第四章 酸碱平衡和沉淀溶解平衡
《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
第四章 酸碱平衡和沉淀-溶解平衡
pH = 14.0 － pOH = 14.0 －2.85 = 11.15
多元弱酸的解离平衡
• 第一步：H2CO3 HCO3－＋H＋
•
Ka1(H2CO3) c(H
第二步：HCO3－
) / c c(HCO3 ) /
c(CHO2C3O2－3)＋/ cH ＋
c
4.2 107
• K反a应1K/a，2K(Hac2(2HC>1+O)0的33)，计溶算c(液H可中以)c/的(c按HHC一＋Oc元主3(C)弱要O/ c3酸来2)的自/ c解第 离一平步4.7衡解做离1011 近似处理。
例题
计算 0.010mol·L-1H2CO3溶液中的H+, H2CO3, HCO3-, 和CO32-的浓度以及溶液的pH值。
酸碱指示剂
酚酞是有机弱酸(HIn) HIn 无色
H+ + In– 紫红色
Kቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
a
[H ][I－ n ] [HIn ]
[HIn ] [I－ n ]
[H ]
K
a
溶液中[H+]增大至大于 10Ka 时，指示剂90％以 HIn 存在， 溶液无色
[H+]=0.1Ka 时，指示剂90％以 In– 存在，呈紫红色 [H+]=Ka 时， HIn 和In– 各半，呈浅红色 Ka 是确定指示剂变色范围的依据，pKa1 称为指示剂的
Kw 称为水的离子积常数，是水的解离平衡常数。 Kw 具有一般平衡常数的特性，无量纲。 Kw 随温度的增加，略有增加。
pH和pOH
规定 pH=-lg[c(H+)/c]
简化为 pH=-lgc(H+)
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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酸碱平衡与沉淀溶解平衡
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
第四章 解离平衡
4.4 缓冲溶液
1、水的离子积常数Kw
2、缓冲溶液 ①现象： 向纯水(pH=7.0)中加入少量酸或碱，pH值会发生显 著变化。而向HAc-NaAc混合液中加入少量酸或碱， 溶液的pH值几乎不变。 人体血液pH值控制在7.35-7.45范围内， 如果pH<7.3，发生酸中毒 如果pH>7.5，发生碱中毒。 正常生理条件下，虽然组织细胞在代谢过程中不断 产生酸性物质或硷性物质，进入体内的某些食物 （如醋）或药物也有酸性或碱性作用，但血液pH仍 保持在上述狭窄范围内。显然，血液中一定含有完 备的调节pH的机构——缓冲体系，血液是一种缓冲 溶液。
3、缓冲溶液[H+]的计算 公式推导见书P84-85
书P85-86：例4-10。
4、选择缓冲溶液的步骤 首先找出与溶液所需控制的pH值相近的pK 值的弱酸或弱碱。 一般(C弱酸 /C共轭碱)在0.1-10范围内具有缓 冲能力，故pH = pKa ±1。 选择的缓冲液不与反应物或生成物发生反应， 配制药用缓冲溶液时还应考虑溶液的毒性。
浓度为c的弱酸HB解离度α的近似值为 可见，弱酸或弱碱的浓度越稀，解离度越大。
二、多元弱酸、弱碱的解离平衡 含有一个以上可置换的氢原子的酸叫做 多元酸。多元酸的解离是分步进行的。
三、两性物质的解离平衡 1、两性物质：既可以给出质子又可以接受质 子的物质称两性物质，酸式盐、弱酸弱碱盐 和氨基酸等都是两性物质。 2、近似计算方法：
②缓冲溶液: 是一种能抵抗少量强酸、强碱和 水的稀释而保持体系的pH值基本不变的溶液。 缓冲溶液的抗酸、抗碱作用叫缓冲作用，组 成缓冲溶液的物质叫缓冲体系。 从酸碱质子论来看，缓冲溶液都是由弱酸及 其共轭碱组成的混合溶液。
③缓冲原理：
高中化学沉淀反应PPT课件
s =1.1×10-9mol·L-1 < 完s(整纯编水辑p中pt ）=1.04×10-5 mol·L2-16
练：计算298K时，AgCl在0.01mol·L-1NaCl 溶液中的溶解度。
已知 Ksp (AgCl) = 1.8×10-10.
解：
AgCl（s） Ag + + Cl –
平衡浓度/mol·L-1 s s + 0.01
NH3.H2O
NH4+ + OH-
Kb = 1.80×10-5，cKb>20Kw，c/Kb>500，用最简式计算：
[OH-]= Kb c
[OH ]
0.1×1.8
10 × 5
完整编辑ppt
1.33×103mol.L341
Ip= [Mg2+][OH-]2 = 0.1×(1.33×10-3 )2 = 1.78×10-7
解：生成PbCrO4时，CrO42-的最低浓度为 [Pb2+][CrO42-] > 1.8×10-14 [CrO42-] > 1.8×10-14/0.05 = 3.6 ×10-13 ( mol·L-1)
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39
生成Ag2CrO4 时，CrO42-的最低浓度为 [Ag+]2 [CrO42-] > 1.1×10-12 [CrO42-] > 1.1×10-12/0.052
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32
解： 初
沉淀 平衡
SO42- + Ba2+ 0.001 0.01
0.009
x 0.009+x
BaSO4↓ mol/L
0.001
0.001- x
Ksp = (0.009 + x ) x = 1.1×10-10 0.009 + x ≈ 0.009 x = 1.2×10-8(mol·L-1) < 10-5 mol·L-1 SO42-已沉淀完全。
酸碱平衡及沉淀溶解平衡
第4章 酸碱平衡及沉淀溶解平衡一、教学要求1．掌握质子酸、质子碱、共轭酸碱对、稀释定律、同离子效应、解离常数等基本概念。
2．了解酸碱反应及解离平衡常数的意义，能利用最简式熟练计算弱酸(碱)水溶液的酸度及计算酸碱平衡时有关离子的平衡浓度。
了解同离子效应、盐效应对酸碱平衡的影响。
3．掌握缓冲溶液组成、性质、缓冲原理及配制方法，掌握缓冲溶液pH 值的计算及了解缓冲溶液在农业科学和生命中的应用。
4．掌握溶解度与溶度积的关系，掌握沉淀的生成、沉淀的溶解、沉淀完全和分步沉淀的概念及其有关计算。
【重点】：1．利用最简式熟练计算弱酸(碱)水溶液的酸度及有关离子平衡浓度； 2．同离子效应及其作用； 3．缓冲溶液组成、性质及缓冲作用原理、缓冲范围、缓冲溶液pH 的计算及其配制方法； 4．溶度积常数表达式及意义，沉淀溶解的常用方法及有关计算；分步沉淀及其应用。
【难点】：1. 各类溶液系统pH 的计算； 沉淀溶解的有关计算。
二、重点内容概要1.酸碱质子理论（1）酸碱的定义酸：凡是能给出质子(H +)的物质， 如，H 3O +、HAc 、HCl碱：凡是能结合质子(H +)的物质，如，OH －、Ac －、NH 3两性物质：它们既有给出质子的能力又有结合质子的能力，如，CO 3－、HPO 42－、H 2O （2）酸碱的共轭关系酸给出质子后，变成碱 ； 碱接受质子后，变成酸。
酸 碱 + 质子处于上述关系中的一对酸和碱，互称为共轭酸碱。
Ac －是HAc 的共轭碱 , 而 HAc 是Ac －的共轭酸。
把共轭酸与共轭碱联系在一起称为共轭酸碱对。
共轭酸碱对的强弱是相对的，酸的酸性越强，给出质子的能力也越强，则其共轭碱接受质子的能力就弱，碱性也就越弱；反之亦然。
（3）质子酸碱的强度凡容易给出质子的为强酸，容易接受质子的为强碱。
反之，为弱酸或弱碱。
K θa 和b K Θ称为一元弱酸和弱碱的标准解离常数，能表示弱酸弱碱解离出离子的趋势大小，K θa 和b K Θ值越大表示解离的趋势越大。
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。
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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＝s²
AB2或A2B型Ksp＝4s³
AB3型Ksp＝27s4
A2B3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。
(已知AgCl的kΘsp为1.77×10-10)
解：由kΘsp=CΘ（Cl-）·CΘ（Ag+）=0.1·s得出s
溶度积规则：浓度商Q <K Өsp 溶液未饱和；Q=K Өsp 溶液饱和；Q>K Өsp 溶液有沉淀。
判断溶液中哪个离子先沉淀？
例如在0.001 mol·L －1Cl －和0.001 mol·L －1CrO 2-4的混合溶液中，逐滴加入AgNO3
溶液(设体积不变)，回答Cl －和CrO 2-4哪个先沉淀? 当第二种离子开始沉淀时，第一种离子能
否沉淀完全? (K Өsp(AgCl)＝1.77×10－10，K Өsp(Ag2CrO4)=1.12×10－12)
解：设Cl －开始沉淀时，需要Ag +的浓度为x ，CrO 2-4开始沉淀时，需要Ag+的
浓度为y ， 根据溶度积规则Q≥K Өsp 出现沉淀。
所以， x/ c Ө≥K (AgCl)/C （Cl -）= 1.77×10-7 x =1.77×10-7mol·L －1（2分）
y/ c Ө≥ √K (Ag2CrO4)/C （CrO 2-4）= 3.35×10-5 y = 3.35×10-5 mol·L －1（2分）
由计算可知，沉淀Cl －所需Ag +的浓度比沉淀 CrO 2-4所需Ag +的浓度小得多，所以Cl －先沉淀，
当CrO 2-4开始沉淀时，Ag +浓度应该达到3.35×10-5 mol·L －1，此时溶液中残留C1－浓度为： c(Cl
－) / c Ө≤K Өsp(AgCl ）/ y= 1.77×10－10/ 3.35×10-5 =5.28×10-6 c (Cl －)= 5.28×10-6 mol·L －1<1.0×10-5mol·L －1
可见，当CrO 2-4开始沉淀时，Cl －基本上已沉淀完全。
（2分）
求去除Fe2+溶液中的Fe3+的PH 变化范围？
解：①Fe3+完全沉淀，c<10-5mol/L
②Fe2+不沉淀，Q<ksp。