1、1. 体液中电解质离子存在的作用？体液中电解质离子存在的作用？ 举例说明举例说明？维持水盐平衡维持水盐平衡 调节体液调节体液pH值值 （ HCO3-，H2PO4-）导导 言言2. 它们又是如何调节体液的它们又是如何调节体液的pH值值 ？与酸碱平衡的移动有关与酸碱平衡的移动有关肾衰竭肾衰竭肾小管酸中毒（由肾功能不全引起）肾小管酸中毒（由肾功能不全引起）糖尿病酮症酸中毒糖尿病酮症酸中毒乳酸中毒乳酸中毒第三章第三章 酸碱解离平衡和沉淀酸碱解离平衡和沉淀-溶解平衡溶解平衡主要内容主要内容酸碱的质子理论酸碱的质子理论水溶液中的酸碱平衡水溶液中的酸碱平衡酸碱溶液酸碱溶液p pH H值的计算值的计算缓冲溶液
2、缓冲溶液 目的要求目的要求1. 了解强电解质溶液的理论和概念。了解强电解质溶液的理论和概念。2. 掌握酸碱质子理论的概念、溶液的掌握酸碱质子理论的概念、溶液的pH和和酸碱强度的概念。酸碱强度的概念。3. 掌握一元质子弱酸和弱减水溶液掌握一元质子弱酸和弱减水溶液pH及有及有关物种浓度的计算。关物种浓度的计算。4. 掌握缓冲溶液的特点和掌握缓冲溶液的特点和pH计算。计算。电解质：电解质： 是在水溶液中或熔融状态能够导电的是在水溶液中或熔融状态能够导电的化合物。如：酸、碱、盐都是电解质。化合物。如：酸、碱、盐都是电解质。一、电解质溶液的定义及分类一、电解质溶液的定义及分类: 电解质电解质 (elec
3、trolyte) 熔融或溶液状态下熔融或溶液状态下能导电的化合物能导电的化合物强电解质强电解质 (strong electrolyte)在水溶液中几乎完在水溶液中几乎完全解离成离子全解离成离子弱电解质弱电解质 (weak electrolyte)在水溶液中只能在水溶液中只能部分解离成离子部分解离成离子强酸强酸强碱强碱盐盐弱酸弱酸弱碱弱碱 一元一元二元二元三元三元v在水溶液中完全解离为离子的化合物。如在水溶液中完全解离为离子的化合物。如NaCl、HCl等。它主要以正、负离子的形式等。它主要以正、负离子的形式存在于溶液中。存在于溶液中。 HCl H+ + Cl- NaCl Na+ + Cl-v在水
4、溶液中仅能部分解离的化合物。在水溶液中仅能部分解离的化合物。 如如HAc、 NH3等。它主要以分子状态存在于等。它主要以分子状态存在于溶液中，只有少部分解离成正、负离子。由溶液中，只有少部分解离成正、负离子。由于离子浓度小，导电性差，其解离过程是可于离子浓度小，导电性差，其解离过程是可逆的。逆的。HAc+Ac-H+ 可以用解离度（可以用解离度（）定量表示弱电解质）定量表示弱电解质解离程度的大小：解离程度的大小： （已解离的分子数（已解离的分子数分子总数）分子总数）100 解离度是指在一定的温度下当解离达到解离度是指在一定的温度下当解离达到平衡时，已解离的弱电解质分子数与解离前平衡时，已解离的弱
5、电解质分子数与解离前分子总数的比率。分子总数的比率。 弱电解质在水溶液中的电离弱电解质在水溶液中的电离 当当25 , 0.1mol/L HAc溶液中的溶液中的HAc分分子的解离达到平衡时子的解离达到平衡时, 每每10000个个HAc分子中分子中有约有约134个分子解离成个分子解离成H+，Ac-。 例例: 25 时时, 0.1mol/L HAc的的=1.34%的表示的表示意义意义:v讨讨 论论 : 对于不同的弱电解质，解离度对于不同的弱电解质，解离度不同。不同。 可表示电解质的相可表示电解质的相 对强弱：对强弱：30% 强电解质强电解质,5% 弱电解质弱电解质 弱电解质才有解离度的概念弱电解质才
6、有解离度的概念 1.酸碱理论的发展酸碱理论的发展酸碱解离理论（阿累尼乌其斯酸碱解离理论（阿累尼乌其斯 ） 酸碱质子理论（布朗斯特）酸碱质子理论（布朗斯特） 酸碱电子理论（路易斯）酸碱电子理论（路易斯）2. Arrhenius 的电离理论：的电离理论：v定义定义:水溶液中，能解离出水溶液中，能解离出H+的物质的物质 酸酸 水溶液中，能解离出水溶液中，能解离出OH-的物质的物质 碱碱v反应实质：反应实质： H+ + OH- H2Ov优势优势在物质的化学组成上揭示了酸碱的本质。在物质的化学组成上揭示了酸碱的本质。通过化学平衡的原理量度酸碱的强弱。通过化学平衡的原理量度酸碱的强弱。v局限性：局限性：
7、把酸碱限制在溶液中，无法解释：把酸碱限制在溶液中，无法解释： 如如 非水溶剂中的酸碱反应非水溶剂中的酸碱反应 NH3 + HCl = NH4Cl 如如 NH4C1水溶液呈酸性；水溶液呈酸性； NaHCO3、Na3PO4等水溶液呈碱性等水溶液呈碱性 凡是能给出质子凡是能给出质子H+的物质都是酸的物质都是酸(如：如：HAc，NH4+，H3PO4，H2PO4-，HCl， H2O等等);); 凡是能与质子凡是能与质子H+结合的物质都是碱结合的物质都是碱(如：如：NH3，PO43-，H2PO4-，Cl- ， H2O等等 )。3. 酸碱质子理论认为：酸碱质子理论认为： 既可以给出质子，也能够结合质子的物质
8、称既可以给出质子，也能够结合质子的物质称为两性物质为两性物质(如：如：H2O，HCO3-，HPO42- ，H2PO4-等等 )。两性物质：两性物质：反应中，反应中，HCO3-为碱。为碱。反应中，反应中，HCO3-为酸。为酸。即即HCO3-既可以失去质子，也可以接受质子。既可以失去质子，也可以接受质子。v当当HA给出一个给出一个H+后形成相应的碱后形成相应的碱A-，称，称A-是该酸是该酸HA的共轭碱；同样，碱接受的共轭碱；同样，碱接受H+后形后形成了酸成了酸HA，称，称HA为该碱为该碱A-的共轭酸。的共轭酸。v例：例： HAc是是Ac-的共轭酸，的共轭酸， Ac-是是HAc的共轭碱。的共轭碱。
9、NH4+是是NH3的共轭酸，的共轭酸， NH3是是NH4+的共轭碱。的共轭碱。 酸和碱可以是中性分子、阳离子、阴离子，酸和碱可以是中性分子、阳离子、阴离子，共轭酸比共轭碱多一个单位正电荷。共轭酸比共轭碱多一个单位正电荷。 质子是以什么形式存在的？质子是以什么形式存在的？ 质子不能单独存在。质子不能单独存在。 作为酸，它放出质子必须为另一碱所作为酸，它放出质子必须为另一碱所接受；接受； 作为碱，也只能从其它酸获得质子。作为碱，也只能从其它酸获得质子。 H3O+NH3NH4+ H2OH+酸酸1酸酸2碱碱1碱碱2酸碱中和反应：酸碱中和反应：Ac-+H2OOH-+HAcH+碱碱1碱碱2酸酸1酸酸2水解
10、反应水解反应电离式：电离式：HAcH+Ac-解离式：解离式：HAc+H2OH3O+Ac-H+酸酸1酸酸2碱碱1碱碱2解离反应解离反应酸酸1酸酸2碱碱1碱碱2 酸碱反应的实质：两对共轭酸碱对之间的酸碱反应的实质：两对共轭酸碱对之间的质子传递过程质子传递过程。A1 + B2 A2 + B1酸碱反应的实质：酸碱反应的实质： 反应方向：较强的酸和较强的碱作用，生反应方向：较强的酸和较强的碱作用，生成较弱的酸和较弱的碱。成较弱的酸和较弱的碱。 写出下列各酸的共轭碱的化学式：写出下列各酸的共轭碱的化学式： NH4+；HCl； H2O； H2PO4-； HCO3-； H2SO4 溶液的溶液的pH值表示的意义
11、？值表示的意义？ 如何计算如何计算一元弱酸、弱碱溶液一元弱酸、弱碱溶液的的pH值呢？值呢？一一. 水的质子自递反应水的质子自递反应Kw称为水的离子积常数，简称水的离子积。称为水的离子积常数，简称水的离子积。 25时时 Kw= H+OH-=1.010-14此关系不仅适用于纯水，也可用于任何稀溶液此关系不仅适用于纯水，也可用于任何稀溶液。回顾回顾:水溶液的水溶液的pH值值v定义：定义： pH= -lgH+关系：关系：pH+pOH=14v酸性酸性pH7二、酸碱的解离平衡二、酸碱的解离平衡1 1、酸和碱的解离平衡及解离平衡常数、酸和碱的解离平衡及解离平衡常数 酸酸: HB + H2O B- + H3O
12、+ 碱碱: B- + H2O HB- + OH- H HB B B BO O H H3 3aK B B H HB B O OH Hb bKvKa 酸的解离平衡常数，酸的解离平衡常数， Kb 碱的解离平衡常数碱的解离平衡常数vKa和和Kb与与HBHB的本性及的本性及T T有关，与有关，与c c无关无关vKa表示酸在水中释放质子能力的大小表示酸在水中释放质子能力的大小: Ka越大，表明其酸性越强；越大，表明其酸性越强； Kb表示碱在水中接受质子能力的大小表示碱在水中接受质子能力的大小: Kb越大，表明其碱性越强。越大，表明其碱性越强。2.2.共轭酸碱解离平衡常数的关系共轭酸碱解离平衡常数的关系 酸
13、酸: HB + H2O B- + H3O+ 碱碱: B- + H2O HB- + OH- Ka Kb = H+OH- = KwHBHB BBO OHH3 3aK BB HBOHHBOHb bKv一定一定 T, Kw是一常数，是一常数， Ka大，则大，则Kb就小就小 v共轭酸的酸性越强共轭酸的酸性越强，其共轭碱的碱性就越弱其共轭碱的碱性就越弱；反之亦然。反之亦然。v酸的浓度酸的浓度：CHB 酸性：由其本性决定，酸性：由其本性决定， Ka大，酸性强；大，酸性强； Kb大大 ，碱性强。，碱性强。 酸度：溶液中的酸度：溶液中的H+例例:已知已知HAc的的Ka为为1.7610-5，计算，计算Ac-的的K
14、b。解：解：答：答： Ac-的的Kb为为5.6810-5 。3 . .多元弱酸在水中的质子传递反应多元弱酸在水中的质子传递反应以碳酸为例：以碳酸为例：H2CO3H2CO3+H2OHCO3- +H3O+HCO3-+H2OCO32- +H3O+Ka1= HCO3- H3O+/H2CO3Ka2= CO32- H3O+/HCO3-三、三、 一元弱酸、弱碱溶液一元弱酸、弱碱溶液pH值的计算值的计算 （一）水溶液的酸碱性及（一）水溶液的酸碱性及pHpH值值 溶液的溶液的pHpH值是氢离子浓度的负对数值。值是氢离子浓度的负对数值。 表示式为：表示式为： pH=-lgH+即即 H+=10-pH 如某酸溶液如某
15、酸溶液H+=0.001mol/L，则：，则： pH=-lgH+ = -lg0.001 =-(-3) =3在室温下，因：在室温下，因： H3O+OH-=1.010-14 pH+pOH=pKw 故故 pH+pOH = -lg1.010-14 =14v例：计算例：计算0.002mol/LNaOH溶液溶液pH？若若c.Ka20Kw，可以忽略水的解离。，可以忽略水的解离。以弱酸以弱酸HA为例：设弱酸的总浓度为为例：设弱酸的总浓度为c由于弱酸的解离度很小由于弱酸的解离度很小( c/Ka500 )，故，故c- H3O+ c因此当：因此当： c.Ka20Kw， c/Ka500 一元弱酸溶液的一元弱酸溶液的H3
16、O+的最简计算公式为：的最简计算公式为： 例：计算例：计算298K时，时，0.10mol.L-1HAc溶液的溶液的pH值。值。所以：所以：弱碱的总浓度弱碱的总浓度例：计算例：计算0.10mol.L-1NH3.H2O溶液的溶液的pH值。值。1同离子效应同离子效应HAc+Ac-H+三同离子效应和盐效应三同离子效应和盐效应ki= H+ Ac-/ HAc+NaAc=Na+Ac-平衡向左移动，解离度减小平衡向左移动，解离度减小 这种在弱电解质溶液中，加入与该弱这种在弱电解质溶液中，加入与该弱电解质具有相同离子的易溶强电解质，电解质具有相同离子的易溶强电解质，导致弱电解质的导致弱电解质的解离度降低的效应解
17、离度降低的效应称为称为同离子效应同离子效应。定义：定义：HCl H+ + Cl-ki= H+ Ac-/ HAc平衡向左移动，解离度减小平衡向左移动，解离度减小2盐效应盐效应 平衡向右移动，解离度增大平衡向右移动，解离度增大 HAc+Ac-H+=Na+NaClCl- 定义：这种在弱电解质溶液中加入不含定义：这种在弱电解质溶液中加入不含相同离子的强电解质，引起弱电解质的相同离子的强电解质，引起弱电解质的解解离度增大离度增大的效应称为的效应称为盐效应盐效应。两种效应的发生原因及其协同作用。两种效应的发生原因及其协同作用。同时存在，且同离子效应同时存在，且同离子效应 盐效应。盐效应。讨论：讨论：第四节
18、第四节 缓冲溶液缓冲溶液一、缓冲溶液的缓冲作用和组成一、缓冲溶液的缓冲作用和组成实验：实验：样品样品1，1L 0.10molL-1NaCl溶液溶液样品样品2，1L 含含HAc和和NaAc均为均为0.10mol的溶液的溶液操作：分别加入操作：分别加入0.010mol强酸（强酸（HCl）观察现象：观察现象：pH值的变化值的变化结论：结论：HAc和和NaAc混合溶液有抵抗外来少量强酸混合溶液有抵抗外来少量强酸、 强碱而保持强碱而保持pH值基本不变的能力。值基本不变的能力。HAc-NaAc systemHCl滴加HCl滴加NaCl solutionv缓冲溶液：能缓冲溶液：能外加外加 强酸、强碱或稍强酸
19、、强碱或稍 加稀释，而保持其加稀释，而保持其pH值值的溶液的溶液v缓冲作用（缓冲作用（buffer action）：缓冲溶液对强）：缓冲溶液对强 酸、强碱或稀释的抵抗作用酸、强碱或稀释的抵抗作用v缓冲溶液的组成：由足够浓度的共轭酸碱缓冲溶液的组成：由足够浓度的共轭酸碱 对组成。对组成。v缓冲系缓冲系(buffer system)或缓冲对或缓冲对(buffer pair)： 构成缓冲溶液的构成缓冲溶液的。 二二 缓冲溶液的组成缓冲溶液的组成1弱酸及其对应的盐弱酸及其对应的盐 例如，例如，HAc-NaAc 2多元弱酸的酸式盐及其对应的次级盐。多元弱酸的酸式盐及其对应的次级盐。 3弱碱及其对应的盐弱
20、碱及其对应的盐 例如：例如：NH3-NH4Cl例如：例如：NaHCO3-Na2CO3 以以HAc-NaAc缓冲溶液为例（缓冲溶液为例（）HAc + H2OH3O+ + Ac- NaAc Na+ + Ac- 少量少量H+平衡向左移动平衡向左移动共轭碱是抗酸成分共轭碱是抗酸成分三三 缓冲溶液的作用原理缓冲溶液的作用原理以以HAc-NaAc缓冲溶液为例（缓冲溶液为例（）：）：共轭酸是抗碱成分共轭酸是抗碱成分v 由于缓冲体系中存在着弱酸（或弱碱）的由于缓冲体系中存在着弱酸（或弱碱）的离解平衡，且共轭酸碱的浓度都是较大的，离解平衡，且共轭酸碱的浓度都是较大的，因此加入少量的因此加入少量的H+或或OH-时
21、，只是使平衡发时，只是使平衡发生了移动，当重新建立平衡时，体系中的生了移动，当重新建立平衡时，体系中的H+ 量并无明显变化，从而保持体系的量并无明显变化，从而保持体系的pH值相对值相对稳定。稳定。( (一一) )弱酸以及共轭碱组成的缓冲溶液弱酸以及共轭碱组成的缓冲溶液以为以为HAA-例：例：缓冲对质子转移平衡：缓冲对质子转移平衡：Ka:弱酸的解离常数。弱酸的解离常数。ca :共轭酸的浓度共轭酸的浓度 cb :共轭碱的浓度。共轭碱的浓度。 缓冲溶液的缓冲溶液的pH值决定于共轭酸的解离常值决定于共轭酸的解离常数和平衡时共轭碱与共轭酸的比值，该比值数和平衡时共轭碱与共轭酸的比值，该比值称为缓冲比。称
22、为缓冲比。( (二二) )弱碱以及共轭酸组成的缓冲溶液弱碱以及共轭酸组成的缓冲溶液 公式中的浓度也可以用物质的量表示，公式中的浓度也可以用物质的量表示，若以若以nA-表示表示共轭碱的物质的量，以共轭碱的物质的量，以nHA表示表示共轭酸的物质的量，共轭酸的物质的量，V表示溶液的体积，则表示溶液的体积，则溶液的溶液的pH值为：值为：（三）（三）. 应用应用v两种溶液混合求两种溶液混合求pH值（方法）值（方法）两种溶液混合，浓度将改变两种溶液混合，浓度将改变判断反应物的性质（酸碱必反应）判断反应物的性质（酸碱必反应）找到反应最终产物（仅相差一个找到反应最终产物（仅相差一个H+就不会反就不会反应了），
23、如果相差一个应了），如果相差一个H+，则为缓冲溶液，则为缓冲溶液，用亨用亨哈方程式求哈方程式求pH值。值。 例例: 1L缓冲溶液中含有缓冲溶液中含有0.10molHAc和和0.20mol NaAc, 求该缓冲溶液的求该缓冲溶液的pH值。值。解：该缓冲溶液中含有解：该缓冲溶液中含有HAc-NaAc缓冲对缓冲对 又又 Ka(HAc) =1.7610-5 Ca =0.10molL-1 Cb = 0.20 molL-1 pH =CbCa0.200.10pKa + lg = 4.75 + lg= 5.05例例: 将将100ml0.10molL-1盐酸溶液加入到盐酸溶液加入到400ml0.10 molL-
24、1 氨水中，求混合后溶液的氨水中，求混合后溶液的pH值，值，已知已知Kb(NH3) =1.7610-5 （一）、（一）、缓冲容量 1. 缓冲容量 ：v定义：单位体积缓冲溶液的pH值改变1个单位时，所需加入一元强酸或一元强碱的物质的量。v符号：总浓度总浓度当缓冲比一定，总浓度越大，缓冲容量越大。当缓冲比一定，总浓度越大，缓冲容量越大。v 缓冲比缓冲比a.a.最大缓冲能力最大缓冲能力 当总浓度一定时，缓冲比等于当总浓度一定时，缓冲比等于1 1时，缓冲时，缓冲容量最大，此时溶液：容量最大，此时溶液：v缓冲容量与缓冲比的关系缓冲容量与缓冲比的关系 1. c总总一定一定,b/a=1,极大极大=0.576
25、C总总；2. b/a10:1或或b/a1:10,较小，缓冲能力显著下较小，缓冲能力显著下降降Ac-molL-1HAcmolL-1缓冲比缓冲比c总总molL-1molL-1pH-10.0950.00519 10.10.010 90.090.019 10.10.020 70.050.051 10.10.057 60.010.091 90.10.020 7V0.0050.0951 190.10.010 9溶液溶液b.b.缓冲范围（具有缓冲作用的缓冲范围（具有缓冲作用的pH范围范围）当缓冲比等于当缓冲比等于10时，时， pH= pKa+1当缓冲比等于当缓冲比等于1/10时，时， pH= pKa- -1
26、pH值大致在值大致在pKa- -1至至pKa+1约两个约两个pH单位单位范围内范围内 （1）选用适当的缓冲对选用适当的缓冲对 使缓冲对中弱酸的使缓冲对中弱酸的pKa值与待配缓冲溶液值与待配缓冲溶液的的pH值接近或相等值接近或相等，从而使缓冲溶液的缓冲从而使缓冲溶液的缓冲比接近比接近1:1，所配制溶液的，所配制溶液的pH值在缓冲对的值在缓冲对的缓冲范围内缓冲范围内 ，具有较大的缓冲容量。，具有较大的缓冲容量。 （2）有一定的总浓度）有一定的总浓度 保证缓冲溶液中有足够的抗酸成分和抗保证缓冲溶液中有足够的抗酸成分和抗碱成分。总浓度太小，碱成分。总浓度太小，值较小，值较小， 总浓度为：总浓度为：0.
27、050.20 molL-1 值：值：0.010.1 molL-1 pH-1 注：在实际工作中常用相同浓度的弱酸和注：在实际工作中常用相同浓度的弱酸和共轭碱按一定体积比来混合。共轭碱按一定体积比来混合。pH = pKa(HA) + lg VA-VHA 缓冲系的缓冲作用对于人的正常活动有缓冲系的缓冲作用对于人的正常活动有着重要的意义。着重要的意义。 人体的血液或其他体液中的化学反应都人体的血液或其他体液中的化学反应都必须在一定的必须在一定的pH值条件下进行，所以要依靠值条件下进行，所以要依靠存在于体液中的各种缓冲系来使它们的存在于体液中的各种缓冲系来使它们的pH值值保持恒定。保持恒定。 人体血液的
28、人体血液的pH值在值在7.357.45之间，之间，pH7.35就就会出现酸中毒，会出现酸中毒，pH7.45就会出现碱中毒。就会出现碱中毒。 血液的血液的pH值能够维持在一个很小的范围值能够维持在一个很小的范围内，是由于血液中存在着多种缓冲系的缓冲内，是由于血液中存在着多种缓冲系的缓冲作用以及肺、肾作用的结果。作用以及肺、肾作用的结果。人体血液中的缓冲对主要有：人体血液中的缓冲对主要有：注意：注意： 碳酸碳酸 碳酸氢盐缓冲对在血液中浓度碳酸氢盐缓冲对在血液中浓度最高，缓冲能力最大，维持血液正常最高，缓冲能力最大，维持血液正常pH值的值的作用也最重要作用也最重要.H2CO3HCO3-缓冲系缓冲系第
29、五节第五节 难溶电解质的沉淀平衡难溶电解质的沉淀平衡一难溶强电解质的溶解度与溶度积一难溶强电解质的溶解度与溶度积 (KSP)难溶电解质难溶电解质(微溶电解质微溶电解质): 溶解度小于溶解度小于0.1g/100g1. 以以AgCl为例为例: AgCl(s) Ag+ (aq) + Cl- (aq) 沉淀与溶解达沉淀与溶解达平衡平衡时时: Ksp = Ag+Cl- Ksp 溶度积常数溶度积常数（简称溶度积）（简称溶度积）溶解沉淀第五节第五节 难溶电解质的沉淀平衡难溶电解质的沉淀平衡2. 溶度积的定义溶度积的定义v 定义定义: 在一定温度下，难溶电解质在一定温度下，难溶电解质饱和溶液饱和溶液中离子中离
30、子浓度浓度幂幂之乘积为一常数之乘积为一常数v通式：通式：AaBb = aAb+ + bBa- Ksp= Ab+a Ba-bv说明：说明： 饱和溶液饱和溶液:v溶解溶解=v沉淀沉淀 幂幂代表溶度积公式中的代表溶度积公式中的指数指数，实为，实为 方程式相应离子前的方程式相应离子前的系数系数第五节第五节 难溶电解质的沉淀平衡难溶电解质的沉淀平衡3. 溶度积和溶解度的关系溶度积和溶解度的关系v公式推导公式推导AB: AB(s)=A+(aq)+B-(aq) S S S Ksp= A+ B-=SS S= Ksp1/2 A2B或或AB2: A2B(s)=2A+(aq)+B2-(aq) S 2S S Ksp=
31、 A+2 B2-=(2S)2S S=( Ksp/4)1/3第五节第五节 难溶电解质的沉淀平衡难溶电解质的沉淀平衡v公式说明公式说明适用适用无副反应无副反应的难溶强电解质的难溶强电解质 S单位单位：molL-1同同种类型，由种类型，由Ksp比较比较S大小，大小，不同种不同种类型需类型需 由由Ksp求求 S比较大小比较大小 类型类型 电解质电解质 Ksp S AB AgCl 1.7710-10 1.3310-5 A2B Ag2CrO4 1.1210-12 6.5410-5 AB2 Mg(OH)2 5.6110-12 1.1210-4第五节第五节 难溶电解质的沉淀平衡难溶电解质的沉淀平衡二、影响难溶
32、电解质溶解度的因素二、影响难溶电解质溶解度的因素v温度的影响（温度的影响（对对Ksp）不详细讨论）不详细讨论v同离子效应：使溶解度大大降低同离子效应：使溶解度大大降低v盐效应：使溶解度略有增大盐效应：使溶解度略有增大v有同离子效应存在时，盐效应可忽略不计。有同离子效应存在时，盐效应可忽略不计。第五节第五节 难溶电解质的沉淀平衡难溶电解质的沉淀平衡三沉淀平衡的移动三沉淀平衡的移动1. 溶度积规则溶度积规则 v离子积离子积 IP （ Ion Product ）: 表示任意条件表示任意条件下，难溶电解质溶液中离子浓度幂的乘积。下，难溶电解质溶液中离子浓度幂的乘积。 如：如： Mg(OH)2 溶液中溶
33、液中 IP = C(Mg2+)C2(OH-) 任意状态任意状态下下 KSP = Mg2+OH-2 平衡状态平衡状态下下第五节第五节 难溶电解质的沉淀平衡难溶电解质的沉淀平衡vIP与与Ksp的异同：的异同： 两者表达式相似：离子浓度幂的乘积。两者表达式相似：离子浓度幂的乘积。 其含义不同：其含义不同： IP 是一任意值；是一任意值； Ksp 为一定为一定 温度下温度下饱和溶液（达溶解饱和溶液（达溶解 沉淀平衡时的一个常数沉淀平衡时的一个常数 ； 两者相关联系，通过比较两者相关联系，通过比较 IP和和Ksp可以判断溶液中可以判断溶液中的沉淀生成情况。的沉淀生成情况。 第五节第五节 难溶电解质的沉淀
34、平衡难溶电解质的沉淀平衡2. 溶度积规则：溶度积规则： v内容内容: IP = Ksp 饱和，达平衡，无沉淀饱和，达平衡，无沉淀 ； IP Ksp 过饱和过饱和, 产生沉淀。产生沉淀。 由此，可判断沉淀的生成和溶解。由此，可判断沉淀的生成和溶解。沉淀生成沉淀生成: 判断依据：判断依据： IP Ksp 则有沉淀则有沉淀生成生成 方法步骤方法步骤: 计算有关离子浓度计算有关离子浓度; 求求IP ; IP与与Ksp比较比较, 判断是否有沉淀判断是否有沉淀生成生成 3. 沉淀的溶解沉淀的溶解v判断依据：判断依据： IP Ksp , 则沉淀溶解则沉淀溶解 即即: 降低该难溶电解质饱和溶液中降低该难溶电解
35、质饱和溶液中 某一离子的浓度，如使其生成弱电解某一离子的浓度，如使其生成弱电解 质（通常为弱酸、质（通常为弱酸、 弱碱、弱碱、H2O、配离、配离子），或利用氧化还原反应。子），或利用氧化还原反应。本章小结本章小结1. 酸碱质子理论认为：凡是给出质子酸碱质子理论认为：凡是给出质子(H+)的物的物质是酸，凡是接受质子的物质是碱。酸碱反质是酸，凡是接受质子的物质是碱。酸碱反应的实质是两对共轭酸碱对之间的质子传递应的实质是两对共轭酸碱对之间的质子传递反应。反应。2. 弱酸或弱碱在水溶液中的质子传递反应达到弱酸或弱碱在水溶液中的质子传递反应达到平衡时，其平衡常数则为酸或碱的解离平衡平衡时，其平衡常数则为酸或碱的解离平衡常数常数(Ka或或Kb)，根据，根据Ka或或Kb的大小，可以判断的大小，可以判断其酸或碱的强度，共轭酸碱对之间存在其酸或碱的强度，共轭酸碱对之间存在 KaKb=Kw。3. 一元弱酸一元弱酸:当弱酸的当弱酸的caKa500时，时， 4. 一元弱碱一元弱碱:当当cbKb500时，时， aaHcKbbOHcKv HendersonHasselbalch方程式HBB)(c)(c共轭酸共轭碱VnVn/)HB(/)B()HB()B(nn)HB()HB()B()B(VcVc)HB()B(VV5、缓冲溶液的计算、缓冲溶液的计算
