无机化学酸碱反应与沉淀反应市公开课一等奖百校联赛特等奖课件

第3章酸碱反应和沉淀反应

Chapter3Acid-baseReactionandDepositionReaction

3.1水解离与溶液酸碱性

3.2弱电解质解离反应

3.3盐类水解

3.4沉淀反应第1页引导课堂教学问题1、大家日常生活离不开酸、碱、盐，经过试验总结酸、碱性质规律，归纳理论有哪些？2、水作为最常见溶剂，水溶液本质大家是怎样了解；水中酸碱反应本质是什么？3、物质从水中为何能析出，也就是沉淀出来？饱和溶液性质？复习、预习提要1、复习化学反应方向判据、平衡常数以及化学平衡移动规律；2、回顾酸碱电离理论，认识弱酸、碱解离平衡；3、弱酸、弱碱溶液中离子浓度计算；4、酸碱反应本质？沉淀-溶解平衡及其移动；第2页3.1水解离与溶液酸碱性当代酸碱理论介绍1887年,S.A.Arrhenius提出酸碱电离理论（仅适合用于水溶液中）1923年,J.N.Brönsted和T.M.Lowry提出酸碱质子理论：凡能给出质子物质（分子或离子）都是酸，凡能与质子结合物质（分子或离子）都是碱。1923年,G.N.Lewis提出酸碱电子理论:凡是能接收电子正确物质为酸，凡是能给出电子正确物质为碱。该理论依据于物质结构，使酸碱概念更扩展了。第3页3.1.1酸碱质子理论

(protontheoryofacid-base)

（质子传递理论）酸碱定义:凡能给出质子物质（分子或离子）都是酸，凡能与质子结合物质（分子或离子）都是碱。

酸和碱之间这种关系，称为酸碱共轭关系，这一对酸碱称为共轭酸碱对。酸或碱，能够是分子、正离子或负离子；有些物质还可既是酸又是碱。

酸碱+质子共轭酸共轭碱+质子H2PO4-(aq)HPO42-(aq)+H+(aq)HCO3-(aq)CO32-(aq)+H+(aq)H3PO4

(aq)H2PO4-(aq)+H+(aq)Ac-(aq)+H+(aq)HAc(aq)NH4+(aq)NH3(aq)+H+(aq)H2O(l)OH-(aq)+H+(aq)H3O+(aq)H2O

(l)+H+(aq)第4页共轭酸碱对表示一个酸碱半反应。若酸越易给出质子，则其共轭碱就越难接收质子，即酸越强，其共轭碱就越弱；反之，酸越弱，其共轭碱就越强。不过酸不能自动放出质子，必须有碱来接收质子；反之碱也如此。所以两对共轭酸碱对之间质子传递反应，即质子受授过程就是常见酸碱反应。该理论不但适应于水体系，而且适应于非水体系。

酸1+碱2

碱1+酸2H+HCl+H2OCl-+H3O+H2O+NH3OH-+NH4+NH3+H2ONH4++OH-

HCl+NH3Cl-+NH4+OH-+HAcH2O

+Ac-

H2O+H2OOH-+H3O+HCl(g)+NH3(g)NH4Cl(s)第5页3.1.2水解离反应和溶液酸碱性水解离反应

研究表明：纯水有微弱解离。在纯水或水溶液中，存在着水解离平衡：试验测得25℃时纯水中，c(H+)和c(OH-)各等于1.0×10-7mol·L-1因为水解离度很小，纯水浓度可看作常数，所以，K

w称为水离子积。与其它平衡常数一样，K

w是温度函数，室温下普通按K

w=1.0×10-14来处理。H2O(l)+H2O(l)OH

(aq)+H3O+(aq)第6页所以，溶液酸碱性取决溶液中c(H+)与c(OH-)相对大小：酸性溶液c(H+)＞1.0×10-7mol·L-1＞c(OH-)pH＜7

中性溶液c(H+)=1.0×10-7mol·L-1=c(OH-)pH=7

碱性溶液c(H+)＜1.0×10-7mol·L-1＜

c(OH-)pH＞7水解离平衡随水中c(H+)和c(OH-)改变而发生移动。在纯水中c(H+)=c(OH-)，若加入酸或碱形成溶液，c(H+)或c(OH-)发生改变，水解离平衡发生移动。到达新平衡是c(H+)不等于c(OH-)，不过c(H+)·c(OH-)=K

w。溶液酸碱性与pH值第7页定义：pH=-lg[c(H+)/c

]，pOH=-lg[c(OH-)/c

]，

pK

w=-lgK

w，

pH+pOH=pK

w=14pH值越大，溶液酸性越弱，碱性越强。溶液pH值通惯用酸碱指示剂或pH试纸来确定。3.2弱电解质解离反应3.2.1弱电解质解离平衡和解离常数在一定温度下，弱电解质分子与溶剂水分子之间发生质子传递反应，达平衡时会有部分弱电解质分子解离，那么已解离弱电解质分子与未解离弱电解质分子之间平衡称为弱电解质解离平衡。第8页

HA(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+A-(aq)

K

a,K

b称为HA,B-标准解离常数,Ka,Kb称为HA,B-试验解离常数，它们都含有平衡常数特征，其值越小，表示电解质越弱。电离常数能够经过试验测得，也能够利用热力学方法依据化学热力学数据计算求得。

K

b

=

{ceq(HB)/c

}.{ceq(OH-)/c

}

ceq(B

)/c

B-(aq)+H2O(l)HB

(aq)+OH-(aq)

Ka(HA)=ceq(H3O+).ceq(A-)

ceq(HA)

K

a

(HA)=

{ceq(H3O+)/c

}.{ceq(A-)/c

}

ceq(HA)/c

第9页分步解离：多元弱电解质解离是分级进行，且解离常数是逐层减小。以硫化氢水溶液为例来说明解离度：弱电解质溶液达平衡后，已解离弱电解质分子百分数，用表示：3.2.2解离度与稀释定律第10页起始浓度/(mol·L-)c00平衡浓度

(mol·L-)c-c

c

c

HAc+H2OH3O++Ac-

以HAc为例来说明AB型弱电解质K

i与

关系

Ka

={ceq(H+)/c

}.{ceq(Ac-)/c

}

ceq(HAc)/c

=

c/c

·c/c

c/c

2

c/c

(1-

)

=(1-

)这就是稀释定律，表明某一弱电解质，在一定温度下，解离度随浓度降低而增大。所以，用解离度表示电解质相对强弱时，必须指明电解质浓度，而解离平衡常数更确切反应电解质本性。普通来说，K

i

值小于等于10-4电解质称为弱电解质；K

i

在10-2~10-3为中强电解质；K

i

大于10-2称为强电解质。第11页3.2.3弱酸或弱碱溶液中离子浓度计算任何一元弱酸在水溶液中存在着以下解离平衡:设一元弱酸起始浓度为c，当(c/c

)

·K

a20K

w时，可忽略水自解离。在溶液中:(c为HA起始浓度)

HA+H2OH3O++A-

H2O+H2OH3O+(aq)+OH-(aq)

第12页

此式为近似计算HA型弱酸溶液中c(H+)比较准确式H+为H3O+简写，c

省略第13页该式为一元弱酸氢离子浓度最简计算式c

省略第14页同理可推得一元弱碱溶液中

B-+H2OHB

+OH-第15页任何共轭酸碱解离常数之积等于水离子积，即：

K

a·K

b=

K

w以HAc和Ac-（NaAc)为例证实：H3O++Ac

H2O

+HAc

Ka

={ceq(H3O+)/c

}.{ceq(Ac-)/c

}

ceq(HAc)/c

酸解离：OH

+HAcH2O

+Ac

Kb

={ceq(HAc)/c

}.{ceq(OH

)/c

}

ceq(Ac

)/c

其共轭碱：上述两式相加得：

H2O+H2OH3O+(aq)+OH

(aq)

K

a·K

b=

K

w第16页例1.计算：0.100mol·L-1HAc溶液pH值。解：查表Ka

(HAc)=1.75

10-5

因为c/Ka

=0.100/(1.75

10-5)=5714>500用最简式计算：误差很小，可作简化出理第17页例2.计算：1.00

10-5mol·L-1HAc溶液pH值。解：查表Ka

(HAc)=1.75

10-5

因为c/Ka

=1.00

10-5/(1.75

10-5)=0.571<500若用最简式计算：H+浓度竟比HAc起始浓度还要大，显然结果不合理第18页例3：分别计算0.1mol·L-1NH3·H2O、NH4Cl水溶液pH值。解：查表得Kb

(NH3·H2O)=1.76

10-5

因为c/Kb

=0.100/(1.76

10-5)>500用最简式计算：NH4Cl第19页例4：分别计算0.1mol·L-1NaAc、H2S水溶液pH值。解：Ac

+H2O

HAc+OH

Kb

(Ac

)=Kh

(NaAc)

Ka

(HAc)·Kb

(Ac

)=Kw

查表Ka

(HAc)=1.75

10-5，

Kb

(Ac

)=5.7

10-10

因为c/Kb

=0.100/(5.7

10-10)>500第20页K

a1(H2S)远远大于K

a2(H2S)，以一元弱酸来处理c(S2

)=1.3×10-13mol·L-1

H2S水溶液饱和c(H2S)

0.1mol·L-1，[c(H3O+)]2·c(S2-)=1.4×10-21.即：在H2S水溶液[c(H3O+)]2与c(S2-)成反比，经过改变酸度来改变c(S2-)第21页例5：在常温常压下，向0.30mol/dm3HCl溶液中通入H2S气体直至饱和，试验测得H2S浓度近似为0.10mol/dm3

，计算溶液中S2–浓度。解：饱和H2S溶液，c(H2S)

0.1mol·L-1

;[c(H3O+)]2.c(S2

)=K

a1(H2S)×

K

a2(H2S)×c(H2S)=1.0×10–21c(S2

)=1.0×10–21/(0.30)2=1.1×10–20mol·L-1

对比：H2S饱和水溶液(0.10mol·L-1

)c(S2

)=K

a2(H2S)=1.3×10–13mol·L-1

二者相差10

7，说明调整酸度可大幅度改变S2–

浓度。第22页同离子效应

（commonioneffect）在弱电解质溶液中加入含有相同离子易溶强电解质时，使弱电解质解离度降低现象。3.2.4解离平衡移动平衡移动方向HAc+H2OH3O++Ac-+H++Ac-如：在0.1mol·L-1HAc溶液中，加入固体NaAc使其浓度为0.1mol·L-1后，可使HAc溶液解离度由1.33%降低到0.0175%起始浓度/(mol·L-1)0.10.1平衡浓度

(mol·L-1)0.1–x

0.1x

0.1+x0.1X=1.7510-5mol·L-1，解离度=0.0175%

HAc+H2OH3O++Ac-加入同离子后第23页缓冲溶液（buffersolution）：能保持pH值相对稳定溶液

缓冲溶液由弱酸与其共轭碱（弱酸盐）或弱碱与其共轭酸（弱碱盐）组成混合溶液，含有抵抗外加少许酸或碱，保持溶液pH值基本不变性质。

外加适量碱（OH

），平衡向右移动

大量极小量大量

外加适量酸（H+），平衡向左移动

Ka

=

ceq(H+).ceq(共轭碱)

ceq(共轭酸)不一样酸度多元弱酸盐可组成缓冲溶液，NaHCO3-Na2CO3混合溶液HCO3-CO32-+H+H2CO3HCO3-+H+第24页缓冲溶液pH值计算

以酸—共轭碱为例说明起始浓度c(酸）c(共轭碱）平衡浓度c(酸)-x

x

c(共轭碱)+xHA(aq)H+(aq)+A-(aq)因为同离子效应，使x

值很小，c(酸)-x

c(酸)

c(共轭碱)+x

c(共轭碱)

Ka

=

x.[c(共轭碱)+x][c(酸)–x]x=c(H+)

Ka.c(酸)

c(共轭碱)pH

pK

a-lgc(酸)c(共轭碱)第25页缓冲溶液选择与配制普通选取pK

a靠近或等于所需pH弱酸与其共轭碱混合溶液例4：将50ml0.3mol·L-1NaOH与100ml0.45mol·L-1HAc混合求所溶液pH值。（假设混合前后体积不变）解：NaOH与HAc反应后:第26页3.3盐类水解弱酸强碱盐：强酸弱碱盐：弱酸弱碱盐：第27页3.4沉淀反应（水溶液多相离子平衡）3.4.1难溶电解质溶解度和溶度积3.4.2沉淀反应3.4.3沉淀溶解和转化3.4.4沉淀反应应用第28页3.4.1难溶电解质溶解度和溶度积物质溶解度大小是相正确难溶物质：溶解度小于0.01g/100g水微溶物质：溶解度小于0.01~0.1g/100g水易溶物质：溶解度大于0.1g/100g水溶解度单位：习惯用100g水中所含溶质质量（g）表示，国家标准计量单位是用物质量浓度（体积摩尔浓度）表示c(B)/mol·dm-3或

mol·L-1换算时近似取饱和溶液密度为水密度，普通取1g·cm-3

质量摩尔浓度

m(B)/mol·kg-1第29页

在一定温度下，难溶电解质饱和溶液中，各组分离子浓度以其化学计量数为幂乘积是一个常数，称其为溶度积常数，用Ksp

表示。Ksp

是温度函数，

可经过试验测定，也能够经过化学热力学数据计算。附录6为难溶电解质溶度积常数（1）溶度积常数难溶强电解质沉淀——溶解平衡：

AnBm（s）nAm+（aq）+mBn-（aq）

K

=[c

(Am+)/c

]n

·[c(Bn-)/c

[m

=

Ksp

(AnBm)第30页

溶度积常数关系式也适应于难溶弱电解质多相离子平衡难溶弱电解质达平衡时：第31页例:在298K,Ksp

(BaSO4)=1.1×10-10,

Ksp

(Ag2CrO4)=1.12×10-12.

求：BaSO4、Ag2CrO4溶解度

c

(Ba2+)/c

·c

(SO42-)/c

=Ksp

（BaSO4)S/c

·S/c

=1.1×10-10，

S=1.1×10-5mol·L-1（2）溶解度与溶度积相交换算解：设BaSO4溶解度为S

mol·L-1BaSO4(s)Ba2+(aq)+SO42-(aq)SSAg2CrO4(s)2Ag+(aq)+CrO42-(aq)2S'S'[c

(Ag+)/c

]2

·c(CrO42-)/c

=Ksp

(Ag2CrO4)[2S'/c

]2·S'/c

=1.12×10-12，

S'=6.54×10-5mol·L-1第32页溶度积与溶解度关系

对于单一难溶强电解质在水中溶解度（Smol·L-1）

S与Ksp

计算关系以下：AB型:Ksp

cθS=AmBn:型A2B或AB2型:第33页

注意：⑴上述关系式不适应于易水解难溶电解质。因为水解，使难溶电解质离子浓度远小于其溶解度。⑵上述关系式不适应于难溶弱电解质。因为难溶弱电解质多相离子平衡中存在分子溶解度。⑶不一样类型难溶电解质，Ksp越小，溶解度不一定越小，电解质不一定越难溶解，必须计算出溶解度才能进行比较。第34页（3）难溶电解质沉淀—溶解平衡移动

对沉淀——溶解平衡：

AnBm（s）

nAm+（aq）+mBn-（aq）

J=[c(Am+)/c

]n

[c(Bn-)/c

]m则J与Ksp

(AnBm)存在以下关系:><=0时，平衡状态J<=>K

正向移动逆向移动化学平衡移动普通判据

J<Ksp

(AnBm)沉淀溶解或不饱和溶液

J=Ksp

(AnBm)饱和溶液

J>Ksp

(AnBm)沉淀析出这称为溶度积规则第35页3.4.2沉淀反应1.沉淀生成在某难溶电解质溶液中，生成沉淀必要条件为：

J>Ksp

(AnBm）例1：问1.0×10-3

mol·L-1FeCl3溶液与1.0×10-3

mol·L-1NaOH溶液等体积混合能否产生沉淀。Ksp

[Fe(OH)3]=2.79×10-39

解：c(Fe3+)=c(OH-)=5.0×10-4

mol·L-1

J=

c(Fe3+)/c

·[c

(OH-)/c

]3

=(5.0×10-4)4=6.25×10-14>Ksp

(Fe(OH)3)有沉淀生成第36页例2：0.1mol·L-1FeCl3溶液，加入等体积含有0.20mol·L-1NH3·H2O和2.0mol·L-1NH4Cl混合溶液，能否产生Fe(OH)3沉淀？已知Ksp

[Fe(OH)3]=2.79×10-39

，K

b(NH3·H2O)=1.8×10-5

J=c(Fe3+)/c

·[c(OH-)/c

]3=5.0×10-2×

(1.8×10-6)3

=2.9×10-19>Ksp

(Fe(OH)3);有沉淀生成。

c(OH-)

Kb.c(弱碱)c(弱碱盐)=1.8×10-6

mol·L-1解：混合后c(Fe3+)=½×0.1mol·L-1=5.0×10-2

mol·L-1

c(NH4Cl)=½×2.0mol·L-1=1.0

mol·L-1

c(NH3·H2O)=½×0.2mol·L-1=0.1mol·L-1第37页例3：向0.5L0.10mol·L-1

氨水溶液加入等体积含有0.5mol·L-1

MgCl2。问(1)能否产生Mg(OH)2沉淀？(2)欲使

Mg(OH)2沉淀不产生，最少需加入多少固体NH4Cl(设加入固体后溶液体积不变)？已知Ksp

[Mg(OH)2]=1.8×10-11

，K

b(NH3·H2O)=1.8×10-5

Q=c`(Mg2+)·[c`(OH-)]2=0.25

×(9.5×10-4)2

=2.3×10-7>Ksp

[Mg(OH)2]；有沉淀生成。解：(1)混合后c`(Mg2+)=½×0.5=0.25c`(NH3·H2O)=½×0.10=0.05第38页

Ksp

[Mg(OH)2]=c`(Mg2+)·[c`(OH-)]2不使Mg(OH)2沉淀最大c`(OH-)为：解：(2)

c`(OH-)

Kb.c`(弱碱)

c`(弱碱盐)

因为加入NH4+后与NH3

形成缓冲溶液，依据公式：

c`(OH-)

Kb.c`(弱碱)

c`(弱碱盐)c`(OH-)=8.5×10-6

c`(NH3)=0.05

8.5×10-6=

1.8×10-5×0.05

c`(NH4+)解得：c`(NH4+)

=0.11

m(NH4Cl)=0.11×1.0×53.5=5.9g第39页2.影响沉淀反应原因同离子效应对沉淀反应影响：在难溶强电解质饱和溶液加入含有相同离子易溶强电解质，可使难溶电解质溶解度下降。S0.1+Sc

(Ba2+)/c

·c

(SO42-)/c

=Ksp

（BaSO4)S·（S+0.1）=1.1×10-10

（S+0.1）0.1，

S1.1×10-9mol·L-1例4：计算BaSO4在0.1mol·L-1Na2SO4溶液中溶解度。利用同离子效应可使某离子沉淀更完全，但沉淀剂不能过量太多，不然，盐效应会使难溶电解质溶解度增大。第40页pH值对沉淀反应影响:难溶氢氧化物：开始沉淀时当c(Mn+)

10-5mol·L-1时可认为沉淀完全

难溶氢氧化物开始沉淀或沉淀完全pH值主要取决于其溶度积大小。第41页例5：除去1.0mol·L-1

ZnSO4溶液中Fe3+杂质，溶液酸度怎样控制？已知Ksp

[Fe(OH)3]

=2.79×10-38;Ksp

[Zn(OH)2]=3×10-17

解：[Fe(OH)3]沉淀完全时：Zn(OH)2

沉淀不生成时：溶液pH控制在2.81~5.7，通常控制在3~4之间。82页表3-5第42页金属硫化物用一定酸度饱和H2S溶液提供S2-MS型金属硫化物开始沉淀时，H+最大浓度：沉淀完全时:第43页例6：Zn2+和Mn2+浓度均为0.10mol/dm3。问：通入H2S气体，哪种硫化物先沉淀？要实现完全分离pH应控制在什么范围？（Ksp(MnS)＝4.65×10–14，Ksp(ZnS)＝2.93×10–25）经过控制pH值，来实现分步沉淀：解：Ksp(ZnS)

Ksp(MnS),ZnS先沉淀；当MnS开始沉淀时,c(S2

)c(Mn2＋)

Ksp(MnS)；

c(S2

)

(4.65×10–14/0.10)=4.7×10–13mol/L第44页ZnS沉淀完全时