电离平衡和沉淀反应
电离平衡、水解平衡和沉淀的溶解平衡
<1,故pH<7；若x=10y且a+b=14，则
水电离平衡的影响因素和溶液的pH计算 （1）向水中加入H+（酸）、OH-（碱）会抑制
水的电离，而且H+、OH-的浓度越大，对水的电离的
抑制作用越强；向水中加入能消耗H+或OH-的物质 （如：能水解的盐），会促进水的电离，而且生成 盐的弱酸、弱碱越弱，对水的电离的促进作用越强； 由于电离吸热，所以，升温能促进水的电离。但只 要温度不变，水溶液（稀溶液）中的c(H+)· c(OH-)就 不变，温度升高会使c(H+)· c(OH-)增大。
胶体可以吸附不溶性杂质
（2）用盐作杀菌剂： Na2FeO4、氯气和绿矾混合 等 +6的铁具有强氧化性，其还原产物水解生成Fe(OH)3 胶体具有吸附性。
+2Fe2+ Cl2 + H2O
Cl2
2Fe3+ + 2ClH+ + Cl- + HClO
（3）用盐作洗涤剂：Na2CO3、C17H35COONa 等 CO32 - + H2O C17H35COO - + H2O （4）肥料的混用 HCO3 - + OHC17H35COOH + OHNH3↑
碱性强
PH值大
①、不同弱酸对应的盐 碱 性 NaClO 对应的酸 HClO
> <
NaHCO3 H2CO3
②、不同弱碱对应的盐 酸 性
对应的碱
< MgCl2 < NH3 · 2O > Mg(OH)2 > H
NH4Cl
AlCl3 Al(OH)3
③、同一弱酸对应的盐
碱 性 Na2CO3 HCO3 -
电离平衡与沉淀反应的实验报告
电离平衡与沉淀反应的实验报告实验报告：电离平衡与沉淀反应引言：电离平衡是化学反应中重要的概念之一，它描述了离子化合物在溶液中的电离程度。
在本实验中，我们将探究电离平衡与沉淀反应之间的关系，以及如何通过控制反应条件来影响电离平衡和沉淀反应。
材料与方法：1. 实验材料：氯化银(AgCl)固体、稀盐酸(HCl)溶液、稀硝酸(HNO3)溶液、溴化钾(KBr)固体、溴水溶液、乙醇(C2H5OH)溶液、氢氧化钠(NaOH)溶液、硝酸钠溶液(NaNO3)、玻璃棒、试管、移液管等。
2. 实验步骤：a. 实验一：电离平衡实验1) 准备两个试管A和B，各加入一定量的氯化银固体。
2) 向试管中分别加入一定量的稀盐酸溶液。
3) 观察试管中溶液的颜色和混浊度变化，并记录观察结果。
b. 实验二：沉淀反应实验1) 准备两个试管C和D，向每个试管中加入适量的溴化钾固体。
2) 向试管C中加入溴水溶液，向试管D中加入乙醇溶液。
3) 观察两个试管内是否出现沉淀，并记录观察结果。
c. 实验三：影响沉淀反应的因素1) 准备两个试管E和F，向试管E中加入一定量的氯化银固体，向试管F中加入一定量的溴化钾固体。
2) 向试管E中加入适量的稀盐酸溶液。
3) 向试管F中加入适量的稀硝酸溶液。
4) 观察两个试管内是否出现沉淀，并记录观察结果。
结果与讨论：1. 实验一的结果显示，向含有氯化银固体的试管中加入稀盐酸溶液后，溶液的颜色变为白色，并出现浑浊度增加的现象。
这是因为氯化银在水中电离产生了银离子(Ag+)和氯离子(Cl-)，银离子与盐酸中的氯离子结合形成了白色的氯化银沉淀。
2. 实验二的结果显示，向含有溴化钾固体的试管中分别加入溴水溶液和乙醇溶液后，在溴水溶液中出现了橙黄色的溴水溶液，而在乙醇溶液中观察不到明显的颜色变化。
这是因为溴水溶液中的溴离子(Br-)与试管中的溴化钾固体中的钾离子(K+)结合，形成了橙黄色的溴化钾沉淀。
而乙醇溶液中溴离子溶解度较高，无法形成明显的沉淀。
第五‘六章 电离,沉淀溶解平衡习题及答案
第7章电离平衡和沉淀平衡习题参考答案7.1根据酸碱质子理论，写出下列分子或离子的共轭酸的化学式：SO-24；S2-；HPO-24；HSO-4；NH3答：SO-24S2-HPO-24HSO-4NH3共轭酸HSO-4HS- H2PO-4H2SO4 NH+47.2 写出下列各分子或离子的共轭碱的化学式：NH+4；H2S；H2SO4；H2PO-4；HSO-4NH+4H2S H2SO4H2PO-4HSO-4答：共轭碱NH3HS- HSO-4HPO-24SO-247.3 根据质子理论，下列分子或离子哪些是酸？哪些是碱？哪些既是酸又是碱？HS-；CO-23；H2PO-4；NH3；H2S；HAc;OH-；H2O；NO-2。
答：酸：H2S HAc碱：CO-23NH3OH-NO-2（水溶液中）既是酸又是碱:HS-、H2PO-4、H2O在液氨中：2NH3（l）NH-2+NH+4NH3既是酸，又是碱。
7.4 将下列酸按酸强度从大到小的顺序排列：H3O+；HClO4；HNO3；H2O；[Al(H2O)6]3+答：酸强度顺序：HClO4＞HNO3＞H3O+＞[Al（H2O）6]3+＞H2O7.5 将下列碱按碱的强度从大到小的顺序排列：S2-（K b约为为10-15）、OH-、NH3、PO-34、CO-23、Ac-、答：碱强度顺序：S2-＞OH-＞PO-34＞CO-23＞NH3＞AC-7.6 下列物质中那些能作为HCl、H2SO4、HClO4的区分溶剂？NH3、H2O、NaOH、甲醇、乙酸答：甲醇与乙酸可作为HCl、H2SO4及HClO4的区分溶剂。
7.7 计算下列溶液的[H+]和[OH-]：（1）25.00g NaOH溶解于400 mL水中；（2）50.0 mL 0.500 mol·L-1 HCl稀释至175mL;（3）30ml 2.5mol·L-1 KOH稀释至120 mL;（4）4.5×10-4mol·L-1 Ba(OH)2解：（1）[OH-]= 25.00÷40.00÷0.400 = 1.56mol·l-1[H+] = 1.00×10-14÷1.56 = 0.647×10-14 = 6.47×10-15(mol·l-1) （2）0.500×50.0 = 175x，x=[H+]= 0.143(mol·l-1)[OH-]= 1.00×10-14÷0.143 = 6.99×10-14(mol·l-1) （3）2.5×30= 120x，[OH-]= 0.625(mol·l-1)[H+] = 1.0×10-14÷[OH-] = 1.6×10-14(mol·l-1)（4）[OH-]= 4.5×10-4×2 = 9.0×10-4 mol·l-1[OH-]=1.0×10-14/9.0×10-4 = 1.1×10-11 mol·l-17.8 写出下列离子水解反应的离子方程式：CO-23；HPO-24；F-；[Fe(H2O)6]3+解：CO-23+H2O HCO-3+ OH-HPO-24+ H2O H2PO-4+ OH-F-+ H2O HF+ OH-[Fe(H2O)6]3++H2O [Fe(H2O)5(OH)]2++H3O+HCO-3、HPO-24及[Fe(H2O)5(OH)]2+还可再水解（略）7.9 按其水溶液是酸性、中性还是碱性，将下列盐分类。
沉淀溶解平衡和电离平衡的关系
沉淀溶解平衡和电离平衡的关系嗨，大家好！今天我们要聊一聊沉淀溶解平衡和电离平衡的关系，这个话题可是化学界的热门话题哦！我们都知道，化学反应中有很多种平衡状态，而沉淀溶解平衡和电离平衡就是其中两种。
那么，这两种平衡状态之间有什么关系呢？别着急，我们一起来探讨一下吧！我们来了解一下沉淀溶解平衡。
在化学反应中，有些物质会形成固体沉淀物，这些沉淀物在溶液中的浓度是有限的。
当沉淀物的浓度达到一定程度时，它们就会从溶液中析出，形成固体颗粒。
而在这个过程中，溶液中的其他物质会继续发生反应，直到达到一个新的平衡状态。
这就是沉淀溶解平衡。
那么，什么是电离平衡呢？电离是指分子或原子在溶液中失去或获得电子而变成带电离子的过程。
在化学反应中，有些物质会发生电离反应，生成带电离子。
而带电离子在溶液中的浓度也是有限的。
当带电离子的浓度达到一定程度时，它们就会相互结合，形成稳定的化合物。
这就是电离平衡。
看到这里，你可能会想：这两个平衡状态之间有什么关系呢？其实，它们之间的关系非常密切。
在很多化学反应中，沉淀溶解平衡和电离平衡是同时发生的。
比如说，当我们向一个含有氢氧化钠和硫酸的溶液中加入盐酸时，会发生如下的反应：NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2H2OHCl + Na2SO4 → NaCl + H2SO4在这个过程中，氢氧化钠和硫酸会先发生沉淀溶解平衡，生成硫酸钠和水。
然后，硫酸钠会与盐酸发生电离反应，生成氯离子、钠离子和硫酸根离子。
氯离子、钠离子和硫酸根离子会相互结合，形成稳定的氯化钠和硫酸钡沉淀。
所以说，沉淀溶解平衡和电离平衡是相互关联、相互影响的。
在很多化学反应中，我们需要同时考虑这两个平衡状态，才能更好地理解反应过程和预测产物分布。
当然啦，这对于我们的日常生活并没有太大的帮助，但是对于科学家们来说，掌握这些知识是非常重要的哦！好了，今天的文章就到这里啦！希望大家对沉淀溶解平衡和电离平衡有了更深入的了解。
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。
单多相离子平衡实验报告格式参考模板
实验 电离平衡与沉淀平衡一、实验目的1．理解弱酸与弱碱的电离平衡移动，认识盐类水解反应及其水解平衡的移动。
2．学会缓冲溶液的配置方法和试验其性质。
3. 掌握沉淀生成、溶解及转化的条件及混合离子的分离方法。
4．掌握离心分离操作和离心机、pH 试制的使用。
5. 引导学生准确观察实验现象，善于思考分析，提高实验效果。
二．实验原理1. 弱电解质在溶液中的电离平衡及其移动 AB(aq) ⇔ A+(aq) + B-(aq)电离常数 2．同离子效应在已建立平衡的弱电解质中，加入与其含有相同离子的另一种强电解质时，会使弱电解质电离度降低的效应称为同离子效应。
3．缓冲溶液(1) 基本概念：在一定程度上能抵抗外加少量酸、碱或稀释，而保持溶液pH 值基本不变的作用称为缓冲作用。
具有缓冲作用的溶液称为缓冲溶液。
(2)缓冲溶液组成及计算公式：缓冲溶液一般是由共轭酸碱对组成的，例如弱酸和弱酸盐，或弱碱和弱碱盐。
缓冲溶液计算公式4．盐类的水解盐类的水解是酸碱中和的逆反应，水解后溶液的酸碱性决定于盐的类型。
5. 难溶电解质的沉淀生成和溶解根据溶度积规则可以判断沉淀的生成和溶解： 浓度积J > Ksp θ , 过饱和状态，将有沉淀生成 J = Ksp θ , 处于动态平衡J < Ksp θ , 不饱和状态，无沉淀析出()/()/()/c A c c B cK c AB c θθθθ+-⋅=a ()/pH=pK lg()/c c c c θθθ+弱酸盐弱酸三、实验内容·1．电离平衡（1）强电解质和弱电解质（2）同离子效应2．缓冲溶液的配制和性质（1）缓冲溶液的配制（2）缓冲溶液的性质3．盐类的水解（4）分步沉淀Ag+ + Cl-→AgCl ↓(白)Ag++ CrO42-→Ag2CrO4↓(砖红色)Ksp(AgCl) > Ksp(Ag2CrO4)S(AgCl) <S(Ag2CrO4)故：在和的混合溶液中滴加，先生成白色沉淀，后转化为砖红色沉淀。
水溶液中的离子反应与平衡
向左
加 NaOH(s)
向右
加入镁粉
向右
升高温度
向右
加 CH3COONa(s)
向左
CH3COO－＋H＋ ΔH>0
n(H＋)
c(H＋)
导电能力
增大 增大 增大 减小 减小 增大 减小
减小 增大 增大 减小 减小 增大 减小
减弱 增强 增强 增强 增强 增强 增强
Ka
不变 不变 不变 不变 不变 增大 不变
解析：选 BC。醋酸溶液加水稀释，促进电离，溶液中 c(H＋)减小，但 c(OH－)增大，A
错误；醋酸的电离平衡常数
Ka
＝
c（CH3COO－）·c（H＋） c（CH3COOH）
，
温
度
不
变
，
Ka
不变，
c（CcH（3CCOHO3C－O）O·cH（）H＋）不变，B 正确；醋酸溶液加水稀释，醋酸的电离程度增大，因
向右 向右
增大 增大
增大 减小
增大 减小
加 NaHCO3
向右
减小
增大
增大
现象
颜色变深 颜色变浅 颜色变浅 颜色变深 生成红褐色沉 淀，放出气体
4.外界条件对 AgCl 溶解平衡的影响 AgCl(s)
Ag＋(aq)＋Cl－(aq) ΔH>0
体系变化 条件
平衡移动方向
c(Ag＋)
c(Cl－)
升高温度
向右
常温下，任何酸或碱溶液无限稀释时，溶液的 pH 都不可能大于 7 或小于 7，只能无限
接近 7。
误区二：不能正确理解弱酸、弱碱的稀释规律
溶液
稀释前溶液 pH
强酸 酸
弱酸
pH＝a
实验二电离平衡与沉淀反应
2. 5mL缓冲溶液+1滴1 mol·L-1HCl，测其pH 值。
5mL缓冲溶液+1滴 1mol·L-1NaOH，测其 pH值。 3. 测蒸馏水的pH值;
5mL蒸馏水 +1滴 1mol·L-1HCl，测其pH 值；
5mL蒸馏水 +1滴 1mol·L-1NaOH，测其pH 值
第27页，共27页。
沉淀 生成
AgNO3+NaCl→AgCl CaCl2+(NH4)2C2O4→ CaC2O4 CuSO4+Na2S→CuS
(1)用生成弱电解质的
方法溶解CaC2O4沉淀
(2)生成配离子的方法 沉淀
溶解 AgCl沉淀
溶解
(3)用氧化还原的方法 溶解CuS
CaC2O4+2HCl=CaCl2+ H2C2O4 AgCl+2NH3·H2O= [Ag(NH3)2]Cl+2H2O
1. 8.5mL 1mol·L-1HAc +1.5mL 1mol·L-1 NaAc 组成缓冲溶液，用pH 试纸测其pH值。
pH=4
第27页，共27页。
4.0=4.74+lgVNaAc/VHAc VNaAc+V HAc=10mL 由上述两式得：
VHAc=8.5mL VNaAc=1.5mL
2. 5mL缓冲溶液+1滴
碱性 碱性 酸性
CO32-+H2O
HCO3-+OHNaCl=Na++ClAl3++3H2O Al(OH)3+3H+
PO43- +H2O HPO42- +OH– HPO42- +H2O H2PO4- +OH– H2PO4HPO42- +H+
四大动态平衡对比
(4)沉淀解平衡
难溶电解质在水溶液中并不是完全不溶，其 溶解产生旳离子脱离难溶物进入溶液，溶液中旳 离子又会结合成难溶电解质．
影响沉淀溶解平衡旳原因： 主要是浓度、温度和能与难溶电解质相应离子 反应旳其他离子．
3、描述措施不同
(1)、化学平衡常数
对于一般旳化学反应：mA(g) + nB(g) ≒ pC(g) + q D(g)
化学平衡
电离平衡
动态平衡 水解平衡
1、相同点 2、不同点
溶解平衡
一、四大平衡旳相同点比较
1．可逆性 全部旳平衡都建立在可逆“反应”旳基础上，也就是说上 述四种平衡都相应着一种可逆变化， 如下表：
平衡 化学平衡 电离平衡 水解平衡 沉淀溶解平衡
化学反 弱电解
可逆 应中旳 质电离
反应 可逆反 旳可逆
影响弱电解质电离旳原因 主要是浓度及温度．
(3)水解平衡
盐类水解旳根本原因是：
某些盐类溶解于水后，其电离出旳阴、阳离 子与水电离出旳H＋、OH－结合，对水旳电离平 衡造成了影响，即增进了水旳电离平衡，使水旳 电离平衡向正反应方向移动，造成溶液中旳氢离 子浓度、氢氧根离子浓度发生变化．
盐类水解旳规律如下： 有弱才水解 无弱不水解 越弱越水解 谁强显谁性 无弱呈中性
应
工业 举例 上合
成氨
溶液 中旳 弱电 解质
能够水解旳盐类， 涉及强碱弱酸盐、 强酸弱碱盐及弱 酸弱碱盐
溶液中 旳难溶 电解质
醋酸溶液 氨水等
碳酸钠 氯化铁 醋酸铵等
溶液中旳 氯化银 硫酸钡等
2．产生原因及影响原因不同 (1)化学平衡
可逆反应中，正反应和逆反应同步进行，只是在到 达平衡前，正反应速率不小于逆反应速率，
高中化学三大平衡
高中化学三大平衡work Information Technology Company.2020YEAR水溶液中的化学平衡高中化学中，水溶液中的化学平衡包括了：电离平衡，水解平衡，沉淀溶解平衡等。
看是三大平衡，其实只有一大平衡，既化学反应平衡。
所有关于平衡的原理、规律、计算都是相通的，在学习过程中，不可将他们割裂开来。
化学平衡勒夏特列原理（又称平衡移动原理）是一个定性预测化学平衡点的原理，内容为：在一个已经达到平衡的反应中，如果改变影响平衡的条件之一（如温度、压强，以及参加反应的化学物质的浓度），平衡将向着能够减弱这种改变的方向移动，但不能完全消除这种改变。
比如一个可逆反应中，当增加反应物的浓度时，平衡要向正反应方向移动，平衡的移动使得增加的反应物浓度又会逐步减少；但这种减弱不可能消除增加反应物浓度对这种反应物本身的影响，与旧的平衡体系中这种反应物的浓度相比而言，还是增加了，转化率还是降低了。
1、不管是电离、水解还是沉淀溶解，一般情况下，正反应的程度都不高，即产物的浓度是较低的，或者说产物离子不能大量共存。
双水解除外。
2、弄清楚三类反应的区别和联系。
影响电离平衡的因素1.温度：电离过程是吸热过程,温度升高,平衡向电离方向移动2.浓度：弱电解质浓度越大,电离程度越小3.同离子效应：在弱电解质溶液中加入含有与该弱电解质具有相同离子的强电解质,从而使弱电解质的电离平衡朝着生成弱电解质分子的方向移动，弱电解质的解离度降低的效应称为同离子效应4.化学反应：某一物质将电离的离子反应掉,电离平衡向正方向移动1、电离平衡定义：在一定条件下，弱电解质的离子化速率（即电离速率)等于其分子化速率（即结合速率）（如：水部分电离出氢离子和氢氧根离子，同时，氢离子和氢氧根离子结合成水分子的可逆过程）范围：弱电解质（共价化合物）在水溶液中外界影响因素：1）温度：加热促进电离，既平衡向正反向移动（电离是吸热的）2）浓度：越稀越电离，加水是促进电离的，因为平衡向电离方向移动（向离子数目增多的方向移动）3）外加酸碱：抑制电离，由于氢离子或氢氧根离子增多，使平衡向逆方向移动2、水解平衡定义：在水溶液中，盐溶液中电离出的弱酸根离子或弱碱根离子能和水电离出的氢离子或氢氧根离子结合成弱电解质的过程。
高考化学化学反应原理电离平衡、沉淀溶解平衡课件破题致胜
已知下面三个数据：①7.2×10-4、②2.6×10-4、③ 4.9×10-10分别是三种酸的电离平衡常数，若已知这三种 酸可发生如下反应：NaCN+HNO2==HCN+NaNO2； NaCN+HF==HCN+NaF ； NaNO2+HF==HNO2+NaF； 由此可判断下列叙述中正确的是（ A ） A.HF的电离常数是① B.HNO2的电离常数是① C.HCN的电离常数是② D.HNO2的电离常数是③ 【解析】根据题目所给出的三个反应方程式可以得出 这样的结果，三种酸的酸性强弱顺序是：HF＞HNO2 ＞HCN,所以相同条件下，HF的电离平衡常数最大； HCN的电离平衡常数最小，所以本题答案为A。
实验：①0.1mol· L-1 AgNO3溶液和0.1mol· L-1NaCI溶液 等体积混合得到浊液a，过滤得到滤液b和白色沉淀 c； ② 向滤液b中滴加0.1 mol· L-1 KI溶液，出现浑 浊； ③ 向沉淀c中滴加0.1 mol· L-1 KI溶液，沉淀变为黄 色。 下列分析不正确的是 （ B ） A. 浊液a中存在沉淀溶解平衡： AgCl（s）⇋Ag+（aq）+Cl—（aq） B. 滤液b中不含有Ag+ C. ③中颜色变化说明AgCl转化为AgI D. 实验可以证明AgI比AgCl更难溶 【解析】 A、绝对不溶的物质没有，难溶物质在溶液中 存在沉淀溶解平衡，故正确； B、溶液中存在沉淀溶解 平衡，滤液中含有Ag+，故错误； C、D选项沉淀由白 色变为黄色，说明生成AgI，反应向更难溶的方向进行， 故正确。故本题答案为B.
化学反应原理
第七讲 电离平衡、沉淀溶解平衡
பைடு நூலகம்
高考重难点
电离平衡常 数及其影响 因素 沉淀溶解平 衡常数及其 影响因素
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+
水盐平衡原理和沉淀溶解平衡原理
水盐平衡原理和沉淀溶解平衡原理
水盐平衡原理和沉淀溶解平衡原理是化学中两个重要的平衡原理，它们涉及到溶液中离子的浓度和化学反应的平衡。
水盐平衡原理：也称为电离平衡原理，它描述了在水溶液中，电解质（如酸、碱和盐）的离解和离子之间的相互作用。
当电解质溶于水时，它们会离解成离子，这些离子在水中自由移动。
根据水盐平衡原理，在一定温度下，溶液中电解质的离解程度是一定的，即离解产生的离子浓度与未离解的电解质分子浓度之间存在一个平衡。
这个平衡可以通过化学平衡常数来描述。
沉淀溶解平衡原理：涉及到沉淀和溶解过程之间的平衡。
当两种电解质在溶液中反应生成一种不溶于水的沉淀物时，就会发生沉淀反应。
根据沉淀溶解平衡原理，在一定条件下，沉淀和溶解的速率相等，达到一个平衡状态。
此时，溶液中沉淀的浓度和溶解的离子浓度之间存在一个平衡，这个平衡可以通过溶度积常数来描述。
这两个原理在化学中都非常重要，它们帮助我们理解溶液中离子的行为和化学反应的平衡。
通过了解这些原理，我们可以预测溶液中离子的浓度、沉淀物的生成和溶解等现象，以及设计合理的化学反应和分离过程。
解离沉淀平衡实验报告
一、实验目的1. 理解并掌握解离平衡和沉淀平衡的基本概念。
2. 通过实验观察和数据分析，验证沉淀溶解平衡的存在。
3. 学习并运用溶度积规则进行沉淀反应的预测。
二、实验原理1. 解离平衡：弱电解质在水溶液中存在电离平衡，其离子浓度与未电离分子浓度之间存在一定的平衡关系。
2. 沉淀平衡：难溶电解质在水中存在沉淀溶解平衡，当离子浓度乘积超过其溶度积时，会形成沉淀。
3. 溶度积规则：在一定温度下，难溶电解质的溶解度积（Ksp）为常数，可用于预测沉淀的生成和溶解。
三、实验仪器与药品1. 仪器：试管、烧杯、电子天平、滴定管、移液管、玻璃棒、漏斗、滤纸等。
2. 药品：硫酸铜（CuSO4）、氢氧化钠（NaOH）、氯化银（AgNO3）、硝酸钠（NaNO3）、氯化钠（NaCl）等。
四、实验步骤1. 沉淀反应：取两只试管，分别加入2 mL 0.1 mol/L CuSO4溶液和2 mL 0.1 mol/L AgNO3溶液，观察溶液颜色变化。
向其中一只试管中加入2滴0.1 mol/L NaOH溶液，观察沉淀生成情况。
2. 溶解平衡：取两只试管，分别加入2 mL 0.1 mol/L AgNO3溶液和2 mL 0.1 mol/L NaCl溶液，观察溶液颜色变化。
向其中一只试管中加入2滴0.1 mol/L NaNO3溶液，观察沉淀溶解情况。
3. 溶度积计算：根据实验数据，计算沉淀反应和溶解平衡的溶度积，并与已知溶度积数据进行比较。
五、实验数据与结果1. 沉淀反应：向CuSO4溶液中加入NaOH溶液后，观察到蓝色沉淀生成。
2. 溶解平衡：向AgNO3溶液中加入NaCl溶液后，观察到白色沉淀生成。
加入NaNO3溶液后，沉淀逐渐溶解。
3. 溶度积计算：（1）沉淀反应：Ksp(Cu(OH)2) = [Cu2+][OH-]^2 = 0.01 mol/L × (0.01mol/L)^2 = 1×10^-8（2）溶解平衡：Ksp(AgCl) = [Ag+][Cl-] = 0.01 mol/L × 0.01 mol/L =1×10^-4六、实验讨论1. 通过实验观察，验证了沉淀溶解平衡的存在，并了解了沉淀反应和溶解平衡的规律。
电离平衡知识点归纳总结
电离平衡知识点归纳总结电离平衡是指在溶液中，电解质在水中溶解时，其中的阳离子和阴离子的生成和消失达到动态平衡的状态。
电解质在水中溶解时，会发生电离反应，生成阳离子和阴离子，形成电离平衡。
电离平衡在化学、生物、地球科学等领域都具有重要的意义。
下面将对电离平衡的相关知识点进行归纳总结。
一、电解质和非电解质1. 电解质和非电解质的定义电解质是指在溶液中可以电离成阳离子和阴离子的化合物，通常包括盐类、酸、碱等。
非电解质是指在溶液中不能电离成离子的化合物，通常包括共价键物质，如糖、醇等。
2. 电解质和非电解质的区分方法电解质和非电解质可以通过电导率实验来区分。
电解质在水中溶解时会形成离子，可以导电，而非电解质在水中溶解时则不会导电。
二、电离平衡的条件1. 电离平衡的动态特性电离平衡是一种动态平衡，指在溶液中电解质的电离和重新结合达到动态平衡。
在电离平衡状态下，离子的生成速度和消失速度相等，溶液中离子的浓度保持不变。
2. 影响电离平衡的因素（1）温度：温度的升高通常会导致电解质的电离度增加，从而影响电离平衡的位置和性质。
（2）浓度：溶液中电解质的浓度越高，电离平衡的位置越靠近完全电离的一侧。
（3）溶剂：不同的溶剂对电离平衡的影响不同，溶剂的极性和溶剂分子的大小都会影响电离平衡的位置。
三、离子生成和消失的平衡常数1. 平衡常数的定义平衡常数是指在电离平衡时，电离反应的反应物和生成物的浓度比的稳定值，通常用K表示。
对于一般的电离反应：aA + bB ⇌ cC + dD其平衡常数表达式为 K = [C]^c [D]^d / [A]^a [B]^b2. 平衡常数的性质（1）平衡常数与反应进行方向无关，与生成物和反应物的初始浓度有关，但与时间无关。
（2）平衡常数与反应的反应式有关，不同反应式对应的平衡常数不同。
3. 平衡常数的计算平衡常数可以通过实验测定反应物和生成物的浓度，从而计算得到。
在平衡常数的表达式中，浓度的单位通常为摩尔/升。
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)。
四大化学平衡的关系
关于四大化学平衡的关系的讨论报告2010/12/11崔怡凡 杨越 徐伟 北京大学生命科学学院一、摘要在化学学习中我们常常接触到四大化学平衡：酸碱平衡、氧化还原平衡、沉淀溶解平衡、配位平衡，四种化学平衡相互影响，相互作用，在分析一个化学反应时很有必要从四个平衡的相互影响讨论，从而得到更接近实验事实的结论。
另外，从四种化学平衡相互影响的角度分析实验现象亦有助于对实验的理解。
二、引言四种化学平衡广泛存在于各种化学反应中，相互影响，相互作用。
本讨论报告拟结合本实验的现象及有关理论，主要分析说明酸碱平衡、氧化还原平衡、沉淀溶解平衡等三大平衡对配位平衡的影响。
三、内容 1．酸碱平衡和配位平衡的关系以实验2-1为例，取41mL0.2mol /LCuSO 溶液于试管中，逐滴加入2ml /L 氨水直到沉淀溶解为止，再逐滴加入242mol /LH SO 。
向4CuSO 中加入氨水生成234Cu(NH )+：234Cu(NH )+在水溶液中存在配位平衡234Cu(NH )+←−→2Cu ++34NH 氨水存在电离平衡324NH H O NH OH +-←−→+ 加入24H SO 后，H +-与氨水电离出的OH 反应，使氨水的电离平衡向右移动，从而增大4(NH )+，使234Cu(NH )+的配位平衡向左移动，从而形成沉淀析出。
（形成的沉淀会在酸中溶解，此处略去不提）相应地，氨根离子的水解平衡、氨水的电离平衡等酸碱平衡也会受到影响。
故配位平衡会受到酸碱平衡的影响。
当配离子或中心离子可以和H OH +-或结合时，配位平衡就会受到酸碱平衡的影响。
如果这些H OH +-或是由弱酸弱碱电离或是盐类水解而产生的，那么相应的平衡也会受到配位平衡的影响。
2.氧化还原平衡和配位平衡的关系以实验4为例，往5滴0.1mol /LKI 中加入5滴30.1mol /LFeCl 溶液，再加入4CCl 观察，再加入10%饱和4NH F 溶液，观察。
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电离平衡和沉淀反应
一、实验目的和原理
实验目的：
1）、通过电解质强弱的比较，巩固PH概念，掌握酸碱指示剂和试纸的用法；
2)、了解盐类水解作用及水解平衡移动；
3）、了解沉淀的生成与转化，沉淀溶解的各种方法的实验，掌握溶度积规则及沉淀转化所必需条件并掌握离心分离操作。
实验原理：
1）、电解质有强弱之分，他们的电离度大小也有不同。
电解质在水溶液中的电离使水溶液呈相应的PH。
2)、弱电解质在水溶液中存在着离子化和分子化的可逆平衡。
在一平衡体系中加入含有
相同离子的强电解质，促使弱电解质的电离平衡向分子化的方向移动，电离度降低，这种效应为同离子效应。
3）、由弱酸（或弱碱）及其盐的混合溶液组成的缓冲溶液，对外加的少量酸、碱或水都有一定的缓冲作用，即加少量的酸、碱水后溶液的酸度基本不变。
4)、盐类的水解使溶液使溶液呈现相应的PH。
水解反应是中和反应的逆反应，温度升
高促使进水解反应的进行，加入酸或碱则使水解收到抑制或促进。
5）、在难溶电解质中，若相应的离子浓度幂的乘积大于该溶液电解质的溶度积时。
则该难容电解质会以沉淀析出。
反之，难容电解质的沉淀溶解。
二、实验注意事项
1）、酚酞为碱性指示剂，甲基橙为酸性指示剂2）、试剂取用时注意操作，
三、主要仪器与药品
仪器：试管、酒精灯、试管夹
药品：NaOH（0.1mol/L）、NH3·H2O(0.1mol/L)、HAC（0.1mol/L）、HCl(0.1mol/L)、NaCl(0.1mol/L) Na2S(0.1mol/L)、NaAc(0.1mol/L)
四、实验过程及原始数据记录
强电解质与弱电解质
用PH试纸测定溶液的PH：0.1mol/LNaOH,PH=14；0.1mol/LNH3·H2O,PH=9;；蒸馏水：PH=7；
0.1mol/LHAc,PH=3；0.1mol/LHCl.PH=1,按PH从小到大排序：0.1mol/LHCl<0.1mol/LHAc<蒸馏水<0.1mol/LNH3·H2O<0.1mol/LNaOH
盐类的水解
1）、用PH试纸测定浓度为0.1mol/L溶液PH：NaCl=8;PH =9;NaAc=10
2)、取少量NaAc固体于试管中，加水溶解，滴一滴酚酞溶液，溶液颜色变为浅红，加热溶液，溶液颜色加深。
沉淀生成与转化
1）、经试管中加入0.5mL0.1mol/L K2CrO4溶液，混合后一边振荡试管，一边逐滴加入0.1mol/L
AgNO3溶液，先生成白色沉淀，沉淀迅速变红。
2）、向试管中加入0.1mol/L NaCl 溶液和7-8滴0.1mol/LAgNO3溶液，振荡，出现白色沉淀，用胶头滴管吸去上层清液，在沉淀中加入数滴1mol/L Na2S溶液，沉淀变黑，先生成AgCl 白色沉淀，后生成AgS黑色沉淀，AgS溶解度小于AgCl.
Ag+ + Cl- = AgCl ↓2AgCl+Na2S=Ag2S+2NaCl
沉淀的溶解
1）、在试管中加入0.5mol/L AgNO3,加入0.1mol/L NH3·H2O 一滴，有白色沉淀生成，继续滴加氨水，沉淀溶解，先生成AgOH沉淀，后生成银氨离子。
2）、在试管中加入0.1mol/L CuSO4 5 滴，加入0.1mol/LK2CrO4至有沉淀出现，再加入2mol/L HCl至沉淀溶解。
在试管中加入0.1mol/LCuSO4 5滴，加入0.1mol/L Na2S 至有沉淀生成，再加入2mol/L HCl ，沉淀不溶解。
五、实验结果及分析
实验结果1：加热后，NaAc溶液中加入酚酞混合溶液颜色加深。
分析：加热使盐类水解平衡向正向移动，溶液碱性增加，所以颜色加深。
实验结果2：NaCl 与AgNO3溶液混合后生成沉淀，加入Na2S溶液后沉淀变黑。
分析：生成AgCl白色沉淀，后生成Ag2S黑色沉淀KSP(AgCl)>KSP(Ag2S)
实验结果3 ：CuSO4加入K2CrO4有沉淀生成，加入HCl后沉淀溶解，CuSO4加入Na2S有沉淀生成，加入HCl后沉淀不溶解。
分析：CuCr4能溶于盐酸，而CuS却不能。
课后思考题
1、为什么H3PO4溶液呈酸性，NaH2PO4溶液呈微酸性，Na2HPO4溶液呈微碱性，
Na3PO4溶液呈碱性？
答：H3PO4溶于水电离出H+，所以呈酸性，NaH2PO4水解显碱性，电离出H+,电离大于水解，所欲呈微酸性，NaHPO4水解呈碱性，水解大于电离，所以呈弱酸性，Na3PO4呈碱性。
2、如何将BaSO4转化为BaCO3?与Ag2CrO4转化为AgCl相比，那种转化比较容易？
为什么？
答：加入饱和Na2CO3溶液，后者，AgCrO4的溶液积与Ag Cl相差较大，反应容易。
实验日期；2011 -5 - 21 学生：庄永招。