《无机化学》第四章-酸碱平衡和沉淀-溶解平衡课件

4.3弱酸、弱碱的解离平衡4.2强电解质溶液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

4.1近代酸碱理论简介第四章酸碱平衡和沉淀-溶解平衡4.3弱酸、弱碱的解离平衡4.2强电解质溶液4.4第一节近代酸碱理论简介一、酸碱质子理论

酸——能给出质子的物质。例：HAc、H3PO4碱——能接受质子的物质。例：Ac-、CO32-1.酸碱的定义第一节近代酸碱理论简介一、酸碱质子理论酸——能给出质2.酸碱的形式酸质子+碱HAcH++Ac–NH4+H++NH3H2PO4-H++HPO42-HPO42-H++PO43-共轭酸碱对之间只差一个H+既可以给出质子又可以接受质子的物质为两性物质2.酸碱的形式酸质子+碱HAcH++Ac–NH43.酸碱的强度⑴酸碱的强度给出质子能力越强——酸性越强接受质子能力越强——碱性越强⑵酸越强，其对应共轭碱碱性越弱碱越强，其对应共轭酸酸性越弱例：酸强度HA>HB>HC共轭碱强度A-<B-<C-3.酸碱的强度⑴酸碱的强度给出质子能力越强——酸性越强接受质

4.酸碱反应实质：质子H+——质子在两个共轭酸碱对之间的传递。5.酸碱质子理论优缺点：优：扩大酸碱范围，适用于水溶液及非水体系。缺：仅限于质子授受，对于无质子的酸碱反应无法解释。4.酸碱反应实质：质子H+——质子在两个共轭酸碱5.酸第二节强电解质溶液一、活度和活度系数1.活度a：离子在参加化学反应时表现出来的有效

浓度称为该离子的活度。a=c

2.活度系数：反映了溶液中离子间相互作用的程度。①稀溶液、弱电解质、难溶电解质溶液1，a

≈C。②强电解质溶液<1，a<

C。(注：与离子浓度C、离子的电荷数Z有关。）第二节强电解质溶液一、活度和活度系数1.活度a：离子在参加第三节弱酸、弱碱的解离平衡一、水的解离平衡1.水的解离：H2OH++OH-水的离子积常数，与温度有关。（25℃时，Kw=1.010-14）可简写为：第三节弱酸、弱碱的解离平衡一、水的解离平衡1.水的解离：H2.溶液的酸碱性⑴[H+]>1.0mol/L时，用[H+]表示。

[H+]<1.0mol/L时，用pH表示。

⑵

pH=-lg[H+][H+]>[OH-]pH<7酸性[H+]=[OH-]pH=7中性[H+]<[OH-]pH>7碱性同理：pOH=-lg[OH-]即pH+pOH=142.溶液的酸碱性⑴[H+]>1.0mol/L时，用二、一元弱酸、弱碱的解离平衡HAcH++Ac–1.解离常数：可简写为：二、一元弱酸、弱碱的解离平衡HAcH++Ac–NH3·H2ONH4＋＋OH－可简写为：NH3·H2ONH4＋＋OH－可简写为：解离常数的意义：①解离常数的大小反映了弱电解质解离的趋势。越大，弱电解质解离程度越大。②与弱酸、弱碱的浓度无关。③与温度有关。（注：由于解离过程的热效应较小，室温下可忽略对解离常数的影响。）2.解离度解离常数的意义：①解离常数的大小反映了弱电解质解离的趋势。越3.解离常数和解离度的关系设HA的浓度为Cmol/L，解离度为。HAH++A-起始浓度/mol·L-1

c00平衡浓度/mol·L-1c(1-)

ccKa=c2(稀释定律)3.解离常数和解离度的关系设HA的浓度为Cmol/L，解4.一元弱酸、弱碱溶液pH值的计算例：浓度为Cmol/L的HAc溶液。⑴一元弱酸HAcH++Ac–①一般公式：②近似公式：4.一元弱酸、弱碱溶液pH值的计算例：浓度为Cmol/L的例：浓度为Cmol/L的NH3·H2O溶液。⑵一元弱碱①一般公式：②近似公式：NH3·H2ONH4＋＋OH－例：浓度为Cmol/L的NH3·H2O溶液。⑵一元弱碱①例：已知25℃时，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+]=xmol·L-1HAcH++Ac-起始浓度/mol·L-10.1000平衡浓度/mol·L-10.10-x

xx例：已知25℃时，pH=-lg[H+]=-lg(1.310-3)=2.89pH=-lg[H+]=-lg(1.310-3

三、多元弱酸的离解平衡

H2SH++HS-HS-H++S2-1.特点：①分步。②一步比一步难。——pH计算只考虑第一级解离。三、多元弱酸的离解平衡H2SH例：室温下，H2S饱和溶液的浓度为0.10mol·L-1，求溶液中[H+]、[HS-]、[S2-]、[OH-]。

⑴由于Ka1>>Ka2，故求[H+]时只考虑第一级解离。解：设H2S饱和溶液中[H+]=xmol·L-1起始浓度/mol·L-10.1000H2SH++HS-平衡浓度/mol·L-1

0.10-x

x

x例：室温下，H2S饱和溶液的浓度为0.10mol·L-1，⑵设：平衡时[S2-]=yHS-H++S2-起始浓度/mol·L-1

x

x0∵很小，HS-解离很少，即y非常小∴x-y≈x

x+y≈x

平衡浓度/mol·L-1

x-y

x+yy⑵设：平衡时[S2-]=yHS-H+由上述计算可知：由上述计算可知：H2SH++HS-HS-H++S2-讨论：H2S2H+

+S2-室温下，H2S饱和溶液的浓度约为0.1mol·L-1H2S溶液中[H+]≠2[S2-]H2SH++HS-HS-四、影响解离平衡的因素：1.同离子效应：HAcH++Ac-NaAcNa++Ac-平衡移动方向

同离子效应：在弱电解质溶液中，加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，使弱电解质的解离度降低的现象。——降低解离度四、影响解离平衡的因素：1.同离子效应：HAc例：在1.0L0.10mol·L-1HAc溶液中，加入固体NaAc0.10mol(假定溶液体积不变)，计算溶液中的H+浓度和HAc的解离度。x=[H+]=1.75×10-5mol·L-10.10+x≈0.100.1000.10平衡浓度/(mol·L-1)0.10–xx0.10+x

解：

HAcH++Ac－0.10-x≈0.10初始浓度/(mol·L-1)由于Ka较小，又产生同离子效应，故x与0.1相比可忽略不计。例：在1.0L0.10mol·L-1HAc溶液中，加入

已知没有同离子效应时，0.10mol·L-1HAc溶液中[H＋]＝1.3×10-3mol·L-1,HAc的解离度为：

已知没有同离子效应时，0.10mol·L3.温度的影响2.盐效应温度对解离常数的影响不大。HAcH++Ac-NaClNa++Cl-平衡移动方向

在弱电解质溶液中加入其他强电解质时，该弱电解质的解离度将略有提高，这一影响称为盐效应。——解离度增大3.温度的影响2.盐效应温度对解离常数的影响不大。HA第四节缓冲溶液1.定义：能抵抗外加少量酸、碱或稀释，而本身pH值不发生显著变化的作用称为缓冲作用，具有缓冲作用的溶液称为缓冲溶液。2.缓冲溶液的组成：抗酸组分抗碱组分例：弱酸盐弱酸HAc~NaAc弱碱弱碱盐NH3·H2O~NH4Cl多元酸酸式盐及其次级酸式盐NaH2PO4~Na2HPO4典型第四节缓冲溶液1.定义：能抵抗外加少量酸、碱或稀释，而本以HAc—NaAc溶液为例：3.

缓冲作用原理：HAcH++Ac-（1）NaAcNa++Ac-（2）HAc（大量）H+（少量）

+Ac-（大量）以HAc—NaAc溶液为例：3.缓冲作用原理：HAcHAc（大量）H+（少量）

+Ac-（大量）（1）加少量酸溶液中的Ac–与外加的少量的H+结合成HAc，平衡向左移动，溶液的pH值基本不变。—Ac-为缓冲溶液的抗酸组分（2）加少量碱外加的OH-与H+结合成H2O，H+浓度降低，平衡向右移动，有更多HAc解离来补充减少的H+，使溶液的pH值基本不变。—HAc为缓冲溶液的抗碱组分（3）加少量水稀释溶液中[Ac-]与[HAc]降低倍数相同，故的比值保持不变，pH值没有变化。HAc（大量）H+（少量）+A设缓冲溶液由弱酸~弱酸盐组成：HA~MA4.缓冲溶液pH值的计算：C酸C盐

HAH++A－初始浓度/(mol·L-1)

C酸

0

C盐平衡浓度/(mol·L-1)C酸–xxC盐+x由于同离子效应，HA解离度降低。

c酸–x≈c酸c盐+x≈

c盐

设缓冲溶液由弱酸~弱酸盐组成：HA~M结论：a.弱酸~弱酸盐组成（例HAc～NaAc）：b.弱碱~弱碱盐组成（例NH3·H2O～NH4Cl）：结论：a.弱酸~弱酸盐组成（例HAc～NaAc）：b.弱碱~例：90mL含有0.10mol/LHAc和0.10mol/L

NaAc的缓冲溶液的pH值为多少？在该缓冲溶液中分别加入(1)0.010mol/LHCl溶液10mL；(2)0.010mol/LNaOH溶液10mL；(3)水10mL试计算它们的pH值。解：例：90mL含有0.10mol/LHAc和0.10(1)加HCl溶液后，HAc和Ac-

的浓度分别为：(1)加HCl溶液后，HAc和Ac-的浓度分别为：(2)加NaOH溶液后，HAc和Ac-

的浓度分别为：(2)加NaOH溶液后，HAc和Ac-的浓度分别为(3)加10mL水：(3)加10mL水：5.缓冲物质的选择和缓冲溶液的配制⑴⑵缓冲溶液的有效范围：a.弱酸~弱酸盐（例HAc～NaAc）：

pH=pKa±1b.弱碱~弱碱盐组成（例NH3·H2O～NH4Cl）：

pOH=pKb±1⑶所选缓冲溶液不能与反应物、生成物作用。5.缓冲物质的选择和缓冲溶液的配制⑴⑵缓冲溶液的有效范围第五节盐类的水解盐的水解：盐的离子与水解离出来的H+或OH-作用生成弱电解质的反应。1.强酸强碱盐：

强酸强碱盐的离子不和水发生作用，因而这类盐不会发生水解反应。——水溶液呈中性第五节盐类的水解盐的水解：盐的离子与水解离出来的H+或O2.强碱弱酸盐:以NaAc为例：

NaAc=Na++Ac-H2OOH-+H+＋HAc——水溶液呈碱性2.强碱弱酸盐:以NaAc为例：NaAc=Na(1)H2OH++OH-(2)Ac-+H+HAcKh为水解常数组成盐的酸越弱，则Kh越大，盐的水解倾向越大。(1)H2OH++OH-(2)《无机化学》第四章-酸碱平衡和沉淀-溶解平衡课件例：计算0.10mol/LNaAc溶液的pH和h。解：设水解后溶液中的[OH-]=xmol/L平衡浓度/mol·L-10.10-x

x

x例：计算0.10mol/LNaAc溶液的pH和h。解：设水pOH=5.12则pH=8.88pOH=5.12则pH=8.883.强酸弱碱盐：以NH4Cl为例：

NH4Cl=NH4++Cl-H2OOH-+H+＋NH3·H2O——水溶液呈酸性3.强酸弱碱盐：以NH4Cl为例：NH4Cl=N(1)H2OH++OH-(2)NH4++OH-NH3·H2O(1)H2OH++OH-(2)N4.弱酸弱碱盐

以NH4Ac为例：(1)H2OH++OH-K1=Kw(2)NH4++OH-NH3•H2O(3)Ac-+H+HAcNH4++Ac-+H2ONH3•H2O+HAc4.弱酸弱碱盐以NH4Ac为例：(1)H2O弱酸弱碱盐其水溶液的酸碱性取决于弱酸、弱碱的相对强弱:弱酸弱碱盐其水溶液的酸碱性取决于弱酸、弱碱的相对强弱:5.多元弱酸盐和多元弱碱盐的水解：以Na2CO3为例：⑴多元弱酸盐：只考虑第一级水解——水溶液呈碱性5.多元弱酸盐和多元弱碱盐的水解：以Na2CO3为例：⑴多多元弱酸盐pH值计算的近似公式：⑵多元弱碱盐：以CuCl2为例：（1）Cu2++H2OCu(OH)++H+（2）Cu(OH)++H2OCu(OH)2+H+——水溶液呈酸性多元弱酸盐pH值计算的近似公式：⑵多元弱碱盐：以CuCl2为二、影响盐类水解反应的因素1.盐类的本性①盐类水解后生成的弱酸或弱碱越弱，水解越强烈。如：在AlCl3溶液中加入Na2S得一白色沉淀

2Al3++3S2-+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2S↑②水解产物若为沉淀或易挥发的气体，则水解反应进行完全。二、影响盐类水解反应的因素1.盐类的本性①盐类水解后生成2.浓度:C盐↓,水解度增大。4.酸度：3.温度:——升温促进水解——可利用调节溶液的酸碱度促进或抑制盐的水解2.浓度:C盐↓,水解度增大。4.酸度：3.温第六节难溶电解质的沉淀－溶解平衡一、沉淀-溶解平衡常数——溶度积

在一定条件下，将难溶电解质固体放入水中时，就发生溶解和沉淀两个过程。第六节难溶电解质的沉淀－溶解平衡一、沉淀-溶解平衡常数—AgCl(s)Ag++Cl-溶解沉淀1.溶度积常数:（简称溶度积）①与温度有关。②反映了难溶强电解质的溶解能力。属于多相平衡可简写为：AgCl(s)A通式：AmBn(s)mAn+

+nBm-通式：AmBn(s)mAn+2.溶度积和溶解度之间的相互换算（1）由S计算例：Ag2CrO4在298K时的溶解度为6.5410-5mol/L，计算其溶度积。Ag2CrO4（s）2Ag+

+CrO42-解：2SS2.溶度积和溶解度之间的相互换算（1）由S计算例：Ag2C（2）由计算S例：25℃时，AgCl：

Ag2CrO4:分别求AgCl、Ag2CrO4的溶解度。AgCl（s）Ag+

+Cl-解：①SS（2）由计算S例：25℃时，AgCl：分别求AgAg2CrO4（s）2Ag+

+CrO42-②2SS=(2S)2

S=4S3(注：S的单位：mol/L)Ag2CrO4（s）2Ag++CrO42-②2S讨论：难溶电解质类型AB型溶解度和溶度积关系AB2或A2B型ABn或AnB型结论：只有对于同类型的难溶强电解质才可以用溶度积比较其溶解能力的大小。讨论：难溶电解质类型AB型溶解度和溶度积关系AB2或A2B型*

相同类型的难溶电解质，其大的S也大。电解质类型电解质溶解度/mol·L-1溶度积ABAgClAgBrAgI1.33×10-57.31×10-79.23×10-91.77×10-105.35×10-138.52×10-17AB2CaF22.05×10-43.45×10-11A2BAg2CrO46.54×10-51.12×10-12

减小S

减小*相同类型的难溶电解质，其大的S也大。电二、

溶度积规则AmBn(s)mAn+

+nBm-同一温度下饱和溶液平衡不饱和溶液，反应向沉淀溶解方向进行过饱和溶液反应向生成沉淀的方向进行二、溶度积规则AmBn(s)三、沉淀的生成和溶解1.沉淀的生成例：将等体积的410-3mol/L的AgNO3和410-3mol/LK2CrO4混合，是否会析出Ag2CrO4沉淀？Ag2CrO4（s）2Ag+

+CrO42-解：混合后：∴有Ag2CrO4沉淀析出。三、沉淀的生成和溶解1.沉淀的生成例：将等体2.沉淀的溶解(1)生成弱电解质

①生成弱酸

2HCl=2Cl-+2H+＋H2CO3→H2O+CO2↑CaCO3(s)+2H+CO2↑+H2O+Ca2+例：CaCO3(s)Ca2++CO32-原因：2.沉淀的溶解(1)生成弱电解质①生成弱酸2HClCO32-+H+HCO3-CaCO3(s)Ca2++CO32-HCO3-+H+H2CO3

CaCO3溶于酸的平衡常数：可见：溶度积越大，生成的酸越弱，反应越易进行。CO32-+H+HCO3-CaC②生成弱碱2NH4Cl2Cl-+2NH4+Mg(OH)2(s)Mg2++2OH-＋2NH3·H2OMg(OH)2(s)+2NH4+Mg2++2NH3·H2O例：Mg(OH)2能溶于铵盐。①Mg(OH)2、Mn(OH)2的Ksp较大，能溶于铵盐。②Fe(OH)3、Al(OH)3的Ksp较小，不能溶于铵盐。②生成弱碱2NH4Cl2Cl-+2N③生成水3HCl=3Cl-+3H+Fe(OH)3(s)+3H+Fe3++3H2O例：Fe(OH)3(s)Fe3++3OH-原因：＋3H2O③生成水3HCl=3Cl-+3H+(2)发生氧化还原反应3CuS+8HNO3=3Cu(NO3)2+2NO↑+3S↓+4H2O例：

[S2-]↓，J↓，J<Ksp

CuS（s）Cu2+

+S2-原因：3S2-+2NO3-+8H+3S↓+2NO↑+4H2O(2)发生氧化还原反应3CuS+8HNO3=3Cu(NO(3)生成配离子例如：AgCl溶于浓氨水。AgCl（s）Ag+

+Cl-+2NH3[Ag(NH3)2]+(3)生成配离子例如：AgCl溶于浓氨水。AgCl（s）A3.金属硫化物沉淀的生成和溶解PbSBi2S3CuSCdSSb2S3SnS2As2S3HgS金属硫化物的颜色3.金属硫化物沉淀的生成和溶解PbSBi2S3推导：用1L酸溶解0.10mol硫化物MS所需[H+]的公式M2++H2SMS+2H+HS-H++S2-H2SH++HS-M2++S2-MS(S)推导：用1L酸溶解0.10mol硫化物MS所需[H+]的公式[M2+]=0.10mol/L[H2S]=0.10mol/L[H+]min=[H+]消耗+[H+]平[M2+]=0.10mol/L[H2S]例：计算使0.10mol的MnS、ZnS、CuS溶解于1L酸所需[H+]的最低浓度。解：MnSZnSCuS例：计算使0.10mol的MnS、ZnS、CuS溶解于1L酸4.同离子效应和盐效应(1)同离子效应：AgCl（s）Ag+

+Cl-NaClNa++Cl-平衡移动方向

在难溶电解质的饱和溶液中加入与其含有相同离子的易溶强电解质，而使难溶电解质的溶解度降低的现象。——降低溶解度4.同离子效应和盐效应(1)同离子效应：AgCl（s）Ag例：求（1）25℃时，BaSO4在纯水中的溶解度。（2）BaSO4在0.01mol/LNa2SO4溶液中的溶解度。（已知：)BaSO4（s）Ba2++SO42-解：①SS例：求（1）25℃时，BaSO4在纯水中的溶解度。BaSO4BaSO4（s）Ba2++SO42-解：②平衡浓度S0.01+S由于S值很小，故0.01+S≈0.01BaSO4（s）Ba2++SO42-解：②平衡浓度(2)盐效应:AgCl（s）Ag+

+Cl-KNO3K++NO3-平衡移动方向——增大溶解度(2)盐效应:AgCl（s）Ag++Cl-KNO3三、分步沉淀和沉淀转化1.分步沉淀例：在含有0.01mol/L的Cl-和0.01mol/L的I-的溶液中逐滴加入AgNO3。问（1）哪种离子先沉淀？（2）当第二种离子开始沉淀时，溶液中第一种离子是否沉淀完全？三、分步沉淀和沉淀转化1.分步沉淀例：在含有0.01mol解：（1）AgCl：AgI：沉淀I-所需[Ag+]比沉淀Cl-所需[Ag+]∴I-先沉淀解：（1）AgCl：AgI：沉淀I-所需[Ag+]比沉淀Cl此时[I-]<<10-5mol/L因此AgCl开始沉淀时，I-已沉淀完全。判断离子沉淀完全依据[Mn+]≤10-5mol/L此时[I-]<<10-5mol/L因此AgCl开始2.沉淀转化：例：PbCl2(s)+CO32-PbCO3(s)+2Cl-PbCl2(s)Pb2++2Cl-Pb2++CO32-PbCO3(s)沉淀转化条件：难溶物质转化为更难溶物质。2.沉淀转化：例：PbCl2(s)+CO32-PbCO34.3弱酸、弱碱的解离平衡4.2强电解质溶液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

4.1近代酸碱理论简介第四章酸碱平衡和沉淀-溶解平衡4.3弱酸、弱碱的解离平衡4.2强电解质溶液4.4第一节近代酸碱理论简介一、酸碱质子理论

酸——能给出质子的物质。例：HAc、H3PO4碱——能接受质子的物质。例：Ac-、CO32-1.酸碱的定义第一节近代酸碱理论简介一、酸碱质子理论酸——能给出质2.酸碱的形式酸质子+碱HAcH++Ac–NH4+H++NH3H2PO4-H++HPO42-HPO42-H++PO43-共轭酸碱对之间只差一个H+既可以给出质子又可以接受质子的物质为两性物质2.酸碱的形式酸质子+碱HAcH++Ac–NH43.酸碱的强度⑴酸碱的强度给出质子能力越强——酸性越强接受质子能力越强——碱性越强⑵酸越强，其对应共轭碱碱性越弱碱越强，其对应共轭酸酸性越弱例：酸强度HA>HB>HC共轭碱强度A-<B-<C-3.酸碱的强度⑴酸碱的强度给出质子能力越强——酸性越强接受质

4.酸碱反应实质：质子H+——质子在两个共轭酸碱对之间的传递。5.酸碱质子理论优缺点：优：扩大酸碱范围，适用于水溶液及非水体系。缺：仅限于质子授受，对于无质子的酸碱反应无法解释。4.酸碱反应实质：质子H+——质子在两个共轭酸碱5.酸第二节强电解质溶液一、活度和活度系数1.活度a：离子在参加化学反应时表现出来的有效

浓度称为该离子的活度。a=c

2.活度系数：反映了溶液中离子间相互作用的程度。①稀溶液、弱电解质、难溶电解质溶液1，a

≈C。②强电解质溶液<1，a<

C。(注：与离子浓度C、离子的电荷数Z有关。）第二节强电解质溶液一、活度和活度系数1.活度a：离子在参加第三节弱酸、弱碱的解离平衡一、水的解离平衡1.水的解离：H2OH++OH-水的离子积常数，与温度有关。（25℃时，Kw=1.010-14）可简写为：第三节弱酸、弱碱的解离平衡一、水的解离平衡1.水的解离：H2.溶液的酸碱性⑴[H+]>1.0mol/L时，用[H+]表示。

[H+]<1.0mol/L时，用pH表示。

⑵

pH=-lg[H+][H+]>[OH-]pH<7酸性[H+]=[OH-]pH=7中性[H+]<[OH-]pH>7碱性同理：pOH=-lg[OH-]即pH+pOH=142.溶液的酸碱性⑴[H+]>1.0mol/L时，用二、一元弱酸、弱碱的解离平衡HAcH++Ac–1.解离常数：可简写为：二、一元弱酸、弱碱的解离平衡HAcH++Ac–NH3·H2ONH4＋＋OH－可简写为：NH3·H2ONH4＋＋OH－可简写为：解离常数的意义：①解离常数的大小反映了弱电解质解离的趋势。越大，弱电解质解离程度越大。②与弱酸、弱碱的浓度无关。③与温度有关。（注：由于解离过程的热效应较小，室温下可忽略对解离常数的影响。）2.解离度解离常数的意义：①解离常数的大小反映了弱电解质解离的趋势。越3.解离常数和解离度的关系设HA的浓度为Cmol/L，解离度为。HAH++A-起始浓度/mol·L-1

c00平衡浓度/mol·L-1c(1-)

ccKa=c2(稀释定律)3.解离常数和解离度的关系设HA的浓度为Cmol/L，解4.一元弱酸、弱碱溶液pH值的计算例：浓度为Cmol/L的HAc溶液。⑴一元弱酸HAcH++Ac–①一般公式：②近似公式：4.一元弱酸、弱碱溶液pH值的计算例：浓度为Cmol/L的例：浓度为Cmol/L的NH3·H2O溶液。⑵一元弱碱①一般公式：②近似公式：NH3·H2ONH4＋＋OH－例：浓度为Cmol/L的NH3·H2O溶液。⑵一元弱碱①例：已知25℃时，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+]=xmol·L-1HAcH++Ac-起始浓度/mol·L-10.1000平衡浓度/mol·L-10.10-x

xx例：已知25℃时，pH=-lg[H+]=-lg(1.310-3)=2.89pH=-lg[H+]=-lg(1.310-3

三、多元弱酸的离解平衡

H2SH++HS-HS-H++S2-1.特点：①分步。②一步比一步难。——pH计算只考虑第一级解离。三、多元弱酸的离解平衡H2SH例：室温下，H2S饱和溶液的浓度为0.10mol·L-1，求溶液中[H+]、[HS-]、[S2-]、[OH-]。

⑴由于Ka1>>Ka2，故求[H+]时只考虑第一级解离。解：设H2S饱和溶液中[H+]=xmol·L-1起始浓度/mol·L-10.1000H2SH++HS-平衡浓度/mol·L-1

0.10-x

x

x例：室温下，H2S饱和溶液的浓度为0.10mol·L-1，⑵设：平衡时[S2-]=yHS-H++S2-起始浓度/mol·L-1

x

x0∵很小，HS-解离很少，即y非常小∴x-y≈x

x+y≈x

平衡浓度/mol·L-1

x-y

x+yy⑵设：平衡时[S2-]=yHS-H+由上述计算可知：由上述计算可知：H2SH++HS-HS-H++S2-讨论：H2S2H+

+S2-室温下，H2S饱和溶液的浓度约为0.1mol·L-1H2S溶液中[H+]≠2[S2-]H2SH++HS-HS-四、影响解离平衡的因素：1.同离子效应：HAcH++Ac-NaAcNa++Ac-平衡移动方向

同离子效应：在弱电解质溶液中，加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，使弱电解质的解离度降低的现象。——降低解离度四、影响解离平衡的因素：1.同离子效应：HAc例：在1.0L0.10mol·L-1HAc溶液中，加入固体NaAc0.10mol(假定溶液体积不变)，计算溶液中的H+浓度和HAc的解离度。x=[H+]=1.75×10-5mol·L-10.10+x≈0.100.1000.10平衡浓度/(mol·L-1)0.10–xx0.10+x

解：

HAcH++Ac－0.10-x≈0.10初始浓度/(mol·L-1)由于Ka较小，又产生同离子效应，故x与0.1相比可忽略不计。例：在1.0L0.10mol·L-1HAc溶液中，加入

已知没有同离子效应时，0.10mol·L-1HAc溶液中[H＋]＝1.3×10-3mol·L-1,HAc的解离度为：

已知没有同离子效应时，0.10mol·L3.温度的影响2.盐效应温度对解离常数的影响不大。HAcH++Ac-NaClNa++Cl-平衡移动方向

在弱电解质溶液中加入其他强电解质时，该弱电解质的解离度将略有提高，这一影响称为盐效应。——解离度增大3.温度的影响2.盐效应温度对解离常数的影响不大。HA第四节缓冲溶液1.定义：能抵抗外加少量酸、碱或稀释，而本身pH值不发生显著变化的作用称为缓冲作用，具有缓冲作用的溶液称为缓冲溶液。2.缓冲溶液的组成：抗酸组分抗碱组分例：弱酸盐弱酸HAc~NaAc弱碱弱碱盐NH3·H2O~NH4Cl多元酸酸式盐及其次级酸式盐NaH2PO4~Na2HPO4典型第四节缓冲溶液1.定义：能抵抗外加少量酸、碱或稀释，而本以HAc—NaAc溶液为例：3.

缓冲作用原理：HAcH++Ac-（1）NaAcNa++Ac-（2）HAc（大量）H+（少量）

+Ac-（大量）以HAc—NaAc溶液为例：3.缓冲作用原理：HAcHAc（大量）H+（少量）

+Ac-（大量）（1）加少量酸溶液中的Ac–与外加的少量的H+结合成HAc，平衡向左移动，溶液的pH值基本不变。—Ac-为缓冲溶液的抗酸组分（2）加少量碱外加的OH-与H+结合成H2O，H+浓度降低，平衡向右移动，有更多HAc解离来补充减少的H+，使溶液的pH值基本不变。—HAc为缓冲溶液的抗碱组分（3）加少量水稀释溶液中[Ac-]与[HAc]降低倍数相同，故的比值保持不变，pH值没有变化。HAc（大量）H+（少量）+A设缓冲溶液由弱酸~弱酸盐组成：HA~MA4.缓冲溶液pH值的计算：C酸C盐

HAH++A－初始浓度/(mol·L-1)

C酸

0

C盐平衡浓度/(mol·L-1)C酸–xxC盐+x由于同离子效应，HA解离度降低。

c酸–x≈c酸c盐+x≈

c盐

设缓冲溶液由弱酸~弱酸盐组成：HA~M结论：a.弱酸~弱酸盐组成（例HAc～NaAc）：b.弱碱~弱碱盐组成（例NH3·H2O～NH4Cl）：结论：a.弱酸~弱酸盐组成（例HAc～NaAc）：b.弱碱~例：90mL含有0.10mol/LHAc和0.10mol/L

NaAc的缓冲溶液的pH值为多少？在该缓冲溶液中分别加入(1)0.010mol/LHCl溶液10mL；(2)0.010mol/LNaOH溶液10mL；(3)水10mL试计算它们的pH值。解：例：90mL含有0.10mol/LHAc和0.10(1)加HCl溶液后，HAc和Ac-

的浓度分别为：(1)加HCl溶液后，HAc和Ac-的浓度分别为：(2)加NaOH溶液后，HAc和Ac-

的浓度分别为：(2)加NaOH溶液后，HAc和Ac-的浓度分别为(3)加10mL水：(3)加10mL水：5.缓冲物质的选择和缓冲溶液的配制⑴⑵缓冲溶液的有效范围：a.弱酸~弱酸盐（例HAc～NaAc）：

pH=pKa±1b.弱碱~弱碱盐组成（例NH3·H2O～NH4Cl）：

pOH=pKb±1⑶所选缓冲溶液不能与反应物、生成物作用。5.缓冲物质的选择和缓冲溶液的配制⑴⑵缓冲溶液的有效范围第五节盐类的水解盐的水解：盐的离子与水解离出来的H+或OH-作用生成弱电解质的反应。1.强酸强碱盐：

强酸强碱盐的离子不和水发生作用，因而这类盐不会发生水解反应。——水溶液呈中性第五节盐类的水解盐的水解：盐的离子与水解离出来的H+或O2.强碱弱酸盐:以NaAc为例：

NaAc=Na++Ac-H2OOH-+H+＋HAc——水溶液呈碱性2.强碱弱酸盐:以NaAc为例：NaAc=Na(1)H2OH++OH-(2)Ac-+H+HAcKh为水解常数组成盐的酸越弱，则Kh越大，盐的水解倾向越大。(1)H2OH++OH-(2)《无机化学》第四章-酸碱平衡和沉淀-溶解平衡课件例：计算0.10mol/LNaAc溶液的pH和h。解：设水解后溶液中的[OH-]=xmol/L平衡浓度/mol·L-10.10-x

x

x例：计算0.10mol/LNaAc溶液的pH和h。解：设水pOH=5.12则pH=8.88pOH=5.12则pH=8.883.强酸弱碱盐：以NH4Cl为例：

NH4Cl=NH4++Cl-H2OOH-+H+＋NH3·H2O——水溶液呈酸性3.强酸弱碱盐：以NH4Cl为例：NH4Cl=N(1)H2OH++OH-(2)NH4++OH-NH3·H2O(1)H2OH++OH-(2)N4.弱酸弱碱盐

以NH4Ac为例：(1)H2OH++OH-K1=Kw(2)NH4++OH-NH3•H2O(3)Ac-+H+HAcNH4++Ac-+H2ONH3•H2O+HAc4.弱酸弱碱盐以NH4Ac为例：(1)H2O弱酸弱碱盐其水溶液的酸碱性取决于弱酸、弱碱的相对强弱:弱酸弱碱盐其水溶液的酸碱性取决于弱酸、弱碱的相对强弱:5.多元弱酸盐和多元弱碱盐的水解：以Na2CO3为例：⑴多元弱酸盐：只考虑第一级水解——水溶液呈碱性5.多元弱酸盐和多元弱碱盐的水解：以Na2CO3为例：⑴多多元弱酸盐pH值计算的近似公式：⑵多元弱碱盐：以CuCl2为例：（1）Cu2++H2OCu(OH)++H+（2）Cu(OH)++H2OCu(OH)2+H+——水溶液呈酸性多元弱酸盐pH值计算的近似公式：⑵多元弱碱盐：以CuCl2为二、影响盐类水解反应的因素1.盐类的本性①盐类水解后生成的弱酸或弱碱越弱，水解越强烈。如：在AlCl3溶液中加入Na2S得一白色沉淀

2Al3++3S2-+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2S↑②水解产物若为沉淀或易挥发的气体，则水解反应进行完全。二、影响盐类水解反应的因素1.盐类的本性①盐类水解后生成2.浓度:C盐↓,水解度增大。4.酸度：3.温度:——升温促进水解——可利用调节溶液的酸碱度促进或抑制盐的水解2.浓度:C盐↓,水解度增大。4.酸度：3.温第六节难溶电解质的沉淀－溶解平衡一、沉淀-溶解平衡常数——溶度积

在一定条件下，将难溶电解质固体放入水中时，就发生溶解和沉淀两个过程。第六节难溶电解质的沉淀－溶解平衡一、沉淀-溶解平衡常数—AgCl(s)Ag++Cl-溶解沉淀1.溶度积常数:（简称溶度积）①与温度有关。②反映了难溶强电解质的溶解能力。属于多相平衡可简写为：AgCl(s)A通式：AmBn(s)mAn+

+nBm-通式：AmBn(s)mAn+2.溶度积和溶解度之间的相互换算（1）由S计算例：Ag2CrO4在298K时的溶解度为6.5410-5mol/L，计算其溶度积。Ag2CrO4（s）2Ag+

+CrO42-解：2SS2.溶度积和溶解度之间的相互换算（1）由S计算例：Ag2C（2）由计算S例：25℃时，AgCl：

Ag2CrO4:分别求AgCl、Ag2CrO4的溶解度。AgCl（s）Ag+

+Cl-解：①SS（2）由计算S例：25℃时，AgCl：分别求AgAg2CrO4（s）2Ag+

+CrO42-②2SS=(2S)2

S=4S3(注：S的单位：mol/L)Ag2CrO4（s）2Ag++CrO42-②2S讨论：难溶电解质类型AB型溶解度和溶度积关系AB2或A2B型ABn或AnB型结论：只有对于同类型的难溶强电解质才可以用溶度积比较其溶解能力的大小。讨论：难溶电解质类型AB型溶解度和溶度积关系AB2或A2B型*

相同类型的难溶电解质，其大的S也大。电解质类型电解质溶解度/mol·L-1溶度积ABAgClAgBrAgI1.33×10-57.31×10-79.23×10-91.77×10-105.35×10-138.52×10-17AB2CaF22.05×10-43.45×10-11A2BAg2CrO46.54×10-51.12×10-12

减小S

减小*相同类型的难溶电解质，其大的S也大。电二、

溶度积规则AmBn(s)mAn+

+nBm-同一温度下饱和溶液平衡不饱和溶液，反应向沉淀溶解方向进行过饱和溶液反应向生成沉淀的方向进行二、溶度积规则AmBn(s)三、沉淀的生成和溶解1.沉淀的生成例：将等体积的410-3mol/L的AgNO3和410-3mol/LK2CrO4混合，是否会析出Ag2CrO4沉淀？Ag2CrO4（s）2Ag+

+CrO42-解：混合后：∴有Ag2CrO4沉淀析出。三、沉淀的生成和溶解1.沉淀的生成例：将等体2.沉淀的溶解(1)生成弱电解质

①生成弱酸

2HCl=2Cl-+2H+＋H2CO3→H2O+CO2↑CaCO3(s)+2H+CO2↑+H2O+Ca2+例：CaCO3(s)Ca2++CO32-原因：2.沉淀的溶解(1)生成弱电解质①生成弱酸2HClCO32-+H+HCO3-CaCO3(s)Ca2++CO32-HCO3-+H+H2