第3章酸碱解离平衡和沉淀溶解平衡分解
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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第三章沉淀溶解平衡
第二节 沉淀的生成 第三节 分步沉淀和沉淀的转化 第四节 沉淀的溶解 沉淀溶解平衡的移动 例: AgCI(s) 溶度积规则 溶解 是平衡移动 Ag+ + CI- 规律的总结
沉淀
(production of precipitation)
第二节 沉淀的生成
沉淀的生成
●沉淀生成的必要条件: 增大离子浓度，使 IP＞KSP ●采用方法: ①加入沉淀剂 ②控制溶液 pH(对难溶弱酸盐和难溶 氢氧化物).
积、同浓度的NH3· H2O相混合,①有无Mg(OH)2沉 淀析出？②如果要阻止沉淀析出,至少应加多少克 NH4CI(s)?已知 Ksp(Mg(OH)2)=5.61×10-12, Kb(NH3)=1.79×10-5
=1.79×10-5×0.05/1.06×10-5 =8.44×10-2(mol· L-1) ∴需加NH4CI(s): 8.44×10-2×0.020×53.5 =9.03×10-2(g)
√ 5.61×10-12/0.05 = =1.06×10-5(mol· L-1) 采用方法:利用同离子效应,加NH4CI(s)来 抑制NH · H O离解.
【例3-7】试分析10ml 0.10mol· L-1MgCI2与等体
解:②NH3· H2O NH4+ + OH0.05 x 1.06×10-5 [NH4+]=Kb [NH3· H2O]/ [OH-]
[H+ ]=
√
Ka1Ka2 [M2+][H2S] KSP(MS）
1 KSP
式中 [H2S]饱和= 0.1(mol· L-1)
结论: 使MS(s)溶解所需
[H+ ]∝
沉淀的溶解
小结 多种离子平衡共存时的处理方法
第3章 酸碱平衡
无机化学
3
二、酸碱质子理论
1923年，丹麦的布朗斯特与英国的劳莱提出的酸 碱质子理论。
1、酸和碱的定义：
酸：凡能给出质子的物质（质子的给予体）； 碱：凡能接受质子的物质（质子的接受体）。 酸碱反应：实质是质子的转移。酸给出的质子必须 转移到另外一种能够接受质子的碱上。
酸 无机化学
H
碱
4
酸
无机化学
6
2、酸碱反应的实质：
酸碱反应的实质是两对共轭酸碱对之间的质子传递：
H
+
A1 B2
B1 A 2
酸碱反应是较强的酸与较强的碱作用，生成较弱
的碱和较弱的酸的过程： 较强酸 + 较强碱 = 较弱碱 + 较弱酸
无机化学
7
3、酸碱质子理论优缺点：
优点： 1)、扩大了酸、碱的范围；
2)、适用于水溶液、非水溶液和无溶剂体系；
3)、解释了盐类水溶液呈酸碱性的现象。 缺点： 1)、将酸碱反应局限于质子传递反应，酸必须 是含有氢原子的物质； 2)、不能解释无质子参与的酸碱反应。
无机化学
8
三、酸碱电子理论
1923年，美国物理化学家的路易斯G.N.Lewis提 出的酸碱质子理论。
酸：凡接受电子对的物质 碱：凡给出电子对的物质
酸碱反应：实质是碱提供电子对，与酸形成配 位键而生成酸碱配合物。
a A(aq) b B(aq) c C(s)
K
c X / c
c A / c a c B / c b
A－ + H2O
K
HA
K
H＋ ＋ A－
HA + OH－
酸碱解离和沉淀平衡
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
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。
第三章之二 沉淀溶解平衡
2.利用氧化还原反应使沉淀溶解
例：AgCl在298.15K时的溶解度为1.33×10 -5mol/L，求 其溶度积。 例：Ag2CrO4在298.15K时的溶解度为6.54×10-5mol/L， 求其溶度积。 例: Mg(OH)2在298.15K时的溶度积为5.61×10-12mol/L， 求其溶解度。
Ksp=(as)a(bs)b=aabbs(a+b)
当J > Ksp表示溶液为过饱和，溶液会有沉淀析 出。
二、沉淀平衡的移动
1、沉淀的生成 根据溶度积规则，当溶液中的J>Ksp，就会生成 沉淀。
例、判断下列条件下是否有沉淀生成：将0.020mol/L的 CaCl2溶液10 mL与等体积同浓度的Na2C2O4溶液相混合。 已知：Ksp(CaC2O4)=2.6×10-9
AaBb型的难溶电解质的溶度积常数表达式：
AaBb(s)
aA n++ bB m-
Ksp＝[An+]a [Bm-]b
一些难溶电解质的Ksp列于附录中。
2、 溶度积和溶解度之间的换算 溶度积和溶解度都可表示难溶电解质在水中的溶 解能力的大小，它们之间有内在联系，在一定条 件下可直接进行换算。 溶解度：一定温度下饱和溶液的浓度，以s表示。 对于溶质MaXb，溶解度为s（mol/L）， 则:[Mm+]=as [Xn-]=bs 则:Ksp=(as)a(bs)b=aabbs(a+b)
3、沉淀的生成
(1)沉淀的生成 条件：当 J>Ksp 时，有沉淀生成。 (2) 完全沉淀的条件： 溶液中被沉淀离子浓度低于：1.0 ×10-5 mol/L
溶液中离子浓度<10-5，则该离子沉淀完全。
第三章 酸碱解离平衡和沉淀-溶解平衡
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-]
按得失质子 相等列式子
溶液中大量存在
参与质子转移
质子条件式书写方法
等式左边——得质子后产物 等式右边——失质子 后产物根据质子得失相等原则列出质子条件式
40
例1： cmol/ml的Na2HPO4的质子条件式 零水准——HPO42-，H2O
[H2PO4-] + 2[H3PO4] + [H +] = [PO43-]+ [OH-]
水溶液的pH值
• 定义： pH= -lg［H+］ • 关系：pH+pOH=14 • 酸性pH<7 碱性pH >7 • 中性pH=7
二、弱酸、弱碱的解离平衡
• 根据酸碱质子理论，酸和碱的强度取决于物 质给出质子或接受质子能力的大小。
• 水溶剂系统中，酸或者碱给出接受质子能力 的的大小可用酸或碱的解离平衡常数Ka或Kb 来衡量。
1
强弱电解质
2
酸碱理论
3
水溶液中的酸碱平衡
4
酸碱溶液pH值的计算
5
缓冲溶液
第一节 强弱电解质
一、电解质溶液的定义及分类:
电解质 (electrolyte) 熔融或溶液状态下
强电解质
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。
第3章电解质溶液(酸碱平衡与沉淀溶解平衡)
写出盐酸、硫酸、磷酸的共轭碱； 写出NH4+、H2PO4-1的共轭酸
2. 共轭酸碱的特点
① 酸比它的共轭碱多一个质子； ② 酸愈强，其共轭碱越弱；碱愈强，其共轭酸愈弱； ③ 既可作为共轭酸、又可作为共轭碱的物质称为两性物质。
理解酸碱质子理论：➢酸碱共轭关系 ➢酸碱反应的实质
➢ 无法解释NH3、Na2CO3均不含OH-，却具有碱性。
一、酸碱的概念
1923年，布朗斯特和劳 莱提出了酸碱质子理论
1.酸：能给出质子(H+) 的物质。酸可以是分子、 阳离子或阴离子。
碱：能接受质子的物 质。碱可以是分子、阳 离子或阴离子
酸： 质子 碱
HCl
H+ + Cl-
HAc
H+ + Ac-
在HAc溶液中，加入少量NaAc，平衡向左方向移 动，从而降低了HAc的解离度。即
H+
H2O (l) + H2O(l) H3O+ (aq) + OH－(aq) K [H3O ][OH- ] [H2O][H2O]
[H2O]看成常数，与K合并，得
K w = [H3O+][OH-]
K
称质子自递平衡常数，又称水的离子积
w
在常温下，K w = 1.0 10-14
水溶液的pH 稀溶液中， pH = -lg[H 3O ] 类似的， pOH = -lg[OH - ] 298K, pH pOH = 14.00
共轭酸碱解离常数的关系
HA (aq)+ H2O(l)
A-(aq) + H3O+ (aq)
Ka
[A- ][H3O
HA
电离平衡及沉淀溶解平衡
Al(H2O)63++H2O
④非水溶剂中的酸碱反应是质子传递反应. H+
HCl（g）+NH3 （g）=====NH4Cl（s）
H+ CH3CH2OH2+ + HSO4H2SO4 + CH3CH2OH 1923年，美国化学家Lewis提出 ,用来 解释配合物的形成, 1-3、Lewis酸碱电子对理论 大部分阳离子，Mn2+、Al3+、Fe3+、 H+还有一些缺电子化合物（BF3） 一. 含义 酸是电子对的接受体，碱是电子对的 给予体，酸碱反应的实质就是形成配位 由于在配合物中，配位键普遍存在， lewis 酸：凡是可以接受电子对的分子、 键——形成无机化学上的另一类物质，酸 Lewis酸碱电子对理论的范围很广，凡是 碱化合物 金属阳离子皆为Lewis酸，与金属离子结 离子或原子，如Fe3+ , Fe2+, Ag+, BF3等 合的不管是阴离子或中性分子，均为碱.
配位平衡 Kf°
§4-1 酸碱理论概述
1、 1884年，瑞典化学家Arrhenius电离理论
2、1923年，丹麦化学家 Bronsted-Lowry 酸碱质子理论 3、1923年，美国化学家 Lewis 酸碱电子对理论 4、1963年，美国化学家Pearson 软硬酸碱理论（HSABT）
1-1、Arrhenius酸碱电离理论
四. 酸碱反应的实质 ——两个酸碱共轭对之间的质子传递
如HF在水溶液中的 ① 酸碱电离反应是质子传递反应 电离反应是由给出质 子的半反应和接受质 子的半反应组成的 HF(aq) H+ + F－(aq)
H+ + H2O(l) HF(aq) + H2O(l)
解离平衡和沉淀-溶解平衡
解离平衡和沉淀-溶解平衡一、实验目的1.加深对解离平衡、同离子效应及盐类水解原理的理解。
2.了解难溶电解质的多相离子平衡及溶度积规则。
3.学习快速测量溶液pH的方法和操作技术。
二、实验原理1．弱电解质的解离平衡及其移动弱电解质在水溶液中发生部分解离，在一定温度下，弱电解质（例如Hac）存在下列解离平衡：如果在平衡体系中，加入与弱电解质含有相同离子的强电解质，解离平衡向生成弱电解质的方向移动，使弱电解质的解离度降低，这种现象称为同离子效应。
2．缓冲溶液弱酸及其盐(如HAc和NaAc)或弱碱及其盐(如NH3·H20和NH4Cl)所组成的溶液，在一定程度上可以对外来少量酸或碱起缓冲作用。
即当加入少量的酸、碱或对其稀释时，溶液的pH基本不变，这种溶液叫做缓冲溶液。
3．盐类的水解强酸强碱盐在水溶液中不水解。
强碱弱酸盐、强酸弱碱盐和弱酸弱碱盐，在水溶液中都发生水解。
因为组成盐的离子和水电离出来的H+或0H-离子作用，生成弱酸或弱碱，往往使水溶液显酸性或碱性。
根据同离子效应，往溶液中加入H+或0H-可以抑制水解。
水解反应是吸热反应，因此，升高温度有利于盐类的水解。
4．难溶电解质的多相解离平衡及其移动在一定温度下，难溶电解质与其饱和溶液中的相应离子处于平衡状态。
根据溶度积规则可以判断沉淀的生成和溶解，利用溶度积规则，可以使沉淀溶解或转化。
降低饱和溶液中某种离子的浓度，使两种离子浓度的乘积小于其溶度积，沉淀便溶解。
对于相同类型的难溶电解质，可以根据其K sp的相对大小判断沉淀生成的先后顺序。
根据平衡移动原理，可以将一种难溶电解质转化为另一种难溶电解质，这种过程叫做沉淀的转化。
沉淀的转化一般是溶度积较大的难溶电解质可以转化为溶度积较小的难溶电解质。
三、试剂0.1mol·L-1的HCl，HAc，NaOH 和NH3·H2O；甲基橙；NH4Ac固体；酚酞；O.1mol·L-1NaAc；0.1mol·L-1的NaCl，NH4Cl，Na2C03，NH4Ac，NaAc，NaH2P04，Na2HP04，Na3P04溶液；固体Fe(N03)3·9H2O；6mol·L-1HNO3溶液；饱和Al2(SO4)3溶液；饱和Na2C03溶液；0.1mol·L-1AgNO3溶液； 0.1mol·L-1K2Cr04溶液；饱和(NH4)2C2O4溶液；0.1 mol·L-1CaCl2溶液；2 mol·L-1HCl溶液；2 mol·L-1HAc。
无机化学课件：3 溶解-沉淀平衡
S1=1.04×10-5mol·L-1
二、 沉淀的生成、溶解、转化
1. 沉淀的生成 Q > Ksp 溶液过饱和，有沉淀析出。
Ba2+(aq) + SO42-(aq)
BaSO4(s)
欲使Ba2+沉淀可向溶液中加沉淀剂 SO42-, 并使沉淀剂过量(20%～30%，否则产生较大的盐
效应), 产生同离子效应,使沉淀更完全。
有序无序自Fra bibliotek过程向着混乱度增大的方向进行。
熵S 是衡量系统的混乱度的物理量。
单位: J . K-1。 物质的摩尔熵变: ΔS单位 J . mol-1. K-1。
在0K时，任何纯物质完整晶体的熵等于零。 ------热力学第三定律
s0 = 0
熵增加原理
在孤立系统中,只有熵增加的过程才是自发的过程。
在封闭系统中，焓变、熵变、温度都会影响自 发过程的进行（包括溶解或析出结晶）。
效 应
⑶ 在0.010mol·L-1NaNO3溶液中的溶解度。
离子强度I＝0.01mol·L-1 Ba 2+、SO42-的活度因子
lg±＝ -Az2(I) 0.5 =-0.509×2 2×0.010.5 = -0.204
±＝ 0.625
a a Ksp＝ Ba 2+ SO42- =γ±2 s32
S3=1.7×10-5mol·L-1
转向温度 T =ΔH/ΔS
3-2 溶解与沉淀平衡
按溶解度的大小，电解质可分为:
难溶
微溶
可溶
易溶
溶解度
0.1
1.0
10
g/kg H2O
(25℃)
在含有难溶电解质的饱和溶液中的溶解—沉淀平
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)。
3.第三章酸碱反应和沉淀反应讲解
第三章 酸碱反应和沉淀反应板书： 第3章酸碱反应和沉淀反应板书： 3.1 水的解离反应和溶液的酸碱性板书： 3.1.1酸碱的定义：板书： 1. 电离理论：板书： （1）酸：在水溶液中解离产生的阳离子全部是氢离子（H +）的化合物； （2）碱：在水溶液中解离产生的阴离子全部是氢氧根离子（OH -）的化合物 板书： （3）酸碱反应的实质：2H OH H O +-+→板书： 酸或碱相对强度的判定：（1） 解离出氢离子（H +）程度越大，酸性越强；（2） 解离出氢氧根离子（OH -）的程度越大，碱性越强板书： 2. 酸、碱的溶剂理论：板书： （1）酸：能解离出溶剂正离子的物质例：44 NH Cl NH Cl +-→+酸 溶剂正离子（2）碱：能解离出溶剂负离子的物质。
例：氨基钠 22 NaNH Na NH +-→+碱 溶剂负离子板书： （3）酸碱反应的实质：溶剂正离子 + 溶剂负离子――溶剂 例： NH + + NH 2- ―― 2NH 3 溶剂正离子 溶剂负离子 溶剂板书： 3. 酸碱的质子理论：板书： （1）酸：凡能给出质子（H +）的物质就是酸，例如： HCl ，NH 4+，H 2PO 4-等（2）碱：凡能接受质子（H +）物质就是碱，例如：Cl -，NH 3，NaOH 等。
板书： 例如： HCl H Cl +-→+酸――质子 + 碱板书： （3）酸碱反应的实质：两个共轭酸碱对之间质子传递的反应。
例如： 34 HCl NH NH Cl +-+→+酸 碱 共轭酸 共轭碱 板书： 4. 酸碱的电子理论：板书： （1）酸：凡是可以接受电子对的物质称为酸； （2）碱：凡是可以给出电子对的物质称为碱。
板书： （3）酸碱反应的实质：配位键的形成并生成酸碱配合物。
酸 + 碱 ――― 酸碱配合物 （电子对接受体）（电子对给予体）H + + OH - ―――－ H 2OHCl + NH 3 ―――― NH 4+板书： 3.1.2 水的解离反应和溶液的酸碱性 板书： 1. 水的解离反应：板书： （1）2H O H OH +-→+ 跟据平衡原理，我们可以写出水的解离平衡常数 浓度平衡常数： H OH Kc C C +-= 标准平衡常数： OH H C C K C Cθθθ-+=⋅ 板书： （2）水的离子积OH H W C C K C Cθθθ-+=⋅ 标准平衡常数的一种当T ＝298.15K 时，71.010 /H OH C C mol L +--==⨯；所以：141.010W K θ-=⨯板书： 2. 溶液的酸碱性和PH 值板书： （1）溶液酸碱性的判断：酸性溶液：71.010 /H OH C mol L C +-->⨯>碱性溶液：71.010 /O H HC m o l LC -+->⨯> 中性溶液：71.010 /H O H C C m o l L +--==⨯ 板书： （2）PH 的计算：lg H C pH C θ+=-板书： 3.2 弱电解质的解离反应板书： 3.2.1 解离平衡和解离常数 板书： 对于一元弱酸：HA H A +-→+板书：弱酸的电离常数：H A H A a HA HA C C C C C C K C C C θθθθ+-+-⋅⋅=−−−−→数值上等于对于一元弱碱，例NH 3H 2O 324N H H ON H OH +-→+板书：弱酸的电离常数：443232NH OH NH OH b NH H O NH H OC C C C C C K C C Cθθθθ+-+-⋅⋅=−−−−→数值上等于板书： 弱电解质： 解离常数510K θ-<中强电解质：解离常数 321010K θ--<<板书： 注：a K θ、b K θ为标准平衡常数的一种，仅仅是温度的函数，与电解质的浓度无关。
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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
弱酸标准解离常数 共轭碱标准解离常数
HB + H2O
B- + H2O Ka (HB) =
H3O+ + BHB ceq(HB) + OH-
ceq(H3O+) ·ceq(B-) ceq(HB) ·ceq(OH-) ceq(B-)
Kb (B-) =
Ka (HB) ·Kb (B-) = Kw 水的离子积常数 1.0×10-14
可从Ka (HB) 求得 Kb (B-), 或从Kb (B-)求得Ka (HB)
第二步解离：H2PO4- + H2O
H3PO4的二级标准解离常数
HPO42- + H3O+
ceq(HPO42-) ·ceq(H3O+) Ka2 (H3PO4) = ceq(H2PO4-)
第三步解离：HPO42- + H2O
H3PO4的三级标准解离常数
PO43- + H3O+ ceq(PO43-) ·ceq(H3O+) Ka3 (H3PO4) = ceq(HPO42-)
Kb2
Kb3
[H2 PO4 ][H3O ] K a1 [H3PO4 ]
Ka2
K a3
[ HPO 4 ][ OH ] K b1 3 [ PO 4 ]
K b2 [H 2 PO 4 ][ OH ] 2 [HPO 4 ]
2
[HPO4 ][H 3O ] [H 2 PO4 ]
一些体液的pH 体 液 pH 1.0~3.0 6.0~7.5 6.6~7.6 体 液 pH 7.3~7.5 7.35~7.45 4.8~7.5 胃液 唾液 乳汁 脊椎液 血液 尿液
当体液的pH偏离正常范围0.4单位以上→疾病/死亡
一、 酸碱理论
1. 酸碱电离理论
在水中电离出的阳离子全部是 H＋离子的 化合物是酸，电离出的阴离子全部是OH- 离子 的化合物是碱；酸碱反应的实质是 H＋离子与 OH- 离子反应生成H2O。
25℃时 HAc的标准解离常数 Ka (HAc) = 1.8×10-5，计算 25℃时Ac- 离子的标准水解常 数Kb(Ac-)。
解：Kb (Ac-) =
Kw Ka(HAc)
1.0×10-14 = 1.8×10-5 = 5.6×10-10
多元弱酸分步解离Ka的规律
如: H3PO4，质子自递反应分步进行
酸碱两性物质
既能给出质子，也能接受质子的物质
H2CO3 HCO3H+ + HCO3H+ + CO32H2O H+ + OH-
共轭酸
H2 O + H +
共轭碱
H 3 O+
共轭酸 强
共轭碱 弱
共轭碱
共轭酸
下列分子或离子中，哪些只是酸？哪些只是碱？ 哪些是酸碱两性物质？
HS-, SO32-, HPO42-, NH4+, HOAc, OH-, H2O, NO3-, HCl 解：只属于酸的是：NH4+, HOAc, HCl 只属于碱的是： SO32-, OH-, NO3属于两性物质的是：HS-, HPO42-, H2O
Kb (B) — 弱碱B 的标准解离常数 Kb ↑，碱性↑ ceq(HB) , ceq(OH-) , ceq(B-) —HB , OH-, B- 的平衡浓度
SO42- + H2O
Ac- + H2O NH3 + H2O
HSO4- + OHHAc + OHNH4+ + OH-
Kb (SO42-) = 8.3×10-13
[P O4 ][H 3O ] [HP O4 ]
2 3
2
K b3
[H3PO4 ][OH ] [H 2 PO4 ]
Ka1 Kb3 Ka 2 Kb2 Ka3 Kb1 Kw
注
意
多元酸每一级解离都有一个解离常数，而且
Ka1 ＞ Ka2 ＞ Ka3 因此， H+ 主要来自第一级解离。 比较多元酸的强弱，只比较Ka1的大小。 对于无机多元酸，有如下规律： Ka1 / Ka2 ≈ 104 Ka2 / Ka3 ≈ 104 对于有机多元酸， 相邻两级 Ka 相差 10 ～ 100 倍。
KW ：纯水中，氢离子的相对平衡浓度与氢氧 根的相对平衡浓度的乘积是常数(适用于水溶液) Kw— 水的离子积常数 ceq(H3O+) — H3O+ 的平衡浓度 ceq(OH-) — OH- 的平衡浓度 c — 1.0 mol· L-1(标准浓度)
不同温度下水的离子积常数
T/K 273 Kw 1.1×10-15 T/K 313 Kw 2.9×10-14
第一步质子转移反应：CO32- + H2O
Kb1 (CO32-) = HCO3- + OHceq(HCO3-) ·ceq(OH-) ceq(CO32-)
CO32- 的一级标准解离常数
第二步质子转移反应：HCO3- + H2O CO32- 的二级标准解离常数
H2CO3 + OH-) c (H CO ) · c (OH eq 2 3 eq Kb2 (CO32- ) = ceq(HCO3-)
溶液凝固点降低的原因？
—— 溶液的蒸气压下降
稀薄溶液的沸点升高和凝固点下降
第三章 酸碱解离平衡和沉淀溶解平衡
本章主要内容
一、酸碱理论
二、水溶液中的酸碱平衡 三、酸碱溶液 pH 的计算
四、缓冲溶液
五、 沉淀溶解平衡
酸碱是两类特别重要的电解质
酸碱解离平衡的作用: *保证了人体正常的生命活动 *维持体液的正常渗透压和正常pH
几乎所有化合物都可看作是酸碱配合物 但不易掌握酸碱的特性，不能确定酸碱的相对强度
二、水溶液中的酸碱平衡
1. 水的质子自递反应（水的解离反应)
水分子之间的质子传递反应 H2O + H2O H3O+ + OHceq(H3O+) ceq(OH-) × c Kw = c Kw = ceq(H3O+) ·ceq(OH-)
3. 酸碱电子理论
美国化学家Lewis
凡能接受电子对的物质是酸 凡能给出电子对的物质是碱 酸碱反应的实质 —碱提供电子对，与酸形 成配位键而生成酸碱配合物。 酸 + 碱
H+ + HCl +
· OH· · NH3 ·
酸碱配合物 H←OH [H←NH3 ]+Cl[H3N→Ag←NH3 ]+
Ag+ + 2 · NH3 ·
Ka1 (H3PO4) >> Ka2 (H3PO4) >> Ka3 (H3PO4) 6.7×10-3 6.2×10-8 4.5×10-13
溶液中的H3O+主要来自H3PO4的第一步解离
多元弱酸的相对强弱取决于一级标准解离常数Ka1
Ka1越大,溶液中H3O+浓度越大,多元弱酸的酸性越强
多元弱碱解离平衡 多元弱碱：能接受2个或2个以上质子的弱碱
例 Na2CO3 是二元弱碱，其 Kb1 、Kb2 = ？ 解： CO32－ 的共轭酸为HCO3－，则 Kb1 = Kw / Ka2 HCO3－的共轭酸为H2CO3 ，则 Kb2 = Kw / Ka1 查表可知H2CO3 的Ka1、 Ka2 代入计算即可。
例 计算HS－的Kb值。
Kb2 = Kw / Ka1
—— 1887年Arrhenius阿伦尼乌斯 Arrhenius ：瑞典化学家 1903年因电离理论获诺 贝尔化学奖 电离理论的局限性：将酸碱只限于水溶液，将碱 限制为氢氧化物，不能子理论 1923年
凡能给出质子的物质都是酸 1. 酸碱的定义： 凡能接受质子的物质都是碱 （酸、碱—分子、阳离子、阴离子） 酸 质子 + 碱 酸 质子 + 碱
w
ceq(H3O+) = ceq(OH-) = 1.0×10-7 mol· L-1 ，溶液呈中性 ceq(H3O+) > ceq(OH-)，ceq(H3O+) > 1.0×10-7 mol· L-1 ，溶液呈酸性 ceq(H3O+) < ceq(OH-)，ceq(H3O+) < 1.0×10-7 mol· L-1 ，溶液呈碱性