大学基础课程无机化学chp酸碱反应和沉淀反应修改.ppt

第三章 酸碱反应和沉淀反应,目 录,3-1 水的解离反应和溶液的酸碱性,3-2 弱电解质的解离反应,3-3 盐类的水解反应,3-4 沉淀反应,水 的 解 离 反 应 和 溶 液 的 酸 碱 性,第一节,1、酸碱电离理论,阿仑尼乌斯酸碱理论认为：,一、酸碱理论,2、酸碱的质子理论,布朗施泰德-劳莱的酸碱质子理论认为：,凡是能给出质子(H+)的物质都是酸(质子的给予体) 凡是能接受质子(H+)的物质都是碱(质子的接受体),把酸碱之间这种对应互变关系叫做共轭关系，具有 共轭关系的酸和碱叫做共轭酸碱对。,注意： 质子论中酸和碱可以是分子，也可以是离子； 质子论中没有盐的概念，而是离子酸或是离子碱； 有的离子在一个共轭酸碱对中是碱，但在另一个 共轭酸碱对中可以是酸； (4) 酸越强，它的共轭碱越弱；酸越弱，它的共轭碱 越强。,酸中有碱，碱中有酸，知酸便知碱，知碱便知酸,酸碱两性物质：既能给出质子，又能接受质子。,例如HCO3-、H2O、 NH3 、HSO4-是两性物质。,酸1 碱2 酸2 碱1 HCl + NH3 NH4+ + Cl-,H2O + NH3 NH4+ + OH-,HAc + H2O H3O+ + Ac-,Al(H2O)63+ + H2O H3O+ + Al(H2O)5(OH) 2+,二、水的解离反应和溶液的酸碱性,、水的解离反应,纯水或稀溶液中,W,2、溶液的酸碱性和pH,pH=-lg c(H+)/c pOH=-lg c(OH-)/c ,pH=pKw-pOH=14-pOH,若c(H+)=m10-n,那么pH=n-lgm,例,pH值越大，溶液酸性越弱，碱性越强。,（1）酸碱指示剂 一些有色的有机酸或弱碱，其颜色会在一定的pH值范围内保持，从而确定溶液的pH值。指示剂发生颜色变化的pH的范围，称指示剂变色范围。,石蕊 红 5.0 紫 8.0 蓝,（2）pH试纸 由多种指示剂的混合液用滤纸浸透，晾干而成，在不同的pH溶液中显示不同颜色，将之与标准色卡比较即可测定溶液的pH值。 （3）酸度计 用仪器测定pH值，更精确。,第二节 弱电解质的解离反应,一、解离平衡和解离常数,弱电解质在水溶液中部分解离，存在解离平衡。,、解离平衡,a,2、解离常数,解： HAc H+ + Ac-,二、解离度和稀释定律,1、解离度,在温度、浓度相同条件下,越小，电解质越弱。,由于弱电解质的解离热效应较小，故T对影响 不大，可忽略.,2、稀释定律,一元弱酸 HA(aq) H+(aq) + A-(aq),起始c c 0 0 平衡c c-c c c,若5, 1-1,稀释定律, c2,三、弱酸或弱碱溶液中离子浓度计算,一元弱酸 HA H+ + A-,c 0 0,初始c 平衡c,c-x x x,Ka = =,c(H+) c(A-) x2 c(HA) c-x,一元弱酸溶液中c(H+)的计算,pOH= -lgc(OH-),计算0.100molL-1氨水溶液中的c(OH-)、pH和氨水的解离度。,0.100-xx 则 x=1.3410-3,例,c(OH-)=1.3410-3 molL-1,平衡浓度/(molL-1) 0.100-x x x,计算0.100molL-1氨水溶液中的 c(OH-)、pH和氨水的解离度。,例,c(OH-)=1.3410-3 molL-1,pH=-lg(7.510-12)=11.12,Ka(1)= =1.110-7,c(H+)c(HS-) c(H2S),c(H+)c(S2-) c(HS-),Ka(2)= =1.310-13,四、多元弱酸的分步解离,从 Ka(1)、 Ka(2)可以看出：,b、H+主要来自一级电离，即c(H+) c(HS-)， S2-只来自二级电离,已知常温、常压下H2S的溶解度为0.10 molL-1，计算H2S饱和溶液中c(H+)、c(HS-) 、c(S2-) 、c(OH-)和H2S的解离度。,例,解：当 时，可忽略二级 电离，看成一元酸处理。,c(H+)= x= =1.110-4 molL-1,c(H+) c(HS-)= 1.110-4 molL-1 (HS-一级产生,二级消耗。二级消耗极弱，可忽略),(3) 多元弱酸的酸根浓度极低，当需要大量此酸根 时，往往用其盐而不用其酸。,两式相加 H2S 2H+ + S2- Ka= Ka(1)Ka(2),HS- H+ + S2-,H2S H+ + HS-,Ka(1)=,c(H+)c(HS-) c(H2S),Ka(2)=,c(H+)c(S2-) c(HS-),c(H+)与c(S2-)的关系,c(H+)2c(S2-) c(H2S),Ka = =Ka(1)Ka(2),常温下, H2S饱和溶液中, c(H2S)=0.10molL-1,c(H+)2c(S2-) = 1.410-21(molL-1)3,外加酸碱调节H2S溶液的酸度，可控制c(S2-)。,五、解离平衡的移动 同离子效应,(2) 外因,T 影响不大 两个效应（浓度）,同离子效应(主要) 盐效应(可忽略),影响解离平衡的因素有,在弱电解质溶液中，加入含有相同离子的易溶强 电解质，使平衡向弱电解质解离度降低的方向 移动的效应叫同离子效应。,如 HAc H+ + Ac- NaAc Na+ + Ac-,同离子效应,有同离子效应存在时，一元弱酸、弱碱中 c(H+)、c(OH-)的计算,一元弱酸及其盐共存时： HA H+ + A-,起始c c(酸) 0 c(盐),平衡c c(酸)-x x c(盐)+x c(酸) c(盐),一元弱碱及其盐共存时：,一元弱酸及其盐共存时：,同离子效应的应用,利用同离子效应: 可调节溶液的酸碱性;控制弱酸溶液中酸根离子浓度，达到离子分离、提纯的目的。,例,在0.100molL-1NH3H2O溶液中，加入固体NH4Cl,使其浓度为0.100molL-1，计算溶液中c(H+)、NH3H2O的解离度。,平衡浓度/(molL-1) 0.100-x 0.100+x x,例,在0.100molL-1NH3H2O溶液中，加入固体NH4Cl, 使其浓度为0.100molL-1，计算溶液中c(H+)、NH3H2O的解离度。,c(OH-)=1.810-5 molL-1,六、缓冲溶液,例 :(1)90mL水中加入0.01mol.L-1NaOH10mL,pH 变化多少？ (2)90mL0.1mol.L-1HAc和0.1mol.L-1NaAc中加 入 0.01mol.L-1NaOH10mL,pH 又变化多少？,解:(1) 纯水 pH=7,加入NaOH后，c(OH-)= = 0.001mol.L-1,pOH=-lgc(OH-)=3 pH=11,pH变化了4个单位,(2) 同离子效应 c(H+)= mol.L-1,pH=-lgc(H+)=4.74,当加入NaOH后，,溶质间相互发生中和作用,pH变化了0.02个单位,c(NaAc)=0.09+0.001=0.091mol.L-1 c(HAc)=0.09-0.001=0.089mol.L-1,pH=-lgc(H+)=4.76,(1) 定义 缓冲溶液：能够抵抗外加少量的酸、碱或适当 稀释，而本身pH值基本不变的溶液。,缓冲作用：能使溶液pH值基本保持不变的作用。,缓冲溶液的组成： 弱酸+该弱酸盐 弱碱+该弱碱盐 多元弱酸酸式盐+其次级酸盐,(2) 缓冲原理 以 HAc-NaAc缓冲体系为例说明,大量 极小量 大量,NaAc:抵消H+物质;HAc:抵消OH-物质。,(3) 缓冲溶液pH值的计算,缓冲溶液实际上就是具有同离子效应的溶液，因此 pH的计算方法与同离子效应的计算方法相同。,对于弱碱及其盐 组成的缓冲溶液：,对于弱酸及其盐 组成的缓冲溶液：,例,试计算含0.100molL-1HAc、0.100 molL-1NaAc溶液的pH值。,例,(2) 在含0.100molL-1HAc、0.100 molL-1NaAc溶液中加入HCl，使 c(H+)=0.001molL-1，计算溶液的pH值。,HAc+NaAc混合溶液能抵抗少量外来酸的作用，而保持溶液pH值不变,例,(3) 在含0.100molL-1HAc、0.100 molL-1NaAc溶液中加入NaOH, 使 c(OH-)=0.001molL-1，计算溶液的pH值。,HAc+NaAc混合溶液能抵抗少量外来碱的作用，而保持溶液pH值不变。,例,(4) 在含0.10molL-1HAc、0.10molL-1 NaAc溶液中加入H2O。使溶液稀释10倍, 计算溶液的pH值。,HAc+NaAc混合溶液能抵抗少量水的稀释作用，而保持溶液pH值不变。,(1) 配制一定pH值得缓冲溶液，可选择 与所需 pH值相等或接近的弱酸及其盐。,(3) 选择的缓冲溶液不能与反应物或生成物发生 作用，药用缓冲溶液还必须考虑到是否有毒性。,(4) 缓冲溶液的选择和配制,选择依据：,当 ca cb时：,pHpKa,欲配制的缓冲溶液的pH值,应选择的缓冲组分,pKa 或14-Kb,pH=5,pH=7,pH=9,pH=10,pH=12,常用缓冲溶液及其pH范围,第三节 盐类的水解反应,一、水解反应和水解常数,1、水解反应,盐的水解反应:盐的组分离子与水解离出来的H+ 或OH-结合生成弱电解质的反应。,强碱弱酸盐的水解是弱酸根阴离子的水解,b一元强酸弱碱盐水溶液显酸性,强酸弱碱盐的水解实际上是其弱碱阳离子的水解,c 弱酸弱碱盐水溶液酸碱性视生成弱酸、 弱碱的Ki 而定。,A+ + B- + H2O HB + AOH,Ka(HB) Kb(AOH) 水溶液显酸性,Ka (HB) Kb (AOH) 水溶液显中性,Ka (HB) Kb (AOH) 水溶液显碱性,如 NH4F， NH4+ + F- +H2O NH3H2O+HF,如 NH4Ac， NH4+ + Ac- +H2O NH3H2O+HAc,如 NH4CN，NH4+CN-+H2O NH3H2O + HCN,强酸强碱盐不水解, 溶液呈中性。,水解常数,水解度h,水解度表示盐的水解程度。,h越大，盐的水解程度越大。,Kh与水解度均可表示盐的水解程度， 但 Kh 与盐的浓度无关； h 与盐的浓度有关。,Kh 值越大，相应盐的水解程度越大。,二、分步水解,多元弱酸盐或多元弱碱盐水解是分步的,如 Fe(OH)3的水解反应式,三、盐溶液pH的进似计算,例,计算0.10molL-1NaAc溶液的pH和水解度。,四、影响盐类水解度的因素,水解离子的本性Kh,如 Al2S3 +6H2O 2Al(OH)3+ 3H2S,盐溶液浓度、温度,一般来说，盐浓度越小，温度越高，盐的水解度越大。,盐溶液酸度,弱酸强碱盐：降低溶液的pH值，促进水解。,弱碱强酸盐：升高溶液的pH值，促进水解。,例如 将NaSiO3稀释，可析出H2SO3沉淀。 FeCl3在沸水中可以完全水解析出Fe(OH)3胶状沉淀,加入 HCl,五、盐类水解的抑制和利用,易水解盐溶液的配制,为抑制水解，必须将它们溶解在相应的碱或酸中。,Sn2+ + H2O + Cl- Sn(OH)Cl+ H+,加入 HCl,Sb3+ + H2O + Cl- SbOCl+ 2H+,+ H2O,H2S + OH-,利用盐类水解进行离子的分离和提纯,如 除去溶液中的Fe2+、Fe3+。,2. 降低酸度，调节溶液pH=34，促使 Fe3+水解，生成Fe(OH)3；,3. 加热，促使Fe3+水解，生成Fe(OH)3。,第四节 沉 淀 反 应,难溶电解质： 溶解度 0.01g/100gH2O,微溶电解质： 溶解度 0.1g0.01g/100gH2O,易溶电解质： 溶解度 0.1g/100gH2O,一、难溶电解质的溶度积和溶解度,1、溶度积常数,沉淀,溶解,AmBn(s) mAn+ (aq) + nBm- (aq),一般难溶物,即在一定温度下，难溶电解质的饱和溶液中，各组分离子浓度系数次方的乘积是一个常数。,请写出Ag2CrO4(s)的溶度积表达式？,2、溶解度与溶度积的关系,溶解度指在一定条件下，物质在一定量的溶剂中达到 饱和状态时所溶解的量。或者说单位体积溶液中(1L) 难溶电解质已溶解的物质的量。,单位：mol.L-1;g.L-1,溶解度是浓度的一种形式， 溶度积是平衡常数的一种形式。,(1) 都可以用来表示物质的溶解能力；,溶解度与溶度积的相互换算,对于AB(s) 型难溶电解质 AB(s) A+ (aq)+ B- (aq) 平衡时 s s,注意：此时溶解度单位应取mol.L-1,同理 AB2或A2B型难溶电解质,平衡浓度/molL-1 2s s,请推出任意类型难溶电解质AmBn的溶度积 与溶解度之间的关系。,已知298.15K时Ksp(AgI)=8.5210-17,计算298.15K时s(AgI)。,溶解度与溶度积的相互换算,例,平衡浓度/molL-1 x x,Ksp(AgI)=c(Ag+)/c c(I-)/c ,x=9.2510-9 molL-1,即 s(AgI)= 9.2510-9 molL-1,如 ZnS在饱和溶液中,s(ZnS)c(Zn2+)+c(Zn(OH)+),s(ZnS)c(S2-)+c(HS-),1.不适用于易水解的难溶电解质,且水解程度 S2- Zn2+, 使c(Zn2+) c(S2-),2.不适用于难溶弱电解质,s(AB)=c(AB)+c(A+)=c(AB)+c(B-),二、沉淀反应,1、溶度积规则,J=c(An+)mc(Bm+)n,溶度积规则,2、沉淀的生成,例,在10mL0.10molL-1MgSO4溶液中加入10mL 0.10molL-1NH3H2O,问有无Mg(OH)2沉淀生成？,例,在10mL0.10molL-1MgSO4溶液中加入10mL 0.10molL-1NH3H2O, 若使Mg(OH)2沉淀溶解, 最 少应加入多少摩尔NH4Cl？,c(NH4+)(8.210-2-1.110-5)molL-10.082molL-1,(0.0820.020)mol=0.0016mol,如 BaSO4(s) Ba2+ + SO42-,3、影响沉淀反应的因素,例,计算BaSO4在0.10molL-1Na2SO4溶液中的溶解度。(s=1.0410-5 molL-1),Na2SO4 2Na+ + SO42-,解：,BaSO4(s) Ba2+ + SO42-,平衡浓度/molL-1 s s +0.10,s =1.110-9molL-1 s,Ksp(BaSO4)=s(s+0.10)s 0.10=1.0810-10,为使离子沉淀完全，可加入过量沉淀剂 (一般过量20%50%); 一般来说，当c(离子)10-5molL-1,基本 沉淀完全。,M(OH)n(s) Mn+ + nOH-,如 M(OH)n型难溶氢氧化物,当c(Mn+)=1molL-1时，M(OH)n开始沉淀,例,为除去1.0molL-1ZnSO4溶液中的Fe3+, 溶液的pH值应控制在什么范围？,pH应控制为： 2.81pH5.74,调节溶液pH值, 可进行离子的分离和提纯。 如为除去1molL-1ZnSO4溶液中的Fe3+,溶液 2.81pH5.74,4、分步沉淀,实验,先析出淡黄色 AgI沉淀,后析出白色AgCl沉淀,第一步:判断先后沉淀的顺序。 生成两种沉淀分别需要Ag+的最低浓度为：,c2(Ag+) c1(Ag+) AgI先沉淀。,为达到分离，即AgI沉淀完全时AgCl不沉淀。,同类型,即Ag