加入含有相同离子的易溶性强电解质，使弱酸
或弱碱的解离度α大大降低的现象。
例 在HAc + H2O
H3O+ + Ac-
NaAc 则HAc 的α↓
Na+ + Ac-
② 盐效应 —— 在弱电解质溶液中加入与弱 电解质不具相同离子的强电解质，使弱电 解质的离解度α 稍有增加。
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-]
质子理论酸碱反应的实质
H+
A1 + B2
A2 + B1
酸1
碱2
酸2
碱1
酸碱反应的实质是质子在两对共轭酸碱对 之间的传递过程。
酸碱反应的方向 强酸1 + 强碱2 HC1 + NH3
弱酸2 + 弱碱1 NH4+ + C1-
H2O + Ac-
HAc + OH-
酸碱的强度
• 酸性——给出质子的倾向或能力 • 碱性——接受质子的倾向或能力 • 酸碱的强弱具有相对性。
得质子产物
零水准
失质子产物
H3PO4 H3O+
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
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
化学奥赛讲义 酸碱平衡和沉淀溶解平衡
酸碱平衡和沉淀溶解平衡[基本要求]一、掌握弱电解质的电离平衡的概念和应用。
二、掌握缓冲溶液的基本概念及有关计算。
三、掌握酸碱质子理论及其应用。
四、了解路易斯酸碱概念。
五、掌握沉淀溶解平衡的概念。
六、掌握溶度积规则。
七、能够通过计算说明沉淀的生成和溶解。
[基本概念]1. 质子酸及碱在反应过程中凡能给出质子（H+）的分子或离子都是酸；凡能接受质子的分子或离子都是碱。
2. 缓冲溶液能抵抗外加小量强酸、强碱和稀释，而保持pH值基本不变的溶液称为缓冲溶液。
3. 溶度积常数在难溶电解质饱和溶液中，有关离子浓度幂的乘积在一定温度下是个常数。
4. 溶度积规则根据离子积与溶度积的相对大小来判断沉淀生成和溶解的关系称为溶度积规则，5. 同离子效应在难溶电解质饱和溶液中加入含有相同离子的强电解质，沉淀溶解的多相平衡将发生相应移动,其结果是使难溶电解质的溶解度减少的现象叫做同离子效应。
6. 盐效应在难溶电解质的饱和溶液中加入某种不含有相同离子的易溶电解质，而使难溶电解质的溶解度增大的现象叫做盐效应。
[基本内容]一、酸碱质子理论（一）酸碱质子理论对酸碱的认识酸碱质子理论认为：在反应过程中凡能给出质子（H+）的分子或离子都是酸；凡能接受质子的分子或离子都是碱。
酸是质子的给予体，碱是质子的接受体。
例如HCl、HCO3－、NH4+都能给出质子是酸，OH－、H2O、Al(OH) 2+、NH3都能接受质子是碱。
质子理论认为酸和碱不是完全孤立的，是统一在对质子的关系。
酸给出质子后所剩余的部分就是碱；碱接受质子后即变成酸。
这种酸与碱的相互依存关系，叫共轭关系。
酸碱质子理论定义的酸碱特点可总结为：1．酸碱的共轭关系：有酸必有碱，有碱必有酸；酸中含碱，碱可变酸，共轭酸碱相互依存，又通过得失质子而相互转化。
酸= 质子+ 共轭碱；碱+ 质子= 共轭酸2．酸和碱可以是分子、正离子、负离子，还可以是两性离子。
3．有的物质在某个共轭酸碱对中是酸，但在另一个共轭酸碱对中可以是碱。
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.解释：在两管原溶液中达到解离平衡，A管加入饱和溶液后，溶液中较多,再加入溶液则发生同离子效应，溶液解离逆向移动，使水中氢氧根离子浓度减小,使得因此不产生沉淀，没有明显变化；反之，B管中溶液解离后氢氧根离子浓度上升,使得,产生沉淀,显现白色浑浊。
无机化学 酸碱平衡与沉淀溶解平衡
A + :B 酸 碱
A:B 酸碱配合物
酸与具有孤对电子的物质成键，所以酸又称 为亲电试剂；碱与酸中电子不足的原子芯共 享电子对，因此碱又称为亲核试剂。
F F B F
O O S O
+ :F: ..
..
-
F F B F F
O O S O O 2-
+
.. 2:O: ..
NH 3 Cu + 4NH3
2+
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。
第三节 缓冲溶液
一．缓冲溶液的概念 1．缓冲作用和缓冲溶液 一杯50ml的水，加入1滴1mol· L-1HCl溶液， pH由7变为3；加入NaOH，变为11。换成 NaCl溶液，情况也差不多，这说明…。 若换为含0.1mol· L-1HAc和NaAc溶液，则大不 一样，pH由4.75变为4.74和4.76，这说明此 类溶液能…，这种作用称为缓冲作用，这 种溶液称为缓冲溶液。
2．缓冲容量 缓冲溶液的缓冲能力是有一定限度的，…， 其大小用缓冲容量β来表示 β=Δn/ΔpH Δn：加入1L缓冲溶液中的强酸或强碱的物质 的量；ΔpH：pH的改变数值。显然，在pH 值变化相同时，Δn越大的缓冲溶液缓冲容 量越大；在Δn相同时，ΔpH越小的缓冲溶 液缓冲容量越大。
缓冲溶液的缓冲容量在不同条件下是不一样的， 缓冲容量到底受那些因素影响呢？按照数学推导 （此处省略），β受总浓度和缓冲比的影响。 所谓总浓度，指的是c总＝cB+cHB，c总越大，β越大。 缓冲比是指[B-]/[HB]，缓冲比等于1时β最大，相反 的，缓冲比偏离1越远，β就越小，当缓冲比偏离 到一定的界限时，β就小到此溶液已经不能称为 缓冲溶液了。此缓冲比界限为0.1～10，对应的 pH范围为pKa-1~ pKa+1，记为pH＝pKa±1，此 为缓冲溶液具有缓冲能力的范围，称为缓冲范围。 只要知道了pKa，就可知道缓冲溶液的缓冲范围， 如 …。
第五章 酸碱平衡与沉淀溶解平衡
[ 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
酸碱平衡和沉淀溶解平衡第
离解度：离解平衡时，已离解的电解质浓度占起
始浓度的分数。
一元弱酸：α=[H+]/Ca Ca:酸起始浓度 一元弱碱：α=[OH-]/Cb Cb:碱起始浓度
[H ] / Ca 联立：
[H ] Ka0Ca
[OH ] / Cb 联立：
K
0 a
/
Ca
[OH ] Kb0Cb
Kb0 / Cb
4
K
0 w
/
K0 b, NH3
1014 / 104.74
109.26
K0 b,F
K
0 w
/
K0 a , HF
1014 / 103.17 1010.83
酸性
NH 4CN H 2O NH3 H 2O HCN
K0
a
,
NH
4
K
0 w
/
K0 b, NH3
1014 / 104.74
109.26
同多元弱酸的处理方法一样，可得： 最简式：
24
几点说明
1、强酸才能完全离解出H+,弱酸只能部分给出H+ 2、弱酸离解出H+，受溶液的酸度的控制：
酸度越高（PH值小），离解的H+越少； 酸度越低（PH值大），离解的H+越多； 3、共扼酸碱对，酸越强，则共扼碱越弱； 反之亦然。 如：HAc-NaAc Ka=1.8×10-5=10-4.74 PKa=4.74
已知NH3的 Kb0 1.810。5
NH
4
(aq)
H
2O(l
)
NH3(aq) H3O (l)(aq)
cx
x
x
K
0 h
[ NH 3 ][ H 3O
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A 3+ + 3B-
S ? ( Ksp )1/ 4 27
5. AmBn型
A mB n
mA n+ + nB m-
K sp = m mnnSm+n
S
?
m? n
K sp mmnn
溶度积和溶解度之间的换算必须是 有条件的： 1. 难溶电解质的离子在溶液中不能发生任何化学反应。 2. 难溶电解质溶于水后要一步完全电离。
(3) 溶度积规则
① 离子积Qc：任一条件下 溶液中离子浓度幂的乘积
溶解 AaBb (s) 沉淀
aA n+(aq) + bB m-(aq)
QC ? (CAn? )a ?(CBm? )b
达到沉淀－溶解平衡！
Ksp =[A n+]a[Bm-]b
② 溶度积规则
? Qc = Ksp 饱和溶液，处于沉淀-溶解平衡 ? Qc ＜ Ksp 不饱和溶液，或沉淀溶解 ? Qc ＞ Ksp 生成沉淀
例，已知Ksp,AgCl ＝ 1.78 ? 10-10， Ksp,Ag2CrO4 ＝ 9.0 ? 10-12， 试求AgCl 和Ag 2CrO4的溶解度。
解：（1）设AgCl 的溶解度为S1（mol·dm -3),则：
AgCl(s)
Ag +(aq) + Cl-(aq)
平衡
S1
S1
Ksp ? S12
S1 ? 1.37 ? 10?5 mol ?L?1
(2) 设Ag 2CrO4的溶解度为S2（mol ·dm -3),则：
Ag 2CrO4(s)
2Ag +(aq) + CrO42-(aq)
平衡
2S2
S2
Ksp ? (2S2 )2 ? S2 ? 4S23 S2 ? 1.31? 10?4 mol ?L?1
扩大为 继发性 颗粒
?尿结石的形成学说
肾钙斑学说 ;基质学说; 过饱和结晶学说 ;抑制物学说
再增加 , 在尿路 某狭窄 部位停 留
形成核 心,作为 结石增 大的起 点
一水合草酸钙晶体 二水合草酸钙晶体
患病猫尿中的结晶:左为1000x放大光学显微照片,右为扫描电镜4000x放大照片。
在普通猫尿中加入三聚氰胺和三聚氰酸形成的人工晶体。 质谱分析表明其中三聚氰胺的含量只有30%。
A + + B-
2. AB2型(例PbCl 2、Ca(OH) 2 等) AB2
A 2+ + 2B-
Ksp = 4S3
S ? ( Ksp )1/3 4
3. A2B型（例Ag2CrO 4） A2B
2A + + B2-
Ksp = 4S3
4. AB3型和A3B型（例Fe(OH) 3，Ag3PO 4）
5.
AB 3 Ksp = 27S4
（4） 沉淀的生成(QC ＞Ksp)
要使某物质以沉淀方式从溶液中析出， 必须设法增大有关离子浓度，使其离子浓度 幂的乘积大于该难溶电解质的溶度积，平衡 就向生成沉淀方向移动。
虽然 Ksp,AgCl ＞ K sp, Ag2CrO4 ，但 SAgCl ＜S Ag2CrO4
类型
难溶电解质 S(mol·L-1)
Ksp
AB
AgCl
1.33×10-5 1.77×10-10
A2B AB 2
Ag 2CrO4 Mg(OH) 2
6.54×10-5 1.12×10-4
1.12×10-12 5.67×10-12
溶解度(S) 定义: 在一定温度下，1L水形成饱和溶液时，
所溶解某物质的量(即物质的量浓度)。
旧有定义：一定温度下，物质在 100g水中能溶解的最大量。
溶解 AaBb (s) 沉淀
aA n+(aq) + bB m-(aq)
aS
bS
∴Ksp = [An+]a[Bm-]b = (aS) a(bS) b = a a . bb .Sa+b
[ Ba2? ][ SO42? ]
(c? )2
?
K
?
sp
标准溶度积常数
对于 Aa Bb 型的难溶电解质：
溶解
AaBb (s) 沉淀 aA n+(aq) + bB m-(aq)
K
?
sp
?
? ???
[
An c?
?
]
a
? ?? ?
? ????
[
Bm? c?
]
b
? ?? ?
Ksp =[A n+]a[B m-]b ——溶度积
第四节 难溶强电解质的形成和溶解
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）。
结石发病率情况 （每10万人中）
地区 美国佛罗里达 东莞（门诊统计） 深圳（普查统计）
肾脏小管被三聚氰胺阻塞
一、 溶度积常数
（1）溶度积 solubility product
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。
BaSO 4(s)
溶解 沉淀
Ba 2+(aq) + SO 42—(aq)
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 中的溶解能力。
【例】 氯化银在298K 时的溶解度为 1.91 × 10-3 g·L-1，求 其溶度积。
解：
已知氯化银的摩尔质量
M 为143.32g
.mol
-1 :
1. 将氯化银的溶解度 S单位换算为 mol·L-1：
结论:
? 对于相同类型难溶电解质，其溶解度 S 可以直接 与 溶度积Ksp 比较; Ksp ↑, S↑.
? 对于不同类型难溶电解质，其溶解度 S 不能直接 与 溶度积Ksp 比较。
溶度积(Ksp)与溶解度(S)的关系
1. AB型 (例 AgCl, BaSO 4等) : AB Ksp = S2 S = Ksp1/2
1.91 ×10-3/143.32 = 1.33 ×10-5(mol·L-1)
2. 写出平衡式： 溶解
AgCl(s) 沉淀
Ag +(aq) + Cl - (aq)
S
S
∴K sp,AgCl = [Ag + ][Cl -] = S2 = (1.33 ×10-5)2
＝1.77 × 10-10
（2）溶度积与溶解度
80年代 90年代 上升率
15.7
20.8
+32.5%
101
140
+38.6%
2019年: 4870
男6120，女4070
泌尿系结石中无机矿物的比例
尿酸 ,14%
其它钙盐和 镁盐,15%
L- 胱胺酸 ,1%
草酸钙,70% [COM,COD,COT]
尿结石的成石机理
?尿结石的形成
尿中晶体成 份过多,胶体 成份失常,造 成继发性结石 的沉积