第5章 离子平衡与离子互换反应
中学化学实验探究离子交换反应
中学化学实验探究离子交换反应化学实验是中学化学教学的重要组成部分，能够帮助学生巩固理论知识、培养实验技能，提高对化学现象的理解。
离子交换反应是化学反应的一种重要类型，它在实际生活中有着广泛的应用。
本文将探索中学化学实验中的离子交换反应。
首先，我们来了解一下离子交换反应的基础知识。
离子交换反应是指溶液中的阳离子和阴离子发生置换的化学反应。
这种反应通常发生在溶液中或在固态物质中。
其中，阳离子是带正电荷的离子，阴离子是带负电荷的离子。
离子交换反应可以用离子方程式来表示，方程式中的阳离子和阴离子互相交换位置。
接下来，我们来探究一种简单的离子交换实验——铁离子和铜离子的交换反应。
这个实验可以通过将铁钉放入铜硫酸溶液中观察到。
首先，我们需要准备一些实验器材，如烧杯、铁钉、铜硫酸溶液等。
将铜硫酸溶液倒入烧杯中，然后将铁钉放入溶液中，观察反应的进行。
你会发现，原本无色的溶液逐渐变为蓝绿色，并且铁钉表面开始出现铜的颜色。
这是因为铁的离子与溶液中的铜离子发生置换反应，形成铁离子和铜金属。
通过这个实验，我们不仅可以观察到离子交换反应的现象，还可以推测出反应速率与反应物浓度的关系。
可以尝试将不同浓度的铜硫酸溶液分别与铁钉进行反应，记录下反应的时间。
通过观察时间的差异，我们可以发现，浓度较高的溶液会使反应的速率加快。
这是因为溶液中离子浓度越高，离子之间碰撞的概率就越大，从而促使反应加速进行。
除了离子交换实验，我们还可以通过其他实验探究离子交换反应的特性。
例如，我们可以通过调节酸碱溶液的pH值来观察离子交换反应是否会受到酸碱条件的影响。
取一烧杯中加入盐酸，再取一烧杯中加入氢氧化钠溶液，将两者倒入同一容器中。
你会发现，酸性溶液中的氢离子和碱性溶液中的氢氧根离子发生置换反应，生成水分子。
这个实验可以帮助学生理解酸碱中离子交换反应的机制。
综上所述，离子交换反应是中学化学实验中一个重要的研究内容。
通过实验探究，学生可以深入理解离子交换反应的机理和特性。
高三 水溶液中的离子反应与平衡
高三化学中涉及水溶液中的离子反应与平衡是一个重要的知识点，主要包括离子间的化学反应以及反应达到动态平衡的情况。
以下是一些相关内容：
1. 离子反应：在水溶液中，许多化合物会解离成离子。
例如，普通盐类在水中会解离成阳离子和阴离子。
这些离子之间会发生各种化学反应，如生成沉淀、产生气体、发生酸碱中和等。
2. 离子平衡：当离子间的反应达到一定程度后，反应会进入平衡状态。
在水溶液中，离子的生成和消耗达到动态平衡，反应物和生成物之间的转化速率相等。
例如，在铁离子与硫化氢根离子反应生成硫化铁沉淀时，反应会在一定条件下达到平衡状态。
3. 离子反应的平衡常数：对于水溶液中的离子反应，可以用平衡常数（K）来描述平衡状态。
平衡常数是反应物和生成物浓度的比例，反映了反应物质的活动度之间的关系。
平衡常数越大，说明生成物浓度较高；反之，平衡常数较小则表示生成物浓度较低。
4. Le Chatelier定律：当影响离子平衡的条件发生改变时，系统会偏离原来的平衡状态以抵消这种变化。
Le Chatelier定律指导我们预测系统对温度、压力、浓度等因素的响应，以及如何通过调整条件来影响离子平衡的位置。
5. 离子反应的应用：水溶液中的离子反应与平衡不仅在化学实验室中有重要应用，还在工业生产、环境保护等领域有着广泛的应用，如废水处理、金属提取等。
总的来说，水溶液中的离子反应与平衡是高三化学中的重要内容，理解这些知识点有助于深入学习化学反应的机理和规律，同时也具有一定的应用价值。
希望这些信息能对你有所帮助。
九年级化学离子反应中的离子平衡
九年级化学离子反应中的离子平衡化学中的离子反应是指发生离子交换的化学反应过程。
在离子反应中，离子的生成和消失导致了反应体系内的离子平衡。
离子平衡是指在反应过程中，正离子和负离子的数量达到一个动态的平衡状态。
本文将深入探讨九年级化学中离子反应中的离子平衡。
一、离子的生成与消失离子反应中，常见的离子有正离子（金属离子）和负离子（非金属离子）。
在反应过程中，正离子和负离子的产生和消失是离子平衡的核心。
正离子可以由金属原子失去一个或多个电子而形成。
例如，钠原子（Na）可以失去一个电子，生成钠离子（Na+）。
类似地，多价金属原子可以失去多个电子，生成多价金属离子。
负离子常由非金属原子接受一个或多个电子而生成。
例如，氯原子（Cl）可以接受一个电子，生成氯离子（Cl-）。
同样地，氧原子（O）可以接受两个电子，生成氧离子（O2-）。
离子的生成和消失常发生在水溶液中。
在水溶液中，离子的产生和消失导致了水溶液中的离子平衡。
二、离子反应中的离子平衡离子反应中，反应物和生成物的离子之间建立了一种平衡。
这种平衡体现了离子反应的动态过程。
首先，让我们来看一些离子反应的示例。
例如，钠离子（Na+）和氯离子（Cl-）之间的反应可以写为Na+ + Cl- → NaCl。
在这个反应中，一个钠离子和一个氯离子结合形成了一个氯化钠晶体。
在这个反应中，离子之间发生了电荷交换。
正离子和负离子通过电荷吸引形成了新的化合物。
然而，这个反应不是一次性完成的，而是一个动态平衡的过程。
在离子平衡中，反应物和生成物的离子浓度之间达到了一个平衡状态。
这意味着在反应过程中，离子的生成和消失保持着一个恒定的比例。
离子平衡可以通过离子互换反应的顺序来判断。
离子反应中，位于左侧的离子是反应物，位于右侧的离子是生成物。
离子平衡的关键在于反应物和生成物之间的离子数量的平衡。
三、影响离子平衡的因素离子平衡受到多个因素的影响。
以下是一些重要的因素：1. 浓度：反应物和生成物离子的浓度对离子平衡有影响。
第五章+水溶液中的离子平衡2
H3O+(aq) + HCOO-(aq) 4.4110-3 x
x = [HCOO-] = 3.8610-3 (mol/L)
[HCOOH] = 0.100 x = 9.6110-2 (mol/L)
CH3COOH(aq)+H2O(l) 平衡 0.100 y
-3
H3O+(aq)+CH3COO-(aq) 4.4110-3 y
如果Ka1CHA1 ≥ Ka2CHA2，则
[H 3O ] K a1CHA1
HAc, Ka1 = 1.810-5; HCN, Ka2 = 4.9310-10
两个一元弱碱的混合体系：B1 +
-
B2
[OH ] K b1CB1 K b2CB2
如果Kb1CB1 ≥ Kb2CB2，则
[OH ] K b1CB1
H2A
H3O+(aq) + HA-(aq)
Ka1 = [H3O+][HA-]/[H2A]
HA-(aq) + H2O(l)
H2A的一级解离常数
H3O+(aq) + A2-(aq)
Ka2 = [H3O+][A2-]/[HA-]
H2O(l) + H2O(l)
H2A的二级解离常数
H3O+(aq) + OH-(aq)
H2C2O4(aq)+H2O(l) 平衡 Cx
H3O+(aq)+HC2O4-(aq) (1) x x
[HC2O4-] = [H3O+] = 0.0528 (mol/L) [H2C2O4] = c [H3O+] = 0.1 0.0528 = 0.0472 (mol/L) [OH-] = Kw / [H3O+] = 1.8910-13 (mol/L) HC2O4-(aq)+H2O(l) H3O+(aq)+C2O42-(aq) (2)
离子反应的平衡
离子反应的平衡离子反应是化学反应中一种常见的类型，涉及到离子的生成、消失和转化。
在离子反应中，离子的浓度变化会影响反应的平衡状况。
本文将探讨离子反应的平衡原理及其相关概念。
一、离子反应平衡的定义和描述离子反应的平衡是指在一定条件下，反应中生成离子和消失离子的速率相等，体系达到一个稳定的状态。
根据化学动力学的原理，当反应达到平衡时，反应物的浓度变化率与生成物的浓度变化率之间存在一种平衡关系。
平衡反应可以用化学方程式来描述，方程式中的离子和反应物的系数表示了其摩尔比例。
例如，对于氯化钠（NaCl）在水中溶解的平衡反应，可以用以下方程式表示：NaCl(s) ⇌ Na+(aq) + Cl-(aq)其中，NaCl(s)代表固体氯化钠，Na+(aq)和Cl-(aq)分别表示水中的钠离子和氯离子。
二、离子反应平衡的影响因素离子反应的平衡状况受到温度、浓度、压力和催化剂等因素的影响。
下面将详细介绍这些影响因素。
1. 温度：根据热力学原理，温度升高会加快反应速率。
对于平衡反应而言，升温会导致往反应生成物的方向偏移，平衡位置向生成物一侧移动。
相反，降低温度则会使平衡位置向反应物一侧偏移。
2. 浓度：根据化学反应速率理论，浓度的增加会增加反应速率。
对于离子反应平衡而言，增加反应物的浓度会促使平衡位置向生成物一侧移动，减少反应物的浓度则会使平衡位置向反应物一侧移动。
3. 压力：对于气相反应，压力的增加会导致平衡位置向摩尔数较少的一侧移动，以减少压力。
反之，压力的降低会使平衡位置偏移到摩尔数较多的一侧。
4. 催化剂：催化剂可以提高反应速率，但不会改变平衡位置。
它通过降低活化能来加快正反应和逆反应的速率，从而使达到平衡的时间缩短。
三、离子反应平衡的平衡常数离子反应平衡的平衡常数是一个衡量反应进行程度的指标。
对于一般的离子反应，其平衡常数可以通过浓度比值来表示，如下所示：K = [生成物]/[反应物]其中，方括号内的是各物质的浓度。
离子互换反应
离子互换反应离子互换反应是一种常见的化学反应，它在化学实验室以及工业上都有广泛的应用。
离子互换反应指的是溶液中的两种离子彼此交换位置，形成新的物质。
在离子互换反应中，通常使用带电的树脂或陶瓷颗粒作为固定相，将其浸泡在离子交换溶液中。
当目标离子溶解在溶液中时，它们会与固定相上的可交换离子发生竞争性吸附和解吸，从而实现离子之间的交换。
这个过程可以重复进行，直到达到预期的离子平衡。
离子互换反应在水处理、食品加工、制药业和环境科学等领域发挥着重要的作用。
比如在水处理中，我们经常需要将水中的离子去除，以提高水的纯净度。
离子交换树脂可以选择性地吸附并去除水中的阳离子或阴离子，从而净化水源。
在食品加工中，离子互换反应被用于调整食品的酸度、去除金属离子以防止食品腐败，以及去除杂质提高产品质量等。
此外，在制药业中，离子互换技术也被广泛应用于纯化药物和制备高纯度的有机物。
离子互换反应的机理可以归结为固定相表面上的可交换离子与溶液中的目标离子之间的竞争吸附。
固定相材料通常是具有特定功能基团的聚合物或矿物质，它们能够选择性地吸附离子。
这些功能基团可以是阴离子交换基团，如硫酸树脂上的氯根离子，也可以是阳离子交换基团，如胺基树脂上的氢离子。
离子互换反应还可以使用化学试剂来进行促进或控制。
例如，可以通过调节溶液的pH值、温度、化学添加剂的浓度等条件来改变反应速率和选择性。
此外，也可以通过连续流动的方式进行反应，以实现大规模的离子交换。
总结起来，离子互换反应是一种重要的化学反应，在水处理、食品加工、制药业等领域具有广泛应用。
通过选择合适的固定相材料和调控反应条件，离子互换反应可以实现对溶液中的离子的选择性吸附和去除，从而达到纯净化、调节酸碱度、提高产品质量等目的。
在未来，随着新材料和技术的发展，离子互换反应将继续在各个领域发挥重要作用。
离子置换反应
离子置换反应离子置换反应是一种常见的化学反应，它发生在溶液中的离子之间。
在这种反应中，两种离子交换位置，形成新的化合物。
离子置换反应在日常生活和工业生产中都有广泛的应用。
离子置换反应的基本原理是离子间的电荷吸引和空间位阻效应。
当两种溶液中的离子能够发生反应时，它们会通过离子间的电荷吸引相互靠近。
如果靠近的离子之间没有太大的空间位阻，它们就会交换位置，形成新的化合物。
离子置换反应可以分为阳离子置换反应和阴离子置换反应。
阳离子置换反应是指溶液中的阳离子之间发生交换反应，形成新的化合物。
阴离子置换反应则是指溶液中的阴离子之间发生交换反应。
这两种反应在实验室中常常用于合成化合物或分离纯化物质。
一个典型的离子置换反应是钠离子和钾离子的置换反应。
当将氯化钠溶液和氯化钾溶液混合时，钠离子和钾离子会发生交换反应，形成氯化钠和氯化钾。
这个反应可以用化学方程式表示为NaCl + KCl -> NaCl + KCl。
在这个反应中，钠离子和钾离子交换位置，原来的氯化钠和氯化钾溶液变成了新的氯化钠和氯化钾溶液。
离子置换反应不仅发生在溶液中，也可以发生在固体中。
当两种固体发生离子置换反应时，它们通常会形成新的晶体结构。
这种反应在矿石冶炼和陶瓷制造中有重要的应用。
离子置换反应在生活中有许多实际应用。
例如，水软化器就是利用离子置换反应将水中的钙离子和镁离子与钠离子交换，从而减少水中的硬度。
此外，离子置换还广泛应用于水处理、药物合成、催化反应等领域。
尽管离子置换反应在许多方面都有应用，但它也有一些局限性。
首先，离子置换反应通常需要在溶液中进行，因此反应速度较慢。
其次，某些离子并不容易发生置换反应，因此需要选择合适的反应条件和催化剂。
离子置换反应是一种重要的化学反应，它在日常生活和工业生产中都有广泛的应用。
了解离子置换反应的原理和应用可以帮助我们更好地理解和应用化学知识。
通过进一步研究和探索，离子置换反应有望在更多领域得到应用，并为我们的生活带来更多的便利和发展。
《离子互换反应和离子反应方程式》教案
第五章第二节离子交互反应和离子反应方程式[知识点]1.学生了解离子交互反应发生的五种情况。
2.学生正确书写离子反应式。
[重点]1.离子交互反应发生的五种情况2.书写离子反应式。
[难点]1.正确书写离子反应式。
第一课时一、离子交互反应和离子反应方程式由于电解质在水溶液中可以全部解离或部分解离成离子，因此，电解质在水溶液中的反应，实质上是离子之间的反应。
在无机化学中离子反应可以分为中和反应、沉淀反应、氧化还原反应和配合反应四类。
离子反应方程式的写法如下：（1）先写出分子反应方程式；（2）将易溶的强电解质写成相对应的离子，将难溶物质、水、弱电解质和气体保留分子形式；（3）消去反应式两边不参加反应的相同数目的离子，剩下的就是该反应的离子反应方程式。
【说明】1、写：明确写出有关反应的化学方程式。
如澄清石灰水中通氯气：2Ca(OH)2+2Cl2=CaCl2+Ca(ClO)2+2H2O2、拆：可溶性的强电解质(强酸、强碱、可溶性盐）一律用离子符号，表示，其它难溶的物质.难电离的物质、气体、氧化物，水等仍用化学式表示。
对于微溶物质来说在离子反应中通常以离子形式存在，但是如果是在浊液里则需要写出完整的化学式，例如，石灰水中的氢氧化钙写离子符号，石灰乳中的氢氧化钙用化学式表示。
浓硫酸中由于存在的主要是硫酸分子，也书写化学式。
浓硝酸、盐酸是完全电离的，所以写离子式。
2Ca2+ + 4OH- + 2Cl2 = Ca2+ + 2Cl- + Ca2+ + 2ClO- + 2H2O3、删：删去方程式两边相同的离子和分子。
4OH- + 2Cl2 = 2Cl- + Ca2+ + 2ClO- + 2H2O4、查：检查式子两边的各种原子的个数及电荷数是否相等，是否配平，还要看所得式子化学计量数是不是最简整数比，若不是，要化成最简整数比。
2OH-+Cl2 =Cl-+ ClO-+ H2O【练习提高】（1）用离子反应方程式表示H2S和CuSO4溶液的反应；（2）用离子反应方程式表示Ba(OH)2和H2SO4溶液的反应（3）用离子反应方程式表示H2S和CuSO4溶液的反应第二课时二、离子互换反应进行的条件离子反应可分成两（一）一类是反应前后元素的化合价有变化的反应，叫离子氧化还原反应。
高三离子互换反应
Δ 离子互换反应1.正确地理解离子互换反应概念2.熟练书写离子反应方程式3.正确判断离子共存与离子方程式正误。
一、离子反应:离子反应是指溶液中有离子参加的反应。
其中包括离子互换反应(又叫复分解反应，如：Na 2SO 3溶液和稀硫酸反应SO 32-+2H + → SO 2 ↑ +H 2O 和离子氧化还原反应(如：FeCl 2溶液和稀硝酸反应3Fe 2+ +NO 3- + 4H + → 3Fe 3++ NO ↑+2H 2O)。
离子互换反应的规律是：在溶液中发生的离子反应，一般总是向有关离子浓度减少的方向进行，即当有难溶物(如CaCO 3、)难电离物(如H 2O 、弱酸、弱碱)以及挥发性物质(如HCl)生成时，离子反应可以发生。
另外，水解反应和络合反应，实际也是生成难电离物质。
离子间的氧化还原反应的规律是：强的氧化剂和强的还原剂生成较弱的还原产物和较弱的氧化产物二、离子方程式: 离子方程式是指用实际参加反应的离子符号表示离子反应的式子。
只有在水溶液或熔融状态下，有自由移动离子参加反应时，才可用离子方程式表示。
离子方程式反映了离子反应的实质，它不仅能表示一定物质间的某个反应，而且可以表示同一类型的离子反应。
1．离子互换反应(复分解反应)的条件(1)生成难溶物质。
如Na 2SO 4溶液与BaCl 2溶液反应，Ba 2++SO 42- → BaS04↓注：有较多微溶物生成的反应，如Na 2SO 4溶液与AgNO 3溶液反应2Ag ++SO 42- → Ag 2SO 4 ↓由微容物生成难溶物的反应如Ca(OH)2(微溶)+CO 32- → CaCO 3 ↓+20H -。
常见的微溶物有CaSO 4、Ag 2SO 4、MgCO 3、Ca(OH)2等。
(2)生成难电离的物质。
反应规律：由强酸制弱酸，由强碱制弱碱。
如盐酸+次氯酸钙溶液：H ++C10- → HCl0，稀醋酸+苯酚钠溶液：CH 3COOH+C 6H 5O - → CH 3COO -+C 6H 5OH 。
高中化学《4离子互换反应和氧化还原反应4.1离子互换反应离子互换反应的...》222沪科课标教案课件教学设计
《离子互换反应的规律》教学设计一、教学目标知识与技能：能用平衡移动原理分析理解沉淀的溶解与生成、沉淀转化的实质。
培养了学生的知识迁移能力、动手实验的能力和逻辑推理能力过程与方法：引导学生动手实验、分析实验、自主学习、独立思考，根据实验现象，学会分析、解决问题。
情感态度与价值观：在活动中增强团结、协作的合作意识，培养学生学习化学的兴趣，以及对立统一的辨证唯物主义观点。
二、教学重点：难溶盐转化和溶解规律三、教学难点：难溶盐转化和溶解规律四、教学方法：实验法、自主学习、合作探究、多媒体展示五、教学过程[引入]取5mL饱和NaCl溶液，滴加1~2滴浓盐酸[学生]观察实验现象，并运用平衡移动原理，讨论产生现象的原因[学生展示]Ksp＝c(Na＋)·c(Cl－)；(1)Qc>Ksp，溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和，达到新的平衡。
引入新课[板书]一、沉淀的溶解与生成沉淀的生成（Qc>Ksp）[学案]沉淀能否析出判定例1：0.004mol·L-1AgNO3与0.004mol·L-1K2CrO4等体积混合，有无Ag2CrO4沉淀生成？(Ag2CrO4的Ksp=1.1×10-12)沉淀开始析出的离子浓度判定例2：已知Ksp(CaC2O4)=4.0×10－9，若使c(Ca2＋)=0.020mol·L－1的溶液中出现CaC2O4沉淀，溶液中的c(C2O42－)最小要达到？[讲解]利用生成沉淀分离或除去某种离子，首先要使生成沉淀的反应能够发生，其次希望沉淀生成的反应进行得越完全越好沉淀完全析出的离子浓度判定例3：已知Ksp(CaC2O4)=4.0×10－9，若在c(Ca2＋)=0.020mol·L－1的溶液生成CaC2O4沉淀，并使Ca2＋完全沉淀，溶液中的c(C2O42－)最小要达到到？二、沉淀的溶解(Qc<Ksp)课本P63［实验3-3］滴加试剂盐酸氯化氨溶液现象[设问]向Mg(OH)2沉淀中加入NH4Cl溶液，沉淀能消失吗？[展示]学生演示实验［过渡］除了酸之外，某些盐溶液也可用来溶解沉淀[讨论]沉淀能消失的原因？[学生]证明结论的准确性［思考与交流1］分析：对于难溶氢氧化物来说，如Mg(OH)2、Fe(OH)3、Cu(OH)2……，加酸，由于形成弱电解质水促使沉淀溶解。
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c(HCOO-)/mol· dm-3 1.77×10-4 —————————— = ————— = 1.1 -3 -4 c(HCOOH)/mol· dm 1.60×10
一元弱酸HAc的离解平衡
设弱电解质离解度为 HAc H Ac起始： ca 0 c a 0 c a 平衡： ca (1 )
HAc H Ac
Ka [H ][Ac } [HAc]
(c a ) 2 Ka c a (1 )
θ a
当ca /K A 400 时 [H ] ca K
一对共轭 酸碱体系
酸 质子 ＋ 碱
NH H NH 3 4
Ka
Kb
K a K b K w 10 14 pK a pK b pK w 14 pH pOH 14
5.1.2 二元弱酸的质子转移平衡
离解分步进行 。如氢硫酸在水溶液中的平衡：
H2S HS HS- + H+ S2- + H+
c(HAc) c(酸) [H ] K a Ka c ( 盐) c(Ac )
pH lg[H ] pK a lg
c(酸) c(盐)
常用标准缓冲溶液
缓冲溶液
pH (25℃)
饱和酒石酸氢钾 (0.034mol· kg-1)
邻苯二甲酸氢钾 (0.050mol· kg-1) 0.025mol· kg-1 KH2PO4 + 0.025mol· kg-1 Na2HPO4 硼砂 (0.010mol· kg-1) 饱和氢氧化钙
4～5.5
4.5～6.0 6.5～8 7.5～9 8.5～10 8.5～10
三羟甲基甲胺+HCl 硼砂 (H 3BO 3 H 2BO 3) NH4++NH3
人体内的血液是怎样起到缓冲作用的?
人的血液呈微碱性, pH的正常值应在7.35—7.45之间。 血液的缓冲作用主要是靠 H 2 CO 3 /HCO 3 体系完成的。正常
缓冲作用涉及以下两个重要平衡:
H+(aq) + HCO 3 (aq) HbH+ + O2
H2CO3(aq) CO2(g) + H2O(l) HbO2 + H+ (Hb 血红蛋白）
5.1 多相离子平衡
5.1.1 溶度积 Ksp
AgCl(S)
平衡时： 溶解 沉淀
Ag+(aq) +
[Ag+]
Cl- (aq)
第5章 离子平衡与离子互换反应
平衡思想
状态A 状态B
（正反应和逆反应 同时进行） 过程 溶解 反应 离解 水解 …… 平衡 溶解平衡 化学平衡 离解平衡 水解平衡 ……
5.1 均相离子平衡 5.2 多项离子平衡
5.1 均相离子平衡
酸和碱的概念
离解时所生成的正离子全部都是H＋的化合物叫做酸,负离子 全部都是OH-的化合物叫做碱。——电离理论
θ pOH pK b 1
常用缓冲溶液 常用缓冲溶液
缓冲溶液 氨基乙酸+HCl 氯乙酸+NaOH 甲酸+NaOH pKa 2.35 2.86 3.77 缓冲范围 1.5～3.0 2～3.5 3～4.5
HAc+NaAc
六次甲基四胺+HCl
2 H 2 PO 4 HPO 4
4.76
5.13 7.21 8.21 9.24 9.25
H
共轭关系 酸失去质子后形成的碱叫做该酸的共轭碱 碱结合质子后形成的酸叫做该碱的共轭酸
5.1.1 一元弱酸和一元弱碱的离解平衡
在水溶液中只能离解出一个H+或OH-的酸或碱称为一元酸或一元碱； 只有一小部分离解为H+或OH-的称为一元弱酸或一元弱碱； 一元弱酸(碱)溶液中存在正离子、负离子和分子间的平衡称离解平衡
当 1 K a / c a
pH=-log[H+]
pK=-logK
一元弱பைடு நூலகம்NH3H2O的离解平衡
NH3 H 2 O NH OH 4
[NH ][OH } 4 Kb [NH 3 H 2 O]
当cb /K b 400 时 [OH ] cb K b
pH=14-log[OH-]
总反应的离解常数等于各级离解常数之乘积。
5.1.3 缓冲溶液
缓冲溶液的概念
Buffer solution
加入1滴(0.05ml) 1mol· dm-3 HCl 加入1 滴(0.05ml) 1mol· dm-3 NaOH
50 ml 纯水
pH =7
pH = 3
pH = 11
50 mLHAc—NaAc c(HAc) = c(NaAc)=0.10mol· L-1 pH = 4.74
欲使甲酸 (HCOOH) 与甲酸钠 (HCOONa) 组成 pH=3.80 的 缓冲溶液， c(HCOO-) 与 c(HCOOH) 的比值应是多少？ ( 甲
Ka 酸的
= 1.77×10-4) HCOOH + H2O HCOO- + H3O+
pH=3.80 ， c(H+)＝1.6×10-4mol· dm-3
K a1= 1.1×10-7
K a 2= 1.0×10-14
一般情况下，各级离解常数之间的关系为： K a > K a 1 2 >……，溶液中的H+主要来自第一步反应；
如果 K a1 >> K a 2 ，计算c(H+)时可只考虑第一步离解，即按 一元弱酸的质子转移平衡处理：
[H ] c(H 2 S)/ K a1 ; [HS - ] [H ]; [S 2- ] K a2
NH 4
酸
NH 3 H
NH 3 H 2 O
碱
NH OH
4
酸和碱的概念
凡是能给出质子的物质都是酸；凡能与质子结合的物质都 是碱。——酸碱质子理论
HAc H Ac NH NH 3 H H 2 PO HPO
4 2 4 4
酸 质子 ＋ 碱
pH = 4.73
pH = 4.75
缓冲溶液的特性：向缓冲溶液中加入少量强酸或强碱或将 溶液适当稀释，而溶液本身pH能保持相对稳定
缓冲溶液的缓冲原理
对HAc—NaAc溶液：
加入OH-会结合H＋，但同时会有HAc离解
(抗碱) HAc 大量
H 极少量
Ac (抗酸) 大量
加入H＋会结合Ac-
缓冲溶液pH的计算
3.557
4.008
6.865
9.180 12.454
(1) 代入公式计算（注意浓度的变化） 缓冲溶液 HAc——Ac- [HAc]=[Ac-]=1.0 mol/L
(3)NaOH ↓ ↓(2) HCl
Ac-
HAc
(2) 加入HCl导致缓冲溶液中HAc浓度增加 (3) 加入NaOH导致缓冲溶液中Ac-浓度增加
（3）酸效应和配位效应
酸效应对强酸盐沉淀影响不大，对弱酸盐和多元酸盐影响 较大。
5.1.2 溶度积 规则
AgCl(S)
一般情况 平衡时：
溶解 沉淀
Ag+(aq) + c(Ag+) [Ag+]
Cl- (aq) c(Cl+) [Cl-]
Q(AgCl)=c(Ag+)c(Cl-)——离子积 Ksp(AgCl)=[Ag+][Cl-]——溶度积 溶度积规则 Q<Ksp 无沉淀 Q=Ksp 平衡 Q>Ksp 有沉淀
缓冲溶液的缓冲容量
缓冲容量(Buffer capacity)指缓冲溶液的缓冲能力。不 同缓冲溶液有其各自的缓冲范围(Buffer range), 缓冲范围 是指能够起缓冲作用的pH区间。 对弱酸-共轭碱组成的有效缓冲溶液，c(酸)/c(共轭碱) 的比值应处于1/10和10/1之间： pH pK θ 1 a 同样，对弱碱-共轭酸组成的有效缓冲溶液也有：
血浆中 HCO 3 和H2CO3的浓度分别约为0.024 mol· L-1和 0.0012 mol· L-1。
pH pK a1 lg
c(H 2 CO 3 ) 1 6.1 lg 6.1 (1.3) 7.4 20 c(HCO 3 )
肾和肺是支配 H 2 CO 3 /HCO 3 缓冲体系的两个重要器官。
[Cl-]
定义AgCl溶度积: Ksp(AgCl)=[Ag+][Cl-] 溶度积的定义：平衡时溶液中各离子的饱和浓度的幂的乘积。 注意不同难溶物质溶度积的定义写法
用Ksp值可以衡量难溶盐的溶解度（其与溶解度的关系）。 Ksp值越小，表示沉淀反应进行的越完全。
影响沉淀溶解平衡的因素
（1）盐效应 在难溶电解质的饱和溶液中，加入其它强电解质，会使 难溶电解质的溶解度比同温度时在纯水中的溶解度增大，这 种现象称为盐效应。 （2）同离子效应 适当增加沉淀剂的用量，能使沉淀的溶解度降低（一般 过量20-100%）。利用同离子效应降低沉淀溶解度时，应考 虑盐效应的影响，即沉淀剂不能过量太多。