内蒙古民族大学无机化学吉大武大版酸碱解离平衡.ppt

内蒙古民族大学无机化学吉大武大版酸碱解离平衡 Still waters run deep.流静水深流静水深,人静心深人静心深 Where there is life,there is hope。有生命必有希望。有生命必有希望 非电解非电解 依数性只与溶质的粒子数依数性只与溶质的粒子数 质溶液质溶液 有关，而与溶质本质无关。有关，而与溶质本质无关。电解质电解质 溶溶 液液强电解强电解质溶液质溶液弱电解弱电解质溶液质溶液易溶强电解质易溶强电解质 难溶强电解质难溶强电解质弱酸、弱碱的电离平衡弱酸、弱碱的电离平衡盐的水解盐的水解酸碱理论的发展酸碱理论的发展溶液溶液 8.1 强电解质溶液理论强电解质溶液理论 1.存在的实际问题（在强电解质溶液中）存在的实际问题（在强电解质溶液中）前面已学习了非电解质溶液的依数性理论，对于前面已学习了非电解质溶液的依数性理论，对于 强电解质溶液来说，运用该理论时，与实际结果出现强电解质溶液来说，运用该理论时，与实际结果出现 了偏差。了偏差。例如：运用依数性解决例如：运用依数性解决KClH2O，已知：，已知：H2O的的 Kf=1.86 （273K）,KCl水溶液：水溶液：m=0.20mol1,求该溶液的凝固点降低值。求该溶液的凝固点降低值。理论计算：理论计算：(1)根据难挥发非电解质稀溶液依数性计算：根据难挥发非电解质稀溶液依数性计算：Tf=Kf m=1.860.20=0.372K(2)根据强电解质完全电离：根据强电解质完全电离：粒子质量浓度粒子质量浓度 m，=2m=0.40mol1 Tf=Kf m=1.860.40=0.744K实际测得：实际测得：0.673K （介于（介于0.3720.744 之间）之间）以上事实如何解释呢？有人提出了新的理论，即以上事实如何解释呢？有人提出了新的理论，即强电解质溶液理论。强电解质溶液理论。2.离子氛和离子强度、活度和活度系数离子氛和离子强度、活度和活度系数 1923年年 Debye 和和 Huckel 提出了强电解质溶液理论：提出了强电解质溶液理论：强电解质在水溶液中完全电离，但因离子间的相强电解质在水溶液中完全电离，但因离子间的相互作用，离子的行动并不完全自由。因此溶液真正表互作用，离子的行动并不完全自由。因此溶液真正表现出的离子浓度总是低于完全电离时的浓度，于是出现出的离子浓度总是低于完全电离时的浓度，于是出现了上述与实验结果相矛盾的问题。就此提出了三个现了上述与实验结果相矛盾的问题。就此提出了三个问题：问题：离子的行动为什么不完全自由离子的行动为什么不完全自由 离子氛形成的结果离子氛形成的结果离子的相互作用大小如何衡量离子的相互作用大小如何衡量 离子强度离子强度电解质溶液中实际发挥作用的浓度如何计算电解质溶液中实际发挥作用的浓度如何计算 有效浓度（活度）和活度系数有效浓度（活度）和活度系数 Debye 和和 Huckel 较好的解释了强电解质溶液的较好的解释了强电解质溶液的某些性质与依数性实验结果之间的偏差，并构成了某些性质与依数性实验结果之间的偏差，并构成了强电解质溶液理论。强电解质溶液理论。(1)离子氛离子氛：在强电解质溶液中，电解质完全电离，在强电解质溶液中，电解质完全电离，相同电荷的离子相斥，相反电荷离子相吸，所以在相同电荷的离子相斥，相反电荷离子相吸，所以在正离子周围负离子多一些，在负离子周围正离子多正离子周围负离子多一些，在负离子周围正离子多一些。一些。在强电解质溶液中，一种离子被异号离子所在强电解质溶液中，一种离子被异号离子所包围的现象称为离子氛包围的现象称为离子氛（ionic atmosphere）。Debye 和和 Hckel 认为强电解质在溶液中是完全认为强电解质在溶液中是完全电离的，但是由于离子间的相互作用，每一个离子都电离的，但是由于离子间的相互作用，每一个离子都受到相反电荷离子的束缚。由于离子氛使离子的运动受到相反电荷离子的束缚。由于离子氛使离子的运动受到相互牵制，这种离子间的相互作用使溶液中的离受到相互牵制，这种离子间的相互作用使溶液中的离子并不完全自由，其表现是：子并不完全自由，其表现是：溶液导电能力下降，电离度下降，依数性异常。溶液导电能力下降，电离度下降，依数性异常。+-+正离子周围负离正离子周围负离子多一些，在负离子子多一些，在负离子周围正离子多一些。周围正离子多一些。离子氛离子氛 示意图示意图 （2）离子强度：离子强度：用用 I 表示表示 I I 是用来衡量溶液中离子与它的离子氛之间的作是用来衡量溶液中离子与它的离子氛之间的作用强弱的。显然离子浓度越大，离子所带电荷越高，用强弱的。显然离子浓度越大，离子所带电荷越高，离子与离子氛之间的作用越强。离子与离子氛之间的作用越强。离子强度离子强度 I I 越大，正越大，正负离子间作用力越大。负离子间作用力越大。I=1/2mi zi2 I：离子强度：离子强度：mol 1 mi：i 离子的质量摩尔浓度离子的质量摩尔浓度 Zi：i 离子的电荷数离子的电荷数 例：例：求求0.01mol1 的的BaCl2 溶液的离子强度溶液的离子强度 解解 mBa2=0.01mol1 mCl=0.02 mol1 ZBa2+=2 ZCl=1 所以所以 I=1/2mi zi2 =1/2 0.01220.02(1)2 =0.03 mol1 （3）活度）活度（a）和活度系数和活度系数（f）在电解质溶液中，由于离子之间存在着相互作用，在电解质溶液中，由于离子之间存在着相互作用，使得离子不能完全发挥其作用，不论在讨论导电性方使得离子不能完全发挥其作用，不论在讨论导电性方面还是讨论依数性方面的实验中，真正发挥作用的总面还是讨论依数性方面的实验中，真正发挥作用的总是比完全电离时应达到的离子浓度少。是比完全电离时应达到的离子浓度少。我们把电解质溶液中离子实际发挥作用的浓度称我们把电解质溶液中离子实际发挥作用的浓度称为有效浓度或称为活度，显然活度要小于浓度。用为有效浓度或称为活度，显然活度要小于浓度。用a表示。表示。a=f c f 为活度系数为活度系数 一般说：离子电荷高，离子强度大，则一般说：离子电荷高，离子强度大，则 f 越小，越小，表明离子之间相互作用大，活度与浓度之间差别也越表明离子之间相互作用大，活度与浓度之间差别也越大，则此时必须用活度进行有关计算，否则结果将偏大，则此时必须用活度进行有关计算，否则结果将偏离实际较大。离实际较大。规律：规律：离子强度越大，离子间相互作用越显著，活度系离子强度越大，离子间相互作用越显著，活度系 数越小。数越小。离子强度越小，活度系数约为离子强度越小，活度系数约为1 1。稀溶液接近理。稀溶液接近理 想溶液，活度近似等于浓度。想溶液，活度近似等于浓度。离子电荷越大，相互作用越强，活度系数越小离子电荷越大，相互作用越强，活度系数越小。离子的离子的 f 值和离子强度的关系值和离子强度的关系活活 度度 因因 子子 f 值值离子强度离子强度(I)(I)Z=1Z=2Z=3Z=41 10-40.990.950.900.832 10-40.980.940.870.773 10-40.970.900.800.671 10-30.960.860.730.562 10-30.950.810.640.455 10-30.920.720.510.301 10-20.890.630.390.192 10-20.870.570.280.125 10-20.810.440.150.040.10.780.330.080.010.20.700.240.040.0030.30.66-0.50.62-8-2 弱酸、弱碱的解离平衡弱酸、弱碱的解离平衡 2-1 一元弱酸、弱碱的解离平衡一元弱酸、弱碱的解离平衡 1.电离常数和解离度电离常数和解离度 作为弱电解质的弱酸、弱碱在水溶液中只有一作为弱电解质的弱酸、弱碱在水溶液中只有一部分发生电离，存在着电离平衡。部分发生电离，存在着电离平衡。例如：例如：HAc 和和 NH3H2O 的电离平衡如下：的电离平衡如下：HAc +H2O H3O+Ac NH3+H2O NH4+OH-或写作或写作：HAc H+Ac-NH3H2O NH4+OH-HAc 和和 NH3H2O 的电离平衡表达式可分别写成：的电离平衡表达式可分别写成：2HAc H aaaKHAcAcHa+=+q q.234OHNHOHNHKb+=由于弱电解质的稀溶液由于弱电解质的稀溶液 ac f1.0弱酸电离常数用弱酸电离常数用 Ka 表示，弱碱电离常数用表示，弱碱电离常数用 Kb 表示。表示。不同的物质不同的物质Ka、Kb 值不同；与弱酸弱碱的浓度无关；值不同；与弱酸弱碱的浓度无关；它们既然属于平衡常数，当然与温度有关。但由于弱它们既然属于平衡常数，当然与温度有关。但由于弱电解质解离的效应很小，所以温度变化对电解质解离的效应很小，所以温度变化对Ka、Kb值的值的影响很小。影响很小。常用酸碱电离平衡常数可以从书中查到。常用酸碱电离平衡常数可以从书中查到。利用酸碱电离平衡常数可以进行有关的计算利用酸碱电离平衡常数可以进行有关的计算 例例：对于一元弱酸：令初始的浓度为对于一元弱酸：令初始的浓度为 C0 HAc H Ac 初始：初始：C0 0 0 平衡：平衡：C0H H Ac-平衡时：平衡时：H=Ac 已知已知 KHAc=1.7610-5 解方程即可得解方程即可得 H当当C0/Ka 400时，则时，则C0HC0 则则可以简化计算可以简化计算 Ka=H2/C0 0.CKaH=+同理同理 Ka 和和 Kb都是平衡常数都是平衡常数,它能表示弱酸、弱碱解离它能表示弱酸、弱碱解离出离子的趋势的大小，出离子的趋势的大小，K 值越大表示解离的趋势越大。值越大表示解离的趋势越大。一般把一般把 Ka 值小于值小于 10-2 的酸称为弱酸；弱碱也可以按的酸称为弱酸；弱碱也可以按 Kb 的大小分类。的大小分类。弱酸、弱碱在溶液中解离的百分数可以用解离度弱酸、弱碱在溶液中解离的百分数可以用解离度(电离度电离度)表示。表示。例例:298K时，时，HAc 的电离常数为的电离常数为 1.7610-5。计算。计算 0.10 molL-1 HAc 溶液的溶液的 H+离子浓度和解离度离子浓度和解离度。0.CKbOH=100%已电离的浓度已电离的浓度电离前的浓度电离前的浓度电离前浓度电离前浓度/molL-1 0.10 0 0电离后浓度电离后浓度/molL-1 0.10-H+H+Ac-=H+Ka=H+2HAcH+=Ka(0.10-H+)因为因为 Ka 很小很小,0.10-H+0.10 H+CHAc 1.3310-30.1解：解：HAc H+Ac-H+=1.7610-50.10 =1.3310-3 molL-1 =100%=100%=1.33%当当C0/Ka 400时，则时，则 C0H 中的中的 H 不能不能忽略，也不能简化计算。如：忽略，也不能简化计算。如：计算计算 1.0 105 molL-1 HAc 溶液的溶液的 H+离子浓度离子浓度和解离度和解离度 Ka=x2/（1.0105x）=1.76105 C0 /Ka=1.0105 /1.76105 400 且加入且加入 NaAc 平衡左移，平衡左移，0.2x0.2 0.1x0.1 Ka=0.2 x/0.1 x=1/2 Ka=1/21.76105 =9106 mol/dm3 =H/C0 =9106/0.1=9105%与上题与上题相比减小了相比减小了144倍。倍。由上例我们可以得到具有同离子效应溶液的由上例我们可以得到具有同离子效应溶液的H的计算公式：的计算公式：以以 HAc NaAc 缓冲溶液为例缓冲溶液为例 HAc H Ac Ac（来自（来自NaAc）初始：初始：C酸酸 0 C盐盐 平衡：平衡：C酸酸x x C盐盐 x 由于同离子效应由于同离子效应:C酸酸x C酸酸；C盐盐x C盐盐 Ka=HAc/HAc=x C盐盐/C酸酸 H=x=Ka C酸酸 /C盐盐 或取负对数：或取负对数：pH=pKa lg C酸酸/C盐盐 同理：同理：OH-=x=Kb C碱碱/C盐盐 或取负对数：或取负对数：pOH=pKb lg C碱碱/C盐盐（2）盐效应）盐效应 在弱电解质的溶液中加入不含相同离子的强电在弱电解质的溶液中加入不含相同离子的强电解质时，该弱电解质的电离度将会略有增大，这种解质时，该弱电解质的电离度将会略有增大，这种影响叫盐效应。影响叫盐效应。如：如：HAc溶液中加入大量溶液中加入大量NaCl，可略增加，可略增加HAc的电离度。的电离度。盐效应是由于溶液中的离子强度增大，使离子盐效应是由于溶液中的离子强度增大，使离子的活度降低，从而使的活度降低，从而使平衡向右移动。平衡向右移动。但这种电离度但这种电离度增大并不显著，所以计算中常可以忽略由盐效应引增大并不显著，所以计算中常可以忽略由盐效应引起的弱电解质的电离度的变化。起的弱电解质的电离度的变化。2-2 水的离子积和溶液的水的离子积和溶液的pH值值 1.水的离子积：水的离子积：水是一种很弱的电解质，只发生极少的电离：水是一种很弱的电解质，只发生极少的电离：2H2O H3O OH 或简写：或简写：H2O H OH 在一定的温度下，水的电离达到平衡时有在一定的温度下，水的电离达到平衡时有 Kw=H OH Kw称为水的离子积常数，简称为离子积。称为水的离子积常数，简称为离子积。常温下，常温下，Kw=HOH=1.01014 水的电离是吸热的，温度升高，平衡右移，水的电离是吸热的，温度升高，平衡右移，Kw 变大。变大。例如：例如：295K：Kw=1.01014 313K：Kw=3.8010 14由于变化不是很大，常温下通常取由于变化不是很大，常温下通常取 Kw=1.01014 计算。计算。2.溶液的酸度和溶液的酸度和 pH 值值 Kw=H+OH-当当:H+OH-KW 1.010-7molL-1 中性溶液中性溶液 当当:H+OH-or H+1.010-7molL-1 酸性溶液酸性溶液 当当:H+OH-or H+1.010-7molL-1 碱性溶液碱性溶液 因此，可以用因此，可以用 H+的浓度表示溶液的酸碱性的浓度表示溶液的酸碱性 酸度酸度水溶液中水溶液中 H+的浓度称为溶液的酸度的浓度称为溶液的酸度 当当 H+的浓度较小时的浓度较小时,通常用通常用 pH 表示溶液的酸度表示溶液的酸度 水溶液中氢离子浓度的负对数叫做水溶液中氢离子浓度的负对数叫做 pH 值值 pH=-log H+同理同理 pOH-log OH-当当 H+m 10-n 时时：pH n-log m pH 和和 pOH 的关系的关系 H+OH-=KW =10-14 pH=7 则则 pOH=7 中性溶液中性溶液 pH 7 酸性溶液酸性溶液,pH 越小酸性越强越小酸性越强 pH 7 则则 pOH 10 时明显呈现时明显呈现 In-的颜色的颜色-黄黄色色 Ka=10H pH=pKa1；当当 In-/HIn K0a2 K0a3原因：原因：HS带负电，再电离出带负电，再电离出H比中性分子更难。比中性分子更难。第一步电离出第一步电离出 H 对第二步电离产生同离子效应，对第二步电离产生同离子效应，即即HS只有极少部分电离，所以可以认为：只有极少部分电离，所以可以认为：H=HS。2.二元弱酸体系中有关离子浓度计算二元弱酸体系中有关离子浓度计算 弱酸溶液中，如何进行有关离子浓度的计算呢？弱酸溶液中，如何进行有关离子浓度的计算呢？以以H2S饱和溶液为例来说明：饱和溶液为例来说明：例例:已知已知H2S 饱和溶液的浓度为饱和溶液的浓度为 0.10mol/dm3，计算，计算 H2S 饱和溶液中饱和溶液中 H、HS和和S2。已知已知Ka10=1.3107，Ka20=7.11015 解：解：H2S =H HS 起始：起始：0.1 平衡平衡:0.1x x x C0/Ka10400 0.1x0.1 Ka10=HHS/H2S =x2/0.10=1.3107 x=H=HS=1.14104 mol/dm3注意注意:在同一溶液中各离子的平衡同时建立在同一溶液中各离子的平衡同时建立,涉及多个平涉及多个平衡的离子，其浓度必须同时满足该溶液中所有的平衡衡的离子，其浓度必须同时满足该溶液中所有的平衡,这是解决多元弱酸平衡共存问题的一条重要原则。这是解决多元弱酸平衡共存问题的一条重要原则。基基于这一原则于这一原则:第二步第二步 HS电离电离:HS=H S2 平衡时：平衡时：HS=H Ka20=HS2/HS =1.14104S2/1.14104 =S2 S2=Ka20=7.11015 mol/dm3对于二元弱酸对于二元弱酸H2A：H由第一级电离决定，可以认为由第一级电离决定，可以认为:HHA A2=Ka20 比较二元弱酸的强弱只比较二元弱酸的比较二元弱酸的强弱只比较二元弱酸的Ka10即可。即可。如果将如果将Ka10Ka20 有：有：H2S =2H S2 K0=H2S2/H2S =Ka10Ka20 =9.231022 这一平衡体现了这一平衡体现了 H、S2 和和 H2S 之间的关之间的关系，可用此平衡进行有关的计算。系，可用此平衡进行有关的计算。例例2 在在0.10 mol/L 的的 H+中通入中通入 H2S 至饱和至饱和,求求S2？解：盐酸完全电离：解：盐酸完全电离：H的初始浓度的初始浓度=0.10 mol/dm3 H2S =2 H S2 起始：起始：0.1 0.1 平衡：平衡：0.1x 0.12x x 0.1x0.1 0.12x0.1 K0=H2S2/H2S =0.12 x/0.1=9.231022 S2-=x=9.231021计算结果表明：计算结果表明：当有当有0.10 mol/dm3H存在时，存在时，H2S 溶液中溶液中 S2-由原来的由原来的 S2-=K0a2=7.11015 mol/dm3降至现在的：降至现在的：S2-=9.231021 mol/dm3(3)三元弱酸体系中有关离子浓度的计算：三元弱酸体系中有关离子浓度的计算：以以H3PO4为例来说明：由于为例来说明：由于H3PO4的的Ka10、Ka20、Ka30相差很大，所以纯的相差很大，所以纯的H3PO4中中H也看成是由第也看成是由第一步电离决定的，所以求出一步电离决定的，所以求出H后，根据各级平衡后，根据各级平衡常数的表达式求出各步酸根的浓度。常数的表达式求出各步酸根的浓度。例例3 试计算试计算 0.10 mol/dm3 H3PO4 溶液中的溶液中的 H3PO4、PO4 3-、H2PO4-、HPO42-、H+及及OH-？解（解（1）设）设H+为为x，H3PO4 =H+H2PO4-起始：起始：0.10 0 0 平衡：平衡：0.10 x x x Ka10=H+H2PO4-/H3PO4 =7.6103 7.6103 =x2/（0.10 x）C0/Ka10=0.1/7.6103=13 H3O 共轭碱共轭碱 Cl H2O 8.5 缓冲溶液缓冲溶液 一缓冲溶液的定义一缓冲溶液的定义 能够抵抗外加少量酸、少量碱或稀释，能够抵抗外加少量酸、少量碱或稀释，而本身而本身pH值不发生显著变化的作用称缓冲作用值不发生显著变化的作用称缓冲作用。具有缓冲作用的具有缓冲作用的溶液称为缓冲溶液溶液称为缓冲溶液。下面是一份实验报告：下面是一份实验报告：溶液溶液 PH值值一滴一滴0.1M HCl 后的后的pH值值一滴一滴0.1M NaOH 后的后的pH值值4ml H2O 7.0 3 11 4ml HAc+NaAc(均为均为0.1 molmolL L-1 1)4.7 4.7 4.7上述实验结果表明上述实验结果表明:水不具有缓冲作用水不具有缓冲作用,HAc+NaAc 体系溶液具有缓冲作用体系溶液具有缓冲作用,它是一种缓冲溶液。它是一种缓冲溶液。二缓冲溶液的组成和作用原理二缓冲溶液的组成和作用原理组组 成成抗碱组份抗碱组份 抗酸组分抗酸组分（弱质子酸）（弱质子酸）（弱质子碱）（弱质子碱）1弱酸及其盐溶液弱酸及其盐溶液 HAc NaAc2酸式盐溶液酸式盐溶液 NaHCO3 NaHCO33酸式盐及其次级盐溶液酸式盐及其次级盐溶液 NaH2PO4 Na2HPO44弱碱及其盐溶液弱碱及其盐溶液 NH4Cl NH3作用原理作用原理以以HAcNaAc 体系为例说明体系为例说明HAc+H2O H3O+Ac-OH-H2O加入少量加入少量H+，它与，它与Ac-结合结合生成生成HAc，平衡向左移动，平衡向左移动不论加酸还不论加酸还是加碱，溶是加碱，溶液的酸度保液的酸度保持相对稳定持相对稳定加入少量加入少量OH-，它与，它与H+结结合生成水，平衡向右移动合生成水，平衡向右移动+三缓冲溶液的三缓冲溶液的pH值计算值计算1、弱酸及其盐体系、弱酸及其盐体系平衡浓度：平衡浓度：C酸酸-H+H+C盐盐+H+C酸酸 C盐盐H+Ka C酸酸C盐盐pH=pKa-log C酸酸C盐盐2、弱碱及其盐体系、弱碱及其盐体系 类似上述推导可得：类似上述推导可得：OH-Kb C碱碱C盐盐pOH=pKb-logC碱碱C盐盐HA H+A-解：解：(1)缓冲缓冲溶液的溶液的pH值值pH=pKa-logC酸酸C盐盐=-log 1.410-4-log =3.8511例：乳酸例：乳酸HLac的平衡常数的平衡常数 Ka=1.410-4，含有，含有 1mol/L 的的HLac和和1mol/L NaLac的缓冲溶液，其的缓冲溶液，其 pH为多少为多少 在该缓冲溶液中加酸在该缓冲溶液中加酸,使使cH+=0.01 molL-1，溶液的，溶液的 pH是多少是多少?加碱使加碱使cOH-=0.01 molL-1,pH又是多少又是多少?HLac H+Lac-(2)加入加入0.01 mol H+时的时的 pH值值 假设加入的酸全部与酸根结合为假设加入的酸全部与酸根结合为乳酸，则起始浓度为：乳酸，则起始浓度为：C酸酸 1+0.01 1.01molL-1 C盐盐 1-0.01 0.99molL-1pH=pKa-log=3.84 C酸酸 C盐盐(3)加入加入0.01 molOH-时的时的 pH值值 假设加入的碱全部与酸反应为乳假设加入的碱全部与酸反应为乳酸根，则起始浓度为：酸根，则起始浓度为：C酸酸 1-0.01 0.99molL-1 C盐盐 1+0.01 1.01molL-1pH=pKa-log=3.86 C酸酸 C盐盐四缓冲溶液的选择和配制四缓冲溶液的选择和配制 上述例子还告诉我们，缓冲对的浓度相等时，缓上述例子还告诉我们，缓冲对的浓度相等时，缓冲溶液的冲溶液的PH=PKa，这时溶液对酸和对碱的缓冲能力，这时溶液对酸和对碱的缓冲能力相等，因此选择缓冲溶液应考虑相等，因此选择缓冲溶液应考虑:1.需要一定需要一定 PH值的缓冲溶液，应当选择值的缓冲溶液，应当选择PKa值接近值接近 PH值的缓冲对。值的缓冲对。2.PKaPH时，可以适当改变缓冲对的比值，使溶液时，可以适当改变缓冲对的比值，使溶液 的的PH值达到要求。值达到要求。3.缓冲溶液不能与反应物或生成物发生反应，药用缓缓冲溶液不能与反应物或生成物发生反应，药用缓 冲溶液还应考虑是否有毒性等。冲溶液还应考虑是否有毒性等。PH=PKa-log C酸酸 C盐盐五缓冲溶液的配制五缓冲溶液的配制例：配制例：配制1.0升升pH=5的缓冲溶液，如果溶液中的缓冲溶液，如果溶液中HAc浓浓 度为度为0.20 molL-1，需，需1 molL-1的的HAc 和和 1 molL-1 NaAc各多少？（各多少？（pKa=4.75）解：解：(1)计算缓冲溶液中计算缓冲溶液中NaAc的浓度的浓度pH=pKa-log C酸酸 C盐盐log=4.75-5=-0.25 0.20 C盐盐=0.5560.20 C盐盐C盐盐0.36(molL-1)(2)根据根据C1V1C2V2计算所需酸和盐的体积计算所需酸和盐的体积需需1 molL-1的的HAc的体积的体积 VHAc 0.201/10.20 L需需1 molL-1的的NaAc的体积的体积 VNaAc0.361/10.36 L8.6 盐类水解盐类水解 6-1 弱酸强碱盐弱酸强碱盐 弱酸强碱盐就是弱质子碱弱酸强碱盐就是弱质子碱,可用弱碱的有关公式进可用弱碱的有关公式进行有关计算行有关计算一一.一元弱酸强碱盐的水解一元弱酸强碱盐的水解1.水解常数水解常数 (1)H2O =H+OH-Kw=10-14 (2)HAc =H+Ac-Ka=1.76 10-5(1)-(2):Ac-+H2O =HAc+OH-Kh5.6810-10Ka Kh=KW OH-=KhC盐盐 水解度水解度(h)h=OH-/C盐盐100%例：计算例：计算0.10 molL-1 NaAc溶液的溶液的 PH 和和 h。已知：。已知：KHAc=1.7610-5解：解：OH-=Kh C盐盐=-0.10=7.510-6(molL-1)10-141.7610-5 POH=-log(7.510-6)=5.1 PH=14-5.1=8.9 h=OH-/C盐盐100%=0.0075%第一级水解第一级水解第二级水解第二级水解二二.多元弱酸强碱盐的水解多元弱酸强碱盐的水解 多元弱酸盐的水解是分步进行的，与多元弱酸一多元弱酸盐的水解是分步进行的，与多元弱酸一样，多步水解一般只考虑一级水解。样，多步水解一般只考虑一级水解。例：计算碳酸盐的水解常数例：计算碳酸盐的水解常数 H2CO3 =H+HCO3-K1=4.310-7 HCO3-=H+CO32-K2=5.610-11 H2O =H+OH-KW=1.010-14 -:CO32-+H2O =HCO3-+OH-Kh1 Kw/K21.810-4 -:HCO3-+H2O=H2CO3+OH-Kh2 Kw/K12.310-8例：计算例：计算 0.10 molL-1 Na2CO3溶液的溶液的 PH 和水解度和水解度 h。（K1=4.3010-7 K2=5.6110-11）解：解：(1)计算计算pH值值 Kh1=1.7810-4OH-=Kh1 C盐盐 POH3-lg4.222.37 PH14-2.3711.63 (2)计算水解度计算水解度 h OH-/C盐盐 100%4.22%=1.7810-40.1 =4.2210-3(molL-1)H2CO3是水解是水解产生的产生的OH浓浓度，度，CO32-是电是电离产生的离产生的H浓浓度，它与度，它与OH 中和中和KWH+H+HCO3-K1K2HCO3-H+=-整理得：整理得：H+=K1(Kw+K2HCO3-)HCO3-当当 K2C0 K2HCO3-Kw时时 H+=K1K2 上式表明，酸式盐的上式表明，酸式盐的 PH 值与盐的浓度无关。值与盐的浓度无关。三三.弱酸的酸式盐弱酸的酸式盐酸式盐在溶液中有两种变化：酸式盐在溶液中有两种变化：HCO3-=H+CO32-K2=5.610-11 HCO3-+H2O=H2CO3+OH-Kh2Kw/K12.310-8 Kh2 K2，溶液呈碱性：，溶液呈碱性：OH-=H2CO3 CO32-6-2 弱碱强酸盐的水解弱碱强酸盐的水解一一.一元弱碱强酸盐的水解一元弱碱强酸盐的水解这类盐就是弱这类盐就是弱质子酸，可引质子酸，可引用弱酸的的处用弱酸的的处理结果。理结果。Kh=KW/KbH+=KhC盐盐h=100%H+C盐盐 H2O H+OH-KW NH3+H2O NH4+OH-Kb -:NH4+NH3+H+已知已知NH3的的Kb=1.7810-5,试计算试计算0.1 molL-1的的NH4Cl的的PH值。值。解：解：Kh=10-141.78 10-5 =5.6210-10 H+=KhC盐盐=7.5 10-6 pH=6-lg7.5=5.1二二.高价金属阳离子的水解高价金属阳离子的水解1.高价金属离子的水解同样是分步进行的，同样也高价金属离子的水解同样是分步进行的，同样也2.是以一级水解为主。是以一级水解为主。阳离子的电荷越高，水解的程度就越大，溶液的阳离子的电荷越高，水解的程度就越大，溶液的酸性就越强。如酸性就越强。如Fe3+、Al3+、Sb3+等离子都只能在较等离子都只能在较强的酸中存在，酸度较小时，它们容易水解析出沉淀。强的酸中存在，酸度较小时，它们容易水解析出沉淀。Fe3+离子的水解常简写为：离子的水解常简写为：由于金属离子的水解常数测定困难，因此还不能由于金属离子的水解常数测定困难，因此还不能定量计算。定量计算。Fe3+H2O =Fe(OH)2+H+Fe(OH)2+H2O =Fe(OH)2+H+6-3 弱酸弱碱盐的水解弱酸弱碱盐的水解一一.弱酸弱碱盐的水解常数（以弱酸弱碱盐的水解常数（以NH4Ac 为例）为例）Kh=KWKa Kb由此可知，弱由此可知，弱酸弱碱盐的水酸弱碱盐的水解常数一般较解常数一般较大，是水解程大，是水解程度最强的盐。度最强的盐。(1)H2O H+OH-Kw(2)NH3+H2O NH4+OH-Kb(3)HAc Ac-+H+Ka(1)-(2)-(3):NH4+Ac-NH3+HAc从上述水解反应式可知从上述水解反应式可知NH4+=Ac-;NH3=HAcKh=NH3HAcNH4+Ac-HAc2Ac-2=KW Ka Kb H+2 Ka2KW Ka H+=Kb 弱酸弱碱盐的弱酸弱碱盐的PH值与盐的浓度无关，与值与盐的浓度无关，与Ka和和Kb的的相对大小有关。相对大小有关。三三.完全水解的盐完全水解的盐Kh=KWKa KbKW Ka H+=Kb由上述推导由上述推导的结果可知的结果可知 弱酸弱碱盐的水解程度较大的原因是由于它们的弱酸弱碱盐的水解程度较大的原因是由于它们的水解相互促进的结果水解相互促进的结果H2O+NH4+H2O NH3+H3O+Ac-+H2O HAc +OH-如果这类水解产物中有气体或沉淀生成而脱离如果这类水解产物中有气体或沉淀生成而脱离反应体系，则水解反应可以进行到底，所以这类盐反应体系，则水解反应可以进行到底，所以这类盐不能在溶液中存在。如不能在溶液中存在。如Al2(CO3)3、Cr2S3、Al2S3、(NH4)2S等等 弱酸弱碱盐的水解过程中，阳离子水解产生的弱酸弱碱盐的水解过程中，阳离子水解产生的H+，中和了阴离子水解产生的，中和了阴离子水解产生的OH-，促进了阴离子，促进了阴离子的水解，反过来阴离子水解的的水解，反过来阴离子水解的OH-又中和了又中和了H+，促，促进了阳离子的水解，即水解相互促进。进了阳离子的水解，即水解相互促进。6-4 水解平衡的移动水解平衡的移动一、同离子效一、同离子效应抑制水解应抑制水解SnCl2在水中的水解：在水中的水解：抑制其水解的方法就是在配制溶液时抑制其水解的方法就是在配制溶液时,先用较浓先用较浓的盐酸溶解的盐酸溶解,再稀释到一定体积。一般说来，配制高再稀释到一定体积。一般说来，配制高价阳离子溶液，都要加入适当的酸抑制水解。价阳离子溶液，都要加入适当的酸抑制水解。影响盐水解平衡的因素有溶液的酸碱度和同离子影响盐水解平衡的因素有溶液的酸碱度和同离子效应、盐的浓度、溶液的温度等效应、盐的浓度、溶液的温度等。二稀释二稀释有利于促有利于促进水解进水解在试管中加入在试管中加入2 ml无色的无色的SbCl3 溶液，溶液，再加入再加入4 ml 水稀释，可观察到有白色水稀释，可观察到有白色沉淀生成：沉淀生成：Sb3+H2O+Cl-=SbOCl (白白)+2H+这是由于稀释使这是由于稀释使Qi变小，平衡将向右移动。变小，平衡将向右移动。Sn2+2H2O Sn(OH)2+2H+三、加热有利于促进水解三、加热有利于促进水解把淡黄色的把淡黄色的FeCl3溶液加入到沸水中，溶液加入到沸水中，可观察到溶液变成了红色，这可观察到溶液变成了红色，这是因水解生成了是因水解生成了Fe(OH)3溶胶。溶胶。水解反应是中和反应的逆反应，水解反应是中和反应的逆反应，是吸热反应，故加热有利于水解。是吸热反应，故加热有利于水解。四、水解的应用四、水解的应用 铝盐由于水解强烈，利用其水解产生胶体的吸附铝盐由于水解强烈，利用其水解产生胶体的吸附作用广泛用于作净水剂。碳酸钠的水解使溶液呈强碱作用广泛用于作净水剂。碳酸钠的水解使溶液呈强碱性，用于代替烧碱使用。硫酸铝溶液与碳酸氢钠溶液性，用于代替烧碱使用。硫酸铝溶液与碳酸氢钠溶液混合后因强烈水解产生大量气体和沉淀形成泡沫用于混合后因强烈水解产生大量气体和沉淀形成泡沫用于制作灭火剂。制作灭火剂。Al3+3HCO3-=Al(OH)3 +3CO2 第八章第八章 酸碱解离平衡酸碱解离平衡 P249251 总结与思考题：总结与思考题：3、5。作业：作业：1、2、3、5、8、10、11、13、14、16。