1、 第三章第三章 電解質溶液電解質溶液一、教學目標一、教學目標（1 1）了解了解活度、離子強度、同離子效應和鹽效應活度、離子強度、同離子效應和鹽效應等概念。等概念。（2 2）掌握掌握酸堿質子理論、溶液的酸堿性、緩沖溶酸堿質子理論、溶液的酸堿性、緩沖溶液及其作用原理、溶度積規則和沉淀溶解平衡。液及其作用原理、溶度積規則和沉淀溶解平衡。二、教學重點二、教學重點 酸堿質子理論、緩沖溶液、溶度積規則及沉淀溶酸堿質子理論、緩沖溶液、溶度積規則及沉淀溶解平衡；解平衡；1自學自學表觀離解度、活度、活度系數、離子強度表觀離解度、活度、活度系數、離子強度2 一元弱酸、弱堿一元弱酸、弱堿的離解平衡的離解平衡 多元弱

2、酸、弱堿多元弱酸、弱堿的離解平衡的離解平衡 兩性物質的離解平衡兩性物質的離解平衡3 一元弱酸一元弱酸HB存在如下離解平衡：存在如下離解平衡： HB H+ + B- -則則其標準離解常數其標準離解常數HBBHaK 一元弱堿一元弱堿BOH存在如下離解平衡：存在如下離解平衡： BOH OH- - + B+ +則則其標準離解常數其標準離解常數BOHBOHbK4離解度離解度()：弱酸或弱堿在水中的離解程度：弱酸或弱堿在水中的離解程度 P27-28F 是表征弱酸或弱堿離解程度大小的特征常數是表征弱酸或弱堿離解程度大小的特征常數F在溫度、濃度相同時，在溫度、濃度相同時， 越小，則酸或堿就越弱越小，則酸或堿就

3、越弱F弱酸或弱堿的初始濃度越稀，則離解度弱酸或弱堿的初始濃度越稀，則離解度 越大越大%100弱電解質的初始濃度已離解弱電解質的濃度5一元弱酸溶液中一元弱酸溶液中H+的計算：的計算： P32時500/aKccKcaH時500/aKc24)(H2cKKKaaa式中，式中，c為弱酸的起始濃度為弱酸的起始濃度6一元弱堿溶液中一元弱堿溶液中OH-的計算：的計算：時500/bKccKcbOH時500/bKc24)(OH2cKKKbbb式中，式中，c為弱堿的起始濃度為弱堿的起始濃度7H 多元酸多元酸: : 含有一個以上可置換的氫原子的酸含有一個以上可置換的氫原子的酸, , 如如 H2SO4, H2S, H2

4、CO3, H2C2O4, H3PO4等等 多元弱酸多元弱酸 H2S, H2CO3, H2C2O4, H3PO4 H 多元弱酸的解離特點多元弱酸的解離特點: : 分步離解分步離解( (幾元酸分幾步幾元酸分幾步) ) _eg. H2S的分步解離的分步解離H 每一步都有相應的離解常數，且離解常數逐步減小每一步都有相應的離解常數，且離解常數逐步減小如：如：8H 每一步都有相應的離解常數，且離解常數逐步減小每一步都有相應的離解常數，且離解常數逐步減小 如：如：H2S Ka1 = 1.1 10-7 Ka2 = 1.3 10-13 H3PO4 Ka1 =7.110-3 Ka2=6.310-8 Ka3=4.8

5、10-13 若若 Ka1 Ka2 Ka3 , 求求 H+ 時時, , 可當作一元弱酸處理可當作一元弱酸處理; ; 如如: : H2S溶液中，溶液中，H+ HS H3PO4溶液中，溶液中，H+ H2PO4 9同離子效應：同離子效應：在弱電解質溶液中，加入與其含有相同在弱電解質溶液中，加入與其含有相同 離子的易溶強電解質，而離子的易溶強電解質，而使弱電解質的使弱電解質的 解離度降低的效應解離度降低的效應。例：例：HAc溶液中加入溶液中加入NaAc、NH3H2O中加入中加入NH4Cl等等鹽效應：鹽效應：在弱電解質溶液中，加入不含相同離子的易在弱電解質溶液中，加入不含相同離子的易 溶強電解質，溶強電解

6、質，使弱電解質使弱電解質解離度解離度稍稍增大的稍稍增大的 效應效應。例：例：HAc溶液中加入溶液中加入NaCl會使會使HAc的解離度有所上升的解離度有所上升P8210這里必須注意：這里必須注意：在發生在發生同離子效應同離子效應時，由于也外加了強電解質時，由于也外加了強電解質, ,所以也伴隨有所以也伴隨有鹽效應鹽效應的發生，的發生，只是這時只是這時同離子效應同離子效應的影響遠大于的影響遠大于鹽效應鹽效應，因此可以忽略鹽效應的影響。，因此可以忽略鹽效應的影響。11酸堿理論的發展酸堿理論的發展酸堿離子論（酸堿離子論（1884年阿累尼烏斯）年阿累尼烏斯）酸堿質子論（酸堿質子論（1923年布朗斯特年布朗

7、斯特-勞萊）勞萊）酸堿電子論（酸堿電子論（1923年路易斯）年路易斯）12酸：在水中能解離出的正離子全是酸：在水中能解離出的正離子全是H+的化合物的化合物堿：在水中能解離出的負離子全是堿：在水中能解離出的負離子全是OH-的化合物的化合物局限性：局限性： 只限水溶液，無法定義無水或非水體系的酸堿只限水溶液，無法定義無水或非水體系的酸堿 無法解釋無法解釋NH4Cl、Na2CO3等水溶液的酸堿性等水溶液的酸堿性 酸堿離子論酸堿離子論13酸堿質子論酸堿質子論 （布朗斯特德）酸：凡是能給出酸：凡是能給出H+的物質（分子或離子）的物質（分子或離子） eg. HCl、NH4+、H2PO4-、HSO4-、HA

8、c等等堿：凡是能接受堿：凡是能接受H+的物質（分子或離子）的物質（分子或離子） eg. Cl-、NH3、PO43-、SO42-、Ac-等等兩性物質：既可釋放兩性物質：既可釋放H+又可接受又可接受H+的物質的物質 eg. H2PO4-、HPO42-、HCO3-、H2O等等中性物質：既不能釋放中性物質：既不能釋放H+又不能接受又不能接受H+的物質的物質 eg. Na+、Mg2+等等此外，酸堿質子論排除了此外，酸堿質子論排除了“鹽鹽”的概念（如的概念（如Na2CO3屬于堿屬于堿）。）。14酸堿共軛關系酸堿共軛關系 有酸必有堿，有堿必有酸有酸必有堿，有堿必有酸NH4+ NH3 + H+酸酸 堿堿NH4

9、+ 是是NH3的共軛酸的共軛酸NH3是是NH4+ 的共軛堿的共軛堿NH4+ 和和NH3稱為共軛酸堿對稱為共軛酸堿對15酸堿共軛關系酸堿共軛關系 有酸必有堿，有堿必有酸有酸必有堿，有堿必有酸 HCl Cl- + H+ 酸酸 堿堿HCl 是是Cl-的共軛酸的共軛酸Cl-是是HCl 的共軛堿的共軛堿HCl 和和Cl-稱為共軛酸堿對稱為共軛酸堿對16酸堿共軛關系酸堿共軛關系 共軛酸堿對只差一個共軛酸堿對只差一個H+eg. H2CO3和和CO32-為非共軛關系為非共軛關系注意：注意：u 酸或堿都可以是中性分子、正離子或負離子酸或堿都可以是中性分子、正離子或負離子u 酸越強酸越強（即越容易釋放（即越容易釋

10、放H+）則其共軛堿越弱則其共軛堿越弱（即越難結合（即越難結合H+）反之，反之，堿越強，則其共軛酸越弱。堿越強，則其共軛酸越弱。17練習練習 共軛酸共軛酸 物質物質 共軛堿共軛堿 HCO3- HPO42- 共軛酸共軛酸 物質物質 共軛堿共軛堿 H2CO3 HCO3- CO32- H2PO4- HPO42- PO43-18酸及其共軛堿酸及其共軛堿19酸酸共軛堿共軛堿名稱名稱化學式化學式化學式化學式名稱名稱高氯酸高氯酸HClO4ClO4-高氯酸根高氯酸根硫酸硫酸H2SO4HSO4-硫酸氫根硫酸氫根硫酸氫根硫酸氫根HSO4-SO42-硫酸根硫酸根水合氫離子水合氫離子H3O+H2O水水水水H2OOH-氫

11、氧根氫氧根銨離子銨離子NH4+NH3氨氨氨氨NH3NH2-氨基離子氨基離子氫溴酸氫溴酸HBrBr -溴離子溴離子從表中的共軛酸堿對可以看出：從表中的共軛酸堿對可以看出：酸和堿可以是分子也可以是離子；酸和堿可以是分子也可以是離子；有的離子在某個共軛酸堿對中是堿，但在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，如另一個共軛酸堿對中卻是酸，如HSO4-等；等；質子論中沒有鹽的概念。質子論中沒有鹽的概念。20酸堿反應的實質酸堿反應的實質酸堿質子論認為，酸與堿反應的實質是酸堿質子論認為，酸與堿反應的實質是 兩個共軛酸堿對之間的質子兩個共軛酸堿對之間的質子(H+)傳遞反應。傳遞反應。 酸

12、酸1 1 + + 堿堿2 2 = = 酸酸2 2 + + 堿堿1 1H+再例如：再例如：例如：例如：21可見，水解、中和及解離反應亦可看作是質子傳遞反應。可見，水解、中和及解離反應亦可看作是質子傳遞反應。H+H+H+H+22酸堿反應的方向酸堿反應的方向 酸堿反應的方向：總是由較強的酸和較強的堿酸堿反應的方向：總是由較強的酸和較強的堿生成較弱的酸和較弱的堿的方向進行。生成較弱的酸和較弱的堿的方向進行。 23酸堿質子論的優點酸堿質子論的優點 擴大了酸、堿的范圍，不局限于水溶液體系擴大了酸、堿的范圍，不局限于水溶液體系 它把阿累尼烏斯酸堿離子論中的中和、解離、它把阿累尼烏斯酸堿離子論中的中和、解離、

13、水解等反應都統一為水解等反應都統一為“質子傳遞反應質子傳遞反應”。 24酸堿強度酸堿強度酸堿在水溶液中表現出來的相對強度可用酸堿在水溶液中表現出來的相對強度可用解離常數解離常數來表征。來表征。對于任一可逆反應對于任一可逆反應 c C(g) + d D(g) y Y(g) + z Z(g) 平衡時，其平衡時，其 K 為為K 值越大，表明反應向右進行得越徹底。值越大，表明反應向右進行得越徹底。回憶回憶dczyPDPPCPPZPPYPK/ )(/ )(/ )(/ )(25標準解離常數標準解離常數例：例：弱酸的弱酸的標準解離常數標準解離常數用用 表示，則表示，則 P30_Table3-2列出了一些共軛

14、酸堿對的標準解離常數列出了一些共軛酸堿對的標準解離常數再如：再如：弱堿的弱堿的標準解離常數標準解離常數用用 表示，則表示，則以上兩例中，以上兩例中，HAc和和Ac-為共軛酸堿對，其為共軛酸堿對，其 和和 有何關系？有何關系？HAc + H2O H3O+ +Ac-aKHAcAcOH3aKAc- + H2O HAc + OH-bKAcOHHAc-bKaKbK26即：共軛酸堿對中弱酸與其共軛堿的解離常數的即：共軛酸堿對中弱酸與其共軛堿的解離常數的 乘積為水的離子積常數乘積為水的離子積常數 25時，時，顯然，只要已知共軛酸堿對中一個物質的標準解離常數，顯然，只要已知共軛酸堿對中一個物質的標準解離常數，

15、 即可計算另一物質的標準解離常數。即可計算另一物質的標準解離常數。標準解離常數標準解離常數wbaKKKOHOH3wK14100 . 1wK27關于標準解離常數關于標準解離常數F它是表征弱電解質解離程度的特性常數；它是表征弱電解質解離程度的特性常數；F弱酸的弱酸的 值越大值越大, ,則酸越強，而其共軛堿越弱；則酸越強，而其共軛堿越弱；反之亦然反之亦然F弱堿的弱堿的 值越大值越大, ,則堿越強，而其共軛酸越弱；則堿越強，而其共軛酸越弱；反之亦然反之亦然 F它具有一般標準平衡常數的特性它具有一般標準平衡常數的特性, , 與濃度無關，而與與濃度無關，而與 溫度有關，但室溫研究解離平衡溫度有關，但室溫研

16、究解離平衡時，一般不考慮溫度時，一般不考慮溫度 對它的影響。對它的影響。 aKbK28關于酸堿強度的注意：關于酸堿強度的注意：可見，溶劑溶劑溶劑2930 H2O (l) H+(aq) + OH- -(aq) 298.15K, 實驗測得實驗測得 c(H+) = c(OH)= 1.0 10-7 molL-114100 . 1/ )(/ )(cOHccHcKw水的離子積水的離子積wK與其他平衡常數一樣，是溫度的函數；與其他平衡常數一樣，是溫度的函數；隨溫度的升高而增大。隨溫度的升高而增大。wK水的離解和水的離解和pH標度標度31 溶液酸堿性溶液酸堿性取決于溶液中取決于溶液中 H+ 和和 OH- -

17、濃度的相對大小：濃度的相對大小：酸性溶液：酸性溶液：c(H+) 1.0 10-7 molL-1 c(OH)純水純水(或中性溶液或中性溶液)：c(H+) =1.0 10-7 molL-1 = c(OH)堿性溶液：堿性溶液：c(H+) 1.0 10-7 molL-1 c(OH)cHc)(lgpH用用pH值表示酸堿性值表示酸堿性14lgwwKpKcOHc)(lgpOHpOH-14pOHpKpHw32當當HH+ + m m1010-n-n 時時 ： pHn - lg mpH 和和 pOH 關系關系 H+OH- = KW = 10-14pH + pOH = pKW = 14pH = 7 則則 pOH =

18、 7 中性溶液中性溶液pH 7 酸性溶液酸性溶液, pH越小酸性越強越小酸性越強pH 7 則則 pOH 配配SnCl2溶液時須先加適量的溶液時須先加適量的HCl影響鹽類水解度的因素影響鹽類水解度的因素 47F緩沖作用：緩沖作用：能對抗外來少量強酸、強堿或水的稀釋能對抗外來少量強酸、強堿或水的稀釋，而保持本身，而保持本身pH基本不變的作用。基本不變的作用。F緩沖溶液：緩沖溶液：具有緩沖作用而保持體系具有緩沖作用而保持體系pH相對穩定相對穩定的溶液。的溶液。48緩沖溶液由足夠濃度的緩沖溶液由足夠濃度的共軛酸堿對共軛酸堿對組成。其中，能對抗外來強堿的稱為共軛酸組成。其中，能對抗外來強堿的稱為共軛酸(

19、 (即抗堿成分即抗堿成分) )，能對，能對抗外來強酸的稱為共軛堿抗外來強酸的稱為共軛堿( (即抗酸成分即抗酸成分) )，這一對共軛酸堿通常稱為緩沖對，這一對共軛酸堿通常稱為緩沖對( (緩沖劑或緩沖系緩沖劑或緩沖系) )。49緩沖溶液的組成：緩沖溶液的組成：一般是由一般是由弱酸與其弱酸強堿鹽弱酸與其弱酸強堿鹽( (共軛堿共軛堿) )、弱堿與其弱堿強酸鹽弱堿與其弱堿強酸鹽( (共軛酸共軛酸) )以及以及多元弱酸酸式鹽與多元弱酸酸式鹽與其次級鹽其次級鹽( (共軛堿共軛堿) )等組成。等組成。50弱酸與其弱酸強堿鹽弱酸與其弱酸強堿鹽( (共軛堿共軛堿) )： HAc - NaAc pH = 3.6 5

20、.6 H2CO3 - NaHCO3 pH = 7.48.4弱堿與其弱堿強酸鹽弱堿與其弱堿強酸鹽( (共軛酸共軛酸) )： NH3 H2O - NH4Cl pH = 8.3 10.3 多元弱酸酸式鹽與其次級鹽多元弱酸酸式鹽與其次級鹽( (共軛堿共軛堿) )： KH2PO4 - K2HPO4 pH = 6.2 8.2 NaHCO3 -Na2CO3 pH = 9.2 11.051以HAc - NaAc緩沖溶液為例緩沖溶液為例：首先，我們分析一下首先，我們分析一下HAc - NaAc緩沖溶液緩沖溶液處于的起始狀態：處于的起始狀態：52以HAc - NaAc緩沖溶液為例緩沖溶液為例： ( (與酸作用與酸

21、作用) )53以HAc - NaAc緩沖溶液為例緩沖溶液為例： ( (與堿作用與堿作用) )54以HAc - NaAc緩沖溶液為例緩沖溶液為例： ( (水的稀釋水的稀釋) )當緩沖溶液稍加適量水稀釋時，其中當緩沖溶液稍加適量水稀釋時，其中H+雖然降低了，但雖然降低了，但Ac-同時降低了，同離子效應減弱，促使同時降低了，同離子效應減弱，促使HAc的解離度的解離度增加，所產生的增加，所產生的H+可維持溶液的可維持溶液的pH值不發生明顯的變化。值不發生明顯的變化。 緩沖溶液具有抗酸、抗堿和抗稀釋的作用，緩沖溶液具有抗酸、抗堿和抗稀釋的作用， 但若但若在緩沖溶液中加入在緩沖溶液中加入大量大量強酸或強堿

22、，則緩沖溶液中強酸或強堿，則緩沖溶液中 抗酸和抗堿成分消耗盡后，就會失去緩沖作用。抗酸和抗堿成分消耗盡后，就會失去緩沖作用。 即緩沖溶液的緩沖能力是有一定限度的。即緩沖溶液的緩沖能力是有一定限度的。 HAc + H2O H3O+ + Ac- NaAc Na+ + Ac-總結總結55緩沖容量緩沖容量緩沖能力的大小即為緩沖能力的大小即為緩沖容量緩沖容量（）。56 HAc H+ + Ac- c酸-x x c鹽+x近似： c酸-x c酸， c鹽+x c鹽鹽酸ccKHa鹽酸ccpKpHalg鹽堿ccpKpOHblg57酸鹽cxcHAcAcHKa緩沖溶液的緩沖溶液的pH值值（以HAc-NaAc為例）弱酸弱

23、酸-弱酸鹽弱酸鹽弱堿弱堿-弱堿鹽弱堿鹽例例:將將0.1L0.20mol/LHAc與與0.05L0.20mol/LNaOH溶液混合后，求溶液的溶液混合后，求溶液的pH值。已知值。已知HAc的的pKa=4.75。解解: 混合后發生反應混合后發生反應 HAc+NaOH=NaAc+H2O這時溶液中剩余這時溶液中剩余HAc的濃度及生成的濃度及生成NaAc的濃度分別為的濃度分別為111110667. 015. 020. 005. 00667. 015. 020. 005. 020. 010. 0LmolLLmolLAcLmolLLmolLLmolLHAc75. 4075. 4lg鹽酸ccpKpHa58緩沖

24、溶液的配制緩沖溶液的配制 為了使緩沖溶液具有較大的緩沖能力，所為了使緩沖溶液具有較大的緩沖能力，所選用的弱酸的選用的弱酸的pKa應盡可能應盡可能接近接近緩沖溶液的緩沖溶液的pH值，或所選用的弱堿的值，或所選用的弱堿的pKb盡可能接近緩沖溶盡可能接近緩沖溶液的液的pOH值。值。 如需配制如需配制pH值在值在5.0左右的緩沖液，可選用左右的緩沖液，可選用HAc-NaAc緩沖體系；如需配制緩沖體系；如需配制pH=9.0的的緩沖液，可選用緩沖液，可選用NH3-NH4Cl緩沖體系。緩沖體系。59緩沖溶液的性質緩沖溶液的性質實驗證明實驗證明：a a、緩沖對濃度比值緩沖對濃度比值(C(Ca a/C/Cb b

25、、C Cb b/C/Ca a) )越趨近于越趨近于1 1，緩沖，緩沖能力越強。能力越強。推論推論：緩沖溶液：緩沖溶液pH=pKpH=pKa a或或pOH= pKpOH= pKb b時，緩沖能力最強。時，緩沖能力最強。b b、緩沖對總濃度越大，即緩沖對總濃度越大，即C C酸酸、C C堿堿、C C鹽鹽越大，則緩越大，則緩沖能力越強。沖能力越強。c c、緩沖對濃度比在緩沖對濃度比在101/10101/10的范圍內有較好的緩沖作的范圍內有較好的緩沖作用，超出此范圍則緩沖作用較差。用，超出此范圍則緩沖作用較差。緩沖溶液的緩沖溶液的有效范圍有效范圍：緩沖溶液起緩沖作用的：緩沖溶液起緩沖作用的pHpH范圍。

26、范圍。60 緩沖溶液的緩沖溶液的有效范圍有效范圍： 弱酸弱酸-共軛堿：共軛堿： pH=pKa1 弱堿弱堿-共軛酸：共軛酸： pOH=pKb 1 如如HAc-NaAc緩沖溶液，緩沖溶液，pKa=4.75，則此緩沖溶液的，則此緩沖溶液的有效范圍是有效范圍是3.755.75。d：稍加稀釋對緩沖溶液稍加稀釋對緩沖溶液pH值沒有影響。值沒有影響。緩沖溶液的選擇和配制緩沖溶液的選擇和配制 A、緩沖溶液的選擇：緩沖溶液的選擇： a、所選擇的緩沖溶液不能與反應物或生成物發所選擇的緩沖溶液不能與反應物或生成物發生反應。生反應。61 b b、盡可能使盡可能使C C酸酸/C/C鹽鹽=1=1或或C C堿堿/C/C鹽鹽

27、=1=1，即最好選擇，即最好選擇pKpKa a（或（或pKpKb b）與所需）與所需pHpH值值(pOH)(pOH)相等或接近的緩沖對；相等或接近的緩沖對； c c、在緩沖作用允許的條件下，一般選擇較稀的濃度。一在緩沖作用允許的條件下，一般選擇較稀的濃度。一般以般以0.01 0.01 0.1 mol L0.1 mol L-1-1 為宜。為宜。 配制藥用緩沖溶液配制藥用緩沖溶液時還應考慮溶液的時還應考慮溶液的毒性毒性。緩沖溶液緩沖溶液共軛酸堿對共軛酸堿對pKa緩沖范圍緩沖范圍HCO2H/NaOHHCO2H-HCO2 3.752.75-4.75HAc -NaAcHAc - Ac 4.753.75-

28、5.75NaH2PO4-Na2HPO4H2PO4- HPO42 7.216.21-8.21NH3H2O -NH4Cl NH4+ - NH3 9.258.25-10.25NaHCO3 -Na2CO3HCO3 - CO32 10.259.25-11.25Na2HPO4 -NaOHHPO4 2 - PO43 12.6611.66-13.6662例：例： 配制配制1LpH=5的緩沖溶液，如果溶液中的緩沖溶液，如果溶液中HAc濃度為濃度為0.20mol/L，需，需1mol/L的的HAc和和1mol/LNaAc各多少升？各多少升？ 解 ： 已 知解 ： 已 知 p Ka= 4 . 7 5 , c酸酸 =

29、0.20mol/L （1）首先計算緩沖溶液中首先計算緩沖溶液中NaAc的濃度的濃度c鹽鹽 pH=pKa-lg(c酸酸/c鹽鹽) 5 = 4.75 lg ( 0.20/c鹽鹽) c鹽鹽 = 0.35 mol/L63(2)(2)計算所需酸和鹽的原始濃度計算所需酸和鹽的原始濃度根據稀釋公式根據稀釋公式 C C1 1V V1 1=C=C2 2V V2 2需需1mol/LHAc1mol/LHAc的體積的體積V V1 1= C= C2 2V V2 2/C/C1 1= 0.20= 0.201/1=0.2L1/1=0.2L需需1mol/LNaAc1mol/LNaAc的體積的體積V V1 1= 0.35= 0.

30、351/1= 0.35L1/1= 0.35L 答：答：配制配制1LpH=5的緩沖溶液，需的緩沖溶液，需0.2L 1mol/L的的HAc和和0.35L 1mol/LNaAc.64例：例：欲配制欲配制1.0L的的pH=5.00,cHAc=0.20mol/L的緩沖溶液，問需要用多少克的緩沖溶液，問需要用多少克NaAc3H2O晶體？晶體？需用多少升需用多少升2.0mol/LHAc？ 已知已知HAc的的pKa=4.75解：解：5.00=4.75-lgHAc/Ac- =4.75-lg0.20/Ac- Ac-=0.35mol/L所需所需NaAc3H2O=0.35mol/L1.0L136.1g/mol=48g

31、需要需要2.0mol/LHAc溶液的體積為溶液的體積為 0.20mol/L1.0L/2.0molL-1=0.10L65例題例題:乳酸乳酸HLac的的Ka=1.410-4，1升含有升含有1mol的的HLac和和1molNaLac的緩沖溶液中加的緩沖溶液中加0.01molL-1的酸，溶液的的酸，溶液的pH值為多少？值為多少？加加0.01molL-1的的OH-,pH值又是幾？值又是幾？解：求緩沖溶液的解：求緩沖溶液的pH:c酸酸=1molL-1；c=1molL-1pKa=-lg1.410-4=3.85pH=pKa-lg(c酸酸/c鹽鹽)=3.85加酸使加酸使cH+=0.01molL-1則則H+與與L

32、ac-結合生成結合生成HLaccHLac=1+0.01=1.01molL-1,cLac-=1-0.01=0.99molL-1pH=3.85-lg(1.01/0.99)=3.84加堿使加堿使cOH-=0.01molL-1pH=3.85-lg(0.99/1.01)=3.866667 在一定溫度下，某固態物質在在一定溫度下，某固態物質在 100g 溶劑中達到飽和狀態時溶劑中達到飽和狀態時 所溶解的質量，叫做這種物質在這種溶劑中的所溶解的質量，叫做這種物質在這種溶劑中的溶解度（溶解度（s）。）。 對水溶液來說，通常以飽和溶液中每對水溶液來說，通常以飽和溶液中每 100g 水所含溶質質量水所含溶質質量

33、來表示，即以：？來表示，即以：？g /100g H2O 表示。表示。 在水中絕對不溶的物質是沒有的，在水中絕對不溶的物質是沒有的，對物質溶解性有如下規定對物質溶解性有如下規定 難溶：溶解度難溶：溶解度 s 0.01 g/100 g H2O 微溶：溶解度微溶：溶解度 s = 0.01 0.1 g/100 g H2O 易溶：溶解度易溶：溶解度 s 0.1 g/100 g H2O復習復習68溶度積溶度積在一定溫度下，將難溶電解質的晶體放入水中時（難溶電解質在水中在一定溫度下，將難溶電解質的晶體放入水中時（難溶電解質在水中, ,或多或少仍有所溶解）或多或少仍有所溶解），就會發生，就會發生溶解溶解和和沉

34、淀沉淀兩個過程。兩個過程。以以BaSO4為例，為例，當當溶解溶解和和沉淀沉淀的速率相等時，便建立了一種動態的的速率相等時，便建立了一種動態的多相離子平衡，多相離子平衡，即即沉淀溶解平衡。沉淀溶解平衡。 溶解溶解 沉淀沉淀 BaSO4(s) Ba2+(aq) + SO42- -(aq)69對于對于BaSO4的沉淀溶解平衡的沉淀溶解平衡（即解離平衡）（即解離平衡）其其平衡常數的表達式即為：平衡常數的表達式即為：v對于難溶電解質的解離平衡，其平衡常數對于難溶電解質的解離平衡，其平衡常數K稱為稱為溶度積常數溶度積常數，簡稱，簡稱溶度積溶度積，用，用Ksp表示。表示。 溶解溶解 沉淀沉淀 BaSO4(s

35、) Ba2+(aq) + SO42- -(aq)溶度積溶度積SOBa242K70溶度積溶度積一般難溶電解質一般難溶電解質 AmBn 的沉淀溶解平衡通式為：的沉淀溶解平衡通式為：即溶度積的表達式為：即溶度積的表達式為：即：在一定溫度下，難溶電解質在其飽和溶液中，即：在一定溫度下，難溶電解質在其飽和溶液中， 各離子濃度冪的乘積為一常數。各離子濃度冪的乘積為一常數。(s)BAmn(aq)mB(aq)nAnm 溶解溶解 沉淀沉淀 mnnmspBAK71溶度積的意義溶度積的意義溶度積是反映難溶電解質在水中溶解能力的特征常數溶度積是反映難溶電解質在水中溶解能力的特征常數 Ksp 越大，溶解趨勢越大，沉淀越

36、難；越大，溶解趨勢越大，沉淀越難； Ksp 越小，溶解趨勢越小，沉淀越易；越小，溶解趨勢越小，沉淀越易；Ksp 是溫度的函數，與濃度無關是溫度的函數，與濃度無關Ksp 可由可由實驗測定實驗測定或熱力學數據計算或熱力學數據計算 需要時需要時, 會列出了會列出了常溫下一些難溶電解質的溶度積的數據常溫下一些難溶電解質的溶度積的數據72溶度積溶度積Ksp與溶解度與溶解度s的關系的關系溶度積和溶解度都可表現溶解能力，兩者有何關系？溶度積和溶解度都可表現溶解能力，兩者有何關系？根據溶度積的表達式，溶度積和溶解度之間可以進行相互換算根據溶度積的表達式，溶度積和溶解度之間可以進行相互換算P38_例3-1、3-

37、273例：例：25oC，已知已知 ( (Ag2CrO4)=)=1.110-12，求同溫下求同溫下S( (Ag2CrO4) )/gL-1。Ksp)aq(CrO(aq)2Ag (s)CrOAg4422 2 )L/(mol1xx平衡濃度24242)CrO()Ag()CrOAg(ccKsp5312105.6 ,4101.1xx42331.7)CrOMr(Ag1215Lg102.2Lg 331.7105.6S解：解：74溶度積溶度積Ksp與溶解度與溶解度s的區別的區別 溶度積僅適用于難溶電解質的飽和溶液，對中等或易溶溶度積僅適用于難溶電解質的飽和溶液，對中等或易溶 的電解質不適用；但任何物質的溶解能力都

38、可用溶解度的電解質不適用；但任何物質的溶解能力都可用溶解度 表示，如氣體、液體、固體。表示，如氣體、液體、固體。 溶度積是未溶解的固相與溶液中相應離子達到平衡時的溶度積是未溶解的固相與溶液中相應離子達到平衡時的 離子濃度的乘積，只與溫度有關。離子濃度的乘積，只與溫度有關。 溶解度不僅與溫度有關，還與系統的組成，溶解度不僅與溫度有關，還與系統的組成，pH的改變，的改變， 配合物的生成等因素有關。配合物的生成等因素有關。 只有對于同一類型的難溶電解質，只有對于同一類型的難溶電解質，Ksp 與與 s 才是一致的，才是一致的， Ksp大，大，s 也大；但對不同類型的難溶電解質，不能認為也大；但對不同類

39、型的難溶電解質，不能認為 Ksp小，小，s 也會一定小。也會一定小。 舉例如下舉例如下75不同類型的難溶電解質不能直接用溶度積比較其溶解度的相對大小。不同類型的難溶電解質不能直接用溶度積比較其溶解度的相對大小。Ag2CrO4 相同類型的難溶電解質，其相同類型的難溶電解質，其 Ksp 大的大的 s 也大。也大。()()CrOAgAgCl42ss)CrOAg()AgCl(42KspKsp76如何判斷沉淀能否生成？如何判斷沉淀能否生成？即沉淀溶解平衡反應的方向問題，該如何判斷？即沉淀溶解平衡反應的方向問題，該如何判斷？(s)BAmn(aq)mB(aq)nAnm 溶解溶解 沉淀沉淀 77復習復習根據根

40、據吉布斯自由能變判據（最小自由能原理）吉布斯自由能變判據（最小自由能原理）和和范特霍夫等溫方程范特霍夫等溫方程判斷一個判斷一個反應是否發生反應是否發生KJRTGmrln 逆向移動逆向移動將之應用于沉淀將之應用于沉淀- -溶解平衡中溶解平衡中78(s)BAmn(aq)mB(aq)nAnm 溶解溶解 沉淀沉淀 KJRTGmrln 逆向移動逆向移動Qc 稱為難溶電解質的離子積稱為難溶電解質的離子積 Qc Ksp 生成沉淀，過飽和溶液（逆向移動）生成沉淀，過飽和溶液（逆向移動）mncQ-nmBA溶度積規則溶度積規則79溶度積規則溶度積規則Qc Ksp 生成沉淀，過飽和溶液（逆向移動）生成沉淀，過飽和溶

41、液（逆向移動）應用溶度積規則可以判斷沉淀的生成和溶解應用溶度積規則可以判斷沉淀的生成和溶解(s)BAmn(aq)mB(aq)nAnm 溶解溶解 沉淀沉淀 80沉淀的生成沉淀的生成 根據溶度積規則，根據溶度積規則，Qc Ksp ，即會產生沉淀即會產生沉淀例例. 25時晴綸纖維生產的某種溶液中，時晴綸纖維生產的某種溶液中， 為為6. 010-4 molL-1 若在若在40.0 L該溶液中，加入該溶液中，加入 0.010 molL-1 BaCl2溶液溶液 10.0 L ， 問是否能生成問是否能生成BaSO4 沉淀？沉淀？(已知 ) )解：解：104101.1)(BaSOspK)(SO24c13424

42、Lmol1048. 00 .500 .40100 . 6SO132Lmol100 . 20 .500 .10010. 0Ba733106 . 9100 . 21048. 0242SOBacQ)(BaSO4spK故，能生成故，能生成BaSO4 沉淀。沉淀。81沉淀的生成沉淀的生成v 同離子效應對沉淀生成的影響同離子效應對沉淀生成的影響同離子效應：在難溶電解質飽和溶液中，加入含有同離子效應：在難溶電解質飽和溶液中，加入含有 相同離子的易溶強電解質，使難溶電相同離子的易溶強電解質，使難溶電 解質溶解度減小的現象。解質溶解度減小的現象。BaSO4(s) Ba2+ + SO42- 加入加入BaCl2或或

43、Na2SO4 平衡向左移動平衡向左移動 82 AgCl (s) Ag+ (aq) + Cl- (aq) 加入加入HCl后達平衡后達平衡 S S+0.01 0.01 Ksp = Ag+Cl- =S(S+0.01)= 1.6 10-10 S = 1.77 10-8 molL-1S*1.33 10-5 molL-1例：求例：求AgCl在在0.01molL-1 HCl中的溶解度中的溶解度S？AgCl溶解度比純水中減少！溶解度比純水中減少！83沉淀的生成沉淀的生成v 同離子效應對沉淀生成的影響同離子效應對沉淀生成的影響利用同離子效應，適當加入利用同離子效應，適當加入過量沉淀劑過量沉淀劑使被沉淀使被沉淀離子離子沉淀完全沉淀完全（10-5molL-1( (定性) )或或10-6molL-1( (定量) )）分離沉淀時，根據同離子效應選擇合適的沉淀劑分離沉淀時，根據同離子效應選擇合適的沉淀劑 84沉淀的溶解沉淀的溶解根據溶度積規則，根據溶度積規則，Qc Ksp ，沉淀即會溶解，沉淀即會溶解，因此，能降低平衡體系中離子濃度的方法，都因此，能降低平衡體系中離子濃度的方法，都能使沉淀發生溶解。能使沉淀發生溶解。使使QKsp ，沉淀溶解的常用方法包括：，沉淀溶解的常用方法包括：F