化學(xué)管理-水溶液中的四大平衡課件

七.水溶液中的四大平衡與氣相反應(yīng)的化學(xué)平衡比較，有以下特點：1、多為離子反應(yīng)，活化能較小，反應(yīng)快。2、壓力對平衡的影響可忽略。3、反應(yīng)的熱效應(yīng)較小，溫度的變化范圍較窄，因此平衡常數(shù)隨溫度的變化可不考慮。酸堿(電離)平衡沉淀溶解平衡氧化還原平衡絡(luò)合(配合)平衡七.水溶液中的四大平衡與氣相反應(yīng)的化學(xué)平衡比較，有以電離度表示弱電解質(zhì)的電離程度(α)AmDn==mAn+

+nDm-(一).電離平衡與酸堿平衡弱電解質(zhì)AmDn的電離反應(yīng)：不能進行完全，平衡時有：α=已電離的電解質(zhì)濃度電解質(zhì)的原始濃度×100%電離度表示弱電解質(zhì)的電離程度(α)AmDn==mA(1).水的離子積常數(shù)(ionproductofwater)水的電離反應(yīng)：H2O(l)+H2O(l)=H3O+(aq)+OH-(aq)簡寫為：H2O(l)=H+(aq)+OH-(aq)室溫下，KwΘ=1.0×10-141.水的電離平衡水的電離平衡常數(shù)(1).水的離子積常數(shù)(ionproductofwat(2).水溶液的pH值IUPAC規(guī)定：溶液的pH值定義為H+離子活度的負對數(shù)。酸性溶液cH+>cOH-；pH<7<pOH中性溶液cH+=cOH-；pH=7=pOH堿性溶液cH+<cOH-；pH>7>pOH(2).水溶液的pH值IUPAC規(guī)定：溶液的pH值定義為H+相似地，可用pOH來表示溶液中的aOH-或[OHˉ]:若用pKwΘ表示水的離子積的負對數(shù)，則常溫下的中性溶液中，pH=pOH=7。但在其它溫度下，水的離子積常數(shù)不等于1.0×10-14，所以KwΘ不等于14，雖然此時中性溶液中pH=pOH，但都不等于7。中性溶液的標志僅僅是pH=pOH。實際中當pH=7時均認為溶液是中性的，這是把非常溫下的KwΘ當作1.0×10-14近似處理的結(jié)果。相似地，可用pOH來表示溶液中的aOH-或[OHˉ]:若(3).酸堿指示劑借助顏色的改變來指示溶液pH值的物質(zhì)復(fù)雜的有機物質(zhì)（弱酸或弱堿）HIn===H++In-無色紫紅色酚酞：甲基橙：紅色黃色(3).酸堿指示劑借助顏色的改變來指示溶液pH值的物質(zhì)復(fù)雜的酸堿指示劑的變色范圍肉眼能觀察到顏色變化的pH值范圍酸堿指示劑的變色范圍：[HIn]:[In-]=1中間顏色，此點稱為理論變色點[HIn]:[In-]≥10無色（酸色）[HIn]:[In-]≤10紫紅色（堿色）酸堿指示劑的變色范圍肉眼能觀察到顏色變化的pH值范圍酸堿指示(1).一元弱酸的電離平衡電離常數(shù)例HAc==H++Ac-2.弱酸的電離平衡平衡時aHAcaH+aAc-對于弱電解質(zhì)的稀溶液，離子間的相互作用較小，可取活度系數(shù)為1。設(shè)HAc初始濃度為c0，則平衡時：(1).一元弱酸的電離平衡電離常數(shù)例HAcKaΘ是酸式電離平衡常數(shù)HAc===H++Ac-c000c0－cHAccH+cAc-t=0時平衡時KaΘ是酸式電離平衡常數(shù)HAc===H++A根據(jù)電離度的定義式，也可將KaΘ表示如下：HAc===H++Ac-c000c0(1－α)c0αc0αt=0時平衡時根據(jù)電離度的定義式，也可將KaΘ表示如下：HAc===(2)、多元弱酸的電離平衡例H2S分二步電離:計算時只考慮一級電離。H2S===HS-+H+平衡時[H2S][HS-][H+]HS-===S2-+H+平衡時[HS-][S2-][H+](2)、多元弱酸的電離平衡例H2S分二步電離:計算時只考慮一3.一元弱堿的電離平衡一元弱堿氨水的電離平衡:NH3·H2O==NH4++OH-起始c000平衡c0(1－α)c0α

c0α

例3.一元弱堿的電離平衡一元弱堿氨水的電離平衡:NH3·H24.同離子效應(yīng)與緩沖溶液電離平衡的移動符合化學(xué)平衡移動的一般原理！因加入與弱電解質(zhì)含有相同離子的強電解質(zhì)而使弱電解質(zhì)的電離度減小的現(xiàn)象叫做同離子效應(yīng)。(1).同離子效應(yīng)(commonioneffect)用途？新平衡c0－x’x’

x’+y

HAc===H++Ac-c000c0－xxxt=0時原平衡∴x’<x4.同離子效應(yīng)與緩沖溶液電離平衡的移動符合化學(xué)平衡移動的(2).緩沖溶液(buffersolution)許多化學(xué)反應(yīng)都要求在一定的pH值的條件下進行。例如，反應(yīng){M2++H2Y→MY+2H+}要求在pH=7.0左右才能正常進行。因此，溶液的pH必須保持在6.5~7.5之間。例如……如何控制反應(yīng)的pH值，是保證反應(yīng)正常進行的重要條件。緩沖溶液可以幫助控制溶液的pH值，它是一種能對少量酸堿的加入或稀釋起緩沖作用(bufferaction)，使溶液的pH值基本不變的溶液。緩沖溶液的緩沖原理實質(zhì)是同離子效應(yīng)的一種應(yīng)用。下面以弱酸(HAc)和弱酸鹽(NaAc)為例，說明緩沖原理。(2).緩沖溶液(buffersolution)平衡時c0,(酸)－xx

c(鹽)+x

HAc===H++Ac-由于同離子效應(yīng)，有c0,(酸)－x

≈

c0,(酸)，c(鹽)+x

≈c(鹽)取負對數(shù):緩沖溶液能抵抗稀釋，因為稀釋時雖然c0,(酸)或c(堿)和c(鹽)都發(fā)生變化，但是c0,(酸)/c(鹽)或c0,(堿)/c(鹽)的比值不變，故緩沖溶液的pH值不改變。相似地，對于弱堿和弱堿鹽的緩沖溶液有平衡時c0,(酸)－xx例題：緩沖溶液的組成是1.00mol·L-3的NH3·H2O和1.00mol·L-3的NH4Cl，求：

1）緩沖溶液的pH值；

2）將1.0cm31.00mol·L-3NaOH溶液加入到50.0cm3

該緩沖溶液中引起的pH值變化；

3）將同量的NaOH加入到50.0Cm3純水中引起的pH值變化。解：(1)例題：緩沖溶液的組成是1.00mol·L-3的NH3·H2O(2)在50cm3緩沖溶液中，含有NH3·H2O和NH4+各是0.050mol，加入的NaOH相當于加入0.001molOH-，它將消耗0.001mol的NH4+，并生成0.001molNH3·H2O分子：NH3·H2O=====NH4++OH-

平衡時相對濃度可見，加入上述NaOH后，溶液的pH值基本不變。(2)在50cm3緩沖溶液中，含有NH3·H2O和NH4+(3)將同樣的NaOH加入到50cm3純水中，可以求得相應(yīng)的[OH-]為：可見，加入等量的NaOH后，純水的pH值改變了5.3單位。相比之下，可以清楚地了解到緩沖溶液對堿的抵抗作用。(3)將同樣的NaOH加入到50cm3純水中，可以求得相應(yīng)例2.用HAc和NaAc配制pH=4.0的緩沖溶液，求比值co,(酸)/c(鹽)。解：例2.用HAc和NaAc配制pH=4.0的緩沖溶液，求比值緩沖溶液的緩沖能力是指它抵抗外來酸堿的加入使其pH值基本保持不變的本領(lǐng)。但是緩沖溶液的緩沖能力是有限的。如何提高緩沖能力？提高緩沖能力的措施：1.適當提高緩沖對濃度。一般在0.1~1mol/L之間。2.控制適當?shù)臐舛缺?。一般地說，緩沖溶液中共軛酸堿對的濃度接近時，溶液的緩沖作用才較大，等于1時最大。緩沖對比值保持在1/10~10/1之間的濃度范圍稱為有效緩沖范圍。緩沖溶液的緩沖能力是指它抵抗外來酸堿的加入使

鹽類的水解鹽溶解在水中得到的溶液可能是中性的，也可能是酸性或堿性的，這和鹽的性質(zhì)有關(guān)：

強酸強堿鹽：如NaCl，其水溶液顯中性；

強酸弱堿鹽：如NH4Cl，F(xiàn)eCl3等，其水溶液顯酸性；

弱酸強堿鹽：如NaAc，Na2CO3等，其水溶液顯堿性；

弱酸弱堿鹽：如NH4Ac，NH4CN等，其水溶液可能顯中性、酸性甚至堿性，這取決于弱酸弱堿的相對強弱；

鹽在水溶液中，與水作用使H2O的電離平衡發(fā)生移動，并且可能由此改變?nèi)芤旱乃岫?，這種作用叫做鹽的水解。強酸強堿鹽在水中不發(fā)生水解作用。鹽類的水解鹽溶解在水中得到的溶液可能

(1).弱酸強堿鹽的水解（hydrolization）NaAc===Na++Ac-

H2O===OH-+H+

Ac-+H2O===HAc+OH-

可見，弱酸強堿鹽的水解平衡常數(shù)等于水的離子積常數(shù)與弱酸的電離平衡常數(shù)的比值。(1).弱酸強堿鹽的水解（hydrolizat由于鹽的水解平衡常數(shù)很小，所以實際中常作近似處理。例如：Ac-

+H2O===HAc+OH-起始c0,鹽00平衡c0,鹽－

x≈c0，xx由于鹽的水解平衡常數(shù)很小，所以實際中常作近似鹽類水解程度經(jīng)常用水解度h表示：對于一元弱酸強堿鹽有：鹽類水解程度經(jīng)常用水解度h表示：對于一元弱酸強堿鹽有：(2).強酸弱堿鹽的水解NH4-

+H2O=NH3·H2O+H+(2).強酸弱堿鹽的水解NH4-+H2O=NH3·H(3).弱酸弱堿鹽的水解NH4++Ac-+H2O==NH3·H2O+HAc(a).弱酸弱堿鹽水解平衡常數(shù)NH4Ac==NH4++Ac-H2O==OH-+H+++NH3·H2OHAcKbΘKaΘ(3).弱酸弱堿鹽的水解NH4++Ac-+H2O(b).弱酸弱堿鹽溶液的[H+]可見，弱酸弱堿鹽的酸堿性由KaΘ和KbΘ的相對大小決定：若KaΘ>KbΘ，則[H+]>[OH-]，溶液為酸性；若KaΘ<KbΘ，則[H+]<[OH-]，溶液為堿性；若KaΘ=KbΘ，則[H+]=[OH-]，溶液為中性；遇到弱酸弱堿鹽水解生成沉淀或氣體，則水解可以進行到底，例如：Al2(CO3)3+3H2O===2Al(OH)3↓+3CO2↑(b).弱酸弱堿鹽溶液的[H+]可見，弱酸弱堿鹽的酸堿性(4).影響水解平衡的主要因素①濃度的影響可見，溫度一定時，鹽的初始濃度越小，水解度大。②平衡常數(shù)的影響因為鹽類的水解是吸熱反應(yīng)，所以升高溫度促進水解。③溫度的影響可見，鹽水解后生成的弱酸、弱堿的電離平衡常數(shù)越大，則鹽的水解平衡常數(shù)越小。(4).影響水解平衡的主要因素①濃度的影響可見，溫度一定④酸度的影響：鹽的水解會使溶液的酸度發(fā)生變化，所以根據(jù)平衡移動原理，可以通過控制溶液的酸度來控制水解反應(yīng)的平衡。

例如

KCN是劇毒物質(zhì)，它在水中有明顯水解作用生成揮發(fā)性的劇毒物HCN：

CNˉ+H2O===HCN↑+OHˉ為了阻止HCN生成，在配制KCN溶液時，常常先在溶液中加入適量的堿，以抑制水解反應(yīng)。又如

實驗室配制SnCl2溶液時，因存在下列水解反應(yīng)：

SnCl2+H2O===Sn(OH)Cl↓+HCl故常用鹽酸來溶解SnCl2固體而不用蒸餾水做溶劑，原因就是利用酸來抑制Sn2+的水解。④酸度的影響：鹽的水解會使溶液的酸度發(fā)生變化，所以根據(jù)平衡移(二)酸堿質(zhì)子理論1、酸堿理論的發(fā)展概況1680年，波義耳提出…1787年，拉瓦錫提出…1811年，戴維否定了…1814年，蓋呂薩克認為…1887年，阿侖尼烏斯提出了“酸堿電離理論”

…1905年，弗蘭克林提出了“酸堿溶劑理論”…1923年，布郎斯特和勞萊提出了“酸堿質(zhì)子理論”…1923年，路易斯提出了“酸堿電子理論”…1939年，烏薩諾維奇提出了“酸堿正負理論”…(二)酸堿質(zhì)子理論1、酸堿理論的發(fā)展概況2、酸堿電離理論的局限性回憶酸：凡是在水溶液中能夠電離產(chǎn)生的正離子全部是H+的物質(zhì)。堿：凡是在水溶液中產(chǎn)生的陰離子全部是OH-的物質(zhì)。2、酸堿電離理論的局限性回憶酸：凡是在水溶液中能夠電離產(chǎn)生2.酸堿質(zhì)子理論中酸堿的定義酸：能給出質(zhì)子H+的分子或離子，即質(zhì)子給予體(protondonor);堿：能接受質(zhì)子H+的分子或離子，即質(zhì)子接受體(protonacceptor)。酸堿不能單獨存在：一種物質(zhì)的酸性或堿性要通過另一種物質(zhì)接受或給出質(zhì)子才能表現(xiàn)出來，因此，酸堿總是成對出現(xiàn)，互為共軛。左邊的酸是右邊堿的共軛酸(conjugateacid)；右邊的堿是左邊酸的共軛堿(conjugatebase)；對應(yīng)的一對酸堿稱為共軛酸堿對(conjugateacid-basepair)。

上式稱為酸堿半反應(yīng)(half-reactionofacid-base)。酸====質(zhì)子(H+)＋堿2.酸堿質(zhì)子理論中酸堿的定義酸：能給出質(zhì)子H+的分子或離子例如：從上面的例子可見，判斷某一物質(zhì)是酸還是堿？必須根據(jù)具體的反應(yīng)式確定才有意義！有些物質(zhì)在某反應(yīng)中表現(xiàn)為酸性，而在另一反應(yīng)中卻表現(xiàn)為堿性，這類物質(zhì)稱為“兩性物質(zhì)”(amphotericsubstance)，如：HPO42-

；能分步給出多個質(zhì)子的酸稱為多元酸；能分步接受多個質(zhì)子的堿稱為多元堿。HCl===Cl-+H+[Al(H2O)6]3+===

[Al(H2O)5OH]2++H+NH4+===NH3+H+H2PO4-===HPO42-+H+HPO42-===PO43-+H+例如：從上面的例子可見，判斷某一物質(zhì)是酸還是

哈哈

酸

(1)+堿

(2)

堿(1)+酸

(2)

一般地由此可得到什么結(jié)論呢？

根據(jù)酸堿質(zhì)子理論，酸與堿的反應(yīng)是不同的共軛酸堿對之間的質(zhì)子傳遞過程，例如：

(1)

HAc+H2OAc-

+H3O+

(2)H2O+NH3OH-+NH4+(3)NH4+

+H2ONH3

+H3O+

(4)H2O+Ac-

OH-

+HAc(5)H2O+H2OOH-+H3O+(6)HCl+NH3Cl-+NH4+

自偶平衡哈哈酸(1)+堿(2)由上面討論可得到如下結(jié)論：1.在酸堿反應(yīng)中至少由兩個酸堿半反應(yīng)構(gòu)成；每一個共軛酸堿對表示的反應(yīng)稱為酸堿半反應(yīng)(half-reactionofacid-base)；2.在水溶液的酸堿反應(yīng)中，H2O的作用較為特殊：一方面，H2O作為兩性物質(zhì)，既可作為酸又可作為堿參與反應(yīng)，如上述反應(yīng)(1)~(4)是弱酸、弱堿和溶劑水之間的質(zhì)子傳遞反應(yīng)，通常稱為弱酸和弱堿的電離平衡；另一方面，H2O在酸堿反應(yīng)中又存在自身的質(zhì)子傳遞反應(yīng)，稱為水的自偶平衡或質(zhì)子自遞反應(yīng)。3.按質(zhì)子理論，不再有鹽的概念。4.

按照酸堿質(zhì)子理論，在非水溶劑中或氣相物質(zhì)間同樣進行著質(zhì)子傳遞的酸堿反應(yīng)，如反應(yīng)(6)。由上面討論可得到如下結(jié)論：1.在酸堿反應(yīng)中至少由兩個酸堿半3.質(zhì)子酸堿的強弱在酸堿電離理論中，酸和堿的強度是用電離平衡常數(shù)來表示的，例如對于酸，可按KaΘ的大小排出它們的強弱如下：強酸在水中完全電離，因此在水中不能區(qū)別強酸的強弱。但是有了酸堿質(zhì)子理論，就可克服酸堿電離理論上述缺點。由于質(zhì)子酸和質(zhì)子堿的酸堿性，需要通過溶劑分子來傳遞質(zhì)子才能體現(xiàn)，所以質(zhì)子酸堿的強度也要通過溶劑來進行比較。因此，弱酸弱堿的比較以水為溶劑；同一種酸或堿在不同溶劑中的強弱不同。3.質(zhì)子酸堿的強弱在酸堿電離理論中，酸和例如：HAc及其共軛堿在水溶液中酸常數(shù)堿常數(shù)HAc+H2O===H3O++Ac-

酸(1)堿(1)堿(2)酸(2)Ac-+H2O===OH-+HAc堿(1)酸(2)酸(1)堿(2)例如：HAc及其共軛堿在水溶液中酸常數(shù)堿常數(shù)HAc+H2O一對共軛酸堿對的酸常數(shù)和堿常數(shù)之間的關(guān)系

哈哈！可見，酸越強，相應(yīng)的共軛堿的堿性就越弱。一對共軛酸堿對的酸常數(shù)和堿常數(shù)之間的關(guān)系哈哈！可見，酸水溶液中各種酸的強度可用它們的酸常數(shù)的大小來衡量最強酸H3O+最弱堿H2O最弱酸H2O最強堿OH-（教材334頁：表6-5）水溶液中各種酸的強度可用最強酸H3O+最弱堿H2在水溶液中，如果有比H3O+更強的酸（HCl）存在，則必有下列質(zhì)子轉(zhuǎn)移反應(yīng)發(fā)生：

HCl+H2O→H3O++Cl-即由強酸HCl和強堿H2O反應(yīng)生成較弱的酸H3O+和較弱的的堿Cl-，這個反應(yīng)相當強酸HCl完全電離，因此在水中可以存在的最強的質(zhì)子酸H3O+。但是在其它溶劑中結(jié)論不相同，例如HClO4在溶劑水中完全電離，但在溶劑HAc中則只是部分電離，可有大量的HClO4分子存在。故在溶劑HAc中可以存在比H3O+更強的質(zhì)子酸。同理，在水中只能存在的最強的質(zhì)子堿是OH-。在水溶液中，如果有比H3O+更強的酸（HCl由于強酸在水中完全電離，因此溶劑為水時不能比較強酸之間的強弱，也就是說比較各種強酸給出H+的能力大小，不能在水溶液中進行。但是如果將各種強酸放在比水難于接受質(zhì)子的溶劑中，例如放在HAc中，就可看出哪種強酸給出質(zhì)子的能力更強：HClO4+HacClO4-

+H2Ac+pKaΘ=5.8H2SO4+HAcHSO4-+H2Ac+

pKaΘ=8.2HCl+HAcCl-+H2Ac+

pKaΘ=8.8HNO3+HAcNO3-

+H2Ac+

pKaΘ=9.4由上述pKaΘ數(shù)據(jù)可知，HClO4給出H+的能力最強，其次是H2SO4，HCl和HNO3。由于強酸在水中完全電離，因此溶劑為水時不能比同一種酸堿在不同溶劑中的強弱由溶劑的性質(zhì)決定例如HAc1、在水中是弱酸

2、在液氨中是強酸

3、在液態(tài)HF中是弱堿因為NH3接受質(zhì)子的能力強于H2O；HF給出質(zhì)子的能力強于HAc。酸堿質(zhì)子理論的局限性…同一種酸堿在不同溶劑中例如HAc1、在水中是弱酸因(三)難溶電解質(zhì)的沉淀平衡難溶電解質(zhì)：溶解度小于0.01g/100gH2O。在含有難溶電解質(zhì)固體的飽和溶液中，存在著固體與該固體解離的離子間的平衡，這是一種多相平衡，常稱為沉淀-溶解平衡(precipitation-dissolutionequilibrium)。例如，在CaCl2溶液中加入Na2CO3溶液將生成CaCO3沉淀，這種能生成難溶性固體物質(zhì)的反應(yīng)稱為沉淀反應(yīng)(precipitationreaction)；如果在含有CaCO3沉淀的溶液中加入鹽酸，又可使沉淀溶解，這種反應(yīng)稱為溶解反應(yīng)(dissolutionreaction)。如何判斷沉淀能否生成或溶解？如何使沉淀的生成和溶解更加完全？如何創(chuàng)造條件僅僅讓某一種或某幾種離子從含多種離子的溶液中完全沉淀下來，而其余的離子卻保留在溶液中？——這些都是實際中常遇到的問題。!!(三)難溶電解質(zhì)的沉淀平衡難溶電解1溶度積溶解沉淀Ba2+(aq)+SO42-(aq)BaSO4KspΘ的意義與一般平衡常數(shù)相同，只是為了表示沉淀-溶解平衡，將KΘ寫成KspΘ，并稱為標準溶度積常數(shù)，簡稱溶度積(solubilityproduct)。

1溶度積溶解沉淀Ba2+(aq)+SO42-(aq)Ba任意難溶電解質(zhì)，沉淀溶解平衡式：AnBm(s)nAm+(aq)+mBn-(aq)任意難溶電解質(zhì)，沉淀溶解平衡式：AnBm(s)2、溶度積與溶解度的關(guān)系例AgBr(s)==Ag++Br-平衡濃度(mol/L)

S

SS表示溶解度當難溶電解質(zhì)溶于水的部分能夠完全電離時：例Ag2CrO4==2Ag++CrO42-平衡濃度(mol/L)2S

SS表示溶解度2、溶度積與溶解度的關(guān)系例AgBr(s)==Ag++Br

如果難溶電解質(zhì)MA溶解的部分不能夠完全電離，則溶解平衡可以看成如下兩個平衡共存：(1)溶解平衡MA(s)MA(aq)

S－x

(2)電離平衡

MA(aq)Mz+(aq)+Az-(aq)

S－x

x

x

總平衡：MA(s)Mz+(aq)+Az-(aq)

如果難溶電解質(zhì)MA溶解的部分不能夠完全電離，溶度積KspΘ和溶解度S均表示難溶物的溶解能力。對于同類物質(zhì)，溶度積KspΘ越大，溶解度S也越大：物質(zhì)KspΘS/mol·L-1AgCl1.8×10-101.3×10-5AgBr5.0×10-137.1×10-7AgI9.3×10-179.6×10-9但是，如果不是同類物質(zhì)，溶度積KspΘ大，其溶解度S不一定也大，例如：物質(zhì)KspΘS/mol·L-1BaSO4

1.08×10-101.05×10-5CaF2

3.45×10-112.05×10-4Ag2CrO41.12×10-126.5×10-5

溶度積KspΘ和溶解度S均表示難溶物的溶解能力。對于3.沉淀—溶解平衡的移動對于沉淀—溶解反應(yīng)，化學(xué)反應(yīng)的等溫方程式為：JΘ>KspΘ，△rGm>0；溶液過飽和，析出沉淀JΘ<KspΘ，△rGm<0；溶液未飽和，無沉淀析出JΘ=KspΘ，△rGm=0；溶解與沉淀達到平衡以上沉淀—溶解過程的平衡判據(jù)稱為溶度積規(guī)則(theruleofsolubilityproduct)，應(yīng)用此規(guī)則可以判斷沉淀的生成和溶解。3.沉淀—溶解平衡的移動對于沉淀—溶解反應(yīng)，化學(xué)反應(yīng)的(1)沉淀的生成根據(jù)溶度積規(guī)則，在難溶電解質(zhì)溶液中，只要JΘ>KspΘ，就有沉淀生成。例如，將濃度為0.20mol·L-1的NH3·H2O與等體積的濃度為0.20mol·L-1的MnSO4溶液混合，是否有Mn(OH)2沉淀生成？已知Mn(OH)2的KspΘ=1.9×10-13，KbΘ(NH3)=1.78×10-5。解：Mn(OH)2Mn2++2OH-故有Mn(OH)2沉淀生成。(1)沉淀的生成根據(jù)溶度積規(guī)則，在難溶電解(2)利用同離子效應(yīng)促進沉淀完全方法的實質(zhì)就是創(chuàng)造如下條件：JΘ>KspΘ，△rGm>0同離子效應(yīng)由于共同離子的加入，使難溶電解質(zhì)溶解度減小:AgBr(s)===Ag++Br-

平衡左移NaBr若往體系加入生成某種沉淀所需的離子，在不發(fā)生副反應(yīng)的情況下，可產(chǎn)生同離子效應(yīng)，即促使反應(yīng)向著生成沉淀方向進行，使得沉淀更加完全。(2)利用同離子效應(yīng)促進沉淀完全方法的實質(zhì)就是創(chuàng)造例求25℃時，Ag2CrO4在(1)純水，(2)濃度為0.10mol·L-1的K2CrO4溶液中的溶解度。已知Ag2CrO4的溶度積KspΘ=1.12×10-12。解：(1)設(shè)Ag2CrO4在純水中的溶解度為c1，則(2)設(shè)Ag2CrO4在0.10mol·L-1中K2CrO4溶液中的溶解度為c2，則平衡時：例求25℃時，Ag2CrO4在(1)純水，(2)濃度為0.鹽效應(yīng)(salteffect):

定義：因加入易溶強電解質(zhì)而使難溶電解質(zhì)的溶解度增大的效應(yīng)。在進行沉淀反應(yīng)時，同離子效應(yīng)有利沉淀，而鹽效應(yīng)不利于沉淀。實際中，這兩個因數(shù)總是同時存在的，但是前者的作用要比后者大的多。一般地說，當難溶電解質(zhì)的溶度積很小時，鹽效應(yīng)可不考慮。加入易溶強電解質(zhì)后，總離子濃度增大，增強了離子間靜電相互作用，使離子受到牽制從而降低了活動性，結(jié)果沉淀過程速率變慢，平衡向溶解方向移動。AgCl在KNO3溶液中的溶解度cKNO3/mol/L0.000.0010.0050.01SAgCl×103/mol/L1.2781.3251.3851.427鹽效應(yīng)(salteffect):定義：因加入易溶強電(3)共沉淀1）定義“若某溶液含有多種離子，當加入一種沉淀劑能使多種沉淀物同時滿足溶度積規(guī)則，就會得到多種沉淀的混合物，這種現(xiàn)象稱為共沉淀。”“當沉淀從溶液中析出時，某些本來不應(yīng)沉淀的組分同時也被沉淀下來的現(xiàn)象，叫共沉淀?！痹诤卸喾N離子的溶液中，多種物質(zhì)一起沉淀下來的現(xiàn)象，叫共沉淀。(3)共沉淀1）定義“若某溶液含有多種離

2）沉淀的機理ⅰ.溶度積相同：一種沉淀劑能多種沉淀物同時滿足溶度積規(guī)則，例如ⅱ.吸附：在沉淀表面吸附與沉淀物具有共同離子的鹽，例如AgI沉淀物吸附KI；或在沉淀物的表面先發(fā)生離子交換，再發(fā)生交換反應(yīng)，例如BaSO4沉淀物吸附Pb+后，再發(fā)生：

BaSO4+Pb2+PbSO4+Ba2+ⅲ.生成混晶：兩種化合物的晶型相同，離子半徑差在10%~15%以內(nèi)，會生成共晶，例如BaSO4和PbSO4滿足此條件，[Pb2+]·[SO42-]小于溶度積時，在BaSO4

結(jié)晶中混有鉛。ⅳ.包裹：當沉淀迅速形成時，表面吸附的雜質(zhì)來不及和構(gòu)成沉淀的離子進行交換而被迅速成長的沉淀包裹起來AB

ⅴ.后沉淀：某沉淀自溶液中生成后，在此沉淀上慢慢又有別的沉淀生成，叫做后沉淀。這可以認為是一種廣義上的共沉淀。例如Ca2+，Mg2+的混合溶液中只沉淀CaC2O4時，起初MgC2O4以過飽和狀態(tài)完全溶于母液中，隨著時間的增長，它開始沉淀出來而污染CaC2O4沉淀。下表列出了容易和主沉淀發(fā)生共沉淀的物質(zhì)：主沉淀共沉淀物質(zhì)主沉淀共沉淀物質(zhì)HgSCuS，CdSFe(OH)3Cu(OH)2CuSCdS，ZnS，F(xiàn)eSCr(OH)3Zn(OH)2，Mg(OH)2CdSZnSSiO2·nH2OAl(OH)3，F(xiàn)e(OH)3SnSNiSBaSO4CaSO4，K2SO4ZnSMnS，CoS，NiS，F(xiàn)eSAl(OH)3Al2(SO4)3ⅴ.后沉淀：某沉淀自溶液中生成后，在此沉淀上慢慢3）影響共沉淀的因素共沉淀現(xiàn)象有利也有弊：有利之處是可將微量成分富集分離；不利之處是會因為雜質(zhì)的共沉淀而引起污染。為了得到干凈的沉淀，就應(yīng)該避免共沉淀現(xiàn)象，為此要注意下列幾點：ⅰ.

預(yù)先除去容易共沉淀的離子；ⅱ.

生成共沉淀物質(zhì)的離子濃度要盡量低；ⅲ.

沉淀生成時分次少量加入沉淀劑，并充分攪拌溶液；ⅳ.

盡量提高沉淀生成時的溶液溫度，以加強共沉淀物的熱運動，使之難于吸附；ⅴ.

沉淀過慮后，用適當試劑溶解進行再沉淀；ⅵ.

長時間加熱反應(yīng)溶液并隨時攪拌，以促進其陳化。3）影響共沉淀的因素共沉淀現(xiàn)象有利也有弊：有利之處是(3)分步沉淀(fractionalPrecipitation)在同一溶液中幾種離子先后形成沉淀的現(xiàn)象稱為分步沉淀或選擇性沉淀。影響分步沉淀的主要因素：

難溶電解質(zhì)的溶度積和被沉淀離子的濃度。如果是相同類型的難溶電解質(zhì)，KspΘ越小者越先沉淀，而且溶度積差別越大，溶液中的多種離子越容易分離。但是對不同類型的難溶電解質(zhì)來說，因有不同濃度的冪次關(guān)系，因此不能直接根據(jù)KspΘ來判斷沉淀的次序。當兩種沉淀的KspΘ差別不大時，改變?nèi)芤褐斜怀恋黼x子的濃度可以改變它們沉淀的次序。許多金屬硫化物和氫氧化物的溶解度受pH值控制，所以調(diào)節(jié)pH值就可控制沉淀順序。(3)分步沉淀(fractionalPrecipitat1）金屬硫化物的分步沉淀硫化物Ag2SCuSPbSZnSMnSKspΘ(18℃)1.6×10-498.5×10-453.4×10-281.2×10-231.4×10-15根據(jù)難溶金屬硫化物的溶度積差別較大特點，可實現(xiàn)它們的分步沉淀。例如，向Pb2+和Zn2+的混合液中(約為0.10mol·L-1)通入H2S氣體，根據(jù)上表的數(shù)據(jù)可知PbS先沉淀。PbS、ZnS沉淀時所需S2-濃度分別為：若3.4×10-27≤[S2-]≤1.2×10-22則PbS可沉淀完全而ZnS不沉淀1）金屬硫化物的分步沉淀硫化物Ag2SCuSPbSZnSM相似地，沉淀的生成常會受到溶液pH的影響，因此也可以通過控制溶液的pH來實現(xiàn)金屬硫化物的分步沉淀M2++S2-==MS(s)HS-==S2-+H+

H2S==HS-+H+

+M2++H2S==MS(s)+2H+

將H2S(g)通入含有M2+離子的溶液中：由上式可求出每種金屬硫化物開始沉淀和沉淀完全([M2+]≤10-5mol/L)的pH值，這些pH值都與金屬硫化物的KspΘ有關(guān)。2）金屬氫氧化物的分步沉淀(見教材340頁例題6-26)相似地，沉淀的生成常會受到溶液pH的影響，因

（4）沉淀的溶解JspΘ<KspΘ，△rGm<0時，溶液未飽和，無沉淀析出，即沉淀溶解。只要降低溶液中有關(guān)離子的濃度，沉淀即可溶解<方法>a、加酸：使陰離子形成弱電解質(zhì)或氣體例如：CaCO3(s)+2H+===Ca2++CO2(g)+H2Ob、加氧化劑：使S2-離子氧化成S3Cu(s)+2NO3-

+8H+===Cu2++3S(s)+2NO(g)+4H2Oc、加絡(luò)合劑：與陽離子結(jié)合成配離子AgCl(s)+2NH3===Ag(NH3)2+

+Cl-（4）沉淀的溶解JspΘ<KspΘ，△(5)沉淀的轉(zhuǎn)化由一種沉淀轉(zhuǎn)變?yōu)榱硪环N沉淀的過程稱為沉淀的轉(zhuǎn)化(inversionofprecipitate)。問題：BaSO4能否轉(zhuǎn)化為BaCO3?BaSO4(s)+CO32-==BaCO3(s)+SO42-

只要滿足以下條件，即可進行沉淀轉(zhuǎn)化：沉淀轉(zhuǎn)化的實質(zhì)始終保持上述條件成立，則體系始終無法達到平衡，直至最終完成沉淀轉(zhuǎn)化。(5)沉淀的轉(zhuǎn)化由一種沉淀轉(zhuǎn)變?yōu)榱硪环N沉淀（四）配位平衡配合物[Cu(NH3)4]SO4·H2O中心離子配位體配位數(shù)配離子(內(nèi)界離子)外界離子1.配離子的不穩(wěn)定常數(shù)[Cu(NH3)4]SO4·H2O→Cu(NH3)42++SO42-+H2OCu(NH3)42+→Cu2++4NH3（四）配位平衡配合物[Cu(NH3)4]S與多元弱酸電離過程相似，配離子離解也是分步進行的，例如，上面的配離子Cu(NH3)42+就是分4步進行的：(1)Cu(NH3)42+→Cu(NH3)32++NH3

K不穩(wěn),1(2)Cu(NH3)32+→

Cu(NH3)22++

NH3

K不穩(wěn),2(3)Cu(NH3)22+→Cu(NH3)2++NH3

K不穩(wěn),3(4)Cu(NH3)2+→Cu2++NH3

K不穩(wěn),4與多元弱酸電離過程相似，配離子離解也是分步進2、配離子的穩(wěn)定常數(shù)Cu2++4NH3Cu(NH3)42+同樣，穩(wěn)定常數(shù)也對應(yīng)有逐級穩(wěn)定常數(shù)，并且有：2、配離子的穩(wěn)定常數(shù)Cu2++4NH33、逐級累積穩(wěn)定常數(shù)平衡反應(yīng)逐級穩(wěn)定常數(shù)逐級累積穩(wěn)定常數(shù)M+L=MLML+L=ML2MLn-1+L=MLn3、逐級累積穩(wěn)定常數(shù)平衡反應(yīng)逐級穩(wěn)定常數(shù)逐級累積穩(wěn)定常數(shù)M化學(xué)管理--水溶液中的四大平衡課件化學(xué)管理--水溶液中的四大平衡課件4、配位平衡的移動(1)多重配合平衡的同時平衡Fe(NCS)3+3F-

FeF3+3NCS-Fe3++3(NCS)-

→Fe(NCS)3Fe3++3F-

→FeF3反應(yīng)正向進行4、配位平衡的移動(1)多重配合平衡的同時平衡Fe(N(2)配合平衡與酸堿平衡的同時平衡①Ag(NH3)2+=Ag++2NH3②

NH3+H+=NH4+①+2×②：Ag(NH3)2++2H+=Ag++2NH4+

或者Ag(NH3)2++2H+===Ag++2NH4+

(2)配合平衡與酸堿平衡的同時平衡①Ag(NH3)2(3)配合平衡與沉淀平衡的同時平衡①Ag++2NH3==Ag(NH3)2+

②

AgCl(s)

=Ag++Cl-①+②：AgCl(s)+2NH3=Ag(NH3)2++Cl-或者

AgCl(s)+2NH3=Ag(NH3)2++Cl-(3)配合平衡與沉淀平衡的同時平衡①Ag++236.解:36.解:七.水溶液中的四大平衡與氣相反應(yīng)的化學(xué)平衡比較，有以下特點：1、多為離子反應(yīng)，活化能較小，反應(yīng)快。2、壓力對平衡的影響可忽略。3、反應(yīng)的熱效應(yīng)較小，溫度的變化范圍較窄，因此平衡常數(shù)隨溫度的變化可不考慮。酸堿(電離)平衡沉淀溶解平衡氧化還原平衡絡(luò)合(配合)平衡七.水溶液中的四大平衡與氣相反應(yīng)的化學(xué)平衡比較，有以電離度表示弱電解質(zhì)的電離程度(α)AmDn==mAn+

+nDm-(一).電離平衡與酸堿平衡弱電解質(zhì)AmDn的電離反應(yīng)：不能進行完全，平衡時有：α=已電離的電解質(zhì)濃度電解質(zhì)的原始濃度×100%電離度表示弱電解質(zhì)的電離程度(α)AmDn==mA(1).水的離子積常數(shù)(ionproductofwater)水的電離反應(yīng)：H2O(l)+H2O(l)=H3O+(aq)+OH-(aq)簡寫為：H2O(l)=H+(aq)+OH-(aq)室溫下，KwΘ=1.0×10-141.水的電離平衡水的電離平衡常數(shù)(1).水的離子積常數(shù)(ionproductofwat(2).水溶液的pH值IUPAC規(guī)定：溶液的pH值定義為H+離子活度的負對數(shù)。酸性溶液cH+>cOH-；pH<7<pOH中性溶液cH+=cOH-；pH=7=pOH堿性溶液cH+<cOH-；pH>7>pOH(2).水溶液的pH值IUPAC規(guī)定：溶液的pH值定義為H+相似地，可用pOH來表示溶液中的aOH-或[OHˉ]:若用pKwΘ表示水的離子積的負對數(shù)，則常溫下的中性溶液中，pH=pOH=7。但在其它溫度下，水的離子積常數(shù)不等于1.0×10-14，所以KwΘ不等于14，雖然此時中性溶液中pH=pOH，但都不等于7。中性溶液的標志僅僅是pH=pOH。實際中當pH=7時均認為溶液是中性的，這是把非常溫下的KwΘ當作1.0×10-14近似處理的結(jié)果。相似地，可用pOH來表示溶液中的aOH-或[OHˉ]:若(3).酸堿指示劑借助顏色的改變來指示溶液pH值的物質(zhì)復(fù)雜的有機物質(zhì)（弱酸或弱堿）HIn===H++In-無色紫紅色酚酞：甲基橙：紅色黃色(3).酸堿指示劑借助顏色的改變來指示溶液pH值的物質(zhì)復(fù)雜的酸堿指示劑的變色范圍肉眼能觀察到顏色變化的pH值范圍酸堿指示劑的變色范圍：[HIn]:[In-]=1中間顏色，此點稱為理論變色點[HIn]:[In-]≥10無色（酸色）[HIn]:[In-]≤10紫紅色（堿色）酸堿指示劑的變色范圍肉眼能觀察到顏色變化的pH值范圍酸堿指示(1).一元弱酸的電離平衡電離常數(shù)例HAc==H++Ac-2.弱酸的電離平衡平衡時aHAcaH+aAc-對于弱電解質(zhì)的稀溶液，離子間的相互作用較小，可取活度系數(shù)為1。設(shè)HAc初始濃度為c0，則平衡時：(1).一元弱酸的電離平衡電離常數(shù)例HAcKaΘ是酸式電離平衡常數(shù)HAc===H++Ac-c000c0－cHAccH+cAc-t=0時平衡時KaΘ是酸式電離平衡常數(shù)HAc===H++A根據(jù)電離度的定義式，也可將KaΘ表示如下：HAc===H++Ac-c000c0(1－α)c0αc0αt=0時平衡時根據(jù)電離度的定義式，也可將KaΘ表示如下：HAc===(2)、多元弱酸的電離平衡例H2S分二步電離:計算時只考慮一級電離。H2S===HS-+H+平衡時[H2S][HS-][H+]HS-===S2-+H+平衡時[HS-][S2-][H+](2)、多元弱酸的電離平衡例H2S分二步電離:計算時只考慮一3.一元弱堿的電離平衡一元弱堿氨水的電離平衡:NH3·H2O==NH4++OH-起始c000平衡c0(1－α)c0α

c0α

例3.一元弱堿的電離平衡一元弱堿氨水的電離平衡:NH3·H24.同離子效應(yīng)與緩沖溶液電離平衡的移動符合化學(xué)平衡移動的一般原理！因加入與弱電解質(zhì)含有相同離子的強電解質(zhì)而使弱電解質(zhì)的電離度減小的現(xiàn)象叫做同離子效應(yīng)。(1).同離子效應(yīng)(commonioneffect)用途？新平衡c0－x’x’

x’+y

HAc===H++Ac-c000c0－xxxt=0時原平衡∴x’<x4.同離子效應(yīng)與緩沖溶液電離平衡的移動符合化學(xué)平衡移動的(2).緩沖溶液(buffersolution)許多化學(xué)反應(yīng)都要求在一定的pH值的條件下進行。例如，反應(yīng){M2++H2Y→MY+2H+}要求在pH=7.0左右才能正常進行。因此，溶液的pH必須保持在6.5~7.5之間。例如……如何控制反應(yīng)的pH值，是保證反應(yīng)正常進行的重要條件。緩沖溶液可以幫助控制溶液的pH值，它是一種能對少量酸堿的加入或稀釋起緩沖作用(bufferaction)，使溶液的pH值基本不變的溶液。緩沖溶液的緩沖原理實質(zhì)是同離子效應(yīng)的一種應(yīng)用。下面以弱酸(HAc)和弱酸鹽(NaAc)為例，說明緩沖原理。(2).緩沖溶液(buffersolution)平衡時c0,(酸)－xx

c(鹽)+x

HAc===H++Ac-由于同離子效應(yīng)，有c0,(酸)－x

≈

c0,(酸)，c(鹽)+x

≈c(鹽)取負對數(shù):緩沖溶液能抵抗稀釋，因為稀釋時雖然c0,(酸)或c(堿)和c(鹽)都發(fā)生變化，但是c0,(酸)/c(鹽)或c0,(堿)/c(鹽)的比值不變，故緩沖溶液的pH值不改變。相似地，對于弱堿和弱堿鹽的緩沖溶液有平衡時c0,(酸)－xx例題：緩沖溶液的組成是1.00mol·L-3的NH3·H2O和1.00mol·L-3的NH4Cl，求：

1）緩沖溶液的pH值；

2）將1.0cm31.00mol·L-3NaOH溶液加入到50.0cm3

該緩沖溶液中引起的pH值變化；

3）將同量的NaOH加入到50.0Cm3純水中引起的pH值變化。解：(1)例題：緩沖溶液的組成是1.00mol·L-3的NH3·H2O(2)在50cm3緩沖溶液中，含有NH3·H2O和NH4+各是0.050mol，加入的NaOH相當于加入0.001molOH-，它將消耗0.001mol的NH4+，并生成0.001molNH3·H2O分子：NH3·H2O=====NH4++OH-

平衡時相對濃度可見，加入上述NaOH后，溶液的pH值基本不變。(2)在50cm3緩沖溶液中，含有NH3·H2O和NH4+(3)將同樣的NaOH加入到50cm3純水中，可以求得相應(yīng)的[OH-]為：可見，加入等量的NaOH后，純水的pH值改變了5.3單位。相比之下，可以清楚地了解到緩沖溶液對堿的抵抗作用。(3)將同樣的NaOH加入到50cm3純水中，可以求得相應(yīng)例2.用HAc和NaAc配制pH=4.0的緩沖溶液，求比值co,(酸)/c(鹽)。解：例2.用HAc和NaAc配制pH=4.0的緩沖溶液，求比值緩沖溶液的緩沖能力是指它抵抗外來酸堿的加入使其pH值基本保持不變的本領(lǐng)。但是緩沖溶液的緩沖能力是有限的。如何提高緩沖能力？提高緩沖能力的措施：1.適當提高緩沖對濃度。一般在0.1~1mol/L之間。2.控制適當?shù)臐舛缺?。一般地說，緩沖溶液中共軛酸堿對的濃度接近時，溶液的緩沖作用才較大，等于1時最大。緩沖對比值保持在1/10~10/1之間的濃度范圍稱為有效緩沖范圍。緩沖溶液的緩沖能力是指它抵抗外來酸堿的加入使

鹽類的水解鹽溶解在水中得到的溶液可能是中性的，也可能是酸性或堿性的，這和鹽的性質(zhì)有關(guān)：

強酸強堿鹽：如NaCl，其水溶液顯中性；

強酸弱堿鹽：如NH4Cl，F(xiàn)eCl3等，其水溶液顯酸性；

弱酸強堿鹽：如NaAc，Na2CO3等，其水溶液顯堿性；

弱酸弱堿鹽：如NH4Ac，NH4CN等，其水溶液可能顯中性、酸性甚至堿性，這取決于弱酸弱堿的相對強弱；

鹽在水溶液中，與水作用使H2O的電離平衡發(fā)生移動，并且可能由此改變?nèi)芤旱乃岫?，這種作用叫做鹽的水解。強酸強堿鹽在水中不發(fā)生水解作用。鹽類的水解鹽溶解在水中得到的溶液可能

(1).弱酸強堿鹽的水解（hydrolization）NaAc===Na++Ac-

H2O===OH-+H+

Ac-+H2O===HAc+OH-

可見，弱酸強堿鹽的水解平衡常數(shù)等于水的離子積常數(shù)與弱酸的電離平衡常數(shù)的比值。(1).弱酸強堿鹽的水解（hydrolizat由于鹽的水解平衡常數(shù)很小，所以實際中常作近似處理。例如：Ac-

+H2O===HAc+OH-起始c0,鹽00平衡c0,鹽－

x≈c0，xx由于鹽的水解平衡常數(shù)很小，所以實際中常作近似鹽類水解程度經(jīng)常用水解度h表示：對于一元弱酸強堿鹽有：鹽類水解程度經(jīng)常用水解度h表示：對于一元弱酸強堿鹽有：(2).強酸弱堿鹽的水解NH4-

+H2O=NH3·H2O+H+(2).強酸弱堿鹽的水解NH4-+H2O=NH3·H(3).弱酸弱堿鹽的水解NH4++Ac-+H2O==NH3·H2O+HAc(a).弱酸弱堿鹽水解平衡常數(shù)NH4Ac==NH4++Ac-H2O==OH-+H+++NH3·H2OHAcKbΘKaΘ(3).弱酸弱堿鹽的水解NH4++Ac-+H2O(b).弱酸弱堿鹽溶液的[H+]可見，弱酸弱堿鹽的酸堿性由KaΘ和KbΘ的相對大小決定：若KaΘ>KbΘ，則[H+]>[OH-]，溶液為酸性；若KaΘ<KbΘ，則[H+]<[OH-]，溶液為堿性；若KaΘ=KbΘ，則[H+]=[OH-]，溶液為中性；遇到弱酸弱堿鹽水解生成沉淀或氣體，則水解可以進行到底，例如：Al2(CO3)3+3H2O===2Al(OH)3↓+3CO2↑(b).弱酸弱堿鹽溶液的[H+]可見，弱酸弱堿鹽的酸堿性(4).影響水解平衡的主要因素①濃度的影響可見，溫度一定時，鹽的初始濃度越小，水解度大。②平衡常數(shù)的影響因為鹽類的水解是吸熱反應(yīng)，所以升高溫度促進水解。③溫度的影響可見，鹽水解后生成的弱酸、弱堿的電離平衡常數(shù)越大，則鹽的水解平衡常數(shù)越小。(4).影響水解平衡的主要因素①濃度的影響可見，溫度一定④酸度的影響：鹽的水解會使溶液的酸度發(fā)生變化，所以根據(jù)平衡移動原理，可以通過控制溶液的酸度來控制水解反應(yīng)的平衡。

例如

KCN是劇毒物質(zhì)，它在水中有明顯水解作用生成揮發(fā)性的劇毒物HCN：

CNˉ+H2O===HCN↑+OHˉ為了阻止HCN生成，在配制KCN溶液時，常常先在溶液中加入適量的堿，以抑制水解反應(yīng)。又如

實驗室配制SnCl2溶液時，因存在下列水解反應(yīng)：

SnCl2+H2O===Sn(OH)Cl↓+HCl故常用鹽酸來溶解SnCl2固體而不用蒸餾水做溶劑，原因就是利用酸來抑制Sn2+的水解。④酸度的影響：鹽的水解會使溶液的酸度發(fā)生變化，所以根據(jù)平衡移(二)酸堿質(zhì)子理論1、酸堿理論的發(fā)展概況1680年，波義耳提出…1787年，拉瓦錫提出…1811年，戴維否定了…1814年，蓋呂薩克認為…1887年，阿侖尼烏斯提出了“酸堿電離理論”

…1905年，弗蘭克林提出了“酸堿溶劑理論”…1923年，布郎斯特和勞萊提出了“酸堿質(zhì)子理論”…1923年，路易斯提出了“酸堿電子理論”…1939年，烏薩諾維奇提出了“酸堿正負理論”…(二)酸堿質(zhì)子理論1、酸堿理論的發(fā)展概況2、酸堿電離理論的局限性回憶酸：凡是在水溶液中能夠電離產(chǎn)生的正離子全部是H+的物質(zhì)。堿：凡是在水溶液中產(chǎn)生的陰離子全部是OH-的物質(zhì)。2、酸堿電離理論的局限性回憶酸：凡是在水溶液中能夠電離產(chǎn)生2.酸堿質(zhì)子理論中酸堿的定義酸：能給出質(zhì)子H+的分子或離子，即質(zhì)子給予體(protondonor);堿：能接受質(zhì)子H+的分子或離子，即質(zhì)子接受體(protonacceptor)。酸堿不能單獨存在：一種物質(zhì)的酸性或堿性要通過另一種物質(zhì)接受或給出質(zhì)子才能表現(xiàn)出來，因此，酸堿總是成對出現(xiàn)，互為共軛。左邊的酸是右邊堿的共軛酸(conjugateacid)；右邊的堿是左邊酸的共軛堿(conjugatebase)；對應(yīng)的一對酸堿稱為共軛酸堿對(conjugateacid-basepair)。

上式稱為酸堿半反應(yīng)(half-reactionofacid-base)。酸====質(zhì)子(H+)＋堿2.酸堿質(zhì)子理論中酸堿的定義酸：能給出質(zhì)子H+的分子或離子例如：從上面的例子可見，判斷某一物質(zhì)是酸還是堿？必須根據(jù)具體的反應(yīng)式確定才有意義！有些物質(zhì)在某反應(yīng)中表現(xiàn)為酸性，而在另一反應(yīng)中卻表現(xiàn)為堿性，這類物質(zhì)稱為“兩性物質(zhì)”(amphotericsubstance)，如：HPO42-

；能分步給出多個質(zhì)子的酸稱為多元酸；能分步接受多個質(zhì)子的堿稱為多元堿。HCl===Cl-+H+[Al(H2O)6]3+===

[Al(H2O)5OH]2++H+NH4+===NH3+H+H2PO4-===HPO42-+H+HPO42-===PO43-+H+例如：從上面的例子可見，判斷某一物質(zhì)是酸還是

哈哈

酸

(1)+堿

(2)

堿(1)+酸

(2)

一般地由此可得到什么結(jié)論呢？

根據(jù)酸堿質(zhì)子理論，酸與堿的反應(yīng)是不同的共軛酸堿對之間的質(zhì)子傳遞過程，例如：

(1)

HAc+H2OAc-

+H3O+

(2)H2O+NH3OH-+NH4+(3)NH4+

+H2ONH3

+H3O+

(4)H2O+Ac-

OH-

+HAc(5)H2O+H2OOH-+H3O+(6)HCl+NH3Cl-+NH4+

自偶平衡哈哈酸(1)+堿(2)由上面討論可得到如下結(jié)論：1.在酸堿反應(yīng)中至少由兩個酸堿半反應(yīng)構(gòu)成；每一個共軛酸堿對表示的反應(yīng)稱為酸堿半反應(yīng)(half-reactionofacid-base)；2.在水溶液的酸堿反應(yīng)中，H2O的作用較為特殊：一方面，H2O作為兩性物質(zhì)，既可作為酸又可作為堿參與反應(yīng)，如上述反應(yīng)(1)~(4)是弱酸、弱堿和溶劑水之間的質(zhì)子傳遞反應(yīng)，通常稱為弱酸和弱堿的電離平衡；另一方面，H2O在酸堿反應(yīng)中又存在自身的質(zhì)子傳遞反應(yīng)，稱為水的自偶平衡或質(zhì)