浙江省高中化學(xué)夏令營：電解質(zhì)溶液和電離平衡蘇教

更正P123第一個符號<改為>P125中間pH=……=4.73為4.75P130L8改為:2.影響水解的……P131中間（3）溶解度規(guī)則1編輯pptWelcometo2編輯ppt3編輯ppt電解質(zhì)溶液和電離平衡浙江大學(xué)化學(xué)系

郭偉強4編輯ppt所謂“溶液”通常是指電解質(zhì)溶液。通過對溶液及電離平衡的研究，可以對溶解、水解以及分布等概念有一個正確的理解，有利于對其他知識的深入學(xué)習。5編輯ppt§7-１弱酸、弱堿的電離平衡

Ionizationequilibriumweakacidsandweakbase酸堿理論：酸堿電離理論(1880~1890年，阿侖尼烏斯）：酸——電離出的陽離子全部是H+的化合物堿——電離出的陰離子全部是OH-的化合物酸堿質(zhì)子理論（1923年，布朗斯特和勞萊）：酸——能給出質(zhì)子的物質(zhì)堿——能接受質(zhì)子的物質(zhì)

酸堿電子理論（1963年，路易斯）：堿——能給出電子的物質(zhì)酸——能接受電子的物質(zhì)6編輯ppt任何一種電解質(zhì)在相應(yīng)的溶劑中都有一定的解離，只是程度有不同。強電離質(zhì)在水溶液中完全電離HCl=H+(aq)+Cl-(aq)弱電解質(zhì)的解離程度較小，在水溶液中只有小部分電離，未電離的分子與離子之間形成平衡:7編輯ppt—、電離平衡常數(shù)弱電解質(zhì)在溶液中是部分電離：在此平衡中，不論物質(zhì)的起始濃度如何，只要溫度恒定，其電離平衡常數(shù)就是一個定值，且與各組分的平衡濃度有如下關(guān)系：8編輯ppt電離平衡常數(shù)只和物質(zhì)種類及溫度有關(guān)1、平衡常數(shù)是溫度的函數(shù)——反應(yīng)的吉布斯自由能不同2、不同物質(zhì)的化學(xué)鍵不同——使其電離的難易程度不同電離平衡常數(shù)越大其電離越易，相應(yīng)地其酸(堿)性越強9編輯ppt名稱化學(xué)式溫度K值鹽

酸

HCl251.0103

硝酸HNO32520.9硫酸H2SO4251.01031.210—2甲酸HCOOH251.7710—4乙酸CH3COOH201.7610—5苯乙酸C6H5CH2COOH254.910—5苯酚C6H5OH256.210—5磷酸H3PO25187.610—36.310—6

4.410—13硫化氫H2S181.310—77.110—15亞硫酸H2SO3181.310—26.310—8NOTE:硼酸為單元酸10編輯ppt不同電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)相差越大，轉(zhuǎn)化程度越大。Ka值相近時則可互相轉(zhuǎn)化。強電解質(zhì)能促進弱電解質(zhì)的生成相當于“強酸置換弱酸”11編輯ppt有幾個概念是必須搞清楚的：酸堿的強度——酸堿給出或得到質(zhì)子能力的大小，以解離常數(shù)ka、kb表示;酸堿的濃度——溶質(zhì)的分析濃度，即總濃度，以C

表示；溶液的酸度——溶液中H+的活度，即H+的平衡濃度，以pH表示。弱酸(堿)的電離度——溶液中弱電解質(zhì)電離的難易程度，用表示。二、弱酸弱堿水溶液的pH值計算12編輯ppt1.一元酸堿溶液的pH計算A)對強酸[H+]=C(HA)

如果強酸濃度很小時，那就不相同了，需按下式計算：[H+]2-C[H+]-Kw=0一元強酸pH值計算公式由來13編輯pptDiscussion:CHCl>10-6,[H+]=CCNaOH>10-6,[OH-]=CCHCl<10-8,pH=7;CNaOH<10-8,pOH=73.10-6>C>10-8,需考慮水的電離.根據(jù)分析化學(xué)誤差理論的一個原則:當兩項作加減處理時，相差20倍以上時可忽略小的一項，由此引起的誤差是可以接受的。14編輯pptB）對一元弱酸15編輯ppt

很顯然：1)Ka、c、α三者中只要已知任何兩個，便可得第三個數(shù)。2)已知任何一個，可知其他兩個的比值。3)c和α成反比，是為稀釋定律如前所說，只要α≤5%，便可視1-α=1。此時，當c/Ka400時α≤5%。16編輯ppt據(jù)此：只要c/Ka400，便可得：1-α=1c/Ka100300400500α(%)9.55.64.94.4嚴格而論，還應(yīng)有cKa≥20Kw成立，方可有上式成立。一元弱酸pH值計算的詳細處理17編輯ppt多元酸只考慮第一級解離。通常，因第二級解離受到第一級解離的抑制(同離子效應(yīng))，此時可按一元弱酸處理：2.多元酸堿溶液的pH計算但嚴格而論，只有滿足2Ka2/[H+]<0.05時才能忽略第二級的解離。一元弱堿和多元弱堿均可照此辦理。詳細處理18編輯ppt例：求0.01和0.001mol/L氨水溶液的pH．

(見P122例7-1)分析：兩條件時的Ckb均大于20Kw，但C/kb分別為555.6和55.6，前者可直接用最簡式進行計算，而后者則必須用近似式解方程求得。處理：1、2、19編輯ppt再討論3.溶液濃度與存在形態(tài)的關(guān)系這是具有普遍意義的結(jié)論，即對任何弱酸都適用。在=50%時：可求得20編輯ppt換一種表示方法：對一元弱堿的處理完全相似。21編輯ppt再討論多元酸堿(以H2A為例)：多元酸中顯然Ka1>Ka2，對常見多元酸還有Ka1/Ka2>

104~106，即第一步電離遠易于第二步。當c遠大于Ka1，第二步解離可忽略，因為：⑴Ka1>Ka2，第二級解離本身就難⑵第二級解離受到第一級解離的抑制

⑶第一級解離而生成的HA-本來就不多，第二級解離自然也就可忽略了。22編輯ppt4.溶液中各存在形態(tài)的分布情況解離的難易還可從各存在形態(tài)的分布中看出?？梢韵馪123例7-2那樣計算而求得磷酸四種存在形式的濃度，但這樣計算實在太麻煩。以一元弱酸為例進行討論：23編輯ppt有三種方法：不簡化假定:每個可能存在組分都列出方程，解聯(lián)立方程組得出。方程數(shù)多而復(fù)雜，不易求得圖解法:方法簡單直觀，但一圖專用，濃度變化后即需換圖利用分布系數(shù):溶液中某組分的平衡濃度占該物質(zhì)總濃度的分數(shù)主要介紹多組分體系中相關(guān)組分間有如下關(guān)系存在：

CA＝[A]＋[HA]＋[H2A]＋[H3A](物料平衡)

往往需要了解在一定條件下各型體的平衡濃度24編輯ppt不簡化假定:每個可能存在組分都列出方程，解聯(lián)立方程組得出。如P123例7-2方程數(shù)多而復(fù)雜，不易求得，可借助計算機處理25編輯ppt圖解法:以濃度對數(shù)圖為常用。方法簡單直觀，但一圖專用，濃度變化后即需換圖(a)一元酸體系(b)二元酸體系26編輯ppt圖解法:以濃度對數(shù)圖為常用。(c)配合物體系(d)氧化還原體系27編輯ppt利用分布系數(shù):

溶液中某組分的平衡濃度占該物質(zhì)總濃度的分數(shù)分布系數(shù)與該物質(zhì)的總濃度無關(guān)。分布系數(shù)的大小能定量地說明溶液中各種酸堿組分的分布情況，并可直接求得溶液中酸堿組分的平衡濃度。28編輯ppt對一元弱酸HA，其離解平衡為：根據(jù)定義：29編輯ppt即：由此可知任一酸度下的平衡濃度[HA]=HA·C總同理可得：30編輯ppt由圖可知，在pH>pKa時，以[Ac—]為主；在pH<pKa時，以[HAc]為主。在HA=A=0.5時，[HA]=[A—]，pH=pKa

31編輯ppt三元酸體系：32編輯ppt綜合上例，可得計算分布系數(shù)的通式：令0=133編輯ppt換個角度考慮：如以酸形成常數(shù)(質(zhì)子化常數(shù))來替代酸離解常數(shù)，以布朗斯特堿的質(zhì)子化常數(shù)為例，PO43-可以分三步質(zhì)子化而成為H3PO4：34編輯ppt這三步質(zhì)子化反應(yīng)的總和為PO43-＋3H+=H3PO4

其總質(zhì)子化常數(shù)記為35編輯ppt36編輯ppt同理可得通式：37編輯ppt對配合物體系，也有類似情況：可與配位平衡體系的分布情況計算方法比對。38編輯ppt【例】求pH=4.00和10.00時0.0100mol/L的H2C2O4溶液中的[H2C2O4]和[C2O42－]

【解】Ka1=10－1.22,Ka2=10－4.19，=1，

=1/Ka2=104.19，=1/Ka1Ka2=105.41.39編輯pptApH[H＋]0[H2C2O4]2[C2O42－]4.001.00×10－41.03×10－31.03×10－50.393.9×10－310.001.00×10－102.65×10－152.65×10－171.000.0100由圖可知：pH<1.23時以H2C2O4為主，pH=1.23時H2C2O4與HC2O4-等量，在1.23<pH<4.21之間則HC2O4-為主，……即P124的結(jié)論40編輯ppt

圖H3PO4的δ-pH圖H3PO4的p=2.16，p=7.21，p=12.32。4.52

多元弱酸溶液41編輯ppt【例】在銅氨溶液中，當氨的平衡濃度為1.00×10—3mol/L時，求各形態(tài)的分布系數(shù)。累積穩(wěn)定常數(shù)log分別為：4.31,7.98,11.02,13.32,12.86【解】：42編輯ppt[NH3]Cu2+Cu(NH3)2+Cu(NH3)22+Cu(NH3)32+Cu(NH3)42+Cu(NH3)52+10-2

0.00030.0632.9532.3164.460.2210-3

0.418.439.443.28.610.003在游離[NH3]=0.001mol/L時：43編輯ppt[NH3]Cu2+Cu(NH3)2+Cu(NH3)22+Cu(NH3)32+Cu(NH3)42+Cu(NH3)52+10-2

0.000310.0632.9532.3164.460.2210-3

0.418.439.443.28.610.00310-4

24.3849.7923.282.560.051.7×10-644編輯pptToSum:兩分布系數(shù)曲線圖中，每種型體都存在δi的最大值。若某pI處某型體δ值很大，而其它型體的δ很小，則該型體為優(yōu)勢組分。比較兩分布曲線圖，可發(fā)現(xiàn):要使某型體有占絕對優(yōu)勢(δ＞0.95)的區(qū)間，兩相鄰的pK值必須滿足ΔpK（或pH）＞2.6質(zhì)子酸堿多能滿足此要求，無機配體配合物很難滿足。故無機配體配合物難以簡化計算，即形不成實際的滴定應(yīng)用。45編輯ppt三、緩沖溶液Buffers緩沖溶液是分析化學(xué)實驗或其他化學(xué)實驗中經(jīng)常使用的重要試液之一，通常所指的緩沖溶液是一種能夠抵抗加入少量強酸或強堿或稀釋而能保持溶液pH值基本不變的溶液，一般由弱酸(堿)以及其共軛堿(酸)所組成,能控制氫離子濃度。46編輯ppt1、緩沖作用緩沖溶液的緩沖作用主要依靠弱酸（堿）的弱電離平衡。當它與其共軛堿（酸）共存時，其pH值取決于下列關(guān)系：即溶液的pH或pOH值除由組成緩沖溶液的弱酸(堿)的固有性質(zhì)pKa或pKb所決定外，還受緩沖溶液中弱酸(堿)及其共軛就(酸)的濃度比的影響。47編輯ppt1L濃度為0.1mol/L的HAC-NaAc緩沖溶液體系可見，緩沖作用十分明顯。pHAdd0.001molNaOHAdd0.01molNaOHBuffer4.744.754.83Water7.0011.012.048編輯ppt2、緩沖容量緩沖容量是指緩沖溶液抵御外來強酸強堿的能力，它以緩沖指數(shù)β的大小來衡量。緩沖容量與pH的關(guān)系任何一種緩沖溶液都有一定的緩沖容量，即外加的酸或堿過多，將使緩沖溶液失效。49編輯ppt由圖可知：強酸強堿只有在濃度大時才有較大緩沖指數(shù)，且不能抵御稀釋作用，故不屬于緩沖溶液．弱酸及其共扼堿濃度為1︰1時β有最大值，即有最大的緩沖容量。緩沖容量與pH的關(guān)系50編輯ppt綜上所述，可得如下結(jié)論：1）、βC2）、［HA］=［A—］時，β有極大值3）、［HA］與［A—］相差越大β越小。（相差為10倍時，）4）、公式中的C為總濃度，即弱酸和其共軛堿的總濃度。51編輯ppt3、緩沖范圍一元弱酸(堿)緩沖溶液：pKa土1

pH單位或pKb土1

pＯH單位。在此范圍以外，因Buffer的一組分濃度很低，緩沖容量很小，效果很差。對二元弱酸（堿）及其共軛堿（酸）組成的緩沖溶液的緩沖范圍較為復(fù)雜。根據(jù)pKa1和pKa2的差值，可以組成分段的和連續(xù)的兩類緩沖溶液。52編輯ppt三、緩沖范圍若ΔpKa大于2.6，在H2A溶液中加適量NaOH，可在兩個區(qū)間(pKa1士1和pKa2士1)構(gòu)成緩沖范圍，即H2A/HA-和HA-/A2-兩對緩沖溶液。若ΔpKa＜2.6，則可連續(xù)構(gòu)成從pKa1一1到pKa2＋l間的緩沖溶液。同理，按pKa值作適當?shù)慕M合，將不同酸混合可構(gòu)成廣譜性緩沖溶液。53編輯ppt4、緩沖溶液的有關(guān)計算A.緩沖溶液的pH值例:0.1mol/L的HAc150mL和0.2mol/L的NaAc100mL混合后的pH值是多少?分析:

兩溶液非等摩爾混合,pH值不會是4.74。因是堿多，會大于4.74。解:54編輯pptB．緩沖溶液的配制例：配制氨基乙酸總濃度為0.100mol/L的緩沖溶液(pH=2.00）100mL，需氨基乙酸多少克？還需加多少毫升1mol/L的酸或堿，為什么？解：根據(jù)CV=m/M，可得：即，需要氨基乙酸0.75克。55編輯ppt再求加什么？加多少？0.1mol/L氨基乙酸的pH值：顯然需要加酸才能使pH值降至2.00Q：要加多少呢？自己計算，答案為6.9mL56編輯ppt5、金屬離子緩沖溶液和配位體緩沖溶液由于配合物的離解與弱酸（堿）離解平衡都屬弱電離平衡，與后者相似，前者也可組成金屬離子緩沖溶液和配位體緩沖溶液：57編輯ppt§7-2鹽類的水解

TheHydrolysisofsalts一、鹽的種類和基本性質(zhì)定義：鹽是酸分子中的氫原子被金屬原子置換(取代)而成的化合物。種類：有正鹽、酸式鹽、堿式鹽、復(fù)鹽、絡(luò)鹽等?；拘再|(zhì)：常溫下一般為晶體，絕大多數(shù)為強電解質(zhì)。溶解度隨物質(zhì)不同有很大差別。58編輯ppt二、各類鹽的水解定義：物質(zhì)加水所引起的分解作用。通常是指無機鹽的水解。常規(guī)的鹽是酸和堿的產(chǎn)物，溶于水中后必然有重新生成相應(yīng)的酸和堿的趨勢。根據(jù)生成的酸或堿的強度不同，將使溶液的酸堿性有本質(zhì)的區(qū)別。有機物也會水解，如蛋白質(zhì)水解成水解蛋白。此處不討論有機物水解。溶于水后溶液的pH值則以相應(yīng)酸堿的強弱決定。59編輯ppt二、各類鹽的水解規(guī)律：1、強酸和強堿在水中都立即全部電離，相應(yīng)鹽解離后產(chǎn)生的Na+或Cl-不會引起體系酸堿度的變化。2、弱酸和弱堿在水中只能部分電離，相應(yīng)鹽溶于水后產(chǎn)生的酸根或堿性陽離子有較強的生成相應(yīng)酸或堿的傾向，將消耗水中H+或OH-而引起體系酸堿度的變化。3、酸(或堿)越弱，水解后引起體系中H+(或OH-)的降低值越大，引起pH值額度變化值也越大。60編輯ppt1、強酸強堿鹽如規(guī)律2所言，強酸強堿鹽(NaCl等)溶于水后不改變?nèi)芤核釅A度，因而，也就認為“不水解”。61編輯ppt2、弱酸強堿鹽現(xiàn)象：弱酸強堿鹽溶于水后因有生成弱酸趨勢而消耗水中的H+，從而使溶液呈堿性。原因：總反應(yīng)：62編輯ppt水解平衡常數(shù)Kh只要該酸不太弱，且其濃度不太稀，則可用最簡式計算其pH值。63編輯ppt3、強酸弱堿鹽其處理程序與強堿弱酸鹽完全相同，只是將其中的酸與堿位置互換而已。因而不用多言而直接給出結(jié)論即可。(以NH4Cl為例)64編輯ppt應(yīng)用實例例：0.1mol/LNaAc溶液的pH值。解：NaAc水解而生成HAc和OH-，由于KaC>20Kw,且C/Ka>400，可直接用最簡式進行計算。如果按書上P129例7-6方法計算，結(jié)果相同。65編輯ppt4、弱酸弱堿鹽分析：弱酸弱堿鹽因其酸堿兩部分都會水解，都對體系pH值的改變有“貢獻”。溶液的pH值具體數(shù)據(jù)則要視兩者的相對強弱而定。判斷：酸堿性越弱的，其水解趨勢越大，引起pH值的改變量也越大，因而體系的酸堿性由它決定，具體數(shù)據(jù)由兩者的比例決定。66編輯ppt0.1mol/LNH4F的pH值67編輯ppt0.1mol/LNH4F的pH值然后可依據(jù)C’(HF)=9.

610-5或C’(NH3H2O))=9.

610-5,從酸式或堿式分別計算體系的pH值。水解掉的組分的量為：68編輯ppt69編輯ppt其實，還有另一算法：前提是KaC>20Kw,且C>20Ka,

C>20KbKa＞Kb時溶液呈酸性，Ka＜Kb溶液呈堿性。70編輯ppt5、多元酸根多元酸根同時具有酸式解離和堿式解離的趨勢，溶液的酸堿度要視兩種趨勢的相對大小而定。以HCO3-為例，其酸式解離的趨勢由Kb2決定，而其堿式解離則由Ka2決定。由于大多數(shù)酸式鹽的Kb2和Ka2都不大，因而溶液的pH值可直接用下式進行計算：71編輯ppt三、影響水解的因素溫度：K是溫度的函數(shù)，升溫有利于水解濃度：稀釋有利于水解的進行體系pH值：對強酸弱堿鹽或強堿弱酸鹽，增加其“弱”的部分能促進水解72編輯ppt§7-3難溶物的溶度積

Thesolubilityproductofinsolublecompounds任何一種化合物在水中都有一定的溶解趨向，所差就是溶解度大小而已，就如NaCl能完全溶解而AgCl只能部分溶解。難溶化合物微量溶解后成為飽和溶液，大部分難溶化合物的溶解部分幾乎能全部電離。在一定溫度下，溶解速率和沉淀速率相等時達到沉淀-溶解平衡。73編輯ppt一、溶度積常數(shù)(Ksp)１．溶度積(積分以AgCl為例)對于AgClAg++Cl-，K=[Ag+][Cl-]/[AgCl]由于是飽和溶液，其[Ag+][Cl-]的乘積為常數(shù)。一般形式AnBm中：同類型沉淀，ＫSP大的溶解度大。74編輯ppt2、溶度積和溶解度溶解度：一定溫度下每升飽和溶液中所含溶質(zhì)的物質(zhì)的量。(過去的單位為g/100mL水)從理論上講，溶解度和溶度積都反映了難溶電解質(zhì)的溶解能力，但由于實際上可能發(fā)生許多不可預(yù)料的副反應(yīng)和其他情況，除少數(shù)幾種化合物外，很多難溶電解質(zhì)的溶解度和溶度積不能直接互算。以可以互算的物質(zhì)為例。75編輯ppt例：298K時Ag2CrO4在水中溶解度為4.3mg,求其KSP分析：Ag2CrO4溶解后即解離，兩離子水解趨勢小符合互算條件。解：單位變換：4.3mg/100mL=1.310-4mol/L濃度計算：[Ag+]=2[CrO-4]=2.610-4mol/LKSP計算：KSP=[Ag+]2[CrO-4]=8.810-1276編輯ppt說明：凡溶解后形成的構(gòu)晶離子有明顯副反應(yīng)的(如水解、分步解離、形成配合物等)不能簡單通過溶解度計算KSP值。任何情況下，KSP值與構(gòu)晶離子濃度的關(guān)系是確定的。如KSP(CaCO3)=[Ca2+][CO32-]固有溶解度S0：有時影響很大。77編輯ppt3、溶度積規(guī)則溶度積與離子積是不同的概念。溶度積與離子積有緊密的關(guān)系。78編輯ppt二、沉淀-溶解平衡的移動主要考慮同離子效應(yīng)和鹽效應(yīng)同離子效應(yīng)——往難溶強電解質(zhì)飽和溶液中加入與該電解質(zhì)相同的離子，從而使沉淀溶解度降低的效應(yīng)鹽效應(yīng)——由于有過量強電解質(zhì)存在而使沉淀溶解度增大并隨電解質(zhì)的增加而增加的現(xiàn)象79編輯ppt1、同離子效應(yīng)純水中BaSO4的溶解度為：在0.01mol/LNa2SO4溶液中BaSO4的溶解度為：差別是十分明顯的。80編輯ppt2、鹽效應(yīng)鹽效應(yīng)作用的根本原因是大量的強電解質(zhì)增加了體系的離子強度，降低了離子的活動性，使其活度系數(shù)減小，亦即降低構(gòu)晶離子的“有效濃度”，進而使平衡向右移動，增加了沉淀的溶解度。鹽效應(yīng)的計算十分復(fù)雜，一般由實驗測得。81編輯pptKNO3溶液中BaSO4的溶解度。Cl-過量后的配位效應(yīng)82編輯ppt3、沉淀的生成和溶解增大或減小構(gòu)晶離子的濃度是促使沉淀生成或溶解的唯一條件。離子沉淀完全的標準：10-5

mol/L合理調(diào)控實驗條件可控制沉淀的生成或溶解。83編輯ppt沉淀生成的方法加沉淀劑：控制沉淀劑量，即要保證沉淀完全，也要避免出現(xiàn)鹽效應(yīng)。例：要使SO42-沉淀完全，需把體系中Ba2+量控制在什么濃度？解：控制Ba2+量使其在溶液的過量部分為1.110-5即可，實際操作時過量部分要更多些。84編輯ppt控制酸堿度：控制合適pH值可使共存的不同金屬離子分別沉淀，進而實現(xiàn)分離的目標。KSP開始沉淀pH值沉淀完全pH值Fe(OH)31.110-362.683.68Fe(OH)21.6410-145.899.61從表中可知，控制不同pH值可以分別沉淀Fe3+和Fe2+。同時也可知道，若僅僅是要除去鐵的影響，將Fe2+氧化成Fe3+后再沉淀除去更為有利，此時對其他共存離子的影響最小。85編輯ppt考察：什么pH時可使CdS沉淀完全而ZnS不沉淀。KSP需[S2-]應(yīng)該控制[H+]CdS810-27810-22沉淀完全0.34mol/LZnS210-22210-21不出現(xiàn)沉淀0.21mol/L86編輯ppt控制[H+]在0.21~0.34即可實現(xiàn)完全沉淀CdS而ZnS不沉淀的目標，實際操作時在飽和H2S溶液中控制HCl為0.3mol/L。P132例7-11請自學(xué).87編輯ppt沉淀溶解的方法根據(jù)MA====M++A-只要設(shè)法減小[M+]或[A-]即可使沉淀趨于溶解。降低離子濃度的方法主要有：生成弱電解質(zhì)——主要是減少[A-]生成配合物——主要是減少[M+]改變離子價態(tài)——對[M+]和[A-]都有影響多因素聯(lián)用——效果更好，條件也更苛刻88編輯ppt4、沉淀的轉(zhuǎn)化有時，因所研究化合物沉淀的組成、存在形式、表面性質(zhì)等多種因素對將要進行的研究會產(chǎn)生影響，需要對沉淀進行轉(zhuǎn)化后繼續(xù)研究。如：CuI↓強烈吸附I2，進行碘量法測銅時，近終點處需加入KSCN使CuI↓轉(zhuǎn)化為CuSCN↓，釋放出吸附的I2，從而使滴定反應(yīng)順利進行。又如：為免外加陰離子影響，將BaSO4沉淀轉(zhuǎn)化為BaCO3沉淀，分離后酸化即消除了SO42-的影響。89編輯ppt將BaSO4沉淀轉(zhuǎn)化為BaCO3沉淀的平衡常數(shù)計算書上已列出(K=1/24)，其數(shù)值較小，將使轉(zhuǎn)化不完全，但多次轉(zhuǎn)化后還是可以實現(xiàn)的。類似的應(yīng)用還有一些，具體要看“得”與“失”何為大。90編輯ppt§7-4離子方程式的書寫和配平基本原則：反應(yīng)前后原子個數(shù)相等氧化劑得電子總數(shù)與還原劑失電子總數(shù)相等化學(xué)反應(yīng)方程式的正確書寫和配平是理解、處理化學(xué)反應(yīng)過程的重要步驟，尤其是氧化-還原反應(yīng)。必須給予重視。91編輯ppt§7-4離子方程式的書寫和配平具體過程：根據(jù)實驗事實寫出反應(yīng)產(chǎn)物分解而列出兩個半反應(yīng)式先配平除H、O外的原子數(shù)，然后以H2O、H+、OH-來配平H、O的原子數(shù)。調(diào)整兩半反應(yīng)間的化學(xué)計量數(shù)，使得失電子的總數(shù)相等。最后配上異電荷離子。

以P135例題所用豎式相加法較為合適。92編輯ppt離子式的其他注意事項：只適合于溶液中或熔化狀態(tài)僅將強酸、強堿、可溶性鹽寫成離子，其余為化學(xué)式微溶物的情況有特殊要求氨水的書寫需視情況而定93編輯ppt兩個平衡：HA→H++A-

H2O=H++OH-由電荷平衡：[H+]=[A-]

+[OH-]=C+Kw/[H+]，整理：[H+]2-C[H+]-Kw=0A)Forstrongacids94編輯pptFormonoproticweakacids同樣兩個平衡:HA=H++A-[A-]=Ka[HA]/[H+]H2O=H++OH- [OH-]=Kw

/[H+]零水準:HA,H2O,得質(zhì)子平衡條件：[H+]=[A-]+[OH-]代入相關(guān)關(guān)系:=Ka[HA]/[H+]+Kw/[H+]得：[H+]2=Ka[HA]+Kw95編輯ppt溶液pH計算的準確式與簡化式的討論:精確公式[H+]2=Ka[HA]+Kw

式中[HA]為HA平衡濃度，未知。引入分布系數(shù)：δHA=

[HA]/c[HA]=c·δHA=c·[H+]/([H+]+Ka)代入得一元三次方程：[H+]3＋Ka[H+]2－(cKa+Kw)[H+]－KaKw=0仍為精確式96編輯pptDiscussion:

[H+]2=Ka[HA]+Kw