酸碱平衡与沉淀-溶解平衡课件

第五章酸碱平衡与沉淀-溶解平衡汇报人：某某某汇报时间：2024.X.X★酸指在水中电离出的阳离子全部为H+H2SO4=HSO4+H+★碱指在水中电离出的阴离子全部为OH-

NaOH=Na++OH-★中和反应的实质H++OH-=H2OSvanteAugustArrhenius

瑞典化学家

S.A.ArreheniusAcidBaseTheory

一、酸碱质子理论酸碱质子理论定义：凡能给出质子（H+）的分子或离子都是酸；凡能接受质子的分子或离子都是碱。例：HCl

H++Cl-NH4+H++NH3

Acid

Proton+Base⑴

酸给出质子后生成碱，碱接受质子后变成酸，对应呈共轭关系。⑵酸碱反应的实质是质子的转移。

第一节酸和碱⑶质子论无盐的概念.例：NH4Cl中的NH4+是酸，Cl-是碱⑷有的既能给出质子作为酸，又能接受质子作为碱，称之为两性物质例：HS-+H2O

H3O++S2-

HS-+H2O

OH-+H2S第一节酸和碱Exercise下列那些是酸，碱和两性物质NH4+,NH3,HCO3-,H2O,HS-,S2-,OH-第一节酸和碱第一节酸和碱二、酸碱的强弱应用：根据Ka或Kb数值，可以定量比较酸碱的强弱见72页表5-2注意：1.在同一溶剂中，可以直接通过酸常数或碱常数比较酸碱的强弱2.同一酸碱在不同溶剂中的强弱关系要由溶剂的性质决定3.共扼酸的酸性越强，其共扼碱的碱性就越弱，反之亦然。（为什么？）4.酸常数或碱常数同解离度的区别和联系第一节酸和碱共扼酸碱对的Ka和Kb的重要关系第一节酸和碱解：NH4+是NH3的共轭酸,故:Ka=Kw

/Kb=1.00×10-14/(1.79×10-5)=5.59×10-10答：NH4+的Ka为5.59×10-10.【例】已知NH3的为Kb为1.79×10-5

，试求NH4+的Ka。第一节酸和碱

二、Lewis的酸碱电子理论凡可以接受电子对的分子、原子团、离子为酸；凡可以给出电子对的物质为碱。

酸碱反应的实质是形成配位键的反应；碱提供电子对，酸以空轨道接受电子对形成配位键。一、水的质子自递平衡水的质子自递反应：H2O+H2O

H3O++OH-简写：H2O

H++OH-298K时，Kw=[H+][OH-]=1.0×10-14

令pH=-lg[H+]；pOH=-lg[OH-]；pKw=-lg[Kw]

则pH

+

pOH=14

Kw称为水的质子自递常数，又叫水的离子积。

第二节酸碱平衡二、弱酸弱碱与水之间的质子传递平衡一元弱酸电离平衡的近似计算例：试计算浓度为C的弱酸HA水溶液的[H+]。解一：(1)忽略水的质子自递平衡，则：

HA

H++A–

起始浓度：C00

电离浓度：[H+][H+][H+]

平衡浓度：C-[H+][H+][H+]第二节酸碱平衡【例】已知浓度为0.10mol/L的HAc溶液，求溶液中的H+浓度和电离度α。解：Ka=1.74×10-5，C=0.10mol/LKa>>Kw，C/Ka=5.7×103>500。pH=-lg[H+]=-lg(1.32×10-3)=2.88第二节酸碱平衡【例】计算0.10mol/L一氯乙酸(CH2ClCOOH)溶液的pH值。解：查表得Ka(HA)=1.40×10-3，C=0.10mol/L。Ka>>Kw，C/Ka=1.40×102<500，设[H+]为x

mol/L。HAH++A–

起始浓度：0.1000电离浓度：x

x

x平衡浓度：0.10—xx

xx=1.12×10-2

mol/LpH=1.95第二节酸碱平衡例[3]：计算0.100mol·L-1NaAc溶液pH值。已知Ka,HAc=1.74×10-5解:Na+不参加质子转递反应,Ac-在水中的质子传递反应为:Ac-+H2OHAc+OH-可按一元弱碱处理,Ac-的Kb=Kw/Ka,第二节酸碱平衡=7.58×10-6mol·L-1

已知Ka(HAc)=1.74×10-5

，

Kb(Ac-)=Kw/Ka(HAc)

=1.0×10-14/(1.74×10-5)=5.75×10-10∵Kb

>>Kw

,c

/Kb=0.10/(5.75×10-10)>500,则：所以，pH=8.88∴[H+]=Kw/[OH-]=1.00×10-14/(7.58×10-6)=1.32×10-9mol·L-1

一.同离子效应

HAc

H++Ac-

HAc

H++Ac-

NaAc→Na++Ac-

HCl→H++Cl-

同离子效应：在弱电解质溶液中，加入与该弱电解质有共同离子的强电解质而使电离平衡向左移动，从而降低弱电解质的电离度的现象称同离子效应。四、酸碱电离平衡的移动同离子效应HAc+H2OH3O++Ac-Ac–

+Na+

←NaAc平衡向左移动定义：这种在弱酸或弱碱的水溶液中，加入与弱酸或弱碱含有相同的离子的易溶性强电解质，使弱酸或弱碱的解离度降低的现象。一定温度时的醋酸稀溶液中：降低降低酸碱指示剂──甲基橙(橙红色)

变色范围

pH：3.1～4.4

橙红色←──→黄色HAcAc-+H+

酸碱指示剂──酚酞

变色范围pH：8.0～9.6

无色←──→红色NH3·H2ONH4++OH-加NH4+，平衡左移[例1]计算(1)0.10mol·l-1HAc溶液的H+浓度及电离度；

已知HAc的Ka=1.76×10-5(2)在1.00升该溶液中加入0.10molNaAc（忽略引起的体积变化）后溶液中H+浓度和电离度。例在饱和H2S(0.10mol·L-1)

溶液中，加盐酸使H+浓度为0.24mol·l-1,这时溶液中S2-浓度是多少?解:由于加入盐酸,产生同离子效应,加入盐酸会抑制H2S释放H+,因此溶液中的H+总浓度可近似用盐酸所释放的H+浓度代替(忽略H2S释放的H+)【例5-9】在0.10mol·L-1HCl溶液中通入H2S至饱和，求溶液中的[S2-]。解：[H+]=0.10mol·L-1，[H2S]=0.10mol·L-1，设[S2-]=xH2S2H++S2-起始浓度：0.100.100电离浓度：x2xx平衡浓度：0.10-x0.10-2xx≈0.10≈0.10=Ka1

.Ka2=9.23×10-22x=9.23×10-21mol·L-1盐效应：在弱电解质中加入不含共同离子的强电解质，引起电解质电离度稍增大的效应。例如：在0.10mol·L-1

HAc溶液中加入NaCl使其浓度为0.10mol·L-1

，则溶液中的[H+]由1.32×10-3mol·L-1→1.82×10-3mol·L-1

，HAc的解离度由1.32%→1.82%。显然，在产生同离子效应的同时，也应存在盐效应，只不过相对同离子效应，盐效应较弱未考虑。不同浓度HAc的

和[H+]c/(mol·L-1)

(%)[H+]/(mol·L-1)0.0202.955.90×10–40.1001.321.32×10–30.2000.9321.86×10-3增大增大减小减小影响平衡移动的因素[H+]电离度α起始浓度↑↓同离子效应↓↓盐效应↑↑1.蒸馏水中加入少量HCl，由黄色变为红色；蒸馏水中加入少量NaOH，由黄色变为蓝色。

而醋酸/醋酸钠溶液中加入少量HCl，或者加入少量NaOH，溶液的黄色没有明显改变，就是说溶液的pH值变化微小。

2.醋酸/醋酸钠溶液是缓冲溶液，有抵抗外加的少量酸碱，稳定溶液pH值的能力。

3.缓冲溶液的缓冲能力是有一定限度的。当外加酸碱的量大到超过缓冲溶液的缓冲能力时，溶液的颜色也会发生变化，即pH值会有较大的改变。

第三节缓冲溶液1号溶液2号溶液未加酸碱时的pH值7.004.75加入0.010molHCl后的pH值2.004.66加入0.010molNaOH后的pH值12.004.84注：1号溶液：1L浓度为0.10mol/L的NaCl溶液。2号溶液：1L浓度为0.10mol/LHAc和0.10mol/LNaAc的混合溶液。缓冲作用、缓冲溶液

从上面的实验事实可知，能抵抗外加少量酸或碱，pH不发生明显变化的作用称缓冲作用，具有缓冲作用的溶液称缓冲溶液。缓冲溶液的组成一般要有一对缓冲对的物质。弱酸及其共轭碱（如HAc-NaAc）或弱碱及其共轭酸（如NH3-NH4Cl）通过反应组成缓冲溶液

第三节缓冲溶液二缓冲作用原理例:HAc-NaAc

体系

HAc⇌

H++Ac-

NaAc→Na++Ac-

加OH-

HAc→H++Ac-

释放H+

pH不会显著升高HAc为抗碱成分;加H+

HAc

←H++Ac-

减少H+

pH不会显著降低Ac-为抗酸成分溶液中存在浓度较大的抗酸成分和抗碱成分，所以缓冲溶液能保持溶液的pH相对稳定。结论：少量外来酸碱的加入不会影响溶液的pH值，但缓冲溶液的缓冲能力有一定限度。第三节缓冲溶液溶液中pH值的计算：例HA-A-缓冲溶液中pH值的计算。设酸（HA）的浓度为Ca，共轭碱（A-

）的浓度为Cb，H+

浓度为xmol/l

HA⇋

H+

+A-

C始

Ca0CbC平

Ca–xxCb+x

≈Ca≈Cb第三节缓冲溶液Ka=Cb[H+]/Ca[H+]=

KaCa/Cb第三节缓冲溶液缓冲比例含

0.1mol·L-1HAc及

0.1mol·L-1NaAc混合液1.00L四份分别不加，滴加0.010molHCl,0.010molNaOH(设溶液体积不变)及10.0ml水,试计算这四份溶液的pH.(HAc,Ka=1.76×105,pKa=4.75)解：⑴0.1mol·L-1HAc-NaAc溶液的pH值：

HAc⇌H++Ac-

C始0.1

00.1C平0.1

–xx0.1+x

≈0.1

≈0.1第三节缓冲溶液(2)滴加0.010molHCl后,平衡左移,则H+与Ac-结合生成HAc：

CHAc≈0.10+0.01=0.11mol·L-1CAc-≈0.10-0.01=0.09mol·L-1⑶滴加0.010molNaOH,使HAc消耗了0.010mol·L-1。CHAc≈0.10-0.01=0.09mol·L-1CAc-≈0.10+0.01=0.11mol·L-1第三节缓冲溶液(4)加10.0ml水时第三节缓冲溶液例:用0.067mol/LKH2PO4和0.067mol/LNa2HPO4两种溶液配成pH近似为6.80的缓冲溶液100ml，问需取上述溶液各多少毫升？解：H2PO4-－HPO42-互为共轭酸碱对；pKa=7.21，pH=6.80:Ca`＝Cb`＝0.067mol/L,Va+Vb=100ml;Va+Vb=100Va(H2PO4－)=72mlVb(HPO42－)=28ml关于缓冲溶液的几点说明：1.缓冲溶液有抵抗少量外加酸、碱的能力。2.缓冲溶液有抗稀释及浓缩（适量）的能力。3.浓度较大的强酸或强碱也具有一定的缓冲能力。4.缓冲溶液的pH与Ka、温度T有关；5.Ka一定时，pH随缓冲比改变；第三节缓冲溶液4.缓冲溶液的缓冲能力由以下两因素决定(1)弱酸/共轭碱的比值固定时，则弱酸+共轭碱的总浓度越大，缓冲能力越大。(2)弱酸+共轭碱总浓度固定时，比值为1时，缓冲能力最大。因此，缓冲溶液的pH值一般可考虑使pH落在pKa±1或pOH落在pKb±1之间为好。第三节缓冲溶液缓冲范围当缓冲比>10:1或<1:10时，可认为缓冲溶液已基本失去缓冲作用的能力：一般pH＝pKa±1为有效区间，即缓冲范围。>10:1时<1:10时例：HAc－NaAc，pKa＝4.74，pH＝3.74～5.74。四、缓冲溶液的选择和配制：1.选择合适的缓冲对：

a.pH与pKa接近

b.物质应该稳定，无毒，不会发生反应。例：H2CO3-Na2CO3不稳定；硼酸－硼酸盐，有毒。2.总浓度：0.05～0.20mol/L

浓度太低：缓冲容量小。浓度太高：离子强度，渗透压大，浪费试剂。3.计算用量：一般[B-]=[HB]4.现成配方：弱酸+共轭碱，弱酸(过量)＋强碱，弱碱(过量)＋强酸本章小结掌握酸碱质子理论的概念；掌握水的离子积常数KW、pH值的含义。掌握一元弱酸弱碱的质子传递平衡；并熟练掌握一元弱酸弱碱pH值计算的最简公式及其适用范围掌握同离子效应和盐效应的概念。掌握缓冲溶液的概念、组成和作用机理，了解缓冲溶液的选择与配制及缓冲溶液pH值的计算方法

本章习题根据酸碱质子理论,下列哪些是酸,碱及两性物质NH4+,CO32-,H2PO4-,NH3,H2S,Ac-,OH-,

H2O2.配制pH为5.00的缓冲溶液，需称取多少克结晶乙酸钠(NaAc.3H2OM=136)溶于300ml0.50mol.L-1HAc中(忽略体积变化)3.缓冲对NaAc–HAc中，抗酸成分是（），抗碱成分是（）4.同离子效应AgCl平衡中加NaCl,溶解5.将10cm30.20mol/lHAc和10cm30.30mol/lNaAc混合，溶液的pH值是多少？(已知KaHAc=1.76×10-5)第四节

难溶强电解质的形成和溶解一、溶度积常数(重点)

二、分步沉淀（自学）三、沉淀的溶解和转化（一）溶度积（二）溶度积与溶解度（三）溶度积规则（四）沉淀的生成一、溶度积常数（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CaC2O4（肾结石的主要成分）等都是难溶强电解质(溶解度小于0.01g/100g水)。

一、溶度积BaSO4(s)Ba2+(aq)+SO42-(aq)

溶解沉淀由于BaSO4为固体，可看成常数，则：Ksp=[Ba2+][SO42-]K.[BaSO4]=[Ba2+][SO42-]

Ksp称为溶度积常数，简称溶度积,只与温度有关。它反映了难溶电解质在水中的溶解能力。对于AaBb型的难溶电解质：AaBb(s)aAn+(aq)+bBm-(aq)溶解沉淀Ksp=[An+]a[Bm-]b

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。一些难溶化合物的溶度积，参考P91-表5-7。注意溶度积表示在一定的温度下，难溶电解质达到沉淀－溶解平衡时，溶液中各离子浓度以其化学计量系数作为指数的幂的乘积是一个常数。溶度积常数数值反映了难溶电解质在水中的溶解能力大小。补充：由范特霍夫等温方程：●

当反应达到平衡状态时aSbS∴Ksp=[An+]a[Bm-]b=(aS)a(bS)b=aa.bb

.Sa+bAaBb(s)aAn+(aq)+bBm-(aq)溶解沉淀(1)溶解度S注意：（中学）一定温度下，物质在100g水中能溶解的最大量，单位：g/100gH2O

（本章）一定温度下，该物质饱和溶液中的物质的量浓度，单位：molL-1二、溶度积(Ksp)与溶解度(S)的关系【例】氯化银在298K时的溶解度为1.91×10-3g·L-1，求其溶度积。解：已知氯化银的摩尔质量M为143.32g.mol-1:1.将氯化银的溶解度S单位换算为mol·L-1：∴Ksp,AgCl=[Ag+][Cl-]=S2=(1.33×10-5)2

＝1.77×10-10AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq)溶解沉淀SS1.91×10-3/143.32=1.33×10-5(mol·L-1)2.写出平衡式：Ksp

=S2S=Ksp1/2Ksp

=4S3Ksp

=4S3Ksp

=27S4AB型

(例AgCl,BaSO4等):ABA++B-AB2型(例PbCl2、Ca(OH)2

等)AB2A2++2B-

3.

A2B型（例Ag2CrO4）A2B2A++B2-

AB3型和A3B型（例Fe(OH)3，Ag3PO4）

AB3A3++3B-

电解质类型难溶电解质溶解度(mol·L-1)溶度积(Ksp)ABAgCl1.33×10-51.77×10-10A2BAg2CrO46.54×10-51.12×10-12AB2Mg(OH)21.12×10-45.67×10-12由上表可得:相同类型的难溶电解质，溶解度S越大，溶度积Ksp也越大。不同类型的难溶电解质，溶解度S越大，溶度积不一定越大，要通过计算得到。三、溶度积规则离子积Qc：溶液中离子浓度幂的乘积，表示任一条件下离子浓度幂的乘积。AaBb(s)aAn+(aq)+bBm-(aq)溶解沉淀Ksp=[An+]a[Bm-]b

达到沉淀－溶解平衡！饱和溶液②Qc和Ksp的关系离子积Qc=Ksp

饱和溶液，处于沉淀-溶解平衡＜Ksp

不饱和溶液，或沉淀溶解＞Ksp

生成沉淀注：当Qc稍大于Ksp时，理论上应该产生沉淀，但我们却观察不到沉淀，WHY？原因：a.Qc不是按活度a，而是按浓度c计算的，

a＜c，则Qc

＜Ksp

b.过饱和现象

c.人眼观察能力有限.沉淀物≥1.0×10-5g/L,

时，肉眼才能感觉到浑浊现象。四、沉淀的生成：Qc>Ksp【例】0.010mol•L-1SrCl2溶液2ml和0.10mol•L-1K2SO4溶液3ml混合。（已知KspSrSO4=3.81×10-7

）解：溶液混合后离子的浓度为：

∵QC>Ksp

∴有SrSO4沉淀生成。*【例】Mg(OH)2的溶解度为每升水溶解0.0082g。若将10.0ml0.10mol·L-1的MgCl2溶液与10.0ml0.10mol·L-1NH3溶液混合，有无沉淀产生？如有沉淀产生，则需加入多少克固体氯化铵才能阻止Mg(OH)2沉淀产生？解：S=0.0082/58.3=1.41×10-4(mol·L-1)Ksp=4S3=4(1.41×10-4)3=1.12×10-11∵CNH3/Kb>400，则：所以，有Mg(OH)2沉淀产生。要使Mg(OH)2不沉淀，[OH-]必须降低至：因此，需向该溶液中加入固体氯化铵的量为：NH3.H2O

NH4+

＋OH-m=

0.059×53.5×20.0/1000=0.060(g)判断是否生成沉淀，可按以下步骤：（1）先计算出混合后与沉淀有关的离子浓度。（2）计算出离子积Qc

。（3）将Qc与Ksp进行比较，判断沉淀能否生成。a.同离子效应：在难溶电解质饱和溶液中加入含有共同离子的电解质，使难溶电解质溶解度显著降低的现象。b.盐效应：在难溶电解质的饱和溶液中加入某种不含相同离子的易溶电解质。使难溶电解质的溶解度比同温时纯水中的溶解度稍稍增大。c.同离子效应和盐效应同时存在，前者影响明显，后者影响较小，所以一般可以忽略盐效应的影响。同离子效应和盐效应【例】已知BaSO4的Ksp=1.07×10-10，求298K时，BaSO4在纯水中和0.010mol·L-1K2SO4溶液中的溶解度。解：<1>设BaSO4在纯水中的溶解度为S，则S=[Ba2+]=[SO42-]=(Ksp,BaSO4)1/2=(1.07×10-10)1/2

=1.03×10-5（mol·L-1）

<2>设BaSO4在0.010mol·L-1K2SO4溶液中的溶解度为xmol·L-1，则:BaSO4(s)≒Ba2++SO42-x0.01+x≈0.01mol·L-1Ksp=x·0.010=1.07×10-10

x=1.07×10-8mol·L-1沉淀完全

加入过量沉淀剂的方法，可使沉淀离子沉淀更趋完全（一般过量20%至30%为好）一般认为残留在溶液中的被沉淀离子的浓度小于10-5mol·L-1或10-6mol·L-1

，认为该离子已沉淀完全。实际应用中，常在水中加入合适的有机溶剂，也可以显著降低沉淀的溶解度。二、分步沉淀（自学）定义：溶液中有2种或2种以上离子与同一离子产生沉淀，首先析出的是离子积最先达到其溶度积的化合物。【例6-7】若溶液中Cr3+和Ni2+离子浓度均为0.10mol·L-1，试通过计算说明：能否利用控制pH值的方法使它们分离？已知Ksp,Cr(OH)3=7.0×10-31，Ksp,Ni(OH)2=5.5×10-16

解：分别计算Cr(OH)3和Ni(OH)2开始沉淀时的[OH-]：[OH-]1﹥(Ksp／[Cr3+])1/3=(7.0×10-31／0.1)1/3

=1.9×10-10mol/L[OH-]2﹥(Ksp／[Ni2+])1/2=(5.5×10-16／0.1)½=7.4×10-8mol/L即Cr(OH)3先沉淀，再计算Cr(OH)3沉淀完全的[OH-]：[OH-]﹥(Ksp／[Cr3+])1/3=(7.0×10-31／1.0×10-5)1/3

=4.1×10-9mol/L所以，[OH-]在4.1×10-9

～7.4×10-8mol/L之间，即pH控制在5.62～6.87，就可使Cr3+和Ni2+分离。三、沉淀的溶解

Qc<Ksp

1.生成难解离的物质，如水，弱酸，弱碱和其它难解离的分子等，降低离