基础化学第八版第三章全解.ppt

单击此处编辑母版标题样式,,单击此处编辑母版文本样式,,第二级,,第三级,,第四级,,第五级,,,,*,单击此处编辑母版标题样式,,单击此处编辑母版文本样式,,第二级,,第三级,,第四级,,第五级,,1,根底化学,第三章,电解质溶液,Electrolyte Solutions,内容提要,强电解质溶液,,电解质和解离度,,Debye-Hückel的离子互吸理论,,离子的活度和离子强度,,酸碱理论,,酸碱质子理论,,酸碱反响的实质,,溶剂的拉平效应和区分效应,,水的质子自递平衡,,酸碱电子理论,3. 弱酸和弱碱溶液的解离平衡,,① 弱酸、弱碱的解离平衡及其平衡常数,,② 共轭酸碱解离常数的关系,,③ 酸碱平衡的移动,,酸碱溶液,pH,的计算,,① 强酸或强碱溶液,,② 一元弱酸或弱碱溶液,,③ 多元酸碱溶液,,④ 两性物质溶液,内容提要,难溶强电解质的沉淀溶解平衡,,溶度积和溶度积规那么,,沉淀平衡的移动,,沉淀溶解平衡实例,内容提要,教学根本要求,掌握,,酸碱质子理论、酸碱定义、共轭酸碱对、酸碱的强度酸碱解离常数及其应用，共轭酸碱对Ka与Kb关系弱酸弱碱水溶液中pH的计算。

难溶电解质的溶度积常数Ksp的表达式，溶度积和溶解度的关系及其计算应用溶度积规那么判断沉淀的生成、溶解及沉淀的先后次序教学根本要求,熟悉,,强电解质理论、强电解质溶液表观解离度和活度、离子强度等概念酸碱在水溶液中的质子转移平衡溶剂的拉平效应与区分效应水的离子积及水溶液,pH,的表达酸碱溶液的同离子效应和盐效应分级沉淀了解,,活度因子难溶电解质的同离子效应和盐效应沉淀,-,溶解平衡在医学中的应用第一节 强电解质溶液理论,一、强电解质溶液,,定义 电解质是溶于水中或熔融状态下能导电的化合物，这些化合物的水溶液称为电解质溶液第一节 强电解质溶液理论,一、强电解质溶液,,电解质可分为强电解质和弱电解质两类在水溶液中能完全解离成离子的化合物就是强电解质例如,,Na+Cl- Na+ + Cl- (离子型化合物),,HCl H+ + Cl- (强极性分子),,弱电解质在水溶液中只能局部解离成离子，大局部以分子的形式存在例如：,,HAc H+ + Ac-,第一节 强电解质溶液理论,解离度：达解离平衡时，已解离的分子数和分子总数之比。

单位为一，可以百分率表示通常,0.1 mol·kg,-1,溶液中，强电解质,α,>,30%,；弱电解质,α,<5%,；中强电解质,α,=5%,～,30%,第一节 强电解质溶液理论,例 某电解质,HA,溶液，其质量摩尔浓度,b,(HA),为,0.1 mol·kg,-1,，测得此溶液的△,T,f,为,0.19℃,，求该物质的解离度解 设,HA,的解离度为,α,，,,,HA(aq) H,+,(aq) +A,-,(aq),,平衡时,/mol·kg,-1,α,,0.1,α,,0.1,α,,[HA]+[H,+,]+[A,-,]=0.1(1+,α,) mol·kg,-1,,根据△,T,f,=,K,f,b,,0.19 K=1.86 K·kg·mol,-1,×0.1(1+,α,) mol·kg,-1,,α,= 0.022 = 2.2%,第一节 强电解质溶液理论,校正系数i与解离度α 的关系,,〔1〕AB型电解质,,AB(aq) A+(aq) + B-(aq),,平衡时 c-cα cα cα,,ic=[(c-cα)+cα+cα]=c+cα i=1+α,,〔2〕 AB2〔或A2B〕型电解质,,AB2(aq) A2+(aq) + 2B-(aq),,平衡时 c-cα cα 2cα,,ic=[(c-cα)+cα+2cα]=c+2cα i=1+2α,第一节 强电解质溶液理论,Debye—Hückel,离子互吸理论,,电解质离子相互作用，离子氛存在，致使离子间相互作用而互相牵制，表观解离度不是,100%,。

一种更为简单的离子对模型，虽然便于理解，但难以量化第一节 强电解质溶液理论,3.,离子的活度,,活度：离子的有效浓度,(,表观浓度,),小于理论浓度，有效浓度的值就是活度,a,B,活度因子：,γ,B,称为溶质,B,的活度因子离子的活度,,a,B,=,γ,B,·,b,B,/,b,θ,,b,θ,为标准态的浓度,(,即,1 mol·kg,-1,),第一节 强电解质溶液理论,由于离子的表观浓度小于理论浓度，一般,,γ,B,<,1,,当溶液中的离子浓度很小，且离子所带的电荷数也少时，活度接近浓度，即,γ,B,≈1,溶液中的中性分子也有活度和浓度的区别，不过不象离子的区别那么大，所以，通常把中性分子的活度因子视为,1,对于弱电解质溶液，因其离子浓度很小，一般可以把弱电解质的活度因子也视为,1,第一节 强电解质溶液理论,目前不能由实验测定电解质溶液单种离子的活度因子，但可测定离子的平均活度因子,γ,±,1-1,价型电解质的离子平均活度因子：,,,,离子的平均活度：,第一节 强电解质溶液理论,离子强度,,离子的活度因子是溶液中离子间作用力的反映，与离子浓度和所带电荷有关：,,,,,,b,i,和,Z,i,分别为溶液中第,i,种离子的质量摩尔浓度和该离子的电荷数，近似计算时，也可以用,c,i,代替,b,i,。

I,的单位为,mol·kg,-1,Debye—Hückel,理论导出了离子的活度因子与溶液的离子强度关系：,,,平均活度因子：,第二节 酸碱理论,1884年，Arrhenius提出酸碱电离理论：,,在水溶液中解离时所生成的阳离子全部是H+的化合物是酸；所生成的阴离子全部是OH-的化合物是碱酸碱反响的实质是中和反响：H+ + OH-= H2O酸碱电离理论的缺陷：,,把酸碱范围限制在水溶液中，限制在仅能解离出H+或OH- 的物质无法解释NH3、Na2CO3均不含OH-, 也具有碱性；有些物质如NH4Cl水溶液那么呈酸性一、酸碱质子理论,,,1923,年由,Brönsted,和,Lowry,提出,,1.,酸碱的定义,,酸：能给出质子,(H,+,),的物质,(,质子给体,),,酸可以是分子、阳离子或阴离子第二节 酸碱理论,第二节 酸碱理论,一、酸碱质子理论,,1. 酸碱的定义,,碱：能承受质子的物质 (质子受体),,碱可以是分子、阳离子或阴离子第二节 酸碱理论,酸释放一个质子形成其共轭碱；碱结合一个质子形成其共轭酸酸、碱得失质子的反响式是酸碱半反响式酸碱半反响两边是共轭酸碱对第二节 酸碱理论,2.,共轭酸碱的特点：,,酸比它的共轭碱多一个质子。

酸愈强，其共轭碱愈弱；碱愈强，其共轭酸愈弱某酸碱对中的酸、在另一酸碱对中是碱的物质称为两性物质第二节 酸碱理论,二、酸碱反响的实质,,酸碱反响是共轭酸碱对之间的质子传递反响例如，HAc在水溶液中：,,酸碱半反响1 HAc(aq) H+(aq) + Ac-(aq),,酸1 碱1,,酸碱半反响2 H+(aq) + H2O(l) H3O+(aq),,碱2 酸2,,H+,,总反响 HAc(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + Ac-(aq),,酸1 碱2 酸2 碱1,第二节 酸碱理论,酸碱反响的方向——较强酸、碱反响生成较弱酸、碱HCl(aq) + NH3(aq) NH4+(aq) + Cl-(aq),,反响强烈地向右进展,,,Ac-(aq) + H2O(l) HAc(aq) + OH-(aq),,反响明显地偏向左方,第二节 酸碱理论,三、溶剂的拉平效应和区分效应,,物质的酸碱性强弱不但与其自身给出或承受质子能力有关，也与溶剂承受或给出质子能力有关。

1,．拉平效应,,拉平效应：能将酸或碱的强度调至溶剂合质子〔或溶剂阴离子〕强度水平的效应拉平性溶剂：具有拉平效应的溶剂HClO,4,+ H,2,O →,H,3,O,+,+ ClO,4,-,,H,2,SO,4,+ H,2,O →,H,3,O,+,+ SO,4,2-,,HCl + H,2,O →,H,3,O,+,,+ Cl,-,,HNO,3,+ H,2,O →,H,3,O,+,,+ NO,3,-,注：在稀的水溶液中，4种酸的强度几乎相等4种酸在水中全部解离，碱性较强的H2O可全部承受其质子，定量生成H3O+ ，更强的酸在水溶液中都被均化到H3O+水平强,,强度相近,,第二节 酸碱理论,又如强碱在水中：,Na,2,O + H,2,O → NaOH + Na,+,+,OH,-,NaNH,2,+ H,2,O → NH,3,+ Na,+,+,OH,-,C,2,H,5,ONa + H,2,O → C,2,H,5,OH + Na,+,+,OH,-,水是,HClO,4,、,H,2,SO,4,、,HCl,及,HNO,3,的拉平性溶剂；也是,Na,2,O,、,NaNH,2,和,C,2,H,5,ONa,的拉平性溶剂。

因此，H3O+是水中最强的酸，但凡比H3O+更强的酸都被拉平到H3O+；OH-是水中最强的碱，但凡比OH-更强的碱都被拉平到OH-第二节 酸碱理论,区分效应,：,能区分酸碱强弱的效应区分性溶剂,：,能区分酸碱强弱的效应的溶剂HClO,4,+ HAc,H,2,Ac,+,+ ClO,4,-,,H,2,SO,4,+ HAc,H,2,Ac,+,+ SO,4,2-,,HCl + HAc,H,2,Ac,+,,+ Cl,-,,HNO,3,+ HAc,H,2,Ac,+,,+ NO,3,-,注：在HAc溶液中，4种酸的强度不相等HAc碱性＜H2O，无法全部承受4种酸离解出的质子生成,,H2Ac+，表现出酸性差异强,,2,．区分效应,第二节 酸碱理论,在水中：,酸的强度顺序：,HF > HAc > NH,4,+,在,冰醋酸,中：,酸的强度顺序：,HClO,4,> HCl,HAc + H,2,O Ac,-,+ H,3,O,+,,NH,4,+,+ H,2,O NH,3,+ H,3,O,+,HF + H,2,O F,-,+ H,3,O,+,因此，水是,HF,、,HAc,和,NH,4,Cl,的区分性溶剂；,,冰醋酸是,HClO,4,和,HCl,的区分性溶剂。

第二节 酸碱理论,在液氨中：,HCl + NH,3,→ Cl,+,+ NH,4,+,HAc + NH,3,→ Ac,-,+ NH,4,+,在,NH,3,中，,HCl,与,HAc,都是强酸在醋酸中：,CO,3,2-,+ HAc → HCO,3,-,+ Ac,-,NH,3,+ HAc → NH,4,+,+ Ac,-,,在,HAc,中，,CO,3,2-,与,NH,3,都是强碱第二节 酸碱理论,,共存酸,,,拉平,,区分,碱性溶剂,,酸性溶剂,,,区分,,拉平,,,共存碱,酸性溶剂,是溶质,酸,的,区分性溶剂,，是溶质,碱,的,拉平性溶剂,；,,碱性溶剂,是溶质,碱,的,区分性溶剂,，是溶质,酸,的,拉平性溶剂,第二节 酸碱理论,第二节 酸碱理论,四、水的质子自递平衡,,1.,水的质子自递平衡和水的离子积,,,H,+,,,,H,2,O(l) + H,2,O(l) H,3,O,+,(aq) + OH,-,(aq),,,,第二节 酸碱理论,[H,2,O],看成常数，与,K,合并，得,,K,w,= [H,3,O,+,][OH,-,],,K,w,称质子自递平衡常数，又称水的离子积,,0,℃,时,K,w,= 1.15×10,-15,,25,℃,时,K,w,= 1.01×10,-14,,100,℃,时,K,w,= 5.44×10,-13,。

第二节 酸碱理论,水的离子积不仅适用于纯水，也适用于所有稀水溶液25℃,的纯水中,,[H,3,O,+,] = [OH,-,] = =1.0×10,-7,,,中性溶液中,[H,3,O,+,]=[OH,-,] =1.0×10,-7,mol·L,-1,,酸性溶液中,[H,3,O,+,],＞,1.0×10,-7,mol·L,-1,＞,[OH,-,],,碱性溶液中,[H,3,O,+,],＜,1.0×10,-7,mol·L,-1,＜,[OH,-,],,第二节 酸碱理论,水溶液的,pH,,定义：,pH=-lg,,稀溶液中，,pH = -lg[H,3,O,+,],,类似的，,pOH = -lg[OH,-,],,298K,，,pH + pOH=14.00,溶液中,[H,3,O,+,]=1 mol·L,-1,～,10,-14,mol·L,-1,时，,pH,值范围在,0~14,如果溶液中,[H,3,O,+,],或,[OH,-,]>1 mol·L,-1,时，直接用,[H,3,O,+,],或,[OH,-,],表示第二节 酸碱理论,人体各种体液的,pH,体,,液,pH,体,,液,pH,血清,7.35,～,7.45,大肠液,8.3,～,8.4,成人胃液,0.9,～,1.5,乳汁,6.0,～,6.9,婴儿胃液,5.0,泪水,～,7.4,唾液,6.35,～,6.85,尿液,4.8,～,7.5,胰液,7.5,～,8.0,脑脊液,7.35,～,7.45,小肠液,～,7.6,,,酸碱定义 酸是能够承受电子对的物质，又称电子对的受体；碱是能够给出电子对形成配位键的物质，又称电子对的给体。

酸碱反响 酸 + 碱  酸碱配合物,,,,可知，酸与具有孤对电子的物质成键，所以酸又称为亲电试剂；碱与酸中电子缺乏的原子共享电子对，因此碱又称为亲核试剂第二节 酸碱理论,五、酸碱的电子理论,例子：,第二节 酸碱理论,分类,,酸碱加合反响，如,,Ag+(aq) +2NH3(aq) → [H3N→Ag←NH3]+(aq),,碱取代反响，如,,[Cu(NH3)4]2+(aq)+2OH-(aq) → Cu(OH)2(s) +4NH3(aq),,酸取代反响，如,,[Cu(NH3)4]2+(aq)+4H+(aq) → Cu2+(aq)+4NH4+(aq),,双取代反响，如,,HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l),第二节 酸碱理论,第三节 弱酸和弱碱溶液的解离平衡,,一、弱酸、弱碱的解离平衡及其平衡常数,,,弱酸弱碱在溶液中建立起动态的解离平衡：,,,HA(aq) + H,2,O(l) A,-,(aq) + H,3,O,+,(aq),,,,,,稀水溶液中，,[H,2,O],可看成是常数，上式改写为,,,,K,a,称为酸解离常数。

K,a,是水溶液中酸强度的量度，表示酸在水中释放质子能力的大小K,a,值愈大，酸性愈强其值大于,10,时为强酸HAc,＞,HClO,＞,HCN,,K,a,1.75×10,-5,3.9×10,-8,6.2×10,-10,,,,,一些弱酸的,K,a,非常小，常用,p,K,a,表示，它是酸解离常数的负对数第三节 弱酸和弱碱溶液的解离平衡,,类似地，碱B‑在水溶液中有以下平衡：,,B(aq) + H2O(l) BH+(aq) + OH-(aq),,,,,Kb为碱解离平衡常数Kb的大小表示碱承受质子能力的大小，Kb值愈大，碱性愈强pKb是碱解离常数的负对数第三节 弱酸和弱碱溶液的解离平衡,,一些酸在水溶液中的,K,a,和,p,K,a,值,(25℃),酸 性 增 强,碱 性 增 强,,酸,HA,K,a,(aq),p,K,a,(aq),共轭碱,A,-,,,H,3,O,+,/,/,H,2,O,,,H,2,C,2,O,4,5.6×10,-2,1.25,HC,2,O,4,-,,,H,3,PO,4,6.9×10,-3,2.16,H,2,PO,4,-,,,HC,2,O,4,-,1.5×10,-4,3.81,C,2,O,4,2-,,,HAc,1.75×10,-5,4.756,Ac,-,,,H,2,CO,3,4.5×10,-7,6.35,HCO,3,-,,,H,2,PO,4,-,6.1×10,-8,7.21,HPO,4,2-,,,HCO,3,-,4.7×10,-11,10.33,CO,3,2-,,,HPO,4,2-,4.8×10,-13,12.32,PO,4,3-,,,H,2,O,1.0×10,-14,14.00,OH,-,,二、共轭酸碱解离常数的关系,,酸,HA,及其共轭碱,,HA(aq) + H,2,O(l) A,-,(aq) + H,3,O,+,(aq),,,A,-,(aq) + H,2,O(l) HA(aq) + OH,-,(aq),,,,H,2,O(l) + H,2,O(l) H,3,O,+,(aq) + OH,-,(aq),,,K,w,=[H,3,O,+,][OH,-,],,,以,K,a,、,K,b,代入，得,K,a,·,K,b,=,K,w,第三节 弱酸和弱碱溶液的解离平衡,,例 NH3的Kb为1.8×10-5，试求NH4+的Ka。

解 NH4+是NH3的共轭酸，,,故,,Ka=Kw/Kb,,=1.0×10-14/(1.8×10-5),,=5.6×10-10,第三节 弱酸和弱碱溶液的解离平衡,,多元弱酸或多元弱碱,,H,3,PO,4,(aq) + H,2,O(l) H,2,PO,4,-,(aq) + H,3,O,+,(aq),,,,H,2,PO,4,-,(aq) + H,2,O(l) HPO,4,2-,(aq) + H,3,O,+,(aq),,,,HPO,4,2-,(aq) + H,2,O(l) PO,4,3-,(aq) + H,3,O,+,(aq),第三节 弱酸和弱碱溶液的解离平衡,,H,2,PO,4,-,(aq) + H,2,O(l) H,3,PO,4,(aq) + OH,-,(aq),,,,HPO,4,2-,(aq) + H,2,O(l) H,2,PO,4,-,(aq) + OH,-,(aq),,,,PO,4,3-,(aq) + H,2,O(l) HPO,4,2-,(aq) + OH,-,(aq),,,,,第三节 弱酸和弱碱溶液的解离平衡,,例 H2CO3的Ka1=4.5×10-7，Ka2=4.7×10-11，求CO32-的Kb1和Kb2。

解 CO32-与HCO3-为共轭酸碱对,,Kb1=Kw/ Ka2,,=1.0×10-14/(4.7×10-11)=2.1×10-4,,而HCO3-与H2CO3为共轭酸碱对,,Kb2=Kw/ Ka1,,=1.0×10-14/(4.5×10-7)=2.2×10-8,第三节 弱酸和弱碱溶液的解离平衡,,三、酸碱平衡的移动,,1.浓度对酸碱平衡的影响,,酸HA在水中的质子自递平衡为,,HA(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + A-(aq),,平衡建立后，假设增大溶液中HA的浓度，那么平衡被破坏，向着HA解离的方向移动，即H3O+和A-的浓度增大第三节 弱酸和弱碱溶液的解离平衡,,例 计算0.100 mol·L-1HAc溶液的解离度α及[H3O+]解 HAc的Ka=1.75×10-5,,HAc(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + Ac-(aq),,c(1-α)≈c cα cα,,Ka= (cα)2/c = cα 2,,,[H3O+]=cα =0.100 mol·L-1×1.32%=1.32×10-3 mol·L-1,,, K只随温度改变而改变，而在一定温度下，α 那么随溶液的稀释而增大，这称为稀释定律。

第三节 弱酸和弱碱溶液的解离平衡,,2. 同离子效应,,在弱酸或弱碱的水溶液中，参加与弱酸或弱碱含有一样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称为同离子效应 第三节 弱酸和弱碱溶液的解离平衡,,(1) HAc水溶液＋甲基橙〔橙红色〕,,参加 NaAc(s) → 黄色,,HAc(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + Ac-(aq),,平衡左移,,参加Ac-使 HAc 解离度降低2) NH3· H2O + 酚酞 〔粉红色〕,,参加 NH4Cl(s) → 无色,,NH3(aq) + H2O(l) OH–(aq) + NH4+(aq),,平衡左移,,参加NH4+使 NH3 解离度降低第三节 弱酸和弱碱溶液的解离平衡,,例 在0.100 mol·L-1HAc溶液中参加一定量固体NaAc, 使NaAc的浓度等于0.100 mol·L-1, 求该溶液中H+浓度, pH和HAc的解离度α第三节 弱酸和弱碱溶液的解离平衡,,解：设已解离的,[H,3,O,+,]=,x,mol·L,-1,,HAc(aq)+H,2,O(l) H,3,O,+,(aq),,+ Ac,-,(aq),,初始时,/ mol·L,-1,0.100 0.100,,平衡时,/mol·L,-1,0.100–,x,≈0.100,x,0.100+,x,≈0.100,,,,[H,3,O,+,] =,x,mol·L,-1,= 1.75×10,-5,mol·L,-1,, pH = 4.75,,,与上例相比,,,同离子效应使,α,从,1.32%,降为,0.0175%, [H,3,O,+,],从,1.32×10,-3,mol·L,-1,,减少到,1.75×10,-5,mol·L,-1,(,降低,75,倍,),。

第三节 弱酸和弱碱溶液的解离平衡,,盐效应,,假设在HAc溶液中参加不含一样离子的强电解质如NaCl，那么因离子强度增大，溶液中离子之间的相互牵制作用增大，使HAc的解离度略有增大，这种作用称为盐效应产生同离子效应时，必然伴随有盐效应，但同离子效应的影响比盐效应要大得多，所以一般情况下，不考虑盐效应也不会产生显著影响第三节 弱酸和弱碱溶液的解离平衡,,第四节 酸碱溶液,pH,的计算,一、强酸或强碱溶液,,,强酸或强碱属于强电解质，在水中完全解离因此，一般浓度下，,,对于强酸,HA,，,[H,3,O,+,]=,c,(HA),；,,对于强碱,B,，,[OH,-,]=,c,(B),但当,[H,3,O,+,],或,[OH,-,]<10,-6,mol·L,-1,时，此时由,H,2,O,解 离出的,H,+,或,OH,-,就不能忽略第四节 酸碱溶液,pH,的计算,二、一元弱酸或弱碱溶液,,1.,一元弱酸溶液,,在弱酸,HA,的水溶液中，,,HA(aq) + H,2,O(l) H,3,O,+,(aq) + A,-,(aq),,,,H,2,O(l) + H,2,O(l) H,3,O,+,(aq) + OH,-,(aq),,K,w,=[H,3,O,+,][OH,-,],,第四节 酸碱溶液,pH,的计算,当,K,a,·,c,a,≥ 20,K,w,，可以忽略水的质子自递平衡,,,HA(aq) + H,2,O(l) H,3,O,+,(aq) +A,-,(aq),,平衡时,c,a,(1-,,),c,a,,c,a,,,,,,,当,c,a,,/,k,a,,≥,,500,时，,,第四节 酸碱溶液,pH,的计算,2.,一元弱碱溶液,,,,B(aq) + H,2,O(l) HB,+,(aq) + OH,-,(aq),,,同理,,,当,K,b,·,c,b,≥,20,K,w,，,,且,c,b,／,K,b,≥,500,时，,第四节 酸碱溶液,pH,的计算,例,计算,0.100 mol·L,-1,HAc,溶液的,pH,。

解,,K,a,=1.75×10,-5,，,c,a,=0.100 mol·L,-1,，,,K,a,·,c,a,=1.75×10,-6,≥20,K,w,，,,又,c,a,/,K,a,=0.100/(1.75×10,-5,),＞,500,,,,,pH=2.88,第四节 酸碱溶液,pH,的计算,例：25℃时，0.20 mol·L-1氨水的解离度为 0.95%，求[OH-], pH和氨的解离常数解： NH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq) + OH-(aq),,初始/mol·L-1 0.20,,平衡/mol·L-1 0.20×(1-0.95%) 0.20×0.95% 0.20×0.95%,,[OH-]=0.20 mol·L-1×0.95%=1.9×10-3 mol·L-1,,pH=14.00-(-lg1.9×10-3)=11.27,第四节 酸碱溶液,pH,的计算,三、多元酸碱溶液,,多元弱酸水溶液的质子传递反响是分步进展的如二元酸H2S：,,H2S(aq) + H2O(l) HS-(aq)+ H3O+(aq),,,,第二步反响为,,HS-(aq) + H2O(l) S2-(aq) + H3O+(aq),第四节 酸碱溶液,pH,的计算,又如H3PO4在水中有三级解离，25℃时，Ka1=6.9×10-3，Ka2=6.1×10-8，Ka3=4.8×10-13。

多元酸的Ka1>>Ka2>>Ka3, 每级解离常数一般相差4～6个数量级，可忽略二、三级解离平衡因此, 多元酸的H3O+浓度的计算以一级解离为主比较多元弱酸的酸性强弱时， 只需比较它们一级解离常数值即可第四节 酸碱溶液,pH,的计算,例 H2CO3的Ka1=4.5×10-7, Ka2=4.7×10-11, 计算0.020 mol·L-1 H2CO3溶液中[H3O+]、[CO32-]及pH解 H2CO3(aq)+H2O(l) H3O+(aq) + HCO3-(aq),,HCO3-(aq)+H2O(l) H3O+(aq) + CO32-(aq),,∵Ka2<

第四节 酸碱溶液,pH,的计算,多元酸碱溶液的简化公式,,当,K,a1,>> K,a2,>> K,a3,、,K,a1,/K,a2,＞,10,2,时，可当作一元弱酸处理，求［,H,3,O,+,］第二步质子传递平衡所得的共轭碱的浓度近似等于,K,a2,如,H,2,CO,3,溶液中，,[CO,3,2-,]≈,K,a2,(H,2,CO,3,),；,,,,H,3,PO,4,溶液中，,[HPO,4,2-,]≈,K,a2,(H,3,PO,4,),第二步及以后质子传递平衡所得共轭碱浓度很低,,多元弱碱的分步解离,与多元弱酸相似，根据类似的条件，可按一元弱碱溶液计算其,［,OH,-,］第四节 酸碱溶液,pH,的计算,例 计算0.50 mol·L-1邻苯二甲酸(C8H6O4)溶液的pH，并求[C8H5O4-]，[C8H4O42-]和[OH-]解 Ka1=1.14×10-3，Ka2=3.70×10-6，c =0.50 mol·L-1，Ka1/Ka2＞102，c/Ka1 ≈ 500，,,,pH=1.62,,[C8H5O4-]=[H3O+]=0.024 mol·L-1,,[C8H4O42-]=Ka2=3.7×10-6 mol·L-1,,[OH-]=Kw/[H3O+]=4.2×10-13 mol·L-1,第四节 酸碱溶液,pH,的计算,例 计算,0.100 mol·L,-1,Na,2,CO,3,溶液的,pH,以及,CO,3,2-,和,HCO,3,-,浓度。

解,Na,2,CO,3,是二元弱碱，在水中,,CO,3,2-,(aq) + H,2,O(l) HCO,3,-,(aq) + OH,-,(aq),,K,b1,=K,w,/ K,a2,=1.0×10,-14,/(4.7×10,-11,)=2.1×10,-4,,而,HCO,3,-,与,H,2,CO,3,为共轭酸碱对,,HCO,3,-,(aq) + H,2,O(l) H,2,CO,3,(aq) + OH,-,(aq),,K,b2,=K,w,/ K,a1,=1.0×10,-14,/(4.5×10,-7,)=2.2×10,-8,,第四节 酸碱溶液,pH,的计算,因,K,b1,／,K,b2,＞,10,2,，,c,b,／,K,b1,＞,500,，故,,,,[OH,-,]=[HCO,3,-,]= 4.6×10,-3,mol·L,-1,,pOH=2.34, pH=14.00-2.34=11.66,,[CO,3,2-,]=0.100 mol·L,-1,-4.6×10,-3,mol·L,-1,=0.095 mol·L,-1,第四节 酸碱溶液,pH,的计算,四、两性物质溶液,,既能给出质子又能承受质子的物质称为两性物质。

可分为三种类型1. 负离子型，如HCO3-、H2PO4-、HPO42-等以HCO3-为例：,,HCO3-(aq)+H2O(l) H3O+(aq)+CO32-(aq),,,,,HCO3-(aq)+H2O(l) OH-(aq)+H2CO3(aq),第四节 酸碱溶液,pH,的计算,2. 弱酸弱碱型，如NH4Ac、NH4CN、(NH4)2CO3等以NH4Ac为例，它作为酸，在水中的反响为,,NH4+(aq) + H2O(l) NH3(aq) + H3O+(aq),,,,,作为碱，在水中的质子传递反响为,,Ac-(aq) + H2O(l) HAc(aq) + OH-(aq),,,,第四节 酸碱溶液,pH,的计算,3. 氨基酸型,,以通式NH3+·CHR·COO-表示，式中-NH3+基团可给出质子，显酸性；-COO-基团可承受质子，显碱性，故是两性物质以甘氨酸(NH3+·CH2·COO-)为例，在水中：,,NH3+·CH2·COO-(aq) + H2O(l),,NH2·CH2·COO-(aq) + H3O+(l) (作为酸),,Ka=Ka2=1.56×10-10,,NH3+·CH2·COO-(aq) + H2O(l),,NH3+·CH2·COOH(aq) + OH-(aq) (作为碱),,Kb=Kw/Ka1= 2.24×10-12,,第四节 酸碱溶液,pH,的计算,两性物质在水溶液中的酸碱性取决于,K,a,与,K,b,的相对大小，即当,,K,a,>,K,b,，溶液的,pH<7,，呈酸性，如,NaH,2,PO,4,、,NH,4,F,、,HCOONH,4,等,,K,a,<,K,b,，溶液的,pH>7,，呈碱性，如,Na,2,HPO,4,、,NaHCO,3,、,(NH,4,),2,CO,3,、,NH,4,CN,等,,K,a,≈,K,b,，溶液的,pH≈7,，呈中性，如,NH,4,Ac,等,第四节 酸碱溶液,pH,的计算,例 计算0.10 mol·L-1NH4CN溶液的pH，NH3的Kb为1.8×10-5，HCN的Ka为6.2×10-10。

解 NH4CN在水溶液中存在的主要物种是NH4+、CN-和H2O发生的反响为,,作为酸：NH4+(aq) + H2O(l) NH3(aq) + H3O+(aq),,Ka’=5.6×10-10,,作为碱：CN-(aq) + H2O(l) HCN(aq) + OH-(aq),,Kb=1.6×10-5,,H2O(l) + H2O(l) H3O+(aq) + OH-(aq) Kw=1.00×10-14,第四节 酸碱溶液,pH,的计算,酸碱反响：NH4+(aq)+CN-(aq) NH3(aq)+HCN(aq),,K=(5.6×10-10)/(6.2×10-10)=0.90，,,K比上述Ka’、Kb及Kw都大得多，因此酸碱反响是主要的设反响达平衡时，溶液中[NH3]=[HCN]＝x NH4+(aq) + CN-(aq) NH3(aq) + HCN(aq),,初始/(mol·L-1) 0.10 0.10,,平衡/(mol·L-1) 0.10-x 0.10-x x x,第四节 酸碱溶液,pH,的计算,,得,,,[H,3,O,+,]= mol·L,-1,,= 6.0×10,-10,mol,·,L,-1,,，,,pH=9.22,,再由,x,/(0.10-,x,)=0.95,,解得,x,=4.9×10,-2,mol·L,-1,=[NH,3,]=[HCN],,[NH,4,+,]=[CN,-,]=0.10-4.9×10,-2,mol·L,-1,=0.051 mol·L,-1,,弱酸弱碱型,,负离子型,,例 计算0.10 mol·L-1NaH2PO4溶液的pH。

H3PO4的pKa1=2.16，pKa2=7.21，pKa3=12.32解,,或 pH=(pKa1+pKa2)/2=(2.16+7.21)/2=4.68,,对于Na2HPO4溶液的计算，由于Ka3很小，与Kw接近，不能忽略水的解离，假设采用 计算，结果将有较大的误差第四节 酸碱溶液,pH,的计算,,,,第五节 难溶强电解质的沉淀溶解平衡,一、溶度积和溶度积规那么,,溶度积,,水溶液中AgCl沉淀与Ag+和Cl-间的平衡为,,,,,,,,,将[AgCl(s)]并入常数项，得,,Ksp称为溶度积常数，简称溶度积第五节 难溶强电解质的沉淀溶解平衡,溶度积反映了难溶电解质在水中的溶解能力在一定温度下，难溶电解质的饱和溶液中离子浓度幂之乘积为一常数对于,A,a,B,b,型的难溶电解质,,,A,a,B,b,(s) aA,n+,(aq)+ bB,m-,(aq),,,,,第五节 难溶强电解质的沉淀溶解平衡,例,,Ag,2,CrO,4,在,298.15K,时的溶解度为,6.54×10,-5,mol·L,-1,，计算其溶度积。

解,,Ag,2,CrO,4,(s) 2Ag,+,(aq) + CrO,4,2-,(aq),,[Ag,+,]=2×6.54×10,-5,mol·L,-1,,[CrO,4,2-,]=6.54×10,-5,mol·L,-1,,K,sp,(Ag,2,CrO,4,)=[Ag,+,],2,[CrO,4,2-,],,=(2×6.54×10,-5,),2,×(6.54×10,-5,),,=1.12×10,-12,第五节 难溶强电解质的沉淀溶解平衡,不同类型的难溶电解质，不能直接根据溶度积来比较溶解度的大小，要通过计算才能比较同类型的难溶电解质，溶解度愈大，溶度积也愈大电解质类型,难溶电解质,溶解度／,(mol·L,-1),溶度积,AB,AgCl,1.33×10,-5,1.77×10,-10,A,2,B,Ag,2,CrO,4,6.54×10,-5,1.12×10,-12,第五节 难溶强电解质的沉淀溶解平衡,例,Mg(OH),2,在,298.15K,时的,K,sp,为,5.61×10,-12,，求,Mg(OH),2,的溶解度解,Mg(OH),2,(s) Mg,2+,(aq)+ 2OH,-,(aq),,设,[Mg,2+,]=,S,，,[OH,-,]=2,S,,,,K,sp,{Mg(OH),2,}=[Mg,2+,][OH,-2,],,=,S,·,(,2,S,),2,=4,S,3,,=5.61×10,-12,,,,第五节 难溶强电解质的沉淀溶解平衡,溶度积规那么,,离子积IP 表示任一条件下离子浓度幂的乘积。

IP和Ksp形式类似，但含义不同Ksp表示饱和溶液中离子浓度〔平衡浓度〕幂的乘积，仅是IP的一个特例IP＞Ksp 有沉淀析出直至达饱和,,IP = Ksp 溶解达平衡, 饱和溶液,,IP＜Ksp 无沉淀析出, 或沉淀溶解,,第五节 难溶强电解质的沉淀溶解平衡,沉淀平衡的移动,,沉淀的生成,,根据溶度积规那么，当溶液中的Ip＞Ksp时，就会生成沉淀例 判断以下条件下是否有沉淀生成(均忽略体积的变化)：,,(1)将0.020 mol·L-1 CaCl2溶液10 mL与等体积同浓度的Na2C2O4溶液相混合；,,(2)在1.0 mol·L-1 CaCl2溶液中通CO2气体至饱和第五节 难溶强电解质的沉淀溶解平衡,解 (1) 等体积混合后,,,c(Ca2+)=0.010 mol·L-1，c(C2O42-)=0.010 mol·L-1，,,IP(CaC2O4)=[Ca2+][C2O42-],,=1.0×10-4＞Ksp(CaC2O4)=2.32×10-9,,有CaC2O4沉淀析出2)饱和CO2溶液中[CO32-]=Ka2=4.7×10-11〔 mol·L-1 〕,,IP(CaCO3)=[Ca2+][CO32-],,=4.7×10-11＜Ksp(CaCO3) =3.36×10-9,,无CaCO3沉淀析出。

第五节 难溶强电解质的沉淀溶解平衡,分级沉淀,,如果在溶液中有两种以上的离子可与同一试剂反响产生沉淀，首先析出的是离子积最先到达溶度积的化合物这种按先后顺序沉淀的现象，称为分级沉淀例如，在含有同浓度I-和Cl-的溶液中，逐滴参加AgNO3溶液，最先看到淡黄色AgI沉淀，至加到一定量AgNO3溶液后，才生成白色AgCl沉淀，这是因为Ksp(AgI) < Ksp(AgCl)，离子积最先到达溶度积而首先沉淀利用分步沉淀可进展离子间的相互别离第五节 难溶强电解质的沉淀溶解平衡,例 在c(I-) = c(Cl-) = 0.0100 mol·L-1 溶液中滴加AgNO3，哪种离子先沉淀？求第二种离子刚沉淀时第一种离子浓度解 Ksp(AgCl)＝1.77×10-10, Ksp(AgI)＝8.52×10-17,,AgCl开场沉淀时,,,,AgI开场沉淀时，,,,所以AgI先沉淀当 AgCl开场沉淀时，,,,,,,第五节 难溶强电解质的沉淀溶解平衡,沉淀的溶解,,要使处于沉淀平衡状态的难溶电解质向着溶解方向转化，必须降低该难溶电解质饱和溶液中某一离子的浓度，以使其 IP＜Ksp方法有：,,生成难解离的物质使沉淀溶解。

这些难解离的物质是水、弱酸、弱碱、配离子和其他难解离的分子利用氧化复原反响使沉淀溶解。