酸碱解离和沉淀平衡
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《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
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 ]
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
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。
第3章酸碱解离平衡和沉淀溶解平衡分解
HB + H2O B- + H3O+ ceq(B-) ·ceq(H3O+) Ka (HB) = ceq(HB)
Ka (HB) —弱酸HB的标准解离常数， Ka ↑，酸性↑ ceq(B-) , ceq(H3O+) , ceq(HB) — B-, H3O＋, HB的平衡浓度
HSO4- + H2O
HAc + H2O NH4+ + H2O
解： HS－ + H2O H2S+OH－
查表得：H2S 的 Ka1= 5.1×10-8
KW 1.001014 7 K b2 2 . 0 10 K a1 5.1108
三、弱酸、弱碱溶液 pH 的计算
氢离子浓度和 pH
纯水：ceq(H3O+) = ceq(OH-) = K c = 1.0×10-7 mol· L-1
Kb (Ac-) = 5.6×10-10 Kb (NH3) = 1.8×10-5
碱性：NH3 > Ac- > SO42-
多元弱酸解离平衡 多元弱酸：能给出2个或2个以上质子的弱酸
第一步解离：H3PO4 + H2O H3PO4的一级标准解离常数
Ka1 (H3PO4) = H2PO4- + H3O+
ceq(H2PO4-) ·ceq(H3O+) ceq(H3PO4)
Kb1 (CO32-) >> Kb2 (CO32- ) 2.1×10-4 2.4×10-8 溶液中的OH-主要来自CO32- 的第一步质子转移反应
多元弱碱的相对强弱取决于一级标准解离常数Kb1 Kb1越大,溶液中OH- 浓度越大,多元弱碱的碱性越强
3. Ka(HB) 与 Kb(B-) 的关系
Ka (HB) —弱酸HB的标准解离常数， Ka ↑，酸性↑ ceq(B-) , ceq(H3O+) , ceq(HB) — B-, H3O＋, HB的平衡浓度
HSO4- + H2O
HAc + H2O NH4+ + H2O
解： HS－ + H2O H2S+OH－
查表得：H2S 的 Ka1= 5.1×10-8
KW 1.001014 7 K b2 2 . 0 10 K a1 5.1108
三、弱酸、弱碱溶液 pH 的计算
氢离子浓度和 pH
纯水：ceq(H3O+) = ceq(OH-) = K c = 1.0×10-7 mol· L-1
Kb (Ac-) = 5.6×10-10 Kb (NH3) = 1.8×10-5
碱性：NH3 > Ac- > SO42-
多元弱酸解离平衡 多元弱酸：能给出2个或2个以上质子的弱酸
第一步解离：H3PO4 + H2O H3PO4的一级标准解离常数
Ka1 (H3PO4) = H2PO4- + H3O+
ceq(H2PO4-) ·ceq(H3O+) ceq(H3PO4)
Kb1 (CO32-) >> Kb2 (CO32- ) 2.1×10-4 2.4×10-8 溶液中的OH-主要来自CO32- 的第一步质子转移反应
多元弱碱的相对强弱取决于一级标准解离常数Kb1 Kb1越大,溶液中OH- 浓度越大,多元弱碱的碱性越强
3. Ka(HB) 与 Kb(B-) 的关系
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。
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
酸碱平衡与沉淀溶解平衡
01
02
pH＜7.35 酸中毒 用乳酸钠调节 pH＞7.45 碱中毒 用NH4Cl调节 例如血液的pH值总是维持在7.35～7.45之间， 如果低于或高于这个数值，都会导致疾病发生。 血浆： H－蛋白质～Na－蛋白质； H2CO3～ NaHCO3； NaH2PO4～Na2HPO4
[例] 计算298K时CuS的溶度积
对于同一类型的难溶电解质，由于溶解度与溶度积之间的关系相同，因此可以由溶度积的大小直接比较溶解度的大小，如Ksp,AgCl>Ksp,AgBr>Ksp,AgI，所以SAgCl>SAgBr>SAgI；
（二）溶度积与溶解度
不同类型的难溶电解质不能直接用溶度积来比较溶解度的大小，而必须通过计算说明。
例： 在醋酸中加入NH4Cl 。 在氨水溶液中加入NaAc。
03
（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。
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。
03
BaSO4(s) Ba2+(aq) + SO42-(aq)
02
[Ba2+]和[SO42-]为平衡的平衡浓度，即饱和 BaSO4溶液中的浓度， Ksp称为溶度积常数(solubility product constant)简称溶度积。
AaBb(s) aAn+(aq) + bBm-(aq)
第五章 酸碱平衡与沉淀溶解平衡
第一节 酸和碱
一、酸碱质子理论
（一）酸碱质子理论定义
酸是能给出质子的分子或离子，称为质子给体，碱是能与质子结合的分子或离子，称质子受体。
02
pH＜7.35 酸中毒 用乳酸钠调节 pH＞7.45 碱中毒 用NH4Cl调节 例如血液的pH值总是维持在7.35～7.45之间， 如果低于或高于这个数值，都会导致疾病发生。 血浆： H－蛋白质～Na－蛋白质； H2CO3～ NaHCO3； NaH2PO4～Na2HPO4
[例] 计算298K时CuS的溶度积
对于同一类型的难溶电解质，由于溶解度与溶度积之间的关系相同，因此可以由溶度积的大小直接比较溶解度的大小，如Ksp,AgCl>Ksp,AgBr>Ksp,AgI，所以SAgCl>SAgBr>SAgI；
（二）溶度积与溶解度
不同类型的难溶电解质不能直接用溶度积来比较溶解度的大小，而必须通过计算说明。
例： 在醋酸中加入NH4Cl 。 在氨水溶液中加入NaAc。
03
（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。
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。
03
BaSO4(s) Ba2+(aq) + SO42-(aq)
02
[Ba2+]和[SO42-]为平衡的平衡浓度，即饱和 BaSO4溶液中的浓度， Ksp称为溶度积常数(solubility product constant)简称溶度积。
AaBb(s) aAn+(aq) + bBm-(aq)
第五章 酸碱平衡与沉淀溶解平衡
第一节 酸和碱
一、酸碱质子理论
（一）酸碱质子理论定义
酸是能给出质子的分子或离子，称为质子给体，碱是能与质子结合的分子或离子，称质子受体。
四大平衡
平衡浓度/ (mol· -1) L H2S 0.100–x H+ x+y + HS－ x-y + HS－ x– y H+ x+y S2－ y
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+
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+
酸碱平衡和沉淀平衡 配位平衡
酸碱平衡和沉淀平衡、配位平衡实验目的1.了解缓冲溶液的缓冲作用原理及配制。
2.掌握难溶电解质的多相离子平衡及沉淀的生成和溶解的条件。
3.了解配位平衡和沉淀反应、氧化还原反应、溶液的酸度的关系及平衡的移动。
实验原理溶液中的离子平衡包括弱电解质的解离平衡和难溶电解质的沉淀溶解平衡及配合物的配位平衡等。
在弱电解质及其共轭酸（或共轭碱）的解离平衡或难溶电解质的沉淀溶解平衡体系中，加入具有相同离子的易溶强电解质，则平衡向左移动，产生使弱电解质的解离度或难溶电解质的溶解度降低的同离子效应。
由弱酸(或弱碱)及其盐等共轭酸碱对所组成的溶液(例如HAc —NaAc ，NH 3—NH 4C1，H 2PO 4-—HPO 42-等)，其pH 值不会因加入少量酸、碱或少量水稀释而发生显著变化，具有这种性质的溶液称为缓冲溶液。
根据溶度积规则可以判断沉淀的生成或溶解。
当体系中离子浓度的幂的乘积大于溶度积常数，即Q>K sp 有沉淀生成；Q<K sp 时，无沉淀生成或沉淀溶解；Q ＝K sp 时，则为饱和溶液。
配合物的组成一般可分为内界和外界两个部分。
中心离子和配位体组成配合物的内界(一般为配离子或分子)；配合物中除中心离子和配位体以外的部分为外界。
当简单离子(或化合物)形成配离子(或配合物)后，其某些性质会发生改变，如颜色，溶解度，氧化还原性质等。
例如Fe 3+能使I -氧化为I 2，但当形成配离子(如FeF 64-)后，却能把I 2还原为I -。
配离子在溶液中同时存在着配合过程和离解过程，即存在着配位平衡，如：Ag + + 2NH 3[Ag(NH 3)2]+2323]][[])([NH Ag NH Ag K ++=稳 K 稳称为稳定常数，不同的配离子具有不同的稳定常数，对于同种类型的配离子，K 稳值愈大，表示配离子愈稳定。
实验内容1. 同离子效应和缓冲溶液（1）同离子效应：在试管中加入0.1mol ·dm -3HAc2cm 3，再加入甲基橙指示剂1~2滴，摇匀，观察溶液的颜色，然后分盛两支试管，在其中一支试管中加入少量NH 4Ac(固)，摇动试管以促进溶解，观察溶液颜色的变化。
酸碱平衡和沉淀平衡
自人 许怜 高直 材节 老生 更来 刚瘦
酸碱平衡和沉淀平衡
2013.10.11
实验目的
1. 了解电解质的解离平衡及平衡移动原理。 2. 掌握缓冲溶液的配制方法，了解缓冲溶液的性质。
3. 了解难溶强电解质的多相离子平衡及溶度积规则 的运用。
4. 学习并掌握酸度计的使用方法。
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
♪ 弱酸或弱碱等一类弱电解质在水溶液中是部分电离的， 解离出来的离子与未解离的弱电解质分子之间处于平
7. 沉淀的转化
在离心试管中滴入5滴0.1mol· L-1 Pb(NO3)溶液和3滴 1mol· L-1 NaCl溶液，振荡离心试管，待沉淀完全后， 离心分离，然后向 PbCl2 沉淀滴加 3 滴 0.1mol· L-1 KI 溶液，观察沉淀颜色的变化。
思考题
1. 为什么 H3PO4 溶液显酸性， NaH2PO4 溶液显弱酸 性，Na2HPO4溶液显弱碱性，而Na3PO4溶液显碱 性？ 2. 同离子效应对弱电解质的解离度及难溶强电解质 的溶解度各有什么影响？
衡状态。HA + H2O H3O+ + A- (动态平衡)
θ a
♪ 达到解离平衡时：K
(HA)
[H 3 O+ ][A- ] [HA]
♪ 同离子效应：在HA的水溶液中，如果加入含有相同离
子的强电解质，增加A-或H+的浓度，都能使HA的解离 平衡逆向移动，降低HA的解离度。
♪ 缓冲溶液具有抵抗少量强酸、强碱或稀释仍保持其pH
5. 沉淀的生成和溶解
在试管中加入1 mL 0.1 mol· L-1 Pb(NO3)溶液，再加 入1 mL 0.1 mol· L-1 KI溶液，有无沉淀生成？
酸碱平衡和沉淀平衡
2013.10.11
实验目的
1. 了解电解质的解离平衡及平衡移动原理。 2. 掌握缓冲溶液的配制方法，了解缓冲溶液的性质。
3. 了解难溶强电解质的多相离子平衡及溶度积规则 的运用。
4. 学习并掌握酸度计的使用方法。
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
♪ 弱酸或弱碱等一类弱电解质在水溶液中是部分电离的， 解离出来的离子与未解离的弱电解质分子之间处于平
7. 沉淀的转化
在离心试管中滴入5滴0.1mol· L-1 Pb(NO3)溶液和3滴 1mol· L-1 NaCl溶液，振荡离心试管，待沉淀完全后， 离心分离，然后向 PbCl2 沉淀滴加 3 滴 0.1mol· L-1 KI 溶液，观察沉淀颜色的变化。
思考题
1. 为什么 H3PO4 溶液显酸性， NaH2PO4 溶液显弱酸 性，Na2HPO4溶液显弱碱性，而Na3PO4溶液显碱 性？ 2. 同离子效应对弱电解质的解离度及难溶强电解质 的溶解度各有什么影响？
衡状态。HA + H2O H3O+ + A- (动态平衡)
θ a
♪ 达到解离平衡时：K
(HA)
[H 3 O+ ][A- ] [HA]
♪ 同离子效应：在HA的水溶液中，如果加入含有相同离
子的强电解质，增加A-或H+的浓度，都能使HA的解离 平衡逆向移动，降低HA的解离度。
♪ 缓冲溶液具有抵抗少量强酸、强碱或稀释仍保持其pH
5. 沉淀的生成和溶解
在试管中加入1 mL 0.1 mol· L-1 Pb(NO3)溶液，再加 入1 mL 0.1 mol· L-1 KI溶液，有无沉淀生成？
实验三、四-离解平衡--沉淀溶解平衡
保留NaAc、Fe(NO3)3·9H2O、BiCl3三支试管中的物质。
(3)取上面制得的NaAc溶液，加1滴酚酞指示剂，加热，观察溶液颜色变化，并解释之。
(4)将(3)制得的Fe(NO3)3溶液分成三份，第一份保留作比较用；第二份中加入2mol·L-1HNO31~2滴，观察溶液颜色变化；第三份用小火加热，观察颜色的变化，解释上述现象。
实验三解离平衡
实验日期：＿＿年＿＿月＿＿日星期：＿＿＿
班级：＿＿＿姓名：＿＿＿
[实验目的]
1.掌握弱酸、弱碱的解离平衡；
2.掌握盐类水解溶液酸碱性的规律；
3.掌握缓冲溶液的配制和使用原则。
[实验操作]
实验步骤
现象记录
解释或结论、反应式
一、电离平衡
1.弱电解质的同离子效应
(1)在两支试管中各加入0.1mol/LHAc溶液2mL,再分别加1滴甲基橙，然后在一支试管中，加少量固体NH4Ac,振荡使其溶解，观察溶液颜色变化，与另一支试管进行比较，并解释之。
NH4++H2O→NH3·H2O+ H+
Mg(OH)2+2 H+→Mg2++ 2H2O
Ca2++C2O42-→CaC2O4↓
CaC2O4+2H+→Ca2++ 2CO2↑+H2O
Pb2++ 2I-→PbI2↓
盐效应
Ag++NH3·H2O→AgOH↓+NH4+
AgOH+2NH3·H2O→[Ag(NH3)2]OH + 2H2O
(2)取0.1mol/LPb(NO3)25滴，加入0.1mol/LKI溶液10滴，观察并记录现象，写出反应方程式。
(3)取上面制得的NaAc溶液，加1滴酚酞指示剂，加热，观察溶液颜色变化，并解释之。
(4)将(3)制得的Fe(NO3)3溶液分成三份，第一份保留作比较用；第二份中加入2mol·L-1HNO31~2滴，观察溶液颜色变化；第三份用小火加热，观察颜色的变化，解释上述现象。
实验三解离平衡
实验日期：＿＿年＿＿月＿＿日星期：＿＿＿
班级：＿＿＿姓名：＿＿＿
[实验目的]
1.掌握弱酸、弱碱的解离平衡；
2.掌握盐类水解溶液酸碱性的规律；
3.掌握缓冲溶液的配制和使用原则。
[实验操作]
实验步骤
现象记录
解释或结论、反应式
一、电离平衡
1.弱电解质的同离子效应
(1)在两支试管中各加入0.1mol/LHAc溶液2mL,再分别加1滴甲基橙，然后在一支试管中，加少量固体NH4Ac,振荡使其溶解，观察溶液颜色变化，与另一支试管进行比较，并解释之。
NH4++H2O→NH3·H2O+ H+
Mg(OH)2+2 H+→Mg2++ 2H2O
Ca2++C2O42-→CaC2O4↓
CaC2O4+2H+→Ca2++ 2CO2↑+H2O
Pb2++ 2I-→PbI2↓
盐效应
Ag++NH3·H2O→AgOH↓+NH4+
AgOH+2NH3·H2O→[Ag(NH3)2]OH + 2H2O
(2)取0.1mol/LPb(NO3)25滴，加入0.1mol/LKI溶液10滴，观察并记录现象，写出反应方程式。
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：
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酸：凡能给出质子（H+）的物质；质子的给予体 。(proton donor) 碱：凡能接受质子（H+）的物质；质子的接受体 。(proton acceptor)
酸
如： HCl
质子 + 碱
H+ + Cl-
HAc
H+ + Ac-
酸碱半反应
NH4+ H2CO3 HCO3H3O + H2O
H+ + H+ + H+ + H+ + H+ +
在一元弱酸 HB 溶液中，存在 HB 与 H2O
之间的质子转移反应：
HB + H2O B H3O+
达到平衡时：
Ka
(HB) [ceq (B ) / c ][ceq (H3O ) / c ceq (HB) / c
]
一元弱酸的标准解离常数越大，它的酸性
就越强。
二、弱酸、弱碱的解离平衡
（二）一元弱碱的解离平衡
一元弱酸 HB 和其共轭碱 B- 在水溶液中存在 如下质子转移反应：
HB + H2O B + H3O+
B + H2O
HB + OH
达到平衡时：
Ka
(HB) [ceq (B ) / c ][ceq (H3O ) / c ceq (HB) / c
]
Kb
(B
)
[ceq
(HB)
/c ceq
][ceq (OH (B ) / c
)
/
c
]
以上两式相乘得：
Ka (HB) Kb (B ) Kw
第三节 弱酸弱碱溶液H3O+和OH-浓度的计算
一、氢离子浓度和 pH 二、一元弱酸溶液H3O+ (pH) 的计算 三、一元弱碱溶液OH- (pH) 的计算 四、同离子效应和盐效应
一、氢离子浓度和 pH
室温下纯水中的 H3O+ 浓度为：
ceq (H3O+ ) ceq (OH ), ceq (H3O ) 1.0107 mol L1, 溶液呈碱性。
一、氢离子浓度和 pH
对 H3O+浓度很低的溶液，常用 pH 来表示溶液的
酸碱性。
pH lg ceq (H3O+ ) c
与 pH 相对应的还有 pOH 和pKw ，它们的定
义分别为： pOH lg ceq (OH) c
(conjugate acid-base pair)
例1：下列各组属于共轭酸碱对的是
A. H3PO4 — H2PO4-
B. H2CO3 — CO32-
C. H3O+ — OH-
D. H2PO4- — HPO42-
E. H2PO4- — PO43-
F. HAc — Ac-
练习：
指出下列物质何者为酸，何者为碱？并写出其 共轭酸（碱）。 H2O、H3O+、 NH3、 H2CO3、H2PO4-、NH4+、 H2S、HS-、 CO32-、OH-
第三章 酸碱解离平衡和沉淀-溶解平衡
第一节 酸碱理论 第二节 水溶液中的酸碱平衡 第三节 弱酸弱碱溶液H3O+或OH-浓度的计算 第四节 缓冲溶液 第五节 难溶强电解质的沉淀-溶解平衡
第一节 酸碱理论
一、酸碱电离理论(阿仑尼乌斯酸碱理论） (Arrhenius ionization theory)
在一元弱碱 B 溶液中，存在 B 与 H2O 之间的
质子转移反应：
B + H2O
达到平衡时：
HB+ + OH
Kb
(B)
[ceq (HB ) / c ][ceq (OH ) / c ceq (B) / c
]
一元弱碱的标准解离常数越大，它的碱性就
越强。
三、弱酸的标准解离常数与其共轭碱的标 准解离常数的关系
NH3 HCO3CO32-
H2O OH-
二、酸碱质子理论
特点： 1.酸和碱可以是分子，也可以是阳、阴离子。 2. 既是酸又是碱（两性物质）如 HCO3-, H2O。 3. 没有“盐”的概念。
如NaCl中Cl –为碱；NH4Ac中为两性物质
酸碱共轭关系
酸
质子 + 碱
HB 共轭酸碱对
H+ + BHB —B-
2. 下列各组溶液中,不属于酸碱共轭关系的是
A、 H2O—OH-
B、 NH3—NH4+
C 、H3PO4—HPO42-
D、 HCl—Cl-
第二节 水溶液中的酸碱平衡
一、水的质子自递反应
H+
H2O + H2O
H3O+ + OH-
或 H2O
H+ + OH-
Kw
ceq (H3O+ ) ceq (OH )
酸(acid) ：在水中解离出的阳离子全是H+的物质。
碱(base) ：在水中解离出的阴离子全是OH-的物质。
中和反应的实质是：H++ OH—
H2O
局限性：
无法解释NH3的弱碱性 无NH4OH
不适用于非水体系或无溶剂体系
二、酸碱质子理论
(proton theory of acid and base)
ceq (H3O+ ) ceq (OH ) Kw c 1.0107 mol L1
溶液酸碱性取决于 ceq(H3O+) 与 ceq(OH-)的相对大小:
ceq (H3O+) ceq (OH ) 1.0107 mol L1, 溶液呈中性；
ceq (H3O+ ) ceq (OH ), ceq (H3O ) 1.0107 mol L1, 溶液呈酸性；
只能为酸：H3O+、 H2CO3、NH4+、H2S、 只能为碱： NH3、 CO32- 、OH两性物质： H2O 、 H2PO4- 、 HS-
酸碱反应的实质
H+
+H +
HAc +Ac—
-H +
实质：两个共轭酸碱对之间的质子传递反应。
适用范围：水溶液、非水溶剂或气相中的反应。
pKw lg Kw
pH 与 pOH 之间的关系为：
pH + pOH = pKw
H+
HCl(g)+ NH3(g) 苯
NH4Cl(s)
酸碱质子理论（小结）
优点：
• 扩大了酸碱的含义和酸碱反应的范围。 • 将酸碱强度和酸或碱的性质和溶剂的性质联系起来。
局限：
酸碱质子理论把酸限制在含氢H，这就不能解释 不含氢物质的酸性。
如SO3、AlCl3显酸性
酸碱电子理论
习题
1.根据酸碱质子理论，下列物质既是酸又是碱的是 A、HCO3— B、H2S C、NH4+ D、Ac—
c
c
水的质子自递反应是吸热反应，温
度升高，随之增大。
水的离子积(ion product of water) =1.0×10-14 （298K）
不同温度下水的离子积常数
T/K
Kw
T/K
Kw
当温度在室温附近变化时，Kw 变化不大，一 般可认为 Kw 1.0 1014。
二、弱酸、弱碱的解离平衡
（一）一元弱酸的解离平衡