第五章 酸碱平衡与沉淀平衡
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大学有机化学--第5章-沉淀溶解平衡
Q c A
n
c
mA (aq) nB (aq)
n
m
c B
m
m
c
n
Q < KspӨ，不饱和溶液，沉淀溶解；
Q = KspӨ，沉淀溶解达平衡，为饱和溶液；
Q > KspӨ，过饱和溶液，沉淀析出。
11
5.5.2 沉淀的生成和溶解
1.沉淀的生成 根据溶度积的规则， Q K • 条件： 过饱和溶液，生成沉淀 sp • 常用方法： （1）加入沉淀剂。如在AgNO3溶液中加入KCl溶液， c Ag c c Cl c 当 时， sp 就会有AgCl沉淀析出，而KCl就是沉淀剂。 课本 P141 例5-20 （2）控制溶液的酸度，即pH。一些阴离子 CO32 , PO43 , OH , S 2 在形成难溶电解质时，受到溶液 酸度的影响。
ceq M 2 c ceq H 2 S c ceq S 2 c 2 ceq H c ceq S 2 c K sp K sp MS MS K a1 H 2 S K a 2 H 2 S 1.2 1021
12
加入沉淀剂
例：25℃时，某种溶液中，c(SO42-)为 6. 0×10-4 mol•L-1。 若在 40.0L该溶液中，加入 0.010 mol•L-1 BaCl2溶液 10.0L ，是否能生成BaSO4 沉淀？
4 6.0 10 40.0 2 c(SO 4 ) 4.8 10 4 mol L1 50.0 0.010 10.0 2 c(Ba ) 2.0 10 3mol L1 50.0 2 Q {c (SO 2 )/ c }{ c (Ba )/ c } 4
第五章酸碱平衡与沉淀溶解平衡
Ac- NH3
CO32-
酸碱反应 指质子由给予体向接受体的转移过程
HA H +A
+
共轭酸（conjugate acid ） HA 是 A- 的共轭酸 共轭碱(conjugate base ) A-是 HA的共轭碱 共轭酸碱对（conjugate acid-base pair ） 由得失一个质子而发生共轭关系的一对酸碱，两 者相互依存、相互转化。
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Identify the acid, base, conjugate acid, conjugate base, and conjugate acid-base pairs:
HC2H3O2(aq) + H2O(l) C2H3O2–(aq) + H3O+(aq) acid base conjugate base conjugate acid
― 阿仑尼乌斯―电离说‖
Arrhenius acid-base concept
Arrhenius Model
1884
Acid – a substance that produces H+ ions
(protons) when dissolved in water – Sour taste – Low pH – Turns litmus paper red
conjugate acid-base pairs
OH –(aq) + HCO3–(aq) CO32–(aq) + H2O(l) base acid conjugate base conjugate acid conjugate acid-base pairs
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 ]
酸碱平衡与沉淀平衡
浓度的影响
沉淀溶解度随着溶液浓度的增大而减 小，沉淀平衡向溶解方向移动。
VS
在一定浓度范围内，沉淀溶解度与溶 液浓度的平方根成正比。
电解质的影响
电解质的存在可以改变溶液的离子强度和离子活度系 数，从而影响沉淀平衡。
电解质对沉淀平衡的影响程度取决于离子的性质和浓 度。
05
酸碱平衡与沉淀平衡的关 系
沉淀平衡对酸碱平衡的影响
沉淀的溶解和生成对酸碱平衡的影响
沉淀的溶解和生成可以改变溶液中的离子浓度，进而影响酸碱平衡。例如，沉淀的溶解 可以释放出氢离子或氢氧根离子，从而改变溶液的酸碱度。
沉淀的转化对酸碱平衡的影响
在某些情况下，沉淀可以发生转化，例如从氢氧化物转化为氯酸盐或硫酸盐，这种转化 可以改变溶液中的离子浓度，进而影响酸碱平衡。
而调节血液的pH值。
肾脏调节
肾脏通过排泄和重吸收作用， 排除多余的酸或碱，维持酸碱
平衡。
酸碱平衡的调节方法
饮食调节
药物治疗
生活方式调节
通过摄入适量的酸性和碱性食品，可以调节 体内的酸碱平衡。例如，摄入适量的水果和 蔬菜可以增加碱性物质的摄入，而减少肉类 和糖类的摄入可以减少酸性物质的摄入。
在某些情况下，医生可能会给患者开 一些药物来调节酸碱平衡，例如碳酸 氢钠或盐酸等。
06
酸碱平衡与沉淀平衡的应 用
在化学工程中的应用
酸碱反应
酸碱反应在化学工程中广泛应用，如酸洗、中和、脱硫等 过程，通过酸碱反应可以去除杂质或生产特定产品。
沉淀反应
沉淀反应在化学工程中用于分离和纯化物质，通过控制沉 淀条件，如浓度、温度、pH等，实现目标产物的分离和 提纯。
工业废水处理
酸碱平衡和沉淀平衡在工业废水处理中发挥重要作用，通 过调节pH值和加入沉淀剂，使有害物质转化为沉淀物， 从而实现废水的净化。
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。
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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+
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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
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（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-]
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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。
第五章 酸碱平衡与沉淀平衡 PPT课件1
酸碱平衡是化学中的重要概念，其中质子酸碱理论认为，能释放出质子（H+）的物质是酸，能与质子（H+）结合的物质是碱。酸碱反应实质上是质子传递过程，这种理论不仅适用于水溶液中的反应，还适用于非水溶剂和无溶剂的反应。酸碱的解离及相对强弱可通过其解离常数来衡量，解离常数越大，表示酸或碱越强。沉在水中溶解能力的强弱。溶度积与溶解度之间可以相互换算，通过控制溶液中的离子浓度，可以影响沉淀的生成、溶解、转化以及分步沉淀的过程。这些原理在化学分析、工业生产以及环境保护等领域都有广泛应用。然而，文档并未直接涉及氧化还原反应的特点，这是与搜索词不完全匹配的部分。
酸碱平衡和沉淀平衡配位平衡[会要]
![酸碱平衡和沉淀平衡配位平衡[会要]](https://img.taocdn.com/s3/m/29b4ebe44793daef5ef7ba0d4a7302768e996f64.png)
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 -3HAc 2cm 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。
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起始浓度
x
0
0
平衡浓度/mol·dm-3 0.50 – x
x
x
∵Ka / c＜10-4 ∴ 0.50 – x ≈ 0.5
Kb
(x)2 0.010
1.75 105
x 1.75105 0.010 2.95103
c(H ) 2.95103 mol dm-3
根据：c(H ) c(OH ) 11014 mol dm-3
可近似计算 [ H ] Ka1 Ka2
小结
1、 水的离子积： Kw = [H+] [OH–] = 1.0 × 10–14
2、 K和的关系： Kw = Ka x Kb = 1.0 × 10–14
)
c(H ) c(Ac c(HAc) c
)
c(OH ) c(H ) /(c
)2
Kw
即 K a ·K b = Kw ,
Kw称为水的离子积常数
常温时, Kw = 1.0 × 10 ˉ14
7、质子酸（强酸弱碱盐）溶液的PH计算
例4. 计算0.100 mol·dm-3 NH4Cl溶液中H+浓度及其pH。
(1 a)c
(c / c )a2
a Kbc / c 因此 c(OH ) Kbc / c
例2 已知NH3的溶液的Kb =1.75×10-5, 计算0.010 mol·dm-3的 NH3溶液的pH。
解：设氨水溶液中OH-的平衡浓度为x mol·dm-3, 则
HAc(aq) = H+(aq) + Ac-(aq)
水电离平衡（水的质子自递反应）
H2O + H2O
H3O+ + OH–
在25 °C，由电导等方法测得
[H3O+] = [OH–] = 1.0 × 10–7 （mol/dm3)
则 Kw = [H3O+] [OH–] = 1.0 × 10–14 ( 无量纲）
Kw 称为水的离子积，是水的电离常数。 Kw随温度的增加，略有增加。
Ka Kb
K
＝
w
1.76 1.76
10-5 10-5
1014
107
结论：
Ka＞Kb [H+] > 10-7 ，[H+] > [OH-] Ka＝Kb [H+] = [OH-] = 10-7 Ka＜Kb [H+] < 10-7 ，[H+] < [OH-]
酸性。 中性。 碱性。
10、两性物质溶液的PH计算 H2O HS- HCO3- HPO42- H2PO4-
酸越弱，它的共轭碱就越强。 碱也如此。
⇌ HCI NH3 NH4 CI 强烈向右方进行 ⇌ Ac- H2O HAc OH 明显向左方进行
弱酸
HAc H2O⇌H3O Ac
酸1
碱2
酸2
碱1
弱碱
NH3 H2O ⇌OH NH4
碱1
酸2
碱2
酸1
强酸 强酸
第二节 酸碱水溶液中酸度的计算
1、水的电离和溶液的PH值
(3) 知c(OH-)=2.68×10－5，求c(H＋)和PH＝？ c(H＋)×c(OH－)＝10－14 c(H＋)＝0.37×10－9 PH＝10－log 0.37+ ＝10－0.57 ＝9.43
3、一元弱酸的解离
设一元弱酸HAc的浓度为c, 解离度为α
HAc = H+ + Ac-
起始浓度 c
0
Acˉ(aq) + H2O(l) = HAc(aq) + OHˉ(aq)
Kb
c(HAc)c(OH ) c(Ac ) c
Acˉ的共轭酸是HAc：HAc(aq) = H+(aq) + Acˉ(aq)
Ka
c(H ) c(Ac ) c(HAc) c
Ka
Kb
c(HAc) c(OH c(Ac ) c
两性物质：即能给出质子、又能接受质子的物质是两性物质。 H2O HS- HCO3- HPO42- H2PO4-
扩大了酸碱范围：酸、碱可以是分子, 也可以是离子。
3、共轭酸碱的概念
酸给出质子后生成相应的碱，碱得到质子后生成相应的酸。 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。
酸
质子 + 碱
pH = –lg c( H+) = –lg(3.39×10-12) = 12 – 0.53 = 11.47
5、 多元弱酸和多元弱碱的解离（了解）
多元弱酸(碱)的解离是分级进行的, 每一级解离都有一个解 离常数, 以磷酸为例：
一级解离：
H 3 PO
4
(aq)
H
(aq)
H 2PO
4
(aq)
Ka,1
c(H ) c(H2PO4 ) c(H3PO4 ) c
2、酸碱质子理论
1923年由Brönsted和Lowry提出：
酸：凡能给出质子的物质都是酸。 HCl NH4+ HS- H2O
碱：凡能接受质子的物质都是碱。 NaOH NH3 Cl- HS- H2O
多元酸：凡能给出多个质子的物质是多元酸。 H2SO4 H3PO4 H2CO3
多元碱：凡能接受多个质子的物质是多元碱。 SO42- CO32- PO43-
第五章 酸碱平衡与沉淀溶解平衡
主讲教师：艾华林
主要内容
§5.1 酸碱质子理论 §5.2 酸碱平衡和PH值的计算 §5.3 酸碱平衡移动 §5.4 缓冲溶液 §5.5 沉淀溶解平衡
第一节 酸碱质子理论
1、 酸碱电离理论
1987年， Arrhenius提出： 在水溶液中解离时所生成的正离子全部是H+的化合物是酸；
是错误的, H2S(aq)以一级电离为主, 因此H2S溶液中 c(H+) ≈ c(HSˉ)。 -
例3. 已知 H2CO3的 Ka, 1= 4.30×10-7, K a, 2 = 5.61×10-11, 计算 0.0200 mol·dm-3 H2CO3溶液中H+和 C的O浓32- 度及pH。
解：∵Ka, 2<<Ka, 1, 求c(H+)只需考虑一级解离
酸碱反应是两对共轭酸碱对共同作用的结果。
HAc溶液呈酸性是由于HAc与H2O分子之间发生了质子的传递； NH3的水溶液呈碱性是由于NH3与H2O分子之间发生了质子的传递。
HAc H2O⇌H3O Ac
酸1
碱2
酸2
碱1
NH3 H2O ⇌OH NH4
碱1
酸2
碱2
酸1
5、酸碱反应方向：
酸越强，它的共轭碱就越弱（酸给出质子的能力越强， 它的 共轭碱接受质子的能力越弱）。
c(H )
Ka c
Kw Kb
c
1014 1.76105
0.1
7.52 106
(mol
dm-3 )
pH = – lg c( H+) = –lg(7.52×10-6) = 5.12
8、质子碱（强碱弱酸盐）溶液的PH计算
例5. 计算0.100 mol·dm-3 NaAc溶液中H+浓度及其pH。
解： NaAc(aq) = Na+(aq) + Acˉ(aq) Ac-(aq) + H2O(l) = HAc(aq) + OH- (aq)
c(H ) Ka,1c c 4.30107 0.0200 9.27105(moldm3)
pH = –lg 9. 27×10 –5 = 4 .03
H2CO3 H+ + HCO3
HCO3 H+ + CO32‾
第一步解离生成的H+抑制了第二步解离, 因此
c(H+) ≈ c (HCO3‾) ≈ 9.27×10-5 mol·dm-3
7.52103
二级解离：
H 2PO
4
(aq)
H
(aq)
HPO
2 4
(aq)
Ka,2
c(H ) c(H1PO24 ) c(H1PO4 ) c
6.25108
三级解离：
HPO
2 4
(aq)
H
(aq)
PO
3 4
(aq)
Ka,3
c(H ) c(PO34 ) c(HPO24 ) c
2.2 1013
说 式中, Ka, 3 << K a, 2 << K a, 1, 每级解离常数差3～6个数量级。 明 因此, H+浓度的计算以一级解离为主。
0
平衡浓度 c(1-α) ca ca
Ka
(c )2 c(1 )
c 2
(1 a)
ca 2
由于解离度较小，(1-α)＝1
a Ka / c 因此 c(H ) ca Kac
例1 已知HAc的Ka =1.76×10-5, 计算3.0%米醋(含HAc浓度 为0.50 mol·dm-3)的pH。
解：设米醋溶液中H+的平衡浓度为x mol·dm-3, 则
c(H ) Ka1 c酸
➢ 计算H+浓度时, 当Ka, 2 / K a, 1<10ˉ3时, 可忽略二、三级解 离平衡。 ➢ 比较多元弱酸的酸性强弱时, 只需比较它们一级解离常 数值即可。 思考：根据反应式 H2S(aq) = 2H+(aq) + S2ˉ , H+3–浓度是S2ˉ 离 子浓3–度的两倍, 此结论是否正确？
pH = –lg c( H+)/c = –lg(2.97×10-3) = 3 – 0.47 = 2.53
4、一元弱碱的解离
设一元弱碱NH3的浓度为c, 解离度为α
NH3 + H2O = NH4+ + OH-