第四章電解質溶液和離子平衡

1、第四章電解質溶液和離子平衡4.1電解質溶液4.2弱酸、弱堿的解離平衡4.3緩沖溶液4.4沉淀溶解平衡2007-5-27 3-1-1酸堿的電離理論酸堿的電離理論 酸堿理論酸堿理論 阿侖尼烏斯阿侖尼烏斯(Arrhenius)電離理論電離理論富蘭克林富蘭克林(Franklin)溶劑理論溶劑理論 布朗斯泰德布朗斯泰德(Bronsted)質子理論質子理論 路易斯路易斯(Lewis)電子理論電子理論 皮爾遜皮爾遜(Pearson)軟硬酸堿理論軟硬酸堿理論 中和反應的實質是 H+ 和 OH 中和生成 H2O 的反應 1.電離理論4.14.1電解質溶液電解質溶液4.4.14.4.1酸堿理論酸堿理論 1887年

2、，阿累尼烏斯(S. A. Arrhenius 瑞典)解離出的陽離子全部都是氫離子的物質稱為酸解離出的陰離子全部都是氫氧根離子的物質稱為堿酸是質子的給予體2.酸堿質子理論1923年，化學家布朗斯特 (J. N. Brnsted 丹麥) 和化學家勞萊 (T. M. Lowry 英國)凡是能夠提供質子的分子或離子都是酸凡是能夠接受質子的分子或離子都是堿堿是質子的接受體 這種酸和堿的相互依存、相互轉化關系被稱為酸和堿的相互依存、相互轉化關系被稱為酸酸堿共軛關系堿共軛關系，酸(或堿)與它共軛的堿(或酸)一起被稱為共軛酸堿對共軛酸堿對。酸1堿2+酸2堿1+H+H+HAcAc，H3O+H2O，H2OOH 均

3、互稱為共軛酸堿對。 HAc + H2OH3O+ + Ac-在和 H2O + Ac-OH- + HAc 該理論擴大了酸堿范圍。路易斯理論在有機化學中應用得更為普遍，它常用親電子試劑和親核試劑來代替酸和堿的概念。 酸堿電子理論同年，路易斯 (G. N. Lewis 美國)凡是具有可供利用的孤對電子的物質都稱為堿能與這孤對電子結合的物質都稱為酸4.24.2弱酸、弱堿的解離平衡弱酸、弱堿的解離平衡 除少數(shù)強酸、強堿外，大多數(shù)酸和堿在水溶液中只能部分解離，屬于弱電解質。當某弱電解質解離和重新結合的速率相等時，就達到了動態(tài)平衡，這種平衡稱酸堿解離平衡，它的標準平衡常數(shù)稱為酸或堿的標準解離常數(shù)，分別用 Ka

4、 ，Kb 表示。 HAc + H2OH3O+ + Ac-例如：5(HAc)/)/(Ac)/O(H1075. 13accccccK達平衡時，其標準解離常數(shù)的表達式為：同理，對于 HAc 的共軛堿 Ac 的解離平衡式為： H2O + Ac-OH- + HAc)/(Ac)/(OH(HAc)/bccccccK2007-5-27 3-1-2 水的解離反應和溶液的酸水的解離反應和溶液的酸堿性堿性水的解離反應水的解離反應純水或稀溶液中純水或稀溶液中 H2O(l) H+(aq) + OH- -(aq)c(H+)/c c(OH- -)/c =Kw Kw水的離子積水的離子積 Kw(298.15K)=1.010-1

5、4Kw與溫度有關與溫度有關2007-5-27 溶液的酸堿性和溶液的酸堿性和pH pH=-lg c(H+)/c 溶液的酸堿性溶液的酸堿性1.010-71.010-71.010-7c(OH- -)/molL-11.010-7c(H+)/molL-1堿性堿性中性中性酸性酸性溶液酸堿性溶液酸堿性 c(H+)/c c(OH-)/c = 1.010-14 = Kw pH=pKw-pOH=14-pOHpOH=-lg c(OH- -)/c 堿性堿性中性中性酸性酸性溶液酸堿性溶液酸堿性7=77pHpH越小，溶液酸性越強越小，溶液酸性越強 pH越大，溶液堿性越強越大，溶液堿性越強2007-5-27 例例0.10

6、molL-1HOAc溶液中溶液中, c(H+)=1.3410-3molL-1 pH=-lgc(H+)/c =-lg1.3410-3=2.87例例 20.10 molL-1NH3H2O溶液中溶液中, c(OH- -)=1.3210-3molL-1 pH=14-pOH=14+lgc(OH- -)/c =14+lg(1.3210-3)=11.122007-5-27 c(H+)/(molL-1)1 10-1 10-2 10-3 10-4 10-510-6 10-7 10-810-910-1010-1110-1210-1310-14 pH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13

7、14酸性增強酸性增強中性中性堿性增強堿性增強溶液的酸堿性和溶液的酸堿性和pHpH能否能否 14 ?pH 試紙pHpH的測定的測定 測定含有弱酸或弱堿溶液的 pH 不能用酸堿中和滴定的方法。因為中和滴定的方法只能測定酸或堿的總濃度，而不能測定解離出來的 H+ 或 OH 的濃度。 測定 pH 最簡單、最方便的方法是使用 pH 試紙。 酸堿指示劑一般都是結構復雜的弱的有機酸或有機堿，指示劑的酸式 HIn 及其共軛堿式 In 在水溶液中存在如下平衡：酸堿指示劑的作用原理HInH+ + In-顯酸式色顯堿式色 pH試紙試紙是用濾紙浸漬多種酸堿指示劑而制成的。 2007-5-27 酸堿指示劑酸堿指示劑能在

8、一定能在一定pH范圍內保持一定顏色的某些范圍內保持一定顏色的某些 有機弱酸或弱堿有機弱酸或弱堿甲基橙甲基橙 紅紅 橙橙 黃黃3.1 4.4 酚酞酚酞 無色無色 粉紅粉紅 紅紅8.0 10.0pH試紙在不同的試紙在不同的pH溶液中顯不同的顏色溶液中顯不同的顏色 石蕊石蕊 紅紅 紫紫 藍藍5.0 8.0 注意：注意：1 1，弱酸相對較強，其共軛堿就較弱，弱酸相對較強，其共軛堿就較弱2 2，不管水溶液呈酸或堿性，不管水溶液呈酸或堿性，H H+ + ，OHOH- -都存在，且都存在，且c cH+H+ c cOH-OH- =K =Kwwyy=10=101414 eg: pH7 eg: pH7酸性溶液：酸

9、性溶液： c cH+H+ c cOH-OH- , ,c cH+H+ 10-7mol.L-1 pH7pH7中性溶液：中性溶液： c cH+H+ = = c cOH-OH- , , c cH+H+ =10-7mol.L-1 pH=7pH=7堿性溶液：堿性溶液： c cH+H+ c cOH-OH- , , c cH+H+ 7pH7pH=-log pH=-log c cH+H+ 無論是 Ka 或 Kb ，其數(shù)值與電解質溶液的濃度無關，與溫度有關。一定溫度時，同類型（如同為 HA 型）弱電解質可用 Ka (或 Kb ) 定量地比較其酸性或堿性的強弱，Ka (或 Kb )愈大，酸性（或堿性）愈強。 表4.

10、1 一些共軛酸堿的解離常數(shù) (25時) 酸酸Ka堿堿 KbHNO25. 62104NO21. 781011 HF6. 31104F1. 581011 HAc1. 74105Ac5. 751010 H2CO34. 47107HCO32. 24108 H2S8. 90108HS1. 12107 H2PO46. 17108HPO421. 62107 NH4+5. 591010NH31. 79105 HCN6. 17 1010CN1. 62105 HCO34. 681011CO322. 14104 HS1. 11012S29. 1103 HPO424. 791013PO432. 09102 酸酸性性增

11、增強強堿堿性性增增強強2007-5-27 3-2-1 解離平衡和解離常數(shù)解離平衡和解離常數(shù)一元弱酸一元弱酸 HA(aq) H+(aq) + A- -(aq)弱電解質在水中部分解離弱電解質在水中部分解離, 存在解離平衡存在解離平衡c(H+)/c c(A- -)/c c(HA)/c Ki (HA)= c(H+)c(A- -) c(HA)簡化為簡化為Ki (HA)= 解離平衡解離平衡Ki 標準解離常數(shù)標準解離常數(shù)Ka 、Kb分別表示弱酸、弱堿標準解分別表示弱酸、弱堿標準解 離常數(shù)離常數(shù)弱電解質溶液中有關濃度的計算弱電解質溶液中有關濃度的計算2007-5-27 Ki 越小越小,弱電解質解離越困難弱電解

12、質解離越困難,電解質越弱電解質越弱弱電解質：一般弱電解質：一般Ki 10-4 中強電解質：中強電解質：Ki =10-210-3解離常數(shù)解離常數(shù)Ki 表示表示弱電解質解離限度大小的特性常數(shù)弱電解質解離限度大小的特性常數(shù)Ki 與與濃度無關濃度無關，與，與溫度有關溫度有關 由于溫度對由于溫度對Ki 影響不大影響不大, 室溫下一般可不室溫下一般可不考慮其影響考慮其影響 2007-5-27 例例試計算試計算298.15K、標準態(tài)下標準態(tài)下Ka(HOAc)值值解：解：HOAc H+ + OAc- -fGm/(kJmol-1) -396.46 0 -369.31rGm=(-369.31)-(-396.46)

13、kJmol-1 =27.15 kJmol-1 -rGm -27.151000 RT 8.314298.15ln K = = = - -10.95Ka (HOAc)=1.810-52007-5-27 3-2-2解離度和稀釋定律解離度和稀釋定律4-2-2 解離度和稀釋定律解離度和稀釋定律解離度解離度解離部分弱電解質濃度解離部分弱電解質濃度 未解離前弱電解質濃度未解離前弱電解質濃度解離度解離度()100% 解離度可表示弱電解質解離程度的大小解離度可表示弱電解質解離程度的大小 在溫度、濃度相同條件下在溫度、濃度相同條件下, 越小越小, 電解質越弱電解質越弱 2007-5-27 稀釋定律稀釋定律一元弱酸

14、一元弱酸 HA(aq) H+(aq) + A- -(aq)起始濃度起始濃度 c 平衡濃度平衡濃度 c-c c c c(H+)/c c(A- -)/c c(HA)/c Ka (HA)= =( ) 2 c 1- c Ki ( )2 cc Ki c/c若若(c/c )/Ki 500, 1-1 與與 c 有關，有關，Ki 與與 c 無關無關 2007-5-27 3-2-3 弱酸或弱堿溶液中離子濃度弱酸或弱堿溶液中離子濃度計算計算 4-2-3 弱酸或弱堿溶液中離子濃度計算弱酸或弱堿溶液中離子濃度計算 若若Ki Kw , 濃度不很小濃度不很小, 可忽略水的解離可忽略水的解離 一元弱酸溶液中一元弱酸溶液中c

15、(H+)的計算的計算 一元弱電解質溶液中離子濃度的計算一元弱電解質溶液中離子濃度的計算 若若(c/c )/Ka 500, c(H+) 500 0.100-xx 則則 x=1.3410-3 c(NH4 )/c c(OH- -)/c xx c(NH3H2O)/c 0.100-xKb= = =1.810-5+2007-5-27 例例則則 x=1.3410-3 c(OH- -)=1.3410-3 molL-1 Kw 1.010-14 c(OH- -) 1.3410-3 c(H+ +)= = molL-1=7.510-12 molL-1pH=-lg(7.510-12)=11.12 計算計算0.100mo

16、lL-1氨水溶液中的氨水溶液中的c(OH- -)、pH和氨水的解離度和氨水的解離度解：解： NH3H2O NH4+ + OH- -平衡濃度平衡濃度/(molL-1) 0.100-x x x c(OH-) 1.3410-3 c 0.100 = 100%= 100%=1.34% 例例1 利用熱力學數(shù)據(jù)，計算離子堿 Ac 在水溶液中的Kb ，并計算 0. 10 moldm3 NaAc 水溶液的 pH 。 解：解： 237. 1 369. 65 157. 38 396. 82f Gm (298. 15)/(kJmol1) H2O + Ac-OH- + HAc= 52. 38 kJmo11K 15 29

17、8.Kmo1J 314 8.303 2.mo1KJ 1038 52.1113RTGK 303 2.)(Aclgmrb= 9. 175Kb (Ac) = 6. 681010 rGm (298. 15) = (157. 38) + (396. 82) (369. 65) (237. 1) kJmol1(2) 設平衡時 c(OH) 為 x moldm3 H2O + Ac-OH- + HAc起始濃度/ (moldm3) 0. 10 0 0平衡濃度/ (moldm3) 0. 10 x x x0.10 102b1068 6.10 0.)/(Ac)/(OH(HAc)/)(AcxccccccKx = c(OH

18、) = 8. 17106 moldm3 pOH = 5. 09pH = 14 pOH = 8. 91例例2測得 0. 10 moldm3 的 HAc 溶液的 pH 為 2. 88，求 HAc 的 Ka 。 因pH = lgc(H+)/c ，故 pH = 2. 88 時溶液的 c(H+) = 1. 32103 moldm3。此時的 H+ 濃度就是平衡時的濃度， 解：解：起始濃度/ (moldm3) 0. 01 0 0平衡濃度/ (moldm3) 0. 011. 32103 1. 32103 1. 32103 H+ + Ac-HAc 523a1074 1.10 0.)1032 (1.(HAc)/)

19、/(Ac)/(H(HAc)ccccccK2007-5-27 3-2-5 解離平衡的移動同離子效解離平衡的移動同離子效應應 4-2-4 解離平衡的移動同離子效應解離平衡的移動同離子效應同離子效應同離子效應在弱電解質溶液中，加入在弱電解質溶液中，加入 含有相同離子的易溶強電解質，使弱電解含有相同離子的易溶強電解質，使弱電解 質解離度降低的現(xiàn)象質解離度降低的現(xiàn)象 HOAc H+ + OAc- - NaOAc Na+ + OAc- -平衡向左移動平衡向左移動演示實驗演示實驗: HOAc溶液溶液+甲基橙甲基橙 再加入再加入 NaOAc2007-5-27 例例在在0.10molL-1NH3H2O溶液中溶液

20、中, 加入加入 固體固體NH4Cl,使其濃度為使其濃度為0.10molL-1, 計算計算 溶液中溶液中c(H+)、NH3H2O的解離度的解離度x=1.810-5 c(OH- -)=1.810-5 molL-1Kb= =1.810-5x(0.10+x) 0.10-x 0.10 x 0.10=1.810-5 因為因為 (c/c )/Kb=0.10/(1.810-5)500 所以所以 0.10-x0.10, 0.10+x0.10 解：解： NH3H2O NH4 + OH- -平衡濃度平衡濃度/(molL-1) 0.10-x 0.10+x x+2007-5-27 例例在在0.10molL-1NH3H2

21、O溶液中溶液中, 加入加入 固體固體NH4Cl,使其濃度為使其濃度為0.10molL-1, 計算計算 溶液中溶液中c(H+)、NH3H2O的解離度。的解離度。解：解： NH3H2O NH4 + OH- -平衡濃度平衡濃度/(molL-1) 0.10-x 0.10+x x+c(OH- -)=1.810-5 molL-11.010-14 1.810-5 c(H+) = molL-1 =5.610-10 molL-11.810-5 0.10= 100%=0.018%未加未加NH4Cl的的0.10molL-1NH3H2O溶液溶液 1.34%,即即由于同離子效應，使由于同離子效應，使降低降低 利用同離子

22、效應利用同離子效應, 調節(jié)溶液的酸堿性調節(jié)溶液的酸堿性, 可控制弱電解質溶液中有關離子的濃度，可控制弱電解質溶液中有關離子的濃度， 進行金屬離子的分離和提純。進行金屬離子的分離和提純。2007-5-27 3-2-6 緩沖溶液緩沖溶液 4-3 緩沖溶液緩沖溶液演示實驗演示實驗：HOAc NaOAc混合溶液混合溶液緩沖作用原理：如緩沖作用原理：如 HOAc+NaOAc混合液混合液 HOAc H+ + OAc- - 大量大量 極小量極小量 大量大量 外加適量酸外加適量酸(H)，平衡向左移動平衡向左移動外加適量堿外加適量堿(OH- -)，平衡向右移動平衡向右移動NaOAc 抵消抵消H+; HOAc 抵

23、消抵消OH- - 緩沖作用：使溶液緩沖作用：使溶液pH值基本保持不變的作值基本保持不變的作用。具有緩沖作用的溶液，稱為緩沖溶液用。具有緩沖作用的溶液，稱為緩沖溶液 2007-5-27 4-3 緩沖溶液緩沖溶液演示實驗演示實驗：HOAc NaOAc混合溶液混合溶液緩沖作用原理：如緩沖作用原理：如 HOAc+NaOAc混合液混合液 HOAc H+ + OAc- - 大量大量 極小量極小量 大量大量 外加適量酸外加適量酸(H)，平衡向左移動平衡向左移動外加適量堿外加適量堿(OH- -)，平衡向右移動平衡向右移動NaOAc 抵消抵消H+; HOAc 抵消抵消OH- - 緩沖作用：使溶液緩沖作用：使溶液

24、pH值基本保持不變的作值基本保持不變的作用。具有緩沖作用的溶液，稱為緩沖溶液用。具有緩沖作用的溶液，稱為緩沖溶液 HOAc+NaOAc混合溶液能抵抗少量外混合溶液能抵抗少量外 來酸、堿及少量水的稀釋作用，而保來酸、堿及少量水的稀釋作用，而保 持溶液持溶液pH值基本不變，為緩沖溶液。值基本不變，為緩沖溶液。緩沖溶液中共軛酸堿之間平衡關系可用如下通式表示：HA + H2OA- + H3O+共軛堿 共軛酸由于緩沖溶液中同時存在足量的共軛酸 HA 和共軛堿A，兩者之間存在質子轉移平衡，故能抵抗外加少量強酸、強堿及適當稀釋的影響，而使溶液的 pH 不發(fā)生顯著變化。 緩沖作用的原理 這種共軛酸堿對共存的系

25、統(tǒng)又稱緩沖系緩沖系，這對共共軛酸堿對軛酸堿對又稱緩沖對。緩沖對。緩沖對緩沖對NH4+NH3H2PO4HPO42HCO3CO32NH4+，H2PO4，HCO3 等是共軛酸，NH3，HPO42， CO32 是共軛堿。2007-5-27 常見的緩沖溶液常見的緩沖溶液 如弱酸與弱酸鹽、弱堿與弱堿鹽等混合液，如弱酸與弱酸鹽、弱堿與弱堿鹽等混合液， 多元弱酸組成的兩種不同酸度的鹽混合液多元弱酸組成的兩種不同酸度的鹽混合液緩沖溶液緩沖溶液pKipH值范圍值范圍HOAc-NaOAc4.763.65.6NH3H2O-NH4Cl4.768.310.3NaHCO3-Na2CO3 10.339.211.0KH2PO4

26、-K2HPO4 7.205.98.0H3BO3-Na2B4O7 9.27.29.2a3)/(A(HA)/)/O(HccccKcca3)/(A(HA)/lglg)/O(HlgccccKcca(HA)/)/(AlgppHccccK緩沖溶液 pH 的計算(HAc)/)/(Ac)/O(H3accccccKc(A)/c(HA) 稱緩沖比緩沖比2007-5-27 緩沖溶液緩沖溶液pH值的計算值的計算例例 試計算含試計算含0.10molL-1HOAc、0.10molL-1 NaOAc溶液的溶液的pH值。值。解：解： HOAc H+ + OAc- - 平衡濃度平衡濃度/(molL-1) 0.10-x x 0.

27、10+xKa= =1.810-5x(0.10+x) 0.10-x因為因為 (c/c )/Ka=0.10/(1.810-5)500 所以所以 0.10-x0.10, 0.10+x0.10 pH=4.74x=1.810-5 c(H+ +)=1.810-5 molL-1=1.810-5 0.10 x 0.102007-5-27 例例(2) 在含在含0.100molL-1HOAc、0.100molL-1 NaOAc溶液中加入溶液中加入HCl, 使使c(Cl- -) = 0.001 molL-1，計算溶液的計算溶液的pH值。值。 HOAc H+ + OAc- - Ka= =1.810-5x(0.099+

28、x) 0. 101-x平衡濃度平衡濃度/(molL-1) 0.101-x x 0.099+xx=1.810-5 c(H+ +)=1.810-5 molL-1pH=4.74=1.810-5 0.099x 0. 101解解: 反應反應 H+ + OAc- - HOAc0.001 0.001 0.001HOAc+NaOAc混合溶液能抵抗少量外混合溶液能抵抗少量外來酸的作用，而保持溶液來酸的作用，而保持溶液pH值不變。值不變。2007-5-27 例例(3) 在含在含0.100molL-1HOAc、0.100 molL-1NaOAc溶液中加入溶液中加入KOH, 使使 c(K+ +)=0.001molL-

29、1，計算溶液的計算溶液的pH值。值。 HOAc H+ + OAc- - Ka= =1.810-5x(0.101+x) 0. 099-x平衡濃度平衡濃度/(molL-1) 0.099-x x 0.101+xx=1.810-5 c(H+ +)=1.810-5 molL-1pH=4.74=1.810-5 0.101x 0. 099解解: 反應反應 OH- - + HOAc OAc- - + H2O 0.001 0.001 0.001HOAc+NaOAc混合溶液能抵抗少量外混合溶液能抵抗少量外來堿的作用，而保持溶液來堿的作用，而保持溶液pH值不變。值不變。2007-5-27 例例(4) 在含在含0.1

30、0molL-1HOAc、0.10molL-1 NaOAc溶液中加入溶液中加入H2O, 使溶液稀釋使溶液稀釋10倍倍, 計算溶液的計算溶液的pH值。值。解：解： HOAc H+ + OAc- - 平衡濃度平衡濃度/(molL-1) 0.010-x x 0.010+xKa= =1.810-5x(0.010+x) 0. 010-xc(H+ +)=1.810-5 molL-1pH=4.74x=1.810-5 =1.810-5 0.010 x 0. 010HOAc+NaOAc混合溶液能抵抗少量水混合溶液能抵抗少量水的稀釋作用，而保持溶液的稀釋作用，而保持溶液pH值不變。值不變。2007-5-27 例例(

31、5)欲配制欲配制250ml, pH=5.00的緩沖溶液，的緩沖溶液， 問在問在12.0mL 6.00molL-1HOAc溶液中溶液中, 應加入固體應加入固體NaOAc3H2O 多少克多少克?解：解：c(HOAc)=(12.06.00)/250 molL-1 =0.288 molL-1 pH=5.00 c(H+)=10-5 molL-1 HOAc H+ + OAc- - 平衡濃度平衡濃度/(molL-1) 0.288-10-5 10-5 x+10-5Ka = =1.810-510-5 (x+10-5) 0. 288-10-5x=0.518 molL-1應加入應加入NaOAc3H2O (250/1

32、000)0.518136=17.6 (g)例例3 某溫度時，NH3 在水溶液中的解離常數(shù) Kb =1. 79105，試計算750 cm3 的 0. 10 moldm3 氨水和 250 cm3 的 0. 10 moldm3 的 HC1 溶液相混合后的 pH。 解：解：n(NH3) = c(NH3)V(NH3)3333dmcm 000 1cm 750dmmol 10 . 0= 0. 075 mo1 n(HC1) = c(HC1)V(HC1) 3333dmcm 000 1cm 250dmmol 10 . 0= 0. 025 mo1 混合前 NH3 和 HC1 的物質的量分別為混合后發(fā)生化學反應，反應

33、后生成 0. 025 mo1 的 NH4C1，NH3過量了0. 050 mol，NH4C1 與過量 NH3 組成緩沖溶液，此時溶液中：33334dm025mo1 0.cm 250)(750dmcm 000 1mo1 025 0.)(NHc33333dmmo1 050 0.cm 250)(750dmcm 000 1mo1 050 0.)(NHcNH3 的 pKb = 4. 75NH4+ 的 pKa = pKw pKb = 14 4. 75 = 9. 2555 . 9025 . 0050 . 0lg25 . 9pH 首先選擇適當?shù)木彌_系，使所配緩沖溶液的 pH 在所選擇的緩沖系的緩沖范圍之內，并盡

34、可能與其共軛酸的 pKa 接近，以保證緩沖系在總濃度一定時，具有較大緩沖能力； 其次要有適當大的總濃度（一般為 0. 05 0. 2 moldm3之間），以使所配緩沖溶液有較大緩沖能力。 緩沖溶液的選擇和配制 緩沖溶液不僅在工程技術中有重要應用，而且與人類生命活動也有重要關系。在電子半導體器件加工清洗中，常用 HF-NH4F 混合液來除去硅片表面多余的氧化物(SiO2)；電鍍金屬所用的電鍍液常用緩沖溶液來控制其 pH ；在農(nóng)業(yè)改良土壤或施肥過程中，必須考慮不破壞土壤中的天然緩沖溶液；人體的各種體液更是先天的、精確的緩沖溶液，它們的 pH 必須在一定范圍內才能使相應機體的各項生理活動保持正常，如

35、人體的唾液、血液和尿液的 pH 分別在 6. 5 7. 5，7. 35 7. 45 和 4. 8 8. 4 才是正常的。 緩沖溶液的重要作用pH計（酸度計）比較精確地測定 pH 的方法是使用 pH 計。 首先使用已知 pH 的標準緩沖溶液作為基準來定位。一般采用鄰苯二甲酸氫鉀、磷酸二氫鉀和磷酸氫二鈉、硼砂三種標準溶液來定位。 pH 計測定溶液的 pH 表4.3 三種標準緩沖溶液的 pH 溶液 pH t/鄰苯二甲酸氫鉀0. 05 moldm3KH2PO40. 025 moldm3Na2HPO40. 025 moldm3 硼 砂Na2B4O710H2O0.01 moldm3154. 006. 90

36、9. 27204. 006. 889. 22254. 016. 869. 18Ksp =c(Am+)/c n c(Bn)/c m 在難溶電解質 AnBm(s) 的飽和水溶液中，存在著溶解和沉淀兩過程的動態(tài)平衡： 沉淀溶解平衡沉淀溶解平衡是一種多相離子平衡。其平衡常數(shù)表達式為：4.4.1.沉淀溶解平衡與溶度積4.4.1.1. 溶度積 溶解度小于 0. 1 gdm3 的電解質稱為難溶電解質。 4.44.4沉淀溶解平衡沉淀溶解平衡AnBm(s)n Am+(aq)m Bn-(aq)+中學里的溶解性表中學里的溶解性表(1)(1) Ksp是難溶電解質本性的常數(shù)，與濃度無關是難溶電解質本性的常數(shù)，與濃度無關

37、(2(2) ) Ksp大小表明其溶解的難易程度，大小表明其溶解的難易程度，(3(3) )溶度積表達式中濃度均為平衡濃度或飽和濃度溶度積表達式中濃度均為平衡濃度或飽和濃度(4(4) )一般不考慮溫度對一般不考慮溫度對Ksp的影響。的影響。例例4 25時，測得 BaSO4 飽和溶液中，c(Ba2+) = 1. 03105 moldm3，求 BaSO4 的溶度積。 解：解：BaSO4 在溶液中的沉淀溶解平衡關系式為：BaSO4(s)Ba2+(aq)SO42-(aq)+平衡濃度/ (moldm3) 1. 03105 1. 03105/ )SO(/ )Ba()(BaSO2424spccccK= 1. 0

38、3105 1.03105= 1. 0610104.4.1.2. 溶度積和溶解度的關系 都表示難溶電解質的溶解能力，但不完全相同。在溫度相同時，對同類型的難溶電解質，溶度積Ksp 越小，其溶解度 s 值也越??；對不同類型的難溶電解質須通過計算才能比較。Ksp (AgCl) = 1. 771010 Ksp (Ag2CrO4) = 1. 121012而它們的溶解度 s（以 moldm3表示）大小卻剛好相反，計算如下： 例如：AgCl(s)Ag+(aq)Cl-(aq)+對 AgCl(s)，設其飽和溶液中溶解度為 x moldm3 平衡濃度/(moldm3) x x310spdmmol 1077 1.(

39、AgCl)(AgCl)cKxs=1. 33105 moldm3 對 Ag2CrO4，設 Ag2CrO4 飽和溶液中溶解度為 y moldm3平衡濃度/(moldm3) 2 y y= 6. 54105 moldm33312342sp42dmmol 41012. 14)CrOAg()CrO(AgcKysAg2CrO4(s)2 Ag+(aq)CrO42-(aq)+4.4.2 溶度積規(guī)則及其應用4.4.2.1溶度積規(guī)則 spiKQ 有沉淀析出直至飽和狀態(tài)spiKQ 溶解達平衡，飽和溶液無沉淀析出，或沉淀溶解mnnmccccQ/ )B(/ )A(ispiKQ AnBm(s)n Am+(aq)m Bn-(aq)+4.4.2.2