酸碱反应和沉淀反应

1、第3章 酸碱反应和沉淀反应, 3.4 沉淀反应, 3.3 盐类的水解反应, 3.2 弱电解质的解离反应, 3.1 水的解离和溶液的酸碱性, 3.1 酸碱质子理论概述,3 酸的相对强度和 碱的相对强度,2 酸碱质子理论的基本概念,*1 历史回顾,3-1 水的自电离和溶液的酸碱性,一、酸碱理论 1.Arrhenius (阿仑尼乌斯)1887年提出了酸碱电 离理论：凡是在水溶液中能够电离产生的阳离子全 部都是H+ 的化合物叫酸；电离时产生的阴离子全 部是OH的化合物叫碱。 局限：无法解释Na2CO3，Na3PO4 呈碱性；NH4Cl现酸 性的事实；无法解释非水溶液中的酸碱行为 液氨中： NH4+ +

2、 NH2- = 2 NH3,酸：凡是能释放出质子（H+）的任何含氢原子的分子或离子的物种。 （质子的给予体） 碱：凡是能与质子（H+）结合的分子或离子的物种。 （质子的接受体）,二、酸碱质子理论的基本概念,酸 H+ +碱,例：HAc的共轭碱是Ac ， Ac的共轭酸HAc， HAc和Ac为一对共轭酸碱。,两性物质： 既能给出质子，又能接受质子的物质。,酸 H+ + 碱, 酸碱解离反应是质子转移反应，如HF在水溶液中的解离反应是由给出质子的半反应和接受质子的半反应组成的。, 水是两性物质，它的自身解离反应也是质子转移反应。,酸(1),碱(2),酸(2),碱(1),HF(aq) H+ + F(aq)

3、,H+ + H2O(l) H3O+(aq),HF(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + F(aq),H2O(l)+H2O(l) H3O+(aq) +OH(aq), 盐类水解反应也是离子酸碱的质子转移反应。例如NaAc水解：,酸(1),碱(2),酸(2),碱(1),NH4Cl水解：,酸(1),碱(2),酸(2),碱(1),Ac+H2O OH + HAc,+ H2O H3O+ + NH3, 非水溶液中的酸碱反应，也是离子酸碱的质子转移反应。例如NH4Cl的生成：,液氨中的酸碱中和反应：,3.Lewis的酸碱电子理论 1）Lewis的酸碱电子理论的提出 质子理论无法解释如SnCl4、AlC

4、l3等的酸碱性行为 2）理论要点： 凡可以接受电子对的分子、原子团、离子 为酸（electron pair acceptor）； 凡可以给出电子对的物质为碱。 3）Lewis的电子理论有关酸、碱的划分 凡金属阳离子及缺电子的分子都是酸； 凡与金属离子结合的阴离子或中性分子都是碱。,4）酸碱反应的实质：酸碱反应的实质是形成配位键的反应；碱提供电子对，酸以空轨道接受电子对形成配位键。 H :OH HOH AlCl3 : Cl AlCl4 Cu2+ + 4:NH3 Cu2+4(NH3),5）Lewis的酸碱电子理论的优缺点： 优点：一切化学反应都可概括为酸碱反应 缺点：太笼统，不易掌握酸碱的特性；无

5、法判断酸碱性的强弱,水的解离平衡和pH值,2 溶液的pH值,1 水的解离平衡,水的解离平衡,H2O (l) + H2O(l) H3O+ (aq) + OH(aq),或 H2O (l) H+ (aq) + OH(aq), 水的离子积常数，简称水的离子积。,25纯水：c(H+)= c(OH)=1.010-7molL-1,100纯水：,=1.010-14,=5.4310-13,T ， ,2 溶液的酸碱性与pH值,2020/7/27,溶液的酸碱性和pH,2020/7/27,溶液的酸碱性和pH,2020/7/27,例,pH值越大，溶液酸性越弱，碱性越强。,2020/7/27,酸碱指示剂,石蕊 红 5.0

6、 紫 8.0 蓝,pH试纸在不同的pH溶液中显不同的颜色, 3.2 弱酸、弱碱的解离平衡,3 盐溶液的酸碱平衡,2 多元弱酸的解离平衡,1 一元弱酸、弱碱的解离平衡,2020/7/27,3-2-1 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,2020/7/27,解离常数,2020/7/27,例,解： HOAc H+ + OAc-,2020/7/27,3-2-2 解离度和稀释定律,解离度,解离度可表示弱电解质解离程度的大小 在温度、浓度相同条件下, 越小，电解质越弱。,2020/7/27,稀释定律,稀释定律：在一定温度下( 为定值)，某弱电解质的解离度随着其溶液的稀

7、释而增大。,2020/7/27,3-2-3 弱酸或弱碱溶液中离子浓度计算,注意,2020/7/27,3-2-3 弱酸或弱碱溶液中离子浓度计算,c(OH-) c,2020/7/27,例,计算0.100molL-1氨水溶液中的 c(OH-)、pH和氨水的解离度。,则 x=1.3410-3,pH=-lg(7.510-12)=11.12,2020/7/27,3-2-4多元弱酸的分步解,3-2-4 多元弱酸的分步解离,2020/7/27,例,已知常温、常压下H2S的溶解度为 0.10molL-1，计算H2S饱和溶液中c(H+)、 c(S2-)和H2S的解离度。,2020/7/27,例,已知常温、常压下H

8、2S的溶解度为 0.10molL-1，计算H2S饱和溶液中c(H+)、 c(S2-)和H2S的解离度。,2020/7/27,常温下, H2S饱和溶液中, c(H2S)=0.10molL-1,调节H2S溶液的酸度，可控制c(S2-)。,小结: 多元弱酸中,若K1K2K3 ,通常K1/K2102,求H+ 时, 可做一元弱酸处理。 二元弱酸中,酸根的浓度近似等于二级电离常数,与酸原始浓度关系不大。 在多元弱酸溶液中,酸根浓度极低,在需要 大量酸根离子参加的化学反应中,要用相应的盐而不是相应的酸。,2020/7/27,3-2-5 解离平衡的移动 同离子效应,OAc-,OAc-,3-2-5 解离平衡的移

9、动 盐效应,盐效应 HAc H+ + Ac- 加入NaCl，平衡向解离的方向移动，增大了弱电解质的电离度。 在弱电解质溶液中加入强电解质时，该弱电解质的电离度将会增大，这种效应称为盐效应。,2020/7/27,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,c(OH-)=1.810-5 molL-1,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。,2020/7/27,3-2-6 缓冲

10、溶液,3-2-6 缓冲溶液,NaOAc:抵消H+物质;HOAc:抵消OH-物质。,2020/7/27,2020/7/27,例,试计算含0.100molL-1HOAc、0.100 molL-1NaOAc溶液的pH值。,2020/7/27,例,(2) 在含0.100molL-1HOAc、0.100 molL-1NaOAc溶液中加入HCl，使 c(H+)=0.001molL-1，计算溶液的pH值。,HOAc+NaOAc混合溶液能抵抗少量外来酸的作用，而保持溶液pH值不变。,2020/7/27,例,(3) 在含0.100molL-1HOAc、0.100 molL-1NaOAc溶液中加入NaOH, 使

11、c(OH-)=0.001molL-1，计算溶液的pH值。,HOAc+NaOAc混合溶液能抵抗少量外来碱的作用，而保持溶液pH值不变。,2020/7/27,例,(4) 在含0.10molL-1HOAc、0.10molL-1 NaOAc溶液中加入H2O.使溶液稀释10倍, 计算溶液的pH值。,HOAc+NaOAc混合溶液能抵抗少量水的稀释作用，而保持溶液pH值不变。,3.3 盐类的水解反应,2020/7/27,3-3-1 水解反应和水解常数,水解反应,强碱弱酸盐的水解是弱酸根 阴离子的水解,2020/7/27,强酸弱碱盐的水解 实际上是其弱碱阳离子的水解,2020/7/27,强酸强碱盐不水解, 溶

12、液呈中性。,2020/7/27,水解常数,2020/7/27,水解常数,2020/7/27,3-3-2 分步水解,多元弱酸盐或多元弱碱盐水解是分步的,2020/7/27,如Fe(OH)3的水解反应式,2020/7/27,3-3-3 盐溶液pH的近似计算,例,计算0.10molL-1NaOAc溶液的pH和水解度。,2020/7/27,3-3-4 影响盐类水解度的因素,水解离子的本性,如 Al2S3 +6H2S Al(OH)3+ 3H2S,2020/7/27,3-3-4 影响盐类水解度的因素,2020/7/27,3-3-5 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

13、的碱或酸中。,Sn2+ + H2O + Cl- Sn(OH)Cl+ H+,2020/7/27,易水解盐溶液的配制,2020/7/27,易水解盐溶液的配制,+ H2O,H2S + OH-,2020/7/27,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=3 4，促使 Fe3+水解，生成Fe(OH)3；,. 加热，促使Fe3+水解，生成Fe(OH)3。,2020/7/27,第四节沉淀反应,3.4沉淀反应,2020/7/27,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：

14、溶解度 0.1g/100gH2O,2020/7/27,3-4-1难溶电解质的溶度积和溶解度,3-4-1难溶电解质的溶度积和溶解度,溶度积常数,2020/7/27,溶度积表达式也适用于难溶弱电解质,2020/7/27,一般难溶物,即在一定温度下，难溶电解质的饱和溶液 中，各组分离子浓度幂的乘积是一个常数。,2020/7/27,溶解度与溶度积的相互换算,例,已知298.15K时Ksp(AgI)=8.5210-17,计算298.15K时s(AgI)。,2020/7/27,溶解度与溶度积的相互换算,2020/7/27,1.不适用于易水解的难溶电解质,2020/7/27,2.不适用于难溶弱电解质,202

15、0/7/27,只有相同类型、基本不水解的难溶强电 解质，可直接根据溶度积大小来比较溶 解度的大小。,2020/7/27,3-4-2沉淀反应,3-4-2 沉淀反应,溶度积规则,2020/7/27,例,在10mL0.10molL-1MgSO4溶液中加入10mL 0.10molL-1NH3H2O,问有无Mg(OH)2沉淀生成？,2020/7/27,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(OH-) = =1.110-5molL-1,c(NH4+)(8.210-2-1.110-

16、5)molL-10.082molL-1,(0.0820.020)mol=0.0016mol,2020/7/27,影响沉淀反应的因素,s =1.110-9molL-1 s,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。,2020/7/27,如M(OH)n型难溶氢氧化物,2020/7/27,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 2.81pH6.2,2020/7/27,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

17、应控制为： 2.81pH5.74,2020/7/27,分步沉淀,2020/7/27,即AgCl开始沉淀时AgI已沉淀完全,2020/7/27,在含0.20molL-1Ni2+、0.30molL-1Fe3+ 溶液中加入NaOH溶液使其分离，计算溶 液的pH控制范围。,例,c2(OH-) c1(OH-) , Fe(OH)3先沉淀。,沉淀次序：不同类型，需计算开始沉淀所 需沉淀剂的浓度，所需浓度小 的先沉淀。,2020/7/27,在含0.20molL-1Ni2+、0.30molL-1Fe3+ 溶液中加入NaOH溶液使其分离，计算溶 液的pH控制范围。,例,为使离子分离, pH应控制在3.156.72之间。,2020/7/27,3-4-3沉淀的溶解和转化,3-4-3 沉淀的溶解和转化,沉淀的溶解,生成弱酸 CaCO3(s) + 2H+ Ca2+ + H2CO3,生成水 Fe(OH)3(s) + 3H+ Fe3+ + 3H2O,生成弱碱 Mg(OH)2(s) + 2NH4+ Mg2+ + 2NH3H2O,2020/7/27,PbI2(s) + 2I- PbI42-,2020/7/