大學(xué)基礎(chǔ)課程無機(jī)化學(xué)chp酸堿反應(yīng)和沉淀反應(yīng)修改-課件

1、大學(xué)基礎(chǔ)課程無機(jī)化學(xué)chp酸堿反應(yīng)和沉淀反應(yīng)修改-資料大學(xué)基礎(chǔ)課程無機(jī)化學(xué)chp酸堿反應(yīng)和沉淀反應(yīng)修改-資料大學(xué)基礎(chǔ)課程無機(jī)化學(xué)chp酸堿反應(yīng)和沉淀反應(yīng)修改-資料第三章酸堿反應(yīng)和沉淀反應(yīng)在排水管線轉(zhuǎn)彎、交匯、高程變化、管徑改變及直線距離一定處，都需要設(shè)置檢查井。檢查井采用圓形混凝土井，一般間距不大于30m。第三章酸堿反應(yīng)和沉淀反應(yīng)目 錄3-1 水的解離反應(yīng)和溶液的酸堿性3-2 弱電解質(zhì)的解離反應(yīng)3-3 鹽類的水解反應(yīng)3-4 沉淀反應(yīng)水 的 解 離 反 應(yīng)和 溶 液 的 酸 堿 性第一節(jié)酸是在水溶液中電離產(chǎn)生的陽離子全部是H+的化合物，如HCl、HAc、H2SO4堿是在水溶液中電離產(chǎn)生的陰離子全

2、部是OH-的化合物，如NaOH、Ca(OH)21、酸堿電離理論酸堿中和反應(yīng)實(shí)質(zhì)是H+和OH-結(jié)合生成H2O的反應(yīng)；酸堿的相對(duì)強(qiáng)弱可根據(jù)在水溶液中解離H+和OH-程度來衡量阿侖尼烏斯酸堿理論認(rèn)為： 一、酸堿理論2、酸堿的質(zhì)子理論布朗施泰德-勞萊的酸堿質(zhì)子理論認(rèn)為：凡是能給出質(zhì)子(H+)的物質(zhì)都是酸(質(zhì)子的給予體)凡是能接受質(zhì)子(H+)的物質(zhì)都是堿(質(zhì)子的接受體)酸 HClH+Cl- HAc H+Ac- NH4+ NH3+H+ H2PO4- H+HPO42-酸 質(zhì)子(H+) +堿共軛關(guān)系H+Ac- HAcNH3+H+ NH4+H+HPO42- H2PO4- 堿： H2O+H+ H3O+把酸堿之間這

3、種對(duì)應(yīng)互變關(guān)系叫做共軛關(guān)系，具有共軛關(guān)系的酸和堿叫做共軛酸堿對(duì)。注意：質(zhì)子論中酸和堿可以是分子，也可以是離子； 質(zhì)子論中沒有鹽的概念，而是離子酸或是離子堿； 有的離子在一個(gè)共軛酸堿對(duì)中是堿，但在另一個(gè) 共軛酸堿對(duì)中可以是酸；(4) 酸越強(qiáng)，它的共軛堿越弱；酸越弱，它的共軛堿 越強(qiáng)。酸中有堿，堿中有酸，知酸便知堿，知堿便知酸酸 質(zhì)子(H+) +堿共軛關(guān)系酸堿兩性物質(zhì)：既能給出質(zhì)子，又能接受質(zhì)子。 例如HCO3-、H2O、 NH3 、HSO4-是兩性物質(zhì)。酸堿反應(yīng)實(shí)質(zhì)：質(zhì)子從酸1轉(zhuǎn)移給堿2，從而生成 酸2 和堿1。 酸1 堿2 酸2 堿1 HCl + NH3 NH4+ + Cl-H2O + NH3

4、 NH4+ + OH-HAc + H2O H3O+ + Ac-Al(H2O)63+ + H2O H3O+ + Al(H2O)5(OH) 2+二、水的解離反應(yīng)和溶液的酸堿性、水的解離反應(yīng)純水或稀溶液中 c(H3O+)/c c(OH-)/c =K =1.010-71.010-7 =1.010-14 H2O(l) H+(aq) + OH-(aq)Kw水的離子積常數(shù)，簡(jiǎn)稱水的離子積Kw的意義為：一定溫度時(shí)，水溶液中H+和OH- 之積為一常數(shù)。 W2、溶液的酸堿性和pH溶液的酸堿性7=71.010-71.010-71.010-7c(OH-)/molL-1 1.010-7c(H+)/molL-1堿性中性酸

5、性溶液酸堿性Kw與濃度無關(guān)，與溫度有關(guān)。當(dāng)溫度升高時(shí)Kw增大。 Kw(298.15K)=1.010-14c(H+)/c c(OH-)/c =Kw pH=-lg c(H+)/c pOH=-lg c(OH-)/c pH=pKw-pOH=14-pOH溶液的pH值若c(H+)=m10-n,那么pH=n-lgmc(H+)/(molL-1)1 10-1 10-2 10-3 10-4 10-510-6 10-7 10-810-910-1010-1110-1210-1310-14 pH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14酸性增強(qiáng)中性堿性增強(qiáng)0.10 molL-1HAc溶液中,

6、 c(H+)=1.3410-3molL-1pH=-lgc(H+)/c =-lg1.3410-3=2.87例例20.10 molL-1NH3H2O溶液中, c(OH-)=1.3210-3molL-1 pH=14-pOH=14+lgc(OH-)/c =14+lg(1.3210-3)=11.12pH值越大，溶液酸性越弱，堿性越強(qiáng)。（1）酸堿指示劑 一些有色的有機(jī)酸或弱堿，其顏色會(huì)在一定的pH值范圍內(nèi)保持，從而確定溶液的pH值。指示劑發(fā)生顏色變化的pH的范圍，稱指示劑變色范圍。溶液酸堿性的測(cè)定甲基橙 紅 橙 黃3.1 4.4石蕊 紅 5.0 紫 8.0 藍(lán)酚酞 無色 粉紅 紅8.0 10.0（2）pH

7、試紙 由多種指示劑的混合液用濾紙浸透，晾干而成，在不同的pH溶液中顯示不同顏色，將之與標(biāo)準(zhǔn)色卡比較即可測(cè)定溶液的pH值。（3）酸度計(jì) 用儀器測(cè)定pH值，更精確。第二節(jié)弱電解質(zhì)的解離反應(yīng)一、解離平衡和解離常數(shù)弱電解質(zhì)在水溶液中部分解離，存在解離平衡。、解離平衡一元弱酸 HAc(aq) H+(aq) + Ac-(aq)c(H+)/c c(Ac-)/c c(HAc)/c K (HAc)= c(H+)c(Ac-)c(HAc)簡(jiǎn)化為Ka (HAc)= Ka 弱酸標(biāo)準(zhǔn)解離常數(shù)，簡(jiǎn)稱酸常數(shù)a一元弱堿NH3.H2O(aq) NH4+(aq) + OH-(aq) c(NH4+)/c c(OH-)/c c(NH3

8、.H2O)/c Kb (NH3.H2O)= c(NH4+)c(OH-) c(NH3)簡(jiǎn)化為Kb (NH3)= Kb 弱堿標(biāo)準(zhǔn)解離常數(shù)，簡(jiǎn)稱堿常數(shù)Ki 弱電解質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)解離常數(shù)同一類型，Ki 越小,弱電解質(zhì)解離越困難,電解質(zhì)越弱。弱電解質(zhì)：一般Ki 10-4 中強(qiáng)電解質(zhì)：Ki =10-210-3Ki 與弱電解質(zhì)本性有關(guān)，可表示弱電解質(zhì)解離程度大小。Ki 與濃度無關(guān)，與溫度有關(guān)。由于溫度對(duì)Ki 影響不大，一般可不考慮其影響。 rGm =RTlnK2、解離常數(shù)例試計(jì)算298.15K、標(biāo)準(zhǔn)態(tài)下Ka(HAc)值。解： HAc H+ + Ac-fGm/(kJmol-1) -396.46 0 -369.31r

9、Gm=(-369.31)-(-396.46)kJmol-1 =27.15 kJmol-1 -rGm -27.151000 RT 8.314298.15ln K = = = -10.95Ka (HAc)=1.810-5解離部分弱電解質(zhì)濃度未解離前弱電解質(zhì)濃度解離度()100%二、解離度和稀釋定律1、解離度解離度與弱電解質(zhì)本性有關(guān)，可表示弱電解質(zhì)解離程度大小。在溫度、濃度相同條件下,越小，電解質(zhì)越弱。解離度與溫度有關(guān)。T升高， 增大。由于弱電解質(zhì)的解離熱效應(yīng)較小，故T對(duì)影響不大，可忽略.一定溫度下，濃度越小，解離度越大。2、稀釋定律一元弱酸 HA(aq) H+(aq) + A-(aq)起始c c

10、0 0平衡c c-c c c Ki c若5000.100-xx 則 x=1.3410-3 例 c(OH-)=1.3410-3 molL-1解： NH3H2O NH4+OH-平衡濃度/(molL-1) 0.100-x x x計(jì)算0.100molL-1氨水溶液中的c(OH-)、pH和氨水的解離度。例 c(OH-)=1.3410-3 molL-1 Kw 1.010-14c(OH-) 1.3410-3 c(H+)= = molL-1=7.510-12 molL-1pH=-lg(7.510-12)=11.12= 100%= 100%=1.34% x 1.3410-3 c 0.100Ka(1)= =1.1

11、10-7c(H+)c(HS-) c(H2S)c(H+)c(S2-) c(HS-)Ka(2)= =1.310-13四、多元弱酸的分步解離多元弱酸在水溶液中分步解離。如 H2S H+ + HS- HS- H+ + S2-從 Ka(1)、 Ka(2)可以看出：a、 Ka(1)Ka(2)，多元弱酸的強(qiáng)弱主要取決于Ka(1)b、H+主要來自一級(jí)電離，即c(H+) c(HS-)， S2-只來自二級(jí)電離已知常溫、常壓下H2S的溶解度為0.10molL-1，計(jì)算H2S飽和溶液中c(H+)、c(HS-) 、c(S2-) 、c(OH-)和H2S的解離度。例解：當(dāng) 時(shí)，可忽略二級(jí) 電離，看成一元酸處理。 H2S H

12、+ + HS-平衡濃度/(molL-1) 0.10-x x xc/Ka(1)=0.10/(1.110-7)500，0.10-x0.10c(H+)= x= =1.110-4 molL-1c(H+) c(HS-)= 1.110-4 molL-1 (HS-一級(jí)產(chǎn)生,二級(jí)消耗。二級(jí)消耗極弱，可忽略)Ka(1)= = =1.110-7c(H+)c(HS-) xx c(H2S) 0.1-xxx0.1HS- H+ + S2-因?yàn)?Ka(2) Ka(1)所以 c(HS-) c(H+) Ka(2)= =1.310-13c(H+)c(S2-) c(HS-)c(S2-)Ka(2) = 1.310-13 molL-1

13、 Kw 1.010-14 c(H+) 1.110-4c(OH-)= = =9.110-11 Ki c 1.110-7 0.10= =0.11%二元弱酸溶液中: c(A2-)Ka(2)結(jié)論：多元弱酸的Ka(1)Ka(2) Ka(3),求c(H+)時(shí)，可 當(dāng)作一元弱酸近似處理（Ka(1)/Ka(2)100）。(3) 多元弱酸的酸根濃度極低，當(dāng)需要大量此酸根 時(shí)，往往用其鹽而不用其酸。(2) 二元弱酸的酸根離子濃度近似等于Ka(2)，與 酸的原始濃度關(guān)系不大。兩式相加H2S 2H+ + S2- Ka= Ka(1)Ka(2)HS- H+ + S2-H2S H+ + HS- Ka(1)=c(H+)c(H

14、S-) c(H2S)Ka(2)=c(H+)c(S2-) c(HS-)c(H+)與c(S2-)的關(guān)系c(H+)2c(S2-) c(H2S)Ka = =Ka(1)Ka(2)常溫下, H2S飽和溶液中, c(H2S)=0.10molL-1c(H+)2c(S2-) = 1.410-21(molL-1)3外加酸堿調(diào)節(jié)H2S溶液的酸度，可控制c(S2-)。五、解離平衡的移動(dòng)同離子效應(yīng)(1) 內(nèi)因:弱電解質(zhì)的本性(Ki )(2) 外因T 影響不大兩個(gè)效應(yīng)（濃度）同離子效應(yīng)(主要)鹽效應(yīng)(可忽略)影響解離平衡的因素有在弱電解質(zhì)溶液中，加入含有相同離子的易溶強(qiáng)電解質(zhì)，使平衡向弱電解質(zhì)解離度降低的方向移動(dòng)的效應(yīng)叫

15、同離子效應(yīng)。如 HAc H+ + Ac- NaAc Na+ + Ac-平衡向左移動(dòng)同離子效應(yīng)有同離子效應(yīng)存在時(shí)，一元弱酸、弱堿中c(H+)、c(OH-)的計(jì)算一元弱酸及其鹽共存時(shí)： HA H+ + A-起始c c(酸) 0 c(鹽)平衡c c(酸)-x x c(鹽)+x c(酸) c(鹽)一元弱堿及其鹽共存時(shí)：一元弱酸及其鹽共存時(shí)：同離子效應(yīng)的應(yīng)用利用同離子效應(yīng):可調(diào)節(jié)溶液的酸堿性;控制弱酸溶液中酸根離子濃度，達(dá)到離子分離、提純的目的。例在0.100molL-1NH3H2O溶液中，加入固體NH4Cl,使其濃度為0.100molL-1，計(jì)算溶液中c(H+)、NH3H2O的解離度。解： NH3H2

16、O NH4+ + OH-平衡濃度/(molL-1) 0.100-x 0.100+x xx=1.810-5c(OH-)=1.810-5 molL-1Kb= =1.810-5x(0.100+x) 0.100-x0.100 x 0.100=1.810-5因?yàn)?c/Kb=0.100/(1.810-5)500所以 0.100-x0.100, 0.100+x0.100例在0.100molL-1NH3H2O溶液中，加入固體NH4Cl,使其濃度為0.100molL-1，計(jì)算溶液中c(H+)、NH3H2O的解離度。c(OH-)=1.810-5 molL-11.010-14 1.810-5c(H+) = =5.6

17、10-10 molL-11.810-5 0.100= 100%=0.018%未加NH4Cl的0.100molL-1NH3H2O溶液 1.34%,即由于同離子效應(yīng)，使降低。六、緩沖溶液例 :(1)90mL水中加入0.01mol.L-1NaOH10mL,pH 變化多少？ (2)90mL0.1mol.L-1HAc和0.1mol.L-1NaAc中加 入 0.01mol.L-1NaOH10mL,pH 又變化多少？解:(1) 純水 pH=7加入NaOH后，c(OH-)= = 0.001mol.L-1pOH=-lgc(OH-)=3pH=11 pH變化了4個(gè)單位(2) 同離子效應(yīng) c(H+)= mol.L-1

18、pH=-lgc(H+)=4.74 當(dāng)加入NaOH后，溶質(zhì)間相互發(fā)生中和作用pH變化了0.02個(gè)單位c(NaAc)=0.09+0.001=0.091mol.L-1 c(HAc)=0.09-0.001=0.089mol.L-1pH=-lgc(H+)=4.76 (1) 定義 緩沖溶液：能夠抵抗外加少量的酸、堿或適當(dāng) 稀釋，而本身pH值基本不變的溶液。緩沖作用：能使溶液pH值基本保持不變的作用。緩沖溶液的組成：弱酸+該弱酸鹽弱堿+該弱堿鹽多元弱酸酸式鹽+其次級(jí)酸鹽緩沖溶液pKipH值范圍HAc-NaAc4.763.65.6NH3H2O-NH4Cl4.768.310.3NaHCO3-Na2CO310.3

19、39.211.0KH2PO4-K2HPO47.205.98.0H3BO3-Na2B4O79.27.29.2(2) 緩沖原理以 HAc-NaAc緩沖體系為例說明HAc H+ + Ac- 大量 極小量 大量 外加適量酸(H)，平衡向左移動(dòng)外加適量堿(OH-)，平衡向右移動(dòng)NaAc:抵消H+物質(zhì);HAc:抵消OH-物質(zhì)。(3) 緩沖溶液pH值的計(jì)算緩沖溶液實(shí)際上就是具有同離子效應(yīng)的溶液，因此pH的計(jì)算方法與同離子效應(yīng)的計(jì)算方法相同。對(duì)于弱堿及其鹽組成的緩沖溶液：對(duì)于弱酸及其鹽組成的緩沖溶液：pH=4.74x=1.810-5c(H+)=1.810-5 molL-1=1.810-50.100 x 0.1

20、00例試計(jì)算含0.100molL-1HAc、0.100 molL-1NaAc溶液的pH值。解： HAc H+ + Ac- 平衡濃度/(molL-1) 0.100-x x 0.100+xKa= =1.810-5x(0.100+x) 0.100-x因?yàn)?(c/c )/Ka=0.100/(1.810-5)500所以 0.10-x0.100, 0.100+x0.100例(2) 在含0.100molL-1HAc、0.100 molL-1NaAc溶液中加入HCl，使 c(H+)=0.001molL-1，計(jì)算溶液的pH值。 HAc H+ + Ac- Ka= =1.810-5x(0.099+x) 0. 101

21、-x平衡濃度/(molL-1) 0.101-x x 0.099+xx=1.810-5c(H+)1.810-5 molL-1pH=4.74=1.810-50.099x 0. 101解: 反應(yīng) H+ + Ac- HAc0.001 0.001 0.001HAc+NaAc混合溶液能抵抗少量外來酸的作用，而保持溶液pH值不變例(3) 在含0.100molL-1HAc、0.100 molL-1NaAc溶液中加入NaOH, 使 c(OH-)=0.001molL-1，計(jì)算溶液的pH值。 HAc H+ + Ac- Ka= =1.810-5x(0.101+x) 0. 099-x平衡濃度/(molL-1) 0.09

22、9-x x 0.101+xx=1.810-5c(H+)1.810-5 molL-1pH=4.74=1.810-50.101x 0. 099解: 反應(yīng) OH- + HAc Ac- + H2O 0.001 0.001 0.001HAc+NaAc混合溶液能抵抗少量外來堿的作用，而保持溶液pH值不變。例(4) 在含0.10molL-1HAc、0.10molL-1 NaAc溶液中加入H2O。使溶液稀釋10倍, 計(jì)算溶液的pH值。解： HAc H+ + Ac- 平衡濃度/(molL-1) 0.010-x x 0.010+xKa= =1.810-5x(0.010+x) 0. 010-xc(H+)1.810-

23、5 molL-1pH=4.74x=1.810-5=1.810-50.010 x 0. 010HAc+NaAc混合溶液能抵抗少量水的稀釋作用，而保持溶液pH值不變。(1) 配制一定pH值得緩沖溶液，可選擇 與所需 pH值相等或接近的弱酸及其鹽。(2) 若pH與 不完全等同，可調(diào)節(jié)酸和鹽的濃度 比， 但比值范圍不得超過1/1010，(緩沖范圍 為 )。(3) 選擇的緩沖溶液不能與反應(yīng)物或生成物發(fā)生 作用，藥用緩沖溶液還必須考慮到是否有毒性。(4) 緩沖溶液的選擇和配制選擇依據(jù)：當(dāng) ca cb時(shí)：pHpKa欲配制的緩沖溶液的pH值應(yīng)選擇的緩沖組分pKa 或14-KbpH=5pH=7pH=9pH=10

24、pH=12pH值范圍 組 成酸的pKa 酸性組分 堿性組分 2.84.6 甲酸( HCOOH) 氫氧化鈉(NaOH) 3.75 3.45.1 苯乙酸(C6H5CH2COOH) 苯乙酸鈉(C6H5CH2COONa) 4.31 3.75.6 醋酸(HAc) 醋酸鈉(NaAc) 4.75 4.15.9 鄰苯二甲酸氫鉀(KOOCC6H4COOH)氫氧化鈉(NaOH) 5.41 5.98.0 磷酸二氫鈉(NaH2PO4) 磷酸氫二鈉(Na2HPO4) 7.21 7.810.0 硼酸(H3BO3) 氫氧化鈉(NaOH) 9.14 8.310.2 氯化銨(NH4Cl) 氨(NH3) 9.25 9.611.0

25、 碳酸氫鈉(NaHCO3) 碳酸鈉(Na2CO3) 10.25 常用緩沖溶液及其pH范圍第三節(jié)鹽類的水解反應(yīng)一、水解反應(yīng)和水解常數(shù)1、水解反應(yīng)鹽的水解反應(yīng):鹽的組分離子與水解離出來的H+ 或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)。如 NaAc Na+ + Ac-a 一元強(qiáng)堿弱酸鹽水溶液顯堿性 H2O OH- + H+HAc水解反應(yīng)式： Ac-H2O HAcOH-強(qiáng)堿弱酸鹽的水解是弱酸根陰離子的水解b一元強(qiáng)酸弱堿鹽水溶液顯酸性如 NH4Cl NH4+ + Cl- H2O OH- + H+ +NH3H2O強(qiáng)酸弱堿鹽的水解實(shí)際上是其弱堿陽離子的水解水解反應(yīng)式： NH4+ H2O NH3H2O H+c 弱酸弱堿

26、鹽水溶液酸堿性視生成弱酸、 弱堿的Ki 而定。 A+ + B- + H2O HB + AOH Ka(HB) Kb(AOH) 水溶液顯酸性Ka (HB) Kb (AOH) 水溶液顯中性Ka (HB) Kb (AOH) 水溶液顯堿性如 NH4F， NH4+ + F- +H2O NH3H2O+HF如 NH4Ac， NH4+ + Ac- +H2O NH3H2O+HAc如 NH4CN，NH4+CN-+H2O NH3H2O + HCN強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽不水解, 溶液呈中性。Ac-H2O HAcOH-Kh = c(HAc)c(OH-) c(Ac-)c(HAc)c(OH-)c(H+) c(Ac-)c(H+)Kh =水

27、解常數(shù)Kh = =c(NH3.H2O)c(H+) c(OH-) c(NH4+) c(OH-) KwKbNH4+ H2O NH3H2O H+2、水解常數(shù)Kh=KwKa 一元弱酸鹽 一元弱堿鹽 一元弱酸弱堿鹽KwKaKh =KwKbKh = KwKa Kb Kh =鹽水解部分的濃度鹽的開始濃度水解度(h)= 100%水解度h 水解度表示鹽的水解程度。h越大，鹽的水解程度越大。Kh與水解度均可表示鹽的水解程度，但Kh 與鹽的濃度無關(guān)；h 與鹽的濃度有關(guān)。Kh 值越大，相應(yīng)鹽的水解程度越大。 Kw 1.010-14Ka(1)(H2S) 1.110-7Kh(2) = = =9.110-8Kh(2) Kh

28、(2) Kh(3)所以在FeCl3溶液中一般不會(huì)有Fe(OH)3。解： Ac-+H2O HAc+OH-平衡濃度/(molL-1) 0.10-x x x三、鹽溶液pH的進(jìn)似計(jì)算例計(jì)算0.10molL-1NaAc溶液的pH和水解度。0.01-x0.10 x=7.510-6c(OH-)=7.510-6 molL-1 pH=14-lg(7.510-6)=8.88Kh = = = =5.610-10 Kw 1.010-14Ka(HAc) 1.810-5 xx0.10-xh= 100%=7.510-37.510-6 0.01四、影響鹽類水解度的因素水解離子的本性Kh水解產(chǎn)物弱酸或弱堿越弱，則水解程度 越大

29、。 水解產(chǎn)物是弱電解質(zhì)，且為難溶或?yàn)橐讚]發(fā)氣體,則水解程度很大或完全水解。如 Al2S3 +6H2O 2Al(OH)3+ 3H2S鹽溶液濃度、溫度一般來說，鹽濃度越小，溫度越高，鹽的水解度越大。鹽溶液酸度弱酸強(qiáng)堿鹽：降低溶液的pH值，促進(jìn)水解。弱堿強(qiáng)酸鹽：升高溶液的pH值，促進(jìn)水解。例如 將NaSiO3稀釋，可析出H2SO3沉淀。FeCl3在沸水中可以完全水解析出Fe(OH)3膠狀沉淀配制SnCl2、SbCl3溶液,應(yīng)先加入適量HCl。如 Sn2+ + H2O Sn(OH)+ + H+Sn(OH)Cl +Cl- 加入 HCl五、鹽類水解的抑制和利用易水解鹽溶液的配制為抑制水解，必須將它們?nèi)芙庠?/p>

30、相應(yīng)的堿或酸中。Sn2+ + H2O + Cl- Sn(OH)Cl+ H+加入HCl如 Sb3+ + H2O Sb(OH)2+ + H+SbOCl +Cl- +H2OSb(OH)2+ + H+-H2O(氯化氧銻)Sb3+ + H2O + Cl- SbOCl+ 2H+(硝酸氧鉍)配制Bi(NO3)3溶液, 應(yīng)先加入適量HNO3。 Bi3+ + H2O Bi(OH)2+ + H+BiONO3 +NO3- +H2OBi(OH)2+ + H+-H2O加入HNO3Bi3+ + H2O + NO3- BiO(NO3)+ 2H+配制Na2S溶液, 應(yīng)先加入適量NaOH。 S2- + H2O HS- + OH

31、- +H2O H2S + OH- 加入NaOH利用鹽類水解進(jìn)行離子的分離和提純?nèi)绯ト芤褐械腇e2+、Fe3+。 2Fe2+ + H2O2 2Fe3+ + H2O + H+ 1. 加入氧化劑(如H2O2)，使Fe2+Fe3+；2. 降低酸度，調(diào)節(jié)溶液pH=34，促使Fe3+水解，生成Fe(OH)3；3. 加熱，促使Fe3+水解，生成Fe(OH)3。第四節(jié)沉 淀 反 應(yīng)難溶電解質(zhì)： 溶解度 0.01g/100gH2O微溶電解質(zhì)： 溶解度 0.1g0.01g/100gH2O易溶電解質(zhì)： 溶解度 0.1g/100gH2O一、難溶電解質(zhì)的溶度積和溶解度沉淀-溶解平衡一定溫度下，沉淀與溶解速率相等時(shí)，晶

32、體和溶液中的相應(yīng)離子建立了多相離子動(dòng)態(tài)平衡，稱為沉淀-溶解平衡。1、溶度積常數(shù)溶解沉淀如： BaSO4(s) Ba2+(aq) + SO42-(aq)Ksp(BaSO4)=c(Ba2+)/c c(SO42-)/c 沉淀Ksp(AmBn)=c(An+)/c mc(Bm-)/c n溶解 AmBn(s) mAn+ (aq) + nBm- (aq) 一般難溶物溶度積常數(shù)即在一定溫度下，難溶電解質(zhì)的飽和溶液中，各組分離子濃度系數(shù)次方的乘積是一個(gè)常數(shù)。Ksp 只與溫度有關(guān)，與濃度無關(guān)。請(qǐng)寫出Ag2CrO4(s)的溶度積表達(dá)式？溶度積常數(shù)，簡(jiǎn)稱溶度積2、溶解度與溶度積的關(guān)系溶解度溶解度指在一定條件下，物質(zhì)在

33、一定量的溶劑中達(dá)到飽和狀態(tài)時(shí)所溶解的量?；蛘哒f單位體積溶液中(1L)難溶電解質(zhì)已溶解的物質(zhì)的量。s= n v單位：mol.L-1;g.L-1溶解度是濃度的一種形式，溶度積是平衡常數(shù)的一種形式。兩者關(guān)系(1) 都可以用來表示物質(zhì)的溶解能力；溶解度與溶度積的相互換算對(duì)于AB(s) 型難溶電解質(zhì) AB(s) A+ (aq)+ B- (aq)平衡時(shí) s s注意：此時(shí)溶解度單位應(yīng)取mol.L-1Ksp(AB)=s2s = Ksp同理 AB2或A2B型難溶電解質(zhì)如 A2B(s) 2A+(aq) + B2-(aq) 平衡濃度/molL-1 2s sKsp(A2B)=(2s)2s=4s3s = Ksp 43請(qǐng)

34、推出任意類型難溶電解質(zhì)AmBn的溶度積與溶解度之間的關(guān)系。已知298.15K時(shí)Ksp(AgI)=8.5210-17,計(jì)算298.15K時(shí)s(AgI)。溶解度與溶度積的相互換算例如： AgI(s) Ag+ + I- 平衡濃度/molL-1 x xKsp(AgI)=c(Ag+)/c c(I-)/c 8.5210-17=xx/(c )2x=9.2510-9 molL-1即s(AgI)= 9.2510-9 molL-1例 已知298.15K時(shí)Ksp(AgCl)=1.5610-10, Ksp(Ag2CrO4)=9.010-12,試比較兩者溶解度大小。(3) 不同類型的難溶電解質(zhì)，不能用Ksp直接比較 s

35、大小，應(yīng)具體計(jì)算。(2) 相同類型的難溶電解質(zhì)，其Ksp越大，則s越大， Ksp越小，則s越??；解: 設(shè)AgCl溶解度為s1,Ag2CrO4溶解度為s2Ksp(AgCl)=s12=1.5610-10 s1=1.2510-5mol.L-1Ksp(Ag2CrO4)=(2s2)2s2=4s23=9.010-12 s2=1.3110-4mol.L-1計(jì)算表明，雖然Ksp(AgCl)Ksp(AgCrO4), 但s(AgCl) c(S2-)s = Ksp c按 式計(jì)算會(huì)產(chǎn)生較大誤差。2.不適用于難溶弱電解質(zhì) AB(s) A+ + B-s(AB)=c(AB)+c(A+)=c(AB)+c(B-) s=c(AB

36、) + Ksp(AB) c只有相同類型、基本不水解的難溶強(qiáng)電解質(zhì)，可直接根據(jù)溶度積大小來比較溶解度的大小。類型難溶電解質(zhì)Ksps/(molL-1)ABAgCl1.7710-101.3310-5AgBr5.3510-137.3310-7AgI8.5210-179.2510-9AB2MgF26.510-91.210-3A2BAg2CrO41.1210-126.5410-5二、沉淀反應(yīng)1、溶度積規(guī)則 反應(yīng)逆向進(jìn)行rGm=RT(lnJ lnKsp ) AmBn(s) mAn+(aq) + nBm-(aq) J=c(An+)mc(Bm+)n 反應(yīng)逆向進(jìn)行離子積溶度積規(guī)則2、沉淀的生成當(dāng) J Ksp 時(shí)有

37、沉淀生成 過飽和溶液，有沉淀析出 NH3H2O NH4+ + OH-平衡濃度/(molL-1) 0.050-x x x例 在10mL0.10molL-1MgSO4溶液中加入10mL0.10molL-1NH3H2O,問有無Mg(OH)2沉淀生成？解: c(Mg2+)= 0.10molL-1=0.050molL-112c(NH3H2O)= 0.10molL-1=0.050molL-112 xx0.050-xKb =;0.050-x0.050;1.810-5= xx0.050 x=9.510-4 c(OH-)=9.510-4 molL-1J=c(Mg2+)c(OH-)2/(c )3=0.050(9.

38、510-4)2 =4.510-8Ksp=5.6110-12 J 有Mg(OH)2沉淀生成例 在10mL0.10molL-1MgSO4溶液中加入10mL0.10molL-1NH3H2O, 若使Mg(OH)2沉淀溶解, 最少應(yīng)加入多少摩爾NH4Cl？c(OH-) = =1.110-5molL-1 Ksp 5.6110-12 c(Mg2+) 5.010-2解: 使沉淀溶解 c(Mg2+)c(OH-)2 (8.210-2-1.110-5)molL-10.082molL-1(0.0820.020)mol=0.0016mol如 BaSO4(s) Ba2+ + SO42-3、影響沉淀反應(yīng)的因素例 計(jì)算BaS

39、O4在0.10molL-1Na2SO4溶液中的溶解度。(s=1.0410-5 molL-1) 同離子效應(yīng)使難溶電解質(zhì)溶解度s降低Na2SO4 2Na+ + SO42-平衡移動(dòng)方向解： BaSO4(s) Ba2+ + SO42-平衡濃度/molL-1 s s +0.10s =1.110-9molL-1 sKsp(BaSO4)=s(s+0.10)s 0.10=1.0810-10為使離子沉淀完全，可加入過量沉淀劑 (一般過量20%50%);一般來說，當(dāng)c(離子)10-5molL-1,基本 沉淀完全。 溶液pH值 M(OH)n(s) Mn+ + nOH-Ksp(M(OH)n)=c(Mn+)c(OH-)

40、n如M(OH)n型難溶氫氧化物nKsp(M(OH)n) c(Mn+)c(OH-)=當(dāng)c(Mn+)=1molL-1時(shí)，M(OH)n開始沉淀c(OH-) molL-1Ksp(M(OH)n) n當(dāng)Mn+沉淀完全c(Mn+)10-5molL-1c(OH-) molL-1Ksp(M(OH)n)/10-5 n例 為除去1.0molL-1ZnSO4溶液中的Fe3+,溶液的pH值應(yīng)控制在什么范圍？32.7910-39 10-53Ksp(Fe(OH)3) c(Fe3+)c(OH-)= =c(OH-)=6.5310-12molL-1 pH=2.81解：Fe(OH)3沉淀完全時(shí)Zn(OH-)2開始沉淀時(shí)310-17

41、 1.02c(OH-)= =510-9molL-1 pH=5.74pH應(yīng)控制為： 2.81pH5.74M(OH)n開始沉淀pH沉淀完全pH分子式Kspc(Mn+) =1molL-1c(Mn+)= 0.1molL-1c(Mn+)10-5molL-1Mg(OH)25.61 10-128.378.8710.87Co(OH)26.897.389.38Cd(OH)26.97.49.4Zn(OH)25.76.28.24Fe(OH)25.86.348.34Pb(OH)26.587.089.08Be(OH)23.423.925.92Sn(OH)20.871.373.37Fe(OH)31.151.482.815

42、.92 10-157. 2 10-153 10-174.87 10-171.43 10-156.92 10-225.45 10-282.79 10-39調(diào)節(jié)溶液pH值, 可進(jìn)行離子的分離和提純。如為除去1molL-1ZnSO4溶液中的Fe3+溶液 2.81pH5.744、分步沉淀分步沉淀：混合溶液中離子先后沉淀現(xiàn)象。利用分步沉淀，可進(jìn)行離子的分離。實(shí)驗(yàn)0.01mol.L-1I-0.01mol.L-1Cl-逐滴緩慢滴加AgNO3溶液先析出淡黃色AgI沉淀繼續(xù)滴加后析出白色AgCl沉淀解: Ksp(AgCl)=1.7710-10 Ksp(AgI)=8.5210-17第一步:判斷先后沉淀的順序。生成

43、兩種沉淀分別需要Ag+的最低濃度為：例 在含濃度均為0.010molL-1I-、Cl-溶液中加入AgNO3溶液是否能達(dá)到分離目的。 Ksp(AgCl) 1.7710-10 c(Cl-) 0.010c1(Ag+)= = molL-1=1.7710-8 molL-1AgCl開始沉淀時(shí)的c(Ag+) Ksp(AgI) 8.5210-17 c(I-) 0.010c2(Ag+)= = molL-1=8.5210-15 molL-1AgI開始沉淀時(shí)的c(Ag+) c2(Ag+) c1(Ag+) AgI先沉淀。為達(dá)到分離，即AgI沉淀完全時(shí)AgCl不沉淀。判斷沉淀次序: Ksp(AgCl)=1.7710-1

44、0 Ksp(AgI)=8.5210-17 AgI先沉淀沉淀次序：同類型難溶電解質(zhì)，Ksp小的先沉淀。 同類型 即AgCl開始沉淀時(shí)AgI已沉淀完全! 在含濃度均為0.010molL-1I-、Cl-溶液中加入AgNO3溶液是否能達(dá)到分離目的。 例第二步：計(jì)算當(dāng)后一種沉淀剛析出時(shí)，前一種 沉淀是否已經(jīng)沉淀完全。當(dāng)AgCl沉淀析出時(shí)，溶液中c(Ag+)=1.7710-8 molL-1此時(shí)溶液中c(I-)為： Ksp (AgI) 8.5210-17 c(Ag+) 1.7710-8c(I-)= = molL-1 = 4.8110-9 molL-1同一類型的兩種難溶電解質(zhì)，他們的溶度積差別越大，利用分步沉淀使離子分離的越完全。 = molL-1 =5.2310-8 molL-1 Ksp(c )3 5.4810-16 c(Ni2+) 0.20 在含0.20molL-1Ni2+、0.30molL-1Fe3+溶液中加入NaOH溶液使其分離，計(jì)算溶液的pH控制范圍。 例3c2(OH-) = molL-1 =2.1010-13 molL-1 Ksp(c )4 2.7910-39 c(Fe3+) 0.303c2(OH-) = molL-1 =1.4110-11 molL-1 Ksp(c )4 2.7910-39 c(Fe3+) 10-53pH=3.15 (3) 計(jì)算Ni(OH)2開始沉淀時(shí)的pHc(