普通化學(xué)：第4章 溶液與解離平衡

1、分散系分散系：一種或幾種物質(zhì)以細(xì)小的粒子分散在另一種物質(zhì)：一種或幾種物質(zhì)以細(xì)小的粒子分散在另一種物質(zhì)里所行成的體系。里所行成的體系。分散劑分散劑：把分散質(zhì)分散開來的物質(zhì)。：把分散質(zhì)分散開來的物質(zhì)。分散質(zhì)分散質(zhì)（分散相）：被分散的物質(zhì)。（分散相）：被分散的物質(zhì)。相相：體系中物化性質(zhì)完全相同的一部分。：體系中物化性質(zhì)完全相同的一部分。單相體系單相體系（均相體系）（均相體系）多相體系多相體系。第一節(jié)第一節(jié) 溶液溶液溶液：溶液： 分子分散系。分散質(zhì)以分子或比分子更小的質(zhì)點(diǎn)（原子或離子）分散質(zhì)以分子或比分子更小的質(zhì)點(diǎn)（原子或離子）均勻地分散在分散劑中體系。均勻地分散在分散劑中體系。 （ 氣態(tài)溶液、固態(tài)溶

2、液、液態(tài)溶液）溶解過程：溶解過程： 溶質(zhì)分子或離子的離散過程 溶劑化過程溶液的形成伴隨隨能量、體積、顏色的變化。溶液：電解質(zhì)溶液、非電解質(zhì)溶液溶液：電解質(zhì)溶液、非電解質(zhì)溶液導(dǎo)電性導(dǎo)電性稀溶液的依數(shù)性：稀溶液的依數(shù)性：只與溶液的濃度濃度有關(guān)，而與溶質(zhì)的本性無關(guān)。這些性質(zhì)包括：、下降下降及等稀溶液蒸氣壓下降的實(shí)驗(yàn)說明溶液的蒸氣壓小于純?nèi)軇┑恼魵鈮?。?shí)驗(yàn)測定25C時(shí)，水的飽和蒸氣壓: p (H2O) = 3167.7 Pa； 0.5 mol kg-1 糖水的蒸氣壓則為: p (H2O) = 3135.7 Pa； 1.0 mol kg-1 糖水的蒸氣壓為: p (H2O) = 3107.7 Pa。 溶

3、液的蒸氣壓比純?nèi)軇┑?，溶液濃度越大，蒸氣壓下降越多?(1887年，法國物理學(xué)家)在一定溫度下，難揮發(fā)非電解質(zhì)稀溶液的蒸氣壓等于純?nèi)軇┑恼魵鈮撼艘匀軇┑哪柗謹(jǐn)?shù) p： 溶液的蒸氣壓； 純?nèi)軇┑恼魵鈮海?：溶劑的摩爾分?jǐn)?shù)設(shè)溶質(zhì)的摩爾分?jǐn)?shù)為XAp: 純?nèi)軇┱魵鈮号c稀溶液蒸氣壓之差。純?nèi)軇┱魵鈮号c稀溶液蒸氣壓之差。*BBppX*BpBX*1(1)ABBABBABAXXppXpppXppX對(duì)于稀溶液，溶劑物質(zhì)的量對(duì)于稀溶液，溶劑物質(zhì)的量nB 遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于溶質(zhì)物質(zhì)的量遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于溶質(zhì)物質(zhì)的量nA ，即即nB nA設(shè)溶液的濃度以設(shè)溶液的濃度以1000g溶劑溶劑(水水)中含的溶質(zhì)物質(zhì)的量中含的溶質(zhì)物質(zhì)的量nA為單位

4、為單位, 則溶液的質(zhì)量摩爾濃度則溶液的質(zhì)量摩爾濃度b為：為： XA = nA / nB = b/55.5 /)/AABAABXnnnnn（*/ 5 5 .5BABppxpbpK b 難揮發(fā)性的非電解質(zhì)稀溶液，蒸氣壓下降數(shù)值只取決于溶劑的本性(K)及溶液的質(zhì)量摩爾濃度m 液體的沸點(diǎn)是指其蒸氣壓等于外界大氣壓力時(shí)的溫度。溶液的蒸氣壓總是低于純?nèi)軇┑恼魵鈮海蝗芤旱姆悬c(diǎn)升高Tb* 為純?nèi)軇┑姆悬c(diǎn)； Tb 為溶液的沸點(diǎn)Kb：溶劑沸點(diǎn)上升常數(shù)，決定于溶劑的本性。 與溶劑的摩爾質(zhì)量、沸點(diǎn)、汽化熱有關(guān)。b： 溶質(zhì)的質(zhì)量摩爾濃度。bbTKb在標(biāo)準(zhǔn)狀況下，純液體蒸氣壓和它的固相蒸氣壓相等時(shí)的溫度為該液體的凝固點(diǎn)。

5、溶液蒸氣壓總是低于純?nèi)軇┑恼魵鈮海芤耗厅c(diǎn)會(huì)下降。 Kf：溶劑凝固點(diǎn)降低系數(shù)； b： 溶質(zhì)的質(zhì)量摩爾濃度。 凝固點(diǎn)下降原理的應(yīng)用。 ffTKb半透膜： 可以允許溶劑分子自由通過而不允許溶質(zhì)分子通過。：由于半透膜兩邊的溶液單位體積內(nèi)溶劑分子數(shù)目不同而引起稀溶液溶劑分子滲透到濃溶液中的傾向。為了阻止發(fā)生滲透所需施加的壓力，叫溶液的滲透壓。 給患者輸液的濃度； 植物的生長； 人的營養(yǎng)循環(huán)。 與理想氣體方程無本質(zhì)聯(lián)系。II：滲透壓；V：溶液體積；R：氣體常數(shù)； n： 溶質(zhì)物質(zhì)的量； c：體積摩爾濃度； T： 溫度； R = 8.388 J mol-1 K-1VnRTcRTbRT 結(jié)論：結(jié)論： 蒸氣壓

6、下降，沸點(diǎn)上升，凝固點(diǎn)下降，滲透蒸氣壓下降，沸點(diǎn)上升，凝固點(diǎn)下降，滲透壓都是難揮發(fā)的非電解質(zhì)稀溶液的通性；它們只與溶壓都是難揮發(fā)的非電解質(zhì)稀溶液的通性；它們只與溶劑的本性和溶液的濃度有關(guān)，而與溶質(zhì)的本性無關(guān)。劑的本性和溶液的濃度有關(guān)，而與溶質(zhì)的本性無關(guān)。谷氨酸分子式為COOHCHNH2(CH2)2COOH,取0.749g谷氨酸溶于50.0g水中，測的凝固點(diǎn)為-0.188 C,試求水溶劑的凝固點(diǎn)下降常數(shù)kf.解: 273.15(273.150.188)0.188()fTK1147molgM1.84fkk kg mol0.7491000()()50fffTkbkM)501000()749. 0(1

7、88. 0Mkf 理論上電離 對(duì)于正負(fù)離子都是一價(jià)的電解質(zhì)，如KNO3，NaCl，其Tf(實(shí))較為接近，而且； 正負(fù)離子為二價(jià)的電解質(zhì)溶液的實(shí)驗(yàn)值Tf（實(shí)）與計(jì)算值Tf(計(jì))比值較一價(jià)的??； 電解質(zhì)溶液越濃，實(shí)驗(yàn)值與計(jì)算值比值越小。1923年，Debye 及Hckel提出離子氛（ionic atmosphere）概念。觀點(diǎn)：觀點(diǎn)：強(qiáng)電解質(zhì)在溶液中是完全電離的，但是由于離子間的相互作用，每一個(gè)離子都受到相反電荷離子的束縛，這種離子間的相互作用使溶液中的離子并不完全自由，其表現(xiàn)是：溶液導(dǎo)電能力下降，電離度下降，依數(shù)性異常。溶液導(dǎo)電能力下降，電離度下降，依數(shù)性異常。1.2.1、離子強(qiáng)度、離子強(qiáng)度 b

8、i：溶液中第i種離子的濃度， Zi：第i種離子的電荷離子強(qiáng)度I表示了離子在溶液中產(chǎn)生的電場強(qiáng)度的大小。-與溶液中所有離子（正、負(fù)離子）有關(guān)。離子強(qiáng)度越大，正負(fù)離子間作用力越大。離子強(qiáng)度越大，正負(fù)離子間作用力越大。 21/2iiiIbz1.2.2、活度與活度系數(shù)、活度與活度系數(shù)活度：活度：是指有效濃度，即單位體積電解質(zhì)溶液中表現(xiàn)出來的表觀離子有效濃度，即扣除了離子間相互作用的濃度。以a （activity）表示。 :活度系數(shù)，稀溶液中， 1；極稀溶液中， 接近1( /)ab b 離子強(qiáng)度越大，離子間相互作用越顯著， 活度系數(shù)越小； 離子強(qiáng)度越小，活度系數(shù)約為1。稀溶液接 近理想溶液，活度近似等于

9、濃度。 離子電荷越大，相互作用越強(qiáng)，活度系數(shù)離子電荷越大，相互作用越強(qiáng)，活度系數(shù) 越小。越小。 ：活度系數(shù)；Z1、Z2分別表示離子電荷；I為溶液離子強(qiáng)度。 1212lg0.509Z Z I 2.1Arrhenius (阿侖尼烏斯阿侖尼烏斯) 1887年年：凡是在水溶液中能夠電離產(chǎn)生的陽離子全部都是H+ 的化合物叫酸（acid）；電離時(shí)產(chǎn)生的陰離子全部是OH的化合物叫堿（base）。局限：局限：無法解釋NaCO3，Na3PO4 呈堿性； NH4Cl顯酸性的事實(shí)； 無法解釋非水溶液中的酸堿行為液氨中： NH4+ + NH2- = 2 NH32.2 2.2 質(zhì)子理論質(zhì)子理論1923年，丹麥Brons

10、teel和英國Lowry,: 凡是能給出質(zhì)子的分子或離子稱為酸， 凡是能接收質(zhì)子的分子或離子稱為堿。 酸 質(zhì)子(H+) 堿 Al(H2O)63+ Al(H2O)5(OH)2+ + H+ 酸 堿 質(zhì)子 HPO42 PO43 + H+ 酸 堿 質(zhì)子HAc、NH4+、H2SO3、Al(H2O)6+ 等都能給出質(zhì)子，都是酸；而Ac、 NH3、 HSO3、 CO32等都能接受質(zhì)子，都是堿。酸堿存在著對(duì)應(yīng)的相互依存的關(guān)系；物質(zhì)的酸性或堿性要通過給出質(zhì)子或接受質(zhì)子來體現(xiàn) 酸和堿可以是分子，也可以是陽離子或陰 離子； 有的酸和堿在某對(duì)共軛酸堿中是堿，但在 另一對(duì)共軛酸堿對(duì)中是酸； 質(zhì)子論中不存在鹽的概念，它們

11、分別是離 子酸或離子堿。第三節(jié)、Lewis的酸堿電子理論*1Lewis的酸堿電子理論的提出的酸堿電子理論的提出質(zhì)子理論無法解釋:如SnCl4、AlCl3等的酸堿性行為2理論要點(diǎn)：理論要點(diǎn)：凡可以接受電子對(duì)電子對(duì)的分子、原子團(tuán)、離子為酸（electron pair acceptor）；凡可以給出電子對(duì)出電子對(duì)的物質(zhì)為堿（electron pair donor）。3酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)：酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)：酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是形成配位鍵的反應(yīng)；堿提供電子對(duì)，酸以空軌道接受電子對(duì)形成配位鍵。 H :OH HOH AlCl3 Cl AlCl4 Cu2+ + 4:NH3 Cu2+4(NH3)4Lewis的電子理論有關(guān)

12、酸、堿的劃分的電子理論有關(guān)酸、堿的劃分凡金屬陽離子及缺電子的分子都是酸；凡與金屬離子結(jié)合的陰離子或中性分子都是堿。5Lewis的酸堿電子理論的優(yōu)缺點(diǎn)：的酸堿電子理論的優(yōu)缺點(diǎn)：優(yōu)點(diǎn)優(yōu)點(diǎn)：一切化學(xué)反應(yīng)都可概括為酸堿反應(yīng)缺點(diǎn)缺點(diǎn)：太籠統(tǒng)，不易掌握酸堿的特性 無法判斷酸堿性的強(qiáng)弱6 6、軟硬酸堿理論、軟硬酸堿理論硬酸：硬酸：半徑小，電荷高的離子如堿土金 屬離子和Ti4+, Fe3+, Al3+, Ln3+等軟酸：軟酸：半徑大，電荷低的離子如 Ag+, Pt2+, Hg2+等硬堿：硬堿：半徑小，變形小的陰離子如F, O2等軟堿：軟堿：半徑大，變形大的陰離子如I , Br ClO4 等：比電子理論更廣泛的

13、范圍 可以解釋化合物的穩(wěn)定性規(guī)則：硬親硬，軟親軟一、水的自偶電離1水的離子積常數(shù)水的離子積常數(shù)Kw H2O + H2O H3O+ + OH H2O H+ + OH298K，純水中的 H3O+ = OH = 1.0 107 mol dm3Kw水的離子積常數(shù)-143H O OH ()()1.0 10wKCC14.00WpKpHpOH2熱力學(xué)方法計(jì)算熱力學(xué)方法計(jì)算K w H2O(l) = H+(aq) + OH(aq) rHm = 55.90 kJ mol1 0， lg13.992.303rmWGKRT 141.010WK179.89rmGKJ molK w將隨溫度升高而增大 二、酸堿指示劑二、酸堿

14、指示劑HIn表示石蕊 HIn H+ + In 紅 藍(lán) K = (H+/c In/c )/HIn/c 當(dāng)c (HIn) c (In)時(shí)，溶液呈紅色，是酸性當(dāng)c (HIn) c (In)時(shí)，溶液呈藍(lán)色，是堿性 HIn /c H+ = K c In/c 在 HIn /In 10或 HIn /In 0.1時(shí)，指示劑顏色變化指示劑變色范圍是 H+ 在0.1 10之間。第五節(jié)第五節(jié) 熱力學(xué)與電解質(zhì)的電離熱力學(xué)與電解質(zhì)的電離一、一元弱酸、弱堿的電離平衡一、一元弱酸、弱堿的電離平衡1一元弱酸的電離過程一元弱酸的電離過程 HAc = H+ + AcfG/kJmol1 399.61 0 372.46127.15r

15、mGKJ mollnrmaGRTK 51.74 10aK隨隨T升高而增大升高而增大aKrG m 不太大，一定溫度區(qū)間范圍內(nèi)溫度改變對(duì)數(shù)值影響不大，一般以298K代替。 2一元弱堿的電離過程一元弱堿的電離過程計(jì)算NH3H2O(aq) = NH4+(aq) + OH-(aq)的平衡常數(shù)： NH3H2O(aq) = NH4+(aq) + OH-(aq) fG /kJ mol-1 -263.76 -79.37 -157.2727.12lnrmbGRTK 51.76 10bKaK3弱電解質(zhì)的解離平衡弱電解質(zhì)的解離平衡% = (已解離的分子數(shù)/原分子數(shù)) 100 = (已電離的濃度/初始濃度) 100電解

16、度(離解度%)： HAc = H+ + Ac初始濃度 c 0 0平衡濃度 c c c c = (c /c )2/c (1 )/c 當(dāng) 380, 近似地： 0.1-x = 0.1 x2/0.1 = Ka1 x = H+ = HS- =1.05 10-4 moldm3由二級(jí)平衡: HS- = H+ + S2- 平衡濃度: 1.05 10-4 1.0510-4 y Ka2 = H+S2-/HS- = 1.0 10-14 y = Ka2 = 1.0 10-14 H+OH- = Kw OH- = 9.5 10-11 (moldm3) pOH = 10.02例、在0.3 mol dm-3的鹽酸溶液中通入H

17、2S,溶液至飽和H2S 為0.1 mol dm-3 ，求溶液中的HS-和S2-解：解： H2S = H+ + HS- 起始濃度 0.1 0.3 0平衡濃度 0.1 0.3 x HS- =Ka1 0.1/0.3 = 1.1x10-7 0.1/0.3=3.67x10-8 (moldm3)由二級(jí)平衡: HS- = H+ + S2- 平衡濃度: 3.67 10-8 0.3 yS2- = y = Ka2xHS-/H + = 1.2 10-153.6710-8/0.3=1.47 10-22 (moldm3):多元弱酸中,若K1K2K3 , 通常K1/K2102, 求H+ 時(shí), 可做一元弱酸處理. 二元弱酸

18、中,酸濃度近似等于二級(jí)電離常數(shù),與酸 原始濃度關(guān)系不大 在多元弱酸溶液中,酸根濃度極低,在需要大量酸 根離子參加的化學(xué)反應(yīng)中,要用相應(yīng)的鹽而不是 相應(yīng)的酸。例計(jì)算0.1moldm-3Na2S溶液中, S2- , OH- 以及S2- 的電離度.解: S2- 在水溶液中的分步電離平衡 S2- + H2O = OH- + HS- HS- + H2O = OH- + H2S由于Kb1 Kb2,溶液OH- 取決于第一步電離, S2- + H2O = OH- + HS-起始濃度 0.1 0 0平衡濃度 x 0.1-x 0.1-x OH-HS-/S2- = 1, (0.1-x)2 / x = 1 0.1-x

19、 0.1x = S2- = 0.01(moldm-3 )OH- = 0.1-0.01 = 9 10-2 = HS- %= (0.1- 0.01 / 0.1) 100 = 90%214141/1.0 10/1.0 101.0bWaKKK114782/1.0 10/1.1 109.0910bWaKKK2三元酸的電離平衡三元酸的電離平衡0.1 mol dm-3的磷酸溶液中的H3PO4, H2PO4-, HPO42-, PO43-, H+3高價(jià)水合陽離子的電離高價(jià)水合陽離子的電離Al(H2O)63+ + H2O Al(H2O)5(OH)2+ + H3+O Ka1Al(OH)(H2O)52+H2O Al

20、(H2O)4(OH)+ + H3+O Ka2 Al(OH)2(H2O)42+H2OAl(H2O)4(OH)+ +H3+O Ka34. 酸式鹽的電離酸式鹽的電離 存在酸式電離及堿式電離 NaH2PO4, H2PO4-既是 質(zhì)子酸,又是質(zhì)子堿. 溶液呈酸性 86.8 10aK121.3 10bKabKK121/2H ()aaKK5兩種酸相混合兩種酸相混合 Ka（ Kb)相差很大，只考慮電離常數(shù)大的弱酸（堿），相差不大，同時(shí)考慮。6弱酸弱堿鹽水溶液弱酸弱堿鹽水溶液例：計(jì)算0.01moldm-3的NH4Ac溶液中，NH3H2O 、HAc、H+的濃度。解： NH4+ Ac- + H2O = NH3H2O

21、 + HAc平衡時(shí)： c-x c-x x x NH3HAcH+OH- K = NH4+ Ac-H+OH- =Kw/KaKb=3.0910-5 c/K 380 22/(0.1)Kxx c-x c x2 / 0.12 = 3.09 10-5 x = 5.5610-4mol dm-3 NH3H2O = HAc = 5.5610-4mol dm-3 由 HAc = H+ + Ac- Kr=1.810-5平衡時(shí) 5.5610-4 x 0.1- 5.5610-4 x (0.1- 5.5610-4) / 5.5610-4 = 1.810-5 x = 1.010-7 mol dm-3 = H+ = 表明隨著溶

22、液濃度的降低，電離度增大 HAc H+ + Ac-加入NaCl，平衡向解離的方向移動(dòng)，增大了弱電解質(zhì)的電離度。在弱電解質(zhì)溶液中加入強(qiáng)電解質(zhì)時(shí)，該弱電解質(zhì)的電離度將會(huì)增大，這種效應(yīng)稱為鹽效應(yīng)。這種效應(yīng)稱為鹽效應(yīng)。加入后溶液的離子強(qiáng)度增大，活度減小，電離度增大。aKc第六節(jié)第六節(jié) 電解質(zhì)對(duì)酸堿平衡的影響，緩沖溶液電解質(zhì)對(duì)酸堿平衡的影響，緩沖溶液 HAc H+ + Ac- 加入NaAc， NaAc Na+ + Ac- 溶液中-大大增加，平衡向左移動(dòng)，降低了HAc的電離度.同離子效應(yīng)：向弱電解質(zhì)中加入具有相同離子（陽離子或陰離子）的強(qiáng)電解質(zhì)后，解離平衡發(fā)生左移，降低電解質(zhì)電離度的作用稱為同離子效應(yīng)，稱

23、為同離子效應(yīng)， 降低。降低。1. 實(shí)驗(yàn)事實(shí)：實(shí)驗(yàn)事實(shí)：向純水(pH=7.0)中加入少量酸或堿，pH值會(huì)發(fā)生顯著變化值會(huì)發(fā)生顯著變化向HAc-NaAc中加入少量酸或堿，溶液的pH值幾乎不變值幾乎不變。2. 緩沖溶液緩沖溶液: 是一種能抵抗少量強(qiáng)酸、強(qiáng)堿和水的稀釋而保持體系的pH值基本不變的溶液。例：向1dm3 含0.1moldm-3HAc和 0.1moldm-3NaAc的混合液中分別滴加0.1cm3 1moldm-3HCl或NaOH溶液，pH改變多少解： 0.1moldm-3HAc -NaAc溶液的pH值： 0 .1N a A cN aA cH A cHA cHAcAc/H /aKcccc0.1

24、HAcAc0.1lg4.75lg4.750.1acpHpKc 滴加0.1cm3 1moldm-3HCl后： HAc H+ + Ac-新平衡 0.1+110-4 H+ 0.1-110-4 pH = pKa = 4.75440.11 10H 0.11 10aaKK 滴加0.1cm3 1moldm-3NaOH溶液后： HAc H+ + Ac-新平衡 0.1-110-4 H+ 0.1+110-4 pH = pKa = 4.75440.11 10H 0.11 10aaKK 結(jié)論：加入少量酸堿pH值不發(fā)生改變3. 緩沖原理：緩沖原理： HAc H+ + Ac- NaAc Na+ + Ac-加入酸，如HCl

25、，H+與Ac-結(jié)合，生成HAc，cAc-/cHAc變化不大，溶液的pH值變化不大。加入堿，如NaOH，HAc與OH-與結(jié)合，生成Ac-，cAc-/cHAc變化不大，溶液pH值變化也不大結(jié)論：少量外來酸堿的加入不會(huì)影響溶液的pH值，緩沖溶液的緩沖能力有一定限度。4緩沖溶液緩沖溶液H+ 的計(jì)算的計(jì)算弱酸 弱酸強(qiáng)堿鹽 HAc H+ + Ac- 平 c酸 x c鹽 /ax cKcc酸/acxccKcc 酸OHlg/bppKcc酸弱堿 強(qiáng)酸弱堿鹽的緩沖體系：lg/apHpKcc酸 緩沖溶液的pH取決于兩個(gè)因素，即Ka(Kb)及 c酸/c鹽（ c酸/c鹽） 適當(dāng)?shù)叵♂尵彌_溶液時(shí)，由于酸和鹽同等程 度地減少

26、，pH值基本保持不變。 稀釋過度，當(dāng)弱酸電離度和鹽的水解作用發(fā) 生明顯變化時(shí)，pH值才發(fā)生明顯的變化。首先找出與溶液所需控制的pH值相近的pK值的弱酸或弱堿一般c酸 /c鹽在0.110范圍內(nèi)具有緩沖能力，故pH = pKa 1選擇的緩沖液不與反應(yīng)物或生成物發(fā)生反應(yīng)，配制藥用緩沖溶液時(shí)還應(yīng)考慮溶液的毒性。例1 欲配制pH = 5.0的緩沖溶液應(yīng)選擇體系NaAc - HAc體系，pKa = 4.74例2 欲配制pH = 9.0的緩沖溶液，應(yīng)選擇NH3-NH4Cl體系, pKb = 4.74, pH = 9.26例 : 緩沖溶液的組成為1.00 mol dm-3的NH3H2O和1.00 mol dm

27、-3的NH4Cl, 試計(jì)算（1）緩沖溶液的pH值；（2）將1.0 cm3濃度為1.00 mol dm-3的NaOH溶液加入到50 cm3該溶液時(shí)引起的pH值變化；（3）將同量的NaOH加入到50 cm3純水中引起的pH值變化解：（1） = 4.74, pH = 9.265lg1.8 10lg1/1 OHlg/bppKcc酸(2) 在50 cm3緩沖溶液中含NH3H2O和NH4+各為0.05 mol, 加入NaOH的量為0.001 mol OH，它將消耗0.001 mol NH4+并生成0.001 mol NH3H2O，故： NH3H2O NH4 OH平 x pH = 9.27 （3） pH =

28、 12.3OHlg/bppKcc酸051. 0001. 005. 0051. 0001. 005. 073. 4051. 0001. 0005. 0051. 0001. 0005. 0lg74. 4許多化學(xué)反應(yīng)要在一定pH范圍內(nèi)進(jìn)行；人體血液必須維持pH在7.4左右。 AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq)當(dāng)溶解與結(jié)晶速度相等時(shí)，達(dá)到平衡狀態(tài)當(dāng)溶解與結(jié)晶速度相等時(shí)，達(dá)到平衡狀態(tài)KAgCl = Ag+/c Cl- /c 為一常數(shù)為一常數(shù),該常數(shù)稱為溶度積該常數(shù)稱為溶度積常數(shù)，用常數(shù)，用 K sp表示。表示。 溶解 結(jié)晶AnBm(s) nAm+(aq) + mBn-(aq)則 /c /

29、c 溶解 結(jié)晶例1、計(jì)算298K時(shí)AgCl的K sp,AgCl解： AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq) 166.55)80.109(124.7726.131molkJrGmlnspRTK 101.78 10spK同一類型的電解質(zhì)，可以用K sp直接比較溶解度的大小，不同類型的難溶電解質(zhì)，不能用K sp比較。例2、已知K sp,AgCl 1.78 10-10K sp,Ag2CrO4 1.78 10-10，試求AgCl和Ag2CrO4的溶解度解：（1）設(shè)AgCl的溶解度為S1（mol dm-3),則： AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq)平 S1 S1 (2)設(shè)Ag2

30、CrO4的溶解度為S2（mol dm-3),則： Ag2CrO4(s) 2Ag+(aq) + CrO42-(aq)平 2S2 S2 21spKS511037. 1S23222(2)4spKSSS56.5410spKn例3、把足量的AgCl放入1dm3 1 .0 mol dm-3的鹽酸溶液中溶解度是多少n解：n AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq)n 平 S S 1 1101.78 10spKS AnBm(s) nAm+(aq) + mBn-(aq) (1) 時(shí)，沉淀從溶液中析出（溶液過飽和）(2) 時(shí)，沉淀與飽和溶液的平衡(3) 時(shí)，溶液不飽和，若體系中有沉淀， 則沉淀會(huì)溶解ln

31、lnrrmmspQrGrGRTQRTK rspQKrspQKrspQK/rmnnQAcBc例：（1）往盛有1.0 dm3純水中加入0.1 cm3濃度為0.01 mol dm-3 的CaCl2和Na2CO3:Ca2+ = CO32- = 0.110-3 0.01/1.0 = 10-6 mol dm-3 Q = Ca2+ CO32- = 10-12 K sp,CaCO3 因此有CaCO3沉淀生成。 當(dāng) 時(shí)有沉淀生成rspQK例1、向1.0 10-3 moldm-3 的K2CrO4溶液中滴加AgNO3溶液,求開始有Ag2CrO4沉淀生成時(shí)的Ag+? CrO42-沉淀完全時(shí), Ag+= ?解: Ag2

32、CrO4 2Ag+ + CrO42- K sp = Ag+2 CrO42-CrO42-沉淀完全時(shí)的濃度為沉淀完全時(shí)的濃度為1.0 10-6 mol dm-3故有112332264910Ag 3 10 mol dmCrO1.0 10spK153224Ag 9.5 10 mol dmCrOspK例2、向0.1 moldm-3 的ZnCl2溶液中通H2S氣體至飽和時(shí)，溶液中剛有ZnS沉淀生成，求此時(shí)溶液的H+ = ? 解: ZnS Zn2+ + S2- H2S 2H+ + S2- = 0.957 moldm-3 23222321.210S 1.210mol dmZn0.1spK22122H S H SaaK K1171412222222H S1.1 101.0 100.1H S 1.210aaK K 22ZnS spK當(dāng) 時(shí)沉淀發(fā)生溶解，使Qr減小的方法有 (1) 利用氧化還原方法降低某一離子的濃度。 (2) 生成弱電解質(zhì)。如： H2SFeS Fe2+ + S2- 耦合反應(yīng) S + NO + H2O H+HNO3rspQK例、使0.01 mol SnS溶于1 dm-3 的鹽酸中，求所需鹽酸的最低濃度 = ? 解: SnS Sn2+ + S2- K sp = Sn2+S2-0.01 mol