第四章-酸碱和沉淀.ppt

2020 4 15 1 第四章酸碱和沉淀 2020 4 15 2 4 1强电解质的解离 4 2弱电解质的解离平衡 4 3盐类的水解 4 4沉淀溶解平衡 4 5沉淀溶解平衡的移动 4 6酸碱理论的发展 2020 4 15 3 4 2弱电解质的解离平衡 4 2 1水的解离平衡4 2 2一元弱酸 弱碱的解离平衡4 2 3多元弱酸的解离平衡4 2 4缓冲溶液 2020 4 15 4 4 2 1水的解离平衡 1 水的离子积常数 c H cq c OH cq 1 0 10 14 2020 4 15 5 Kw 是平衡常数 与温度有关 无论水溶液是中性 酸性或碱性 在一定温度下Kw 始终成立 Kw 1 0 10 14 298K 中性溶液c H 1 0 10 7mol L 1 c OH 酸性溶液c H 1 0 10 7mol L 1 c OH 碱性溶液c H 1 0 10 7mol dm 3 c OH c H 越大 溶液的酸性越强c OH 越大 溶液的碱性越强 c H cq c OH cq 1 0 10 14 2 溶液的酸碱性和pH值 2020 4 15 6 一些 溶液 的pH值 人血液pH超出 0 4将有生命危险 pH标度适用范围 1 10 14 c H 10 PH 14 2020 4 15 7 测定溶液酸碱性的方法 酸度计 较精确 pH试纸或酸碱指示剂 粗测 3 酸碱指示剂 P114 定义 借助于颜色的改变来指示溶液pH值的物质叫酸碱指示剂 一般为有机弱酸或弱碱 2020 4 15 8 2020 4 15 9 c HIn c In 10 溶液显HIn的颜色 红色 c In c HIn 10 溶液显In 的颜色 黄色 此时pH pKHIn 1 指示剂的理论变色范围 几种常见酸碱指示剂 甲基橙3 1 4 4红 橙 黄甲基红4 4 6 2红 橙 黄石蕊5 0 8 0红 紫 蓝酚酞8 0 10 0无色 粉红 红 2020 4 15 10 思考 某溶液使甲基橙显黄色 使酚酞显无色 则该溶液 pH值在4 4 8 0之间 用单一指示剂只能确定溶液的pH值范围 但不能确定溶液的酸碱性 pH试纸是将滤纸经多种指示剂的混合溶液浸透 晒干制成 该试纸在不同的pH值溶液中显示不同的颜色 将显示色与标准比色卡比较 即可判断溶液的pH值 2020 4 15 11 4 2 2一元弱酸 弱碱的解离平衡 1 解离平衡常数 起始浓度c000平衡浓度c0 c H c H c H 一元弱酸 2020 4 15 12 c H 2 Ka c H c Ka c0c 0 化简得 2020 4 15 13 一元弱碱 起始浓度c000平衡浓度c0 c oH c oH c oH 2020 4 15 14 2 解离度 弱酸弱碱在溶液中解离的百分数 当溶液稀释时 弱电解质的解离度必相应地增大 这一规律称为稀释定律 2020 4 15 15 例1 求0 10mol L 1HAc溶液的c H 和解离度 298K Ka 1 8 10 5 解 设平衡时解离的HAc浓度为xHAcH Ac 起始相对浓度0 1000平衡相对浓度0 10 xxx 2020 4 15 16 1 精确解上述方程 得 2020 4 15 17 2 用近似公式 时 与精确解 1 34 10 3 绝对误差 1 2020 4 15 18 自学P106例4 2 2020 4 15 19 例 H3PO4H H2PO4 Ka1 7 11 10 3H2PO4 H HPO42 Ka2 6 34 10 8HPO42 H PO43 Ka3 4 79 10 13 一 特点 1 分步解离 2 Ka1 Ka2 Ka3原因 1 从负离子H2PO4 和HPO42 解离出H 比从H3PO4解离出H 困难得多 2 第一步解离生成的H 抑制第二步解离和第三步解离 4 2 3多元弱酸的解离平衡 2020 4 15 20 例4 3求浓度为0 05mol dm 3H2S水溶液的c H c HS c S2 已知 H2S aq 的Ka1 1 1 10 7 Ka2 1 3 10 13 分析 Ka1 Ka2 c H 只需按第一步解离计算 2020 4 15 21 c H c HS 7 4 10 5mol dm 3 2020 4 15 22 c S2 由第二步电离计算 可见 二元弱酸水溶液中 c 二元弱酸根 Ka2 c H c HS 7 4 10 5mol dm 3 2020 4 15 23 对二元弱酸H2A来说 溶液中的c H 由第一级电离决定 c HA c H 比较二元弱酸的强弱 只需比较K1 即可 c A2 K2 2020 4 15 24 作业 P142 1444 2 2020 4 15 25 0 1mol L 1HAc 甲基橙 滴加0 1mol L 1NaAc 1 同离子效应 4 2 4缓冲溶液 HAc NaAc 2020 4 15 26 在弱电解质溶液中加入一种含有相同离子的强电解质 使弱电解质电离平衡向左移动 从而降低弱电解质电离度的现象叫做同离子效应 2020 4 15 27 教材P107例4 4 求c OH 和 解 1 NH3 H2O NH4 OH 起始浓度0 1000平衡浓度0 10 xxx x 0 1 100 1 34 NH3 H2O NH4Cl 2020 4 15 28 2 加入NH4Cl后 NH3 H2O NH4 OH 起始浓度0 100 20平衡浓度0 10 y0 2y Kb 0 2y 0 1 y y c OH 9 0 10 6mol dm 3 y 0 1 100 9 0 10 3 2020 4 15 29 在弱电解质的溶液中 加入其它强电解质 使弱电解质解离度增大的效应 称盐效应 解释 强电解质的加入 增大了溶液的离子强度 离子间相互牵制作用增强 离子结合为分子的机会减小 即分子化速度降低 因而重新达到平衡时电离度有所增加 2 盐效应 异离子效应 同离子效应存在的同时 也存在盐效应 但盐效应很弱 一般计算中可忽略 2020 4 15 30 例4 3 在氨水溶液中分别加入HCl NH4Cl NaCl NaOH H2O对氨水电离平衡有何影响 pH有何变化 2020 4 15 31 解 NH3 H2O NH4 OH pHHClNH4ClNaClNaOHH2O 变大 变小 变小 变小 变小 变大 变小 变大 变大 变大 2020 4 15 32 50mLHAc NaAc c HAc c NaAc 0 10mol L 1 pH 4 74 加入1滴 0 05mL 1mol L 1HCl 加入1滴 0 05mL 1mol L 1NaOH 实验 50mL纯水pH 7 pH 4 73pH 4 75 pH 3pH 11 3 缓冲溶液 1 定义与组成 2020 4 15 33 定义 能够抵抗外加少量酸 碱或稀释的影响 而自身的pH值基本不变的溶液 称为缓冲溶液 组成 弱酸和它的盐HAc NaAc弱碱和它的盐NH3 H2O NH4Cl多元弱酸的酸式盐及其对应的次级盐NaH2PO4 Na2HPO4 NaHCO3 Na2CO3 2020 4 15 34 以HAc NaAc体系为例说明 加入少量OH 它与H 结合生成水 平衡向右移动 加入少量H 平衡向左移动 不论加酸还是加碱 溶液的酸度保持相对稳定 当外加少量水稀释时 一方面降低了溶液H 浓度 另一方面由于电离度增大 平衡向H 浓度增大的方向移动 两者相互作用的结果使溶液H 浓度基本不变 PH不变 2 缓冲原理 简写为 HAcH Ac 2020 4 15 35 3 缓冲溶液pH值的计算P110 111 始态浓度C酸0C盐平衡浓度C酸 xxC盐 x 2020 4 15 36 对弱酸 弱酸盐组成的酸性缓冲液 对弱碱 弱碱盐组成的碱性缓冲液 2020 4 15 37 例8将0 4mol L 1HAc与0 2mol L 1NaOH等体积混合 1 求混合溶液的pH值 2 若往1升该混合液中分别加10mL0 1mol L 1HCl和NaOH溶液 混合液的pH值如何变化 已知HAc的 解 1 混合后HAc与NaOH发生反应 HAc OH Ac H2O c Ac c OH 0 20V 2V 0 1mol L 1 c HAc 0 40V 0 20V 2V 0 1mol L 1 2020 4 15 38 2 当加入10mL0 1mol L 1HCl后 c HAc 增加 c Ac 减少 4 74 lg 4 73 0 101 0 099 2020 4 15 39 当加入10mL0 1mol L 1NaOH后 c HAc 减小 c Ac 增大 缓冲溶液的缓冲作用是显著的 加10mLH2O 混合液的pH值如何变化 稀释前后缓冲组分物质的量不变 故pH不变 4 74 lg 4 75 0 099 0 101 2020 4 15 40 缓冲溶液的缓冲能力取决于缓冲组分浓度的大小即缓冲组分浓度的比值 1 当缓冲组分的浓度较高时 缓冲能力较大 2 当缓冲组分的总浓度一定时 二者浓度比为1 1时缓冲能力最大 4 缓冲溶液的选择和配制 2020 4 15 41 1 在配制缓冲溶液时 虽应使缓冲组分的浓度较大 但不宜过大 否则易造成对化学反应或生化反应的不良影响 化学中一般使酸 碱及其对应盐的浓度在0 1 1mol L 1之间 2 此外 还要控制缓冲组分的浓度比在1 10到10 1范围内 即控制其PH 1范围内 2020 4 15 42 2 选择的缓冲液不与反应物或生成物发生反应 配制药用缓冲溶液时还应考虑溶液的毒性 配制缓冲溶液的步骤 1 首先找出与溶液所需控制的pH值相近的pK值的弱酸或弱碱 2020 4 15 43 例4 6P112配制pH 5 0的缓冲溶液练习 欲配制250cm3的pH 5 0的缓冲溶液 问在12 0cm36 0mol dm 3的HAc溶液中应加入NaAc 3H2O M 136 08g 多少克 已知HAc的PK 4 74 2020 4 15 44 2020 4 15 45 人体血液本身就是一种多组分的缓冲溶液 含有H2CO3 NaHCO3 Na2HPO4 NaH2PO4 HHb NaHb HA NaA等多种缓冲体系 使人体内PH值恒定在7 40 0 05 否则PH的改变一旦超过0 4个单位 就会有生命危险 土壤中由于硅酸 磷酸腐殖酸等及其盐的缓冲作用 使PH恒定在5 8间 以适宜农作物生长 5 缓冲溶液的应用 2020 4 15 46 4 3盐的水解 盐的水解 是指盐的组分离子跟水电离出的H 或OH 结合生成弱电解质的反应 是中和反应的逆反应 2020 4 15 47 1 弱酸强碱盐 一元弱酸强碱盐的水解溶液显碱性 多元弱酸强碱盐的水解多元弱酸强碱盐的水解是分步进行的 多元弱酸强碱盐一般只考虑一级水解 二级水解可忽略不计 溶液显碱性 4 3 1各种盐的水解 2020 4 15 48 Ac H2O HAc OH Kh c HAc c c OH c c Ac c c HAc c c OH c c H c c Ac c c H c Kw Ka 例如NaAc的水解 5 6 10 10 NaAc的水解呈碱性 如何求NaAc溶液的pH值 2020 4 15 49 Ac H2O HAc OH Kh 设NaAc的起始浓度为c0 c HAc c c OH c c Ac c 起始浓度 c000 平衡浓度 c0 xxx x c 2 c0 x c 因为Kh 5 6 10 10 很小 c0 x c0 所以 c0 c Kh 400 2020 4 15 50 请自学教材P117例4 8 2 强酸弱碱盐一元强酸弱碱盐的水解 溶液显酸性 2020 4 15 51 NH4 H2O NH3 H2O H Kh Kw Kb 设NH4Cl的起始浓度为c0 起始浓度 c000 平衡浓度 c0 xxx x c 2 c0 x c 因为Kh 5 6 10 10 很小 c0 x c0 所以 x c H Kh c0c Kw c Kb c0 例 c0 c Kh 400 2020 4 15 52 Ka Kb时pH 7溶液呈中性Ka Kb时pH7溶液呈碱性 3 弱酸弱碱盐 弱酸弱碱盐其阴 阳离子都水解 溶液酸碱性决定于Ka和Kb的相对大小 2020 4 15 53 1 弱酸弱碱盐的水解常数 例NH4Ac的水解 c NH3 H2O c c HAc c c NH4 c c Ac c Kh c NH3 H2O c c HAc c c H c c OH c c NH4 c c Ac c c H c c OH c 2020 4 15 54 2 弱酸弱碱盐的c H 一元弱酸弱碱盐MB 起始浓度为c0 M H2O M OH H B H2O HB OH c H c MOH c HB c MOH c c H c c M c 有1个M OH 生成 则产生1个H 而有一个HB生成则有1个OH 去中和一个H 故 由此可得出 2 由此可得出 3 1 2020 4 15 55 将 2 和 3 代入 1 中 将上式两边分别乘以KaKbc H c 得 当弱酸弱碱的Kh 都很小时 c M 和c A 的水解程度极小 近似有 c M c A c0 2020 4 15 56 可见弱酸弱碱盐水溶液的c H 与盐溶液的浓度无直接关系 但该式成立的前提是Ka与c0相比很小且c0 Ka 所以盐的起始浓度c0不能过小 2020 4 15 57 pH 6 23 例 求0 10mol dm 3的NH4F溶液的pH 解 c0 Ka 多元弱酸的酸式盐如Na2HPO4 NaH2PO4 NaHS NaHCO3 NaHSO4等 它们在水溶液中的水解情况比较复杂 水溶液的酸性如何 主要看它们电离和水解度的相对大小 以NaHCO3为例讨论弱酸的酸式盐溶液的c H HCO3 H2O H2CO3 OH c OH c H2CO3 c CO32 4 多元弱酸的酸式盐的水解 2020 4 15 59 c OH c H2CO3 c CO32 Kw c c H Ka2 c HCO3 c H Ka1 Kw c 3 Ka2 c HCO3 c 2 c HCO3 c H 2 c c 2020 4 15 60 c H Ka1 Ka2 c 2 Ka2 4 7 10 11 HCO3 H2O H2CO3 OH 表明HCO3 电离度小 2 2 10 8 水解度也小 c HCO3 c0 c H Ka1 Kw c 3 Ka2 c0c 2 c0 Ka2 c0 Kw c 2020 4 15 61 NaHANaH2PO4Na2HPO4 多元弱酸的酸式盐PH值的近似计算公式 2020 4 15 62 4 3 3影响水解平衡的因素1 平衡常数 水解产物弱酸的Ka 或弱碱的Kb 越小 对应盐的水解程度越大 如水解产物为难溶或挥发性弱电解质 则水解可近乎完全 Al2S3 H2O 2Al OH 3 3H2S 双水解 泡沫灭火器 Al3 HCO32 Al OH 3 CO2 2020 4 15 63 2 温度盐的水解一般是吸热过程 H 0 温度升高 水解平衡常数增大 即盐的水解度增大 如 FeCl3的水解 加热 水解液颜色由常温的黄色 棕红 棕红沉淀 2020 4 15 64 3 盐的浓度 水解常数Kh 一定时 盐的起始浓度c0越小 水解度h越大 即稀溶液的水解度比较大 2020 4 15 65 4 溶液的pH值因盐的水解常使溶液显示酸性或碱性 所以控制溶液的酸碱性 可促进或抑制水解反应 KCN 为阻止剧毒物HCN的生成 在配制KCN溶液时 应先在水溶液中加入适量强碱KOH 以抑制水解 实验室配Na2S溶液 将一定量的Na2S与NaOH同时溶于水 再稀释至所需浓度 2020 4 15 66 实验室配SnCl2溶液 先将固体用浓盐酸溶解 加热 后 再加水冲稀至所需浓度 保存时加Sn粒防氧化 Cl2 Cl HCl 2020 4 15 67 实验步骤 在上层清液中滴加KI溶液后 有黄色沉淀产生 实验现象 结论解释 将少量的PbI2固体加入装有适量水的试管中 震荡 几滴KI溶液 PbI2 4 4沉淀 溶解平衡 2020 4 15 68 溶解PbI2 s Pb2 aq 2I aq 沉淀 PbI2在水中溶解平衡 尽管PbI2固体难溶于水 但仍有部分Pb2 和I 离开固体表面进入溶液 同时进入溶液的Pb2 和I 又会在固体表面沉淀下来 当这两个过程速率相等时 Pb2 和I 的沉淀与PbI2固体的溶解达到平衡状态即达到沉淀溶解平衡状态 PbI2固体在水中的沉淀溶解平衡可表示为 2020 4 15 69 4 4 1溶度积常数 Ksp 在一定温度下 难溶电解质在溶液中达到沉淀溶解平衡状态即达到饱和时 离子浓度保持不变 或一定 其离子浓度的幂次方的乘积为一个常数 这个常数称之为溶度积常数简称为溶度积 用Ksp 表示 概念 溶解 沉淀 表达式 BaSO4 s Ba2 aq SO42 aq Ksp c Ba2 c c SO42 c AmBn s mAn aq nBm aq 通式 Ksp c An c m c Bm c n 2020 4 15 70 Ksp 大小一般可由实验方法测定 也可由热力学方法计算 课本P559附录七列出了常温下某些难溶电解质的溶度积的实验数据Ksp 溶度积Ksp 的性质 溶度积 Ksp 的大小与难溶电解质本性和温度有关 与沉淀的量无关 离子浓度的改变可使平衡发生移动 但不能改变溶度积 2020 4 15 71 4 4 2溶度积和溶解度的关系 难溶电解质的溶解度 在一定温度下 1L难溶电解质的饱和溶液中所溶解的难溶电解质的量 用S表示 单位为mol L 1 对水溶液来说 通常以饱和溶液中每100g水中所含溶质质量来表示 即以g 100g水表示 2020 4 15 72 设难溶物的溶解度为smol L 1 溶解平衡时 ss Ksp Ksp s c s c s Ksp 2s 2 s 2ss Ksp s 2s 2 s2s Ksp 3s 3 s Ksp s 3s 3 3ss s3s c c c c 2020 4 15 73 归纳得出难溶电解质Ksp 与S的关系如下 1AB型 2A2B型或AB2型 3A3B型或AB3型 4AmBn型 2020 4 15 74 例9 1 已知试求AgCl和Ag2CrO4的溶解度 解 1 设AgCl的溶解度为S1 mol L 1 则 AgCl s Ag aq Cl aq 平衡S1S1 2 设Ag2CrO4的溶解度为S2 mol L 1 则 Ag2CrO4 s 2Ag aq CrO42 aq 平衡2S2S2 2020 4 15 75 Ksp c An c m c Bm c n ms m ns n c m n mm nn s m n c m n msns 设难溶电解质AmBn的溶解度为smol L 1 溶解平衡时 同类型的物质 Ksp AgCl Ksp AgBr Ksp AgI 溶解度 S AgCl S AgBr S AgI 试比较氯化银和铬酸银的溶解度 AgCl1 8 10 101 3 10 5Ag2CrO41 12 10 126 5 10 5 Ksp s mol L 1 2020 4 15 76 有人说Ksp 越小 其物质的溶解度就越小 你认为正确吗 2020 4 15 77 对于同类型 如AB型 的难溶物 Ksp 越小 溶解度s越小 不同类型的必须经计算后才能进行比较 结论 2020 4 15 78 例1298K时 Ksp CuS 6 3 10 36 Ksp Ag2S 6 3 10 50 求CuS和Ag2S在纯水中溶解度 解 Ksp CuS Ksp Ag2S s CuS s Ag2S 例2298K时 Ag2CrO4s 2 2 10 2g L 1 求Ag2CrO4Ksp M Ag2CrO4 331 8g mol 1 解 s Ag2CrO4 6 6 10 5mol L 1 2 2 10 2g L 1 331 8g mol 1 Ksp Ag2CrO4 4 s c 3 4 6 6 10 5 3 1 1 10 12 2020 4 15 79 将AgNO3溶液与NaCl溶液混合一定有沉淀析出吗 如何判断沉淀的溶解和生成呢 2020 4 15 80 根据吉布斯自由能变判据 rGm RTlnQ K 把上式应用于沉淀 溶解平衡 Q c An m c Bm n c m n Q在此称为难溶电解质的离子积 4 5沉淀 溶解平衡的移动 2020 4 15 81 从热力学的等温方程式来判断 只是将平衡常数K 换成具体的Ksp 则存在着如下关系 以上规律称为溶度积规则 应用溶度积规则可以判断沉淀的生成和溶解 1 Q Ksp 时 平衡向向移动 沉淀 2 Q Ksp 时 处于状态 3 Q Ksp 时 平衡向向移动 沉淀 逆 析出 平衡 正 溶解 2020 4 15 82 将4 10 3mol L的AgNO3溶液与4 10 3mol L的NaCl溶液等体积混合能否有沉淀析出 Ksp AgCl 1 8 10 10 练习 2020 4 15 83 4 5 1沉淀的生成 Q Ksp 沉淀生成 常用的方法有 1 加入沉淀剂 沉淀完全的标志 某种离子的浓度小于1 10 5mol L 1认为该离子已经沉淀完全 2020 4 15 84 例1等体积混合0 002mol L 1Na2SO4溶液和0 02mol L 1BaCl2溶液 是否有BaSO4沉淀 SO42 是否沉淀完全 Ksp BaSO4 1 1 10 10 解 c SO42 1 2 0 002 1 0 10 3mol L 1c Ba2 1 2 0 02 0 01mol L 1Q c SO42 c Ba2 1 0 10 3 0 01 1 0 10 5 Q Ksp BaSO4 1 1 10 10 有BaSO4沉淀生成 析出BaSO4沉淀后 溶液中过量c Ba2 0 01 0 001 0 009mol L 1溶液中剩余的c SO42 Ksp BaSO4 c Ba2 1 2 10 8mol L 1 1 1 10 10 0 009 c SO42 1 2 10 8mol L 1 1 0 10 5mol L 1 SO42 可认为沉淀完全了 2020 4 15 85 例225 时Mg OH 2的溶解度s 6 53 10 3g L 1 在10 0mL0 10mol L 1MgCl2溶液中加入10 0mL0 10mol L 1NH3 H2O有无沉淀析出 Kb NH3 H2O 1 8 10 5 M Mg OH 2 58 32g mol 1 Ksp Mg OH 2 4 s c 3 4 1 12 10 4 1 3 5 62 10 12 又 c Mg2 0 10 2 0 05mol L 1c NH3 H2O 0 10 2 0 05mol L 1 c0 c Kb NH3 H2O 0 05 1 8 10 5 2 8 103 400 2020 4 15 86 Q c Mg2 c OH 2 0 05 9 5 10 4 2 4 5 10 8 Q Ksp Mg OH 2 5 62 10 12 有Mg OH 2 要控制Mg OH 2沉淀不生成 需加入多少克NH4Cl固体 要使Mg OH 2 不生成 必须Q Ksp 此时c Mg2 不变 只有降低c OH c OH c Mg2 Ksp c 3 5 62 10 12 1 0 050 1 1 10 5mol L 1 c NH4 Kb NH3 H2O c NH3 H2O c OH m c V M 0 082 0 020 53 5 0 088g NH3 H2ONH4 OH Kb NH3 H2O 2020 4 15 87 2 控制溶液的酸度 例3若溶液中有0 010mol L 1Fe3 Mg2 时 若使两者分开 溶液pH应控制多大 Ksp Mg OH 2 5 6 10 12 Ksp Fe OH 3 2 79 10 39 解 Fe OH 3开始沉淀时 6 5 10 13mol L 1 Mg OH 2开始沉淀时 2020 4 15 88 2 4 10 5mol L 1 Fe OH 3先沉淀 当Fe OH 3沉淀完全时 1 0 10 5 6 5 10 12mol L 1 溶液pH在2 81 9 38时 可将Fe3 和Mg2 分开 pH 2 81 c OH 1 c OH 2 pH 9 38 2020 4 15 89 4 5 2沉淀的溶解 Q KSP 不要求相关计算 1 生成弱电解质CuS 2H Cu2 H2S 2 发生氧化还原反应3CuS 2NO3 8H 3Cu2 3S 2NO 4H2O 3 生成配合物AgCl 2NH3 Ag NH3 2 Cl 2020 4 15 90 4 5 3分步沉淀 分步沉淀的原则 1 相同类型难溶电解质 被沉淀离子起始浓度基本相同 则Ksp 小的先沉淀 Ksp 大的后沉淀 如 在Cl Br I 溶液中加AgNO3 I 先沉淀 Cl 后沉淀 2 不相同类型的难溶电解质 或被沉淀离子起始浓度不相同 则根据溶度积规则 求出各种离子沉淀时所需沉淀剂的浓度 所需最低浓度的离子先沉淀 所需浓度最大的最后沉淀 混合溶液中的离子发生先后沉淀的现象称分步沉淀 2020 4 15 91 5 4 4 沉淀的转化 沉淀的转化 从一种沉淀转化为另一种沉淀的过程 PbSO4 s SO42 aq Pb2 aq S2 aq PbS s PbSO4 s S2 aq PbS s SO42 aq Ksp 2 53 10 8 Ksp 8 0 10 28 K c SO42 c S2 c Pb2 c Pb2 Ksp PbSO4 Ksp PbS 2 53 10 8 8 0 10 28 3 16 1019 相同类型的难溶电解质 一般Ksp 大易向Ksp 小的转化 2020 4 15 92 4 6酸碱理论的发展 酸碱理论 1 酸碱电离理论2 酸碱质子理论3 酸碱电子理论4 酸碱溶剂理论5 软硬酸碱理论 2020 4 15 93 4 6 1酸碱电离理论 ionization 电解质在水溶液中能电离电离产生的阳离子全部是H 的物质是酸电离产生的阴离子全部是OH 的物质是碱 按照阿累尼乌斯酸碱电离理论 酸碱反应的实质就是酸电离出来的H 与碱电离出来的OH 结合生成水的反应 Na2CO3 Na3PO4 2020 4 15 94 1 酸碱定义 酸 凡能给出质子的物质称为酸 protondonor 如 NH4 HCl HAc H2CO3等碱 凡能接受质子的物质称为碱 protonacceptor 如 NH3 Ac OH 等 两性物质 既能给出质子又能接受质子的物质 如 HCO3 H20等 按照酸碱质子理论 酸碱既可以是阳离子 阴离子 也可以是中性分子 酸碱质子理论中没有盐的概念 4 6 2酸碱质子理论 2020 4 15 95 2 共轭酸碱与共轭酸碱对 HAcAc H 碱 质子共轭酸 酸共轭碱 质子 酸与它的共轭碱或碱与它的共轭酸就构成了一对儿共轭酸碱对 共轭酸碱对的特征是两者之间相差一个质子 2020 4 15 96 例1判断下列酸碱对是否是共轭酸碱对 1 NH4 NH3 2 HNO3 NO3 3 H2SO4 SO42 4 H2C2O4 HCO3 2020 4 15 97 简写 弱酸 弱碱在水溶液中的解离反应 2020 4 15 98 电离常数的大小 表示了弱酸弱碱的电离程度的大小 Ka Kb 越大 表示弱酸弱碱的电离程度越大 溶液的酸 碱性越强 电离常数是一种平衡常数 它只与温度有关 与浓度无关 2020 4 15 99 共轭酸碱对Ka 和Kb 的关系 在一共轭酸碱对中 酸的酸性越强 其共轭碱的碱性就越弱 反之 酸越弱 其共轭碱就越强 2020 4 15 100 5 酸碱反应 注意 酸碱半反应不可能单独发生 酸在给出质子的同时必须有另外的与它是非共轭关系的碱接受质子酸碱反应才能够发生 酸碱反应的实质是质子的转移 酸的半反应 HCl 酸1 Cl 碱1 H 碱的半反应 NH3 碱2 H NH4 酸2 酸碱反应 HCl 酸1 NH3 碱2 Cl 碱1 NH4 酸2 2020 4 15 101 质子论不仅适用于水溶液 也适用于气相和非水溶液中的酸碱反应 缺陷 只限于质子的接受和放出 无法解释不含氢类化合物的反应 CaO SO3 CaSO3 2020 4 15 102 作业P143 1444 144 17 2020 4 15 103 本章小结 一 基本概念 1 酸碱指示剂 3 缓冲溶液 2 同离子效应与盐效应 二 计算 酸碱反应与酸碱平衡 4 酸碱理论 1 一元强酸碱溶液PH的计算 2 一元弱酸碱溶液PH及解离度的计算 3 一元弱酸碱盐溶液PH及水解度h的计算 4 缓冲溶液PH的计算 2020 4 15 104 1 酸碱指示剂 借助于颜色的改变来指示溶液pH值的物质叫酸碱指示剂 一般为有机弱酸或弱碱 几种常见酸碱指示剂 甲基橙3 1 4 4红 橙 黄甲基红4 4 6 2红 橙 黄石蕊5 0 8 0红 紫 蓝酚酞8 0 10 0无色 粉