无机化学--第4章溶液与电离平衡-课件

溶液溶液气体溶液气体溶液 例：空气（21%O2，78 N2，1 CO2，CO，NOx，SOx，H2O(g)）液体溶液液体溶液 例：氨水，NaCl 水溶液，乙酸水溶液固体溶液固体溶液（合金）钢（Fe,C,Mn,Ni,Co）黄铜 Cu,ZnNd-Fe-B合金6/26/20241课件组 成液体溶液可以分为：液体溶液可以分为：1.1.气体、固体（溶质）溶解于液体（溶剂气体、固体（溶质）溶解于液体（溶剂）2.液体溶解于另一液体液体溶解于另一液体:量少量少 溶质溶质 3.量多量多 溶剂溶剂4.4.溶液中还含有溶液中还含有“溶剂化物溶剂化物”即溶质与溶剂互相作用的产物。即溶质与溶剂互相作用的产物。溶剂n溶液 溶质6/26/20242课件溶解过程溶解过程 n溶溶解解过过程程是是物物理理-化化学学过过程程，不不是是单单纯纯物物理理过过程程，常常有有能能量量、体体积积、颜颜色色变变化化。例如：例如：nH2SO4(l)+H2O(l)=H2SO4(aq)H 0nNH4HCO3(l)+H2O(l)=NH4HCO3(aq)H 06/26/20243课件溶解过程溶解过程2 2个步骤个步骤:1.1.溶质分子或离子的离解溶质分子或离子的离解(H H 0,0,V V0);0);2.2.溶剂化作用溶剂化作用(H H 0,0,V V 0)0)6/26/20244课件难挥发难挥发的的非电解质非电解质的的稀溶液稀溶液的的依数性依数性（Colligative properties of dilute nonelectrolyte solutions）n依数性依数性只与只与溶液的浓度溶液的浓度（即单位（即单位体积内质点的数目）体积内质点的数目）有关有关，而，而与溶质与溶质本身无关的性质本身无关的性质。6/26/20245课件难挥发的非电解质的稀溶液的依数性 1.蒸气压下降蒸气压下降（教材（教材p.69,图图5-1,5-2）溶液溶液的的蒸气压蒸气压总是总是低于低于纯溶剂纯溶剂的的蒸气压蒸气压。p pA*XA (A溶剂，溶剂，pA*纯溶剂纯溶剂的蒸气压的蒸气压)或：或：p pA*XB (B溶质溶质)（Raoult 定律定律）2.沸点升高沸点升高（教材（教材p.70,图图5-3）溶液溶液的的沸点沸点总是总是高于高于纯溶剂纯溶剂的的沸点沸点。Tbkb m （Tb Tb-Tb*）Tb*为为纯溶剂纯溶剂的沸点；的沸点；Tb 为为溶液溶液的沸点。的沸点。3.凝固点下降凝固点下降（教材（教材p.71,图图5-4）溶液溶液凝固点凝固点总是总是低于低于纯溶剂纯溶剂凝固点。凝固点。Tfkf m4.渗透压渗透压（Vant Hoff 公式公式）：（教材）：（教材p.72,图图5-5）=c K T m K T（Vant Hoff公式公式）（对比：（对比：p=cRT）(K=8.388 J.mol-1.K-1)（对比：（对比：R=8.314 J.mol-1.K-1）6/26/20246课件液体液体液体液体的的的的蒸气压蒸气压蒸气压蒸气压1.1.液体内部，液体内部，液体内部，液体内部，只有只有只有只有动能动能动能动能超过超过超过超过“逸出能逸出能逸出能逸出能”的分子，才能克服分子间的引力，的分子，才能克服分子间的引力，的分子，才能克服分子间的引力，的分子，才能克服分子间的引力，从表面从表面从表面从表面“逸出逸出逸出逸出”；2.2.同一液体同一液体同一液体同一液体,温度越高温度越高温度越高温度越高,动能超过动能超过动能超过动能超过“逸出能逸出能逸出能逸出能”的的的的蒸气分子占的分数就越蒸气分子占的分数就越蒸气分子占的分数就越蒸气分子占的分数就越 大，蒸气压就越大大，蒸气压就越大大，蒸气压就越大大，蒸气压就越大；3.3.同一温度，不同液体同一温度，不同液体同一温度，不同液体同一温度，不同液体的的的的蒸气压不同蒸气压不同蒸气压不同蒸气压不同。6/26/20247课件1溶液溶液的的蒸气压下降蒸气压下降教材教材p.69，图，图5-1 稀溶液蒸气压下降的实验稀溶液蒸气压下降的实验说明：说明：溶液溶液的蒸气压的蒸气压 纯溶剂纯溶剂的蒸气压的蒸气压（左图左左图左）（左图右：（左图右：渗透压示意图。右渗透压示意图。右图：图：H2O的相图的相图）6/26/20248课件蒸气压下降示意图蒸气压下降示意图6/26/20249课件蒸气压下降蒸气压下降与与溶液浓度溶液浓度的关系的关系6/26/202410课件1 蒸气压下降蒸气压下降 Raoult定律定律n实验测定实验测定298 K时，时，水水的的饱和蒸气压饱和蒸气压:p(H2O)=3167.7 Pa；n 0.5 mol kg-1 糖水的蒸气压则为糖水的蒸气压则为:p(H2O)=3135.7 Pa；n 1.0 mol kg-1 糖水的蒸气压为糖水的蒸气压为:p(H2O)=3107.7 Pa。结论：结论：结论：结论：溶液溶液的的蒸气压蒸气压比比纯溶剂纯溶剂的蒸气压的蒸气压低，而且溶液浓低，而且溶液浓度越大，蒸气压下降越多度越大，蒸气压下降越多:p pA*XA (A溶剂，溶剂，pA*纯溶剂纯溶剂的蒸气压的蒸气压)或：或：p pA*XB (B溶质溶质)（Raoult定律定律）6/26/202411课件2.沸点升高沸点升高（教材（教材p.70,图图5-3）n沸点沸点(boiling point)：液体的液体的沸点沸点是是指其蒸气压等于外指其蒸气压等于外界大气压力时的温度界大气压力时的温度。n溶液的蒸气压总是低于纯溶剂的蒸气压溶液的蒸气压总是低于纯溶剂的蒸气压,导致导致溶液的沸溶液的沸点升高：点升高：Tbkb m （Tb Tb-Tb*）nTb*为为纯溶剂纯溶剂的沸点；的沸点；Tb 为为溶液溶液的沸点；的沸点；nkb：溶剂溶剂沸点上升常数沸点上升常数，即：，即：溶液的浓度溶液的浓度m=1 mol kg-1时的溶液沸点升高值时的溶液沸点升高值。nkb取决定于溶剂的本性：与溶剂的摩尔质量、沸点、取决定于溶剂的本性：与溶剂的摩尔质量、沸点、汽化热有关。（不同汽化热有关。（不同溶剂溶剂的的kb数值见数值见教材教材p.71,表表5-1）6/26/202412课件溶液溶液的的沸点升高沸点升高示意图示意图6/26/202413课件常用常用溶剂溶剂的的Kb和和Kf值值6/26/202414课件3.凝固点下降（教材凝固点下降（教材p.71,图图5-4）n n凝固点凝固点凝固点凝固点（Freezing point)Freezing point)：在标准状况下，在标准状况下，纯纯液体蒸气压液体蒸气压与它的与它的固相蒸气压固相蒸气压相等时的温度为相等时的温度为该液体的凝固点。该液体的凝固点。n溶液蒸气压总是低于纯溶剂的蒸气压，溶液蒸气压总是低于纯溶剂的蒸气压，溶液凝溶液凝固点下降固点下降（溶液溶液凝固点凝固点总是总是低于低于纯溶剂纯溶剂凝固点凝固点）。）。Tfkf m nkf：溶剂凝固点降低系数（不同溶剂凝固点降低系数（不同溶剂溶剂的的kf数值数值见见教材教材p.71,表表5-1）；nm：溶质的质量摩尔浓度。溶质的质量摩尔浓度。6/26/202415课件溶液溶液的的凝固点下降凝固点下降示意图示意图6/26/202416课件溶液溶液的的沸点升高沸点升高和和凝固点下降凝固点下降示意图示意图6/26/202417课件4.渗透压（教材渗透压（教材p.72,图图5-5）n半透膜半透膜：可以可以允许允许溶剂溶剂分子自由通过分子自由通过而而不允许不允许溶质溶质分子通过分子通过。n溶剂溶剂透过半透膜进入溶液的趋向透过半透膜进入溶液的趋向取决于取决于溶液浓度溶液浓度的大小，的大小，溶液浓度大，溶液浓度大，渗透趋向大渗透趋向大。n n溶液的渗透压溶液的渗透压溶液的渗透压溶液的渗透压：由于半透膜两边的溶液由于半透膜两边的溶液单位体积内溶剂分子数目不同单位体积内溶剂分子数目不同而而引起引起稀稀溶液溶液溶剂分子溶剂分子有有渗透渗透到到浓浓溶液中溶液中的倾向，的倾向，为了阻止发生为了阻止发生“渗透渗透”所所需施加的压力，叫溶液需施加的压力，叫溶液的的“渗透压渗透压”。n n渗透压平衡与生命过程的密切关系：渗透压平衡与生命过程的密切关系：渗透压平衡与生命过程的密切关系：渗透压平衡与生命过程的密切关系：给患者输液的浓度；给患者输液的浓度；植物的生长；植物的生长；人的营养循环。人的营养循环。n =c KT mKT （vant Hoff公式）公式）(K=8.388 J.mol-1.K-1)对比：对比：p=cRT （理想气体状态方程）（理想气体状态方程）R=8.314 J.mol-1.K-1）6/26/202418课件渗透压示意图渗透压示意图6/26/202419课件渗透压示意图渗透压示意图(续续)(左图左图和和右图右右图右)6/26/202420课件难挥发难挥发的的非电解质非电解质的的稀溶液稀溶液的的依数性依数性n结论：结论：蒸气压下降、沸点上升、凝固点下降和渗透压都是蒸气压下降、沸点上升、凝固点下降和渗透压都是难挥难挥发的非电解质稀溶液的通性发的非电解质稀溶液的通性；它们；它们只与只与溶剂溶剂的的本性本性和和溶溶液的浓度液的浓度有关有关，而，而与与溶质溶质的的本性本性无关无关。公式：公式：p pA*XB (A溶溶剂，剂，B溶溶质质)（Raoult定律定律）Tbkb m （Tb Tb-Tb*）Tfkf m （Tf Tf*-Tf）=c KT mKT （vant Hoff公式）公式）6/26/202421课件“依数性依数性”偏离偏离Raoult定律定律和和vant Hoff公式公式。见下表。见下表：表表4.1 几种溶液的几种溶液的凝固点凝固点（K）盐盐c/mol.dm-3Tf计算值计算值*/KTf实验值实验值/KTf实验值实验值/Tf计算值计算值KCl 0.20 0.372 0.673 1.81 KNO30.20 0.372 0.664 1.78 MgCl20.10 0.186 0.519 2.79 Ca(NO3)2 0.10 0.186 0.461 2.48*计算值按计算值按Raoult定律。定律。偏离偏离Raoult定律原因定律原因由于电离，质点数由于电离，质点数 电解质电解质溶液的依数性导电性溶液的依数性导电性6/26/202422课件电解质溶液的依数性导电性（续）电解质溶液的依数性导电性（续）（一）（一）Arrhenius电离学说电离学说（二）活度（二）活度（Activity,a）（三）（三）Ddbye和和Hiickel的的“离子氛离子氛”观点观点 6/26/202423课件Arrhenius电离学说电离学说 1.电电解解质质在在溶溶液液中中因因溶溶剂剂的的作作用用而而离离解解为为带带正正、负负电电荷荷的的质质点点正正、负负离离子子，称称为为“电电离离”(ionization)。2.溶液中电解质只是溶液中电解质只是部分电离部分电离：电解质分子电解质分子 阳离子阳离子+阴离子阴离子电离的百分率称为电离的百分率称为“电离度电离度”6/26/202424课件Arrhenius电离学说（续）电离学说（续）3.电离电离是在电解质是在电解质溶解的过程溶解的过程发生的；发生的；溶液中离子浓度溶液中离子浓度，则则溶液的导电能力溶液的导电能力 Arrhenius用用“依数性法依数性法”和和“电导法电导法”测定测定了一些电解质的电离度，结果令人信服。了一些电解质的电离度，结果令人信服。6/26/202425课件活度活度(Activity,a)1907年由美国物理化学家Lewis提出。他认为“非理想溶液”（实际溶液）不符（实际溶液）不符合合Raoult定律，是由于定律，是由于溶剂溶剂分子与分子与溶质溶质分子之间分子之间存在复杂的作用存在复杂的作用，在认清这种作用之前，可以用实验数据对溶液的实用实验数据对溶液的实际浓度（际浓度（c、x、b）作）作修正修正。6/26/202426课件活度活度(Activity,a)(续续)活度活度即被校正过的溶液的有效浓度。即被校正过的溶液的有效浓度。符号符号a,量纲量纲 1。a =c 称为称为活度系数活度系数，且，且 0 1 当溶液无限稀时，当溶液无限稀时，1,a cn活度系数可以用活度系数可以用凝固点法凝固点法、蒸气度法蒸气度法、溶溶解度法解度法、电动势法电动势法等测定。等测定。6/26/202427课件Debye和和Hckel的的“离子氛离子氛”观点观点1.电解质电解质在水溶液中在水溶液中完全电离完全电离；2.但异性离子之间互相吸引，形成但异性离子之间互相吸引，形成“离子氛离子氛”，故其行动，故其行动不完全自不完全自由由，迁移速率，迁移速率，表观需要用正、负离子的平均活度系数，表观需要用正、负离子的平均活度系数 来来校正。校正。0.509是理论计算的常数值，是理论计算的常数值，Z+、Z-是正、负离子电是正、负离子电荷的绝对值，荷的绝对值，I 是是“离子强度离子强度”。I=(ciZi2)6/26/202428课件例：求例：求0.010 mol.dm-3 BaCl2水溶液的水溶液的 平均离子活度系数平均离子活度系数 .解解:(解题思路解题思路:I a.)BaCl2 =Ba2+2 Cl-0.010 0.010 0.020 mol/L I=(ciZi2)=(0.010 22+0.020 12)=0.030 lg =-0.509 Z+Z-I =-0.509 2 1 (0.030)=-0.176 =0.666.(a =c)*强电解质的活度强电解质的活度a 与正、负离子的活度与正、负离子的活度a+、a-的关系为：的关系为：6/26/202429课件酸碱理论酸碱理论一、一、S.Arrhenius 酸碱理论酸碱理论（经典酸碱理论）（经典酸碱理论）28岁的瑞典科学家岁的瑞典科学家S.Arrhenius于于1887年提出。年提出。二、二、酸碱质子理论酸碱质子理论（Proton Theory of Acid and Base）1923年由丹麦化学家年由丹麦化学家Brnsrted（布朗斯特）和英国化布朗斯特）和英国化学家学家Lowry（劳莱）提出。莱）提出。三、三、酸碱电子理论酸碱电子理论（Lewis Theory of Acid and Base）1923年，由美国物理化学家年，由美国物理化学家Lewis提出，又称提出，又称“Lewis酸酸碱理论碱理论”。6/26/202430课件S.Arrhenius经典酸碱理论经典酸碱理论（一）酸碱定义（一）酸碱定义 电离时产生的电离时产生的阳离子全部是阳离子全部是H+的化的化合物称为合物称为“酸酸”；电离时产生的；电离时产生的阴离子全阴离子全部是部是OH-的化合物称为的化合物称为“碱碱”。6/26/202431课件S.Arrhenius酸碱理论酸碱理论的的优点优点1.从组成上从组成上揭示了酸碱的本质揭示了酸碱的本质，指出，指出H+是酸的特征，是酸的特征，OH-是碱的特是碱的特征。征。2.解释了解释了“中和热中和热”的值：的值：H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l)H=-55.99 kJ.mol-1（放热）（放热）3.找出了衡量找出了衡量酸、碱强度的标度酸、碱强度的标度 （酸酸Ka、碱碱Kb、水溶液酸碱性水溶液酸碱性pH）。）。pH=-lga(H+)(pH=0 14.0,a(H+)100 10-14)a =c6/26/202432课件S.Arrhenius酸碱理论酸碱理论的的局限性局限性1.1.酸碱酸碱被限于水溶液被限于水溶液,非水体系不适用非水体系不适用:例例1 1：液氨液氨中，中，KNHKNH2 2(氨基化钾氨基化钾)使酚酞变红使酚酞变红 碱？碱？液氨液氨中，中，CaCa与与NHNH4 4ClCl反应，放出反应，放出H H2 2：2 2 N NH H4 4+Ca =Ca+Ca =Ca2+2+H+H2 2 酸？酸？气态反应气态反应：N NH H3(g)3(g)+HClHCl(g)(g)=N NH H4 4ClCl(s)(s)碱？碱？酸？酸？6/26/202433课件S.Arrhenius酸碱理论酸碱理论的的局限性局限性（续）（续）例例2 2：水溶液中：水溶液中 HSO HSO4 4-酸？碱？酸？碱？Na Na2 2COCO3 3 碱？碱？2.2.碱被限制为氢氧化物：碱被限制为氢氧化物：过过去去认认为为：NHNH4 4+半半径径143 143 pmpm，K K+半半径径139 139 pmpm，NHNH4 4OHOH应为强强碱碱，但但实际上上氨氨水水是是弱弱碱，碱，而且而且从未分离出从未分离出NHNH4 4OH.OH.6/26/202434课件酸、碱质子理论酸、碱质子理论(Brnsrted&Lowry)（一）酸碱定义（一）酸碱定义 凡能给出给出H+（质子）的分子或离子均是酸,凡能得到得到H+（质子）的分子或离子均是碱。酸酸 H+给予体（给予体（Proton donor）;碱碱 H+接受体（接受体（Proton acceptor）。两性两性电解解质(两性物两性物)既既能能给出出质子子，又能接又能接受受质子子的分子或离子，称的分子或离子，称为“两性两性电解解质”（ampholyte）,简称称“两性物两性物”。6/26/202435课件酸碱举例酸碱举例酸酸 分子分子 HCl,H2SO4,H3PO4,H2O,NH3 离子离子 NH4+,HSO4-,H2PO4-,HPO42-碱碱 分子分子 H2O,NH3 离子离子 OH-,HSO4-,H2PO4-,HPO42-两性物两性物 分子分子 H2O,NH3 离子离子 OH-,HSO4-,H2PO4-,HPO42-NH3+H+=NH4+NH3(l)=NH2-(l)+H+(l)6/26/202436课件（二）酸碱（二）酸碱共轭共轭关系关系 酸酸 H+碱碱酸强度酸强度，其共轭碱，其共轭碱（conjugate base）强度）强度。在水溶液中，共轭酸碱对的在水溶液中，共轭酸碱对的强度还可以定量表示。强度还可以定量表示。6/26/202437课件酸碱共轭关系（续）酸碱共轭关系（续）例例1：氨水的电离：氨水的电离6/26/202438课件酸碱共轭关系（续）酸碱共轭关系（续）例例2：HAc H+Ac-在水溶液中在水溶液中,HAc电离：电离：HAc+H2O H3O+Ac-HAc 酸常数酸常数 Ac-碱常数碱常数6/26/202439课件酸碱共轭关系（续）Ac-电离：电离：碱常数碱常数 其中其中 对应于（水的自偶电离）（水的自偶电离）Kw称称为为水的离子积常数水的离子积常数，简，简称称“水的离子积水的离子积”。6/26/202440课件酸碱共轭关系（续）酸碱共轭关系（续）普遍地，对于普遍地，对于共轭酸碱对共轭酸碱对：Kb=Kw/Ka或或 Kw=Ka Kb显然：显然：Ka,则则Kb；Ka,Kb6/26/202441课件酸碱共轭关系（续）酸碱共轭关系（续）Kw=Ka Kb Ka,则则Kb；Ka,则则Kb6/26/202442课件（三）酸碱反（三）酸碱反应的的实质质子子传递 H+例：例：HCl+NH3 =Cl-+NH4+酸酸1 碱碱2 碱碱1 酸酸2（下标（下标1、2表示不同的共轭酸碱对）表示不同的共轭酸碱对）在在水溶水溶液液、液氨溶、液氨溶液液、苯溶、苯溶液液、气相反、气相反应应均如此。均如此。6/26/202443课件酸碱反酸碱反应的的实质（续）根根据据”酸酸碱碱质质子子理理论论”，”阿阿仑仑尼尼乌乌斯斯电电离离学学说说”的的酸酸碱碱电电离离,酸酸碱碱中中和和,盐盐的的水水解解,都可以归结为都可以归结为”质子子传递反应反应”.”.H+HAc+H2O=H3O+Ac-H3O+OH-=H2O+H2O Ac-+H2O=HAc+OH-NH4+2 H2O=NH3H2O+H3O+酸酸1 1 碱碱2 2 碱碱1 1 酸酸2 26/26/202444课件（四）（四）“区分效应区分效应”和和“拉平效应拉平效应”1、同一溶剂同一溶剂中，酸碱的强弱由其本质决定中，酸碱的强弱由其本质决定 在左边在左边2 2个个“质子转移质子转移”反应中，反应中，H H2 2O O均是弱碱，它把均是弱碱，它把HClHCl、HAcHAc酸性强弱区分开来。酸性强弱区分开来。因此，因此，H H2 2O O是是HClHCl、HAcHAc酸性的酸性的“区分试剂区分试剂”。这种现象，称。这种现象，称为为“区分效应区分效应”。6/26/202445课件“区分效应区分效应”和和“拉平效应拉平效应”（续）（续）2、同一酸（或碱），在不同溶剂不同溶剂中可表现出不不同的酸性（或碱性）同的酸性（或碱性）例例1，液氨中，液氨中，HAc变为强酸：变为强酸：HAc+NH3(l)=Ac-+NH4+强酸强酸 强碱强碱而而HCl也是强酸：也是强酸：HCl+NH3(l)=Cl-+NH4+强酸强酸 强碱强碱 结果，结果，NH3(l)把把HAc和和HCl的酸性的酸性“拉平拉平”。原因是原因是NH3(l)碱性强，它是碱性强，它是HAc和和HCl酸性的酸性的“拉平试剂拉平试剂”。这。这种现象称为种现象称为“拉平效应拉平效应”。6/26/202446课件“区分效应区分效应”和和“拉平效应拉平效应”（续）（续）例二、H2O是是HCl、HBr、HI的的拉平试剂拉平试剂。而而CH3OH是是HCl、HBr、HI的的区分试剂区分试剂 原因6/26/202447课件“区分效应区分效应”和和“拉平效应拉平效应”（续）（续），原因是，原因是CH3OH碱性较弱（难接受碱性较弱（难接受H+），），故把故把HCl、HBr、HI酸性强弱区分开来。酸性强弱区分开来。例例3：HAc碱性也较弱碱性也较弱，它是下列酸碱性它是下列酸碱性的区分试剂。的区分试剂。6/26/202448课件（五）（五）酸碱质子理论酸碱质子理论的的优点优点和和局限性局限性 1、优点优点:（1）扩大了酸、碱范围，不局限于水溶液体系）扩大了酸、碱范围，不局限于水溶液体系（2）把）把Arrhenius理论理论中的电离、中和、盐的水解中的电离、中和、盐的水解统一为统一为“质子传递质子传递反应反应”。2、局限性局限性:n仍仍局限于有局限于有H+的体系的体系，无，无H体系不适用，体系不适用，n例如：例如：BF3,AlF63-,Fe(CN)63-,Ni(CO)4 6/26/202449课件酸碱电子理论酸碱电子理论 (Lewis酸碱电子理论酸碱电子理论)（一）酸碱定义（一）酸碱定义 凡凡是是可可给给出出电电子子对对的的分分子子、离离子子或或原原子子团团称称为为“碱碱”。;凡凡是是可可接接受受电电子子对对的的分分子、离子或原子团称为子、离子或原子团称为“酸酸”。酸酸电子接受体（电子接受体（Electron acceptor）碱碱电子给予体（电子给予体（Electron donor）6/26/202450课件（二）酸碱反应的实质（二）酸碱反应的实质 n 通过通过电子对电子对的的授授-受受形成形成配位键配位键，产生成产生成酸碱配合物酸碱配合物。n例例:H+OH-HOHn H+Cl-H Cl 6/26/202451课件BF3+NH3=F3BNH3 酸酸 碱碱 酸碱加合物酸碱加合物6/26/202452课件（三）优、（三）优、缺点缺点 优点：优点：酸碱范围几乎酸碱范围几乎无所不包无所不包，既不局限于某元，既不局限于某元素，也不受溶剂限制。素，也不受溶剂限制。n凡凡“缺电子缺电子”的分子或离子都是的分子或离子都是酸酸:例如例如阳离子阳离子 Mn2+,Fe2+,Fe3+,Cu2+,H+,分子分子BF3 n凡可凡可给出给出“电子对电子对”的分子或离子都是的分子或离子都是碱碱:Cl-,CN-,NH3,H2O n大多数无机和有机化合物大多数无机和有机化合物可视为可视为酸碱加合物酸碱加合物（配合（配合物）。物）。n例如，乙醇例如，乙醇C2H5OH可视为：可视为：C2H5+OH-n缺点：缺点：太笼统，酸碱太笼统，酸碱特征不易掌握特征不易掌握。6/26/202453课件酸碱理论小结：酸碱理论小结：3种酸碱理论种酸碱理论各有所长、所短各有所长、所短，侧重的侧重的应用范围应用范围不同不同:1、Arrhenius经典酸碱理论经典酸碱理论 无机化学无机化学,尤其是尤其是 水溶液水溶液 体系体系的酸碱问题的酸碱问题2、酸碱、酸碱质子质子理论理论(Brnsrted&Lowry理论理论)水溶液体系水溶液体系和和非水溶液体系非水溶液体系;无机化学无机化学,分析化学分析化学3、酸碱、酸碱电子电子理论理论(Lewis理论理论)配位化学配位化学,有机化学有机化学6/26/202454课件一、水的自偶电离（一、水的自偶电离（self-ionization of water）n纯水纯水有微弱的导电性，表明它有微弱的有微弱的导电性，表明它有微弱的自偶电离自偶电离。n按按酸碱质子理论酸碱质子理论讨论讨论:H+nH2O+H2O=H3O+OH-酸酸1 碱碱2 酸酸2 碱碱1n简写简写为：为：H2O=H+OH-nH3O+结构（上左图）结构（上左图）n H2O结构（上右图下）结构（上右图下）6/26/202455课件水水的的自偶电离自偶电离 H2O=H+OH-相应的浓度平衡常数为：相应的浓度平衡常数为：纯水浓度纯水浓度H2O为一为一常数常数，298 K为为 c=d/M =1000 gdm-3/18.02 g mol-1=55.49 mol dm-36/26/202456课件水水的的自偶电离（续）自偶电离（续）令令KcrH2O =Kw，称为，称为水的水的“离子积常数离子积常数”,得：得：Kw=H+OH-298 K，纯水中：，纯水中：H+r=OH-r=1.004 10-7 Kw=(1.004 10-7)2=1.008 10-146/26/202457课件水水的的自偶电离（续）自偶电离（续）温度温度T，则，则 Kw，H2O电离是一个吸热过程电离是一个吸热过程T/K Kw 273 1.13910-15 295 1.00010-14 298 1.00810-14 323 5.47410-14 373 5.510-13 R.T.，Kw=1.010-14 6/26/202458课件二、溶液的二、溶液的酸碱性酸碱性及及pHpH标度标度 由于水溶液中存在由于水溶液中存在H2O的自偶电离平衡：的自偶电离平衡：H2O+H2O=OH-+H3O+酸酸1 碱碱2 碱碱1 酸酸2 简写为：简写为：H2O=H+OH-Kwr=H+r OH-r H+r ,OH-r ;H+r ,OH-r （反比）（反比）室温下：室温下：Kw r=H+r OH-r=1.010-14 H+r 110-7 溶液溶液酸性酸性 H+r =110-7 溶液溶液中性中性 H+r 110-7 溶液溶液碱性碱性6/26/202459课件pHpH标度标度 为了方便指示为了方便指示水溶液水溶液的的酸碱性酸碱性，丹麦科学家，丹麦科学家S.P.L.Srensen在在1909年提出年提出pH标度。标度。定义定义：pH=-lg H+r 严格严格定义定义：pH=-lg a(H+)（a 活活度）度）（SI规定：规定：物理量变量的符号物理量变量的符号用用斜体字斜体字书写，书写，但但pH 和和pOH 例外例外，用，用正体字母正体字母书写）书写）6/26/202460课件 pH=7.0 溶液呈溶液呈中性中性 pH 7.0 溶液呈溶液呈碱性碱性 同样，同样，定义定义 pOH=-lg OH-水溶液水溶液中，中，H+r OH-r=Kwr(=1.0 10-14)两边两边取负对数：取负对数：pH+pOH=pKw=14.00 (R.T.)溶液溶液的的酸碱性酸碱性及及pH标度标度（续）（续）6/26/202461课件水溶液水溶液酸碱性酸碱性与与pH值值6/26/202462课件溶液的酸碱性溶液的酸碱性及及pHpH标度（续）标度（续）例：某水溶液中例：某水溶液中H+=3.010-10 moldm-3,求其求其pH值。值。解解：pH=-lg H+r =-lg3.010-10 moldm-3/1 moldm-3 =9.52对比对比：H+=3.010-12 moldm-3,则则 pH=11.52只有只有2位有效数字位有效数字 对数值整数位对数值整数位不是有效数字不是有效数字!不适宜不适宜写成写成 pH=7,pH=7,应写为应写为 pH=7.0 pH=7.0 6/26/202463课件溶液溶液的的酸碱性酸碱性及及pHpH标度（续）标度（续）一些一些“溶液溶液”的的pHpH值值：人血液人血液 7.4 牛奶牛奶 6.8 雨雨 5.7 番茄汁番茄汁 4.2 葡萄酒葡萄酒 3.4 柠檬汁柠檬汁 2.2 胃液胃液 1.3 人血液人血液 pH 超出超出0.4将有生命危险。将有生命危险。pH 标度标度适用范围适用范围:0 pH 14.0 1 H+r 1 10-14如如超出超出此此适用范围适用范围，应，应使用使用c(H+)或或 c(OH-)6/26/202464课件一些一些“溶液溶液”的的pH值（续）值（续）6/26/202465课件三、酸碱指示剂三、酸碱指示剂 借助借助颜色变化颜色变化指示溶液酸碱性指示溶液酸碱性的的物质物质，称为，称为“酸碱指示剂酸碱指示剂”。例：甲基橙（例：甲基橙（HIn）是一种弱酸，在水溶液）是一种弱酸，在水溶液中存在中存在电离平衡电离平衡：HIn=H+In-红色红色 黄色黄色相应的电离常数（酸常数）为：相应的电离常数（酸常数）为：Ka=H+rIn-r/HIn r得：得：In-r/HIn r =Ka/H+r6/26/202466课件酸碱指示剂（续）在一定温度下，在一定温度下，Ka为为常数常数，In-r/HIn r 1/H+rpHpH 观察到溶液颜色观察到溶液颜色 1/11/1 橙（中间色）橙（中间色）4.210/110/1 黄（碱色）黄（碱色）1/101/10 红（酸式）红（酸式）6/26/202467课件指示剂变色指示剂变色pHpH范围范围指示剂变色范围指示剂变色范围：指指肉眼能观察到肉眼能观察到的的指示剂变色指示剂变色的的pH范围范围。设设 In-r/HIn r=10/1 或或 1/10，肉眼可观察到指示剂，肉眼可观察到指示剂变色，变色，由由H+=(Ka HIn)/In-两边取负对数两边取负对数,得得指示剂变色范围指示剂变色范围为：为：pH=pKa 1 用指示剂指示变色范围是粗略的，还可以使用用指示剂指示变色范围是粗略的，还可以使用pH广广泛试纸泛试纸（pH 1.0 14.0）或）或精密精密pH试纸试纸；精密测量水溶；精密测量水溶液的液的pH值，可使用值，可使用各种各种pH计计。6/26/202468课件常见指示剂的变色范围(表5-5)指示剂指示剂变色变色pH范围范围酸色酸色过渡色过渡色碱色碱色甲基橙甲基橙 3.1 4.4红红 橙橙黄黄甲基红甲基红 4.4 6.2红红 橙橙黄黄石石 蕊蕊 5.0 8.0红红 紫紫蓝蓝酚酚 酞酞8.0 10.0无色无色 粉红粉红玫瑰红玫瑰红6/26/202469课件酸碱指示剂变色酸碱指示剂变色的的pHpH范围范围6/26/202470课件pH计6/26/202471课件弱酸弱碱的电离平衡弱酸弱碱的电离平衡 一、一、一元弱酸一元弱酸（弱碱）（弱碱）的电离平衡的电离平衡 （一）电离平衡常数（一）电离平衡常数 (二）电离度（二）电离度（）(三）有关电离的计算三）有关电离的计算 （四）影响电离平衡的因素（四）影响电离平衡的因素 二、二、多元弱酸多元弱酸的电离平衡的电离平衡 6/26/202472课件CH3COOH+H2O=H3O+CH3COO-简为：简为：HAc+H2O=H3O+Ac-6/26/202473课件例：例：HAc,即即 CH3COOH (Acetic acid)HAc+H2O=H3O+Ac-可简为：可简为：HAc=H+Ac-Ka=H3O+Ac-/HAc 或简为：或简为：Ka=H+Ac-/HAc Ki 称为称为“电离平衡常数电离平衡常数”（i-ionization）Ki:Ka 酸常数酸常数(a:acid),Kb 碱常数碱常数(b:base).Ka 10-2 强酸强酸 Kb 10-2 强碱强碱 =10-2 10-5 中强酸中强酸 =10-2 10-5 中强碱中强碱 10-5 弱酸弱酸 10-5 弱碱弱碱 对于指定的酸（碱），对于指定的酸（碱），Ki 只与温度有关只与温度有关，而，而与酸（碱）与酸（碱）溶液溶液的的起始浓度无关起始浓度无关。6/26/202474课件（二）电离度（）1.定义：定义：电离度电离度即即电离平衡电离平衡时时电解质已电离部电解质已电离部分占总量的百分比分占总量的百分比。表示电解质在指定条件下电离的程度（类似于表示电解质在指定条件下电离的程度（类似于“化学平衡化学平衡”讨论中的讨论中的“转化率转化率”），它不但与），它不但与Ki 有有关，而且与关，而且与电解质的起始浓度电解质的起始浓度有关。有关。6/26/202475课件2.电离度与电离平衡常数的关系电离度与电离平衡常数的关系 例：例：HAc =H+Ac-起始相对浓度起始相对浓度 c 0 0平衡相对浓度平衡相对浓度 c-c c c Ki=(c)2/(c-c)=(c)2/(1-)当当 5%,或或 c/Ki 400 时，时，1-1 上式简化为：上式简化为：Ki=c 2 （4.23.1）或或:=(Ki/c)（4.23.2）（4.23.2）式称）式称“稀释定律稀释定律”：对于弱酸（弱碱），在指定温度下，对于弱酸（弱碱），在指定温度下，与与 c 成成反比，比例常数反比，比例常数即即 Ki.6/26/202476课件例：例：298 K，Ka(HAc)=1.7610-5 按（按（4.23.2）式）式 =(Ki/c)计算：计算：c r c r/Ki1.0 56818 0.42%0.10 5681.8 1.33%0.010 568.18 4.20%0.0010 56.818 13.3%可见可见:Ki 比比更反映弱酸（弱碱）的本质。更反映弱酸（弱碱）的本质。6/26/202477课件Ki 关系关系即即Kr与转化率的关系与转化率的关系例例1：求：求0.10 moldm-3 HAc溶液的溶液的pH和和电离度电离度(298 K,Ka=1.8 10-5)。解：解：HAc =H+Ac-起始相对浓度起始相对浓度 0.10 0 0平衡相对浓度平衡相对浓度 0.10 x x x Ka=x2/(0.10 x)=1.8 10-5 (298 K)（1）精确解上述方程）精确解上述方程,得：得：X=H+=1.34 10-36/26/202478课件（2）用近似公式）用近似公式:c/Ki =5682 400 Ka=X2/0.10 得：得：X=H+=(Ka c(HAc)1/2 =(1.8 10-5 0.10)1/2 =1.33 10-3与与精确解精确解(1.34 10-3)相对误差相对误差 0.4,人生命有危险。人生命有危险。人血液中含缓冲对：血红蛋白人血液中含缓冲对：血红蛋白HHb-KHb,H2CO3-HCO3-,H2PO4-HPO42-例例2：分析化学：分析化学NH3-NH4Cl pH=9.0 缓冲液中缓冲液中:Al3+3 OH-Al(OH)3 完全完全，而，而Mg2+不沉淀不沉淀。例例3：土壤中，硅酸，磷酸，腐植酸与其盐组成：土壤中，硅酸，磷酸，腐植酸与其盐组成“缓冲对缓冲对”，pH=5.0 8.0的土壤适合农作物生长。的土壤适合农作物生长。6/26/202493课件3.盐效应（Salt Effect）例：把例：把NaCl(s)加入到加入到HAc溶液中：溶液中：NaCl(s)Na+Cl-HAc H+Ac-无共同离子无共同离子No.溶 液 (298 K)10.1 mol.dm-3 HAc1.3%2No.1+0.1 mol.dm-3 NaCl1.7%6/26/202494课件盐效应(续)n盐效应盐效应在在弱电解溶液弱电解溶液中，加入中，加入不含有共同离子的强电解质不含有共同离子的强电解质溶液溶液，使其电离度稍有增加的现象。，使其电离度稍有增加的现象。n发生发生盐效应原因盐效应原因:n离子强度离子强度 I，n导致正、负离子的平均活度系数导致正、负离子的平均活度系数 ，ai n I=(ciZi2)n lg =-0.509 Z+Z-I (298 K)n ai=(ci/ci ),Qi KanHAc H+Ac-平衡右移平衡右移，6/26/202495课件 显然，前述显然，前述“同离子效应同离子效应”发生的同时发生的同时，也，也有有“盐效应盐效应”，但，但前者影响大得多前者影响大得多。“盐效应盐效应”不要求定量计算。不要求定量计算。盐效应（续）6/26/202496课件多元酸多元酸 同一分子能电离出多于同一分子能电离出多于1 1个质子的酸个质子的酸左左右：右：H2SO4、H2CO3和和H3PO4的的分子结构模型分子结构模型6/26/202497课件二、多元弱酸的电离平衡二、多元弱酸的电离平衡 例：例：H3PO4 +H2O =H3O+H2PO4-Ka1=7.5 10-3 H2PO4-+H2O =H3O+HPO42-Ka2=6.23 10-8 HPO42-+H2O =H3O+PO43-Ka3=2.2 10-13（一）（一）特点特点 1.分步电离分步电离;2.Ka1 Ka2 Ka3 原因：原因：(1)从负离子从负离子H2PO4-和和HPO42-电离出电离出H+比从比从H3PO4电离出电离出H+困难得多困难得多;(2)第一步电离生成的第一步电离生成的 H+抑制第二步电离和第三步电离抑制第二步电离和第三步电离.6/26/202498课件（二）定量计算：例例1.求求 298 K,0.10 mol.dm-3 H2S 水溶液中水溶液中H3O+、HS-、H2S、S2-、pH和和H2S的的电离度电离度。已知已知:H2S +H2O =H3O+HS-Ka1=1.310-7,HS-+H2O =H3O+S2-Ka2=7.110-15 分析分析 Ka1 Ka2，H3O+只需按第一步电离计算。只需按第一步电离计算。6/26/202499课件 解：解：H2S +H2O =H3O+HS-平衡浓度平衡浓度 0.10-x x x Ka1=H3O+HS-/c(H2S)H+=1.310-7c(H2S)/Ka1)400,可用可用近似公式近似公式。H3O+=HS-=3.6 10-4 mol.dm-3 （或视为相对浓度（或视为相对浓度 3.6 10-4）6/26/2024100课件 S2-由由第二步电离平衡第二步电离平衡计算：计算：HS-+H2O =H3O+S2-平衡时：平衡时：x y=x x+y=x y可见，可见，二元弱酸二元弱酸水溶液中，水溶液中，二元弱酸根二元弱酸根 Ka26/26/2024101课件 或或:%(H2S)=0.36记忆：室温下，记忆：室温下，H2S 饱和水溶液浓度饱和水溶液浓度 H2S 0.10 mol.dm-36/26/2024102课件H2S(aq)中中S2-与与H+的关系的关系nH2S(aq)=H+HS-Ka1=(H+HS-)/H2SnHS-=H+S2-Ka2=(H+S2-)/HS-nKa1 Ka2=(H+2 S2-)/H2S S2-=(Ka1 Ka2 H2S)/H+2 即即 S2-与与H+2成反比成反比，受受H+控制控制。6/26/2024103课件 例例2，按，按“酸碱质子论酸碱质子论”，H2PO4-既是酸，又是碱，但既是酸，又是碱，但 NaH2PO4水溶液却显酸性水溶液却显酸性(pH Kb3 NaH2PO4水溶液呈酸性水溶液呈酸性 6/26/2024104课件沉淀沉淀溶解平衡溶解平衡1 溶度积原理溶度积原理2 沉淀的沉淀的生成生成3 沉淀的沉淀的溶解溶解4 沉淀的沉淀的转化转化5 分步分步沉淀沉淀6/26/2024105课件一、沉淀一、沉淀溶解平衡常数溶解平衡常数溶度积常数溶度积常数例：例：Ag2CrO4(s)=2 Ag+(aq)+CrO42-(aq)fGm/kJmol-1 -641.83 77.12 -727.9 rGm=2 77.12 +(-727.9)(-641.83)=68.17 kJmol-1 Kr 即即 Ksp，称，称“溶度积常数溶度积常数”。6/26/2024106课件 Ag2CrO4(s)=2 Ag+(aq)+CrO42-(aq)Ksp(Ag2CrO4)=Ag+2 CrO42-=1.13 10-12Ksp 称为称为“溶度积常数溶度积常数”，简称为，简称为“溶度积溶度积”（Solubility Product）。）。普遍地，对于普遍地，对于难溶难溶强电解质强电解质AmBn,AmBn(s)m An+n Bm-Ksp(AmBn)=An+m Bm-n精确地，精确地，用用活度活度a代替代替浓度浓度c：Ksp(AmBn)=am(An+)a n(Bm-)a(An+)=(An+),a(Bm-)=(Bm-)对于对于稀溶液稀溶液：1，a c6/26/2024107课件一些化合物的溶度积常数一些化合物的溶度积常数(Ksp)(298 K）6/26/2024108课件二、溶度积常数二、溶度积常数Ksp与溶解度与溶解度s的关系的关系n以化合物的以化合物的饱和溶液对应的浓度饱和溶液对应的浓度表示它的表示它的溶解度溶解度 （solubility),s.n对于对于难溶难溶强电解质强电解质：AmBn(s)=m An+(aq)+n Bm-(aq)n平衡时平衡时:m s n s (设设难溶难溶强强电解质电解质AmBn(s)的的相对溶解度相对溶解度为为s)n Ksp(AmBn)=An+m Bm-n =m s m n sn =m m n ns m+n6/26/2024109课件例：已知例：已知298 K，Mg(OH)2的的Ksp=5.61 10-12，求其溶解度求其溶解度s.解：解：Mg(OH)2(s)=Mg2+(aq)+2 OH-(aq)平衡时平衡时 s 2 s KspMg(OH)2=Mg2+OH-2 =s(2 s)2 =4 s3 =5.61 10-12 s Mg(OH)2=1.11 10-4 (mol.dm-3)6/26/2024110课件注：注：1.同一组成类型的难溶电解质同一组成类型的难溶电解质Ksp，则，则s;反之亦然反之亦然.例：例：298 K，组成类型，组成类型1：1 电解质电解质 Ksp s AgCl 1.5610-10 1.2510-5 AgBr 7.7010-13 8.7710-7 AgI 1.5010-16 1.2210-8 6/26/2024111课件例：例：AgCl（1：1）和）和Ag2CrO4（2：1）可见可见,Ksp:AgCl Ag2CrO4 s:AgCl Ag2CrO4 原因：溶度积表达式中的原因：溶度积表达式中的幂次方数不相同幂次方数不相同。但但组成类型不同组成类型不同时，时，不一定不一定“Ksp，s”：2.若电离出的阳、阴离子若电离出的阳、阴离子发生发生“副反应副反应”（水解、聚合（水解、聚合），），则与上述无副反应的则与上述无副反应的计算误差较大计算误差较大。6/26/2024112课件三、溶度积规则三、溶度积规则nvant Hoff 化学反应等温式化学反应等温式:G=G+RT lnQr =RT ln（Qr/Kr）(封闭体系、等温、不做非体积功封闭体系、等温、不做非体积功)nG Q r 与与K r关系关系 反应自发性反应自发性 =0 Q r=K r 平衡状态平衡状态 0 Qr K r 正反应自发正反应自发 0 Qr K r 逆反应自发逆反应自发6/26/2024113课件三、溶度积规则三、溶度积规则(续续)n对于沉淀对于沉淀溶解平衡：溶解平衡：Kr Ksp,Q r Q in对于对于难溶难溶强电解质强电解质：n AmBn(s)=m An+(aq)+n Bm-(aq)n Qi(AmBn)=(An+)m (Bm-)n（任意状态任意状态）6/26/2024114课件三、溶度积规则三、溶度积规则(续续)1.Qi Ksp:逆反应自发，沉淀生成。逆反应自发，沉淀生成。根据根据“溶度积规则溶度积规则”，可以讨论，可以讨论沉淀的沉淀的生成与溶解生成与溶解问题。问题。6/26/2024115课件四、沉淀的生成四、沉淀的生成根据根据“溶度积规则溶度积规则”,必要必要而而充分充分的条件：的条件：Qi Ksp 例例1：把：把 0.20 mol.dm-3 Na2SO4溶液与溶液与0.20 mol.dm-3 BaCl2溶液溶液等体积混合等体积混合，是否产生是否产生BaSO4沉淀？沉淀？（已知（已知298 K,Ksp(BaSO4)=1.8 10-10)6/26/2024116课件 解：等体积混合，浓度降为原来的解：等体积混合，浓度降为原来的1/2。BaSO4(s)=Ba2+(aq)+SO42-(aq)0.10 0.10 Qi=(Ba2+)(SO42-)=0.10 0.10 =0.010 Ksp=1.8 10-10 BaSO4(s)生成生成。6/26/2024117课件例例2.在在1.0 mol.dm-3 CaCl2溶液中通入溶液中通入CO2气体至饱和，气体至饱和，是否生成是否生成CaCO3沉淀沉淀?（已知（已知CaCO3的的Ksp=4.96 10-9，H2CO3的的Ka1=4.30 10-7,Ka2=5.61 10-11)解：解：CO2饱和溶液中：饱和溶液中：CO32-=Ka2=5.61 10-11 CaCO3(s)=Ca2+(aq)+CO32-(aq)起始：起始：Qi=(Ca2+)(CO32-)=1.0 5.61 10-11 =5.61 10-12 Ksp=4.96 10-9 不会生成不会生成 CaCO3沉淀沉淀.6/26/2024118课件例例3：计算：计算298 K，Ag2CrO4(s)在纯水中和在在纯水中和在 0.10 mol.dm-3 AgNO3溶液中的溶解度（已知溶液中的溶解度（已知298 K，Ag2CrO4的的Ksp=1.12 10-12)解解:（1）纯水纯水中中 Ag2CrO4(s)=2 Ag+(aq)+CrO42-(aq)平衡时：平衡时：2s s Ksp=Ag+2 CrO42-=(2s)2 s =4 s3 =1.12 10-12 s=1.04 10-46/26/2024119课件（2）0.1 mol.dm-1 AgNO3溶液中溶液中 Ag2CrO4(s)=2 Ag+(aq)+CrO42-(aq)平衡时：平衡时：0.10+2 s s 0.10 Ksp=Ag+2CrO42-=0.102 s =0.010 s=1.12 10-12 s=1.12 10-10 s=1.04 10-4(纯水纯水中中)可见可见“同名离子同名离子”Ag+的加入，使的加入，使Ag2CrO4的的溶解度显著溶解度显著，这这 称为称为沉淀沉淀溶解平衡溶解平衡中的中的“同离子效应同离子效应”.“同离子效应同离子效应”:电离平衡电离平衡 沉淀沉淀溶解平衡溶解平衡 s 均可从均可从增大增大“产物产物”浓度浓度，使，使平衡左移平衡左移解释。解释。6/26/2024120课件 例例4：Ag2CrO4(s)在纯水与在在纯水与在0.10 mol.dm-3 NaNO3溶液中的溶解度哪一个较大？定性说明。溶液中的溶解度哪一个较大？定性说明。解：在解：在0.10 mol.dm-3 NaNO3溶液中的溶解度溶液中的溶解度较大较大.原因原因：“盐效应盐效应”“离子氛离子氛”更浓更浓,I ,a ,Qar Kar,使使平衡右移平衡右移，溶解度，溶解度s .（不要求定量计算）（不要求定量计算）盐效应盐效应:电离平衡电离平衡 沉淀沉淀溶解平衡溶解平衡 s 沉淀完全沉淀完全的的标准标准 6/26/2024121课件 例例5：往：往10.0 cm3 的的0.020 mol.dm-3 BaCl2溶液，加入溶液，加入10.0 cm3 的的0.040 mol.dm-3 Na2SO4溶液溶液,可否使可否使Ba 2+沉淀完全？沉淀完全？298 K,BaSO4 Ksp=1.07 10-10.解：解：Ba2+(aq)+SO42-(aq)=BaSO4(s)起始浓度起始浓度 0.010 0.020 平衡浓度平衡浓度 x?0.010 K=1/Ksp=9.35 109 很大很大,而而SO42-过量过量,Ba2+几乎全部几乎全部与与SO42-反应反应,平衡时平衡时SO42-相对浓度相对浓度0.010.Ks