无机化学：第五章 酸碱平衡与沉淀-溶解平衡(12)
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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
无机化学课件PPT-沉淀溶解平衡
Fe(OH)2 Fe(OH)3
FeS Hg2Cl2 Hg2Br2 Hg2I2
HgS PbCl2 PbCO3 PbCrO4 PbSO4 PbS PbI2 Pb(OH)2
Ksp 4.87 10-17 2.64 10-39 1.59 10-19 1.45 10-18 5.8 10-25 4.5 10-29 4.0 10-53 1.17 10-5 1.46 10-13 1.77 10-14 1.82 10-8 9.04 10-29 8.49 10-9 1.42 10-20
若考虑PO43-离子水解，则[PO43-] S，而是:
S
[PO
3 4
]
[HPO
2 4
]
[H
2
PO
4
]
[H
3PO
4
]
[PO
3 4
]1
[H ] Ka3
[H ]2 K a2K a3
[H ]3 K a1K a2Ka3
三、溶度积规则
溶度积规则：可以通过比较沉淀溶解平衡的反应商Q和Ksp的大 小来判断难溶强电解质溶液中反应进行的方向：
沉淀溶解平衡 （Precipitation and Dissolution Equilibrium）
根据物质在水中的溶解度（S）大小，将其分为四个级别：
易溶：S > 1 g/100g H2O 可溶：S = 0.1 – 1 g/100g H2O 微溶：S = 0.01 – 0.1 g/100g H2O 难溶：S < 0.01 g/100g H2O 不存在完全不溶的化合物
解：沉淀出Ni(OH)2，则溶液中[Ni2+][OH-]2 > Ksp(Ni(OH)2) [Ni2+] = 0.01 moldm-3 最低的[OH-]浓度为 [OH-]min2 = Ksp(Ni(OH)2) /[Ni2+]
FeS Hg2Cl2 Hg2Br2 Hg2I2
HgS PbCl2 PbCO3 PbCrO4 PbSO4 PbS PbI2 Pb(OH)2
Ksp 4.87 10-17 2.64 10-39 1.59 10-19 1.45 10-18 5.8 10-25 4.5 10-29 4.0 10-53 1.17 10-5 1.46 10-13 1.77 10-14 1.82 10-8 9.04 10-29 8.49 10-9 1.42 10-20
若考虑PO43-离子水解，则[PO43-] S，而是:
S
[PO
3 4
]
[HPO
2 4
]
[H
2
PO
4
]
[H
3PO
4
]
[PO
3 4
]1
[H ] Ka3
[H ]2 K a2K a3
[H ]3 K a1K a2Ka3
三、溶度积规则
溶度积规则：可以通过比较沉淀溶解平衡的反应商Q和Ksp的大 小来判断难溶强电解质溶液中反应进行的方向：
沉淀溶解平衡 （Precipitation and Dissolution Equilibrium）
根据物质在水中的溶解度（S）大小，将其分为四个级别：
易溶：S > 1 g/100g H2O 可溶：S = 0.1 – 1 g/100g H2O 微溶：S = 0.01 – 0.1 g/100g H2O 难溶：S < 0.01 g/100g H2O 不存在完全不溶的化合物
解：沉淀出Ni(OH)2，则溶液中[Ni2+][OH-]2 > Ksp(Ni(OH)2) [Ni2+] = 0.01 moldm-3 最低的[OH-]浓度为 [OH-]min2 = Ksp(Ni(OH)2) /[Ni2+]
上大 无机化学A 第五章酸碱平衡PPT课件
10
（2）pH值 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-1，一般溶液中[H+] 很小，其数值 读写都不方便。故用其负对数pH值表示，即：
pHlg[H]
同样： 因为： 所以
pOHlgO [ H ]
[OH ][H]1 014
pH+pOH=14
生成的 Ac- 就是碱。HAc 与 Ac－ 是一对 共轭酸碱对。我们说 HAc 是 Ac－ 的共轭酸 ，而 Ac－ 是 HAc 的共轭碱。有酸必有碱。
7
• 一般来说：共轭酸越强，它的共轭碱就越 弱；共轭碱越强，它的共轭酸就越弱。 • 如：H2OH++OH• 水为最弱的酸，它的共轭碱是最强的碱。 • 同一个共轭酸碱对中，共轭酸的Ka与共轭碱 的Kb的乘积等于水的离子积常数。 即：
所以：
Ka C2
或者：
Ka C
此即所谓稀释定律，也就是电离度和电离常 数的关系式。
16
有关电离度的讨论： 1、同类型弱酸（碱），如浓度相同，可将作为电离程 度的量度。 2、同一弱酸（碱）， 和浓度的平方根成反比。 即：浓度越稀，电离度越大，而H+？ 以上又称稀释定律，但注意，仅适用于弱电解质。 3、 随温度的变化而变化，但变化不大。
酸：Acid
Ka
碱：base
Kb
盐：salt
13
有关电离常数的讨论： 1、Ki的大小代表弱电解质的电离趋势： Ki值越小，电离程度越小，该弱电解质的酸（碱）性越弱； Ki值越大，电离程度越大，该弱电解质的酸（碱）性越强。 2、 Ki与电离体系中各组分的浓度无关。 3、T变化， Ki也发生变化，但影响不大。
（2）pH值 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-1，一般溶液中[H+] 很小，其数值 读写都不方便。故用其负对数pH值表示，即：
pHlg[H]
同样： 因为： 所以
pOHlgO [ H ]
[OH ][H]1 014
pH+pOH=14
生成的 Ac- 就是碱。HAc 与 Ac－ 是一对 共轭酸碱对。我们说 HAc 是 Ac－ 的共轭酸 ，而 Ac－ 是 HAc 的共轭碱。有酸必有碱。
7
• 一般来说：共轭酸越强，它的共轭碱就越 弱；共轭碱越强，它的共轭酸就越弱。 • 如：H2OH++OH• 水为最弱的酸，它的共轭碱是最强的碱。 • 同一个共轭酸碱对中，共轭酸的Ka与共轭碱 的Kb的乘积等于水的离子积常数。 即：
所以：
Ka C2
或者：
Ka C
此即所谓稀释定律，也就是电离度和电离常 数的关系式。
16
有关电离度的讨论： 1、同类型弱酸（碱），如浓度相同，可将作为电离程 度的量度。 2、同一弱酸（碱）， 和浓度的平方根成反比。 即：浓度越稀，电离度越大，而H+？ 以上又称稀释定律，但注意，仅适用于弱电解质。 3、 随温度的变化而变化，但变化不大。
酸：Acid
Ka
碱：base
Kb
盐：salt
13
有关电离常数的讨论： 1、Ki的大小代表弱电解质的电离趋势： Ki值越小，电离程度越小，该弱电解质的酸（碱）性越弱； Ki值越大，电离程度越大，该弱电解质的酸（碱）性越强。 2、 Ki与电离体系中各组分的浓度无关。 3、T变化， Ki也发生变化，但影响不大。
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
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
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。
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
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。
无机化学 - 沉淀溶解平衡
溶液中c(An+)= m·S，c(Bm-)= n·S 9
Kspθ与S的定量关系
① AB型： AB
A++ B-
溶解度为 S mol·L–1 S S
K
SP
ceq ( A c
)
ceq ( B c
)
S2
c
2
② AB2 、A2B型：Mg(OH)2，Ag2SO4
AB2
A2++ 2B-
S 2S
K
SP
S
5.3×10-5 ＜ 1.7×10-4
∴ 不同类型的难溶电解质,
Kspθ大，S不一定大, 通过计算比较S
14
练习
1.下列叙述正确的是( ) A.用水稀释含有AgCl固体的溶液时，AgCl的标准溶度积常数不变 B.标准溶度积常数大者，溶解度也大 C.由于AgCl水溶液导电性很弱，所以它是弱电解质 D.难溶电解质离子浓度的乘积就是该物质的标准溶度积常数
解： ① ∵ Kspθ=c1 [Ag+]c[I-]=8.3×10-17
Kspθ=c2 [Ag+]c[Cl-]=1.8×10-10 c1 [Ag+]=8.3×10-17/0.010= 8.3×10-15 (AgI先↓)
c2 [Ag+]=1.8×10-10/0.010= 1.8×10-8 (AgCl后↓)
B.3.510-5 mol / L
C.5.010-5 mol / L
D.1.7 10-3 mol / L
(D)
2.
室温下，La2
(C2O4
)3?在纯水中的溶解度为1.1106
?mol
/
L，? 其K
sp
()
A.7.3 1012
Kspθ与S的定量关系
① AB型： AB
A++ B-
溶解度为 S mol·L–1 S S
K
SP
ceq ( A c
)
ceq ( B c
)
S2
c
2
② AB2 、A2B型：Mg(OH)2，Ag2SO4
AB2
A2++ 2B-
S 2S
K
SP
S
5.3×10-5 ＜ 1.7×10-4
∴ 不同类型的难溶电解质,
Kspθ大，S不一定大, 通过计算比较S
14
练习
1.下列叙述正确的是( ) A.用水稀释含有AgCl固体的溶液时，AgCl的标准溶度积常数不变 B.标准溶度积常数大者，溶解度也大 C.由于AgCl水溶液导电性很弱，所以它是弱电解质 D.难溶电解质离子浓度的乘积就是该物质的标准溶度积常数
解： ① ∵ Kspθ=c1 [Ag+]c[I-]=8.3×10-17
Kspθ=c2 [Ag+]c[Cl-]=1.8×10-10 c1 [Ag+]=8.3×10-17/0.010= 8.3×10-15 (AgI先↓)
c2 [Ag+]=1.8×10-10/0.010= 1.8×10-8 (AgCl后↓)
B.3.510-5 mol / L
C.5.010-5 mol / L
D.1.7 10-3 mol / L
(D)
2.
室温下，La2
(C2O4
)3?在纯水中的溶解度为1.1106
?mol
/
L，? 其K
sp
()
A.7.3 1012
无机化学教学5章化学平衡PPT课件
05
沉淀溶解平衡
沉淀溶解平衡常数
沉淀溶解平衡常数（Ksp）
表示在一定温度下，难溶电解质在水中的溶解度。
Ksp的表达式
Ksp = [Ca2+][CO32-] / [CaCO3]，其中 [Ca2+][CO32-]和[CaCO3]分别代表溶液中钙离子、 碳酸根离子和碳酸钙的浓度。
Ksp的意义
用于判断沉淀的生成和溶解，以及计算溶液中离子 的浓度。
影响沉淀溶解平衡的因素
温度
温度升高，沉淀溶解平衡常数增大，沉淀溶解度 增大。
同离子效应
当溶液中存在与沉淀溶解平衡相同的离子时，会 降低沉淀的溶解度。
浓度
溶液中离子浓度的改变会影响沉淀溶解平衡常数 ，进而影响沉淀的生成和溶解。
盐效应
当溶液中加入强电解质时，会增大沉淀的溶解度 。
沉淀溶解平衡的应用
80%
影响因素
总结词
化学平衡常数受温度、压力、反应物浓度等因素的影响。
详细描述
温度对化学平衡常数的影响较大，温度升高，平衡常数一般会增大；压力对平衡常数的影响较小，但在高压条件 下，平衡常数可能会有所增大；反应物浓度对平衡常数的影响取决于反应的特性，对于可逆反应，反应物浓度的 变化会影响平衡常数的数值。
详细描述
酸碱平衡常数（通常用K表示）是温度的函数，反映了在一定温度下，酸和碱达 到平衡时各自的浓度。这个常数对于理解酸碱反应的本质和预测反应结果至关重 要。
酸碱平衡的移动
总结词
酸碱平衡的移动是化学反应动态平衡的表现，受到温度、压 力、物质的性质和浓度等多种因素的影响。
详细描述
当一个酸碱反应达到平衡状态时，平衡可能会因为温度、压 力、物质的性质或浓度的变化而发生移动。了解平衡移动的 规律对于预测和控制化学反应结果具有重要意义。
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
[ 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
无机化学第五章酸碱平衡ppt文档
H+
H 2 O ( N l3 ( )a H → q N 4 ( )H a q O ( a )) H q
H+
H 2 O ( H 2 l O )→ ( H 3 O l ( )a q O ( a )) H q
5.1 酸碱质子理论概述
5.1.2 酸、碱质子理论 酸、碱的中和：
H+
→ H 3 O (a q O ) (H aq H 2 O ) (H l 2 O ) (l)
酸
碱 质子
HCl、HAc、NH4+、H2SO3、[Al(H2O)6]3+ 等都能给出质子，都是酸； 而OH、Ac、 NH3、 HSO3、 CO32等都能接受质子，都是碱。
5.1 酸碱质子理论概述
5.1.2 酸、碱质子理论
酸碱相对强弱
酸 = 碱Cl-（aq） + H+（aq）
5.1 酸碱质子理论概述
5.1.2 酸、碱质子理论
酸与对应的碱的这种相互依存、相互转化的关系称为酸碱共轭关系。共轭酸与
它的共轭碱一起称为共轭酸碱对。
共轭酸碱对
HAc + H2O = H3O+ +Ac- (电离) H3O+ +NH3 = H2O+ NH4+ (中和) H2O+ CN- = OH- + HCN (水解) H2O+ CO32- = HCO3- + OH-(水解)
100℃ Kwθ = 5.43 ×10－13
5.2 水的解离平衡与溶液的pH
5.2.2 溶液的pH值 溶液的酸碱性可以用溶液中氢离子和氢氧根离子的浓度表示。 当c(H+) = 10-1~10-14, pH = -lg[c(H+)], pOH = -lg[c(OH-)] H2O (l) → H+ (aq) + OH－(aq) 加入酸或碱可以使平衡移动，但Kwө 不变。 25℃ ，Kwө= c(H+)·c(OH-)=1.0×10-14 -lg Kwө = -lg[c(H+)] -lg[c(OH-)] pKwө = pH+ pOH = 14
H 2 O ( N l3 ( )a H → q N 4 ( )H a q O ( a )) H q
H+
H 2 O ( H 2 l O )→ ( H 3 O l ( )a q O ( a )) H q
5.1 酸碱质子理论概述
5.1.2 酸、碱质子理论 酸、碱的中和：
H+
→ H 3 O (a q O ) (H aq H 2 O ) (H l 2 O ) (l)
酸
碱 质子
HCl、HAc、NH4+、H2SO3、[Al(H2O)6]3+ 等都能给出质子，都是酸； 而OH、Ac、 NH3、 HSO3、 CO32等都能接受质子，都是碱。
5.1 酸碱质子理论概述
5.1.2 酸、碱质子理论
酸碱相对强弱
酸 = 碱Cl-（aq） + H+（aq）
5.1 酸碱质子理论概述
5.1.2 酸、碱质子理论
酸与对应的碱的这种相互依存、相互转化的关系称为酸碱共轭关系。共轭酸与
它的共轭碱一起称为共轭酸碱对。
共轭酸碱对
HAc + H2O = H3O+ +Ac- (电离) H3O+ +NH3 = H2O+ NH4+ (中和) H2O+ CN- = OH- + HCN (水解) H2O+ CO32- = HCO3- + OH-(水解)
100℃ Kwθ = 5.43 ×10－13
5.2 水的解离平衡与溶液的pH
5.2.2 溶液的pH值 溶液的酸碱性可以用溶液中氢离子和氢氧根离子的浓度表示。 当c(H+) = 10-1~10-14, pH = -lg[c(H+)], pOH = -lg[c(OH-)] H2O (l) → H+ (aq) + OH－(aq) 加入酸或碱可以使平衡移动，但Kwө 不变。 25℃ ，Kwө= c(H+)·c(OH-)=1.0×10-14 -lg Kwө = -lg[c(H+)] -lg[c(OH-)] pKwө = pH+ pOH = 14
无机化学第五章沉淀反应
第五章沉淀反应Chapter 5The Precipitation Reactions中学的化学知识中，常常用沉淀反应来鉴别一些金属离子或酸根离子，这就涉及到一些难溶电解质的沉淀和溶解问题。
在含有固体的难溶电解质的饱和溶液中，存在着固体难溶电解质与溶液中相应各离子间的多相平衡。
§5-1溶度积Solubility Product一、沉淀和溶解平衡（The Equilibrium of Precipitation and Dissolution ）1．在一定温度和一定量水中，AgCl(s)Ag +(aq)+Cl －(aq)当v 沉淀=v 溶解时，沉淀和溶解达到平衡，称为异相平衡（heterogeneous equilibrium ）.2．平衡表达式：[Ag ][Cl ][AgCl]K +-=∴[Ag +][Cl －]=K ·[AgCl]，把K ·[AgCl]记作K sp ，K sp 称为溶度积常数。
3．通式：A Bn m (s)A aq B aq ()()m n n m +-+，sp[A ][B ]m n n m K +-=⋅4．注意点：(1)K sp 与温度有关，但影响不大。
在实际中，常用25℃时的K sp ；(2)在上述表达式中，浓度必须用体积物质的量浓度；(3)在K sp 表达式中，应该用离子活度代替离子浓度。
但由于在难溶电解质的溶液中，离子浓度很小，离子的活度系数γ=1，所以可以用离子浓度代替离子活度。
二、溶度积与溶解度的关系（The Relationship of Solubility Product and Solubility ）1．溶解度s o (mol·dm -3)与K sp 的换算(1)由于两者都表示某一物质成为饱和溶液时所含溶质的量相同，即都是表示物质的溶解能力，故它们之间可换算。
(2)换算关键：由于难溶电解质的溶解度很小，所以虽然是饱和溶液，但此饱和溶液很稀，则1ρρ==溶液水，所以，也可以把摩尔溶解度换算成g /100H 2O 。
酸碱平衡和沉淀平衡 ppt课件
有机化合物如乙醇CH3CH2OH可看作是(酸)和 OH-碱以配位键结合而成的酸碱配合物C2H5←OH
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)。
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 ppt
电离平衡当然是有水分子参加的，但稀溶液中水的浓度几乎 不变，一般合并在常数中。P654附录三列出了常见酸碱的电离常 数。
电离度a：电解质电离达到平衡时，其离解的百分 数。即 [发生电离的浓度]/[物质的起始浓度]×100%
-
5
2.电离常数与电离度的关系： 对一元弱酸、弱碱而言，设其原始浓度为c
HA == H+ + A平衡时 c(1-a) ca ca
即氢离子浓度的负对数
pH = -lg[H+] pOH= -lg[OH-]
pH = -lg(cH+ /c0)
可见溶液中, pH + pOH = 14
*pH< 7, 溶液酸性、=7，中性、>7，碱性
pH越小酸度越大（高），越大，酸度越低
pH变化一个单位，氢或氢氧根离子变化10倍
采用pH时，其范围多在0~14间，其余用摩尔浓度。
电荷平衡CBE(charge balance equation):溶液中正负离子 电荷总数相等.
对一元弱酸(碱)HA(总浓度c)
有 c = [HA] + [A-]
及 [H+] = [OH-] +a[HA] + Kw)1/2
当cK>>Kw时,忽略水的电离, [H+] = (Ka(c – [H+])1/2
B 无同离子效应时，［ S2- ］= K2
-
9
例：计算0.10M H3PO4溶液中的[H+]、[H3PO4]、[H2PO4-]、
[HPO42-]和[PO43-]。(Ka1=7.6×10-3, Ka2=6.3×10-8, Ka3=4.35×10-13 )
0.024; 0.076; 0.024; 6.3×10-8; 1.1×10-18.
电离度a：电解质电离达到平衡时，其离解的百分 数。即 [发生电离的浓度]/[物质的起始浓度]×100%
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2.电离常数与电离度的关系： 对一元弱酸、弱碱而言，设其原始浓度为c
HA == H+ + A平衡时 c(1-a) ca ca
即氢离子浓度的负对数
pH = -lg[H+] pOH= -lg[OH-]
pH = -lg(cH+ /c0)
可见溶液中, pH + pOH = 14
*pH< 7, 溶液酸性、=7，中性、>7，碱性
pH越小酸度越大（高），越大，酸度越低
pH变化一个单位，氢或氢氧根离子变化10倍
采用pH时，其范围多在0~14间，其余用摩尔浓度。
电荷平衡CBE(charge balance equation):溶液中正负离子 电荷总数相等.
对一元弱酸(碱)HA(总浓度c)
有 c = [HA] + [A-]
及 [H+] = [OH-] +a[HA] + Kw)1/2
当cK>>Kw时,忽略水的电离, [H+] = (Ka(c – [H+])1/2
B 无同离子效应时，［ S2- ］= K2
-
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例：计算0.10M H3PO4溶液中的[H+]、[H3PO4]、[H2PO4-]、
[HPO42-]和[PO43-]。(Ka1=7.6×10-3, Ka2=6.3×10-8, Ka3=4.35×10-13 )
0.024; 0.076; 0.024; 6.3×10-8; 1.1×10-18.
无机化学052沉淀溶解平衡ppt课件
解：设Mg(OH)2的在298K的溶解度为S mol·L-1 。
Mg(OH)2(s)
Mg2+ + 2OH-
平衡时
S
2S
Ksp(Mg(OH)2)=[Mg2+]·[OH-]2= S·(2S)2 = 4 S 3
S 3 Ksp 3 5.61 1012
4
4
1.12 104 mol L1
Q关系式适用于任意状态的溶液。 Ksp表示难溶强 电解质的饱和溶液中离子幂的乘积，在一定温度下， Ksp为一常数，它只是Q的一个特例。
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南京医科大学药学院
许贯虹
溶度积规则：
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➢ Q ＝Ksp表示溶液饱和，这时溶液中的沉淀与溶 解达到动态平衡，既无沉淀析出又无沉淀溶解
aAn+ (aq) + bBm- (aq) Ki
AaBb (s)
aAn+ (aq) + bBm- (aq) Ksp
Ksp Ks Ki [An ]a [Bm ]b
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AaBb(s)
aAn+ (aq) + bBm- (aq)
Ksp [An ]a [Bm ]b
3. 对于不同类型的难溶电解质，必须经过计算来比 较。
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溶度积与溶解度换算的条难件溶的：硫化物、碳酸盐、
磷酸盐等不适用。 1. 适用于溶解后解离出的正、负离子在水溶液中不 发生水解等副反应或程度较小的物质。
2. 难溶电解质必须完全解离。
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溶度积常数(solubility product constant)
无机化学：第五章 酸碱平衡与沉淀-溶解平衡(12)
QC
C C2 Mg2 OH
0.050(9.4104 )2
4.4108
Ksp
所以，有Mg(OH)2沉淀产生。
要使Mg(OH)2不沉淀，[OH-]必须降低至：
[OH ]
Ksp [Mg2 ]
1.121011 1.5 105(mol L1 ) 0.050
因此，需向该溶液中加入固体氯化铵的量为：
Ksp=x ·0.010 =1.07×10-10
x =1.07×10-8 mol ·L-1
三、沉淀的溶解 Qc < Ksp
A. 生成难解离的物质，如水，弱酸，弱碱和其它难解离的分子
等，降低离子积Qc 。
金属氢氧化物沉淀：加入H+，生成水；加入NH4+生成NH3。 碳酸盐沉淀的溶解：加入H+，生成HCO3— 或CO2。 PbSO4沉淀：加入NH4Ac，生成Pb(Ac) 2。 B. 利用氧化还原反应
SS
Ksp = [Ba2+][SO42-] = S2
[BaSO4] = [Ba2+] = [SO42-] = S =
二、同离子效应和盐效应
a.同离子效应：在难溶电解质饱和溶液中加入含有共 同离子的电解质，使难溶电解质溶解度降低的现象。
b.盐效应：在难溶电解质的饱和溶液中加入某种不含 相同离子的易溶电解质。使难溶电解质的溶解度比同 温时纯水中的溶解度增大。
【例】已知BaSO4的Ksp=1.07×10-10，求298K时， BaSO4在纯水中和0.010 mol ·L-1 K2SO4溶液中的溶解度。
x 3.0 106
c0 (Na2CO3)
3.3106 0.010
0.010mol L1
结论
✓ 类型相同， Ksθp 大（易溶）者向 Ksθp 小
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QC
C C2 Mg2 OH
0.050(9.4104 )2
4.4108
Ksp
所以，有Mg(OH)2沉淀产生。
要使Mg(OH)2不沉淀，[OH-]必须降低至：
[OH ]
Ksp [Mg2 ]
1.121011 1.5 105(mol L1 ) 0.050
因此，需向该溶液中加入固体氯化铵的量为：
Ksp = 4S3 = 4(1.41×10-4)3 = 1.12×10-11
C Mg2
0.10 10.0 20.0
0.050(mol L1 )
C NH3
0.10 10.0 20.0
0.050(m ol
L1 )
∵CNH3/Kb>400，则：
[OH ] Kb C 1.76105 0.050 9.4104(mol L1)
● 当反应达到平衡状态时
r
GmБайду номын сангаас
(T)
RTlnlgk
sp
r
Gm
(T)
2.303RTlgk
sp
注意
• 溶度积表示在一定的温度下，难溶电解质 达到沉淀－溶解平衡时，溶液中各离子浓 度以其化学计量系数作为指数的幂的乘积 是一个常数。
• 溶度积常数数值反映了难溶电解质在水中 的溶解能力大小。
二、 溶度积(Ksp)与溶解度(S)的关系
C Sr 2
0.010 2 103 5 103
0.0040mol L1
C SO
2 4
0.10 3 103 5 103
0.060mol
L1
QC CSr 2 CSO42 0.0040 0.060 2.4104
∵ QC > Ksp ∴ 有SrSO4沉淀生成。
【例】 Mg(OH)2的溶解度为每升水溶解0.0082g。若将 10.0ml 0.10 mol·L-1的MgCl2溶液与10.0ml 0.10 mol·L-1 NH3溶液混合，有无沉淀产生？如有沉淀产生， 则需加入多少克固体氯化铵才能阻止Mg(OH)2沉淀产生？ 解：S = 0.0082/58.3 = 1.41×10-4(mol·L-1)
(1) 溶解度S
一定温度下，物质在100g水中能溶解的最大量。
溶解 AaBb (s) 沉淀
aAn+(aq) + bBm-(aq)
aS
bS
∴Ksp = [An+]a[Bm-]b = (aS)a(bS)b = aa . bb .Sa+b
【例】氯化银在298K时的溶解度为1.91 × 10-3 g·L-1， 求其溶度积。
NH3. H2O
NH4+ ＋ OH-
对于AaBb型的难溶电解质： 溶解
AaBb (s) 沉淀 aAn+(aq) + bBm-(aq)
Ksp =[An+]a[Bm-]b
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。
一些难溶化合物的溶度积，参考P117-表7-1。
由范特霍夫等温方程：
rGm (T ) rGm (T) 2.303RTlgQp
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：
1.91 ×10-3/143.32 = 1.33 ×10-5(mol·L2. 写1出) 平衡式：
AgCl(s) 溶解 Ag+(aq) + Cl- (aq) 沉淀
S
S
∴Ksp,AgCl = [Ag+ ][Cl-] =S2 =(1.33×10-5)2 ＝1.77×10-10
1. AB型 (例 AgCl, BaSO4等) : AB Ksp = S2 S = Ksp1/2
A+ + B-
2. AB2型(例PbCl2、Ca(OH)2 等) AB2
A2+ + 2B-
Ksp = 4S3
S （ Ksp ）1/ 3 4
3. A2B型（例Ag2CrO4） A2B
2A+ + B2-
Ksp = 4S3
第四节 难溶强电解质的形成和溶解
一、溶度积常数 二、分步沉淀 三、沉淀的溶解和转化
（一）溶度积 （二）溶度积与溶解度 （三）溶度积规则 （四）沉淀的生成
一、溶度积
（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)。
a＜c，则Qc ＜Ksp b. 过饱和现象 c. 人眼观察能力有限. 沉淀物≥1.0×10- 5g/L,
时，肉眼才能感觉到浑浊现象。
四、 沉淀的生成条件：Qc > Ksp
【例】 0.010 mol•L-1 SrCl2溶液2ml和0.10 mol•L-1 K2SO4溶液3ml混合。（已知 KspSrSO4=3.81×10-7 ） 解：溶液混合后离子的浓度为：
溶解 BaSO4(s) 沉淀
Ba2+(aq) + SO42—(aq)
K [Ba2 ][SO42 ] [BaSO4 ]
K .[BaSO4] = [Ba2+][ SO42-]
由于BaSO4为固体，可看成常数，则：
Ksp = [Ba2+][ SO42-]
Ksp称为溶度积常数，简称溶度积, 只与温度有关。 它反映了难溶电解质在水中的溶解能力。
4. AB3型和A3B型（例Fe(OH)3，Ag3PO4）
AB3 Ksp
=
A3+ 27S4
+
3B-
S （
Ksp 27
）1/
4
电解质类型 难溶电解质
AB
AgCl
A2B
Ag2CrO4
AB2
Mg(OH) 2
溶解度 (mol·L-1)
溶度积(Ksp)
1.33×10-5 1.77×10-10
6.54×10-5 1.12×10-12
1.12×10-4 5.67×10-12
由上表可得:
(1) 相同类型的难溶电解质，溶解度S越大，溶度 积Ksp也越大。
(2) 不同类型的难溶电解质，溶解度S越大，溶度 积不一定越大，要通过计算得到。
三、 溶度积规则
① 离子积Qc：溶液中离子浓度幂的乘积，表示任 一条件下离子浓度幂的乘积。 溶解 AaBb (s) 沉淀 aAn+(aq) + bBm-(aq)
Qc (CAn )a (CBm )b
Ksp =[An+]a[Bm-]b 达到沉淀－溶解平衡！
饱和溶液
② Qc和Ksp的关系 离子积 Qc= Ksp 饱和溶液，处于沉淀-溶解平衡
＜ Ksp 不饱和溶液，或沉淀溶解 ＞ Ksp 生成沉淀
注：当Qc稍大于Ksp时，理论上应该产生沉淀，但我 们却观察不到沉淀，WHY？ 原因：a. Qc不是按活度a，而是按浓度c计算的，