第九章 酸碱平衡课件

2024/11/25第九章酸碱平衡第9章酸碱和离子平衡9-1酸碱质子理论9-2弱酸和弱碱的解离平衡计算9-3缓冲溶液9-4酸碱中和反应9-5沉淀－溶解平衡9-6沉淀的生成和溶解9-7分步沉淀2024/11/25第九章酸碱平衡一、关于电离理论

到目前为止，我们讨论酸碱时总是把电离出的正离子全部是H+的物质叫酸；把电离出的负离子全部是OH－的物质叫碱。中和反应的实质是：H++OH-==H2O。

这是根据阿仑尼乌斯在1887年时提出的理论来划分的。一般称为阿仑尼乌斯电离理论。电离理论只适用于水溶液.

9-1酸碱质子理论2024/11/25第九章酸碱平衡二、质子理论

1.定义：(1)酸──凡是能给出质子H+的分子或离子。所以有分子酸和离子酸，例如：分子酸：HCl，HAc，H2O；

正离子酸：H3O+，NH4+

负离子酸：HCO3-，H2PO4-

这些物质的共同之处是都能给出质子。例如：而且，给出质子的能力越强其酸性也越强。2024/11/25第九章酸碱平衡(2)碱──凡是能与质子结合的分子或离子。例如：分子碱：NH3，H2O

正离子碱：[Al(H2O)5(OH)]2+

负离子碱：OH－，Ac－，HCO3-

它们的共同之处是都能结合质子，例如：而且，结合质子的能力越强其碱性也越强。2024/11/25第九章酸碱平衡(3)两性物质──即能给出质子，又能结合质子的物质。例如：H2O，HCO3-，H2PO4-等等。HCO3-(酸)=CO32-+H+HCO3-(碱)+H+=H2CO3由此一来，酸碱的定义范围更大了。而且，没有了盐的名称和定义。2024/11/25第九章酸碱平衡2.共轭酸碱对

在质子理论中，任何一个酸给出一个质子后就变成碱，任何一个碱结合一个质子后就变成一个酸。例如:

HAc是酸，若是有反应：生成的Ac-

就是碱。HAc与Ac－

是一对共轭酸碱对。我们说HAc是Ac－

的共轭酸，而Ac－

是HAc的共轭碱。有酸必有碱。

2024/11/25第九章酸碱平衡

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。如：H2O

H++OH-

水为最弱的酸，它的共轭碱是最强的碱。

同一个共轭酸碱对中，共轭酸的Ka与共轭碱的Kb的乘积等于水的离子积常数。即：Ka×Kb=10-142024/11/25第九章酸碱平衡酸1碱2酸2碱1

NH3和HCl的反应，无论在水溶液中或气相中，其实质都是一样的。即HCl是酸，放出质子给NH3，然后转变为它的共轭碱Cl-；

NH3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。

3、酸碱反应的实质根据酸碱质子理论，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：

HCl+NH3

＝NH4++Cl-2024/11/25第九章酸碱平衡9-2-1

水的电离与pH值

1、水的电离平衡水是一种弱电解质，常温下有如下平衡：并有：（25℃下）Kw常称水的离子积常数，当水温变化很小时Kw几乎不变，而且Kw不随水溶液中其它离子的浓度变化而变化。但是，当水温显著改变时Kw也有改变。这一点务必注意。9-2弱酸和弱碱的解离平衡计算2024/11/25第九章酸碱平衡2、pH值

水溶液中氢离子的浓度称为溶液的酸度。水溶液中H+离子的浓度变化幅度往往很大，浓的可大于10mol·L-1，一般溶液中[H+]很小，其数值读写都不方便。故用其负对数pH值表示，即：同样：因为：所以pH+pOH=142024/11/25第九章酸碱平衡3、一元弱酸、弱碱的电离平衡，电离常数例如：其平衡常数为：式中Ka是弱酸电离平衡常数，Kb是弱碱电离平衡常数，电离平衡常数(Ki)简称电离常数。2024/11/25第九章酸碱平衡用通式表示就是：电离常数电离：IonizationKi

酸：AcidKa

碱：baseKb

盐：salt2024/11/25第九章酸碱平衡有关电离常数的讨论：1、Ki的大小代表弱电解质的电离趋势：

Ki值越小，说明电离程度越小，该弱电解质的酸（碱）性越弱；

Ki值越大，说明电离程度越大，该弱电解质的酸（碱）性越强。2、Ki与电离体系中各组分的浓度无关。3、T变化，Ki也发生变化，但影响不大。2024/11/25第九章酸碱平衡9-2-2弱酸和弱碱的解离平衡计算一、一元弱酸弱碱的解离平衡1、解离度（电离度）α

定义：起始C00平衡时C－CαCαCα其电离平衡常数为：2024/11/25第九章酸碱平衡当

<5％或c酸/Ka

500时,1-

≈1所以：或者：此即所谓稀释定律，也就是电离度和电离常数的关系式。2024/11/25第九章酸碱平衡有关电离度的讨论：1、同类型弱酸（碱），如浓度相同，可将作为电离程度的量度。2、同一弱酸（碱），和浓度的平方根成反比。即：浓度越稀，电离度越大，而H+？以上又称稀释定律，但注意，仅适用于弱电解质。3、随温度的变化而变化，但变化不大。2024/11/25第九章酸碱平衡2、[H+]的精确计算

设有平衡：HA

H++A-

即：

开始时 C 00

平衡时C－[H+][H+][A-]

所以有:[H+]=[A-]2024/11/25第九章酸碱平衡显然合理解应为:此即为[H+]的精确解。当满足C/Ka≥500时，[H+]＜＜C，C－[H+]≈C所以就有：解之就有：近似求解公式2024/11/25第九章酸碱平衡例题：

计算常温下0.1mol·L-1HAc溶液中H+

浓度、HAc的平衡浓度、溶液的pH值以及此时HAc的电离度。（ka=1.8×10-5）解

:因为由题意可知有C/Ka＞500,所以有:答:溶液的pH值为2.87,电离度为1.34。2024/11/25第九章酸碱平衡例2：计算298K时，0.1mol·L-1NH4Cl溶液的pH值。解:NH4+=NH3+H+

[H+]2=110-14/1.7510-50.1=5.7110-11[H+]=7.5610-6

mol·L-1

pH=5.12KNH4+

KNH3

=KwKNH4+

=Kw/KNH3

2024/11/25第九章酸碱平衡二、多元弱酸弱碱的解离平衡例如：其实它们的电离过程都是分步进行的。2024/11/25第九章酸碱平衡比如：

其中kα1为第一级电离常数，Ka2为二级电离常数。一般来说，Ka1

>>

Ka2

>102,故比较弱酸的酸性强弱只要比较Ka1的大小即可。Ka1大的一般酸性较强。2024/11/25第九章酸碱平衡例题：求饱和H2S溶液中[H+]、[HS-]、[H2S]和[OH-]解：①求[H+]、[HS-]因Ka1/Ka2=5.7×10-8/1.2×10-15≥102∴可忽略二级电离，当一元酸处理来求[H+]

H2S

H++HS-

0.1-xxx

c/Ka1=0.1/5.7×10-8≥500,则0.1-x≈0.1∴[H+]２=cKa1=0.10×5.7×10-8∴[H+]=7.5×10-5(mol·L-1)

[H+]≈[HS-]=7.5×10-5mol·L-12024/11/25第九章酸碱平衡

②求[S2-]因S2-是二级电离的产物

HS-

H++S2-

Ka2=[H+][S2-]/[HS-]

=1.2×10-15∵[H+]≈[HS-]∴[S2-]=Ka2=1.2×10-15

[OH-]=Kw/[H+]

=1×10-14/7.5×10-5

=1.3×10-10(mol·L-1)由上可得下列结论：①多元酸K1>>K2>>K3时,求[H+]时当做一元酸处理；②二元酸中酸根的浓度近似于K2，与酸的原始浓度关系不大。2024/11/25第九章酸碱平衡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。

Ka1Ka2=[H+]2[S2-]/[H2S]

[S2-]=Ka1Ka2[H2S]/[H+]2例题：饱和H2S，加酸使[H+]为0.24mol·L-1这时溶液中[S2-]=？解：[S2-]=Ka1Ka2[H2S]/[H+]2

=5.7×10-8×1.2×10-15×0.10/0.242

=1.2×10-22(mol·L-1)答：[S2-]=1.2×10-22mol·L-1

2024/11/25第九章酸碱平衡一、电离平衡的移动和同离子效应

设有平衡：

此时若加入大量的NaAc，即Ac-

。由前面已学的化学平衡原理可知，反应将向左方进行。即HAc的电离度减小了。9-2-3酸碱平衡的移动——同离子效应2024/11/25第九章酸碱平衡

往其中加入NH4Cl时，也有同样情况，它们将强烈地抑制NH3H2O的电离。象这种在弱电解质溶液中加入与弱电解质有相同离子的强电解质时，可使弱电解质的电离度降低的现象叫同离子效应。再有如：请问：往上述氨水溶液中加入(NH4)2SO4、NH4Ac，会产生同离子效应吗？加入NaOH呢？除了同离子效应，还有一个盐效应。2024/11/25第九章酸碱平衡体系pH值100ml纯水≈7100ml纯水+1ml0.1mol·L-1HCl≈3100ml纯水+1ml0.1mol·L-1NaOH≈11体系pH值100ml含0.1mol·L-1HAc+0.1mol·L-1NaAc的混合液≈5上述混合液+1ml0.1mol·L-1HCl≈5上述混合液+1ml0.1mol·L-1NaOH≈5这说明HAc和NaAc的混合溶液具有缓冲作用。9-3缓冲溶液2024/11/25第九章酸碱平衡1.基本概念：

通常在水中加入少量HCl，NaOH之类的强酸强碱，会使水溶液的pH值变化好几个数量级。但是在HAc-NaAc的混合液中加入少量强酸强碱或者水稀释后，其pH值可基本上不变。象这样由弱酸及其弱酸盐组成的混合溶液，它的pH值能在一定范围内不因稀释或者外加少量酸碱而发生显著变化，这种溶液叫缓冲溶液。缓冲溶液具有缓冲作用。2024/11/25第九章酸碱平衡2.缓冲原理

可以从电离平衡上来研究。例如：在由弱酸（碱）及其弱酸（碱）盐组成的混合溶液中，由于同离子效应，使得溶液中弱酸（碱）分子以及弱酸（碱）酸根离子均为大量。加入少量H+

时，H+便和Ac-生成HAc，而溶液中[H+]基本不变。当加入少量OH-

时，H+

便和OH-

结合成水。由于溶液中[H+]降低，平衡就向右边移动，促使HAc又电离出一些H+

来，以补充减少的H+。结果溶液中的[H+]最终还是基本不变。这就是缓冲溶液的缓冲原理。2024/11/25第九章酸碱平衡3、缓冲溶液的pH值

缓冲溶液的pH值如何计算呢？可以举例说明之。例如：有弱酸（HA）及弱酸盐（MA）所组成的缓冲溶液，[H+]或pH值的计算公式可如下法推导。2024/11/25第九章酸碱平衡设有：代入平衡常数表达式始c酸

0c盐平c酸-x

x

c盐+x

这里由于同离子效应，因此x很小与C酸，Ｃ盐相比可以忽略。所以:由该公式可知：(1)缓冲溶液的pH值与弱酸的电离常数Ka有关；(2)缓冲溶液的pH值与其组成有关，即与酸和盐的浓度比值有关。2024/11/25第九章酸碱平衡思考题：自行推出碱性缓冲溶液的OH－的pOH为2024/11/25第九章酸碱平衡体系pH值100mL含0.1mol·L-1HAc+0.1mol·L-1NaAc的混合液≈5上述混合液+1mL0.1mol·L-1HCl≈5上述混合液+1mL0.1mol·L-1NaOH≈5例1、2024/11/25第九章酸碱平衡例2：在50mL0.1mol·L-1NH3·H2O溶液中需加入多少克固体(NH4)2SO4，才能使溶液的pH值控制为8.94?6.6g例3：欲配制100mLpH为5.0，并且含有Ac-离子浓度为0.50mol·L-1的缓冲溶液，需加入密度1.049g·mL-1，含HAc100%的醋酸多少毫升和NaAc·3H2O多少克？CHAc=0.282mol·L-1

VHAc=1.61mlmNaAc=6.8g2024/11/25第九章酸碱平衡(1)弱酸──弱酸盐型（酸性）如：HAc──NaAc

酒石酸──酒石酸钠甲酸──甲酸钠(2)弱碱──弱碱盐型（碱性）如：氨水──氯化铵(3)两性物质

KH2PO4—K2HPO4NaHCO3—Na2CO3

等等。４、常用缓冲溶液类型2024/11/25第九章酸碱平衡

配制一定pH值的缓冲溶液，因当c酸=c盐时按:pH=pKa-lg(c酸/c盐)当pH=pKa时，这时对外加酸，碱有同等的缓冲能力。实际应用时，只要选择pKa与所需pH值相等或接近的弱酸及其盐即可。一般认为：当c酸:c盐＝0.1~10时，缓冲溶液均能较好地发挥缓冲作用。即：pH=pKa±１如：HAc的pKa=4.75，欲配制pH值为3.75~5.75左右的缓冲溶液，可选择HAc－NaAc缓冲对；同样可由pOH=pKb-lg(c碱/c盐)得到pOH＝pKb±１来配制碱性的缓冲溶液。注：所选缓冲溶液不能与反应物或生成物起反应。5、缓冲溶液的选择和配制2024/11/25第九章酸碱平衡

一、教学要求

1.了解沉淀的形成过程。

2.掌握溶度积规则的意义及其运用。

3.了解影响沉淀平衡移动的因素。

4.了解分步沉淀和沉淀转化的概念。

9-5沉淀－溶解平衡2024/11/25第九章酸碱平衡一、溶解平衡和溶度积1、溶解平衡在溶液中有下列平衡：

AgCl(s)＝Ag+

＋Cl－

AgCl不断地溶解到水中，溶液中离子不断沉积到固体上，一定时间后达到平衡。9-5-1难溶电解质的溶解度和溶度积

2024/11/25第九章酸碱平衡2、溶度积

当上述反应达到平衡时，其平衡常数为：上式中的K即为溶度积常数，简称溶度积。AmBn(s)=mAn++nBm-溶度积常数：SolubilityProduct2024/11/25第九章酸碱平衡3、溶度积和溶解度之间的相互换算溶解度(s)：溶解物质克数/100克水(溶剂)溶度积(Ksp)(涉及离子浓度)：溶解物质“物质的量”/1000ml溶液对于难溶物质，离子浓度很稀，可作近似处理：(xg/100gH2O)×10/M~mol·L-12024/11/25第九章酸碱平衡例1：已知298KBaSO4的溶解度为2.44×10-4g/100gH2O，求该温度下的溶度积常数？解：先换算溶解度单位BaSO4

=Ba2++SO42-平衡浓度/mol·L-1：SS2024/11/25第九章酸碱平衡例2：已知298K，PbI2的Ksp=7.1×10-9，求PbI2在水中的溶解度？PbI2=

Pb2++2I-平衡浓度/mol·L-1：S2S2024/11/25第九章酸碱平衡2024/11/25第九章酸碱平衡二、溶度积规则

当溶液中有：AB(s)＝A+＋B－

平衡时有：[A+][B－]=Ksp

假如此时向溶液中加入一些A+

或B－，则溶液中有[A+][B－]

Ksp

此时就可以看到溶液中有沉淀生成。2024/11/25第九章酸碱平衡

假如设法减小A+

或B－的浓度，则平衡就向右移动，固体又不断溶解下去。综合起来就是：

[A+][B－]＝Q

Ksp

固体溶解

[A+][B－]＝Q=Ksp

溶解平衡

[A+][B－]＝Q

Ksp

生成沉淀这就是溶度积规则。2024/11/25第九章酸碱平衡使用溶度积规则应注意的地方：（1）利用溶度积规则可以根据离子浓度来判断溶液中的沉淀是生成还是溶解。（2）溶度积规则只适用于离子强度较小的情况，溶液中离子强度大了就要做修正。2024/11/25第九章酸碱平衡9-5-2沉淀的生成和溶解一、沉淀的生成产生沉淀的唯一条件：Q(离子积)>Ksp(溶度积)例3：298K往50ml0.001mol·L-1MgSO4溶液中加入相同浓度的NaOH150ml，问能否产生Mg(OH)2沉淀？如改为氨水呢？改用氨水，[OH-]=1.06×10-4Q=2.81×10-122024/11/25第九章酸碱平衡二、沉淀的溶解沉淀溶解的唯一条件：Q(离子积)<Ksp(溶度积)1、生成弱电解质（水、弱酸、弱碱）：2、利用氧化还原反应：例：3CuS+8HNO3=3Cu(NO3)2+3S+2NO+4H2O3、利用生成配合物例：AgCl+2NH3·H2O=[Ag(NH3)2]Cl+2H2O2024/11/25第九章酸碱平衡9-5-3影响溶解平衡移动的因素一、同离子效应例如，AgCl沉淀用纯水洗涤和用NaCl溶液洗涤时，沉淀的损失就大不相同。现计算如下：

AgCl＝Ag+＋Cl－

（１）用纯水洗涤，每次损失为多少？设水1L，AgCl洗涤到饱和时水中的[Ag+]可如下计算：2024/11/25第九章酸碱平衡∵[Ag+]=[Cl－]∴AgCl的损失为:143.5×1.3×10-5×1=1.9×10-3g2024/11/25第九章酸碱平衡（2）用0.01mol

L-1NaCl水溶液洗涤，每次损失为：

AgCl＝Ag+＋Cl－

到饱和时：x0.01+x

即：Ksp=[Ag+][Cl-]=x(0.01+x)∵x

0.01∴0.01+x≈0.01

所以上式为:Ksp=0.01x∴x=Ksp/0.01=1.8×10-8mol

L-1

2024/11/25第九章酸碱平衡由此可见，用0.01mol

L-1NaCl水溶液洗涤，每次损失仅为：

143.5×1.8×10-8=2.6×10-6g减小了将近1000倍。这是因为“NaCl=Na+

＋Cl－”以后溶液中有大量Cl－，它强烈地使：AgCl＝Ag+＋Cl－平衡向左移动，抑制了AgCl的溶解。这就是同离子效应。2024/11/25第九章酸碱平衡二、盐效应例如，在PbSO4中加入少量Na2SO4溶液可以抑制PbSO4的溶解，但若加入过多后PbSO4的溶解度又会有所上升。见表：2024/11/25第九章酸碱平衡

显然，此时PbSO4的溶解度就明显增大起来了。随着加入的强电解质不断增加，离子强度随之增大，离子的活度系数不断下降；PbSO4的溶解度也会随之增大。这就是所谓的盐效应。盐效应是使难溶电解质溶解度增大的一种作用，但是要注意的是：当加入的强电解质还有同离子效应时，盐效应总比同离子效应的作用小。2024/11/25第九章酸碱平衡三、酸效应

CaC2O4＝Ca２+＋C2O42－

↓+H+HC2O4-

↓+H+

H2C2O4

当[H+]很大时，可以促使平衡不断向右移动，直到CaC2O4全部溶解为止。例如：控制pH值以形成或不形成氢氧化物。在提纯硫酸铜实验中为何要先调pH值为4左右，再加热过滤？2024/11/25第九章酸碱平衡解：目的是除铁元素1、计算要使[Fe3+]

10-5(10-5是什么意思？),pH值应为多少；查表有：Fe(OH)3的Ksp=4.0

10-38

即：[Fe3+][OH-]3=4.0

10-38

；当：[Fe3+]=10-5mol·L－1时

[H+]=10-14/1.6

10-11=6.3

10-4mol·L－1

相应的pH值为：pH=3.2

所以当pH

3.2时,Fe3+

可以定性地除尽。2024/11/25第九章酸碱平衡2、计算要使[Cu2+]不沉淀，pH值应为多少？查表有：Ksp(Cu(OH)2)=2.2

10-20

当[Cu2+]=0.1mol·L－1

时：[H+]=2.1

10-6mol·L－1相应的pH值为：pH=5.6即：当pH

5.6时溶液中的Cu2+不沉淀。显然，合适的操作条件是：pH值在3.2

5.6之间。所以取pH为4的沉淀条件。2024/11/25第九章酸碱平衡四、配位效应

以AgCl为例说明之。

AgCl＝Ag+＋Cl－

NH3

[Ag(NH3)]+

当[NH3]很大时，可以促使平衡不断向右移动，直到CaC2O4全部溶解为止。2024/11/25第九章酸碱平衡综合练习1：分别计算298K时，Ag2CrO4在纯水、0.01mol·L－1

AgNO3、0.01mol·L－1

K2CrO4中的溶解度？Ag2CrO4(s)=2Ag++CrO42-纯水中达平衡/mol·L－1

：2SS0.01mol·L－1

AgNO3达平衡0.01+2SS0.01mol·L－1

K2CrO4达平衡2S0.01+S2024/11/25第九章酸碱平衡2.在0.5mol·L－1镁盐溶液中，加入等体积0.1mol·L－1氨水，问能否生成Mg(OH)2沉淀？如要抑制沉淀产生，需在每升氨水中再加入固体NH4Cl若干？2024/11/25第九章酸碱平衡3.在100ml0.1mol·L－1NaOH溶液中，加入1.51gMnSO4，如要抑制Mn(OH)2沉淀产生，至少需加入固体（NH4)2SO4若干？CMn2+=1.51/151/0.1=0.1molL-12024/11/25第九章酸碱平衡

假如在一个溶液中存在多种离子时，出现可以生成多种沉淀的情况。而且，往往是几种沉淀同时生成，或者是各种沉淀先后生成。这种先后生成沉淀叫分步沉淀。

例如，在0.01mol·L-1的I

离子和0.01mol·L-1的Cl

离子溶液中逐滴加入AgNO3溶液。可以看到