【正文】 的電離平衡發(fā)生移動(dòng)。一、水解常數(shù)（Kh）和鹽溶液PH值計(jì)算 一元弱酸強(qiáng)堿鹽 例：NaAc + H2O = NaOH + HAc體系中存在三種平衡： Ac + H2O = OH + HAc （1）H2O =OH + H+ （2）HAc = H+ + Ac （3）方程（1）實(shí)質(zhì)為水解方程，（1）=（2）+（3）由（1）式得：Kh = [HAc][OH]/[Ac]（Ka =[Ac][H+]/[HAc]，Kw =[OH][H+]） ∴Kh = [HAc][OH]/[Ac] （分子、分母同乘以[H+]） = [HAc][OH][H+]/[Ac][H+] = Kw/Ka∴Ka↓，Kh↑，即生成的酸愈弱，水解程度愈大。建立平衡時(shí)，H+與Ac結(jié)合成HAc，而放出OH，∴[OH]﹥[H+]，呈堿性。例1：（即轉(zhuǎn)化率）。（Ka = 105）Ac+ H2O =HAc+OHC始00C平衡XXKh = X2/（）= Kw/Ka = 1014/(105)= 1010∵X較小，∴ ≈ ∴PH = 14（106）= h = X/100% = 103 %從而可以知道：Ac水解的部分很少，溶液中主要以Ac形式存在。從而推導(dǎo)出公式：一元弱堿強(qiáng)酸鹽 例：NH4Cl + H2O = NH3H2O + HCl體系中存在三種平衡： NH4+ + H2O =NH3H2O + H+ （1） NH3H2O = NH4+ + OH （2） H2O = H+ + OH （3）方程（1）實(shí)質(zhì)為水解方程，（1）=（2）+（3）由（1）式得： Kh = [NH3H2O][H+]/[NH4+] （Kb=[NH4+][OH]/[ NH3H2O]，Kw=[OH][H+]）∴Kh = [NH3H2O][H+]/[NH4+] （分子、分母同乘以[OH]） =[NH3H2O][H+][OH]/[NH4+][OH] = Kw/KbKh = Kw/Kb Kb↓，Kh↑，即生成的堿愈弱，水解程度愈大。建立平衡時(shí)，NH4+與OH結(jié)合成NH3H2O ，而放出H+，呈酸性。例2：（NH4）2SO4 溶液的PH值。已知：Kb=105NH4++ H2O =NH3H2O+H+C始2=00C平衡XXKh = X2/（）（≈X2/）= Kw/Kb = 1014/105 = 1010解得：[H+] =X = 105 mol/LPH = 105 = 從而推導(dǎo)出公式：一元弱堿弱酸鹽例：NH4Ac + H2O = NH3H2O + HAc體系中存在四種平衡： NH4+ + Ac + H2O = NH3H2O + HAc （1） NH4+ + OH = NH3H2O （2） HAc =H+ + Ac （3） H2O =H+ + OH （4）方程（1）實(shí)質(zhì)為水解方程，（1）=（2）+（3）+（4）由（1）式得： Kh = [NH3H2O][HAc]/([NH4+][Ac]) （Kb=[NH4+][OH]/[ NH3H2O]，Kw=[OH][H+]）∴Kh=[NH3H2O][HAc]/([NH4+][Ac]) （分子、分母同乘以[H+][OH]） =[NH3H2O][HAc][H+][OH]/([NH4+][Ac][H+][OH]) = Kw/(KaKb)Kh = Kw/(KaKb) 水解較復(fù)雜，不作計(jì)算，討論： （1）Ka≈Kb，中性；如NH4Ac，Ka = 105，Kb = 105，PH=7（2）Ka﹥Kb，酸性；如HCOONH4，Ka = 104，Kb = 105，PH=（3）Ka﹤Kb，堿性；如NH4CN，Ka = 1010，Kb = 105，PH=多元弱酸鹽和多元弱堿鹽的水解（1）多元弱酸鹽（Na2CO3） CO32 + H2O = HCO3+ OH HCO3+ H2O = H2CO3 + OH∵Ka1 Ka2 （Ka1 = 107, Ka2 = 1011）∴Kh1 Kh2∴以一級(jí)水解為主。例3：。 解：CO32+ H2O = HCO3+ OH （按一元弱酸強(qiáng)堿鹽計(jì)算）PH = 14（103）= （2）多元弱堿鹽的水解（FeCl3） Fe3+ + H2O = Fe(OH)2+ + H+Fe(OH)2+ + H2O = Fe(OH)2+ + H+Fe(OH)2+ + H2O = Fe(OH)3↓+ H+ 二、水解平衡的移動(dòng)濃度的影響 對(duì)于同一種鹽，Ka、Kb、Kw、Kh都是常數(shù) ∴C鹽↓，h↑，[H+]↓；同樣對(duì)于[OH]：稀釋溶液，有[OH]↓ ∴稀釋鹽溶液，會(huì)促進(jìn)鹽的水解。 濃度對(duì)Kh無影響，對(duì)h有影響。 溫度的影響 鹽的水解一般是吸熱反應(yīng)，T↑，平衡右移，促進(jìn)水解。如：將FeCl3溶于大量沸水中，生成Fe(OH)3溶膠酸度的影響 鹽類水解能改變?nèi)芤旱乃岫?，那么根?jù)平衡移動(dòng)原理，可以調(diào)節(jié)溶液酸度，控制水解平衡。SnCl2 + H2O = Sn(OH)Cl↓+ HCl配制SnCl2時(shí)，會(huì)水解生成沉淀，∴配制時(shí)，先用較濃的HCl溶解固體SnCl2，然后再加水稀釋到所需濃度，即加入HCl使平衡左移。另：SbCl3 + H2O = SbOCl↓+ 2HCl （SbCl3 + 2H2O =Sb(OH)2Cl↓ + 2HCl ） └→ SbOCl↓ + H2OBiCl3 + H2O=BiOCl↓ + 2HCl FeCl3 + 3H2O= Fe(OH)3↓ + 3HCl這些溶液常用酸來配制。Na2S：S2 + H2O = HS + OHHS + H2O = H2S↑+ OH這些溶液加入NaOH抑制水解。第六節(jié) 酸堿質(zhì)子理論經(jīng)典的酸堿理論具有局限性： 在水中電離產(chǎn)生的陽離子全部是H+ → 酸 在水中電離產(chǎn)生的陰離子全部是OH → 堿但不能解釋下列現(xiàn)象：（1）有的反應(yīng)在非水介質(zhì)中進(jìn)行，并不電離，但表現(xiàn)出酸堿性； （2）氨水呈堿性，實(shí)際存在NH3H2O，而不是NH4OH（3）酸堿理論認(rèn)為酸和堿是絕對(duì)不同的物質(zhì)，而實(shí)際上存在有兩性物質(zhì)，如：Zn(OH)2 在酸性溶液中堿式電離： Zn(OH)2 = Zn2+ + 2OH在堿性溶液中酸式電離： Zn(OH)2 + 2H2O= 2H+ + Zn(OH)42 一、酸堿質(zhì)子理論質(zhì)子論酸堿的定義 酸：任何能釋放出質(zhì)子（H+）的物質(zhì)（包括分子和離子）；稱為質(zhì)子酸。堿：任何能接受質(zhì)子的物質(zhì)（包括分子和離子）；稱為質(zhì)子堿。HA = H+ + A酸= H+ + 堿如：HCl = H+ + ClHAc = H+ + AcH2CO3 = H+ + HCO3HCO3 = H+ + CO32H2O = H+ + OHH3O+ = H+ + H2ONH4+ = H+ + NH3[Cu(H2O)4]2+ = H+ + [Cu(H2O)3(OH)]+酸堿共軛關(guān)系 HA= H+ +A共軛酸共軛堿酸與對(duì)應(yīng)的堿稱為共軛酸堿對(duì)，HAA相互依存，同時(shí)存在。（1）酸比它的共軛堿多一個(gè)質(zhì)子；（2）酸越強(qiáng)，它的共軛堿越弱，反之則然。 酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)和反應(yīng)方向HCl+NH3→NH4++Cl強(qiáng)酸強(qiáng)堿弱酸弱堿酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)：質(zhì)子的傳遞過程，質(zhì)子從酸傳遞給堿酸堿反應(yīng)的反應(yīng)方向：強(qiáng) + 強(qiáng) → 弱 + 弱酸性越強(qiáng)，越易釋放出質(zhì)子；堿性越強(qiáng)，越易結(jié)合質(zhì)子，反應(yīng)生成較弱酸性及較弱堿性的物質(zhì)。如：HAc + OH = Ac+ H2O HAc：弱酸 OH：強(qiáng)堿 Ac：弱堿 H2O：更弱酸 OH堿性比Ac強(qiáng)，HAc酸性比H2O強(qiáng)，∴反應(yīng)向右進(jìn)行。 局限性 只限于質(zhì)子的給予和接受，對(duì)于無質(zhì)子參加的酸堿反應(yīng)不能解釋。如：SOBF3等酸性物質(zhì)。二、酸堿電子理論Lewis酸：在化學(xué)反應(yīng)中能接受電子對(duì)的分子或離子（有空軌道）Lewis堿：在化學(xué)反應(yīng)中能放出電子對(duì)的分子或離子（有孤對(duì)電子）酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是形成酸堿加合物。A+B∶→A∶B酸堿酸堿加合物如：BF3 +∶F → [BF3←F]AlCl3 +∶Cl → [AlCl3←Cl]BCl3 + ∶NH3 → [BCl3←NH3]Fe3+ + 6∶F → [FeF6]3根據(jù)酸堿電子理論：所有的金屬離子都是Lewis Acid； 所有的酸根離子都是Lewis Base。路易斯酸堿反應(yīng)包括了除氧化還原反應(yīng)以外的幾乎所有反應(yīng)。但它的缺點(diǎn)：不易確定酸堿的相對(duì)強(qiáng)度； 難以用來判斷酸堿反應(yīng)方向； 不能作定量處理。第七節(jié) 沉淀和溶解平衡一、溶度積AgCl（s）= Ag+ + Cl Ksp（AgCl）=[Ag+][Cl] （Ksp：溶度積常數(shù)）BaSO4（s）= Ba2+ + SO42 Ksp（BaSO4）=[Ba2+][SO42]Ag2CrO4（s）= 2Ag+ + CrO42 Ksp（Ag2CrO4）=[Ag+]2[CrO42]即通式：AmBn（s）= mAn+ + mBmKsp（AmBn）=[ An+]m[ Bm]n （m、n、A、B：離子的化學(xué)計(jì)量數(shù)）一定溫度下，難溶電解質(zhì)飽和溶液中以化學(xué)計(jì)量數(shù)為指數(shù)的離子濃度的乘積為一常數(shù)，稱為溶度積常數(shù)，簡(jiǎn)稱溶度積。溶度積僅適用于難溶的強(qiáng)電解質(zhì)：即：① ②溶解后全部以離子狀態(tài)存在，而溶液中沒有未離解的分子(MA)或離子對(duì)(M+A)，也沒有顯著水解。二、溶度積與溶解度的相互關(guān)系 溶度積與溶解度的相互換算兩者都可以表示物質(zhì)的溶解能力，相互可以換算，但要注意濃度單位。Ksp的濃度以mol/L表示溶解度S：g/L，g/100g水，mol/L例1：已知25℃時(shí)，103g/L，求Ksp（AgCl）解：S = 103/ = 105mol/LAgCl（S）=Ag++ClC平衡105105Ksp（AgCl）=[Ag+][Cl]=105 105=1010例2：已知：Ksp（AgCl）=1010，Ksp（Ag2Cr2O7 ）=1012，求溶解度。解：AgCl（S）=Ag++ClC平衡SSKsp(AgCl) = S2 = 1010解得：S = 105 mol/L AB型： Ag2CrO4（S）=2Ag++CrO42C平衡SSKsp(Ag2CrO4) = (2S)2S = 1012解得：S = 105 mol/L AB型： （1）同類型的能溶化合物，可由其Ksp比較其溶解能力。AB型溶解度S（mol/L）AgCl，BaSO4，CaCO3AgBr，BaCO3，CaSO4AB2或A2B型PbI2，Ag2SMn(OH)2，Ag2CrO4AB3或A3B型Fe(OH)3，Ag3PO4Cr(OH)3，Li3PO4（2）不同類型的電解質(zhì)，不能直接由Ksp比較溶解能力的大?。蝗鏏gCl與Ag2CrO4溶解度（mol/L）Ksp（AgCl）= 1010= 105Ksp（Ag2CrO4）= 1012= 第八節(jié) 溶度積規(guī)則及其應(yīng)用一、溶度積規(guī)則 判斷沉淀生成和溶解的準(zhǔn)則當(dāng)不同濃度的試劑混合，[Ag+] + [Cl] [Ag+][Cl]＜Ksp（AgCl），未飽和，無沉淀 [Ag+][Cl]＝Ksp（AgCl），飽和，無沉淀 [Ag+][Cl]＞Ksp（AgCl），有沉淀析出，達(dá)飽和規(guī)定[Ag+][Cl] = 離子積Q 二、沉淀的形成 沉淀生成的條件：Q ＞ Ksp例1：[CaCl2]=，與[Na2CO3] =，是否有沉淀生成？解：混合后，[Ca2+] = ，[CO32] = Q = [Ca2+][CO32] = 1104查表：Ksp（CaCO3）= 109Q ＞ Ksp，∴有CaCO3沉淀生成。例2：，問：（1） 是否有Mg(OH)2的沉淀生成？（2）欲控制Mg(OH)2沉淀不