沉淀溶解平衡和络合解离平衡
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。
THANKS FOR WATCHING
感谢您的观看
《沉淀溶解平衡》 讲义
《沉淀溶解平衡》讲义一、什么是沉淀溶解平衡在一定温度下，当沉淀溶解和沉淀生成的速率相等时，形成电解质的饱和溶液，达到平衡状态，我们把这种平衡称为沉淀溶解平衡。
比如说，将难溶电解质氯化银（AgCl）放入水中，尽管它在水中溶解度很小，但仍有一部分氯化银会溶解，形成银离子（Ag⁺）和氯离子（Cl⁻）。
同时，溶解的银离子和氯离子又会结合生成氯化银沉淀。
当溶解的速率和沉淀的速率相等时，就达到了沉淀溶解平衡。
沉淀溶解平衡可以用以下的式子来表示：AgCl(s) ⇌ Ag⁺（aq) ＋Cl⁻（aq) 。
这里的“s”表示固体，“aq”表示在水溶液中。
二、影响沉淀溶解平衡的因素1、温度一般来说，大多数难溶电解质的溶解过程是吸热的，升高温度，平衡向溶解的方向移动，溶解度增大；降低温度，平衡向沉淀的方向移动，溶解度减小。
但也有少数电解质的溶解过程是放热的，情况则相反。
2、浓度对于平衡 AgCl(s) ⇌ Ag⁺（aq) ＋ Cl⁻（aq) ，加水稀释，平衡向溶解的方向移动，这是因为离子浓度减小，要减弱这种变化，就会促使更多的氯化银溶解。
3、同离子效应在难溶电解质的溶液中，加入含有相同离子的强电解质，会使难溶电解质的溶解度降低。
例如，在氯化银溶液中加入氯化钠，由于氯化钠完全电离出氯离子，氯离子浓度增大，平衡向生成氯化银沉淀的方向移动，氯化银的溶解度减小。
4、盐效应在难溶电解质的溶液中，加入不含相同离子的强电解质，会使难溶电解质的溶解度增大。
这是因为加入的电解质离子会使溶液中的离子强度增大，从而影响离子的活度系数，使得难溶电解质的溶解度有所增加。
三、沉淀溶解平衡的应用1、沉淀的生成如果要生成沉淀，就要使溶液中离子的浓度幂之积大于溶度积（Ksp）。
例如，在含有银离子的溶液中，加入氯离子，当银离子和氯离子的浓度幂之积大于氯化银的溶度积时，就会生成氯化银沉淀。
这在化学分析和工业生产中有广泛的应用，比如用于分离和提纯物质。
2、沉淀的溶解要使沉淀溶解，可以通过降低离子浓度来实现。
第3章酸碱解离平衡和沉淀溶解平衡分解
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
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。
基础化学-第七章沉淀溶解平衡
对于m:n型沉淀（MmAn) MmAn (s) mM(aq) + nA(aq)
对于Mg(OH)2： Mg(OH)2 (s) Mg2+(aq)+2OH-(aq)
总反应 CaSO4(s) + CO32-(aq) CaCO3(s) + SO42-(aq)
转化反应的平衡常数：
根据CaSO4的Ksp，在饱和的CaSO4溶液中
需要多大的[CO32-]才能生成CaCO3沉淀呢？
即只要[CO32-]>9.310-7mol· L-1 ,转化作用即可进行，这个条件是很容易满足的。
MA(s) MA(aq) M+(aq) + A-(aq)
(1) (2)
(1)——溶解平衡 (2)——解离平衡
溶解平衡：
Kθ=aMA(aq)= MA× [MA]
设 MA=1
则： [MA](aq)= Kθ =s0 固有溶解度
沉淀转化反应平衡常数不大，转化不会彻底。但在反应中，[CO32-]随反应的进行而逐渐降低，[SO42-]则不断增大，最后当[SO42-]/[CO32-]=1/46时，反应趋于平衡，转化反应不能继续进行。
但是，如转化停止后，倒掉上层清液，再加入新鲜的Na2CO3溶液，转化反应重复发生。如此反复处理，就能将BaSO4全部转化为BaCO3。
BaSO4(s) Ba2+(aq) + SO42-(aq) Ba2+(aq) + CO32-(aq) BaCO3(s)
总反应为 BaSO4(s) + CO32-(aq) BaCO3(s) + SO42-(aq)
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.解释：在两管原溶液中达到解离平衡，A管加入饱和溶液后，溶液中较多,再加入溶液则发生同离子效应，溶液解离逆向移动，使水中氢氧根离子浓度减小,使得因此不产生沉淀，没有明显变化；反之，B管中溶液解离后氢氧根离子浓度上升,使得,产生沉淀,显现白色浑浊。
四大平衡
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+
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
解： AgCl —— Ag+ + Cl－
t平
s
s
Ksp = [ Ag+ ][ Cl－ ] = s2 = 1.8 10－10
所以 s = 1.3 10－5
在 0.1 mol•dm－3的盐酸中， [ Cl－ ] = 0.1mol•dm－3
AgCl —— Ag+ +
Cl－
t平
s′ 0.1 + s′ 0.1
K = [ Ag+ ] [ Cl－]
式中 K 是标准平衡常数，各 浓度是相对浓度。
K = [ Ag+ ] [ Cl－] 由于方程式左侧是固体物质， 不写入平衡常数的表达式。 故 K 的表达式是乘积形式。 所以沉淀溶解平衡的平衡常数 K 称为溶度积常数，写作 Ksp。
关于平衡常数的规定和平衡常 数的性质，对于 Ksp 均适用。
例 9. 3 告诉我们，在这种情况 下，溶解度 s 发生变化，但是溶度积 常数不变。
可见溶度积常数的意义更重要。
比较例 9. 3 和例 9. 2 的结果， 观察 AgCl 和 Ag2CrO4 的 Ksp和 s 的数值大小关系：
AgCl
Ksp 1.8 10－10 （大） s 1.3 10－5 （小）
CaCO3 t平
Ca2+ + CO32－
s
s
Ksp = [ Ca2+ ] [ CO32－ ]
Ksp = [ Ca2+ ] [ CO32－ ] = s2 = 2.8 10－ 9
所以 CaCO3在水中的溶解度 s = 5.3 10－5 mol•dm－3
Ksp 与 s 之间的数量关系，取决 于离子的平衡浓度与 s 之间的数量关 系。
Ksp = [ Ag+ ] [ Cl－ ]
AgCl —— Ag+ +
Cl－
t平
s′ 0.1 + s′ 0.1
Ksp = [ Ag+ ] [ Cl－ ]
= 0.1s′ = 1.8 10－10
所以 s′= 1.8 10－9
纯水中 s = 1.3 10－5 盐酸中 s′= 1.8 10－9 在 0.1 mol•dm－3 的盐酸中， AgCl 的溶解度明显变小。 这是同离子效应的影响。
应该指出，严格讲 Ksp 是平衡 时的活度之积。
Ksp = a Ag+ • aCl－
Ksp = [ Ag+ ] [ Cl－ ] Ksp = a Ag+ • aCl－
因为难溶物的饱和溶液的浓度 肯定非常小，所以用浓度代替活度 是合理的。
比较 Ksp 和 Q 的大小，可以判 断反应; + Cl－
Qi > Ksp 时，平衡左移，将生成沉淀 Qi < Ksp 时，平衡右移，沉淀将溶解 Qi = Ksp 时，达到沉淀溶解平衡
上述结论有时称之为溶度积原理。
9. 1. 2 溶度积常数与溶解度的关系 溶解度用 s 表示，其意义是实
现沉淀溶解平衡时，溶解掉的某物 质的体积摩尔浓度。
Ag2CrO4 Ksp 1.1 10－12 （小） s 6.5 10－4 （大）
（1）写出化学方程式； （2）用溶解度 s 表示出平衡浓度 （3）写出 Ksp 的表达式； （4）代入数据后，求值或解方程
其中（2）是关键步骤
例 9. 3 已知 Ksp（AgCl ）= 1.8 10－10， 求 AgCl 在纯 H2O 中的溶解度 s；
若在 0.1 mol·dm－3 的盐酸中， AgCl 的溶解度 s′又是多少？
解：
Ag2CrO4
2 Ag+ + CrO42－
t平
2s
s
Ksp = [ Ag+ ]2 • [ CrO42－ ]
= （ 2 s）2 • s
= 4 s3
将已知的溶解度数据代入溶 度积表达式
Ksp = 4 s3 = 4 （6.5 10－5 ）3 = 1.1 10－12
通过例 9. 1 和例 9. 2，总结 解题的一般步骤：
第九章 沉淀溶解平衡和 络合解离平衡
9. 1 沉淀溶解平衡
沉淀溶解平衡讨论的对象 是难溶性强电解质。
难溶性物质，一般是指 在 100 g 水中溶解质量少于 0.01 g 的物质。
但在本章中讨论的是沉淀 溶解平衡，必须从物质饱和溶 液的平衡浓度来体现物质的溶 解度。
有些电解质，如 Hg2SO4， PbCl2 和 CaSO4 等，
溶解度的单位是 mol•dm－3
s 和 Ksp 从不同侧面描述了物 质的同一种性质 —— 溶解性。
尽管二者之间有根本的区别， 但其间会有必然的数量关系。
例 9. 1 已知 CaCO3 的 Ksp = 2.8 10－ 9
求 CaCO3 在水中的溶解度 s。
解：设 CaCO3 在水中的溶解度 为 s，则两种离子的平衡浓度皆为 s。
在 100 g 水中溶解的质量 远大于 0.01 g。
Hg2SO4，PbCl2，CaSO4 等 但是由于这些物质的式量很大， 所以其饱和溶液的体积摩尔浓度相当 小，故这些化合物仍作为难溶性化合 物在本章中讨论。
9. 1. 1 溶度积常数
AgCl 在 H2O 中有如下平衡 AgCl（s） Ag+（aq）+ Cl－（aq）
例如在本例中 [ Ca2+ ] 和 [ CO32－ ] 均等于 s。
例 9. 2 298 K 时，Ag2CrO4 的溶解度 s 为 6.5 10－5 mol•dm－3， 求 Ag2CrO4 的溶度积常数 Ksp。
分析：关键的问题，是找出溶解 度 s 与离子浓度的数量关系。
Ag2CrO4 1 mol
2 Ag+ + CrO42－ 2 mol 1 mol
本例中，每有
溶解，则有 和
1 mol Ag2CrO4 2 mol Ag+ 1 mol CrO42－ 生成。
Ag2CrO4 溶解度为 s
2 Ag+ + CrO42－
2s
s
因此平衡时 [ CrO42－] 等于 Ag2CrO4 的溶解度 s；
而 [ Ag+ ] 等于 Ag2CrO4 的 溶解度 s 的 2 倍。
Ag+ + Cl－
某时刻有 Qi = [ Ag+ ] [ Cl－]， 这里的反应商也是乘积形式。
故称 Qi 为离子积。
Ksp = [ Ag+ ] [ Cl－ ] Ksp 表达式中的 [ Ag+ ] 和 [ Cl－ ] 是平衡浓度。
Qi = [ Ag+ ] [ Cl－ ] Qi 表达式中的 [ Ag+ ] 和 [ Cl－ ] 不是平衡浓度。