1、酸碱平衡和沉淀平衡酸碱平衡和沉淀平衡酸碱理论酸碱理论溶液的酸碱性溶液的酸碱性作业作业本章要求本章要求弱电解质的电离弱电解质的电离缓冲溶液缓冲溶液盐类水解盐类水解沉淀溶解平衡沉淀溶解平衡一、酸碱的电离理论一、酸碱的电离理论（阿累尼乌斯电离理论）（阿累尼乌斯电离理论）、酸碱的定义、酸碱的定义电离时产生的阳离子全部是电离时产生的阳离子全部是H+离子的化合物叫离子的化合物叫酸；酸；电离时生成的阴离子全部是电离时生成的阴离子全部是OH-离子的化合物离子的化合物叫碱。叫碱。H+离子是酸的特征，离子是酸的特征，OH-离子是碱的特征。中离子是碱的特征。中和反应的实质是：和反应的实质是：H+OH-=H2O。电离
2、理论只适用于水溶液，但在非水溶剂和无电离理论只适用于水溶液，但在非水溶剂和无水的情况下，电离理论又无法适应。如水的情况下，电离理论又无法适应。如HCl的苯溶的苯溶液是酸还是碱。液是酸还是碱。酸碱理论酸碱理论二、酸碱质子理论二、酸碱质子理论1、酸碱的定义、酸碱的定义酸：凡能给出质子的物质都是酸。酸：凡能给出质子的物质都是酸。碱：凡能接受质子的物质都是碱。碱：凡能接受质子的物质都是碱。酸和碱可以是分子或离子。如酸和碱可以是分子或离子。如HCl、NH4+、HSO4-是酸；是酸；Cl-、NH3、HSO4-是碱。是碱。如：如：HCl H+Cl-酸酸 质子质子+碱碱这样的一对酸碱，它们依赖获得或给出质子互
3、相这样的一对酸碱，它们依赖获得或给出质子互相依存这样的酸碱对叫做共轭酸碱对，这里依存这样的酸碱对叫做共轭酸碱对，这里Cl-离子是离子是HCl的共轭碱，而的共轭碱，而HCl是是Cl-离子的共轭酸。即离子的共轭酸。即HA H+A-共轭酸共轭酸 共轭碱共轭碱一般来说：共轭酸越强，它的共轭碱就越弱；一般来说：共轭酸越强，它的共轭碱就越弱；共轭碱越强，它的共轭酸就越弱。共轭碱越强，它的共轭酸就越弱。如：如：H2OH+OH-水为最弱的酸，它的共轭碱是最强的碱。水为最弱的酸，它的共轭碱是最强的碱。酸的强度：用给出质子的能力来量度。酸的强度：用给出质子的能力来量度。强酸具有高度给出质子的能力。如强酸具有高度给
4、出质子的能力。如HClO4、HCl、HNO3、H2SO4等。等。碱的强度：用接受质子的能力来量度。碱的强度：用接受质子的能力来量度。强碱具有高度接受质子的能力。如强碱具有高度接受质子的能力。如OH-、PO43-离子等。离子等。酸酸共轭碱共轭碱名称名称化学式化学式化学式化学式名称名称高氯酸高氯酸HClO4ClO4-高氯酸根高氯酸根硫酸硫酸H2SO4HSO4-硫酸氢根硫酸氢根硫酸氢根硫酸氢根HSO4-SO42-硫酸根硫酸根水合氢离子水合氢离子H3O+H2O水水水水H2OOH-氢氧根氢氧根铵离子铵离子NH4+NH3氨氨氨氨NH3NH2-氨基离子氨基离子氢溴酸氢溴酸HBrBr-溴离子溴离子酸及其共轭碱
5、酸及其共轭碱从表中的共轭酸碱对可以看出：从表中的共轭酸碱对可以看出：酸和碱可以是分子也可以是离子；酸和碱可以是分子也可以是离子；有的离子在某个共轭酸碱对中是碱，但在另有的离子在某个共轭酸碱对中是碱，但在另一个共轭酸碱对中却是酸，如一个共轭酸碱对中却是酸，如HSO4-等；等；质子论中没有盐的概念。质子论中没有盐的概念。2、酸碱反应、酸碱反应根据酸碱质子理论，酸碱反应的实质，就是两个根据酸碱质子理论，酸碱反应的实质，就是两个共轭酸碱对之间质子传递的反应。例如：共轭酸碱对之间质子传递的反应。例如：HCl +NH3 =NH4+Cl-酸酸1 碱碱2 酸酸2 碱碱1NH3和和HCl的反应，无论在水溶液中或
6、气相中，的反应，无论在水溶液中或气相中，其实质都是一样的。其实质都是一样的。即即HCl是酸，放出质子给是酸，放出质子给NH3，然后转变为它的，然后转变为它的共轭碱共轭碱Cl-；NH3是碱，接受质子后转变为它的共轭酸是碱，接受质子后转变为它的共轭酸NH4+。强酸放出的质子，转化为较弱的共轭碱。强酸放出的质子，转化为较弱的共轭碱。酸碱质子理论不仅扩大了酸和碱的范围，还可酸碱质子理论不仅扩大了酸和碱的范围，还可以把电离理论中的电离作用、中和作用及水解作用，以把电离理论中的电离作用、中和作用及水解作用，统统包括在酸碱反应的范围之内，都是可以看作是统统包括在酸碱反应的范围之内，都是可以看作是质子传递的酸
7、碱中和反应。质子传递的酸碱中和反应。(1)电离作用：电离作用：根据酸碱质子理论的观点，电离作用就是水与根据酸碱质子理论的观点，电离作用就是水与分子酸碱的质子传递反应。分子酸碱的质子传递反应。在水溶液中，酸电离时放出质子给水，并产生在水溶液中，酸电离时放出质子给水，并产生共轭碱。共轭碱。一定温度下，难溶电解质饱和溶液中离子浓度的系数次方之积为溶度积，溶度积为一常数，在数据表中可查得。BaSO4Ba2+SO42-=s0.AgCl(s)Ag+Cl-0410-5molL-1，如果在0.NaAc Na+Ac-NH4+Ac-NH3+HAc Kh3、缓冲溶液的pH值Kb=HBOH-/B-实验：在一试管中放入
8、10毫升0.=1.浓度越小，水解度越大。H+=x=1.3、生成配位化合物结果颜色均无变化。强酸给出质子的能力很强，其共轭碱则较弱，强酸给出质子的能力很强，其共轭碱则较弱，几乎不能结合质子，因此反应几乎完全进行几乎不能结合质子，因此反应几乎完全进行(相当于相当于电离理论的全部电离电离理论的全部电离)。HCl +H2OH3O+Cl-酸酸1 碱碱2 酸酸2碱碱1 弱酸给出质子的能力很弱，其共轭碱则较强，弱酸给出质子的能力很弱，其共轭碱则较强，因此反应程度很小，为可逆反应因此反应程度很小，为可逆反应(相当于电离理论的相当于电离理论的部分电离部分电离)。HAc +H2O H3O+Ac-酸酸1 碱碱2 酸
9、酸2碱碱1 氨和水的反应，氨和水的反应，H2O给出质子，由于给出质子，由于H2O是弱是弱酸所以反应程度也很小，是可逆反应酸所以反应程度也很小，是可逆反应(相当于相当于NH3在在水中的电离过程水中的电离过程)。H2O +NH3 NH4+OH-酸酸1 碱碱2 酸酸2 碱碱1 可见在酸的电离过程中，可见在酸的电离过程中，H2O接受质子，是一接受质子，是一个碱，而在个碱，而在NH3的电离过程中，的电离过程中，H2O放出质子，又放出质子，又是一个酸，所以水是两性物质。是一个酸，所以水是两性物质。H2O +H2O H3O+OH-由于由于H3O+与与OH-均为强酸和强碱，所以平衡强均为强酸和强碱，所以平衡强
10、烈向左移动。烈向左移动。(2)水解反应水解反应质子论中没有盐的概念，因此，也没有盐的水质子论中没有盐的概念，因此，也没有盐的水解反应。解反应。电离理论中水解反应相当于质子论中水与离子电离理论中水解反应相当于质子论中水与离子酸、碱的质子传递反应。酸、碱的质子传递反应。H3O+Ac-HAc +H2O 酸酸1 碱碱2 酸酸2 碱碱1 NH4+OH-H2O +NH3 酸酸1 碱碱2 酸酸2 碱碱1 通过上面的分析看出，酸碱质子理论扩大了酸碱通过上面的分析看出，酸碱质子理论扩大了酸碱的含义和酸碱反应的范围，摆脱了酸碱必须在水中发的含义和酸碱反应的范围，摆脱了酸碱必须在水中发生的局限性，解决了一些非水溶剂
11、或气体间的酸碱反生的局限性，解决了一些非水溶剂或气体间的酸碱反应，并把水溶液中进行的离子反应系统地归纳为质子应，并把水溶液中进行的离子反应系统地归纳为质子传递的酸碱反应。传递的酸碱反应。这样，加深了人们对于酸碱和酸碱反应的认识。这样，加深了人们对于酸碱和酸碱反应的认识。关于酸碱的定量标度问题，酸碱质子理论亦能象电离关于酸碱的定量标度问题，酸碱质子理论亦能象电离理论一样，应用平衡常数来定量地衡量在某溶剂中酸理论一样，应用平衡常数来定量地衡量在某溶剂中酸或碱的强度，这就使酸碱质子理论得到广泛应用。或碱的强度，这就使酸碱质子理论得到广泛应用。但是，酸碱质子理论只限于质子的放出和接受，但是，酸碱质子理
12、论只限于质子的放出和接受，所以必须含有氢，这就不能解释不含氢的一类的反应。所以必须含有氢，这就不能解释不含氢的一类的反应。三、酸碱电子理论三、酸碱电子理论凡是可以接受电子对的物质为酸，凡是可以给出凡是可以接受电子对的物质为酸，凡是可以给出电子对的物质称为碱。电子对的物质称为碱。因此，酸又是电子对接受体，碱是电子对给予体。因此，酸又是电子对接受体，碱是电子对给予体。酸碱反应的实质是配位键酸碱反应的实质是配位键(两原子间的共用电子两原子间的共用电子对是由一个原子单独提供的化学键称为配位键，通常对是由一个原子单独提供的化学键称为配位键，通常用用表示。的形成并生成酸碱配合物。表示。的形成并生成酸碱配合
13、物。酸酸 碱碱 酸碱配合物。酸碱配合物。(电子对接受体电子对接受体)(电子对给予体电子对给予体)H+:OH-H：OH HCl +:NH3 HNH3 BF3 +:F-FB3 Cu2+4:NH3 Cu(NH3)4由于在化合物中配位键普遍存在，因此路易斯酸、由于在化合物中配位键普遍存在，因此路易斯酸、碱的范围极其广泛，酸碱配合物无所不包。凡金属离碱的范围极其广泛，酸碱配合物无所不包。凡金属离子都是酸，与金属离子结合的不管是阴离子或中性分子都是酸，与金属离子结合的不管是阴离子或中性分子都是碱。子都是碱。所以一切盐类所以一切盐类(如如MgCl2)、金属氧化物、金属氧化物(CaO)及其及其它大多数无机化合
14、物都是酸碱配合物。它大多数无机化合物都是酸碱配合物。有机化合物如乙醇有机化合物如乙醇CH3CH2OH可看作是可看作是(酸酸)和和OH-碱以配位键结合而成的酸碱配合物碱以配位键结合而成的酸碱配合物C2H5OH酸碱电子理论对酸碱的定义，摆脱了体系必须具酸碱电子理论对酸碱的定义，摆脱了体系必须具有某种离子或元素也不受溶剂的限制，以电子的给出有某种离子或元素也不受溶剂的限制，以电子的给出和接受来说明酸碱的反应，故它更能体现物质的本质和接受来说明酸碱的反应，故它更能体现物质的本质属性，较前面几个酸碱理论更为全面和广泛。但是由属性，较前面几个酸碱理论更为全面和广泛。但是由其对酸碱的认识过于笼统，因而不易掌
15、握酸碱的特征。其对酸碱的认识过于笼统，因而不易掌握酸碱的特征。即Ka和Kb成反比关系，所以，弱酸的酸性越强(Ka越大)，则其共轭碱的碱性越弱(Kb越小)。02 molL-1,碘化钠溶液20毫升混合后,逐滴加入1molL-1的AgNO3溶液观察现象？Fe3+离子沉淀完全所需要的pH值3310-3molL-1，解离度为1.K2=H+S2-/HS-对于同一类型的难溶电解质AgCl、AgI沉淀析出的顺序是溶度积小的AgI先沉淀，溶度积大的AgCl后沉淀，这种先后沉淀的作用叫分步沉淀。当加入少量H+时，H+离子和溶液中的Ac-结合生成HAc，使电离平衡向左移动，达到新平衡时H+离子浓度不会显著增加；00
16、1molL-1的SO42-离子的溶液加入0.如HClO4、HCl、HNO3、H2SO4等。其共轭碱的电离为：例6：1升含有0.7610-5计算0.碱的强度：用接受质子的能力来量度。1 0 0.当一元弱酸强碱盐处理又因HAc的Ka=H+Ac-/HAcH2O +H2O H3O+OH-解：混合后因Ag2CrO42Ag+CrO42-由于溶液中同时存在水、弱酸、弱碱的电离平衡，水解平衡是这三个平衡的总结果。溶液的酸碱性溶液的酸碱性一、水的离子积一、水的离子积纯水有微弱的导电能力纯水有微弱的导电能力H2O +H2O H3O+OH-or H2O H+OH-实验测得实验测得295K时时1升纯水仅有升纯水仅有1
17、0-7mol水分子电离，水分子电离，所以所以H+=OH-=10-7mol/L由平衡原理由平衡原理Kw=H+OH-=10-14Kw为水的离子积常数。简称水的离子积。为水的离子积常数。简称水的离子积。Kw的意义为：一定温度时，水溶液中的意义为：一定温度时，水溶液中H+和和OH-之积为一常数。之积为一常数。水的电离是吸热反应，当温度升高时水的电离是吸热反应，当温度升高时Kw增大。增大。水的离子积常数与温度的关系水的离子积常数与温度的关系T/KKw2731.510-152917.410-152951.0010-142981.2710-143235.610-143737.410-13二、溶液的酸度二、溶
18、液的酸度水溶液中氢离子的浓度称为溶液的酸度。水溶液中氢离子的浓度称为溶液的酸度。水溶液中水溶液中H+离子的浓度变化幅度往往很大，浓离子的浓度变化幅度往往很大，浓的可大于的可大于10molL-1，在，在H+1的酸称为强酸的酸称为强酸;Ka在在 110-3的酸称为中强酸的酸称为中强酸;Ka在在10-410-7的酸称为弱酸的酸称为弱酸;Ka10-7的酸称为极弱酸，弱碱亦可按的酸称为极弱酸，弱碱亦可按Kb大小进行分类。大小进行分类。共轭酸碱对的解离常数之间的关系：共轭酸碱对的解离常数之间的关系：HBB-+H+Ka=B-H+/HB其共轭碱的电离为：其共轭碱的电离为：B-+H2OHB+OH-Kb=HBOH
19、-/B-两式相乘得：两式相乘得：KaKb=Kw即即Ka和和Kb成反比关系，所以，弱酸的酸性越强成反比关系，所以，弱酸的酸性越强(Ka越大越大)，则其共轭碱的碱性越弱，则其共轭碱的碱性越弱(Kb越小越小)。Ka越大酸性越强越大酸性越强pKa定义为定义为pKa=-lgKa所以所以pKa值正值越大，对应的酸越弱。值正值越大，对应的酸越弱。对于多元弱酸如对于多元弱酸如H3PO4H2PO4-HPO42-酸度酸度递减。递减。酸酸KapKa碱碱KbpKbHIO31.6910-10.77IO3-5.110-1413.29HSO4-1.2010-21.92SO42-8.3310-1312.08H3PO47.52
20、10-32.12H2PO4-1.3310-1211.88HNO24.610-43.37NO2-2.1710-1110.66HF3.5310-43.45F-2.8310-1110.55HAc1.7610-54.76Ac-5.6810-109.26HClO2.9510-87.53ClO-3.3910-76.47NH4+5.6410-109.25NH31.7710-54.751HCN4.9310-109.31CN-2.0310-54.69HS-1.210-1514.92S2-8.33-0.922、解离度、解离度电离程度的大小电离程度的大小=(已电离的浓度已电离的浓度/弱电解质的初始浓度弱电解质的初始
21、浓度)100如：测得如：测得0.10molL-1HAc的的=1.33则表明每则表明每10000个个HAc分子中有分子中有133个分子发生了电离。个分子发生了电离。既然既然0.10molL-1HAc的的=1.33则求则求HAc的平衡的平衡常数与常数与 的关系。的关系。HAc H+Ac-初始浓度初始浓度 c 0 0平衡浓度平衡浓度 c-c c c Ka=c 2/(1-)当当 5或或c酸酸/Ka 400时时 1-1 即即Kac 2 =cKa例题例题:298K时时HAc的的Ka=1.7610-5计算计算0.10molL-1 HAc溶液的溶液的H+浓度和解离度。浓度和解离度。解：设平衡时解：设平衡时H+
22、离子浓度为离子浓度为x HAc H+Ac-初始浓度初始浓度 0.10 0 0平衡浓度平衡浓度 0.10-x x x Ka=x2/(0.10-x)当当5时或时或c酸酸/Ka400,则则c酸酸酸酸即即0.10-x0.10，这时上式为：，这时上式为：Ka=x2/(0.10)=1.7610-5H+=x=1.3310-3molL-1=H+/c酸酸100 =1.3310-3/0.1100=1.33答答:H+浓度为浓度为1.3310-3molL-1，解离度为，解离度为1.33四、酸度对沉淀和溶解的影响NH4+OH-H2O +NH3 酸1 碱2 酸2 碱1HBB-+H+MS(s)M2+S2-Ksp结果颜色均无
23、变化。所需盐酸的浓度的计算公式为：凡金属离子都是酸，与金属离子结合的不管是阴离子或中性分子都是碱。HCO3-+H2OH2CO3+OH-=s(2s)21 0 0.H2O +H2O H3O+OH-HAc H+Ac-3310-3molL-102 molL-1,碘化钠溶液20毫升混合后,逐滴加入1molL-1的AgNO3溶液观察现象？如：HAc的pKa=4.Ka=c2/(1-)在用酸溶解硫化物(或用H2S使金属离子沉淀为硫化物)时，体系中同时存在硫化物的沉淀溶解平衡及H2S的电离平衡。强酸弱碱盐的水解常数就是该弱碱的共轭酸的酸常数Ka。Kh=HAcOH-/Ac-=x2/0.从上题中从上题中H+浓度为浓
24、度为1.3310-3molL-1，可知水的，可知水的电离可以忽略。电离可以忽略。当忽略水的电离时：当忽略水的电离时：对于一元弱酸：若对于一元弱酸：若 5时或时或c酸酸/Ka400则则H+=Kac酸酸对于一元弱碱：若对于一元弱碱：若 K2K3时时,求求H+时当做一元酸处理；时当做一元酸处理；二元酸中酸根的浓度近似于二元酸中酸根的浓度近似于K2，与酸的原始浓度，与酸的原始浓度关系不大。关系不大。由化学平衡移动原理，改变多元弱酸溶液的由化学平衡移动原理，改变多元弱酸溶液的pH值，将使电离平衡发生移动。值，将使电离平衡发生移动。K1K2=H+2S2-/H2SS2-=K1K2H2S/H+例题：饱和例题：
25、饱和H2S，加酸使，加酸使H+为为0.24molL-1这时这时溶液中溶液中S2-=？解：解：S2-=K1K2H2S/H+=5.710-81.210-150.10/0.242 =1.210-22(molL-1)答：答：S2-=1.210-22molL-1 同离子效应、缓冲溶液同离子效应、缓冲溶液一、同离子效应一、同离子效应HAc H+Ac-NaAc Na+Ac-HAc中加入少量中加入少量NaAc,由于醋酸根的浓度增大由于醋酸根的浓度增大,使使HAc的电离平衡向左移动，从而降低了的电离平衡向左移动，从而降低了HAc的解的解离度。离度。在已经建立离子平衡的弱电解质溶液中在已经建立离子平衡的弱电解质溶
26、液中,加入与加入与其含有相同离子的另一强电解质其含有相同离子的另一强电解质,而使平衡向降低弱而使平衡向降低弱电解质电离度方向移动的作用称为同离子效应。电解质电离度方向移动的作用称为同离子效应。例题例题:在在0.10molL-1HAc溶液中加入少量溶液中加入少量NaAc，使，使其浓度为其浓度为0.10molL-1求该溶液的求该溶液的H+离子浓度和解离度。离子浓度和解离度。解：解：求求H+HAc H+Ac-初初 0.1 0 0.1平平0.1-x x 0.1+x由于同离子效应，由于同离子效应，0.1molL-1HAc的解离度更小的解离度更小 HAc=0.1-x0.1Ac-=0.1+x0.1H+Ac-
27、/HAc=Kax=H+=1.7610-5molL-1 =H+/c100=0.0176答答:H+为为1.7610-5molL-1，解离度，解离度 为为0.0176通过上述计算可以导出一元弱酸及其盐的混合溶通过上述计算可以导出一元弱酸及其盐的混合溶液中液中H+的一般近似公式：的一般近似公式：设酸设酸HAc的浓度为的浓度为c酸酸、盐、盐(Ac-)的浓度为的浓度为c盐盐HAc H+Ac-初初c酸酸 0 c盐盐平平 c酸酸-x x c盐盐+x c酸酸 c盐盐代入平衡关系式代入平衡关系式xc盐盐/c酸酸=Kax=Kac酸酸/c盐盐即即H+=Kac酸酸/c盐盐两边取负对数两边取负对数 pH=pKa-lg(c
28、酸酸/c盐盐)同理可推导出弱碱溶液中同理可推导出弱碱溶液中OH-的计算公式的计算公式即即OH-=Kbc碱碱/c盐盐两边取负对数两边取负对数 pOH=pKb-lg(c碱碱/c盐盐)二、缓冲溶液二、缓冲溶液 1、缓冲溶液的定义、缓冲溶液的定义实验：在一试管中放入实验：在一试管中放入10毫升毫升0.1molL-1HAc溶溶液和液和10毫升毫升0.1molL-1NaAc溶液，混合后，用甲基红溶液，混合后，用甲基红作指示剂作指示剂(变色范围变色范围pH=4.46.2颜色红颜色红黄黄)分成四份，分成四份，一份加一份加1滴滴2molL-1HCl，另一份加，另一份加1滴滴2molL-1NaOH，第三份入等体积
29、的水稀释，第四份做比较。第三份入等体积的水稀释，第四份做比较。结果颜色均无变化。即溶液的结果颜色均无变化。即溶液的pH值基本不变。值基本不变。这种能抵抗外来少量强酸、强碱或稀释的影响，这种能抵抗外来少量强酸、强碱或稀释的影响，而能保持而能保持pH值基本不变的溶液叫做缓冲溶液。缓冲值基本不变的溶液叫做缓冲溶液。缓冲溶液的这种作用叫做缓冲作用。溶液的这种作用叫做缓冲作用。2、缓冲作用原理、缓冲作用原理在含有在含有HAc的的NaAc的溶液中存在下列电离过程的溶液中存在下列电离过程:HAc H+Ac-NaAc Na+Ac-NaAc完全电离，由于同离子效应，降低了完全电离，由于同离子效应，降低了HAc的
30、的电离度，这时电离度，这时HAc和和Ac-都较大，而且存在着都较大，而且存在着HAc电离平衡。电离平衡。当加入少量当加入少量H+时，时，H+离子和溶液中的离子和溶液中的Ac-结合生结合生成成HAc，使电离平衡向左移动，达到新平衡时，使电离平衡向左移动，达到新平衡时H+离子离子浓度不会显著增加；浓度不会显著增加；如果在上述溶液中加入少量的碱，增加的如果在上述溶液中加入少量的碱，增加的OH-与与溶液中的溶液中的H+离子结合为水，这时离子结合为水，这时HAc的电离平衡向右的电离平衡向右移动，以补充移动，以补充H+离子的减少。离子的减少。缓冲能力是有限的，只是少量酸碱。缓冲能力是有限的，只是少量酸碱。
31、3、缓冲溶液的、缓冲溶液的pH值值前面已经讨论了弱酸及其盐的前面已经讨论了弱酸及其盐的pH值为：值为：pH=pKa-lg(c酸酸/c盐盐)称为缓冲溶液公式称为缓冲溶液公式pH值决定于值决定于Ka和和(c酸酸/c盐盐)两个因素。两个因素。利用缓冲溶液公式，可以计算缓冲溶液的利用缓冲溶液公式，可以计算缓冲溶液的pH值值和外加酸碱后溶液和外加酸碱后溶液pH的变化。的变化。例题例题:乳酸乳酸HLac的的Ka=1.410-4，1升含有升含有1mol的的HLac和和1molNaLac的缓冲溶液中加的缓冲溶液中加0.01molL-1的酸，溶的酸，溶液的液的pH值为多少？加值为多少？加0.01molL-1的的
32、OH-,pH值又是几？值又是几？解：解：求缓冲溶液的求缓冲溶液的pH:c酸酸=1molL-1；c=1molL-1pKa=-lg1.410-4=3.85pH=pKa-lg(c酸酸/c盐盐)=3.85加酸使加酸使cH+=0.01molL-1则则H+与与Lac-结合生成结合生成HLaccHLac=1+0.01=1.01molL-1,cLac-=1-0.01=0.99molL-1pH=3.85-lg(1.01/0.99)=3.84加碱使加碱使cOH-=0.01molL-1pH=3.85-lg(0.99/1.01)=3.864、缓冲溶液的选择和配制、缓冲溶液的选择和配制配制一定配制一定pH值的缓冲溶液，
33、因当值的缓冲溶液，因当c酸酸=c盐盐时按时按:pH=pKa-lg(c酸酸/c盐盐)pH=pKa，选择，选择pKa与所需与所需pH值相等或接近的弱酸值相等或接近的弱酸及其盐，这时对外加酸、碱有同等的缓冲能力。及其盐，这时对外加酸、碱有同等的缓冲能力。如：如：HAc的的pKa=4.75，欲配制，欲配制pH值为值为5左右的缓冲左右的缓冲溶液，可选择溶液，可选择HAcNaAc缓冲对；缓冲对；H2PO4-的的pKa=7.21，欲配制，欲配制pH值为值为7左右的缓冲溶左右的缓冲溶液，可选择液，可选择NaH2PO4Na2HPO4缓冲对；缓冲对；HCO3-的的pKa=10.25，欲配制，欲配制pH值为值为10
34、左右的缓冲左右的缓冲溶液，可选择溶液，可选择NaHCO3Na2CO3缓冲对。缓冲对。再由再由pH=pKa-lg(c酸酸/c盐盐)适当调整适当调整(c酸酸/c盐盐)值。值。注：所选缓冲溶液不能与反应物或生成物起反应。注：所选缓冲溶液不能与反应物或生成物起反应。盐类水解盐类水解 盐的离子与溶液中水电离出的盐的离子与溶液中水电离出的H+离子或离子或OH-离离子作用产生弱电解质的反应，叫做盐的水解。子作用产生弱电解质的反应，叫做盐的水解。一、弱酸强碱盐一、弱酸强碱盐一元弱酸强碱盐的水解，以一元弱酸强碱盐的水解，以NaAc为例：为例：Ac-+H2OHAc+OH-即为即为NaAc的水解平衡，其在水溶液中有
35、：的水解平衡，其在水溶液中有：H2O H+OH-KwH+Ac-HAc 1/Ka Ac-+H2O HAc+OH-Kh=Kw/Ka =110-14/1.7610-5 =5.6810-10 根据酸碱质子理论，弱酸强碱盐的水解常数根据酸碱质子理论，弱酸强碱盐的水解常数Kh就是该弱酸的共轭碱的碱常数就是该弱酸的共轭碱的碱常数Kb。水解常数也是平衡常数的一种形式，水解常数也是平衡常数的一种形式，Kh与与Ka成成反比，所以生成的酸越弱，水解程度越大。反比，所以生成的酸越弱，水解程度越大。由水解常数可以计算溶液的酸碱性和水解度由水解常数可以计算溶液的酸碱性和水解度h。水解度即水解百分率，它是转化率的一种形式。
36、水解度即水解百分率，它是转化率的一种形式。h=已水解了的浓度已水解了的浓度/盐的初始浓度盐的初始浓度100例题：计算例题：计算0.10molL-1NaAc溶液的溶液的pH值和值和h。已知已知Ka(HAc)=1.7610-5解：解：求求pH值值(忽略水的电离忽略水的电离)Ac-+H2O HAc+OH-平平0.1-x x x 0.1Kh=HAcOH-/Ac-=x2/0.1x=7.510-6molL-1H+=Kw/OH-=110-14/7.510-6pH=8.9求求hh=OH-/c盐盐100 =7.510-6/0.1100 =0.0075 1、多元弱酸强碱盐的水解、多元弱酸强碱盐的水解多元弱酸强碱盐
37、的水解是分步进行的，如多元弱酸强碱盐的水解是分步进行的，如Na2CO3的逐级水解过程为：的逐级水解过程为：CO32-+H2OHCO3-+OH-HCO3-+H2OH2CO3+OH-一级水解常数一级水解常数Kh1=Kw/K2=110-14/5.6110-11=1.7810-4Kh1是弱酸是弱酸HCO3-的共轭碱的共轭碱CO32-的碱常数。的碱常数。二级水解常数二级水解常数Kh2=Kw/K1=110-14/4.3010-7=2.3210-8Kh2是弱酸是弱酸H2CO3的共轭碱的共轭碱HCO3-的碱常数。的碱常数。由于由于Kh1Kh2所以多元弱酸强碱盐一般只考虑所以多元弱酸强碱盐一般只考虑一级水解，二
38、级水解可忽略不计。一级水解，二级水解可忽略不计。例：计算例：计算0.1molL-1Na2CO3溶液的溶液的pH值和水解度值和水解度h。解：解：Kh1Kh2当一元弱酸强碱盐处理当一元弱酸强碱盐处理求求pH值值OH-2=Kh1c盐盐=(Kw/K2)c盐盐 =(10-14/5.6110-11)0.1 =1.7810-5OH-=4.2210-3molL-1pOH=3-lg4.22=2.37pH=14-2.37=11.63求水解度求水解度hh=OH-/c盐盐100 =4.2210-3/0.10100 =4.22 2、酸式盐的水解、酸式盐的水解多元弱酸的酸式盐如多元弱酸的酸式盐如Na2HPO4、NaH2P
39、O4、NaHS、NaHCO3、NaHSO4等。等。它们在水溶液中的水解情况比较复杂，它们首先它们在水溶液中的水解情况比较复杂，它们首先完全电离为金属阳离子和完全电离为金属阳离子和HCO3-、HS-、H2PO4-等阴等阴离子，这些阴离子即能电离，又能水解。离子，这些阴离子即能电离，又能水解。这样的水溶液的酸性如何，主要看它们电离和水这样的水溶液的酸性如何，主要看它们电离和水解度的相对大小。解度的相对大小。如：如：NaHCO3HCO3-CO32-+H+K2=5.6110-11HCO3-+H2OH2CO3+OH-Kh2=Kw/K1 =1.010-14/4.3010-7 =2.3310-8Kh2K2溶
40、液显碱性溶液显碱性,0.1molL-1的的NaHCO3水溶液的水溶液的pH值为值为8.3。如：如：NaH2PO4H2PO4-H+HPO42-K2=6.2310-8H2PO4-+H2OH3PO4+OH-Kh2=Kw/K1 =1.010-14/7.5210-3 =1.3310-12Kh2Kb 时时 pH7 溶液呈酸性溶液呈酸性Ka7 溶液呈碱性溶液呈碱性 中和反应与水解反应中，中和反应占了主导地位。中和反应与水解反应中，中和反应占了主导地位。水解趋势较大的水解趋势较大的Na2CO3，其，其0.10molL-1溶液中的水溶液中的水解度才百分之四。解度才百分之四。即虽可水解但水溶液中主要以盐的简单阴离
41、子的即虽可水解但水溶液中主要以盐的简单阴离子的形式存在。形式存在。只有少数几种在非水溶剂中得到的盐只有少数几种在非水溶剂中得到的盐,如如:Al2S3及及Cr2S3等，它们的阴、阳离子都水解且水解产物是易等，它们的阴、阳离子都水解且水解产物是易挥发性的气体和沉淀，离开平衡体系，使水解反应进挥发性的气体和沉淀，离开平衡体系，使水解反应进行完全。行完全。2Al3+3S2-+H2O=3H2S+2Al(OH)3酸中和碱盐水解水+四、酸碱中和四、酸碱中和五、水解平衡移动五、水解平衡移动1、盐的浓度、盐的浓度盐的浓度越大，水解度越小；浓度越小，水解盐的浓度越大，水解度越小；浓度越小，水解度越大。度越大。即稀
42、释溶液，平衡向水解方向移动。即稀释溶液，平衡向水解方向移动。2、温度、温度中和反应是放热反应，水解反应是吸热反应，中和反应是放热反应，水解反应是吸热反应，升高温度将促使水解。升高温度将促使水解。3、溶液的酸碱度、溶液的酸碱度水解反应常使溶液呈现酸性或碱性，因此，控水解反应常使溶液呈现酸性或碱性，因此，控制溶液的酸碱度通常可以促进或抑制水解反应，在制溶液的酸碱度通常可以促进或抑制水解反应，在配制配制Sn2+、Fe3+、Bi3+、Sb3+和和Hg2+等盐类的水溶液等盐类的水溶液时，由于水解生成沉淀，不能得到所需溶液。时，由于水解生成沉淀，不能得到所需溶液。SbCl3+H2OSbOCl+2HCl加入
43、相应的酸，可以使平衡向左移动，抑制水加入相应的酸，可以使平衡向左移动，抑制水解反应。解反应。所以在配制这些溶液时，通常是将它们溶于较所以在配制这些溶液时，通常是将它们溶于较浓的酸中，然后再用水稀释到所需浓度。浓的酸中，然后再用水稀释到所需浓度。配制配制Na2S水溶液时为防止水溶液时为防止Na2S水解逸出水解逸出H2S，必须加入必须加入NaOH。沉淀溶解平衡沉淀溶解平衡一、溶度积常数一、溶度积常数1、溶度积、溶度积一定温度下，难溶电解质饱和溶液中离子浓度的一定温度下，难溶电解质饱和溶液中离子浓度的系数次方之积为溶度积，溶度积为一常数，在数据表系数次方之积为溶度积，溶度积为一常数，在数据表中可查得
44、。如：中可查得。如：PbCl2(s)Pb2+2Cl-Ksp=Pb2+Cl-2Ksp越大则难溶电解质在溶液中溶解趋势越大，反越大则难溶电解质在溶液中溶解趋势越大，反之越小。【溶度积常数】之越小。【溶度积常数】2、溶度积与溶解度的相互换算、溶度积与溶解度的相互换算溶解度溶解度s的单位的单位g/L或或mol/L,即饱和时的浓度。即饱和时的浓度。AaBb(s)a aAb+bBa-s as bsKsp=Ab+aBa-b=asabsb=aabbsa+b 例例1:室温下室温下,AgCl的溶解度是的溶解度是1.9310-3g/L,求求AgCl的溶度积。已知的溶度积。已知AgCl的摩尔质量为的摩尔质量为143.
45、3g/mol。解：解：把把AgCl溶解度单位溶解度单位(g/L)换算成换算成molL-1s=1.9310-3g/L143.3g/mol=1.3510-5molL-1求求Ksp AgCl(s)Ag+Cl-饱和、平衡饱和、平衡 1.3510-5 1.3510-5Ksp(AgCl)=Ag+Cl-=(1.3510-5)2 =1.8210-10答：答：AgCl的的Ksp为为1.8210-10例例2:Mg(OH)2的的Ksp=1.2010-11在在298K时时,Mg(OH)2的溶解度为多少的溶解度为多少?解：解：Mg(OH)2(s)Mg2+2OH-设溶解度为设溶解度为s 平衡时平衡时 s 2sKsp=Mg
46、2+OH-2 =s(2s)2 =4s3 =1.210-11 s=1.4410-4molL-1答答:氢氧化镁在氢氧化镁在298K时的溶解度为时的溶解度为1.4410-4molL-1。例例3:Ag2CrO4在在298K时溶解度时溶解度s=1.3410-4molL-1求：求：Ksp解：解：Ag2CrO4(s)2Ag+CrO42-平衡时平衡时 21.3410-4 1.3410-4Ksp=Ag+2CrO42-=(21.3410-4)21.3410-4 =9.6210-12答：铬酸银在答：铬酸银在298K时的时的Ksp=9.6210-12由以上三个例题的结果可得到如下结论：由以上三个例题的结果可得到如下结
47、论：同种类型的难溶电解质，在一定温度下，同种类型的难溶电解质，在一定温度下，Ksp越越大则溶解度越大。大则溶解度越大。不同类型则不能用不同类型则不能用Ksp的大小来比较溶解度的大的大小来比较溶解度的大小，必须经过换算才能得出结论。小，必须经过换算才能得出结论。3、溶度积规则、溶度积规则根据溶度积常数可以判断沉淀、溶解反应进行的方根据溶度积常数可以判断沉淀、溶解反应进行的方向。向。某难溶电解质溶液中，其离子浓度系数次方之积称某难溶电解质溶液中，其离子浓度系数次方之积称离子积。离子积。用用Qi表示。表示。如：如：Ag2CrO4任意情况下的离子积为：任意情况下的离子积为：Qi=c2(Ag+)c(Cr
48、O42-)当当Qi=Ksp是饱和溶液无沉淀析出即平衡状态；是饱和溶液无沉淀析出即平衡状态；当当QiKsp是过饱和溶液是过饱和溶液,向生成沉淀的方向移动。向生成沉淀的方向移动。0.水解常数也是平衡常数的一种形式，Kh与Ka成反比，所以生成的酸越弱，水解程度越大。Fe(OH)3(s)Fe3+3OH-当5时或c酸/Ka400,则c酸酸电离时生成的阴离子全部是OH-离子的化合物叫碱。由水解常数可以计算溶液的酸碱性和水解度h。强碱具有高度接受质子的能力。两式相乘得：KaKb=Kw(2)若要使金属离子完全沉淀,应维持的氢离子的最大浓度:OH-=Kw/H+NaAc Na+Ac-HAc H+Ac-Kh2=Kw
49、/K1=110-14/4.24molL-1这时溶液中S2-=？pKa定义为pKa=-lgKa硫化氢饱和溶液的浓度是0.注：此式只表明平衡时H+S2-H2S三种浓度的关系，而不说明电离过程为：关于酸碱的定量标度问题，酸碱质子理论亦能象电离理论一样，应用平衡常数来定量地衡量在某溶剂中酸或碱的强度，这就使酸碱质子理论得到广泛应用。BaSO4(s)SO42-+Ba2+Ksp(AgCl)=Ag+Cl-4、同离子效应、同离子效应例例4:298K时硫酸钡的溶解度为时硫酸钡的溶解度为1.0410-5molL-1，如果在如果在0.010molL-1的硫酸钠溶液中的溶解度是多少？的硫酸钠溶液中的溶解度是多少？解：
50、解：先求先求Ksp BaSO4Ba2+SO42-1.0410-5 1.0410-5Ksp=Ba2+SO42-=1.0410-51.0410-5 =1.0810-10 求求sNa2SO42Na+SO42-BaSO4 Ba2+SO42-初初 0 0.01平衡平衡 s s+0.010.01Ksp=Ba2+SO42-=s0.01s=Ksp/0.01 =1.0810-10/0.01 =1.0810-8molL-1sKsp 有沉淀析出。有沉淀析出。答：能析出答：能析出Ag2CrO4沉淀。沉淀。例例6：1升含有升含有0.001molL-1的的SO42-离子的溶液加离子的溶液加入入0.01mol氯化钡氯化钡(
