《無機化學(xué)》第四章-酸堿平衡和沉淀-溶解平衡課件

4.3弱酸、弱堿的解離平衡4.2強電解質(zhì)溶液4.4緩沖溶液

4.5鹽類的水解4.6難溶強電解質(zhì)的沉淀-溶解平衡

4.1近代酸堿理論簡介第四章酸堿平衡和沉淀-溶解平衡4.3弱酸、弱堿的解離平衡4.2強電解質(zhì)溶液4.4第一節(jié)近代酸堿理論簡介一、酸堿質(zhì)子理論

酸——能給出質(zhì)子的物質(zhì)。例：HAc、H3PO4堿——能接受質(zhì)子的物質(zhì)。例：Ac-、CO32-1.酸堿的定義第一節(jié)近代酸堿理論簡介一、酸堿質(zhì)子理論酸——能給出質(zhì)2.酸堿的形式酸質(zhì)子+堿HAcH++Ac–NH4+H++NH3H2PO4-H++HPO42-HPO42-H++PO43-共軛酸堿對之間只差一個H+既可以給出質(zhì)子又可以接受質(zhì)子的物質(zhì)為兩性物質(zhì)2.酸堿的形式酸質(zhì)子+堿HAcH++Ac–NH43.酸堿的強度⑴酸堿的強度給出質(zhì)子能力越強——酸性越強接受質(zhì)子能力越強——堿性越強⑵酸越強，其對應(yīng)共軛堿堿性越弱堿越強，其對應(yīng)共軛酸酸性越弱例：酸強度HA>HB>HC共軛堿強度A-<B-<C-3.酸堿的強度⑴酸堿的強度給出質(zhì)子能力越強——酸性越強接受質(zhì)

4.酸堿反應(yīng)實質(zhì)：質(zhì)子H+——質(zhì)子在兩個共軛酸堿對之間的傳遞。5.酸堿質(zhì)子理論優(yōu)缺點：優(yōu)：擴(kuò)大酸堿范圍，適用于水溶液及非水體系。缺：僅限于質(zhì)子授受，對于無質(zhì)子的酸堿反應(yīng)無法解釋。4.酸堿反應(yīng)實質(zhì)：質(zhì)子H+——質(zhì)子在兩個共軛酸堿5.酸第二節(jié)強電解質(zhì)溶液一、活度和活度系數(shù)1.活度a：離子在參加化學(xué)反應(yīng)時表現(xiàn)出來的有效

濃度稱為該離子的活度。a=c

2.活度系數(shù)：反映了溶液中離子間相互作用的程度。①稀溶液、弱電解質(zhì)、難溶電解質(zhì)溶液1，a

≈C。②強電解質(zhì)溶液<1，a<

C。(注：與離子濃度C、離子的電荷數(shù)Z有關(guān)。）第二節(jié)強電解質(zhì)溶液一、活度和活度系數(shù)1.活度a：離子在參加第三節(jié)弱酸、弱堿的解離平衡一、水的解離平衡1.水的解離：H2OH++OH-水的離子積常數(shù)，與溫度有關(guān)。（25℃時，Kw=1.010-14）可簡寫為：第三節(jié)弱酸、弱堿的解離平衡一、水的解離平衡1.水的解離：H2.溶液的酸堿性⑴[H+]>1.0mol/L時，用[H+]表示。

[H+]<1.0mol/L時，用pH表示。

⑵

pH=-lg[H+][H+]>[OH-]pH<7酸性[H+]=[OH-]pH=7中性[H+]<[OH-]pH>7堿性同理：pOH=-lg[OH-]即pH+pOH=142.溶液的酸堿性⑴[H+]>1.0mol/L時，用二、一元弱酸、弱堿的解離平衡HAcH++Ac–1.解離常數(shù)：可簡寫為：二、一元弱酸、弱堿的解離平衡HAcH++Ac–NH3·H2ONH4＋＋OH－可簡寫為：NH3·H2ONH4＋＋OH－可簡寫為：解離常數(shù)的意義：①解離常數(shù)的大小反映了弱電解質(zhì)解離的趨勢。越大，弱電解質(zhì)解離程度越大。②與弱酸、弱堿的濃度無關(guān)。③與溫度有關(guān)。（注：由于解離過程的熱效應(yīng)較小，室溫下可忽略對解離常數(shù)的影響。）2.解離度解離常數(shù)的意義：①解離常數(shù)的大小反映了弱電解質(zhì)解離的趨勢。越3.解離常數(shù)和解離度的關(guān)系設(shè)HA的濃度為Cmol/L，解離度為。HAH++A-起始濃度/mol·L-1

c00平衡濃度/mol·L-1c(1-)

ccKa=c2(稀釋定律)3.解離常數(shù)和解離度的關(guān)系設(shè)HA的濃度為Cmol/L，解4.一元弱酸、弱堿溶液pH值的計算例：濃度為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、弱堿溶液pH值的計算例：濃度為Cmol/L的例：濃度為Cmol/L的NH3·H2O溶液。⑵一元弱堿①一般公式：②近似公式：NH3·H2ONH4＋＋OH－例：濃度為Cmol/L的NH3·H2O溶液。⑵一元弱堿①例：已知25℃時，計算該溫度下0.10mol·L-1的HAc溶液中[H+]、[Ac-]及溶液pH，并計算該溫度下HAc的解離度。解：設(shè)解離平衡時，[H+]=xmol·L-1HAcH++Ac-起始濃度/mol·L-10.1000平衡濃度/mol·L-10.10-x

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

三、多元弱酸的離解平衡

H2SH++HS-HS-H++S2-1.特點：①分步。②一步比一步難?！猵H計算只考慮第一級解離。三、多元弱酸的離解平衡H2SH例：室溫下，H2S飽和溶液的濃度為0.10mol·L-1，求溶液中[H+]、[HS-]、[S2-]、[OH-]。

⑴由于Ka1>>Ka2，故求[H+]時只考慮第一級解離。解：設(shè)H2S飽和溶液中[H+]=xmol·L-1起始濃度/mol·L-10.1000H2SH++HS-平衡濃度/mol·L-1

0.10-x

x

x例：室溫下，H2S飽和溶液的濃度為0.10mol·L-1，⑵設(shè)：平衡時[S2-]=yHS-H++S2-起始濃度/mol·L-1

x

x0∵很小，HS-解離很少，即y非常小∴x-y≈x

x+y≈x

平衡濃度/mol·L-1

x-y

x+yy⑵設(shè)：平衡時[S2-]=yHS-H+由上述計算可知：由上述計算可知：H2SH++HS-HS-H++S2-討論：H2S2H+

+S2-室溫下，H2S飽和溶液的濃度約為0.1mol·L-1H2S溶液中[H+]≠2[S2-]H2SH++HS-HS-四、影響解離平衡的因素：1.同離子效應(yīng)：HAcH++Ac-NaAcNa++Ac-平衡移動方向

同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液中，加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的強電解質(zhì)，使弱電解質(zhì)的解離度降低的現(xiàn)象。——降低解離度四、影響解離平衡的因素：1.同離子效應(yīng)：HAc例：在1.0L0.10mol·L-1HAc溶液中，加入固體NaAc0.10mol(假定溶液體積不變)，計算溶液中的H+濃度和HAc的解離度。x=[H+]=1.75×10-5mol·L-10.10+x≈0.100.1000.10平衡濃度/(mol·L-1)0.10–xx0.10+x

解：

HAcH++Ac－0.10-x≈0.10初始濃度/(mol·L-1)由于Ka較小，又產(chǎn)生同離子效應(yīng)，故x與0.1相比可忽略不計。例：在1.0L0.10mol·L-1HAc溶液中，加入

已知沒有同離子效應(yīng)時，0.10mol·L-1HAc溶液中[H＋]＝1.3×10-3mol·L-1,HAc的解離度為：

已知沒有同離子效應(yīng)時，0.10mol·L3.溫度的影響2.鹽效應(yīng)溫度對解離常數(shù)的影響不大。HAcH++Ac-NaClNa++Cl-平衡移動方向

在弱電解質(zhì)溶液中加入其他強電解質(zhì)時，該弱電解質(zhì)的解離度將略有提高，這一影響稱為鹽效應(yīng)?！怆x度增大3.溫度的影響2.鹽效應(yīng)溫度對解離常數(shù)的影響不大。HA第四節(jié)緩沖溶液1.定義：能抵抗外加少量酸、堿或稀釋，而本身pH值不發(fā)生顯著變化的作用稱為緩沖作用，具有緩沖作用的溶液稱為緩沖溶液。2.緩沖溶液的組成：抗酸組分抗堿組分例：弱酸鹽弱酸HAc~NaAc弱堿弱堿鹽NH3·H2O~NH4Cl多元酸酸式鹽及其次級酸式鹽NaH2PO4~Na2HPO4典型第四節(jié)緩沖溶液1.定義：能抵抗外加少量酸、堿或稀釋，而本以HAc—NaAc溶液為例：3.

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

+Ac-（大量）以HAc—NaAc溶液為例：3.緩沖作用原理：HAcHAc（大量）H+（少量）

+Ac-（大量）（1）加少量酸溶液中的Ac–與外加的少量的H+結(jié)合成HAc，平衡向左移動，溶液的pH值基本不變?！狝c-為緩沖溶液的抗酸組分（2）加少量堿外加的OH-與H+結(jié)合成H2O，H+濃度降低，平衡向右移動，有更多HAc解離來補充減少的H+，使溶液的pH值基本不變?！狧Ac為緩沖溶液的抗堿組分（3）加少量水稀釋溶液中[Ac-]與[HAc]降低倍數(shù)相同，故的比值保持不變，pH值沒有變化。HAc（大量）H+（少量）+A設(shè)緩沖溶液由弱酸~弱酸鹽組成：HA~MA4.緩沖溶液pH值的計算：C酸C鹽

HAH++A－初始濃度/(mol·L-1)

C酸

0

C鹽平衡濃度/(mol·L-1)C酸–xxC鹽+x由于同離子效應(yīng)，HA解離度降低。

c酸–x≈c酸c鹽+x≈

c鹽

設(shè)緩沖溶液由弱酸~弱酸鹽組成：HA~M結(jié)論：a.弱酸~弱酸鹽組成（例HAc～NaAc）：b.弱堿~弱堿鹽組成（例NH3·H2O～NH4Cl）：結(jié)論：a.弱酸~弱酸鹽組成（例HAc～NaAc）：b.弱堿~例：90mL含有0.10mol/LHAc和0.10mol/L

NaAc的緩沖溶液的pH值為多少？在該緩沖溶液中分別加入(1)0.010mol/LHCl溶液10mL；(2)0.010mol/LNaOH溶液10mL；(3)水10mL試計算它們的pH值。解：例：90mL含有0.10mol/LHAc和0.10(1)加HCl溶液后，HAc和Ac-

的濃度分別為：(1)加HCl溶液后，HAc和Ac-的濃度分別為：(2)加NaOH溶液后，HAc和Ac-

的濃度分別為：(2)加NaOH溶液后，HAc和Ac-的濃度分別為(3)加10mL水：(3)加10mL水：5.緩沖物質(zhì)的選擇和緩沖溶液的配制⑴⑵緩沖溶液的有效范圍：a.弱酸~弱酸鹽（例HAc～NaAc）：

pH=pKa±1b.弱堿~弱堿鹽組成（例NH3·H2O～NH4Cl）：

pOH=pKb±1⑶所選緩沖溶液不能與反應(yīng)物、生成物作用。5.緩沖物質(zhì)的選擇和緩沖溶液的配制⑴⑵緩沖溶液的有效范圍第五節(jié)鹽類的水解鹽的水解：鹽的離子與水解離出來的H+或OH-作用生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)。1.強酸強堿鹽：

強酸強堿鹽的離子不和水發(fā)生作用，因而這類鹽不會發(fā)生水解反應(yīng)?！芤撼手行缘谖骞?jié)鹽類的水解鹽的水解：鹽的離子與水解離出來的H+或O2.強堿弱酸鹽:以NaAc為例：

NaAc=Na++Ac-H2OOH-+H+＋HAc——水溶液呈堿性2.強堿弱酸鹽:以NaAc為例：NaAc=Na(1)H2OH++OH-(2)Ac-+H+HAcKh為水解常數(shù)組成鹽的酸越弱，則Kh越大，鹽的水解傾向越大。(1)H2OH++OH-(2)《無機化學(xué)》第四章-酸堿平衡和沉淀-溶解平衡課件例：計算0.10mol/LNaAc溶液的pH和h。解：設(shè)水解后溶液中的[OH-]=xmol/L平衡濃度/mol·L-10.10-x

x

x例：計算0.10mol/LNaAc溶液的pH和h。解：設(shè)水pOH=5.12則pH=8.88pOH=5.12則pH=8.883.強酸弱堿鹽：以NH4Cl為例：

NH4Cl=NH4++Cl-H2OOH-+H+＋NH3·H2O——水溶液呈酸性3.強酸弱堿鹽：以NH4Cl為例：NH4Cl=N(1)H2OH++OH-(2)NH4++OH-NH3·H2O(1)H2OH++OH-(2)N4.弱酸弱堿鹽

以NH4Ac為例：(1)H2OH++OH-K1=Kw(2)NH4++OH-NH3?H2O(3)Ac-+H+HAcNH4++Ac-+H2ONH3?H2O+HAc4.弱酸弱堿鹽以NH4Ac為例：(1)H2O弱酸弱堿鹽其水溶液的酸堿性取決于弱酸、弱堿的相對強弱:弱酸弱堿鹽其水溶液的酸堿性取決于弱酸、弱堿的相對強弱:5.多元弱酸鹽和多元弱堿鹽的水解：以Na2CO3為例：⑴多元弱酸鹽：只考慮第一級水解——水溶液呈堿性5.多元弱酸鹽和多元弱堿鹽的水解：以Na2CO3為例：⑴多多元弱酸鹽pH值計算的近似公式：⑵多元弱堿鹽：以CuCl2為例：（1）Cu2++H2OCu(OH)++H+（2）Cu(OH)++H2OCu(OH)2+H+——水溶液呈酸性多元弱酸鹽pH值計算的近似公式：⑵多元弱堿鹽：以CuCl2為二、影響鹽類水解反應(yīng)的因素1.鹽類的本性①鹽類水解后生成的弱酸或弱堿越弱，水解越強烈。如：在AlCl3溶液中加入Na2S得一白色沉淀

2Al3++3S2-+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2S↑②水解產(chǎn)物若為沉淀或易揮發(fā)的氣體，則水解反應(yīng)進(jìn)行完全。二、影響鹽類水解反應(yīng)的因素1.鹽類的本性①鹽類水解后生成2.濃度:C鹽↓,水解度增大。4.酸度：3.溫度:——升溫促進(jìn)水解——可利用調(diào)節(jié)溶液的酸堿度促進(jìn)或抑制鹽的水解2.濃度:C鹽↓,水解度增大。4.酸度：3.溫第六節(jié)難溶電解質(zhì)的沉淀－溶解平衡一、沉淀-溶解平衡常數(shù)——溶度積

在一定條件下，將難溶電解質(zhì)固體放入水中時，就發(fā)生溶解和沉淀兩個過程。第六節(jié)難溶電解質(zhì)的沉淀－溶解平衡一、沉淀-溶解平衡常數(shù)—AgCl(s)Ag++Cl-溶解沉淀1.溶度積常數(shù):（簡稱溶度積）①與溫度有關(guān)。②反映了難溶強電解質(zhì)的溶解能力。屬于多相平衡可簡寫為：AgCl(s)A通式：AmBn(s)mAn+

+nBm-通式：AmBn(s)mAn+2.溶度積和溶解度之間的相互換算（1）由S計算例：Ag2CrO4在298K時的溶解度為6.5410-5mol/L，計算其溶度積。Ag2CrO4（s）2Ag+

+CrO42-解：2SS2.溶度積和溶解度之間的相互換算（1）由S計算例：Ag2C（2）由計算S例：25℃時，AgCl：

Ag2CrO4:分別求AgCl、Ag2CrO4的溶解度。AgCl（s）Ag+

+Cl-解：①SS（2）由計算S例：25℃時，AgCl：分別求AgAg2CrO4（s）2Ag+

+CrO42-②2SS=(2S)2

S=4S3(注：S的單位：mol/L)Ag2CrO4（s）2Ag++CrO42-②2S討論：難溶電解質(zhì)類型AB型溶解度和溶度積關(guān)系A(chǔ)B2或A2B型ABn或AnB型結(jié)論：只有對于同類型的難溶強電解質(zhì)才可以用溶度積比較其溶解能力的大小。討論：難溶電解質(zhì)類型AB型溶解度和溶度積關(guān)系A(chǔ)B2或A2B型*

相同類型的難溶電解質(zhì)，其大的S也大。電解質(zhì)類型電解質(zhì)溶解度/mol·L-1溶度積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

減小S

減小*相同類型的難溶電解質(zhì)，其大的S也大。電二、

溶度積規(guī)則AmBn(s)mAn+

+nBm-同一溫度下飽和溶液平衡不飽和溶液，反應(yīng)向沉淀溶解方向進(jìn)行過飽和溶液反應(yīng)向生成沉淀的方向進(jìn)行二、溶度積規(guī)則AmBn(s)三、沉淀的生成和溶解1.沉淀的生成例：將等體積的410-3mol/L的AgNO3和410-3mol/LK2CrO4混合，是否會析出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：將等體2.沉淀的溶解(1)生成弱電解質(zhì)

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)生成弱電解質(zhì)①生成弱酸2HClCO32-+H+HCO3-CaCO3(s)Ca2++CO32-HCO3-+H+H2CO3

CaCO3溶于酸的平衡常數(shù)：可見：溶度積越大，生成的酸越弱，反應(yīng)越易進(jìn)行。CO32-+H+HCO3-CaC②生成弱堿2NH4Cl2Cl-+2NH4+Mg(OH)2(s)Mg2++2OH-＋2NH3·H2OMg(OH)2(s)+2NH4+Mg2++2NH3·H2O例：Mg(OH)2能溶于銨鹽。①Mg(OH)2、Mn(OH)2的Ksp較大，能溶于銨鹽。②Fe(OH)3、Al(OH)3的Ksp較小，不能溶于銨鹽。②生成弱堿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)發(fā)生氧化還原反應(yīng)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)發(fā)生氧化還原反應(yīng)3CuS+8HNO3=3Cu(NO(3)生成配離子例如：AgCl溶于濃氨水。AgCl（s）Ag+

+Cl-+2NH3[Ag(NH3)2]+(3)生成配離子例如：AgCl溶于濃氨水。AgCl（s）A3.金屬硫化物沉淀的生成和溶解PbSBi2S3CuSCdSSb2S3SnS2As2S3HgS金屬硫化物的顏色3.金屬硫化物沉淀的生成和溶解PbSBi2S3推導(dǎo)：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)推導(dǎo)：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：計算使0.10mol的MnS、ZnS、CuS溶解于1L酸所需[H+]的最低濃度。解：MnSZnSCuS例：計算使0.10mol的MnS、ZnS、CuS溶解于1L酸4.同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng)(1)同離子效應(yīng)：AgCl（s）Ag+

+Cl-NaClNa++Cl-平衡移動方向

在難溶電解質(zhì)的飽和溶液中加入與其含有相同離子的易溶強電解質(zhì)，而使難溶電解質(zhì)的溶解度降低的現(xiàn)象。——降低溶解度4.同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng)(1)同離子效應(yīng)：AgCl（s）Ag例：求（1）25℃時，BaSO4在純水中的溶解度。（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℃時，BaSO4在純水中的溶解度。BaSO4BaSO4（s）Ba2++SO42-解：②平衡濃度S0.01+S由于S值很小，故0.01+S≈0.01BaSO4（s）Ba2++SO42-解：②平衡濃度(2)鹽效應(yīng):AgCl（s）Ag+

+Cl-KNO3K++NO3-平衡移動方向——增大溶解度(2)鹽效應(yīng):AgCl（s）Ag++Cl-KNO3三、分步沉淀和沉淀轉(zhuǎn)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。問（1）哪種離子先沉淀？（2）當(dāng)?shù)诙N離子開始沉淀時，溶液中第一種離子是否沉淀完全？三、分步沉淀和沉淀轉(zhuǎn)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此時[I-]<<10-5mol/L因此AgCl開始沉淀時，I-已沉淀完全。判斷離子沉淀完全依據(jù)[Mn+]≤10-5mol/L此時[I-]<<10-5mol/L因此AgCl開始2.沉淀轉(zhuǎn)化：例：PbCl2(s)+CO32-PbCO3(s)+2Cl-PbCl2(s)Pb2++2Cl-Pb2++CO32-PbCO3(s)沉淀轉(zhuǎn)化條件：難溶物質(zhì)轉(zhuǎn)化為更難溶物質(zhì)。2.沉淀轉(zhuǎn)化：例：PbCl2(s)+CO32-PbCO34.3弱酸、弱堿的解離平衡4.2強電解質(zhì)溶液4.4緩沖溶液

4.5鹽類的水解4.6難溶強電解質(zhì)的沉淀-溶解平衡

4.1近代酸堿理論簡介第四章酸堿平衡和沉淀-溶解平衡4.3弱酸、弱堿的解離平衡4.2強電解質(zhì)溶液4.4第一節(jié)近代酸堿理論簡介一、酸堿質(zhì)子理論

酸——能給出質(zhì)子的物質(zhì)。例：HAc、H3PO4堿——能接受質(zhì)子的物質(zhì)。例：Ac-、CO32-1.酸堿的定義第一節(jié)近代酸堿理論簡介一、酸堿質(zhì)子理論酸——能給出質(zhì)2.酸堿的形式酸質(zhì)子+堿HAcH++Ac–NH4+H++NH3H2PO4-H++HPO42-HPO42-H++PO43-共軛酸堿對之間只差一個H+既可以給出質(zhì)子又可以接受質(zhì)子的物質(zhì)為兩性物質(zhì)2.酸堿的形式酸質(zhì)子+堿HAcH++Ac–NH43.酸堿的強度⑴酸堿的強度給出質(zhì)子能力越強——酸性越強接受質(zhì)子能力越強——堿性越強⑵酸越強，其對應(yīng)共軛堿堿性越弱堿越強，其對應(yīng)共軛酸酸性越弱例：酸強度HA>HB>HC共軛堿強度A-<B-<C-3.酸堿的強度⑴酸堿的強度給出質(zhì)子能力越強——酸性越強接受質(zhì)

4.酸堿反應(yīng)實質(zhì)：質(zhì)子H+——質(zhì)子在兩個共軛酸堿對之間的傳遞。5.酸堿質(zhì)子理論優(yōu)缺點：優(yōu)：擴(kuò)大酸堿范圍，適用于水溶液及非水體系。缺：僅限于質(zhì)子授受，對于無質(zhì)子的酸堿反應(yīng)無法解釋。4.酸堿反應(yīng)實質(zhì)：質(zhì)子H+——質(zhì)子在兩個共軛酸堿5.酸第二節(jié)強電解質(zhì)溶液一、活度和活度系數(shù)1.活度a：離子在參加化學(xué)反應(yīng)時表現(xiàn)出來的有效

濃度稱為該離子的活度。a=c

2.活度系數(shù)：反映了溶液中離子間相互作用的程度。①稀溶液、弱電解質(zhì)、難溶電解質(zhì)溶液1，a

≈C。②強電解質(zhì)溶液<1，a<

C。(注：與離子濃度C、離子的電荷數(shù)Z有關(guān)。）第二節(jié)強電解質(zhì)溶液一、活度和活度系數(shù)1.活度a：離子在參加第三節(jié)弱酸、弱堿的解離平衡一、水的解離平衡1.水的解離：H2OH++OH-水的離子積常數(shù)，與溫度有關(guān)。（25℃時，Kw=1.010-14）可簡寫為：第三節(jié)弱酸、弱堿的解離平衡一、水的解離平衡1.水的解離：H2.溶液的酸堿性⑴[H+]>1.0mol/L時，用[H+]表示。

[H+]<1.0mol/L時，用pH表示。

⑵

pH=-lg[H+][H+]>[OH-]pH<7酸性[H+]=[OH-]pH=7中性[H+]<[OH-]pH>7堿性同理：pOH=-lg[OH-]即pH+pOH=142.溶液的酸堿性⑴[H+]>1.0mol/L時，用二、一元弱酸、弱堿的解離平衡HAcH++Ac–1.解離常數(shù)：可簡寫為：二、一元弱酸、弱堿的解離平衡HAcH++Ac–NH3·H2ONH4＋＋OH－可簡寫為：NH3·H2ONH4＋＋OH－可簡寫為：解離常數(shù)的意義：①解離常數(shù)的大小反映了弱電解質(zhì)解離的趨勢。越大，弱電解質(zhì)解離程度越大。②與弱酸、弱堿的濃度無關(guān)。③與溫度有關(guān)。（注：由于解離過程的熱效應(yīng)較小，室溫下可忽略對解離常數(shù)的影響。）2.解離度解離常數(shù)的意義：①解離常數(shù)的大小反映了弱電解質(zhì)解離的趨勢。越3.解離常數(shù)和解離度的關(guān)系設(shè)HA的濃度為Cmol/L，解離度為。HAH++A-起始濃度/mol·L-1

c00平衡濃度/mol·L-1c(1-)

ccKa=c2(稀釋定律)3.解離常數(shù)和解離度的關(guān)系設(shè)HA的濃度為Cmol/L，解4.一元弱酸、弱堿溶液pH值的計算例：濃度為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、弱堿溶液pH值的計算例：濃度為Cmol/L的例：濃度為Cmol/L的NH3·H2O溶液。⑵一元弱堿①一般公式：②近似公式：NH3·H2ONH4＋＋OH－例：濃度為Cmol/L的NH3·H2O溶液。⑵一元弱堿①例：已知25℃時，計算該溫度下0.10mol·L-1的HAc溶液中[H+]、[Ac-]及溶液pH，并計算該溫度下HAc的解離度。解：設(shè)解離平衡時，[H+]=xmol·L-1HAcH++Ac-起始濃度/mol·L-10.1000平衡濃度/mol·L-10.10-x

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

三、多元弱酸的離解平衡

H2SH++HS-HS-H++S2-1.特點：①分步。②一步比一步難?！猵H計算只考慮第一級解離。三、多元弱酸的離解平衡H2SH例：室溫下，H2S飽和溶液的濃度為0.10mol·L-1，求溶液中[H+]、[HS-]、[S2-]、[OH-]。

⑴由于Ka1>>Ka2，故求[H+]時只考慮第一級解離。解：設(shè)H2S飽和溶液中[H+]=xmol·L-1起始濃度/mol·L-10.1000H2SH++HS-平衡濃度/mol·L-1

0.10-x

x

x例：室溫下，H2S飽和溶液的濃度為0.10mol·L-1，⑵設(shè)：平衡時[S2-]=yHS-H++S2-起始濃度/mol·L-1

x

x0∵很小，HS-解離很少，即y非常小∴x-y≈x

x+y≈x

平衡濃度/mol·L-1

x-y

x+yy⑵設(shè)：平衡時[S2-]=yHS-H+由上述計算可知：由上述計算可知：H2SH++HS-HS-H++S2-討論：H2S2H+

+S2-室溫下，H2S飽和溶液的濃度約為0.1mol·L-1H2S溶液中[H+]≠2[S2-]H2SH++HS-HS-四、影響解離平衡的因素：1.同離子效應(yīng)：HAcH++Ac-NaAcNa++Ac-平衡移動方向

同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液中，加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的強電解質(zhì)，使弱電解質(zhì)的解離度降低的現(xiàn)象。——降低解離度四、影響解離平衡的因素：1.同離子效應(yīng)：HAc例：在1.0L0.10mol·L-1HAc溶液中，加入固體NaAc0.10mol(假定溶液體積不變)，計算溶液中的H+濃度和HAc的解離度。x=[H+]=1.75×10-5mol·L-10.10+x≈0.100.1000.10平衡濃度/(mol·L-1)0.10–xx0.10+x

解：

HAcH++Ac－0.10-x≈0.10初始濃度/(mol·L-1)由于Ka較小，又產(chǎn)生同離子效應(yīng)，故x與0.1相比可忽略不計。例：在1.0L0.10mol·L-1HAc溶液中，加入

已知沒有同離子效應(yīng)時，0.10mol·L-1HAc溶液中[H＋]＝1.3×10-3mol·L-1,HAc的解離度為：

已知沒有同離子效應(yīng)時，0.10mol·L3.溫度的影響2.鹽效應(yīng)溫度對解離常數(shù)的影響不大。HAcH++Ac-NaClNa++Cl-平衡移動方向

在弱電解質(zhì)溶液中加入其他強電解質(zhì)時，該弱電解質(zhì)的解離度將略有提高，這一影響稱為鹽效應(yīng)?！怆x度增大3.溫度的影響2.鹽效應(yīng)溫度對解離常數(shù)的影響不大。HA第四節(jié)緩沖溶液1.定義：能抵抗外加少量酸、堿或稀釋，而本身pH值不發(fā)生顯著變化的作用稱為緩沖作用，具有緩沖作用的溶液稱為緩沖溶液。2.緩沖溶液的組成：抗酸組分抗堿組分例：弱酸鹽弱酸HAc~NaAc弱堿弱堿鹽NH3·H2O~NH4Cl多元酸酸式鹽及其次級酸式鹽NaH2PO4~Na2HPO4典型第四節(jié)緩沖溶液1.定義：能抵抗外加少量酸、堿或稀釋，而本以HAc—NaAc溶液為例：3.

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

+Ac-（大量）以HAc—NaAc溶液為例：3.緩沖作用原理：HAcHAc（大量）H+（少量）

+Ac-（大量）（1）加少量酸溶液中的Ac–與外加的少量的H+結(jié)合成HAc，平衡向左移動，溶液的pH值基本不變?！狝c-為緩沖溶液的抗酸組分（2）加少量堿外加的OH-與H+結(jié)合成H2O，H+濃度降低，平衡向右移動，有更多HAc解離來補充減少的H+，使溶液的pH值基本不變?！狧Ac為緩沖溶液的抗堿組分（3）加少量水稀釋溶液中[Ac-]與[HAc]降低倍數(shù)相同，故的比值保持不變，pH值沒有變化。HAc（大量）H+（少量）+A設(shè)緩沖溶液由弱酸~弱酸鹽組成：HA~MA4.緩沖溶液pH值的計算：C酸C鹽

HAH++A－初始濃度/(mol·L-1)

C酸

0

C鹽平衡濃度/(mol·L-1)C酸–xxC鹽+x由于同離子效應(yīng)，HA解離度降低。

c酸–x≈c酸c鹽+x≈

c鹽

設(shè)緩沖溶液由弱酸~弱酸鹽組成：HA~M結(jié)論：a.弱酸~弱酸鹽組成（例HAc～NaAc）：b.弱堿~弱堿鹽組成（例NH3·H2O～NH4Cl）：結(jié)論：a.弱酸~弱酸鹽組成（例HAc～NaAc）：b.弱堿~例：90mL含有0.10mol/LHAc和0.10mol/L

NaAc的緩沖溶液的pH值為多少？在該緩沖溶液中分別加入(1)0.010mol/LHCl溶液10mL；(2)0.010mol/LNaOH溶液10mL；(3)水10mL試計算它們的pH值。解：例：90mL含有0.10mol/LHAc和0.10(1)加HCl溶液后，HAc和Ac-

的濃度分別為：(1)加HCl溶液后，HAc和Ac-的濃度分別為：(2)加NaOH溶液后，HAc和Ac-

的濃度分別為：(2)加NaOH溶液后，HAc和Ac-的濃度分別為(3)加10mL水：(3)加10mL水：5.緩沖物質(zhì)的選擇和緩沖溶液的配制⑴⑵緩沖溶液的有效范圍：a.弱酸~弱酸鹽（例HAc～NaAc）：

pH=pKa±1b.弱堿~弱堿鹽組成（例NH3·H2O～NH4Cl）：

pOH=pKb±1⑶所選緩沖溶液不能與反應(yīng)物、生成物作用。5.緩沖物質(zhì)的選擇和緩沖溶液的配制⑴⑵緩沖溶液的有效范圍第五節(jié)鹽類的水解鹽的水解：鹽的離子與水解離出來的H+或OH-作用生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)。1.強酸強堿鹽：

強酸強堿鹽的離子不和水發(fā)生作用，因而這類鹽不會發(fā)生水解反應(yīng)。——水溶液呈中性第五節(jié)鹽類的水解鹽的水解：鹽的離子與水解離出來的H+或O2.強堿弱酸鹽:以NaAc為例：

NaAc=Na++Ac-H2OOH-+H+＋HAc——水溶液呈堿性2.強堿弱酸鹽:以NaAc為例：NaAc=Na(1)H2OH++OH-(2)Ac-+H+HAcKh為水解常數(shù)組成鹽的酸越弱，則Kh越大，鹽的水解傾向越大。(1)H2OH++OH-(2)《無機化學(xué)》第四章-酸堿平衡和沉淀-溶解平衡課件例：計算0.10mol/LNaAc溶液的pH和h。解：設(shè)水解后溶液中的[OH-]=xmol/L平衡濃度/mol·L-10.10-x

x

x例：計算0.10mol/LNaAc溶液的pH和h。解：設(shè)水pOH=5.12則pH=8.88pOH=5.12則pH=8.883.強酸弱堿鹽：以NH4Cl為例：

NH4Cl=NH4++Cl-H2OOH-+H+＋NH3·H2O——水溶液呈酸性3.強酸弱堿鹽：以NH4Cl為例：NH4Cl=N(1)H2OH++OH-(2)NH4++OH-NH3·H2O(1)H2OH++OH-(2)N4.弱酸弱堿鹽

以NH4Ac為例：(1)H2OH++OH-K1=Kw(2)NH4++OH-NH3?H2O(3)Ac-+H+HAcNH4++Ac-+H2ONH3?H2O+HAc4.弱酸弱堿鹽以NH4Ac為例：(1)H2O弱酸弱堿鹽其水溶液的酸堿性取決于弱酸、弱堿的相對強弱:弱酸弱堿鹽其水溶液的酸堿性取決于弱酸、弱堿的相對強弱:5.多元弱酸鹽和多元弱堿鹽的水解：以Na2CO3為例：⑴多元弱酸鹽：只考慮第一級水解——水溶液呈堿性5.多元弱酸鹽和多元弱堿鹽的水解：以Na2CO3為例：⑴多多元弱酸鹽pH值計算的近似公式：⑵多元弱堿鹽：以CuCl2為例：（1）Cu2++H2OCu(OH)++H+（2）Cu(OH)++H2OCu(OH)2+H+——水溶液呈酸性多元弱酸鹽pH值計算的近似公式：⑵多元弱堿鹽：以CuCl2為二、影響鹽類水解反應(yīng)的因素1.鹽類的本性①鹽類水解后生成的弱酸或弱堿越弱，水解越強烈。如：在AlCl3溶液中加入Na2S得一白色沉淀

2Al3++3S2-+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2S↑②水解產(chǎn)物若為沉淀或易揮發(fā)的氣體，則水解反應(yīng)進(jìn)行完全。二、影響鹽類水解反應(yīng)的因素1.鹽類的本性①鹽類水解后生成2.濃度:C鹽↓,水解度增大。4.酸度：3.溫度:——升溫促進(jìn)水解——可利用調(diào)節(jié)溶液的酸堿度促進(jìn)或抑制鹽的水解2.濃度:C鹽↓,水解度增大。4.酸度：3.溫第六節(jié)難溶電解質(zhì)的沉淀－溶解平衡一、沉淀-溶解平衡常數(shù)——溶度積

在一定條件下，將難溶電解質(zhì)固體放入水中時，就發(fā)生溶解和沉淀兩個過程。第六節(jié)難溶電解質(zhì)的沉淀－溶解平衡一、沉淀-溶解平衡常數(shù)—AgCl(s)Ag++Cl-溶解沉淀1.溶度積常數(shù):（簡稱溶度積）①與溫度有關(guān)。②反映了難溶強電解質(zhì)的溶解能力。屬于多相平衡可簡寫為：AgCl(s)A通式：AmBn(s)mAn+

+nBm-通式：AmBn(s)mAn+2.溶度積和溶解度之間的相互換算（1）由S計算例：Ag2CrO4在298K時的溶解度為6.5410-5mol/L，計算其溶度積。Ag2CrO4（s）2Ag+

+CrO42-解：2SS2.溶度積和溶解度之間的相互換算（1）由S計算例：Ag2C（2）由計算S例：25℃時，AgCl：

Ag2CrO4:分別求AgCl、Ag2CrO4的溶解度。AgCl（s）Ag+

+Cl-解：①SS（2）由計算S例：25℃時，AgCl：分別求AgAg2CrO4（s）2Ag+

+CrO42-②2SS=(2S)2

S=4S3(注：S的單位：mol/L)Ag2CrO4（s）2Ag++CrO42-②2S討論：難溶電解質(zhì)類型AB型溶解度和溶度積關(guān)系A(chǔ)B2或A2B型ABn或AnB型結(jié)論：只有對于同類型的難溶強電解質(zhì)才可以用溶度積比較其溶解能力的大小。討論：難溶電解質(zhì)類型AB型溶解度和溶度積關(guān)系A(chǔ)B2或A2B型*

相同類型的難溶電解質(zhì)，其大的S也大。電解質(zhì)類型電解質(zhì)溶解度/mol·L-1溶度積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

減小S

減小*相同類型的難溶電解質(zhì)，其大的S也大。電二、

溶度積規(guī)則AmBn(s)mAn+

+nBm-同一溫度下飽和溶液平衡不飽和溶液，反應(yīng)向沉淀溶解方向進(jìn)行過飽和溶液反應(yīng)向生成沉淀的方向進(jìn)行二、溶度積規(guī)則AmBn(s)三、沉淀的生成和溶解1.沉淀的生成例：將等體積的410-3mol/L的AgNO3和410-3mol/LK2CrO4混合，是否會析出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：將等體2.沉淀的溶解(1)生成弱電解質(zhì)

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)生成弱電解質(zhì)①生成弱酸2HClCO32-+H+HCO3-CaCO3(s)Ca2++CO32-HCO3-+H+H2