第三章酸碱反应和沉淀反应 本章以化学平衡及其移动原理和阿伦尼乌斯电离理论为基础，着重介绍水溶 液中酸碱质子转移反应和沉淀反应。对近代的酸碱理论近作简要介绍。 3.1水的解离反应和溶液的酸碱性 3.1.1酸碱的电离理论 人们对酸碱的认识经历了一个由浅入深，由低级到高级的认识过程。 最初的直观认识： 酸：有酸味，能使石蕊试液变红的。HC 碱：有涩味，滑腻感，能使红色石蕊变蓝，并能与酸反应生成盐和水。NOH Arrhenius对酸碱的定义： 阿伦尼乌斯电离理论 酸：在水溶液中解离产生的阳离子全部是田的化合物。 碱：在水溶液中解离产生的阴离子全部是OH的化合物。M(OH)加 该定义使人类对酸碱的认识实现了从现象到本质的飞跃，但该定义也有局限 性，它把酸和碱只限于水溶液。 也无法解释NH和Na2CO3的碱性。 随着人们对酸碱认识的扩展。人们相继提出了溶剂理论，质子理论，电子理 论和软硬酸碱的理论。 3.12酸碱的质子理论 1酸碱质子理论的基本概念 酸：凡是能给出质子（中）的物质 (质子的给予体) 碱：凡是能接受质子(H)的物质 (质子的接受体) 质子酸 质子碱 HAc ←—→H*+Ac H,PO4←→H*+HPO HPO←→H++PO NH←一→H++NH, [CH,NH,]←H+CH,NH2 [Fe(H,O)6JF←→H+[e(OHH,O), [Fe(OH(H,O)←一→H++[Fe(OD2H2O)4]
第三章 酸碱反应和沉淀反应 本章以化学平衡及其移动原理和阿伦尼乌斯电离理论为基础，着重介绍水溶 液中酸碱质子转移反应和沉淀反应。对近代的酸碱理论近作简要介绍。 3.1 水的解离反应和溶液的酸碱性 3.1.1 酸碱的电离理论 人们对酸碱的认识经历了一个由浅入深，由低级到高级的认识过程。 最初的直观认识： 酸：有酸味，能使石蕊试液变红的。HCl 碱：有涩味，滑腻感，能使红色石蕊变蓝，并能与酸反应生成盐和水。 NaOH Arrhenius 对酸碱的定义： 阿伦尼乌斯电离理论 酸：在水溶液中解离产生的阳离子全部是 H +的化合物。 碱：在水溶液中解离产生的阴离子全部是 OH-的化合物。M(OH)n 该定义使人类对酸碱的认识实现了从现象到本质的飞跃，但该定义也有局限 性，它把酸和碱只限于水溶液。 也无法解释 NH3和 Na2CO3 的碱性。 随着人们对酸碱认识的扩展。人们相继提出了溶剂理论，质子理论，电子理 论和软硬酸碱的理论。 3.1.2 酸碱的质子理论 1.酸碱质子理论的基本概念 酸：凡是能给出质子（H +）的物质 （质子的给予体） 碱：凡是能接受质子（H +）的物质 （质子的接受体） 2 2 4 2 2 5 2 2 5 3 2 6 3 3 3 2 4 3 3 4 2 4 2 2 4 4 Fe(OH)(H O) H Fe(OH) (H O) Fe(H O) H Fe(OH)(H O) CH NH H CH NH NH H NH HPO H PO H PO H HPO HAc H Ac 质子酸 质子碱
可见，酸给出质子生成相应的碱，而碱结合质子后又生成相应的酸： 酸与碱之间的这种依赖关系称共轭关系。相应的一对酸碱被称为共轭酸碱对。 例如：HAc的共轭碱碱是Ac,Ac的共轭酸是HAC,HAc和Ac是一对共轭 酸碱。 既能给出质子，又能接受质子的物质为两性物质，例如： HPO42,H2PO42,IFe(OH)H2O5]2+,H20等。 根据酸成质子理论！ 酸碱解离反应是质子转移反应 例如：HF在水溶液中的解离反应是由给出的质子的半反应和接受质子的半反应 组成的： 两性物质 H0既可以给出质子作为酸，如在反应HO=H+OH中：又可以接受 质子作为碱，如在反应H0+H=H0中。这种既能给出质子，又能接受质 子的物质叫做两性物质。 到断 一种物质是酸还是碱 体的反应 中根 质子得失关系来判断。水是两性物质，它的自身解离反应也是质子转移反应。 盐类水解反应也是离子酸碱的质子转移反应。例如：NaAc的分解： 酸碱中和反应（包括非水溶剂中的反应）也是质子转移反应。 2酸的相对强度和碱的相对强度 酸和碱的强度是指酸给出质子的能力和碱接受质子的能力的强弱。 酸性越强，其共轭碱越弱： 碱碱性越强，其共轭酸酸性越弱。 w件：HCIO,>HSO,>H,PO,>HAC>H,CO,>NH+>HO 性 CIO4<HSO ·<Ac<HCO3<NH<OH 3.1.3水的解离反应和溶液的酸碱性 1水的解离反应 按照酸碱质子理论，水的自身解离平衡可表示为： H20-=2H++OH- KW口水的离子积常数，简称水的离子积 25℃时，纯水中 cf)=cOH)=1.0×10molL KwP=1.0×10 2.溶液的酸碱性和pH值 溶液中H3O+浓度或OH-浓度的大小反映了溶液的的酸碱性的强弱 一般稀溶液中 c(H,0)的浓度范围在(10 0-14 0L-1之间 在化学科学中，通常习惯于以c(H30+)的负对数来表示其很小的数量级。 即pH=-g{c(H)c} 与pH对应的还有pOH,即 DOH=-19c(OH/c pH是用来表示水溶液酸碱性的一种标度 pH愈小，c(H)愈大，溶液的酸性愈强
可见，酸给出质子生成相应的碱，而碱结合质子后又生成相应的酸； 酸与碱之间的这种依赖关系称共轭关系。相应的一对酸碱被称为共轭酸碱对。 例如：HAc 的共轭碱碱是 Ac-，Ac- 的共轭酸是 HAc，HAc 和 Ac- 是一对共轭 酸碱。 既能给出质子，又能接受质子的物质为两性物质，例如： HPO4 2- , H2PO4 2- , [Fe(OH)(H2O)5] 2+，H2O 等。 根据酸碱质子理论： 酸碱解离反应是质子转移反应。 例如：HF 在水溶液中的解离反应是由给出的质子的半反应和接受质子的半反应 组成的。 两性物质 H2O 既可以给出质子作为酸，如在反应 H2O = H+ + OH- 中； 又可以接受 质子作为碱，如在反应 H2O + H+ = H3O + 中。 这种既能给出质子，又能接受质 子的物质叫做两性物质。判断一种物质是酸还是碱，一定要在具体的反应中根据 质子得失关系来判断。水是两性物质，它的自身解离反应也是质子转移反应。 盐类水解反应也是离子酸碱的质子转移反应。例如：NaAc 的分解 ： 酸碱中和反应（包括非水溶剂中的反应）也是质子转移反应。 2.酸的相对强度和碱的相对强度 酸和碱的强度是指酸给出质子的能力和碱接受质子的能力的强弱。 酸性越强，其共轭碱越弱； 碱碱性越强，其共轭酸酸性越弱。 酸性： HClO4 > H2SO4 > H3PO4 > HAc > H2CO3 > NH4 + > H2O 碱性： ClO4 - < HSO4 - < H2PO4 - < Ac- < HCO3- < NH3 < OH- 3.1.3 水的解离反应和溶液的酸碱性 1.水的解离反应 按照酸碱质子理论，水的自身解离平衡可表示为： H2O=2H++OHKWɵ :水的离子积常数，简称水的离子积。 25℃时，纯水中: c(H+ ) = c(OH- ) = 1.0 ×10-7 mol·L-1 KW ɵ = 1.0 ×10-14 2.溶液的酸碱性和 pH 值 溶液中 H3O+浓度或 OH-浓度的大小反映了溶液的的酸碱性的强弱。 一般稀溶液中，c (H3O + )的浓度范围在（10-1 — 10-14）mol·L-1之间。 在化学科学中，通常习惯于以 c (H3O+)的负对数来表示其很小的数量级。 即 pH = -lg { c (H+ )/cɵ } 与 pH 对应的还有 pOH，即 pOH = - lg{ c (OH- )/ cɵ } pH 是用来表示水溶液酸碱性的一种标度。 pH 愈小，c(H+ )愈大，溶液的酸性愈强
溶液的pH通常用酸碱指示剂和pH试纸来确定。 酸碱指示剂一般是弱的有机酸或弱的有机碱，溶液的pH改变时，由于质子转移 引起指示剂的分子或离子结构发生变化，使其在可见光范围内发生了吸收光谱的 改变，因而呈现不同的颜色。 常用酸碱指示剂的变色范围 变色范围酸色中间色碱色 甲其橙3144 红 橙 8.0-10.0 无色 粉红 石蕊 3.0-8.0 蓝 3.2弱电解质的解离反应 3.2.1解离平衡和解离常数 元弱酸的解离平衡 在一元弱酸HAc的水溶液中。存在着下列质子转移反应： Hac =H+Ac' 弱酸的解离常数可以借助pH计测定溶液的pH来确定。若己知弱酸的解离 常数，就可以计算出一定浓度的弱酸的平衡组成。 弱酸的解离度的大小也可以表示为酸的相对强弱 在温度和浓度相同的情况下，解离度大的酸，K大，其pH小，为较强酸： 解离度小的酸，Ka小，其pH大，为较弱酸。 2.一元弱碱的解离平衡 3.多元弱酸（碱）的分步解离 结论 ()多元弱酸的解离是分步进行的， 一般溶液中的H矿主要来自于弱酸的第一步解 离，计算c(H)或pH时可只考虑第一步解离。 (2)对于二元弱酸，当K>K2时，c(酸根离子)K2,而与弱酸的初始浓度 无关。 (3)对于二元弱酸，若c(弱酸一定时，c(酸根离子)与c2(H,0成反比。见教 材例33 3.2.2解离平衡的移动同离子效应 弱酸弱碱的电离平衡是一个暂时的、相对的动态平衡，当外界条件改变时， 电离平衡象其它化学平衡一样，随即发生平衡移动，使弱酸弱碱的电离程度有所 增减 同离子效应是影响弱酸弱碱电离的常见因素。 (1)同离子效应： 在弱电解质溶液中，如加入与该弱电解质有共同离子的强电解质时，弱电解质 的解离平衡会向左移动，以致弱电解质的电离度减小。 例如在醋酸溶液中加入一些强电解质的醋酸钠，醋酸的解离度将降低。 在HAc溶液中，存在下列平衡 Hac =H+Ac" 向该溶液中加入与HAc含有相同离子的强电解质NH4Ac,c(Ac)增加，上 述平衡将向左移动，即HAc的解离度将减小
溶液的 pH 通常用酸碱指示剂和 pH 试纸来确定。 酸碱指示剂一般是弱的有机酸或弱的有机碱，溶液的 pH 改变时，由于质子转移 引起指示剂的分子或离子结构发生变化，使其在可见光范围内发生了吸收光谱的 改变，因而呈现不同的颜色。 常用酸碱指示剂的变色范围 变色范围 酸色 中间色 碱色 甲基橙 3.1— 4.4 红 橙 黄 酚酞 8.0— 10.0 无色 粉红 红 石蕊 3.0— 8.0 红 紫 蓝 3.2 弱电解质的解离反应 3.2.1 解离平衡和解离常数 1．一元弱酸的解离平衡 在一元弱酸 HAc 的水溶液中。存在着下列质子转移反应： Hac = H + + Ac- 弱酸的解离常数可以借助 pH 计测定溶液的 pH 来确定。若已知弱酸的解离 常数 ，就可以计算出一定浓度的弱酸的平衡组成。 弱酸的解离度的大小也可以表示为酸的相对强弱。 在温度和浓度相同的情况下，解离度大的酸，Kaɵ 大，其 pH 小，为较强酸； 解离度小的酸， Kaɵ小，其 pH 大，为较弱酸。 2.一元弱碱的解离平衡 3.多元弱酸（碱）的分步解离 结论： ⑴多元弱酸的解离是分步进行的，一般溶液中的 H +主要来自于弱酸的第一步解 离，计算 c(H+ )或 pH 时可只考虑第一步解离。 ⑵ 对于二元弱酸 ，当 K1>>K2 时， c(酸根离子)≈K2，而与弱酸的初始浓度 无关。 ⑶ 对于二元弱酸，若 c(弱酸)一定时，c(酸根离子)与 c 2 (H3O + )成反比。见教 材例 3.3 3.2.2 解离平衡的移动 同离子效应 弱酸弱碱的电离平衡是一个暂时的、相对的动态平衡，当外界条件改变时， 电离平衡象其它化学平衡一样，随即发生平衡移动，使弱酸弱碱的电离程度有所 增减。 同离子效应是影响弱酸弱碱电离的常见因素。 ⑴同离子效应： 在弱电解质溶液中，如加入与该弱电解质有共同离子的强电解质时，弱电解质 的解离平衡会向左移动，以致弱电解质的电离度减小。 例如在醋酸溶液中加入一些强电解质的醋酸钠，醋酸的解离度将降低。 在 HAc 溶液中，存在下列平衡 Hac = H + + Ac- 向该溶液中加入与 HAc 含有相同离子的强电解质 NH4Ac ，c(Ac- ) 增加,上 述平衡将向左移动，即 HAc 的解离度将减小
在弱电解质溶液中，加入与其含有相同离子的易溶强电解质而使弱电解质的解离 府降低的现象称为同离子效成 例5-7在0.10molL的HAc溶液中，加入NH4Ac晶体，使NH4Ac浓度为 0.10molL 计算该溶液的pH和HAc的解离度a. 3.2.3缓冲溶液 1.缓冲溶液的概念 即套能，保技相对稳定性能的溶液，称作缓冲溶液 的pH不因加入少量强酸和强碱而显著改变， 3.缓冲溶液的组成 (1)弱酸一弱酸盐 HAc-NaAc.HCO-NaHCO (2)弱碱一弱碱盐 ◆共轭酸一共轭碱 4缓冲溶液pH的计算pH=pK,(HA)-1g c(A-) 常见的缓冲体系 HAc-NaAc NH:H2O-NH4Cl: NaHPO-Na HPO NaHCO:-Na2CO:; HCO3-NaHCO3等 存在于自然界中的缓冲溶液 酸碱缓冲作用在自然 也是很普遍的现象 土壤由于硅酸、磷酸、腐值酸等及其共轭碱的缓冲作用，得以使保持在5一8 之间，适宜农作物的生长。 在动植物体内也都有复杂和特殊的缓冲体系在维持体液的以保证生命的正常活 动，如人体血液中有几对缓冲体系相互制约，使血液始终保持在74范围内。 超出这个范围就会不同程度地导致"酸中毒"或”碱中毒”：若改变量超过单位，患 者就有生命危险
在弱电解质溶液中，加入与其含有相同离子的易溶强电解质而使弱电解质的解离 度降低的现象称为同离子效应。 例 5-7 在 0.10mol·L-1 的 HAc 溶液中，加入 NH4Ac 晶体，使 NH4Ac 浓度为 0.10mol·L-1。 计算该溶液的 pH 和 HAc 的解离度 α. 3.2.3 缓冲溶液 1.缓冲溶液的概念 具有能保持 pH 相对稳定性能的溶液，称作缓冲溶液。 即缓冲溶液的 pH 不因加入少量强酸和强碱而显著改变。 3.缓冲溶液的组成 （1）弱酸－弱酸盐 HAc－NaAc，H2CO3— NaHCO3 （2）弱碱－弱碱盐 NH3 ·H2O — NH4Cl *共轭酸－共轭碱 4.缓冲溶液 pH 的计算 常见的缓冲体系： HAc-NaAc； NH3·H2O-NH4Cl; NaH2PO4-Na2HPO4; NaHCO3-Na2CO3; H2CO3-NaHCO3等。 存在于自然界中的缓冲溶液 酸碱缓冲作用在自然界也是很普遍的现象： 土壤由于硅酸、磷酸、腐值酸等及其共轭碱的缓冲作用，得以使保持在 5－8 之间，适宜农作物的生长。 在动植物体内也都有复杂和特殊的缓冲体系在维持体液的以保证生命的正常活 动，如人体血液中有几对缓冲体系相互制约，使血液始终保持在 7.4 范围内。 超出这个范围就会不同程度地导致"酸中毒"或"碱中毒"；若改变量超过单位，患 者就有生命危险。 (A ) (HA) pH p (HA) lg a c c K
33盐类的水解 33-1水解反应和水解常数 1.水解反应 盐类的水解反应，是指盐的组分离子与水解离出来的矿和OH结合成弱电 解质的应，它是中和反应的逆反应。 强碱弱酸盐 例如NaOAc在水溶液中的水解过程可以表示如下： NaOAc-→Na+OAc H,0 OH+H 1 HOAc 其离子方程式为OAc+H0 HOAc +OH' 由此可见，强碱弱酸盐（如NaOAc)的水解实际上只是其阴离子（如OAc) 发生水解，使溶液呈碱性。 强酸弱碱盐 例如NH4CI在水溶液中的水解过程如下： NHCI-NH,*+CI H2O OH'+H NHgHO
3.3 盐类的水解 3-3-1 水解反应和水解常数 1. 水解反应 盐类的水解反应，是指盐的组分离子与水解离出来的 H +和 OH-结合成弱电 解质的应，它是中和反应的逆反应。 强碱弱酸盐 例如 NaOAc 在水溶液中的水解过程可以表示如下： NaOAc ─→ Na + +OAc- + H2O OH- + H+ HOAc 其离子方程式为 OAc- + H2O HOAc + OH- 由此可见，强碱弱酸盐（如 NaOAc）的水解实际上只是其阴离子（如 OAc-） 发生水解，使溶液呈碱性。 强酸弱碱盐 例如 NH4Cl 在水溶液中的水解过程如下： NH4Cl ─→ NH4 + + Cl- + H2O OH- + H+ NH3·H2O
其离子方程式为NH+H,O=NHH,O+H 可见，强酸弱碱盐（如NH,CI)的水解实际上是其阳离子（如NH,)发生 水解，使溶液呈酸性。 弱酸弱碱盐 弱酸弱碱盐解离出来的阴、阳离子均能发生水解，例如AB型弱酸弱碱盐的水解： A*+B+H2O =HB+AOH (弱酸)（弱碱） 弱酸弱碱盐溶液的酸碱性视水解产物的(HB)和公(AOH的相对大小而 定。如 NHF: NH*+F+H2O=NH,H2O+HF KH)>(NHH,O)显酸性 NH.OAc NH*+OAc+H2O=NH,H20+HOAc CHOAC)(NH,H,O)基本显中性 NHCN: NH,*+CN'+H2O=NH;H2O+HCN HCN<NH,H,O)显碱性 2.水解常数 水解反应与0的解离平衡和弱酸 (或弱碱)的解离平衡有关。例如强碱 弱酸(NaOAc)的水解反应式可由下列两个解离平衡式相减得到 H2OOH'+H* HOAc H*+OAc OAc+HO=HOAc+OH:图 (c(HOAcc)(c(O'c) [e(OAc'Ne] 月 (3.3.1) 心是水解反应的平衡常数，称为水解常数。 同理可推得一元弱碱强酸盐水解常数关系式为：
其离子方程式为 NH4 + + H2O NH3·H2O + H+ 可见，强酸弱碱盐（如 NH4Cl）的水解实际上是其阳离子（如 NH4 +）发生 水解，使溶液呈酸性。 弱酸弱碱盐 弱酸弱碱盐解离出来的阴、阳离子均能发生水解，例如 AB 型弱酸弱碱盐的水解： A + + B- + H2O HB + AOH (弱酸)（弱碱） 弱酸弱碱盐溶液的酸碱性视水解产物的 (HB)和 (AOH)的相对大小而 定。如： NH4F： NH4 + + F- + H2O NH3·H2O + HF (HF)＞ (NH3·H2O) 显酸性 NH4OAc： NH4 + + OAc-+ H2O NH3·H2O + HOAc (HOAc)≈ (NH3·H2O) 基本显中性 NH4CN： NH4 + + CN- + H2O NH3·H2O + HCN (HCN)＜ (NH3·H2O) 显碱性 2. 水解常数 水解反应与 H2O 的解离平衡和弱酸（或弱碱）的解离平衡有关。例如强碱 弱酸（NaOAc）的水解反应式可由下列两个解离平衡式相减得到 H2O OH-+ H+ ； HOAc H + + OAc-； OAc- + H2O HOAc + OH-； = = (3.3.1) 是水解反应的平衡常数，称为水解常数。 同理可推得一元弱碱强酸盐水解常数关系式为：
8等 (3.3.2) 一元弱酸弱碱盐水解常数关系式为： 裙_K太 (3.3.3) 各种水解反应的水解常数没有现成数据可查，需要通过计算求得。值 越大，表示相应盐的水解限度越大。 盐类的水解程度，可以用水解度(h)来衡量： 水解度=盐水解部分的：轴质的量实浓度×1m以 始添肃的物质的罩'浓震) 33-2分步水解 分步水解与多元弱酸（或多元弱碱）的分步解离相对应，多元弱酸盐（或 多元弱碱盐)的水解也是分步进行的。例如NS的水解是分二步进行的：其分 步水解常数逐级减小。因此，其溶液的酸碱性一般只考虑第一步水解即可。 S2+H2O =HS+OH Kx) a HS+H2O =H2S +OH' 根据多重平衡可推知，其两级水解常数分别为 = 1.0×1014 0a_13x10=7.7x102 阳 1.0×1014 k0Ka_11x10-9.1x10 由此可见，多元弱酸盐（或多元弱碱盐）的水解同多元弱酸（或多元弱碱）分步 解离一样，也是逐步减小的。由于品<公，因此在计算多元弱酸盐或多 元弱碱盐溶液中的cH)或c(OH)时一般只考虑第一步水解即可。 FeCl,的水解实际上只是Fe3水解，读者试写出Fe3+三步水解的离子反应式。 33-3盐溶液pH值的近似计算 盐溶液H值的计算，虽属水解平衡计算范畴，但只要计算出盐的水解常数 具体方法与解离平衡计算相同。 例3-5计算0.10 mol-LNHCI溶液的pH值和水解度
= (3.3.2) 一元弱酸弱碱盐水解常数关系式为： = (3.3.3) 各种水解反应的水解常数 没有现成数据可查，需要通过计算求得。 值 越大，表示相应盐的水解限度越大。 盐类的水解程度，可以用水解度（h）来衡量： 3-3-2 分步水解 分步水解 与多元弱酸（或多元弱碱）的分步解离相对应，多元弱酸盐（或 多元弱碱盐）的水解也是分步进行的。例如 Na2S 的水解是分二步进行的：其分 步水解常数逐级减小。因此，其溶液的酸碱性一般只考虑第一步水解即可。 S 2-+ H2O HS- + OHHS- + H2O H2S + OH- 根据多重平衡可推知，其两级水解常数分别为 = =7.7×10-2 = =9.1×10-8 由此可见，多元弱酸盐（或多元弱碱盐）的水解同多元弱酸（或多元弱碱）分步 解离一样，也是逐步减小的。由于 ＜＜ ，因此在计算多元弱酸盐或多 元弱碱盐溶液中的 c(H+ )或 c(OH- )时一般只考虑第一步水解即可。 FeCl3的水解实际上只是 Fe3+水解，读者试写出 Fe3+三步水解的离子反应式。 3-3-3 盐溶液 pH 值的近似计算 盐溶液 pH 值的计算，虽属水解平衡计算范畴，但只要计算出盐的水解常数， 具体方法与解离平衡计算相同。 [例 3-5] 计算 0.10 mol·L-1NH4Cl 溶液的 pH 值和水解度
7.5×10‘mol.11 结果为：pH=5.12水解度=0.10molL ×100%=7.5×103% 解：NH+H20NHH,O+Hr 1.0×10-4 k8=忍=18×10=56×1010 因为农>>识，所以可以忽略H,0解离所提供的. 设达平衡时，c旷)=x mol-L NH,*+H2O NH;-H2O+H 平衡浓度/(molL)0.10-x c旺，·耳2O)c但*) cN) 0.10-x=5.6×1010 因为 （）19=0.1056×10-10>500,所以0.10-0.10 x3 0.10=5.6×1010,=7.5×10-6 c(H )=7.5x105 mol-L-I pH=-lg{c(Hye}=lg(7.5×10=5.1 7.5x 10 mol .L 水解度=0.10malL ×100%=7.5×103% 3-3-4影响盐类水解度的因素 1.盐类水解度的大小主要取决于水解离子的本性，当水解产物-弱酸或弱碱 越弱，即K或因越小，则日、h越大。 2.水解产物的难溶性亦是增大水解度的重要因素之一。如果水解产物是很 弱的电解质又是溶解度很小的难溶物质或挥发性气体，则水解度极大，甚至可达 完全水解。例如A12S的水解，就是完全水解的典型例子： A2S+6H20一一A1(OH1+3HS↑（得到的不是相应的盐溶液，而是其水解产物 再如，泡沫灭火器就是基于盐类的相互水解导致完全水解的原理制成
结果为:pH=5.12 水解度= ×100% =7.5×10-3% 解：NH4 + + H2O NH3·H2O + H+ = = =5.6×10-10 因为 ＞＞ ，所以可以忽略 H2O 解离所提供的 H +。 设达平衡时，c(H+ )= x mol·L-1 NH4 + + H2O NH3·H2O + H 平衡浓度/（mol·L-1）0.10-x x x = =5.6×10-10 因为 （ ）/ = 0.10/(5.6×10-10)＞500，所以 0.10-x≈0.10 故 = 5.6×10-10，x= 7.5×10-6 c(H+ )= 7.5×10-6 mol·L-1 pH = -lg{c(H+ )/c θ } = -lg(7.5×10-6 ) = 5.1 水解度= ×100%=7.5×10-3% 3-3-4 影响盐类水解度的因素 1. 盐类水解度的大小主要取决于水解离子的本性，当水解产物-弱酸或弱碱 越弱，即 或 越小(↓)，则 、h 越大(↑)。 2. 水解产物的难溶性亦是增大水解度的重要因素之一。如果水解产物是很 弱的电解质又是溶解度很小的难溶物质或挥发性气体，则水解度极大，甚至可达 完全水解。例如 Al2S3的水解，就是完全水解的典型例子： Al2S3 + 6H2O ─→ Al(OH)3↓+ 3H2S↑(得到的不是相应的盐溶液,而是其水解产物) 再如, 泡沫灭火器就是基于盐类的相互水解导致完全水解的原理制成
3.根据平衡移动原理，盐溶液的浓度、温度和酸度也是影响盐类水解的重 要因素。一般来说，盐溶液浓度越小()，温度越高(TT盐的水解度越大T) 溶液的pH值，阴离子的水解度↑：溶液的pH值↑，阳离子的水解度↑。 33-5盐类水解的抑制和利用 抑制或利用盐类水解服务于生产和科研的例子很多。现列举数例略加说明。 1.在实验室中，配制一些易水解盐如Na2S,SnCl2,SbC,BiNO)3等]的溶 液时，为抑制其水解，必须先将它们溶解在相应的碱或酸中。以免因水解产生碱 式盐[如S(OHC],酰基化合物沉淀(SbOCI,BiONO)或挥发性酸(HS↑)。 盐类水解的抑制 I.在实验室中，配制一些易水解盐如NaS,SnCh,SbCl3,BiNO3等]的溶 液时，为抑制其水解，必须先将它们溶解在相应的碱或酸中。 ①如配制SnCl2、SbCl,溶液时，必须先加入适量的HCl: SnCh+(+HCI SbC,+H,0一Sb0C+2HC ②配制BiNO3溶液时，必须先加入适量的NO3: Bi(NO:)+H2O-BiONO:+2HNO ⑧配制NaS溶液时，必须先加入适量的NaOH. Na2S+2H2O-Hst+2NaOH 在分析化学中，常利用盐类的水解反应达到物质的分离、鉴定和提纯的 目的。 在分析化学中，常利用盐类的水解反应达到物质的分离、鉴定和提纯的目的。 例如 ①利用锑盐、铋盐的水解特性来鉴定锑、铋： ②利用Fe艹易水解性以除去溶液中的Fe2或Fe3。 方法是先用氧化剂（如H2O2)将F2+氧化为Fe3+,然后加热和降低酸度（加 入适量碱或碱性氧化物)至pH值=3~4，促使Fe3+完全水解，形成Fe(OH),沉淀 而除去。 3.在生产中利用水解的例子更多 3.在生产中利用水解的例子 例如： ①用NaOH和NaCO3的混合波作为化学除油液，就是利用了NaCO3的水
3. 根据平衡移动原理，盐溶液的浓度、温度和酸度也是影响盐类水解的重 要因素。一般来说，盐溶液浓度越小(c↓)，温度越高(T↑)，盐的水解度越大(h↑)； 溶液的 pH 值↓，阴离子的水解度↑；溶液的 pH 值↑, 阳离子的水解度↑。 3-3-5 盐类水解的抑制和利用 抑制或利用盐类水解服务于生产和科研的例子很多。现列举数例略加说明。 1．在实验室中，配制一些易水解盐[如 Na2S, SnCl2, SbCl3, Bi(NO3)3等]的溶 液时，为抑制其水解，必须先将它们溶解在相应的碱或酸中。以免因水解产生碱 式盐[如 Sn(OH)Cl↓]，酰基化合物沉淀（SbOCl, BiONO3 ）或挥发性酸（H2S↑）。 盐类水解的抑制 1．在实验室中，配制一些易水解盐[如 Na2S, SnCl2, SbCl3, Bi(NO3)3等]的溶 液时，为抑制其水解，必须先将它们溶解在相应的碱或酸中。 ① 如配制 SnCl2、SbCl3溶液时，必须先加入适量的 HCl； SnCl2 + H2O ─→ Sn(OH)Cl↓+ HCl SbCl3 + H2O ─→ SbOCl↓+ 2HCl ② 配制 Bi(NO3)3溶液时，必须先加入适量的 HNO3； Bi(NO3)3 + H2O ─→ BiONO3↓+ 2HNO3 ③ 配制 Na2S 溶液时，必须先加入适量的 NaOH。 Na2S + 2H2O ─→ H2S↑+ 2NaOH 2. 在分析化学中，常利用盐类的水解反应达到物质的分离、鉴定和提纯的 目的。 在分析化学中，常利用盐类的水解反应达到物质的分离、鉴定和提纯的目的。 例如： ① 利用锑盐、铋盐的水解特性来鉴定锑、铋； ② 利用 Fe3+易水解性以除去溶液中的 Fe2+或 Fe3+。 方法是先用氧化剂（如 H2O2）将 Fe2+氧化为 Fe3+，然后加热和降低酸度（加 入适量碱或碱性氧化物）至 pH 值=3～4，促使 Fe3+完全水解，形成 Fe(OH)3沉淀 而除去。 3. 在生产中利用水解的例子更多。 3. 在生产中利用水解的例子 例如: ① 用 NaOH 和 Na2CO3的混合液作为化学除油液，就是利用了 Na2CO3的水
解性。从除油机理来看，主要是利用NOH与油脂发生皂化反应，生成可溶性 的服皂而将油脂除去，就此而言似乎只需用NaOH除油就可以了，由于皂化反 应的进行，O因 不断消耗而减少 但是若有NaCO存在，由于NaCO3的水解 会不断地补充OH,从而保证皂化反应的进行。 NCOh的水解反应式 Na2CO3+2H2O-NaHCO3+NaOH ②在生产上还利用盐类的水解提纯一些物质。 例如，可利用BiNO35易水解的特性制取高纯度的B12O,方法是将BiNO) 浓溶液稀释并加热煮沸，使其发生完全水解，生成BONO 然后经过滤、灼烧 即可得到纯度较高的Bi,O。 BiNO)3的水解反应式 Bi(NO3)3+H2O-BiONO3+2HNO3 3.4沉淀反应 34-1难溶电解质的溶度积和溶解度 1溶度积常数 根据溶解度大小分类物质严格来说，在水中绝对不溶的物质是没有的。通 常按溶解度的大小分为： 难溶物质溶解度小于0.01g100g的物质： 微溶物盾 溶解度在0.01~0.1g100g之间的物质 易溶物质 溶解度较大者 难溶强电解质在水中的行为难溶强电解质例如BSO4在水中虽然难溶，还 会有一定数量的Ba2+和SO42又有可能回到BaSO4晶体和溶液相应的离子之间达 到动态的多相离子平衡，简称为溶解平衡。 溶解平衡的平衡常数溶度积常数（溶度积） BaSO4(s)溶解平衡的平衡常数表达式为 k号BaS0aBa0(cY 对于一般难溶电解质(AmBa),其溶解平衡通式可表示为： AnBS)沉淀mA时+nB” 溶解平衡常数表达式为： (AB)=(c(A"))"(cB")"Kc (341) 此溶解平衡常数称为溶度积常数（简称溶度积） 溶度积表达式的含义：在一定温度下，难溶电解质的饱和溶液中，各组分 离子浓度幂的乘积为一常数。 溶度积的物理意义 是表征难溶电解质溶解能力的特性常数。 溶度积的有关说明
解性。从除油机理来看，主要是利用 NaOH 与油脂发生皂化反应，生成可溶性 的服皂而将油脂除去，就此而言似乎只需用 NaOH 除油就可以了，由于皂化反 应的进行，OH-因不断消耗而减少，但是若有 Na2CO3存在，由于 Na2CO3的水解， 会不断地补充 OH-，从而保证皂化反应的进行。 Na2CO3的水解反应式 Na2CO3 + 2H2O ─→ NaHCO3 + NaOH ② 在生产上还利用盐类的水解提纯一些物质。 例如，可利用Bi(NO3)3易水解的特性制取高纯度的 Bi2O3，方法是将 Bi(NO3)3 浓溶液稀释并加热煮沸，使其发生完全水解，生成 BiONO3，然后经过滤、灼烧 即可得到纯度较高的 Bi2O3。 Bi(NO3)3的水解反应式 Bi(NO3)3 + H2O ─→ BiONO3↓+ 2HNO3 3.4 沉淀反应 3-4-1 难溶电解质的溶度积和溶解度 1. 溶度积常数 根据溶解度大小分类物质 严格来说，在水中绝对不溶的物质是没有的。通 常按溶解度的大小分为： 难溶物质 溶解度小于 0.01g/100g 的物质； 微溶物质 溶解度在 0.01～0.1g/100g 之间的物质； 易溶物质 溶解度较大者。 难溶强电解质在水中的行为 难溶强电解质例如 BaSO4在水中虽然难溶，还 会有一定数量的Ba2+和 SO4 2-又有可能回到 BaSO4 晶体和溶液相应的离子之间达 到动态的多相离子平衡，简称为溶解平衡。 溶解平衡的平衡常数-溶度积常数(溶度积) BaSO4(s)溶解平衡的平衡常数表达式为： (BaSO4)=c(Ba2+)c(SO4 2- )/(c θ ) 2 对于一般难溶电解质（AmBn），其溶解平衡通式可表示为： AmBn(s) mA n+ + nB m- 溶解平衡常数表达式为： （3.4.1） 此溶解平衡常数称为溶度积常数（简称溶度积）。 溶度积表达式的含义：在一定温度下，难溶电解质的饱和溶液中，各组分 离子浓度幂的乘积为一常数。 溶度积的物理意义 是表征难溶电解质溶解能力的特性常数。 溶度积的有关说明