1、 Chapter 5：Acid base precipitation-dissolution equilibrium 1、熟習酸堿三大實際。、熟習酸堿三大實際。2、掌握弱酸、弱堿溶液的、掌握弱酸、弱堿溶液的pH值以及多元弱酸堿的分級計算。值以及多元弱酸堿的分級計算。3、了解緩沖溶液的作用原理，掌握其、了解緩沖溶液的作用原理，掌握其pH值的計算、配制。值的計算、配制。4、初步認識同離子效應、鹽效應對弱電解質的電離度影響。、初步認識同離子效應、鹽效應對弱電解質的電離度影響。5、熟習緩沖溶液在藥物消費、藥物質量控制上的運用。、熟習緩沖溶液在藥物消費、藥物質量控制上的運用。 本章教學要求第一節第一節:

2、 : 酸堿實際酸堿實際第二節：水的質子自遞平衡第二節：水的質子自遞平衡第三節：弱酸弱堿電離平衡第三節：弱酸弱堿電離平衡第五節：難溶強電解質的沉淀溶解平衡第五節：難溶強電解質的沉淀溶解平衡 第一節：第一節： 酸酸 堿堿 理理 論論 在生物體的生命過程中,酸堿起著重要的作用,適宜穩定的酸度,有利于細胞的正常生理功能的表達。而且很多藥物本身就是酸或堿，它們的制備、分析測定條件以及藥理作用等，都與酸堿性有親密的關系。疑問：什么是酸？什么是堿呢？ 引引 言言模擬實驗模擬實驗: :HClHCl石石 蕊蕊石石 蕊蕊NaOHNaOH石蕊試劑石蕊試劑: :蘭色蘭色 紅色紅色實驗景象實驗景象: :最初人們根據物質

3、表現出來的性質來區分酸和堿。最初人們根據物質表現出來的性質來區分酸和堿。紅色紅色 蘭色蘭色 酸酸堿堿一、酸堿電離實際一、酸堿電離實際 1887年阿侖尼斯年阿侖尼斯S.Arrhenius提出了酸堿電離實際提出了酸堿電離實際:酸酸:凡在水溶液中能凡在水溶液中能電離產生電離產生 H+的物質。堿的物質。堿: 凡在水溶液中能電離產生凡在水溶液中能電離產生OH-的物質。的物質。HAcHAcH2OH2OH+電離產生：電離產生：酸酸堿堿KOHKOH電離產生：電離產生：OH-一、酸堿電離實際一、酸堿電離實際1 1、僅限于水溶液、僅限于水溶液, ,無法闡明物質在非水溶液中的酸堿問題。無法闡明物質在非水溶液中的酸堿

4、問題。 如如: :在液氨中在液氨中,NH4+,NH4+與與NaNH2NaNH2的反響。的反響。 NH4+ + NH2- 2 NH3 NH4+ + NH2- 2 NH32 2、把堿限制為氫氧化物、把堿限制為氫氧化物, ,對對Na2CO3Na2CO3、Na3PO4Na3PO4等本質上具有堿性等本質上具有堿性無法闡明。無法闡明。非水滴定非水滴定局局 限限 性：性：二、酸堿質子實際二、酸堿質子實際酸酸: 能給出質子的物質能給出質子的物質,即質子的給體。即質子的給體。 如如:HCl H+ + Cl-堿: 能與質子結合的物質,即質子的受體。 如:NaOH, OH-, Ac- , NH3, CO3-, CN

5、-. 1923年布朗斯特J.N.Bronsted提出了酸堿質子實際。提示：質子實際把堿的范圍大大地擴展了。二、酸堿質子實際二、酸堿質子實際 酸給出質子后余下的那部分就是堿,堿接受質子后就成了酸，酸堿的這種相互依存關系叫共軛關系。HAc H+ + Ac- 1 1、共軛酸堿對、共軛酸堿對: :酸酸 H+ + 堿堿 酸酸 堿堿- H+ H+二、酸堿質子實際二、酸堿質子實際1、共軛酸堿對:H+H+ “ “有酸才有堿，有堿才有酸，酸中有堿，堿可有酸才有堿，有堿才有酸，酸中有堿，堿可變酸。變酸。 HAc + H2O Ac- + H3O+ 酸1 堿2 堿1 酸2 NH4+ + H2O NH3 + H3O+

6、酸1 堿2 堿1 酸2二、酸堿質子實際二、酸堿質子實際2、酸堿反響的本質： 酸堿反響的本質：一切酸堿反響都是質子傳送反響。 NH4+ + NH2- 2 NH3H+ CO32- + H2O HCO3- + OH- H+3、兩 性 物： 在某個共軛酸堿對中是堿,在另一個共軛酸堿對中又是酸,這樣的物質稱為兩性物。v如：如：HS- H2PO4- HPO4- HSO3- HCO3- HSiO3-HS- H2PO4- HPO4- HSO3- HCO3- HSiO3-等都是等都是兩性物。兩性物。二、酸堿質子實際二、酸堿質子實際H2PO4-+ H+H3PO4HPO42-+ H+二、酸堿質子實際二、酸堿質子實際

7、4、酸堿的強弱： 這不僅取決于酸堿本身釋放質子和接受質子的才干,同時也取決于溶劑釋放和接受質子的才干。因此比較酸堿強弱必需固定溶劑,普通以水為溶劑。同一酸堿在不同的溶劑中的相對強弱那么由溶劑的性質決議的。例如： HAc在溶劑水中是一弱酸，而在溶劑液氨中卻是一較強的酸。 由此可見：為了定量地表示質子論中的各種酸堿的相對強弱，我們必需用一兩性物質作為基準物-H2O大多數的酸.堿的酸度常數.堿度常數都能從參考書中查找到的。二、酸堿質子實際二、酸堿質子實際4、酸堿的強弱：HAc + H2O Ac- + H3O+Ac- + H2O HAc + OH-HAAHaKAOHHAbK 實際小結實際小結 酸堿質子

8、實際不僅擴展了酸堿的含義和酸堿酸堿質子實際不僅擴展了酸堿的含義和酸堿反響的范圍反響的范圍,同時擺脫了酸堿反響必需在水中發生同時擺脫了酸堿反響必需在水中發生的局限性的局限性,并且提示了酸堿反響的本質是質子傳送并且提示了酸堿反響的本質是質子傳送的反響。的反響。三、酸堿電子實際三、酸堿電子實際1923年路易斯Lewis提出了酸堿電子實際。 Cu2+ + 4(:NH3) H3N Cu NH3 NH3NH3酸酸堿堿酸: 凡是能接受電子對的分子、離子、原子團。堿: 凡是能給出電子對的分子、離子、原子團。三、酸堿電子實際三、酸堿電子實際 Lewis Lewis 酸酸 酸堿電子實際與酸堿質子實際相比，擴展了酸

9、的范圍，由于能酸堿電子實際與酸堿質子實際相比，擴展了酸的范圍，由于能接受接受電子對作為電子對作為LewisLewis酸的物質不僅是質子，也可以是金屬離子或缺電酸的物質不僅是質子，也可以是金屬離子或缺電子的分子。子的分子。如如:金屬離子：金屬離子：Fe 3+、Zn2+ 、Hg2+ 、Co2+、Ni2+如如:缺電子分子：缺電子分子：BF3 、 AlCl3 提示：能提供適宜的空軌道，就是Lewis酸。三、酸堿電子實際三、酸堿電子實際 Lewis Lewis 堿堿 提示：它們均有未共享的電子對， Lewis 堿與質子堿概念根本上沒有區別，質子實際中的堿要接受一個質子，其實它必定有未共享的電子對。oHH

10、NHHHFH課堂提問：在酸堿電子實際中，酸堿反響的本質是什么？Cu2+ + 4(:NH3) H3N Cu NH3 NH3NH3酸酸堿堿 酸堿反響的本質：堿性物質提供電子對，與酸性物質生成配位共價鍵的反響。配位鍵配位鍵隨堂練習： Fe(H2O)62+、Cr(H2O)5(OH)2+、CO32、H2PO4、NH4+、H2O、H2S、HS1、根據酸堿質子實際，以下物質哪些是酸？哪些是堿？哪些是兩性物？酸酸: Fe(H2O)62+: Fe(H2O)62+、 NH4+ NH4+ 、H2SH2S堿： CO32兩性物： Cr(H2O)5(OH)2+、H2PO4、H2O、HS隨堂練習：2、根據酸堿質子實際，以下

11、表達中不正確的選項是( )A： 酸堿反響的本質是質子轉移 B：化合物中沒有了鹽的概念C：酸失去質子后就成為堿 D：酸愈強，其共軛堿也愈強 3、知H2S的Ka1=9.110-8 ,Ka2=1.110-12,那么對于反響S2-+H2O = HS-+OH-,該反響的平衡常數K=_ ,共軛酸堿對為_。 課課 堂堂 小小 結結 酸堿電離實際以為：凡在水溶液中能電離產酸堿電離實際以為：凡在水溶液中能電離產生生H+的物質就是酸；凡在水溶液中能電離產生的物質就是酸；凡在水溶液中能電離產生OH-的物質就是堿。的物質就是堿。 酸堿質子實際以為：能給出質子的物質就是酸堿質子實際以為：能給出質子的物質就是酸；能與質子

12、結合的物質就是堿。酸堿反響的本酸；能與質子結合的物質就是堿。酸堿反響的本質：質子的傳送反響。質：質子的傳送反響。 酸堿電子實際以為：凡是能接受電子對的物質酸堿電子實際以為：凡是能接受電子對的物質，就是酸；凡是能給出電子對的物質，就是堿。，就是酸；凡是能給出電子對的物質，就是堿。酸堿反響的本質：堿性物質提供電子對，與酸性酸堿反響的本質：堿性物質提供電子對，與酸性物質生成配位共價鍵的反響。物質生成配位共價鍵的反響。 14W101)OH()H(Kcccc(aq)OH(aq)OHO(l)HO(l)H-322H+簡化為：(aq)OH(aq)HO(l)H-2 K W K W 隨溫度的變化不大，為了方便起見

13、，普通在室溫時，采用隨溫度的變化不大，為了方便起見，普通在室溫時，采用1.01.010-1410-14。第二節：水的質子自遞平衡水的離子積水的離子積一、水的自遞平衡一、水的自遞平衡aK共軛酸堿對中酸的酸度常數bK，與共軛堿的的關系:AOHHAbKHAAHaK對于弱酸HA: HA(aq) + H2O(l) H3O+ (aq) + A(aq) 對于其共軛堿A: A(aq) + H2O(l) HA (aq) + OH(aq) wbaKOHHKK當c(H+)比較小時，常用pH或pOH表示溶液酸堿性定義：定義：)OH(logpOH,)H(logpHccccpH = 7 中性中性pH 7 堿性堿性vpH

14、+ pOH =pKw= 14 相 關 規 定酸CK aH2CK4KKaa2aHC/Ka 500, 近似公式一、一、 一元弱酸弱堿電離平衡一元弱酸弱堿電離平衡弱酸 HA的電離平衡:HAAHaK HA+ H2O H3O+ + A電離平衡常數與電離度的關系：電離度： cKa 一樣濃度的不同弱電解質的電離度與電離平衡常數的平方根成正比。稀釋定律%100原有分子總數已電離的分子數1、計算0.1mol/L HAc溶液中H+與 Ac-及電離度. 5001076. 110. 05aaKCwaaKCK20解:由于13a1033.1H LmolCK酸課堂習題%33. 110. 01076. 15aaCK2、計算1

15、.010-4mol/l HCN溶液的pH。課堂習題10)(1093. 4HCNaK已知KCKwa201093. 41093. 40 . 114100解：解：5001093. 4100 . 11040KCa且62.6104 .217pHLmolKKw0aCH二、多元弱酸的電離平衡二、多元弱酸的電離平衡82a1101 . 9c)SH( cc)HS( cc)H( cK 一級離解常數一級離解常數121 -2a2101 . 1c)HS( cc)S( cc)H( cK二級離解常數 第三節：弱酸弱堿電離平衡-2HSHSH-2-SHHS121)H()H()H()H(cccca2a1KK)H()H()H()H(

16、)HS()HS()HS(121ccccccc減少生成22a1)H()H()H()SH()H()H()SH()H()H(ccccccccccccccccccccK始始a1SH2)H(Kcccc二、多元弱酸的電離平衡二、多元弱酸的電離平衡121 -2a2101 . 1)HS()S()H(ccccccK121)H()H()H()H(cccc)H()H()H()H()HS()HS()HS(121ccccccc減少生成所以： S2- = Ka2 與該酸的起始濃度無關。 疑問：在二元弱酸H2S溶液中，S2- =？它與起始濃度有關嗎？v計算0.1mol/LH2S水溶液的H+、pH、S2-。解解: 由于由于K

17、a1Ka2 , C/Ka1500 HS- H+ S2-= 1.1X10-14 mol/l = Ka2課堂習題02.4105 .915pHLmol0a1CKH計算計算0.1mol/l Na2CO3溶液溶液pH.課堂習題Kbb,21解：解：500,10KCb62.1138.2102.410.0108.1134pHpOHLmol，即0b1CKOH三、酸堿兩性物質溶液pH值的計算 兩性陰離子，如HCO3、H2PO4、HPO42；陽離子酸和陰離子堿組成的兩性物質弱酸弱堿鹽，如NH4Ac；氨基酸型兩性物質以NH3+CHRCOO為代表。 常見的兩性物質有三種類型：通常根據詳細情況，抓住溶液中的主要平衡，進展

18、近似處置。如：HCO3 CO32 HCO3 H2CO3+H+H+)pp(21pHaaKKaaKKH Ka：是兩性物質作為酸時本身的酸度常數，：是兩性物質作為酸時本身的酸度常數， Ka：其作為堿時，其共軛酸的酸度常數。：其作為堿時，其共軛酸的酸度常數。 CO32 HCO3 H2CO3+H+H+ 前提條前提條件件00)(CKKKCKawaaH 根據對平衡的處置和數學推導，以及基于與前面近似處置的一樣原那么，可根據對平衡的處置和數學推導，以及基于與前面近似處置的一樣原那么，可得：得： 當KaC 20Kw，且C 20 時，經推導和近似處置，可得到兩性物 質的H+ 濃度近似計算公式： aK解：在NaHC

19、O3 溶液中存在以下平衡HCO3 + H2O CO3 2 + H3O+ Ka = Ka2H2CO3= 5.611011HCO3 + H2O H2CO3 + OH 87141awb103 . 21030. 4100 . 1KKK KbKa，闡明結合質子的才干大于給出質子的才干，所以溶液顯堿性。，闡明結合質子的才干大于給出質子的才干，所以溶液顯堿性。課堂習題定性闡明NaHCO3溶液的酸堿性。四、酸堿電離平衡的挪動四、酸堿電離平衡的挪動 同離子效應: 在弱電解質的溶液中,參與與該電解質有一樣離子的強電解質, 使弱電解質的電離平衡向左挪動,從而降低弱電解質電離度的景象.HAc + H2O Ac- +

20、H3O+NH3 + H2O NH4+ + OH -參與參與NaAc參與參與NH4Cl Ac- 增大平衡向左挪動 NH4+增大平衡向左挪動計算 1 0.1mol/lHAc的H+、電離度a 2 在該1升溶液中參與0.1mol/LNaAc后溶液中的H+、電離度a 。課 堂 習 題5001076.110.05aaKCwaaKCK20解:由于13a1033.1H LmolCK酸%33. 110. 01076. 15aaCK平衡時：xx+0.10.1-x 可見可見: 由于同離子效應由于同離子效應,H+由由1.310-3mol/l1.8X10-5moL，a由由1.30.018兩者下降幅度較大。兩者下降幅度較

21、大。習 題 題 解 HAc + H2O Ac- + H3O+解: 2)：3)(HAcOHAcKHAca%018. 01 . 01 . 01076. 1AcHAc5)HAc(aKH離子氛與離子強度離子氛與離子強度 中心離子周圍的異號離子群叫做離子氛。 離子的濃度越大，離子所帶電荷數越多，離子與它的離子氛之間的作用就越強。用離子強度概念來衡量溶液中離子氛之間相互作用的強弱：i2ii222211zb21)zbzb(21I 在弱電解質溶液中參與其它強電解質時，該弱電解質的電離度將會稍有增大，在弱電解質溶液中參與其它強電解質時，該弱電解質的電離度將會稍有增大，這種影響稱為鹽效應。這種影響稱為鹽效應。 例

22、如：在0.10molL1的HAc溶液中參與固體NaCl，使 NaCl的濃度到達0.20 molL1。電離度由1.32增大到1.89，增大了1.4倍，可見鹽效應使弱電解質的電離度增大并不顯著。 離子氛，使 H+ 的活度降低。 鹽鹽 效效 應應 第四節：緩 沖 溶 液 許多化學反響都要求在適宜而穩定的pH條件下進展,那么溶液的pH如何控制?怎樣使溶液的pH堅持穩定?請仔細察看實驗一： 許多化學反響都要求在適宜而穩定的pH條件下進展,那么溶液的pH如何控制?怎樣使溶液的pH堅持穩定?AHClANaOH7.0 2.00.010molHCl0.010molHCl7.0 12.00.010molNaOH0

23、.010molNaOHBHClBNaOH4.75 4.664.75 4.84實驗二：實驗二：實驗證明：B杯中的混合溶液能對外來少量強酸、強堿的參與，維持體系的pH值根本不變。 緩沖溶液：是一種能抵抗少量強酸、強堿和水的稀釋而堅持溶液pH值根本不變的混合溶液。一、緩沖作用原理一、緩沖作用原理組成緩沖溶液的兩種物質稱為緩沖對或緩沖系。如: HAcNaAc; NH3NH4Cl; Na2CO3NaHCO3一、緩沖作用原理一、緩沖作用原理NaAcHAc弱酸 強電解質 由于外加含有一樣離子強電解質，使得HAc弱電解質平衡發生移 動 同離子效應。-AcHHAc-AcNaNaAc完全電離部分電離一、緩沖作用原

24、理一、緩沖作用原理-AcHHAc加少量加少量H+HHAc 由于有大量由于有大量Ac-Ac-結合結合H+H+生成生成HAcHAc使得溶液的使得溶液的pHpH值根本不變值根本不變-AcHHAc加少量加少量OH-+OHOH2 由于由于HAcHAc濃度大可進一步離解，濃度大可進一步離解，補充被結合的補充被結合的H+H+使得溶液的使得溶液的pHpH值值根本不變根本不變NaAcHAc弱 酸 共軛堿抗酸成分抗酸成分抗堿成分抗堿成分二、緩二、緩 沖沖 溶溶 液液 計計 算算xcxcxKaa)(共軛堿aaKccxcxc共軛堿aa)H(Kcccc共軛堿即：即：弱酸共軛堿 lgaKppHHAc H+ + Ac-平衡

25、時：ca-x x C共軛堿+x二、緩沖溶液計算二、緩沖溶液計算假設在緩沖溶液中加少量水，pH會怎樣？可見，加少量水，溶液的pH值也根本不變aaaaaa)H(KnnKVnVnKcccc鹽鹽鹽ClNHOHNH423同樣可得bb)OH(Kcccc鹽鹽ccKbblogppOH 計算計算0.10molL0.10molL1 KH2PO41 KH2PO4和和0.05molL0.05molL1NaOH1NaOH各各50mL50mL混合混合, ,假定混合后體積為假定混合后體積為100 mL100 mL， 求：此時混合液的求：此時混合液的pHpH值。值。解: H2PO4的一部分與OH反響生成HPO42，構成H2P

26、O4 HPO42緩沖體系。H2PO4的 pKa2=7.20 課 堂 習 題20. 7025. 0025. 0lg20. 7lg4224POHHPOa2CCKppH 起始濃度 0.050 0.025 0平衡相對濃度 0.025 0 0.025 OHHPOOHPOH22442 三、緩三、緩 沖沖 才干才干 1、 緩沖對的 為一定值時，緩沖對的總濃度越大,緩沖才干越大。 2、緩沖溶液的 為一定值時，緩沖對比值為1:1時，緩沖才干越大。一影響緩沖才干的要素一影響緩沖才干的要素二緩二緩 沖沖 范范 圍圍弱酸共軛堿CC/pH=p Ka1 或 pOH=p Kb1 即緩沖范圍弱酸共軛堿CC+ 為了具有較大緩沖

27、才干,除應思索較大總濃度(普通為0.05-0.5molL1)。還必需留意緩沖對比值(普通為0.1-10之間)，緩沖溶液的pH值普通為： 常用緩沖溶液的緩沖范圍常用緩沖溶液的緩沖范圍四、緩沖溶液的選擇與配制四、緩沖溶液的選擇與配制需求制備某一特定需求制備某一特定pHpH值的緩沖溶液時，應按以下原那么和步驟進展：值的緩沖溶液時，應按以下原那么和步驟進展：1、選擇適宜的緩沖對、選擇適宜的緩沖對 2、總濃度要相宜、總濃度要相宜 濃度范圍在濃度范圍在0.050.050.5 molL0.5 molL1 1 之間為之間為好。好。3、計算所需緩沖對的量、計算所需緩沖對的量 4、用儀器進展校正、用儀器進展校正

28、弱酸共軛堿lgaKppHPH-25PH-25酸度計酸度計五、人體血液中的緩沖體系與五、人體血液中的緩沖體系與pH值的維持值的維持人體血液人體血液pHpH值的維持主要是靠血液中各種緩沖體系的緩沖作用和肺、值的維持主要是靠血液中各種緩沖體系的緩沖作用和肺、腎的調理作用的結果。腎的調理作用的結果。 在血液中最重要的緩沖體系是在血液中最重要的緩沖體系是H2CO3HCO3H2CO3HCO3 CO2g CO2g+ H2O H2CO3 HCO3 + H+溶解形狀的溶解形狀的CO2 CO2 欲配制pH4.70的緩沖溶液500mL，問運用50m1 0.5 molL1NaOH和多少體積的0.5 molL1HAc溶

29、液混合再稀釋至500mL？解：知Ka= 1.76105 ，pH= 4.70 設需0.5 molL1HHAc x mlml1065076.1500 .2x=+=酸共軛堿CClgpaK500/50 x5 . 0500/505 . 0）（那么 pH= 4.70 = = 4.76 + lg課 堂 習 題第五節：難溶強電解質的沉淀溶解平衡 電解質根據其在水中的溶解度大致可劃分為易溶和難溶兩大類。在易溶與難溶之間沒有絕對的界限。 當溶液中發生化學反響產生難溶電解質時，有沉淀生成。難溶電解質也可以由于生成易溶電解質而溶解。易溶易溶: S 0.1g/100gH2O難溶難溶: S 0.01g/100gH2O微溶

30、：微溶： 0.1g/100g H2O S 0.01g/100gH2O(aq)Cl(aq)AgAgCl(s) 溶解溶解 沉淀沉淀Ksp = Ag+Cl-溶度積常數溶度積常數Ag+Cl-H2OH2OH2OH2OAg+Cl-H2OH2OH2OH2OAg+H2OH2OH2OH2OH2OCl-H2OH2O+ +一、溶度積與溶解度一、溶度積與溶解度 在在AgClAgCl的飽和溶液中，建立了固體難溶電解質和溶解在水中電的飽和溶液中，建立了固體難溶電解質和溶解在水中電離生成相應水合離子間的平衡，這種平衡叫多相平衡離生成相應水合離子間的平衡，這種平衡叫多相平衡, ,多相平衡又多相平衡又稱沉淀溶解平衡。稱沉淀溶解

31、平衡。第一節第一節 ：溶度積和溶解度：溶度積和溶解度 AmBn(s) mA n+ (aq) + nB m-(aq)推而廣之：推而廣之：nmmnnmspBABAK)(一、溶度積與溶解度一、溶度積與溶解度同樣： 2OH(aq)Mg(s)Mg(OH)22Ksp = Mg2+OH-23422432POCa3)(POCaKsp = Ca2+3PO43-2 溶度積是指難溶電解質在一定溫度下飽和溶液中離子濃度冪的溶度積是指難溶電解質在一定溫度下飽和溶液中離子濃度冪的乘積。溶度積計算中，離子濃度只能以乘積。溶度積計算中，離子濃度只能以mol/Lmol/L表示。表示。 溶解度是指在一定溫度時某物質飽和溶液的濃度

32、，用S表示。溶解度的單位用g/100gH2O、g/L，mol/L表示。 溶解度和溶度積都能代表難溶電解質的溶解才干，它們之間是有一定關系的。第一節第一節 ：溶度積和溶解度：溶度積和溶解度一、溶度積與溶解度一、溶度積與溶解度spspKSSBAK2溶解度S和溶度積Ksp的互換關系為： B(aq)AB(s)AB2(aq)(s)AB22A322242spspKSSSBAK）（ AmBn(s) mA n+ (aq) + nB m-(aq)推而廣之：推而廣之：一、溶度積與溶解度一、溶度積與溶解度nmnmnmnmmnnmspSnmnSmSBABAK)()()(nmnmspnmKS 按上述關系，在一定溫度時，

33、假設知某難溶電解質按上述關系，在一定溫度時，假設知某難溶電解質的溶解度，也可計算其溶度積。反之，假設知某難溶電的溶解度，也可計算其溶度積。反之，假設知某難溶電解質的溶度積，也可計算其溶解度。解質的溶度積，也可計算其溶解度。 溶度積常數值可用來估計和比較難溶電解質的大小。一樣類型溶度積常數值可用來估計和比較難溶電解質的大小。一樣類型的難溶電解質相比，溶度積越小的，溶解度也越小。的難溶電解質相比，溶度積越小的，溶解度也越小。一、溶度積與溶解度一、溶度積與溶解度nmnmnmnmmnnmspSnmnSmSBABAK)()()(nmnmspnmKS課堂提問：知：101077. 1sp(AgCl)K121

34、012. 1)CrOsp(Ag42K能否直接根據Ksp的大小判別AgCl的溶解度大于AgCrO4的溶解度？是溶度積常數小的，其溶解度就小嗎？二、溶度積規那么二、溶度積規那么spKQ spKQ spKQ 溶度積規那么溶度積規那么有沉淀反響向左進展 平衡無沉淀 或沉淀溶解關鍵： 計 算 某 一 時 刻 Q 的 數 值 它是難溶電解質的多相平衡規律的總結，可以用來判別沉淀的生成和溶解。所以，溶度積規那么是沉淀反響的根本原理。三、同離子效應與鹽效應三、同離子效應與鹽效應 溶液中除有難溶鹽外，還有其它易溶強電解質時，其它電解質的存在會影響難溶電解質的溶解度。1、同離子效應： 例如在難溶電解質BaSO4飽

35、和溶液中，參與含有一樣離子的強電解Na2SO4溶液，使BaSO4的溶解度降低。 BaSO4 Ba2+ +SO42- Na2SO4 2Na+SO42-同離子效應2 2、鹽效應、鹽效應 假設在難溶電解質溶液中，參與一種與難溶電解質無共同離子的電解質，將使難溶電解質的溶解度增大。例如：BaSO4在KNO3溶液中的溶解度就比在純水中稍大。1.81.41.00.0010.0050.01AgClBaSO4S/S0 KNO3 (mol /dm3)2 2、鹽效應、鹽效應四、沉淀的生成四、沉淀的生成生成沉淀的必要條件: QCKsp22OHMgcCCQ 計算出某一時辰計算出某一時辰Q Q 的數值，根據溶度積規那么

36、來判別沉淀的生成與否。的數值，根據溶度積規那么來判別沉淀的生成與否。提示提示: :假設溶液中的離子強度大，須用活度計算。假設溶液中的離子強度大，須用活度計算。例如：)aq(2OH(aq)Mg(s)Mg(OH)22五、沉淀的溶解五、沉淀的溶解 難溶電解質沉淀溶解的必要條件是：QCKsp常用的方法有下面幾種：1、生成弱電解質使沉淀溶解A：生成弱酸：生成弱酸： CaCO3Ca 2+ + CO32-+H+H2CO3CO2+H2O五、沉淀的溶解五、沉淀的溶解)OHNH()OH(Mg(NHOHNHMgK2322232232bspKKMg(OH)2(s) Mg2+(aq) + 2OH-(aq) 2NH4 C

37、l 2Cl- + 2NH4+ 2NH3H2OB：生成弱堿：+Mg(OH)2(s) + 2NH4+(aq) Mg2+(aq) + 2NH3 H2O (aq) 總反響為：2222)OH(Mg(HMgKWspKK C：生成弱電解質H2O：五、沉淀的溶解五、沉淀的溶解+H2O2HCl 2Cl- + 2H+Mg(OH)2(s) Mg2+(aq) + 2OH-(aq)總反響： Mg(OH)2(s) + 2H+(aq) Mg2+ (aq) + 2H2OD：生成弱酸鹽： 難溶的PbSO4沉淀可溶于飽和的NaAc溶液中。)Ac(Pb()PbSO(AcSO)Ac(PbK24242穩KKsp五、沉淀的溶解五、沉淀的

38、溶解 PbSO4(s) Pb 2+ (aq) + S O42-(aq) 2NaAc 2Ac- + 2Na+ Pb (Ac)2+總反響為：總反響為： PbSO4(s) + 2Ac- (aq) SO42- + Pb (Ac)22、發生氧化復原反響使沉淀溶解：、發生氧化復原反響使沉淀溶解： 由于有些沉淀溶度積太小，如Ag2S、CuS等， (Ksp (CuS) = 6.310-36。 即使參與高濃度的HCl也不能有效地降低S2-濃度，但是假設運用氧化性的強酸：如HNO3作為氧化劑，可以把溶液中的S2-完全氧化成S，大大降低S2-，使QcKsp 沉淀CuS溶解。3CuS + 8HNO3(稀稀) = 3C

39、u(NO3)2 + 3S+ 2NO + 4H2O五、沉淀的溶解五、沉淀的溶解3、生成配合物使沉淀溶解：、生成配合物使沉淀溶解： 某些難溶電解質，如AgCl、AgBr等，它們的陽離子可以和某些配合劑生成配合物，使溶液中或Ag+離子濃度降低，QCKsp ，沉淀發生溶解。例如：AgCl沉淀溶于氨水，反響如下：五、沉淀的溶解五、沉淀的溶解AgCl(s) + 2NH3 Ag(NH3)2+ + Cl-+IAgI+CNAg(CN) 2+S2Ag2SAg(S2O3)2 3-AgBrAg(NH3)2+AgCl+NH3H2O+Br+S2O3五、沉淀的溶解五、沉淀的溶解+IAgI+CNAg(CN) 2+S2Ag2S

40、Ag(S2O3)2 3-AgBrAg(NH3)2+AgCl+NH3H2O+Br+S2O3 第二節: 沉淀溶解平衡的挪動3、生成配合物使沉淀溶解：、生成配合物使沉淀溶解：對不溶于氧化性酸的HgS(Ksp=6.4410-53),單獨用氧化的方法不能使之溶解，我們要“雙管齊下：五、沉淀的溶解五、沉淀的溶解OHNOSHgClHHClNOHgS2243423 381223六、沉淀的轉化六、沉淀的轉化這種由一種沉淀轉化為另一種沉淀的過程，稱為沉淀的轉化。 第二節: 沉淀溶解平衡的挪動PbCrO4 (s) Pb2+(aq) + CrO42-(aq)2NH4S 2S2- + 2NH4+ PbS(s)黃黃 色色

41、黑黑 色色總反響：總反響：PbCrO4 (s) + S2-(aq) PbS(s) + CrO42- (aq) 從該反響的平衡常數來看，不僅能自發進展，而且轉化很徹底。 第二節: 沉淀溶解平衡的挪動六、沉淀的轉化六、沉淀的轉化315281342222422410108 . 2101.0108 . 2)()(SSPbSKPbCrOKPbPbCrOCrOKspspcPbCrO4 (s) Pb2+(aq) + CrO42-(aq)2NH4S 2S2- + 2NH4+ PbS(s)黃黃 色色黑黑 色色總反響：總反響：PbCrO4 (s) + S2-(aq) PbS(s) + CrO42- (aq)七、分

42、步沉淀七、分步沉淀Ag I 黃色黃色AgBr淡黃色淡黃色AgCl 白色白色 第二節: 沉淀溶解平衡的挪動分步沉淀分步沉淀 Br - I- Cl-疑問一：在這種情況下，離子沉淀按怎樣的先后順序進展？AgClI-Br-Cl-AgNO3時間 TC Ag+少少多多A開場沉淀開場沉淀B開場沉淀開場沉淀C開場沉淀開場沉淀 例如：在含有0.01molL-1 KI和0.01molL-1 KCl的溶液中逐滴參與AgNO3，那么開場生成AgI和AgCl沉淀所需Ag+濃度分別為：181011517Lmol101.80.01101.8Cl(AgCl)AgLmol103 . 801. 0103 . 8I )AgI(AgspspKK 以上結果闡明，沉淀I-離子所需的Ag+離子濃度比沉淀Cl-離子所需的Ag+離子濃度小得多，濃度積較早到達溶度積的AgI先沉淀。 第二節: 沉淀溶解平衡的挪動七、分步沉淀七、分步沉淀疑問二：在這種情況下，Ag+離子能否可以把I- 和Cl- 完全沉淀分別？完全分別：通俗地講就是當第一種曾經沉淀完全，第二