Chapter 4 溶液化學與離子平衡

第四章溶液化學與離子平衡

本章目的要求1.了解液體的基本性質以及溶液的組成。2.了解溶液的通性(fourmaincolligativeproperties)。3.初步掌握相圖及其應用。4.明確酸堿的解離平衡、分級解離和緩沖溶液的概念。5.了解配離子(絡離子)的解離平衡及平衡移動。6.初步掌握溶度積、溶解度的基本計算和應用。7.了解膠體結構與聚沉、表面活性劑結構及應用。4.1液體性質及溶液組成1.分子間力與液體性質

物質的聚集狀態(tài)與分子間作用力和分子運動狀態(tài)：分子間作用力大，分子運動弱，物質呈固態(tài)；分子間作用力中等和分子運動中等，物質呈液態(tài)；分子間作用力小，分子運動劇烈，物質呈氣態(tài)。分子間作用力與液體的表面張力：液體表面分子的能量高于液體內部分子的能量，使液體盡可能保持最小表面積。要增大液體的面積，必須施加額外的能量，即液體具有表面張力。分子間作用力與液體粘度：液體表面分子間作用力越大，液體的粘度越大。2.溶液的形成與性質分散系(Dispersion)=dispersionmedium(A)+dispersedphase(B)

1)moleculardispersion=solution(homogeneoussystem)solute(d<1nm)solvent2)colloidaldispersion

(1nm<d<100nm)3)coarsedispersion

(d>100nm)

溶液(solution)：廣義地說，兩種或兩種以上物質彼此以分子或離子狀態(tài)均勻混合所形成的體系。(heterogeneoussystem)3.溶液濃度的表示(waysofexpressingconcentration)1)物質的量分數(shù)(molefraction)xB

molesofsolutenB--------------------------=--------

molesofsolutionntotal

溶質B的物質的量與溶液中總的物質的量之比稱為溶質B的物質的量分數(shù)，又稱為摩爾分數(shù)，單位為1。2)質量摩爾濃度(molality)mB

molesofsolutenB

質量摩爾濃度(molality)mB=--------------------------=-------- kilogramsofsolventmA

溶質B的物質的量與溶劑A的質量之比稱為溶質B的質量摩爾濃度，單位是mol·kg-1。3)物質的量濃度(molarity)cB

molesofsolutenB--------------------------=--------

litersofsolutionV溶質B的物質的量與溶液體積V的比值稱為溶質B的物質的量濃度，或稱為溶質B的濃度，單位是mol·m-3，但常用單位是mol·dm-3。4)質量分數(shù)(massfraction)wB

kilogramsofsolutemB--------------------------=--------

kilogramsofsolutionmtotal

溶質B的質量與溶液總質量之比稱為溶質B的質量分數(shù)，單位為1。溶質+溶劑

4.2稀溶液的通性

難揮發(fā)性溶質B與溶劑A形成溶液時，具有以下通性：蒸汽壓下降、沸點上升、凝固點下降、溶液滲透壓。1.非電解質稀溶液的通性難揮發(fā)非電解質稀溶液(dilutesolutionsofnonvolatilenon-electrolytes)≈idealsolutions。實驗結果表明：難揮發(fā)的非電解質稀溶液的性質(蒸汽壓下降、沸點上升、凝固點下降和溶液滲透壓)與一定量溶劑中所溶解溶質的物質的量成正比。此定律叫做稀溶液定律，又稱為依數(shù)定律。以上性質稱為稀溶液的依數(shù)性。1)vapor-pressureloweringFourmaincolligativeproperties：dependingonlyonthenumberofsoluteparticlesinsolution,andnotonthenatureofthesoluteparticles.①物質的飽和蒸汽壓(蒸汽壓)

如果把液體(水)置于密閉的容器中，將發(fā)生蒸發(fā)與凝聚兩個過程。蒸發(fā)是吸熱過程，是系統(tǒng)熵值增大的過程。凝聚是放熱過程，系統(tǒng)的熵值減小。飽和蒸汽壓(蒸汽壓)：一定條件下，液體的蒸發(fā)(氣化)速度與蒸汽的凝聚速度相等，液體與其蒸汽處于平衡狀態(tài)，此時蒸汽所具有的壓力叫做該溫度下的飽和蒸汽壓(蒸汽壓)。t(℃)0255075100p(kPa)0.6133.1712.3338.54101.32520℃pH2O=2.36kPa，pCH3CH2OH=5.85kPa。純水的蒸汽壓Gas pgasLiquid

vaporpressure水的飽和蒸氣壓②溶液的蒸氣壓蒸發(fā)凝聚平衡狀態(tài)I蒸發(fā)聚凝過渡狀態(tài)蒸發(fā)凝聚平衡狀態(tài)II在純溶劑中加入難揮發(fā)溶質后，純溶劑氣相與液相之間原來勢均力敵的蒸發(fā)與凝聚兩個過程，由于溶劑蒸發(fā)速率的減小，使凝聚占了優(yōu)勢，結果使系統(tǒng)在較低的蒸氣濃度或壓力下，溶劑的蒸氣(氣相)與溶劑(液相)重建平衡。在達到平衡時，溶液中溶劑的蒸氣壓力低于純溶劑的蒸氣壓力。③溶液的蒸氣壓下降

同一溫度下，純溶劑蒸汽壓力與溶液蒸汽壓力之差叫做溶液的蒸汽壓下降。顯然，溶液的濃度越大，溶液的蒸氣壓下降越多。關系符合拉烏爾定律。

Raoult’slaw:Thepartialpressureofsolventoverasolution equalsthevaporpressureofthepuresolventtimesthemole fractionofsoluteinthesolution.

稀溶液的蒸汽壓：p=pA·(1-xB)=pA·xA

一定溫度下，難揮發(fā)非電解質稀溶液的蒸汽壓下降與溶質的摩爾分數(shù)成正比：Δp=pA-p=pA-pA·(1-xB)=pA·xB原因：由于溶劑溶解了難揮發(fā)的溶質，溶劑的一部分表面或多或少地被溶質的微粒所占據(jù)，從而使得單位時間內從溶液中蒸發(fā)出的溶劑分子數(shù)比原來從純溶劑中蒸發(fā)出的分子數(shù)要少，也就是使得溶劑的蒸發(fā)速率變小。溶液的蒸汽壓2)Boilingpointelevation&freezingpointdepression①物質的沸點和凝固點

當液體的蒸氣壓力等于外界壓力時，液體就會沸騰，此時的溫度稱為該液體的沸點，以bp(boilpoint)表示。物質的凝固點(或溶點)是該物質的液相蒸氣壓力和固相氣壓力相等時的溫度，以fp(freezingpoint)表示。若向純溶劑中加入溶質形成溶液，則溶液的沸點高于純溶劑的沸點，溶液的凝固點低于純溶劑的凝固點。若固相蒸氣壓力大于液相蒸氣壓力，固體融化。反之，若固相蒸氣壓力小于液相蒸氣壓力，則液相向固相轉變。總之，若固液兩相的蒸氣壓力不等，兩相就不能共存。②溶液的沸點上升和溶液的凝固點下降難揮發(fā)非電解質稀溶液的沸點上升值和凝固點下降值與溶質的質量摩爾濃度成正比。ΔTbp=kbp·mΔTfp=kfp·mKbp：molarboilingpointelevationconstant(K·kg·mol-1)。Kfp：molarfreezingpointdepressionconstant(K·kg·mol-1)。p(H2O,g)/Palutio③溶液的蒸汽壓下降是造成凝固點下降、沸點升高的原 因。water sonice101325611gas

ΔTfpTfp273.16OB

ΔTbp373.15TbpT/KA由于溶液的蒸汽壓比純溶劑的低，只有在更高的溫度下才能使蒸汽壓達到與外壓相等而沸騰，即沸點上升；同樣，由于溶液的蒸汽壓下降，只有在更低的溫度下才能使溶液與冰的蒸汽壓相等，即凝固點下降。3)osmoticpressure滲透壓

半透膜semipermeablemembrane：溶劑分子能透過，而 溶質分子不能透過的膜。

①滲透現(xiàn)象：溶劑分子透過半透膜由純溶劑進入溶液，或 由稀溶液進入濃溶液的現(xiàn)象。 半透膜左邊放溶液，右邊放溶劑。由于純溶劑一側的溶劑濃度大于溶液一側中的溶劑濃度，溶劑能透過半透膜。溶液

純水半透膜溶液

純水半透膜p+Πp溶液

純水半透膜溶液

純水半透膜滲透是溶劑通過半透膜進入溶液的“單方向”擴散過程。為了阻止溶劑滲透，在左邊施加額外壓力，使單位時間內溶劑分子從半透膜兩側通過的數(shù)目相等，即達到滲透平衡。這樣，溶液液面上所增加的壓力就是這個溶液的滲透壓力。滲透壓是為維持被半透膜所隔開的溶液與純溶劑之間的滲透平衡需要的額外壓力。稀溶液滲透壓的大小與溶質粒子數(shù)成正比，即服從范特霍夫定律。Van’tHoff②Van’tHoffLaw：Π=cRT③滲透原理的應用a.測大分子物質分子量(∏→c

→M)例1.1dm-3溶液中含5.0g馬的血紅素，在298K時測得溶液的滲透壓為1.80×102Pa，求馬的血紅素的摩爾質量。

nm/MVV mRT5.0×8.314

×298.15

ΠV

180

×10-3×1

第一位獲得諾貝爾化學獎的科學家--范特霍夫雅可比·亨利克·范特霍夫(JacobusHendricusVan’tHoff，1852--1911)荷蘭化學家。因為在化學動力學和化學熱力學研究上的貢獻，獲得1901年的諾貝爾化學獎，成為第一位獲得諾貝爾化學獎的科學家。范特霍夫為什么能成為諾貝爾化學獎的第一人呢？從他的經歷我們或許可以找到一些原因，同時也學到一些東西。尋找奧妙，自己動手試試1852年8月30日誕生于荷蘭的鹿特丹市，父親是當?shù)匾晃挥忻尼t(yī)生。上中學時，他看到在實驗室中做的各種變幻無窮的化學實驗非常有趣，因此總想知道其中的奧秘。看別人做，太不過癮了，能自己動手那該多好呀。”尋找奧妙，自己動手做做”應該是他后來成功的一個因素吧。

一天，范特霍夫從化學實驗室的窗子前走過，他忍不住往里面看了一眼，那整整齊齊排列的實驗器皿、一瓶瓶化學試劑多么誘人。他的雙腳不由自主地停了下來，“要能進去做個實驗多好啊?！蓖蝗?，他發(fā)現(xiàn)一扇窗子開著，大概是做實驗時為了通風開的吧。小范特霍夫猶豫了片刻，便縱身跳上了窗臺，鉆到實驗室里去了。他支起鐵架臺，把玻璃器皿架在上面，便開始尋找試劑。他全神貫注地看著那些藥品所引起的反應，一切都在順利地進行著。發(fā)自內心的喜悅使他的臉上露出了笑容。“我成功了，成功了！”他默默地說道。范特霍夫正在專心致志地做實驗的時候被老師發(fā)現(xiàn)了，根據(jù)校規(guī)，他是要被處分的。幸好，這位老師念及范特霍夫平時是一個勤奮好學又尊重老師的學生，也就沒有向校長報告，是什么原因驅使這樣一個好學生去違反校規(guī)呢？顯然，對化學的濃厚的興趣。

范特霍夫的父親從這件事中得知兒子很喜歡化學，就從家里讓出一間房子作為工作室，專門供兒子做化學實驗。從此，范特霍夫就開始“經營”自己的小實驗室。他把父母給的零用錢和從其他親友那里得到的“贊助”積累起來購買了各種實驗器具和藥品，課余時間從事自己的化學實驗。投身化學，義無反顧

1869年，范特霍夫從鹿特丹五年制中學畢業(yè)了。選擇什么樣的職業(yè)呢？在當時，光靠化學是解決不了生活問題的，父親是為了讓他增加知識才答應給他實驗室試試，但要以化學為職業(yè)，父親就不答應了，可范特霍夫覺得學化學對自己比較合適。

父母并不想讓他成為一個化學家，而想把他培養(yǎng)成一名工程師。幾經周折，范特霍夫進入了荷蘭的臺夫特工業(yè)?？茖W校學習。由于范特霍夫的努力，僅用了2年時間就學完了一般人3年才能學完的課程。范特霍夫畢業(yè)后，說服了父母，可以全力進行化學研究了。為了打好基礎，找準研究的方向，必須拜師求教。范特霍夫只身來到德國的波恩，拜當時世界著名的有機化學家佛萊德.凱庫勒為師。佛萊德.凱庫勒是個富有傳奇色彩的化學家，他在夢中見蛇在狂舞，首尾相接，從而解決了苯環(huán)的結構。在波恩期間，范特霍夫在有機化學方面受到了良好的訓練。隨后，他又前往法國巴黎向醫(yī)學化學家武茲請教。1874年，回到荷蘭，在烏特勒支大學獲得博士學位。從此他就開始了更深入的研究工作。實事求是，不懼權威

范特霍夫首先提出了碳的四面體結構學說。過去的有機結構理論認為有機分子中的原子都處在一個平面內，這與很多現(xiàn)象是矛盾的。范特霍夫的理論糾正了過去的錯誤。但是這一新的理論卻遭到了一些權威人士的反對，當時德國有機化學家哈曼.柯爾比就是其中一個。這位老科學家倚老賣老，根本不愿學習新的東西。在沒有認真研究的情況下，就毫無根據(jù)地把范特霍夫斥責了一頓。范特霍夫對這位老先生的高論嗤之以鼻，不與其辯論?？聽柋炔贿h千里從德國來到荷蘭，要和范特霍夫一比高低。畢竟范特霍夫是晚輩，當柯爾比氣勢洶洶地沖進范特霍夫的辦公室時，范特霍夫已經恭恭敬敬地等候他了。待柯爾比的火氣稍稍減退之后，范特霍夫平心靜氣地向他陳述了自己的觀點，條理清楚,論證有力,并請柯爾比用事實來批評自己的理論。范特霍夫的觀點征服了柯爾比.柯爾比畢竟還是要講道理、講事實的。平心而論，范特霍夫的理論是正確的，他剛來時的火氣完全消失了，并邀請范特霍夫去普魯士科學院工作。范特霍夫實事求是、謙虛謹慎的態(tài)度使很多人都能心悅誠服地接受他的理論。

1901年12月10日，首次頒發(fā)諾貝爾獎，范特霍夫是第一位諾貝爾化學獎的獲獎者。1911年3月1日，范特霍夫在柏林逝世。終年59歲。b.等滲輸液(動植物)

例2.非電解質水溶液的冰點為0.53℃。求此溶液的滲透壓，并指出其是否與血漿等滲。Kfp摩爾凝固點常數(shù)1.86K.kg.mol-1解：ΔTfp=kfp×m=1.86×m

m=0.53/1.86=0.2849mol·L-1=284.9mmol·L-1Π=cRT≈bRT=0.2894×8.314×(273.15+37)=734.76(kPa)與血漿為等滲溶液。cell低滲輸液(<0.9%生理鹽水

or<5%葡萄糖水)H2OH2Ocell高滲輸液(>0.9%生理鹽水

or>5%葡萄糖水)?血液透析是一種能代替部分腎功能，清除血液中有害物質，糾正體內電解質與維持酸堿平衡的體外血液透析裝置。 1、透析原理 血液透析俗稱“人工腎”，即將血液與透析液分置于一人工合成的半透膜兩側，利用各自不同的濃度和滲透壓互相進行擴散和滲透的治療方法。血液透析可將患者體內多余水及代謝廢物排出體外，并從透析液中吸收機體缺乏的電解質及堿基，以達到糾正水電解質及酸堿平衡的目的。

2、透析過程 透析開始時，將患者的血液經血管通路導入動脈管道、去泡器，到達透析器。血液和透析液借助于透析器內的半透膜進行逆流交換，交換后的透析液進入廢液槽被棄去，而被“凈化”的血液經過去泡器、靜脈管道從靜脈血管通路重新輸入患者體內，以達到“清洗”的目的。?3、適應癥 （1）急性腎功能衰竭（見急性腎功能衰竭章）。 （2）慢性腎功能衰竭（見慢性腎功能衰竭章）。 （3）急性藥物或毒物中毒。?

4、禁忌癥 （1）嚴重心功能不全。 （2）嚴重心律失常。 （3）有明顯出血傾向。 （4）出現(xiàn)休克或血壓偏低，收縮壓低于10.6kPa(80mmHg)。 （5）近期大手術患者。鹽溶液CaCl23c.水的凈化(反滲透)如果外加在溶液上的壓力超過了滲透壓，則反而會使溶液中的溶劑向純溶劑方向流動，使純溶劑的體積增加，這個過程叫做反滲透。反滲透的原理廣泛應用于海水淡化、工業(yè)廢水或污水處理和溶液的濃縮等方面。純水純水純水和鹽水純水和鹽水多孔支撐層膜表皮層界面純水層鹽水鹽界面純水層水0.25μ100μ壓力壓力Na3PO4

MgCl2

NaCl

Al2(SO4)3

NaNO3KClMgCl2Al2(SO4)3

NaNO3

NaNO3

Na3PO4

CaCl2NaClKCl10?選擇吸附-毛細管流動機理水在醋酸纖維素膜中傳遞原理膜的表皮層氫鍵理論?293.15K時水的蒸氣壓是2.4kPa，將114g 蔗糖溶于1000g水中，溶液的蒸氣壓降低 了0.015kPa。求蔗糖的分子量。練習1?293.15K時水的蒸氣壓是2.4kPa，將114g蔗糖溶于1000g水中，溶液的蒸氣壓降低了0.015kPa。求蔗糖的分子量。?解：0.015＝2.4×(114/M)/114/M+1000/18.02）M=326.6g/mol蔗糖的分子式C12H22O11,理論分子量342.3因要將蒸氣壓測準很難，所以可多用其它的依數(shù)性。?冬天在汽車散熱器的水中注入一定量的 乙二醇可防止水的凍結。如在200g的水 中注入6.5g的乙二醇，求這種溶液的凝固點。Kfp＝1.86K·kg·mol-1練習2

練習2?冬天在汽車散熱器的水中注入一定量的 乙二醇可防止水的凍結。如在200g的水 中注入6.5g的乙二醇，求這種溶液的凝 固點。?解ΔTfp=kfp·m?m乙二醇＝6.50/M×1000/200?＝0.525mol.kg-1?ΔTfp=kfp·m=1.86×0.525=0.98?答：此種溶液的凝固點為－0.98℃。?沸點上升和凝固點下降的應用：?有的化學反應需要用水浴加熱且溫度又要 高于100℃，這時可以用食鹽水溶液浴即 可。?冬季為了防治汽車水箱的水結冰，通常加入酒精、乙二醇等。?冬季為了防止建筑砂漿冰凍，可加入食鹽或氯化鈣。?冰鹽混合物常用作為致冷劑。?在有機合成中，常用測定沸點和熔點來檢驗化合物的純度。滲透壓的應用?植物細胞液的滲透壓達2000kPa。?人體血液的平均滲透壓為780kPa，靜脈輸液要使用等滲溶液。?海水的滲透壓高達3000kPa。?反滲透。電解質溶液，或者濃度較大的溶液也與非電解質稀溶液一樣具有蒸汽壓下降、沸點上升、凝固點下降和滲透壓等性質。但是，稀溶液定律所表達的這些依數(shù)性與溶液濃度的定量關系不適用于濃溶液和電解質溶液。濃溶液：溶質微粒之間的相互作用以及溶質微粒與溶劑分子之間的相互作用大大增加。電解質溶液：電解質的解離等。電解質溶液表現(xiàn)出比非電解質稀溶液更強更顯著的變化。這個更強的影響可近似地用一個修正系數(shù)i來表達。2.電解質溶液的通性CH3COOH，i≈1；NaCl、HCl(AB)，i≈2；K2SO4(A2B)，i≈2~3。A2BorAB2強電解質溶液>AB強電解質溶液>弱電解質溶液>非電質溶液ΔT?電解質溶液表現(xiàn)出比非電解質稀溶液更強更顯著的變化。這個更強的影響可近似地用一個修正系數(shù)i來表達。CH3COOH，i≈1；NaCl、HCl(AB)，i≈2；K2SO4(A2B)，i≈2~3。用電解質溶液與同濃度非電解質溶液的依數(shù)性變化的比值i表示。i=

'

fpΔTfp溶液實際的凝固點下降數(shù)值與溶液理論的凝固點下降數(shù)值的比。

電解質溶液的通性沸點高低或滲透壓大小順序：A2BorAB2強電解質溶液>AB強電解質溶液>弱電解質溶液>非電質溶液蒸氣壓大小或凝固點高低順序：非電質溶液>弱電解質溶液>AB強電解質溶液>A2BorAB2強電解質溶液1.純物質的相圖4.3相平衡基于蒸氣壓曲線，可以構筑純物質的相圖。1：水的蒸氣壓曲線；2：冰的升華壓(固體的飽和蒸氣壓)曲線；3：冰的熔點曲線。

p218.2atm647.2T/K373.15273.161.0atm611Pa臨界點氣態(tài)

液態(tài)凝固點273.15三相點

1沸點2

3固態(tài)水的相圖T/K臨界點

液態(tài)三相點固態(tài)

p72.9atm5.11atm1.0atm

氣態(tài)195217304

二氧化碳的相圖

CO2的三相點對應的壓力是518kPa，因此在低于這一壓力的條件下不可能存在液態(tài)的CO2；同時，在195K時，其蒸氣壓就達到了101kPa，因此在常溫下，暴露在大氣中的固體CO2就會“沸騰”(即升華)。所以，固體CO2也俗稱為干冰?；旌衔锟捎蓛煞N或兩種以上的單質或化合物構成。隨著混合物組分數(shù)的增加，其相圖的復雜程度急劇增高。只考慮由A、B兩種物質構成的雙組分混合物。與純物質的相圖表示法不同，混合物的相圖以溫度為縱軸、以某一組分的摩爾分數(shù)為橫軸。在常壓下，由實驗測得不同組成液體混合物的沸點得到其相圖上的液體/蒸氣平衡曲線，測定不同組成液體混合物中某一固體的沉淀溫度得到液/固平衡曲線，合而為一即可得到比較完整的二元混合物相圖。往往只需要取這種復雜相圖的一部分而構成比較簡單而又實用的二元混合物相圖，這主要包括液體/固體相圖、液體/液體相圖和液體/蒸氣相圖。2.混合物的相圖

雙組分混合物的典型相圖

c1狀態(tài)下，混合物為液體。溫度下降時，混合物保持液體狀態(tài)不變，直到溫度降低到c2點對應的溫度；繼續(xù)降溫，將有固體A結晶析出；當溫度向c3下降時，固體A析出量增加，共存的液相組成則由原始組成沿著c2de曲線向d點的組成變化；c4點：平衡；溫度低于c4點，液體完全消失，全部變?yōu)楣腆wA和固體B的混合物。e點的特殊性：降低溫度，液體會在同一溫度下全部凝固，具有明確的熔點。T/KxA01abe1dc1c2c3

c4e1)液體/固體相圖2)液體/液體相圖T/KxA兩相單相

1純A

0純BTcba

兩種部分互溶液體的相圖

溫度T時：組分A的摩爾分數(shù)xA較小或者較大時，形成單相的溶液；xA增大到與c點時，組分A在組分B中的濃度正好達到其溶解度；xA繼續(xù)增大，單相溶液分裂為兩相混合物，其中一相為B在A中的飽和溶液，另一相為A在B中的飽和溶液；當xA增大到與b點對應的值時，兩相混合物又變?yōu)閱蜗嗳芤骸?)液體/蒸氣相圖

液體/蒸氣相圖

由兩種揮發(fā)性液體構成的溶液，可以實驗測定不同組成之溶液的沸點，以沸點溫度對溶液組成作圖(ABC)，可得到液體/蒸氣相圖。 由于不同組分純物質蒸氣壓的不同，蒸氣相的組成必定與液相的組成不同。因此，在相圖上必須標出同一溫度下蒸氣相的組成。與某一組成沸騰液體(點a)相對應蒸氣相組成的點將出現(xiàn)在同一溫度下另一特定組成處(如點a’)由此構成了完整的蒸氣組成曲線(ADC)。aa’ABCD液體氣體0xA(a’)xA(a)1水溶液中的單相離子平衡酸堿平衡配離子配位解離平衡多相平衡沉淀溶解平衡氧化還原平衡化學中的四大平衡1.酸堿概念

物質的酸堿性常用pH值表示：pH<7為酸性，pH>7為堿 性，pH=7為中性。2.DissociationofH2OandpHValue

H2O==H++OH-

在水溶液中，H+(aq)和OH-(aq)的濃度積為一數(shù)，叫做水的離子積也叫水的解離平衡常數(shù)，用Kwθ表示。

4.4溶液中的酸堿平衡最初人們對酸堿的認識只單純地從物質所表現(xiàn)出來的性質上來區(qū)分酸堿。酸，有酸味，能使石蕊試液變紅。堿，有澀味，滑膩感，能使石蕊試液變藍，并能與酸反應生成鹽和水。

25℃：Kwθ=c(H+)·c(OH-)=1.0×10-14

Kwθ：ionproductconstantortheionproductofwater.ThepHValueofasolutionisdefinedasthenegativelogarithmofthehydrogenionconcentration(inmol·L-1).pH=-lgc(H+)/cθ不同溫度時的水的離子積T/℃0102025304050pKw14.9614.5314.1614.0013.8313.5313.26

3.Theoryofacids&bases

1)Arrheniusionizationtheory

(1884)酸堿電離理論解離時所生成的正離子全部都是H+離子的化合物都是酸；所生成的陰離子全部都是OH-離子的化合物都是堿。2)Theprotontheory(1923)酸堿質子理論

凡是能給出質子(proton，H+)的物質(分子或離子)都是酸；凡是能與質子結合的物質都是堿。即酸是質子的給予體，堿是質子的受體(Acidisasubstancecapableofdonatingaproton，baseisasubstancecanacceptaproton)。HCl==H++Cl-

NaOH==Na++OH-NH3+H2O==NH4++OH-Na2CO3+H2O==2Na++HCO3-+OH-酸堿 堿 鹽？HCl==H++Cl-H2O+H+====H3O+acidprotonbasebaseprotonacid(hydroniumion)酸給出質子的過程是可逆的，酸給出質子之后，都能接受質子，即它們都是堿。共軛酸堿對：酸失去質子的堿叫做該酸的共軛堿。堿結合質子形成的酸叫做該堿的共軛酸。酸與它的共軛堿一起叫做共軛酸堿對。HAc(aq)==Ac-(aq)+H+(aq)H2PO4-(aq)==HPO42-(aq)+H+(aq)NH4+(aq)==NH3(aq)+H+(aq)酸==堿+質子HCl+H2O===H3O++Cl-acid(1)base(2)acid(2)base(1)OH-H2N-CH2-C-O應的方向：由較強酸、較強堿生成較弱酸、較弱堿。水中存在的最強質子酸：H3O+，最強質子堿：OH-。O‖H+‖---conjugatebase

O

+‖H3N-CH2-C-OH--conjugateacid

H2N-CH2-C-OHAmphoteric(兩性)

O給出質子能力越強，物質酸性越強；結合質子能力越強，物質堿性越強；共軛酸的酸性越強，則共軛堿的堿性越弱。酸堿反應是兩個共軛酸堿對之間相互傳遞質子的過程。反酸堿質子理論的優(yōu)點和缺陷?酸堿質子理論克服了酸堿電離理論的缺陷:1) 擴大了酸堿的范圍；2）適用于水溶液、非水 溶液和無溶劑體系；3）解釋了鹽類水溶液呈 酸堿性的現(xiàn)象。?酸堿質子理論的缺陷：1）將酸堿反應局限于質子傳遞反應，酸必須是含有氫原子的物質。2）不能解釋無質子參與的酸堿反應。如酸性的SO3氣體與堿性的CaO固體之間生成CaSO4的反應。?Ac-NH4+HF??????CH3NH2Al(H2O)63+[Al(OH)2(H2O)4]+HSO4-H2PO4-PO43-HCOOH?質子酸對應的共軛堿是？?質子堿對應的共軛酸是？?酸堿兩性物質是？對應的共軛酸堿是？?質子酸NH4+HFAl(H2O)63+HCOOH?對應的共軛堿是？NH3F－?[Al（OH）(H2O)6]2+HCOO-?質子堿Ac-PO43-?對應的共軛酸是？HAcHPO42-?酸堿兩性物質是CH3NH2

[Al(OH)2(H2O)4]+HSO4-H2PO4-?

對應的共軛酸堿是？CH3NH3+CH3NH-[Al(OH)(H2O)5]2+[Al(OH)3(H2O)3]3)Lewismodel(electronictheory,electron pair)(電子論)(1923)????1923年，美國物理化學家路易斯提出。酸：凡接受電子對的物質；堿：凡給出電子對的物質；硬軟酸堿（hardandsoftacidsandbasesHSAB）規(guī)則：酸和堿都分為軟和硬兩類，硬親硬，軟親軟，軟硬搭配不穩(wěn)定。

酸、堿范圍更廣，但酸、堿特征不明顯。酸堿反應是形成配位鍵、形成酸堿加合物過程，不一定有質子的參加。質子論是電子論的特例。Cu2+(LewisAcid)+4:N-H(LewisBase)=[H3NCuNH3]2+HHNH3Cl-Al(LewisAcid)+:Cl-CH3(LewisBase)=Cl-AlCl-CH3ClClNH3

ClCl4.酸和堿在水溶液中的解離平衡及pH值的計算除少數(shù)強酸強堿外，大多數(shù)酸和堿在溶液中存在解離平衡。

HCl(aq)→Cl-(aq)+H+(aq)

NaOH(aq)→Na+(aq)+OH-(aq)

HAc(aq)?Ac-(aq)+H+(aq)

NH3·H2O?NH4++OH-

平衡常數(shù)Kθ又叫做解離常數(shù)；可用Kaθ(酸)或

Kbθ(堿)表示。Ka和Kb值可用熱力學數(shù)據(jù)算得，也 可實驗測得。???HA+H2O?H3O++A-簡寫成HA?H++A-Ka=ceq(H+).ceq(A-)/ceq(HA)酸堿的解離常數(shù)

Acid,酸

Base,堿?A-+H2O?HA+OH-?Kb=ceq(OH-).ceq(HA)/ceq(A-)一元酸共軛酸堿對Ka、Kb的關系?Ka=ceq(H+).ceq(A-)/ceq(HA)?Kb=ceq(OH-).ceq(HA)/ceq(A-)?Ka×Kb=ceq(H+)×ceq(OH-)＝Kw?pKa+pKb=pKw=14(25℃)A

多元酸共軛酸堿對Ka、Kb的關系?以H3A為例Ka1Kb3Ka2Kb2Ka3Kb1H3AH2AHA?2?3?Kb1=Kw/Ka3Kb2=Kw/Ka2Kb3=Kw/Ka1解離度：α(percentdissociation)=---------------------------×100%amountdissociatedinitialconcentrationstrongionogen:α=1;weakionogen:α<<1;nonionogen:α=0。α＝平衡時弱電解質已電離部分的濃度/該弱電解質的初始濃度×100％平衡常數(shù)(解離常數(shù))可寫為：稀釋定律(dilutionlaw)：forsolutionofanyweakacid,thepercentdissociationincreasesasconcentrationdecreases.

[ceq(H+,aq)/cθ]·[ceq(A-,aq)/cθ]cα·cαcα2

[ceq(HA,aq)/cθ]c-cα1-α當α很小時，1-α≈1，則：Kaθ≈cα2，α≈√Kaθ/cceq(H+)=cα=√Kaθ·c1)weakacids&weakbases弱酸弱堿解離平衡c-cαcαcαa.若以HA表示一元弱酸的通式(濃度為c，解離度為α)，則：HA(aq)+H2O?H3+O(aq)+A-(aq)濃度越稀解離度越大計算0.100mol.dm-3HAc溶液的

pH值。α=×100%?計算0.100mol.dm-3HAc溶液的pH值。?解：0.100ceq(H+)≈Ka?c=0.100×1.76×10?5=1.33×10?3

mol?dm?3pH=?lg1.33×10?3

=2.881.33×10?3=1.33%B(aq)+H2O(l)?BH+(aq)+OH-(aq)c-cαcαcαb.若以B表示一元弱堿的通式(濃度為c，解離度為α)，則：平衡常數(shù)(解離常數(shù))可寫為：

c2

K=Kb

c當α很小時，1-α≈1，則：Kbθ≈cα2，α≈√Kbθ/c ceq(OH-)=cα=√Kbθ·c

CalculatethepHofa1.0mol/Lsolutionofmethylamine.CH3NH2(aq)+H2O(l)=CH3NH3+(aq)+OH-(aq)(Kbθ=4.38×10-4)2)strongacids&strongbases強酸強堿Notes:a.Kθ與電解質的濃度c無關;

b.同類電解質，Kθ越大，電解質越強；

c.c(H+)orc(OH-)的計算 近似計算法：c:Kθ>380orc(H+)<5%·c c(H+)orc(OH-)=√Kθ·c

精確計算法：解一元二次方程or逐步逼近法。一般認為解離度為100%。c(H+)=c(HA)orc(H+)=2c(H2A)c(OH-)=c(B)orc(OH-)=2c(B2)3)多元弱酸、弱堿

如H2S，一級解離：H2S(aq)?H+(aq)+HS-(aq)

ceq(H+)·ceq(HS-)

ceq(H2S)

二級解離：HS-(aq)

?H+(aq)+S2-(aq)

ceq(H+)·ceq(S2-)

ceq(HS-)

通常Ka1θ>>Ka2θ，這是因為：①帶有兩個負電荷的S2-離子對H+離子的吸引力更強；②第一級解離的H+離子使二級解離平衡向左偏移。 估算H+濃度時，可僅用一級解離近似計算。如H2CO3，一級解離：H2CO3

?H++HCO3-

c(H+)·c(HCO3-)

c(H2CO3)

二級解離：HCO3-?H++CO32-

c(H+)·c(CO32-)

c(HCO3)

Ka1θ>>Ka2θ

c2(H+)·c(CO32-)

c(H2CO3)CalculatethepHofa5.0mol/LH3PO4solutionandtheequilibriumconcentrationsofthespecies.5.acid-basepropertiesofsalts鹽的酸堿特性

純水及少數(shù)鹽的溶液呈中性，大多數(shù)鹽溶液呈酸性或堿性。為什么？鹽的水解(hydrolysis)：鹽的離子與水解離出的H+orOH-發(fā)生反應。Khθ(hydrolysisconstant)。1)強堿弱酸鹽(saltsthatproducebasicsolutions)

NaAc：Ac-+H2O

?OH-+HAc c(HAc)·c(OH-)c(HAc)

Khθ=——————=—————·[c(H+)·c(OH-)]=Kwθ/Kaθ

c(Ac-)c(H+)·c(Ac-)

c(OH-)=c(HAc)，c(Ac-)=c-c(OH-)≈c，Khθ=c2/c(OH-)，

c(OH-)=√Kwθ·c/Kaθ?計算0.10moldm-3NaCN溶液的pH值。

解：弱酸強堿鹽CN-水解

CN-+H2O?HCN+OH-平衡時的濃度0.1-xxxKhθ=Kwθ/Kaθ=10-14/4.93×10-10x=1.3×10-3

x2/1-x=KhθpOH=2.89pH=11.112)強酸弱堿鹽(saltsthatproduceacidicsolutions)

NH4Cl：NH4++H2O?NH3·H2O+H+

Khθ=————————=———————·[c(H+)·c(OH-)]

c(NH4+)c(NH4+)·c(OH-)

=Kwθ/Kbθ

c(NH3·H2O)=c(H+)，c(NH4+)=c-c(H+)≈c，Khθ=c2(H+)/c,

c(H+)=√Kwθ·c/Kbθ3)強酸強堿鹽(saltsthatproduceneutralsolutions)

強酸強堿鹽不發(fā)生水解，其溶液基本上呈中性。如NaCl

溶液、KCl溶液等。————+———-——4)弱酸弱堿鹽

NH4Ac：NH4++Ac-+H2O?NH3·H2O+HAcKhθ=c(NH3·H2O)·c(HAc)

c(NH4)·c(Ac)

c(HAc)c(NH3·H2O)

c(H)·c(Ac-)c(NH4+)·c(OH) =Kwθ/(Kaθ·Kbθ)c(NH3·H2O)=c(HAc)，c(NH4+)=c(Ac-)，Khθ=Kwθ/(Kaθ·Kbθ)=c2(HAc)/c2(Ac-)=c2(H+)/(Kaθ)2

c(H+)=√(Kwθ·Kaθ)/Kbθ6.buffersolutionanditsapplication緩沖溶液及應用1)Commonioneffect同離子效應

在弱酸溶液中加入該酸的共軛堿或在弱堿溶液中加入該堿的共軛酸時(向弱電解質溶液中加入含有與弱電解質相同陽離子或陰離子的強電解質)，將使弱電解質解離平衡發(fā)生移動，降低了弱電解質的解離度的現(xiàn)象。如:HAc+NaAcHAc(aq)?H+(aq)+Ac-(aq)NaAc(aq)=Na+(aq)+Ac-(aq)

ceq(H+)·ceq(Ac-)Kaθ=———————

ceq(HAc)在HAc溶液中加入NaAc，ceq(Ac-)增大，HAc解離平衡左移，ceq(H+)減小[Kaθ不變，ceq(HAc)基本不變]。如：NH3·H2O+NH4Cl

NH3(aq)+H2O?NH4+(aq)+OH-(aq)

NH3Cl(aq)=NH4+(aq)+Cl-(aq)

ceq(NH4+)·ceq(OH-)

Kbθ=————————

ceq(NH3)

在NH3溶液中加入NH3Cl，ceq(NH4+)增大，NH3·H2O解離平衡左移，ceq(OH-)減小[Kbθ不變,ceq(NH3·H2O)基本不變]。HAc(aq)?H+(aq)+Ac-(aq)NaAc(aq)=Na+(aq)+Ac-(aq)

ceq(H+)·ceq(Ac-)Kaθ=———————

ceq(HAc)在該緩沖溶液中，存在大量的HAc和Ac-，少量的H+： ①加入少量H+時，與Ac-作用，c(H+)幾乎不變。 ②加入少量OH-時，與HAc作用，c(H+)幾乎不變。 ③適當稀釋時，HAc解離增大，c(H+)幾乎不變。

2)buffersolution緩沖溶液

具有同離子效應的溶液有一種很重要的性質，就是在一定范圍內，不因稀釋或加入少量的酸(堿)而發(fā)生明顯變化。即對酸和堿有緩沖作用，這種溶液叫做緩沖溶液(buffersolution)。c—————lgeqceq(H+)·ceq(共軛堿)

ceq(共軛酸)

c(共軛酸)ceq(共軛堿)3)thepHvalueofbuffersolution緩沖溶液的pH

共軛酸(aq)?H+(aq)+共軛堿(aq)+M+(aq)pH=-lgceq(H+)=pKaθ+

eq(共軛堿)c

(共軛酸)pH=pKaθ+

c(共軛堿)lg—————

c(共軛酸)大量大量大量，但與平衡無關4)緩沖容量(buffercapability)β

dnBasednAcid

dpHdpH

任何緩沖溶液的緩沖能力都有一定限制，緩沖能力用緩沖容量表示，即為改變緩沖溶液單位pH值時所添加的強酸或強堿的物質的量。

規(guī)律：當緩沖溶液各組分濃度相同時，緩沖溶液的總濃度越大，β越大；當緩沖溶液總濃度相同時，各組分濃度比為1:1時，β最大。緩沖對中任何一種物質的濃度過小都會使溶液失去緩沖能力。緩沖溶液的有效緩沖范圍：pH=(pKa(b)θ±1)。5)緩沖溶液的選擇和應用

緩沖溶液的選擇：①緩沖溶液的pH首先取決于pKa； ②選擇β值較大的。

AchemistneedsasolutionbufferedatpH=4.30andcanchoosefromthefollowingacidsandtheirsodiumsalts:

①chloroaceticacid(氯乙酸)(Kaθ=1.35×10-3)； ②propanoicacid(丙酸)(Kaθ=1.30×10-5)； ③benzoicacid(苯甲酸)(Kaθ=6.40×10-5)； ④hypochlorousacid(次氯酸)(Kaθ=3.50×10-8)。AcidpH

θpKa

-lgc[A]/c[HA]

-c[A]/c[HA]Chloroacetic4.302.871.4327.0Propanoic4.304.89-0.590.26Benzoic4.304.190.111.28Hypochlorous4.307.46-3.160.00071pH=5，Hac+NaAc，的pKθ(HAc)=4.75；pH=9，NH3+NH4Cl，pKθ(NH3)=9.25；pH=7，KH2PO4

+Na2HPO4，pKθ(H2PO4-)=7.21。pH=-lgceq(H+)=pKaθ+lg[ceq(共軛堿)/ceq(共軛酸)]=pKaθ+lg[c(共軛堿)/c(共軛酸)]植物正常生長的條件)。緩沖溶液的應用實例：①在半導體器件生產中，SiO2+6HF=H2[SiF6]+2H2O。HF濃度太高，腐蝕性強，操作條件難控制。HF濃度太低，腐蝕時間長，操作條件不穩(wěn)定。

HF+NH4F?H++F-+NH4+②土壤液體緩沖系統(tǒng)(土壤具有維持一定pH值的能力，是保證

H2CO3+NaHCO3?H++HCO3-+Na+

NaH2PO4+Na2HPO4?H++HPO4-+Na+

③在分析化學中的應用。如測定溶液中的金屬離子含量，常采用配位滴定，一般需緩沖溶液維持pH值變化不大。4.0=?lg(1.75×10)?lg緩沖溶液的配制1?用HAc+NaAc配制pH=4.0的緩沖溶液，求所需CHAc/C NaAc的比值。?解：cNaAc

cHAcpH=pKa+lg

cHAccNaAc?5=5.75

cHAccNaAc32NHOlg(1.7110)4.77bpK=×=的－H?10.214.04.77lg=?+4NHClc9.33=4NHClc例試配制一緩沖溶液，能維持pH=10.2左右。所以可選NH3H2O+NH4Cl體系。解：根據(jù)題意，應配制一種堿性緩沖溶液，首先要選擇合適的弱堿。pH=(14?pKb)±1?pKb=(14?10.2)±1=3.8±1?5

cNH3H2OcNH3H2O所以可選1.0mol.l-1的NH3H2O與0.11mol.l-1的NH4Cl組成緩沖溶液。?向0.10mol.dm-3的HAc溶液中加入固體

NaAc,使NaAc的濃度為0.10mol.dm-3，求 溶液的pH和HAc的解離度為多少？?解：HAc?H++Ac-?平衡濃度0.10c(H+)0.10?????Ka={c(H+)/cθ}.{c(Ac-)/cθ}/{c(HAc)/cθ} =1.76×10-5c(H+)=1.76×10-5pH=4.76α=1.76×10-5/0.1×100%=0.0176%1.配位化合物以具有接受電子對的離子或原子為中心，一定數(shù)目可給出電子對的離子或分子為配位體，兩者按一定組成和空間構型以配位鍵的形式結合成配離子，配離子與外界反離子形成以配位個體為特征的化合物。4.5配離子的解離平衡配位化合物

正配離子：[Cu(NH3)4]2+、[Ag(NH3)2]+配離子 負配離子：[Fe(CN)6]4-、[PtCl6]2-配鹽：[Cu(NH3)4]SO4配位分子：[Ni(CO)4]、[Fe(CO)5]、[Co(NH3)3Cl3]

2.配位化合物組成及命名內界(配離子)+外界離子complexioncounterionintersphereoutersphere

[Co(NH3)6]Cl3counterioncomplexionoutersphereintersphere

K2[PtCl6]：配位化合物的命名螯合物?一個配體中能有兩個或兩個以上的配位 原子與同一中心離子配合，如乙二胺分子（H2N-CH2-CH2-NH2）中有兩個配位原子

N，它如與中心離子Cu2+配合形成環(huán)狀結 構。這種環(huán)狀的配合物，稱為螯合物。?大多數(shù)螯合物都是五元或六元環(huán)。配離子類似于弱電解質，是一類難解離的物質，在水溶液中只有少量解離，存在著解離平衡。Drops2MNH3Cu(OH)2如[Cu(NH3)4]SO4:NH3?[Cu(NH3)4]2+NH3H3N:..Cu2+

.. NH33.配離子的解離平衡[Ag(NH3)2]+?[Ag(NH3)]++NH3

ceq([Ag(NH3)]+)·[ceq(NH3)]2

ceq([Ag(NH3)2]+)對同一類型(配位體數(shù)目相同)的配離子來說，K不穩(wěn)θ越大，表示配離子越易解離，即配離子越不穩(wěn)定，所以配離子的Kθ又稱為不穩(wěn)定常數(shù)。Kθ不穩(wěn)=K1θ·K2θKθ穩(wěn),f

=1/Kθ不穩(wěn)[Ag(NH3)]+?Ag++NH3

ceq(Ag+)·ceq(NH3)

ceq([Ag(NH3)]+)4.配離子解離平衡的移動及配離子的轉化

改變配離子解離平衡的條件，平衡將會發(fā)生移動。在配離子反應中，一種配離子可以轉化為另一種更穩(wěn)定的配離子，即平衡向生成更難離解的配離子方向移動。a.配位解離平衡與酸堿平衡NH4+稀H2SO4

H+[Cu(NH3)4]2+?Cu2++4NH3b.配離子間的轉化

I-

]2-==[HgI4]2-+4Cl-

[HgCl4[Cu(NH3)4]2+

CN-====[Cu(CN)4]2-+4NH3K4([HgCl4]2-)=(8.55×10-16)>>K4([HgI4]2-)=(1.48×10-30)

K4([Cu(NH3)4]2+)>>K4([Cu(CN)4]2-)5.配位化合物的重要性

配位化合物廣泛應用于分析化學、分離技術、工業(yè)及醫(yī)藥等領域。生物體中許多金屬離子都是以配合物的形式存在。葉綠素分子骨架血紅素b1)離子的鑒定：利用配位化合物的特征顏色鑒別某些離子。

4Fe3+＋3[Fe(CN)6]4-=Fe4[Fe(CN)6]3(藍色)

Fe3+＋nSCN-=[Fe(SCN)n]3-n(血紅色)2)離子的分離：在Zn2+、Fe2+、Fe3+、Al3+、Ti4+離子的混合溶 液中加入NH3使Zn2+生成[Zn(NH3)4]2+溶于水， 而其它離子均以氫氧化物的形式沉淀。3)掩蔽干擾離子：如Fe3+離子的存在會影響比色法測定Co2+，若加入掩蔽劑NaF，使共存的Fe3+生成穩(wěn)定的無色[FeF6]3-，從而排除Fe3+的干擾。4)提取貴金屬：Au與NaCN在氧化氣氛中生成[Au(CN)2]-配離子將金從難溶的礦石中溶解與其不溶物分離，再用Zn粉作還原劑置換得到單質金。

4Au+8NaCN+2H2O+O2=4Na[Au(CN)2]+4NaOH Zn+2Na[Au(CN)2]=Na[Zn(CN)4]2-+2Au5)高純金屬制備：CO能與許多過渡金屬形成羰基配合物，且金屬羧基配合物易揮發(fā)，受熱后易分解成金屬和CO的性質來制備高純金屬。6)電鍍：加配位劑降低離子濃度，利于鍍層結晶致密。7)制鏡：Ag+與NH3生成[Ag(NH3)2]+，降低了Ag+濃度，使Ag緩

慢地在玻璃上析出而得到光亮的鏡面。2[Ag(NH3)2]++HCHO+3OH-=HCOO-+2Ag+4NH3+2H2O8)醫(yī)藥上：配位劑能與細菌生存所需的金屬離子結合成穩(wěn)定配合物，使細菌不能繁殖和生存；二巰基丙醇(BAL)是一種很好的解毒藥，可和砷、汞以及一些重金屬形成穩(wěn)定配合物而解毒；D青霉胺毒性小，含O、N、S三種配位原子，是Hg、Pb和重金屬的有效解毒劑；枸櫞酸鈉可和Pb2+形成穩(wěn)定配合物，它是防治職業(yè)性鉛中毒的有效藥物?！?將0.20mol.dm-3AgNO3與2.4mol.dm-3NH3.H2O 等體積混合求生成[Ag(NH3)2]+溶液中的c(Ag+)?(已知Kf[Ag(NH3)2]+=1.7×107)?解：混合后沒有反應時c(Ag+)，c(NH3.H2O)；分別為 0.10和1.2mol.dm-3?Ag+＋2NH3＝[Ag(NH3)2]+?反應前濃度0.101.20?完全反應后01.00.10?平衡后x1.0＋2x0.10-x?Kf=c([Ag(NH3)2]+)/c(Ag+)c2(NH3)?=1.7×107?0.1-x/x(1.0+2x)2=1.7×107?x=5.9×10-9mol.dm-34.6溶液中的沉淀溶解平衡1.沉淀溶解平衡和溶度積(solubilityproduct)

嚴格地說，在水中沒有絕對不溶解的物質。就難溶強電解質來說總會或多或少溶解一些。在其飽和溶液中，溶解部分完全離解為正、負離子。

在一定條件下，當溶解與結晶的速率相等時，建立了固體和溶液之間的動態(tài)平衡，稱沉淀溶解平衡，是多相離子平衡，例如：BaSO4(s)=Ba2+(aq)+SO42-(aq)Kθ=Kspθ＝ceq(Ba2+)·ceq(SO42-)PbCl2(s)=Pb2+(aq)+2C1-(aq)Kθ=Kspθ＝ceq(Pb2+)·[ceq(Cl-)]2Kspθ是溫度的函數(shù)；溶度積的大小，反映了難溶電解質的溶解能力。對于同一類型難溶物，溶度積的大小反映了溶解度大小，溶度積越小，其溶解度越小。