第6章酸碱平衡和沉淀溶解平衡第二版
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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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6第六章 酸碱平衡
例如： HAc 在水中为弱酸， 但在液氨中为强酸！
酸碱的强弱 用 Ka 和Kb(电离平衡常数）来表征
在水溶液中, HAc电离： HAc + H2O = H3O+ + AcHAc 酸电离常数
[H3O ][Ac ] Ka [HAc]
Ac –碱电离常数
Ac H2O HAc OH
[HAc][OH ] Kb [Ac ]
一些“溶液”的pH值 ： 人血液 雨 葡萄酒 胃液 7.4 5.7 3.4 1.3 牛奶 番茄汁 柠檬汁 6.8 4.2 2.2
人血液 pH 超出±0.4将有生命危险。
pH 标度适用范围: 0 ≥ pH ≥ 14.0
1 ≥ [ H+]≥ 1 10-14 如超出此适用范围，应使用c(H+) 或 c(OH-)
四、酸碱反应的实质—质子传递 酸1 + 碱2 ＝ 碱1 + 酸2 HAc +H2O = Ac- +H3O+ 电离反应 NH3 + H2O = NH4+ +OHHCl + NH3=NH4+ + Cl中和反应 Ac- + H2O = HAc + OH水解反应 NH4+ + H2O = NH3 + H3O+
酸碱指示剂
借助颜色变化指示溶液酸碱性的物质，称为 “酸碱指示剂”。
6.3 弱酸弱碱的电离平衡
电离度：电离平衡时电解质的解离百分率。
从理论上讲，强电解质的 ＝ 1 ，弱电解质 的<<1。
表示电解质在指定条件下电离的程度（类似于 “化学平衡”讨论中的“转化率”），它不但与 K有关，而且与电解质的起始浓度有关。
酸碱平衡与沉淀溶解平衡
第四节 难溶强电解质的形成和溶解
酸碱平衡与沉淀溶解平衡
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）。
酸碱平衡与沉淀溶解平衡
结石发病率情况 （每10万人中）
酸碱平衡与沉淀溶解平衡
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。
BaSO4(s)
溶解 沉淀
Ba2+(aq) + SO42—(aq)
[Ba2][SO42] (c)2
Ksp
标准溶度积常数
酸碱平衡与沉淀溶解平衡
对于AaBb型的难溶电解质： 溶解
地区
80年代 90年代 上升率
美国佛罗里达
15.7
20.8
+32.5%
东莞（门诊统计）
101
140
+38.6%
深圳（普查统计） 1997年: 4870
男6120，女4070
酸碱平衡与沉淀溶解平衡
泌尿系结石中无机矿物的比例
尿酸,14%
L-胱胺酸,1%
其它钙盐和 镁盐,15%
草酸钙,70% [COM,COD,COT]
AaBb (s) 沉淀 aAn+(aq) + bBm-(aq)
Ksp[Acn]a[Bcm ]b
Ksp =[An+]a[Bm-]b ——溶度积
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
酸碱平衡与沉淀溶解平衡
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）。
酸碱平衡与沉淀溶解平衡
结石发病率情况 （每10万人中）
酸碱平衡与沉淀溶解平衡
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。
BaSO4(s)
溶解 沉淀
Ba2+(aq) + SO42—(aq)
[Ba2][SO42] (c)2
Ksp
标准溶度积常数
酸碱平衡与沉淀溶解平衡
对于AaBb型的难溶电解质： 溶解
地区
80年代 90年代 上升率
美国佛罗里达
15.7
20.8
+32.5%
东莞（门诊统计）
101
140
+38.6%
深圳（普查统计） 1997年: 4870
男6120，女4070
酸碱平衡与沉淀溶解平衡
泌尿系结石中无机矿物的比例
尿酸,14%
L-胱胺酸,1%
其它钙盐和 镁盐,15%
草酸钙,70% [COM,COD,COT]
AaBb (s) 沉淀 aAn+(aq) + bBm-(aq)
Ksp[Acn]a[Bcm ]b
Ksp =[An+]a[Bm-]b ——溶度积
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
第6章 酸碱平衡92页PPT
2006-8
11
一些酸碱反应
离解反应： HAc + H2O == H3O+ + Ac NH3 + H2O == NH4+ + OH
水解反应： Ac + H2O == HAc + OH NH4+ + H2O == NH3 + H3O+
中和反应： HAc + NH3 == Ac- + NH4+ H3O+ + OH == H2O + H2O
2006-8
14
水溶液酸碱性的判断
根据：Kw=c(H+)c(OH-)=1.010-14 取负对数得：pKw=pH+pOH=14 纯水或中性溶液中：c(H+)=c(OH-)=10-7，pH=7 酸性溶液中：c(H+)＞c(OH-)，pH＜7 碱性溶液中：c(H+)＜c(OH-)，pH＞7
2006-8
第6章 酸碱平衡
基本要求： 1、掌握酸碱质子理论及共轭酸碱对的Ka与Kb 的关系。 2、掌握酸碱平衡及酸碱平衡的计算。 3、掌握稀释定律、同离子效应和盐效应。 4、掌握缓冲溶液的组成、缓冲作用原理及缓 冲溶液的有关计算。
2006-8
1
6.1 电解质溶液理论简介 （不作要求）
6.1.1 电解质溶液 6.1.2 离子氛 6.1.3 活度和离子强度
15
6.2.3 弱酸弱碱的离解平衡和离解常数
HAc + H2O == H3O+ + Ac NH3 + H2O == NH4+ + OH H2S + H2O == H3O+ + HS HS- + H2O == H3O+ + S2-
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。
酸碱平衡与沉淀溶解平衡
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
23
H+ + NH3 H+ + OH-
H + + H 2O
酸与碱之间是相 互对应的关系， 这种关系称为共 轭关系。它们之 间只相差一个质 子，称为共轭酸 碱对。
（二）酸碱的强弱
共轭酸碱对的离解常数Ka和Kb之间有确定的关 系。以HAc为例：
[H+][Ac ] Ka
[HAc]
由于溶剂水的浓度是常数，所以它不出现在平 衡常数式中。
A c+ H 2 O H A c+ O H
酸碱质子理论不仅扩大了酸碱的范围，还可 以把酸碱离解作用、中和反应、水解反应等，都 看作是质子传递的酸碱反应。
在同一溶剂中，不同酸碱的相对强弱决定 于各酸碱的本性。但同一酸碱在不同溶剂中的 相对强弱则由溶剂的性质决定。
二、路易斯(Lewis)酸碱概念
凡是能给出电子对的分子、离子或原子团 都叫做碱；凡是能接受电子对的分子、离子或 原子团都叫做酸。
[例]计算0.10mol•L-1 H2S水溶液的[H3O+]、 pH和[S2-]以及H2S的电离度
多元弱碱在水中的分步接受质子以及 溶液中碱度的计算原则与多元弱酸相似， 计算时须采用碱度常数Kb
[例] 计算0.10mol•L-1Na2CO3溶液pH的
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
23
H+ + NH3 H+ + OH-
H + + H 2O
酸与碱之间是相 互对应的关系， 这种关系称为共 轭关系。它们之 间只相差一个质 子，称为共轭酸 碱对。
（二）酸碱的强弱
共轭酸碱对的离解常数Ka和Kb之间有确定的关 系。以HAc为例：
[H+][Ac ] Ka
[HAc]
由于溶剂水的浓度是常数，所以它不出现在平 衡常数式中。
A c+ H 2 O H A c+ O H
酸碱质子理论不仅扩大了酸碱的范围，还可 以把酸碱离解作用、中和反应、水解反应等，都 看作是质子传递的酸碱反应。
在同一溶剂中，不同酸碱的相对强弱决定 于各酸碱的本性。但同一酸碱在不同溶剂中的 相对强弱则由溶剂的性质决定。
二、路易斯(Lewis)酸碱概念
凡是能给出电子对的分子、离子或原子团 都叫做碱；凡是能接受电子对的分子、离子或 原子团都叫做酸。
[例]计算0.10mol•L-1 H2S水溶液的[H3O+]、 pH和[S2-]以及H2S的电离度
多元弱碱在水中的分步接受质子以及 溶液中碱度的计算原则与多元弱酸相似， 计算时须采用碱度常数Kb
[例] 计算0.10mol•L-1Na2CO3溶液pH的
第6章沉淀溶解平衡
BaSO (s) 4
2
溶解
沉淀
Ba
2
(aq)
SO
2 4
(aq )
K sp
θ
a
a
Ba
SO
2 4
c
θ
c
θ
[Ba
2
][SO
2
4
]
Ksp —标准溶度积常数,简称溶度积,简写为Ksp
AB 型 AgCl Ag (s)
( aq )
Cl
( aq ) 2
( aq )
NH3 H 2 O 初始 c 平衡 c 0.05 0.05 x
5
结果
x
2
NH 4 OH 0 x 0 x
0.05 x
K b ( NH3 ) 1.8 10
4
,
x 9.5 10
4
c(OH ) 9.5 10
2 2
mol L
1
Qc c (OH ) co (Mg ) (9.5 10 ) 0.25 2.3 10
初始 浓度 /(mol L
1 1
)
0 2S
0.010 0 .010 S
平衡 浓度 /(mol L )
Ksp = (2S)2(0.010+S)
S 很小 0 . 010 S 0 . 010
5
S 1 . 5 10
1
0 . 010 mol L K 2 CrO
纯水中
溶度积和溶解度的关系：
A mBn (s)
平衡浓度/mol L
1
mA (aq) nB
mS
S
mn
2
溶解
沉淀
Ba
2
(aq)
SO
2 4
(aq )
K sp
θ
a
a
Ba
SO
2 4
c
θ
c
θ
[Ba
2
][SO
2
4
]
Ksp —标准溶度积常数,简称溶度积,简写为Ksp
AB 型 AgCl Ag (s)
( aq )
Cl
( aq ) 2
( aq )
NH3 H 2 O 初始 c 平衡 c 0.05 0.05 x
5
结果
x
2
NH 4 OH 0 x 0 x
0.05 x
K b ( NH3 ) 1.8 10
4
,
x 9.5 10
4
c(OH ) 9.5 10
2 2
mol L
1
Qc c (OH ) co (Mg ) (9.5 10 ) 0.25 2.3 10
初始 浓度 /(mol L
1 1
)
0 2S
0.010 0 .010 S
平衡 浓度 /(mol L )
Ksp = (2S)2(0.010+S)
S 很小 0 . 010 S 0 . 010
5
S 1 . 5 10
1
0 . 010 mol L K 2 CrO
纯水中
溶度积和溶解度的关系：
A mBn (s)
平衡浓度/mol L
1
mA (aq) nB
mS
S
mn
第6章 沉淀溶解平衡
s 5.2 10 mol L
6
1
盐效应 在难溶强电解质溶液中加入不具有相同离子的易 溶强电解质，将使难溶强电解质的溶解度增大。
KNO3 溶 解 Ag2CrO4(s) = 2Ag+(aq) + CrO42–(aq) 度 NaCl
AgCl(s) = Ag+(aq) + Cl–(aq)
NaNO3
【例】将10mL0.010 mol· L–1BaCl2溶液30mL 0.040mol· L–1Na2SO4溶液混合，能否析出BaSO4沉淀？
解：查表得：Ksp (BaSO4) = 1.1×10-10。两种溶液混 合后，Ba2+和 SO2 4 的浓度分别为：
c(Ba ) 2.5 10 mol L c(SO ) 3.0 10 mol L
第六章 难溶强电解质的沉淀溶解平衡
第一节 标准溶度积常数
第二节 沉淀的生成和溶解 第三节 分步沉淀和沉淀的转化
第四节 沉淀-溶解平衡在医学上的应用
第一节 标准溶度积常数
标准溶度积常数
标准溶度积常数 与溶解度的关系
一、标准溶度积常数
PbCl2(s) ⇌ Pb2+(aq) + 2Cl–(aq)
Ksp (PbCl 2 ) ceq (Pb ) ceq (Cl )
解：
Mg(OH)2为1-2型难溶电解质。 其标准溶度积常数为：
2+ 2
Ksp[Mg(OH)2 ] {ceq (Mg )}{ceq (OH )}
1.1 10 (2.2 10 ) 5.3 10
12 4 4 2
二、标准溶度积常数与溶解度的关系
Mv Av (s)＝vMz (aq) v Az (aq)
无机化学第六章+沉淀-溶解平衡
1. 同离子效应
在难溶强电解质溶液中加入与其含有相同离
子的易溶强电解质，而使难溶强电解质的溶解度降
低的作用。
加入 I-
PbI2 (s) Pb2+ (aq) + 2 I- (aq)
平衡移动的方向
例：对已达到平衡的下列反应，分别给其加入HCl、
BaCl2 或 Na2CO3 溶液，结果怎样？
BaCO3 (s)
Ksp (AgCl) = 1.8×10-10 Ksp (AgI) = 8.3×10-17
解:
(a) 哪一种离子先沉淀？
c1( Ag )AgI
Ksp ( AgI ) c(I )
8.3 1017 1.0 103
8.31014 mol
L1
c2 ( Ag )AgCl
Ksp (AgCl) c(Cl )
AgCl AgBr
（2）不同类型要计算
AgI Ksp 减小
S 减小
二、沉淀的生成与溶解
1. 溶度积规则
比较 Q 和 Ksp的大小，可以用来 判读沉淀的 生成及沉淀溶解平衡的移动方向。
An Bm (s)
nAm (aq) mBn (aq)
Q [Am ]n [Bn ]m 离子积
① 若 Q > Ksp，过饱和溶液，沉淀析出 ②若 Q < Ksp ，不饱和溶液，无沉淀析出；若原来
3、 沉淀-溶解平衡和酸碱平衡 ① 难溶金属硫化物的沉淀-溶解平衡 --- 形成弱电解质 H2S
PbS Bi2S3 CuS CdS Sb2S3 SnS2 As2S3 HgS
FeS Fe2+ + S2-
2 HCl 2 Cl_ + 2 H+
第六章 酸碱平衡课件
以一元弱酸HA为例，离解度为α，离 解常数Ka和浓度c的关系
H Ac
H + + Ac –
起始浓度 平衡浓度
c
0
0
c（1- α） c α c α
Ka
H A
HA
c 2 c1-
c 2
1-
一般来说，当c/Ka ﹥400时，可近似的认为1- α=1
，作近似处理可得 Ka c 2
Ka
c
稀释定律：当温度一定时，Ka是常数，所以对同一弱电解质，离解度α与 浓度的平方根成反比，即溶液越稀，离解度越大。
Kw Ka Kb
弱酸弱碱盐水溶液的酸碱性与盐的浓度无关，仅取决于弱酸弱碱离解常数的 相对大小，即相对强弱
Ka ≈Kb时， Ka › Kb时， Ka ‹ Kb时，
H KW H 1.00 107 H 1.00 107
接近中性 酸性 碱性
4、强酸强碱盐
• (溶液呈中性）
•
pH=7
5、多元弱酸盐或多元弱碱盐的水解
3、缓冲溶液的pH值
（1）一元弱酸及其盐，以 HAc-NaAc 为例
设c 为HAc的浓度，c 为NaAc的浓度
酸
盐
HAc
H+ +Ac-
起始浓度
c
0
c
酸
盐
平衡浓度
c酸-x
x
c盐+x
由于同离子效应，HAc的离解度减小，因此可以认为 c +x=c ，c -x=c ，代入平衡关系式 盐 盐酸 酸
H Ac
Kw Kb
由于Kh很小，
H Khc KW c Kb
NH Cl溶液中 4
h H
Kh
c
无机化学第6章沉淀溶解平衡
分子式 溶度积
AgCl
1.8 10-10
AgBr
5.0 10-13
AgI
8.3 10-17
Ag2CrO4 1.110-12
溶解度/ mol L-1 1.3 10-5
7.1 10 -7
9.1 10 -10
6.5 10-5
* 相同类型的难溶电解质，其 Ksp 大的 S 也大。
不同类型的难溶电解质不能直接用溶度积 比较其溶解度的相对大小。
co
(SO
24
)
=
6.0 10-4 50.0
40.0
=
4.8 10-4
mol
L-1
co (Ba 2+
)
=
0.010 10.0 50.0
=
2.0 10-3 mol L-1
J
=
{co
(SO
24
)}{co
(Ba
2+
)}
= 4.8 10-4 2.0 10-3
= 9.6 10-7
Ksp = 1.110-10
例题：25℃时，晴纶纤维生产的某种溶液中，
c (S O24 - ) 为 6. 0×10-4 mol·L-1 。若在 40.0L该
溶液中，加入 0.010mol·L-1 BaCl2溶液 10.0L ，
问是否能生成BaSO4 沉淀？如果有沉淀生成，
问能生成
BaSO4多少克？最后溶液中
c(SO
24
)
是多少？
Ba
2+
(aq)
+
SO
24
(aq )
Ksp (BaSO4 ) = [c(Ba2+ )/c ][c(SO24- )/c ]
第6章 沉淀溶解平衡
AgCl 在KNO3溶液中的溶解度(25℃ )
3）介质酸度对沉淀生成的影响
① 难溶氢氧化物 ②难溶弱酸盐
[例6-4]假设溶液的Fe3+浓度为0.01mol/L,则开始 生成Fe(OH)3沉淀的pH是多少?沉淀完全的pH是多 少? (K spθ(Fe(OH)3)=2.8×10-39)
1) Fe(OH)3 (s) = Fe3+ (aq)+ 3OH- (aq)平衡时有 K spθ=[c(Fe3+)/cθ][c(OH-)/cθ]3 2)开始生成沉淀时的c(Fe3+)= 0.01mol/L 3)沉淀完全时的 c(Fe3+)= 10-6 mol/L
[例6-2]50mL 含Ba2+ 0.01mol/L的溶液与30mL 0.02mol/LNa2SO4溶液混合,是否生成BaSO4沉淀,反应后溶 液中Ba2+浓度为多少? (已知Kspθ(BaSO4)=1.1×10-10) [解]混合后,c(Ba2+)=0.00625mol/L, c(SO42- )=0.0075mol/L Q=[c(Ba2+)/cθ][c(SO42- )/cθ]= 4.7×10-5 > Kspθ 有沉淀生成 设平衡时溶液中Ba2+的浓度为x BaSO4 (s) = Ba2+ (aq) +SO42- (aq) 平衡时Kspθ =[c(Ba2+)/cθ][c(SO42- )/cθ] = x[0.0075-(0.00625-x)]= 1.1×10-10 x=8.8 ×10-8 mol/L
θ
化合物 FeS Hg2Cl2 Hg2Br2 Hg2I2 Mg(OH)2 MnS PbCO3 PbCrO4 Pb(OH)2 PbSO4 PbS ZnS Zn(OH)2
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)。
第6章沉淀溶解平衡
沉淀完全 对于难溶金属氢氧化物，开始产生沉淀和沉淀完全 有一个pH值范围
例: 将0.2mol· -1MgCl2与 L ⑴ 0.2mol· -1氨水等体积混合，是否有 L Mg(OH)2 沉淀生成?
⑵ 0.2mol· -1氨水----0.2mol· L L-1NH4Cl缓冲溶液 等体积混合,是否有Mg(OH)2沉淀生成? ⑶ 0.2mol· -1NH4Cl等体积混合，是否有 L Mg(OH)2 沉淀生成?
K sp,BaSO4
Ba2+ + SO42 x x + 0.01
1.08 10-10 x= = = 1.08 10-8 0.010 0.010
6.2.2 盐效应
沉淀平衡体系中加入其它易溶强电解质后，增大 溶液的离子强度，使沉淀的溶解度增大的现象
所加离子浓度越大，盐效应越大 组成难溶盐的离子电荷越高，盐效应越大
温度
酸度
外因
物质按溶解度分类
s > 1 g/100 g (H2O) 易溶物质 可溶物质
s = 0.1 ~ 1 g/100 g (H2O)
s = 0.01 ~ 0.1 g/100 g (H2O) s 0.01 g/100 g (H2O)
微溶物质
难溶物质
研究沉淀溶解平衡的意义
利用沉淀的生成和溶解制备所需物质和材料 进行离子的分离，除去溶液中的杂质
例: 计算BaSO4在纯水和0.010 mol·L-1 Na2SO4溶液 中的溶解度。已知 K sp,BaSO4 = 1.08 10-10 解： 在纯水中：
2K sp,BaSO = [Ba 2+ ][SO4 ]
4
s = K sp,BaSO4 =1.0410-5 mol.L-1
例: 将0.2mol· -1MgCl2与 L ⑴ 0.2mol· -1氨水等体积混合，是否有 L Mg(OH)2 沉淀生成?
⑵ 0.2mol· -1氨水----0.2mol· L L-1NH4Cl缓冲溶液 等体积混合,是否有Mg(OH)2沉淀生成? ⑶ 0.2mol· -1NH4Cl等体积混合，是否有 L Mg(OH)2 沉淀生成?
K sp,BaSO4
Ba2+ + SO42 x x + 0.01
1.08 10-10 x= = = 1.08 10-8 0.010 0.010
6.2.2 盐效应
沉淀平衡体系中加入其它易溶强电解质后，增大 溶液的离子强度，使沉淀的溶解度增大的现象
所加离子浓度越大，盐效应越大 组成难溶盐的离子电荷越高，盐效应越大
温度
酸度
外因
物质按溶解度分类
s > 1 g/100 g (H2O) 易溶物质 可溶物质
s = 0.1 ~ 1 g/100 g (H2O)
s = 0.01 ~ 0.1 g/100 g (H2O) s 0.01 g/100 g (H2O)
微溶物质
难溶物质
研究沉淀溶解平衡的意义
利用沉淀的生成和溶解制备所需物质和材料 进行离子的分离，除去溶液中的杂质
例: 计算BaSO4在纯水和0.010 mol·L-1 Na2SO4溶液 中的溶解度。已知 K sp,BaSO4 = 1.08 10-10 解： 在纯水中：
2K sp,BaSO = [Ba 2+ ][SO4 ]
4
s = K sp,BaSO4 =1.0410-5 mol.L-1
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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第6章酸碱平衡和沉淀溶解平衡第 二版
2. pH与pOH标度
• 定义：
pH
lg
c (H 3O c0
)
pO H
lg
c(O H c0
)
p
K
0 w
pH
pO H
p
K
0 w
(2
5
o
C
)
1
4
• pH标度范围：1-14。标度以外，用浓度表示
第6章酸碱平衡和沉淀溶解平衡第 二版
水溶液的酸碱性
第6章酸碱平衡和沉淀溶解平衡第 二版
： 物质的酸离解常数，表征了酸的强弱。
第6章酸碱平衡和沉淀溶解平衡第 二版
第6章酸碱平衡和沉淀溶解平衡第 二版
共扼酸碱对
第6章酸碱平衡和沉淀溶解平衡第 二版
第6章酸碱平衡和沉淀溶解平衡第 二版
一元弱酸的PH值计算
一元弱酸：HA(aq)=H+(aq)+A-(aq)
第6章酸碱平衡和沉淀溶解平衡第 二版
弱酸离解出H+，受溶液的酸度的控制
第6章酸碱平衡和沉淀溶解平衡第 二版
一元弱碱：NH3.H2O(aq)=NH4+(aq)+OH-(aq)
Kb0=1.8×10-5
精确式： [OH] Kb0(Cb[OH])
最简式： [O H ]K b 0C b (C b/K b 0100)
[H]/Ca
联立：
[H] Ka0Ca
[OH]/Cb
联立：
Ka0 /Ca
[OH] Kb0Cb
Kb0 /Cb
第6章酸碱平衡和沉淀溶解平衡第 二版
弱酸(弱碱)稀溶液pH计算
• 同时考虑弱酸和水的离解：
HA(aq) H2O(l) cx
H3O (aq) A (aq)
x y
x
H2O(l) H2O(l)
起始： Ca
平衡： Ca-x x
x
得： Ka0= [H+][A-]/[HA]=x2/(Ca-x)
精确式：x2- Ka0x+Ka0 Ca=0 [H] Ka0(Ca[H])
近似处理： Ca /Ka0＞100，可忽略离解的x，
最简式：Ka0= x2/Ca x= [H] Ka0Ca
p H lg [H ] lgK a 0 C a 1 2 (P K a 0 lg C a )
H3O (aq) OH (aq)
x y
y
K
0 w
[c( H 3O
)
/
c0 ][c(OH
)
/
c0 ]
(x
y) y
zy
K
0 a
[c(H3O ) / c0 ][c( A ) / c0 ] c(HA) / c0
(x y)x cx
zx c
y
K
0 w
/
z
x
z
y
z
K
0 w
/
z
K
0 a
zx c
z(z
K
0 w
p O H lg [O H ] lgK b 0 C b 1 2 (P K b 0 lg C b )
第6章酸碱平衡和沉淀溶解平衡第 二版
离解度
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
非电解质：不发生离解的物质。
第6章酸碱平衡和沉淀溶解平衡第 二版
6.1 酸碱平衡
6.1.1 酸碱理论 阿仑尼乌斯(Arrhenius)理论：
酸：在水溶液中电离产生氢离子(H3O+)的物质；碱： 在在水溶液中电离产生氢氧根(OH-)的物质。 酸、碱中和反应：H3O+和OH-结合生成H2O。 强酸(碱)：在水溶液中全部离解的酸(碱)； 弱酸(碱)：在水溶液中部分离解的酸(碱)。
第6章酸碱平衡和沉淀溶解平衡第 二版
6.1.2 水的离解平衡与pH标度
1. 水的离解平衡：
H2O(l) H2O(l) H3O (aq) OH (aq) K 0 [c(H3O ) / c0 ][c(OH ) / c0 ]
[c(H2O) / c0 ][c(H2O) / c0] Kw0 [c(H3O ) / c0 ][c(OH ) / c0 ] Kw0 (25o C) 1.01014
第6章 酸碱平衡沉淀溶解平衡
强电解质：在水溶液或熔融状态下全部离解的物质。
HNO3(aq)=H+(aq)+NO3-(aq) NaCl(aq)=Na+(aq)+Cl-(aq)
弱电解质：在水溶液或熔融状态下部分离解的物质。
HAc(aq)=H+(aq)+Ac-(aq) NH3.H2O(aq)=NH4+(aq)+OH-(aq)
成酸碱加合物。 A :B A :B A :B A B
• 金属离子：路易斯酸； • 阴离子和中性配体：路易斯碱。 • 适用范围不受溶剂和H+的限制：
B B r 3 : O ( C 2 H 5 ) 2 B r 3 B O ( C 2 H 5 ) 2 B ( O H ) 3 H 2 O : B ( O H ) 4 H
• 酸碱中和反应：质子转移反应。 • 酸碱质子理论无“盐”的概念。 • 酸碱质子理论适用于任何溶剂和无溶剂体系。
第6章酸碱平衡和沉淀溶解平衡第 二版
第6章酸碱平衡和沉淀溶解平衡第 二版
2. Lewis酸碱电子理论
• 酸：接受电子对的物质； • 碱：提供电子对的物质。 • 酸碱反应：电子对的授受反应，通过配键形
6.1.3 弱酸、弱碱的离解平衡
1、一元弱酸(弱碱)的离解平衡
HAc(aq) H2O(l) H3O Ac(aq)
K0
[c(H3O) / c0][c(Ac) / c0] [c(HAc) / c0][c(H2O) / c0]
Ka0
K0c(H3O ) / c0
[c(H3O) / c0][c(Ac) / c0] c(HAc) / c0
c
/
z)
c(H3O )
cK
0 a
K
0 w
cK
0 a
z2
K
0 w
z
cK
0 a
K
0 w
当
cK
0 a
/
K
0 w
20
c(H3O )
cK
0 a
第6章酸碱平衡和沉淀溶解平衡第 二版
2.多元弱酸的离解平衡
a.二元弱酸的离解平衡：H2S
H2S(aq)=H+(aq)+ HS-(aq) HS-(aq)= H+(aq)+ S2-(aq)
第6章酸碱平衡和沉淀溶解平衡第 二版
第6章酸碱平衡和沉淀溶解平衡第 二版
第6章酸碱平衡和沉淀溶解平衡第 二版
1. 酸碱质子理论
• 酸：质子给予体（proton donor）; • 碱：质子接受体（proton acceptor）。 • 共轭酸碱对：
N H 3 H 2 O N H 4 O H N H 4 /N H 3 H 2 O /O H N H 3 H A c N H 4 A c N H 4 /N H 3 H A c/A c
2. pH与pOH标度
• 定义：
pH
lg
c (H 3O c0
)
pO H
lg
c(O H c0
)
p
K
0 w
pH
pO H
p
K
0 w
(2
5
o
C
)
1
4
• pH标度范围：1-14。标度以外，用浓度表示
第6章酸碱平衡和沉淀溶解平衡第 二版
水溶液的酸碱性
第6章酸碱平衡和沉淀溶解平衡第 二版
： 物质的酸离解常数，表征了酸的强弱。
第6章酸碱平衡和沉淀溶解平衡第 二版
第6章酸碱平衡和沉淀溶解平衡第 二版
共扼酸碱对
第6章酸碱平衡和沉淀溶解平衡第 二版
第6章酸碱平衡和沉淀溶解平衡第 二版
一元弱酸的PH值计算
一元弱酸：HA(aq)=H+(aq)+A-(aq)
第6章酸碱平衡和沉淀溶解平衡第 二版
弱酸离解出H+，受溶液的酸度的控制
第6章酸碱平衡和沉淀溶解平衡第 二版
一元弱碱：NH3.H2O(aq)=NH4+(aq)+OH-(aq)
Kb0=1.8×10-5
精确式： [OH] Kb0(Cb[OH])
最简式： [O H ]K b 0C b (C b/K b 0100)
[H]/Ca
联立：
[H] Ka0Ca
[OH]/Cb
联立：
Ka0 /Ca
[OH] Kb0Cb
Kb0 /Cb
第6章酸碱平衡和沉淀溶解平衡第 二版
弱酸(弱碱)稀溶液pH计算
• 同时考虑弱酸和水的离解：
HA(aq) H2O(l) cx
H3O (aq) A (aq)
x y
x
H2O(l) H2O(l)
起始： Ca
平衡： Ca-x x
x
得： Ka0= [H+][A-]/[HA]=x2/(Ca-x)
精确式：x2- Ka0x+Ka0 Ca=0 [H] Ka0(Ca[H])
近似处理： Ca /Ka0＞100，可忽略离解的x，
最简式：Ka0= x2/Ca x= [H] Ka0Ca
p H lg [H ] lgK a 0 C a 1 2 (P K a 0 lg C a )
H3O (aq) OH (aq)
x y
y
K
0 w
[c( H 3O
)
/
c0 ][c(OH
)
/
c0 ]
(x
y) y
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K
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[c(H3O ) / c0 ][c( A ) / c0 ] c(HA) / c0
(x y)x cx
zx c
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x
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y
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/
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zx c
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K
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p O H lg [O H ] lgK b 0 C b 1 2 (P K b 0 lg C b )
第6章酸碱平衡和沉淀溶解平衡第 二版
离解度
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
非电解质：不发生离解的物质。
第6章酸碱平衡和沉淀溶解平衡第 二版
6.1 酸碱平衡
6.1.1 酸碱理论 阿仑尼乌斯(Arrhenius)理论：
酸：在水溶液中电离产生氢离子(H3O+)的物质；碱： 在在水溶液中电离产生氢氧根(OH-)的物质。 酸、碱中和反应：H3O+和OH-结合生成H2O。 强酸(碱)：在水溶液中全部离解的酸(碱)； 弱酸(碱)：在水溶液中部分离解的酸(碱)。
第6章酸碱平衡和沉淀溶解平衡第 二版
6.1.2 水的离解平衡与pH标度
1. 水的离解平衡：
H2O(l) H2O(l) H3O (aq) OH (aq) K 0 [c(H3O ) / c0 ][c(OH ) / c0 ]
[c(H2O) / c0 ][c(H2O) / c0] Kw0 [c(H3O ) / c0 ][c(OH ) / c0 ] Kw0 (25o C) 1.01014
第6章 酸碱平衡沉淀溶解平衡
强电解质：在水溶液或熔融状态下全部离解的物质。
HNO3(aq)=H+(aq)+NO3-(aq) NaCl(aq)=Na+(aq)+Cl-(aq)
弱电解质：在水溶液或熔融状态下部分离解的物质。
HAc(aq)=H+(aq)+Ac-(aq) NH3.H2O(aq)=NH4+(aq)+OH-(aq)
成酸碱加合物。 A :B A :B A :B A B
• 金属离子：路易斯酸； • 阴离子和中性配体：路易斯碱。 • 适用范围不受溶剂和H+的限制：
B B r 3 : O ( C 2 H 5 ) 2 B r 3 B O ( C 2 H 5 ) 2 B ( O H ) 3 H 2 O : B ( O H ) 4 H
• 酸碱中和反应：质子转移反应。 • 酸碱质子理论无“盐”的概念。 • 酸碱质子理论适用于任何溶剂和无溶剂体系。
第6章酸碱平衡和沉淀溶解平衡第 二版
第6章酸碱平衡和沉淀溶解平衡第 二版
2. Lewis酸碱电子理论
• 酸：接受电子对的物质； • 碱：提供电子对的物质。 • 酸碱反应：电子对的授受反应，通过配键形
6.1.3 弱酸、弱碱的离解平衡
1、一元弱酸(弱碱)的离解平衡
HAc(aq) H2O(l) H3O Ac(aq)
K0
[c(H3O) / c0][c(Ac) / c0] [c(HAc) / c0][c(H2O) / c0]
Ka0
K0c(H3O ) / c0
[c(H3O) / c0][c(Ac) / c0] c(HAc) / c0
c
/
z)
c(H3O )
cK
0 a
K
0 w
cK
0 a
z2
K
0 w
z
cK
0 a
K
0 w
当
cK
0 a
/
K
0 w
20
c(H3O )
cK
0 a
第6章酸碱平衡和沉淀溶解平衡第 二版
2.多元弱酸的离解平衡
a.二元弱酸的离解平衡：H2S
H2S(aq)=H+(aq)+ HS-(aq) HS-(aq)= H+(aq)+ S2-(aq)
第6章酸碱平衡和沉淀溶解平衡第 二版
第6章酸碱平衡和沉淀溶解平衡第 二版
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1. 酸碱质子理论
• 酸：质子给予体（proton donor）; • 碱：质子接受体（proton acceptor）。 • 共轭酸碱对：
N H 3 H 2 O N H 4 O H N H 4 /N H 3 H 2 O /O H N H 3 H A c N H 4 A c N H 4 /N H 3 H A c/A c