酸堿平衡和沉淀平衡培訓(xùn)課程課件

酸堿平衡和沉淀平衡酸堿平衡和沉淀平衡1酸堿平衡和沉淀平衡酸堿平衡和沉淀平衡酸堿平衡與沉淀平衡酸堿理論溶液的酸堿性作業(yè)本章要求弱電解質(zhì)的電離緩沖溶液鹽類水解沉淀溶解平衡酸堿平衡與沉淀平衡酸堿理論溶液的酸堿性作業(yè)本章要求弱電解質(zhì)的

一、酸堿的電離理論（阿累尼烏斯電離理論）１、酸堿的定義電離時產(chǎn)生的陽離子全部是H+離子的化合物叫酸；電離時生成的陰離子全部是OH-離子的化合物叫堿。H+離子是酸的特征，OH-離子是堿的特征。中和反應(yīng)的實質(zhì)是：H++OH-===H2O。電離理論只適用于水溶液，但在非水溶劑和無水的情況下，電離理論又無法適應(yīng)。如HCl的苯溶液是酸還是堿。酸堿理論一、酸堿的電離理論（阿累尼烏斯電離理論）酸堿理論二、酸堿質(zhì)子理論1、酸堿的定義酸：凡能給出質(zhì)子的物質(zhì)都是酸。堿：凡能接受質(zhì)子的物質(zhì)都是堿。酸和堿可以是分子或離子。如HCl、NH4+、HSO4-是酸；Cl-、NH3、HSO4-是堿。如：HClH++Cl-酸質(zhì)子+堿這樣的一對酸堿，它們依賴獲得或給出質(zhì)子互相依存這樣的酸堿對叫做共軛酸堿對，這里Cl-離子是HCl的共軛堿，而HCl是Cl-離子的共軛酸。即HAH++A-共軛酸共軛堿二、酸堿質(zhì)子理論一般來說：共軛酸越強，它的共軛堿就越弱；共軛堿越強，它的共軛酸就越弱。如：H2OH++OH-水為最弱的酸，它的共軛堿是最強的堿。酸的強度：用給出質(zhì)子的能力來量度。強酸具有高度給出質(zhì)子的能力。如HClO4、HCl、HNO3、H2SO4等。堿的強度：用接受質(zhì)子的能力來量度。強堿具有高度接受質(zhì)子的能力。如OH-、PO43-離子等。一般來說：共軛酸越強，它的共軛堿就越弱；共軛堿越強，它的酸共軛堿名稱化學(xué)式化學(xué)式名稱高氯酸HClO4ClO4-高氯酸根硫酸H2SO4HSO4-硫酸氫根硫酸氫根HSO4-SO42-硫酸根水合氫離子H3O+H2O水水H2OOH-氫氧根銨離子NH4+NH3氨氨NH3NH2-氨基離子氫溴酸HBrBr-溴離子酸及其共軛堿酸共軛堿名稱化學(xué)式化學(xué)式名稱高氯酸HClO4ClO4-高氯酸從表中的共軛酸堿對可以看出：①酸和堿可以是分子也可以是離子；②有的離子在某個共軛酸堿對中是堿，但在另一個共軛酸堿對中卻是酸，如HSO4-等；③質(zhì)子論中沒有鹽的概念。從表中的共軛酸堿對可以看出：2、酸堿反應(yīng)根據(jù)酸堿質(zhì)子理論，酸堿反應(yīng)的實質(zhì)，就是兩個共軛酸堿對之間質(zhì)子傳遞的反應(yīng)。例如：HCl+NH3===NH4++Cl-酸1堿2酸2堿1NH3和HCl的反應(yīng)，無論在水溶液中或氣相中，其實質(zhì)都是一樣的。即HCl是酸，放出質(zhì)子給NH3，然后轉(zhuǎn)變?yōu)樗墓曹棄ACl-；NH3是堿，接受質(zhì)子后轉(zhuǎn)變?yōu)樗墓曹椝酦H4+。強酸放出的質(zhì)子，轉(zhuǎn)化為較弱的共軛堿。2、酸堿反應(yīng)酸1堿2酸堿質(zhì)子理論不僅擴大了酸和堿的范圍，還可以把電離理論中的電離作用、中和作用及水解作用，統(tǒng)統(tǒng)包括在酸堿反應(yīng)的范圍之內(nèi)，都是可以看作是質(zhì)子傳遞的酸堿中和反應(yīng)。(1)電離作用：根據(jù)酸堿質(zhì)子理論的觀點，電離作用就是水與分子酸堿的質(zhì)子傳遞反應(yīng)。在水溶液中，酸電離時放出質(zhì)子給水，并產(chǎn)生共軛堿。酸堿質(zhì)子理論不僅擴大了酸和堿的范圍，還可以把電離理論中的一定溫度下，難溶電解質(zhì)飽和溶液中離子濃度的系數(shù)次方之積為溶度積，溶度積為一常數(shù)，在數(shù)據(jù)表中可查得。BaSO4Ba2++SO42-=s×0.AgCl(s)Ag++Cl-04×10-5mol·L-1，如果在0.NaAc──→Na++Ac-NH4++Ac-NH3+HAc Kh3、緩沖溶液的pH值Kb=[HB][OH-]/[B-]實驗：在一試管中放入10毫升0.=1.濃度越小，水解度越大。──────────────[H+]=x=1.3、生成配位化合物結(jié)果顏色均無變化。強酸給出質(zhì)子的能力很強，其共軛堿則較弱，幾乎不能結(jié)合質(zhì)子，因此反應(yīng)幾乎完全進行(相當于電離理論的全部電離)。 HCl+H2OH3O++Cl-酸1堿2酸2堿1弱酸給出質(zhì)子的能力很弱，其共軛堿則較強，因此反應(yīng)程度很小，為可逆反應(yīng)(相當于電離理論的部分電離)。

HAc+H2OH3O++Ac-酸1堿2酸2堿1一定溫度下，難溶電解質(zhì)飽和溶液中離子濃度的系數(shù)次方之積為溶度氨和水的反應(yīng)，H2O給出質(zhì)子，由于H2O是弱酸所以反應(yīng)程度也很小，是可逆反應(yīng)(相當于NH3在水中的電離過程)。H2O+NH3

NH4++OH-酸1堿2酸2堿1可見在酸的電離過程中，H2O接受質(zhì)子，是一個堿，而在NH3的電離過程中，H2O放出質(zhì)子，又是一個酸，所以水是兩性物質(zhì)。H2O+H2OH3O++OH-由于H3O+與OH-均為強酸和強堿，所以平衡強烈向左移動。氨和水的反應(yīng)，H2O給出質(zhì)子，由于H2O是弱酸所以反應(yīng)程(2)水解反應(yīng)質(zhì)子論中沒有鹽的概念，因此，也沒有鹽的水解反應(yīng)。電離理論中水解反應(yīng)相當于質(zhì)子論中水與離子酸、堿的質(zhì)子傳遞反應(yīng)。H3O++Ac-

HAc+H2O酸1堿2酸2堿1NH4++OH-

H2O+NH3酸1堿2酸2堿1(2)水解反應(yīng)通過上面的分析看出，酸堿質(zhì)子理論擴大了酸堿的含義和酸堿反應(yīng)的范圍，擺脫了酸堿必須在水中發(fā)生的局限性，解決了一些非水溶劑或氣體間的酸堿反應(yīng)，并把水溶液中進行的離子反應(yīng)系統(tǒng)地歸納為質(zhì)子傳遞的酸堿反應(yīng)。這樣，加深了人們對于酸堿和酸堿反應(yīng)的認識。關(guān)于酸堿的定量標度問題，酸堿質(zhì)子理論亦能象電離理論一樣，應(yīng)用平衡常數(shù)來定量地衡量在某溶劑中酸或堿的強度，這就使酸堿質(zhì)子理論得到廣泛應(yīng)用。但是，酸堿質(zhì)子理論只限于質(zhì)子的放出和接受，所以必須含有氫，這就不能解釋不含氫的一類的反應(yīng)。通過上面的分析看出，酸堿質(zhì)子理論擴大了酸堿的含義和酸堿反

三、酸堿電子理論凡是可以接受電子對的物質(zhì)為酸，凡是可以給出電子對的物質(zhì)稱為堿。因此，酸又是電子對接受體，堿是電子對給予體。酸堿反應(yīng)的實質(zhì)是配位鍵(兩原子間的共用電子對是由一個原子單獨提供的化學(xué)鍵稱為配位鍵，通常用→表示。的形成并生成酸堿配合物。酸 堿 酸堿配合物。(電子對接受體)(電子對給予體)H+ + :OH- H：OHHCl + :NH3 [H←NH3]BF3 + :F- [F←BＦ3]Cu2+ + 4:NH3 [Cu(←NH3)4]三、酸堿電子理論由于在化合物中配位鍵普遍存在，因此路易斯酸、堿的范圍極其廣泛，酸堿配合物無所不包。凡金屬離子都是酸，與金屬離子結(jié)合的不管是陰離子或中性分子都是堿。所以一切鹽類(如MgCl2)、金屬氧化物(CaO)及其它大多數(shù)無機化合物都是酸堿配合物。有機化合物如乙醇CH3CH2OH可看作是(酸)和OH-堿以配位鍵結(jié)合而成的酸堿配合物C2H5←OH酸堿電子理論對酸堿的定義，擺脫了體系必須具有某種離子或元素也不受溶劑的限制，以電子的給出和接受來說明酸堿的反應(yīng)，故它更能體現(xiàn)物質(zhì)的本質(zhì)屬性，較前面幾個酸堿理論更為全面和廣泛。但是由其對酸堿的認識過于籠統(tǒng)，因而不易掌握酸堿的特征。由于在化合物中配位鍵普遍存在，因此路易斯酸、堿的范圍極其即Ka和Kb成反比關(guān)系，所以，弱酸的酸性越強(Ka越大)，則其共軛堿的堿性越弱(Kb越小)。02mol·L-1,碘化鈉溶液20毫升混合后,逐滴加入1mol·L-1的AgNO3溶液觀察現(xiàn)象？②Fe3+離子沉淀完全所需要的pH值33×10-3mol·L-1，解離度為1.K2=[H+][S2-]/[HS-]對于同一類型的難溶電解質(zhì)AgCl、AgI沉淀析出的順序是溶度積小的AgI先沉淀，溶度積大的AgCl后沉淀，這種先后沉淀的作用叫分步沉淀。當加入少量H+時，H+離子和溶液中的Ac-結(jié)合生成HAc，使電離平衡向左移動，達到新平衡時H+離子濃度不會顯著增加；001mol·L-1的SO42-離子的溶液加入0.如HClO4、HCl、HNO3、H2SO4等。其共軛堿的電離為：例6：1升含有0.76×10-5計算0.堿的強度：用接受質(zhì)子的能力來量度。100.∴當一元弱酸強堿鹽處理又因HAc的Ka=[H+][Ac-]/[HAc]H2O+H2OH3O++OH-解：混合后因Ag2CrO42Ag++CrO42-由于溶液中同時存在水、弱酸、弱堿的電離平衡，水解平衡是這三個平衡的總結(jié)果。溶液的酸堿性

一、水的離子積純水有微弱的導(dǎo)電能力H2O+H2OH3O++OH-orH2OH++OH-實驗測得295K時1升純水僅有10-7mol水分子電離，所以[H+]=[OH-]=10-7mol/L由平衡原理

Kw=[H+][OH-]=10-14

Kw為水的離子積常數(shù)。簡稱水的離子積。

Kw的意義為：一定溫度時，水溶液中[H+]和[OH-]之積為一常數(shù)。水的電離是吸熱反應(yīng)，當溫度升高時Kw增大。即Ka和Kb成反比關(guān)系，所以，弱酸的酸性越強(Ka越大)，則水的離子積常數(shù)與溫度的關(guān)系T/KKw2731.5×10-152917.4×10-152951.00×10-142981.27×10-143235.6×10-143737.4×10-13水的離子積常數(shù)與溫度的關(guān)系T/KKw2731.5×10-15

二、溶液的酸度水溶液中氫離子的濃度稱為溶液的酸度。水溶液中H+離子的濃度變化幅度往往很大，濃的可大于10mol·L-1，在[H+]<1的情況下，用pH(負對數(shù)法)表示溶液的酸度更為方便，pH的定義是：溶液中氫離子濃度的負對數(shù)叫做pH值。pH=-lg[H+]

三、拉平效應(yīng)和區(qū)分效應(yīng)自學(xué)要求：1、什么是拉平效應(yīng)和區(qū)分效應(yīng)2、什么是拉平溶劑和區(qū)分溶劑二、溶液的酸度弱酸弱堿的電離平衡

一、一元弱酸弱堿的電離1、電離常數(shù)HAc+H2OH3O++Ac-orHAcH++Ac-在一定溫度下，其平衡關(guān)系為：Ka=[H+][Ac-]/[HAc]

Ka稱為弱酸的電離平衡常數(shù)，簡稱為酸常數(shù)。H2O+NH3NH4++OH-Kb=[NH4+][OH-]/[NH3]

Ka和Kb是化學(xué)平衡常數(shù)的一種形式，利用電離常數(shù)數(shù)值的大小，可以估計弱電解質(zhì)電離的趨勢。K值越大，電離常數(shù)越大。通常把Ka>1的酸稱為強酸;Ka在1~10-3的酸稱為中強酸;Ka在10-4~10-7的酸稱為弱酸;Ka<10-7的酸稱為極弱酸，弱堿亦可按Kb大小進行分類。弱酸弱堿的電離平衡一、一元弱酸弱堿的電離共軛酸堿對的解離常數(shù)之間的關(guān)系：HBB-+H+

Ka=[B-][H+]/[HB]其共軛堿的電離為：B-+H2OHB+OH-

Kb=[HB][OH-]/[B-]兩式相乘得：KaKb=Kw即Ka和Kb成反比關(guān)系，所以，弱酸的酸性越強(Ka越大)，則其共軛堿的堿性越弱(Kb越小)。

Ka越大酸性越強pKa定義為pKa=-lgKa所以pKa值正值越大，對應(yīng)的酸越弱。對于多元弱酸如H3PO4→H2PO4-→HPO42-酸度遞減。共軛酸堿對的解離常數(shù)之間的關(guān)系：酸KapKa堿KbpKbHIO31.69×10-10.77IO3-5.1×10-1413.29HSO4-1.20×10-21.92SO42-8.33×10-1312.08H3PO47.52×10-32.12H2PO4-1.33×10-1211.88HNO24.6×10-43.37NO2-2.17×10-1110.66HF3.53×10-43.45F-2.83×10-1110.55HAc1.76×10-54.76Ac-5.68×10-109.26HClO2.95×10-87.53ClO-3.39×10-76.47NH4+5.64×10-109.25NH31.77×10-54.751HCN4.93×10-109.31CN-2.03×10-54.69HS-1.2×10-1514.92S2-8.33-0.92酸KapKa堿KbpKbHIO31.69×10-10.77I2、解離度──電離程度的大小

=(已電離的濃度/弱電解質(zhì)的初始濃度)×100％如：測得0.10mol·L-1HAc的α=1.33％則表明每10000個HAc分子中有133個分子發(fā)生了電離。既然0.10mol·L-1HAc的α=1.33％則求HAc的平衡常數(shù)與的關(guān)系。HAcH++Ac-

初始濃度c00平衡濃度c-ccc

Ka=c2/(1-)當<5％或c酸/Ka

400時1-≈1即Ka≈c

2∴=2、解離度──電離程度的大小例題:298K時HAc的Ka=1.76×10-5計算0.10mol·L-1HAc溶液的[H+]濃度和解離度。解：設(shè)平衡時H+離子濃度為xHAcH++Ac-

初始濃度0.1000平衡濃度0.10-xxx

Ka=x2/(0.10-x)當α<5％時或c酸/Ka≥400,則c酸≈[酸]即0.10-x≈0.10，這時上式為：

Ka=x2/(0.10)=1.76×10-5[H+]=x=1.33×10-3mol·L-1

=[H+]/c酸×100％=1.33×10-3/0.1×100％=1.33％答:[H+]濃度為1.33×10-3mol·L-1，解離度為1.33％例題:298K時HAc的Ka=1.76×10-5計算0.四、酸度對沉淀和溶解的影響─────────────NH4++OH-H2O+NH3酸1堿2酸2堿1HBB-+H+MS(s)M2++S2-Ksp結(jié)果顏色均無變化?！嗨棼}酸的濃度的計算公式為：凡金屬離子都是酸，與金屬離子結(jié)合的不管是陰離子或中性分子都是堿。HCO3-+H2OH2CO3+OH-=s(2s)2100.H2O+H2OH3O++OH-HAcH++Ac-─────────────33×10-3mol·L-102mol·L-1,碘化鈉溶液20毫升混合后,逐滴加入1mol·L-1的AgNO3溶液觀察現(xiàn)象？如：HAc的pKa=4.Ka=c2/(1-)在用酸溶解硫化物(或用H2S使金屬離子沉淀為硫化物)時，體系中同時存在硫化物的沉淀溶解平衡及H2S的電離平衡。強酸弱堿鹽的水解常數(shù)就是該弱堿的共軛酸的酸常數(shù)Ka。Kh=[HAc][OH-]/[Ac-]=x2/0.從上題中[H+]濃度為1.33×10-3mol·L-1，可知水的電離可以忽略。當忽略水的電離時：對于一元弱酸：若<5％時或c酸/Ka≥400則[H+]２=Ka·c酸對于一元弱堿：若<5％時或c堿/Kb≥400則[OH-]２=Kb·c堿四、酸度對沉淀和溶解的影響從上題中[H+]濃度為1.33

二、多元弱酸的電離多元弱酸的電離是分步進行的。H2SH++HS-

K1=[H+][HS-]/[H2S]=5.7×10-8HS-H++S2-

K2=[H+][S2-]/[HS-]=1.2×10-15H2S2H++S2-

K=[H+]2[S2-]/[H2S]=K1K2=6.8×10-23注：①此式只表明平衡時[H+][S2-][H2S]三種濃度的關(guān)系，而不說明電離過程為：H2S2H++S2-②多元酸K1/K2≥102時忽略二級電離,當一元酸處理。二、多元弱酸的電離例題：求飽和H2S溶液中[H+]、[HS-]、[H2S]和[OH-]、[S2-]解：①求[H+]、[HS-]因K1/K2=5.7×10-8/1.2×10-15≥102∴可忽略二級電離，當一元酸處理來求[H+]H2SH++HS-0.1-xxx

c/Ka=0.1/5.7×10-8≥400,則0.1-x≈0.1∴[H+]２=cKa=0.10×5.7×10-8∴[H+]=7.5×10-5(mol·L-1)[H+]≈[HS-]=7.5×10-5mol·L-1例題：求飽和H2S溶液中[H+]、[HS-]、[H2S]②求[S2-]因S2-是二級電離的產(chǎn)物HS-

H++S2-

K2=[H+][S2-]/[HS-]=1.2×10-15∵[H+]≈[HS-]∴[S2-]=K2=1.2×10-15[OH-]=Kw/[H+]=1×10-14/7.5×10-5=1.3×10-10(mol·L-1)由上可得下列結(jié)論：①多元酸K1>>K2>>K3時,求[H+]時當做一元酸處理；②二元酸中酸根的濃度近似于K2，與酸的原始濃度關(guān)系不大。②求[S2-]由化學(xué)平衡移動原理，改變多元弱酸溶液的pH值，將使電離平衡發(fā)生移動。

K1K2=[H+]2[S2-]/[H2S][S2-]=K1K2[H2S]/[H+]例題：飽和H2S，加酸使[H+]為0.24mol·L-1這時溶液中[S2-]=？解：[S2-]=K1K2[H2S]/[H+]=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

由化學(xué)平衡移動原理，改變多元弱酸溶液的pH值，將使電離平同離子效應(yīng)、緩沖溶液

一、同離子效應(yīng)HAcH++Ac-NaAc──→Na++Ac-HAc中加入少量NaAc,由于醋酸根的濃度增大,使HAc的電離平衡向左移動，從而降低了HAc的解離度。在已經(jīng)建立離子平衡的弱電解質(zhì)溶液中,加入與其含有相同離子的另一強電解質(zhì),而使平衡向降低弱電解質(zhì)電離度方向移動的作用稱為同離子效應(yīng)。同離子效應(yīng)、緩沖溶液一、同離子效應(yīng)例題:在0.10mol·L-1HAc溶液中加入少量NaAc，使其濃度為0.10mol·L-1求該溶液的H+離子濃度和解離度。解：①求[H+]HAcH++Ac-初0.100.1平0.1-xx0.1+x由于同離子效應(yīng)，0.1mol·L-1HAc的解離度更小∴[HAc]=0.1-x≈0.1[Ac-]=0.1+x≈0.1∴[H+][Ac-]/[HAc]=Ka∴x=[H+]=1.76×10-5mol·L-1②=[H+]/c×100％=0.0176％答:[H+]為1.76×10-5mol·L-1，解離度為0.0176％例題:在0.10mol·L-1HAc溶液中加入少量NaA通過上述計算可以導(dǎo)出一元弱酸及其鹽的混合溶液中[H+]的一般近似公式：設(shè)酸[HAc]的濃度為c酸、鹽(Ac-)的濃度為c鹽HAcH++Ac-初c酸0c鹽平c酸-x

x

c鹽+x≈c酸≈c鹽代入平衡關(guān)系式xc鹽/c酸=Ka

x=Kac酸/c鹽即[H+]=Kac酸/c鹽兩邊取負對數(shù)pH=pKa-lg(c酸/c鹽)同理可推導(dǎo)出弱堿溶液中[OH-]的計算公式即[OH-]=Kbc堿/c鹽兩邊取負對數(shù)pOH=pKb-lg(c堿/c鹽)通過上述計算可以導(dǎo)出一元弱酸及其鹽的混合溶液中[H+]的

二、緩沖溶液

1、緩沖溶液的定義實驗：在一試管中放入10毫升0.1mol·L-1HAc溶液和10毫升0.1mol·L-1NaAc溶液，混合后，用甲基紅作指示劑(變色范圍pH=4.4─6.2顏色紅→黃)分成四份，一份加1滴2mol·L-1HCl，另一份加1滴2mol·L-1NaOH，第三份入等體積的水稀釋，第四份做比較。結(jié)果顏色均無變化。即溶液的pH值基本不變。這種能抵抗外來少量強酸、強堿或稀釋的影響，而能保持pH值基本不變的溶液叫做緩沖溶液。緩沖溶液的這種作用叫做緩沖作用。二、緩沖溶液

2、緩沖作用原理在含有HAc的NaAc的溶液中存在下列電離過程:HAcH++Ac-NaAc──→Na++Ac-NaAc完全電離，由于同離子效應(yīng)，降低了HAc的電離度，這時[HAc]和[Ac-]都較大，而且存在著[HAc]電離平衡。當加入少量H+時，H+離子和溶液中的Ac-結(jié)合生成HAc，使電離平衡向左移動，達到新平衡時H+離子濃度不會顯著增加；如果在上述溶液中加入少量的堿，增加的OH-與溶液中的H+離子結(jié)合為水，這時HAc的電離平衡向右移動，以補充H+離子的減少。緩沖能力是有限的，只是少量酸堿。2、緩沖作用原理3、緩沖溶液的pH值前面已經(jīng)討論了弱酸及其鹽的pH值為：pH=pKa-lg(c酸/c鹽)稱為緩沖溶液公式∴pH值決定于Ka和(c酸/c鹽)兩個因素。利用緩沖溶液公式，可以計算緩沖溶液的pH值和外加酸堿后溶液pH的變化。3、緩沖溶液的pH值例題:乳酸HLac的Ka=1.4×10-4，1升含有1mol的HLac和1molNaLac的緩沖溶液中加0.01mol·L-1的酸，溶液的pH值為多少？加0.01mol·L-1的OH-,pH值又是幾？解：①求緩沖溶液的pH:∵c酸=1mol·L-1；c=1mol·L-1pKa=-lg1.4×10-4=3.85pH=pKa-lg(c酸/c鹽)=3.85②加酸使cH+=0.01mol·L-1則H+與Lac-結(jié)合生成HLac

cHLac=1+0.01=1.01mol·L-1,

cLac-=1-0.01=0.99mol·L-1pH=3.85-lg(1.01/0.99)=3.84③加堿使cOH-=0.01mol·L-1pH=3.85-lg(0.99/1.01)=3.86例題:乳酸HLac的Ka=1.4×10-4，1升含有1m4、緩沖溶液的選擇和配制配制一定pH值的緩沖溶液，因當c酸=c鹽時按:pH=pKa-lg(c酸/c鹽)pH=pKa，選擇pKa與所需pH值相等或接近的弱酸及其鹽，這時對外加酸、堿有同等的緩沖能力。如：HAc的pKa=4.75，欲配制pH值為5左右的緩沖溶液，可選擇HAc－NaAc緩沖對；H2PO4-的pKa=7.21，欲配制pH值為7左右的緩沖溶液，可選擇NaH2PO4－Na2HPO4緩沖對；HCO3-的pKa=10.25，欲配制pH值為10左右的緩沖溶液，可選擇NaHCO3－Na2CO3緩沖對。再由pH=pKa-lg(c酸/c鹽)適當調(diào)整(c酸/c鹽)值。注：所選緩沖溶液不能與反應(yīng)物或生成物起反應(yīng)。4、緩沖溶液的選擇和配制鹽類水解鹽的離子與溶液中水電離出的H+離子或OH-離子作用產(chǎn)生弱電解質(zhì)的反應(yīng)，叫做鹽的水解。

一、弱酸強堿鹽一元弱酸強堿鹽的水解，以NaAc為例：Ac-+H2OHAc+OH-即為NaAc的水解平衡，其在水溶液中有：H2OH++OH-

KwH++Ac-HAc1/Ka───────────────────Ac-+H2OHAc+OH-

Kh=Kw/Ka=1×10-14/1.76×10-5=5.68×10-10

鹽類水解鹽的離子與溶液中水電離出的H+離子或OH-離子根據(jù)酸堿質(zhì)子理論，弱酸強堿鹽的水解常數(shù)Kh就是該弱酸的共軛堿的堿常數(shù)Kb。水解常數(shù)也是平衡常數(shù)的一種形式，Kh與Ka成反比，所以生成的酸越弱，水解程度越大。由水解常數(shù)可以計算溶液的酸堿性和水解度h。水解度即水解百分率，它是轉(zhuǎn)化率的一種形式。h=已水解了的濃度/鹽的初始濃度×100％根據(jù)酸堿質(zhì)子理論，弱酸強堿鹽的水解常數(shù)Kh就是該弱酸的共例題：計算0.10mol·L-1NaAc溶液的pH值和h。已知Ka(HAc)=1.76×10-5解：①求pH值(忽略水的電離)Ac-+H2OHAc+OH-平0.1-xxx≈0.1

Kh=[HAc][OH-]/[Ac-]=x2/0.1∴x=7.5×10-6mol·L-1[H+]=Kw/[OH-]=1×10-14/7.5×10-6∴pH=8.9②求h

h=[OH-]/c鹽×100％=7.5×10-6/0.1×100％=0.0075％例題：計算0.10mol·L-1NaAc溶液的pH值和h1、多元弱酸強堿鹽的水解多元弱酸強堿鹽的水解是分步進行的，如Na2CO3的逐級水解過程為：CO32-+H2OHCO3-+OH-HCO3-+H2OH2CO3+OH-一級水解常數(shù)

Kh1=Kw/K2=1×10-14/5.61×10-11=1.78×10-4Kh1是弱酸HCO3-的共軛堿CO32-的堿常數(shù)。二級水解常數(shù)

Kh2=Kw/K1=1×10-14/4.30×10-7=2.32×10-8

Kh2是弱酸H2CO3的共軛堿HCO3-的堿常數(shù)。由于Kh1>>Kh2所以多元弱酸強堿鹽一般只考慮一級水解，二級水解可忽略不計。1、多元弱酸強堿鹽的水解例：計算0.1mol·L-1Na2CO3溶液的pH值和水解度h。解：∵Kh1>>Kh2∴當一元弱酸強堿鹽處理①求pH值[OH-]2=Kh1c鹽=(Kw/K2)c鹽=(10-14/5.61×10-11)×0.1=1.78×10-5[OH-]=4.22×10-3mol·L-1pOH=3-lg4.22=2.37pH=14-2.37=11.63②求水解度h

h=[OH-]/c鹽×100％=4.22×10-3/0.10×100％=4.22％例：計算0.1mol·L-1Na2CO3溶液的pH值和水2、酸式鹽的水解多元弱酸的酸式鹽如Na2HPO4、NaH2PO4、NaHS、NaHCO3、NaHSO4等。它們在水溶液中的水解情況比較復(fù)雜，它們首先完全電離為金屬陽離子和HCO3-、HS-、H2PO4-等陰離子，這些陰離子即能電離，又能水解。這樣的水溶液的酸性如何，主要看它們電離和水解度的相對大小。如：NaHCO3HCO3-CO32-+H+

K2=5.61×10-11HCO3-+H2OH2CO3+OH-

Kh2=Kw/K1=1.0×10-14/4.30×10-7=2.33×10-82、酸式鹽的水解∵Kh2>K2∴溶液顯堿性,0.1mol·L-1的NaHCO3水溶液的pH值為8.3。如：NaH2PO4H2PO4-H++HPO42-

K2=6.23×10-8H2PO4-+H2OH3PO4+OH-

Kh2=Kw/K1=1.0×10-14/7.52×10-3=1.33×10-12∵Kh2<K2

∴溶液顯酸性，0.1mol·L-1的NaH2PO4溶液的pH值為4.7?！逰h2>K2根據(jù)酸堿質(zhì)子理論，酸堿反應(yīng)的實質(zhì)，就是兩個共軛酸堿對之間質(zhì)子傳遞的反應(yīng)。5×10-12mol·L-1=1.下面兩個問題是一個意思嗎？如HClO4、HCl、HNO3、H2SO4等。33％則求HAc的平衡常數(shù)與的關(guān)系。Cu2+ + 4:NH3 [Cu(←NH3)4]如：NaH2PO4因此，酸又是電子對接受體，堿是電子對給予體。BaSO4(s)SO42-+Ba2+即溶液的pH值基本不變。答:[H+]為1.例5：將等體積的4×10-3mol·L-1的AgNO3和4×10-3mol·L-1的K2CrO4溶液混合是否能析出Ag2CrO4沉淀?Ksp(Ag2CrO4)=9.例4:298K時硫酸鋇的溶解度為1.硫化氫飽和溶液的濃度是0.34×10-41.4、緩沖溶液的選擇和配制009，前面的近似是合理的由于同離子效應(yīng)，0.對于同一類型的難溶電解質(zhì)AgCl、AgI沉淀析出的順序是溶度積小的AgI先沉淀，溶度積大的AgCl后沉淀，這種先后沉淀的作用叫分步沉淀。

二、強酸弱堿鹽

1、一元強酸弱堿鹽的水解以NH4Cl為例：其水解反應(yīng)為：NH4++H2ONH3+H3O+

Kh=Kw/Kb；[H+]2=Khc鹽強酸弱堿鹽的水解常數(shù)就是該弱堿的共軛酸的酸常數(shù)Ka。根據(jù)酸堿質(zhì)子理論，酸堿反應(yīng)的實質(zhì)，就是兩個共軛酸堿對之間質(zhì)子2、高價金屬陽離子的水解金屬離子在水溶液中是以水合離子的形式存在的一般具有確定的配位數(shù),如：[Fe(H2O)6]3+等，也有特殊的，如：[Pb(H2O)x]2+。高價金屬陽離子水解一般顯酸性，這是由于[Fe(H2O)6]3++H2O[Fe(OH)(H2O)5]2++H3O+[Fe(OH)(H2O)5]2++H2O[Fe(OH)2(H2O)4]++H3O+[Fe(OH)2(H2O)4]++H2OFe(OH)3+3H2O+H3O+高價金屬離子的水解和多元弱酸強堿鹽一樣是分步進行的由于不能進行定量計算所以只作簡單了解。2、高價金屬陽離子的水解

三、弱酸弱堿鹽弱酸弱堿鹽其陰、陽離子都能水解如：NH4AcNH4++H2ONH3+H3O+Ac-+H2OHAc+OH-H3O++OH-

2H2O──────────────NH4++Ac-NH3+HAc由于溶液中同時存在水、弱酸、弱堿的電離平衡，水解平衡是這三個平衡的總結(jié)果。NH4++H2ONH3+H3O+ 1/KbAc-+H2OHAc+OH- 1/KaH3O++OH-

2H2O Kw─────────────NH4++Ac-NH3+HAc Kh

Kh=Kw/(KaKb)

Ka、Kb均很小即Kh較大,弱酸弱堿鹽更容易水解三、弱酸弱堿鹽例題：弱酸弱堿鹽NH4Ac水解時已知其濃度為c鹽。H2O+NH4++Ac-NH3·H2O+HAc起c鹽

c鹽00平衡c鹽-x

c鹽-xxx

Kh=[NH3·H2O][HAc]/([Ac-][NH4+])=x2/(c鹽-x)2=x2/c2=Kw/KaKb因x很小所以c鹽-x≈c鹽

Kw/KaKb=(x/c鹽)2又因HAc的Ka=[H+][Ac-]/[HAc]∴[H+]=Ka[HAc]/[Ac-]=Ka(x/c鹽)∴[H+]2=Ka2(x/c鹽)2=Ka2(Kw/KaKb)=KaKw/Kb∴pH=7-0.5lgKa+0.5lgKb例題：弱酸弱堿鹽NH4Ac水解時已知其濃度為c鹽。由:pH=7-0.5lgKa+0.5lgKb可知：

Ka=Kb時pH=7溶液呈中性

Ka>Kb時pH<7溶液呈酸性

Ka<Kb時pH>7溶液呈堿性由:pH=7-0.5lgKa+0.5lgKb中和反應(yīng)與水解反應(yīng)中，中和反應(yīng)占了主導(dǎo)地位。水解趨勢較大的Na2CO3，其0.10mol·L-1溶液中的水解度才百分之四。即雖可水解但水溶液中主要以鹽的簡單陰離子的形式存在。只有少數(shù)幾種在非水溶劑中得到的鹽,如:Al2S3及Cr2S3等，它們的陰、陽離子都水解且水解產(chǎn)物是易揮發(fā)性的氣體和沉淀，離開平衡體系，使水解反應(yīng)進行完全。2Al3++3S2-+H2O===3H2S↑+2Al(OH)3↓四、酸堿中和中和反應(yīng)與水解反應(yīng)中，中和反應(yīng)占了主導(dǎo)地位。水解趨勢較大

五、水解平衡移動1、鹽的濃度鹽的濃度越大，水解度越小；濃度越小，水解度越大。即稀釋溶液，平衡向水解方向移動。

2、溫度中和反應(yīng)是放熱反應(yīng)，水解反應(yīng)是吸熱反應(yīng)，升高溫度將促使水解。五、水解平衡移動3、溶液的酸堿度水解反應(yīng)常使溶液呈現(xiàn)酸性或堿性，因此，控制溶液的酸堿度通常可以促進或抑制水解反應(yīng)，在配制Sn2+、Fe3+、Bi3+、Sb3+和Hg2+等鹽類的水溶液時，由于水解生成沉淀，不能得到所需溶液。SbCl3+H2OSbOCl↓+2HCl加入相應(yīng)的酸，可以使平衡向左移動，抑制水解反應(yīng)。所以在配制這些溶液時，通常是將它們?nèi)苡谳^濃的酸中，然后再用水稀釋到所需濃度。配制Na2S水溶液時為防止Na2S水解逸出H2S，必須加入NaOH。3、溶液的酸堿度沉淀溶解平衡

一、溶度積常數(shù)1、溶度積一定溫度下，難溶電解質(zhì)飽和溶液中離子濃度的系數(shù)次方之積為溶度積，溶度積為一常數(shù)，在數(shù)據(jù)表中可查得。如：PbCl2(s)Pb2++2Cl-

Ksp=[Pb2+][Cl-]2

Ksp越大則難溶電解質(zhì)在溶液中溶解趨勢越大，反之越小?！救芏确e常數(shù)】2、溶度積與溶解度的相互換算溶解度s的單位g/L或mol/L,即飽和時的濃度。AaBb(s)aAb++bBa-sasbs

Ksp=[Ab+]a[Ba-]b=[as]a[bs]b=aabbsa+b沉淀溶解平衡一、溶度積常數(shù)例1:室溫下,AgCl的溶解度是1.93×10-3g/L,求AgCl的溶度積。已知AgCl的摩爾質(zhì)量為143.3g/mol。解：①把AgCl溶解度單位(g/L)換算成mol·L-1

s=1.93×10-3g/L÷143.3g/mol=1.35×10-5mol·L-1②求KspAgCl(s)Ag++Cl-飽和、平衡1.35×10-51.35×10-5

Ksp(AgCl)=[Ag+][Cl-]=(1.35×10-5)2=1.82×10-10答：AgCl的Ksp為1.82×10-10例1:室溫下,AgCl的溶解度是1.93×10-3g/L例2:Mg(OH)2的Ksp=1.20×10-11在298K時,Mg(OH)2的溶解度為多少?解：Mg(OH)2(s)Mg2++2OH-設(shè)溶解度為s平衡時s2sKsp=[Mg2+][OH-]2=s(2s)2=4s3=1.2×10-11∴s=1.44×10-4mol·L-1答:氫氧化鎂在298K時的溶解度為1.44×10-4mol·L-1。例2:Mg(OH)2的Ksp=1.20×10-11在29例3:Ag2CrO4在298K時溶解度s=1.34×10-4mol·L-1求：Ksp解：Ag2CrO4(s)2Ag++CrO42-平衡時2×1.34×10-41.34×10-4

Ksp=[Ag+]2[CrO42-]=(2×1.34×10-4)2×1.34×10-4=9.62×10-12答：鉻酸銀在298K時的Ksp=9.62×10-12由以上三個例題的結(jié)果可得到如下結(jié)論：

①同種類型的難溶電解質(zhì)，在一定溫度下，Ksp越大則溶解度越大。②不同類型則不能用Ksp的大小來比較溶解度的大小，必須經(jīng)過換算才能得出結(jié)論。例3:Ag2CrO4在298K時溶解度s=1.34×103、溶度積規(guī)則根據(jù)溶度積常數(shù)可以判斷沉淀、溶解反應(yīng)進行的方向。

某難溶電解質(zhì)溶液中，其離子濃度系數(shù)次方之積稱離子積。用Qi表示。如：Ag2CrO4任意情況下的離子積為：

Qi=c2(Ag+)×c(CrO42-)①當Qi=Ksp是飽和溶液無沉淀析出即平衡狀態(tài)；②當Qi<Ksp是不飽和溶液若有固體則發(fā)生溶解；③當Qi>Ksp是過飽和溶液,向生成沉淀的方向移動。3、溶度積規(guī)則0.水解常數(shù)也是平衡常數(shù)的一種形式，Kh與Ka成反比，所以生成的酸越弱，水解程度越大。Fe(OH)3(s)Fe3++3OH-當α<5％時或c酸/Ka≥400,則c酸≈[酸]電離時生成的陰離子全部是OH-離子的化合物叫堿。由水解常數(shù)可以計算溶液的酸堿性和水解度h。強堿具有高度接受質(zhì)子的能力。兩式相乘得：KaKb=Kw(2)若要使金屬離子完全沉淀,應(yīng)維持的氫離子的最大濃度:[OH-]=Kw/[H+]NaAc──→Na++Ac-HAcH++Ac-Kh2=Kw/K1=1×10-14/4.24mol·L-1這時溶液中[S2-]=？──────────────pKa定義為pKa=-lgKa硫化氫飽和溶液的濃度是0.注：①此式只表明平衡時[H+][S2-][H2S]三種濃度的關(guān)系，而不說明電離過程為：關(guān)于酸堿的定量標度問題，酸堿質(zhì)子理論亦能象電離理論一樣，應(yīng)用平衡常數(shù)來定量地衡量在某溶劑中酸或堿的強度，這就使酸堿質(zhì)子理論得到廣泛應(yīng)用。BaSO4(s)SO42-+Ba2+Ksp(AgCl)=[Ag+][Cl-]4、同離子效應(yīng)例4:298K時硫酸鋇的溶解度為1.04×10-5mol·L-1，如果在0.010mol·L-1的硫酸鈉溶液中的溶解度是多少？解：①先求KspBaSO4Ba2++SO42-1.04×10-51.04×10-5

Ksp=[Ba2+][SO42-]=1.04×10-5×1.04×10-5=1.08×10-100.4、同離子效應(yīng)②求sNa2SO4→2Na++SO42-BaSO4

Ba2++SO42-初00.01平衡s

s+0.01≈0.01

Ksp=[Ba2+][SO42-]=s×0.01

s=Ksp/0.01=1.08×10-10/0.01=1.08×10-8mol·L-1

s<<0.01,即前面的近似是合理的。答：溶解度是1.08×10-8mol·L-1?？梢娫谌芤褐须x子的濃度不可能為零，我們通常當溶液中被沉淀離子濃度小于10-5mol·L-1時即可認為沉淀完全了。②求s

二、沉淀的生成

欲使某物質(zhì)析出沉淀，必須使其離子積大于溶度積，即增大離子濃度可反應(yīng)向著生成沉淀的方向轉(zhuǎn)化。例5：將等體積的4×10-3mol·L-1的AgNO3和4×10-3mol·L-1的K2CrO4溶液混合是否能析出Ag2CrO4沉淀?Ksp(Ag2CrO4)=9.0×10-12解：混合后因Ag2CrO42Ag++CrO42-

c(Ag+)=2×10-3mol·L-1，

c(CrO42-)=2×10-3mol·L-1

Qi=c2(Ag+)×c(CrO42-)=(2×10-3)2×2×10-3=8×10-9

Qi>Ksp∴有沉淀析出。答：能析出Ag2CrO4沉淀。二、沉淀的生成

例6：1升含有0.001mol·L-1的SO42-離子的溶液加入0.01mol氯化鋇(不考慮體積變化)，能否使SO42-離子沉淀完全？Ksp(BaSO4)=1.08×10-10解：由題意可知Ba2+離子過量，為簡便，可令SO42-離子完全反應(yīng)。BaSO4(s)SO42-+Ba2+

初10.0010.01初200.01-0.001平衡x0.009-x≈0.009∴由Ksp=[Ba2+][SO42-]=0.009×x=1.08×10-10解得x=1.2×10-8<10-5由x<<0.009，前面的近似是合理的答：能使SO42-離子沉淀完全。例6：1升含有0.001mol·L-1的SO42-離子的

三、沉淀的溶解根據(jù)溶度積規(guī)則，要使沉淀溶解，必須減小該難溶鹽飽和溶液中某一離子的濃度，以使Qi<Ksp。減小離子濃度的辦法有：1、生成弱電解質(zhì)由于加入H+使OH-和H+結(jié)合成弱電解質(zhì)水，溶液中的OH-離子的濃度降低使平衡向著溶解方向移動。從而使沉淀溶解。三、沉淀的溶解由于加入H+使OH-和H+結(jié)合成弱電解2、氧化還原反應(yīng)3CｕS+8HNO3===3Cｕ(NO3)2+3S↓+2NO↑+4H2O

3、生成配位化合物AgCl(s)+2NH3===[Ag(NH3)2]++Cl-

4、鹽效應(yīng)2、氧化還原反應(yīng)酸堿平衡和沉淀平衡培訓(xùn)課程課件

四、酸度對沉淀和溶解的影響通過控制pH值可使某些難溶的弱酸鹽和難溶的氫氧化物沉淀或溶解。例7：計算欲使0.01mol·L-1Fe3+離子開始沉淀和完全沉淀的pH值。Ksp[Fe(OH)3]=2.79×10-39解：①Fe3+離子開始沉淀所需要的pH值:Fe(OH)3(s)Fe3++3OH-0.01x由Ksp=[Fe3+][OH-]3=0.01×x3=2.79×10-39解得:x=[OH-]=6.5×10-13mol·L-1由Kw可求得[H+]pH=1.81四、酸度對沉淀和溶解的影響②Fe3+離子沉淀完全所需要的pH值Fe(OH)3(s)Fe3++3OH-1×10-5

ｙ由Ksp=[Fe3+][OH-]3=1×10-5×ｙ3=2.79×10-39解得:ｙ=[OH-]=6.5×10-12mol·L-1由Kw可求得[H+]pH>2.81答：欲使0.01mol·L-1Fe3+離子開始沉淀的pH值為2.68,完全沉淀的pH值為3.68。注：由此可見:①氫氧化物沉淀不一定在堿性環(huán)境；②不同氫氧化物的Ksp值不同沉淀的pH值也不同，因此可通過控制pH值分離金屬離子。②Fe3+離子沉淀完全所需要的pH值硫化物大部分為難溶物，硫化物的Ksp相差很大，其沉淀、溶解情況比較復(fù)雜。在用酸溶解硫化物(或用H2S使金屬離子沉淀為硫化物)時，體系中同時存在硫化物的沉淀溶解平衡及H2S的電離平衡。MS(s)M2++S2-

KspS2-+2H+H2SK=1/(Ka1Ka2)其中Ka1=5.7×10-8；Ka2=1.2×10-15MS(s)+2H+M2++H2S

K=Ksp/(Ka1Ka2)=[M2+][H2S]/[H+]2硫化物大部分為難溶物，硫化物的Ksp相差很大(1)硫化物開始沉淀時,氫離子的最大濃度:KspKKaa2122S]][H[M][H++<(2)若要使金屬離子完全沉淀,應(yīng)維持的氫離子的最大濃度:KspKKaa212-S]][H[10][H5+<(1)硫化物開始沉淀時,氫離子的最大濃度:KspKKaa2──────────────pH=pKa-lg(c酸/c鹽)NaAc──→Na++Ac-解：①求pH值(忽略水的電離)HAcH++Ac-凡金屬離子都是酸，與金屬離子結(jié)合的不管是陰離子或中性分子都是堿。即[OH-]=Kbc堿/c鹽解得:x=[OH-]=6.解：混合后因Ag2CrO42Ag++CrO42-設(shè)酸[HAc]的濃度為c酸、鹽(Ac-)的濃度為c鹽=K1K2=6.1、緩沖溶液的定義HS-H++S2-解：[S2-]=K1K2[H2S]/[H+]鹽的濃度越大，水解度越??；3、緩沖溶液的pH值10mol·L-1HAc的α=1.由:pH=7-0.NaAc──→Na++Ac-(3)若使硫化物沉淀完全溶解所需要的鹽酸的濃度:KspKKaa2122S]][H[M][H++=2[M2+]+硫化氫飽和溶液的濃度是0.1mol?L-1──────────────(3)若使硫化物沉淀完全溶解所需注：上式[H+]為平衡時的濃度。下面兩個問題是一個意思嗎？1、計算0.10mol硫化物ZnS溶解于1升鹽酸中所需鹽酸的最低濃度。2、計算0.10mol硫化物ZnS溶解于1升鹽酸后鹽酸的最低濃度。常溫下,當[M2+]=0.10mol·L-1,[H2S]≈0.1mol·L-1時平衡溶液中的[H+]為：注：上式[H+]為平衡時的濃度。常溫下,當[M2+]MS(s)+2H+M2++H2S初0.1x00平衡0x-0.20.10.1[H+]=x-0.2∴所需鹽酸的濃度的計算公式為：（上面的計算結(jié)果指的是哪一個鹽酸的濃度？）顯然，欲使一定量硫化物溶解所需鹽酸的濃度與該硫化物溶度積的平方根的倒數(shù)成線性關(guān)系，而且Ksp越小者所需酸的濃度越大。MS(s)+2H+M2++H

五、分步沉淀如果溶液中同時含有幾種離子，當加入某種沉淀劑時，沉淀反應(yīng)將依怎樣的次序進行呢？實驗:取0.02mol·L-1氯化鈉溶液20毫升，0.02mol·L-1,碘化鈉溶液20毫升混合后,逐滴加入1mol·L-1的AgNO3溶液觀察現(xiàn)象？結(jié)果先生成黃色沉淀AgI而后才生成白色沉淀AgCl。對于同一類型的難溶電解質(zhì)AgCl、AgI沉淀析出的順序是溶度積小的AgI先沉淀，溶度積大的AgCl后沉淀，這種先后沉淀的作用叫分步沉淀。五、分步沉淀我們通過溶度積計算來說明已知:AgCl的Ksp=1.56×10-10,AgI的Ksp=1.56×10-16所以，生成AgCl沉淀所需Ag+離子最低濃度為:[Ag+]=1.56×10-10/0.01=1.56×10-8(mol·L-1)生成AgI沉淀所需Ag+離子最低濃度為：[Ag+]=1.5×10-16/0.01=1.5×10-14(mol·L-1)生成AgI沉淀所需Ag+離子濃度少，所以先沉淀。當AgCl開始沉淀時I-離子是否沉淀完全？當AgCl開始沉淀時溶液中[Ag+]為1.56×10-8mol·L-1此時[I-]=1.5×10-16/1.56×10-8=9.6×10-9(mol·L-1)<1×10-5(mol·L-1)I-離子早已沉淀完全，所以利用此原理可以分離兩種離子且兩種沉淀的溶度積相差越大，分離越完全。我們通過溶度積計算來說明

六、沉淀的轉(zhuǎn)化如在AgCl的沉淀中加入I-離子又生成了一種新的沉淀AgI。AgCl(s)Ag++Cl-+KI─→I-+K+

AgI↓這種在有沉淀的溶液中加入適當?shù)脑噭?、生成另一種更難溶的物質(zhì)，叫沉淀的轉(zhuǎn)化。六、沉淀的轉(zhuǎn)化[思考1]0.01mol/L的Mg2+在含有0.1mol/LNH3·H2O和0.1mol/LNH4Cl的溶液中能否沉淀?[思考2]溶解1molMg(OH)2需要0.1mol/LNH4Cl溶液多少L?[思考1]0.01mol/L的Mg2+在含有0.1mol/酸堿平衡和沉淀平衡酸堿平衡和沉淀平衡76酸堿平衡和沉淀平衡酸堿平衡和沉淀平衡酸堿平衡與沉淀平衡酸堿理論溶液的酸堿性作業(yè)本章要求弱電解質(zhì)的電離緩沖溶液鹽類水解沉淀溶解平衡酸堿平衡與沉淀平衡酸堿理論溶液的酸堿性作業(yè)本章要求弱電解質(zhì)的

一、酸堿的電離理論（阿累尼烏斯電離理論）１、酸堿的定義電離時產(chǎn)生的陽離子全部是H+離子的化合物叫酸；電離時生成的陰離子全部是OH-離子的化合物叫堿。H+離子是酸的特征，OH-離子是堿的特征。中和反應(yīng)的實質(zhì)是：H++OH-===H2O。電離理論只適用于水溶液，但在非水溶劑和無水的情況下，電離理論又無法適應(yīng)。如HCl的苯溶液是酸還是堿。酸堿理論一、酸堿的電離理論（阿累尼烏斯電離理論）酸堿理論二、酸堿質(zhì)子理論1、酸堿的定義酸：凡能給出質(zhì)子的物質(zhì)都是酸。堿：凡能接受質(zhì)子的物質(zhì)都是堿。酸和堿可以是分子或離子。如HCl、NH4+、HSO4-是酸；Cl-、NH3、HSO4-是堿。如：HClH++Cl-酸質(zhì)子+堿這樣的一對酸堿，它們依賴獲得或給出質(zhì)子互相依存這樣的酸堿對叫做共軛酸堿對，這里Cl-離子是HCl的共軛堿，而HCl是Cl-離子的共軛酸。即HAH++A-共軛酸共軛堿二、酸堿質(zhì)子理論一般來說：共軛酸越強，它的共軛堿就越弱；共軛堿越強，它的共軛酸就越弱。如：H2OH++OH-水為最弱的酸，它的共軛堿是最強的堿。酸的強度：用給出質(zhì)子的能力來量度。強酸具有高度給出質(zhì)子的能力。如HClO4、HCl、HNO3、H2SO4等。堿的強度：用接受質(zhì)子的能力來量度。強堿具有高度接受質(zhì)子的能力。如OH-、PO43-離子等。一般來說：共軛酸越強，它的共軛堿就越弱；共軛堿越強，它的酸共軛堿名稱化學(xué)式化學(xué)式名稱高氯酸HClO4ClO4-高氯酸根硫酸H2SO4HSO4-硫酸氫根硫酸氫根HSO4-SO42-硫酸根水合氫離子H3O+H2O水水H2OOH-氫氧根銨離子NH4+NH3氨氨NH3NH2-氨基離子氫溴酸HBrBr-溴離子酸及其共軛堿酸共軛堿名稱化學(xué)式化學(xué)式名稱高氯酸HClO4ClO4-高氯酸從表中的共軛酸堿對可以看出：①酸和堿可以是分子也可以是離子；②有的離子在某個共軛酸堿對中是堿，但在另一個共軛酸堿對中卻是酸，如HSO4-等；③質(zhì)子論中沒有鹽的概念。從表中的共軛酸堿對可以看出：2、酸堿反應(yīng)根據(jù)酸堿質(zhì)子理論，酸堿反應(yīng)的實質(zhì)，就是兩個共軛酸堿對之間質(zhì)子傳遞的反應(yīng)。例如：HCl+NH3===NH4++Cl-酸1堿2酸2堿1NH3和HCl的反應(yīng)，無論在水溶液中或氣相中，其實質(zhì)都是一樣的。即HCl是酸，放出質(zhì)子給NH3，然后轉(zhuǎn)變?yōu)樗墓曹棄ACl-；NH3是堿，接受質(zhì)子后轉(zhuǎn)變?yōu)樗墓曹椝酦