3酸堿反應(yīng)和沉淀

1、第三章 酸堿反應(yīng)和沉淀反應(yīng)第一節(jié) 水的解離反應(yīng)和溶液的酸堿性3.1.1 酸堿的電離理論阿侖尼烏斯 酸堿理論 酸：在水溶液中解離產(chǎn)生的陽離子全部是H+的化合物 堿：在水溶液中解離產(chǎn)生的陰離子全部是OH-的化合物酸堿中和反應(yīng)的實質(zhì)：H+和OH-結(jié)合生成H2O酸堿的相對強弱可根據(jù)在水溶液中解離出來的H+和OH-程度來衡量3.1.2 水的解離反應(yīng)和溶液的酸堿性水的解離反應(yīng)c(H+)/c c(OH-)/c =Kw Kw水的離子積 純水或稀溶液中 H2O(l) H+(aq) + OH-(aq) Kw H+OH- Kw (298.15K) = 1.010-14 = H+OH- Kw與溫度有關(guān) 水的離子積不僅

2、適用于純水，也適用于所有稀水溶液。水溶液中H+濃度與OH-濃度的乘積是一個常數(shù)，只要知道H+濃度就可計算OH-濃度。 水溶液中同時存在H+， OH-，它們的含量不同，溶液的酸堿性也不同。 OH-=H+= 1.0010-7 molL-1 中性溶液 H+ 1.0010-7 molL-1, H+ OH- 酸性溶液 OH- 1.0010-7 molL-1, OH-H+ 堿性溶液 pH值的定義: pH= - lg H+ 溶液的酸堿性和pH溶液的酸堿性也可用pOH表示： pOH= - lg OH-25 H+OH-= 1.0010-14 pH + pOH = 14例0.10 molL-1HOAc溶液中, c

3、(H+)=1.3410-3 molL-1, pH=?例 20.10 molL-1NH3H2O溶液中, c(OH-) = 1.3210-3 molL-1, pH=?pH = -lg1.3410-3 = 2.87pH=14-pOH = 14 - -lg(1.3210-3) = 11.12 pH能否 14 ?第二節(jié) 弱電解質(zhì)的解離反應(yīng)3.2.1 解離平衡和解離常數(shù) HA(aq) H+(aq) + A-(aq)弱電解質(zhì)在水中部分解離, 存在解離平衡c(H+)/c c(A-)/c c(HA)/c Ki (HA) = 簡化為c(H+) c(A-) c(HA)Ki (HA) = 解離平衡Ki 標準解離常數(shù)K

4、i 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 中強電解質(zhì)：Ki = 10-2 10-3Ki 表示弱電解質(zhì)解離限度大小的特性常數(shù)Ki 與濃度無關(guān)，與溫度有關(guān) 由于溫度對Ki 影響不大，室溫下一般可不考慮其影響 （一）弱酸的解離平衡常數(shù)在水溶液中，一定溫度下，弱酸HOAc達到解離平衡，平衡常數(shù)表達式：Ka 、Kb 分別表示弱酸、弱堿標準解離常數(shù)Ka 稱為酸的解離平衡常數(shù)，一定溫度下，其值一定。 Ka H+OAc- / HOAc （1）Ka 是水溶液中酸強度的量度， Ka值越大，酸性越強（2）一些弱酸的Ka 值非常小，為使用方便，常用p Ka 表示，p Ka 為酸的解離平衡常

5、數(shù)的負對數(shù)。 (二) 弱堿B-在水溶液中有下列平衡： B- + H2O HB + OH- Kb HB OH- / B- Kb 稱為堿的解離平衡常數(shù)（1）Kb 值越大，堿性越強。（2）p Kb 是堿的解離平衡常數(shù)的負對數(shù)。3.2.3 一元弱酸、弱堿溶液pH值的計算 近似計算公式： H OH- 條件：（1） c酸 Ka 20 Kw , （2） c酸 / Ka 500 ）條件：（1） c堿 Kb 20 Kw , （2） c堿 / Kb 500 ）例計算0.100molL-1氨水溶液中的c(OH-)、pH和氨水的解離度解： NH3H2O NH4+ + OH- OH-=1.3410-3 molL-1Kb

6、 = 1.810-5pH = 14-2.87 = 11.13 = 100% = 100% =1.34% OH- 1.3410-3 c 0.100 所以 pOH = -lg(1.3410-3) = 2.873.2.4 多元弱酸的pH值的計算多元弱酸在水溶液中分步解離 如 H2S H+ + HS- HS- H+ + S2-Ka(1)= = 1.110-7c(H+)/c c(HS-)/c c(H2S)/c Ka(2)= = 1.310-13c(H+)/c c(S2-)/c c(HS-)/c 分級解離常數(shù)逐級減小 多元弱酸的強弱主要取決于Ka(1) 例 已知常溫、常壓下H2S的溶解度為 0.10 mo

7、lL-1，計算H2S飽和溶液中c(H+)、 c(S2-)和H2S的解離度解： H2S H+ + HS-H+ = 1.110-4 molL-1Ka(1) = 1.110-7 HS- H+ + S2-Ka(2)= = 1.310-13H+ S2- HS- 因為 Ka(2) Kb (AOH) 水溶液顯酸性如 NH4F NH4 + F- +H2O NH3H2O + HF +Ka (HB) Kb (AOH) 水溶液顯中性如 NH4OAc NH4 + OAc- +H2O NH3H2O+HOAc +Ka (HB) Kh(2) 通常只須考慮第一步水解如FeCl3的水解反應(yīng)式 Fe3+ + H2O Fe(OH)

8、2+ + H+由于Kh(1) Kh(2) Kh(3) 所以一般只考慮一級水解 Fe(OH)2+ + H2O Fe(OH)2 + H+ Fe(OH)2 + H2O Fe(OH)3 + H+3.3.3 鹽溶液pH的近似計算例計算0.10 molL-1 NaOAc溶液的pH和水解度解： OAc- + H2O HOAc + OH-OH- = 7.510-6 molL-1 pH = 14-lg(7.510-6) = 8.88 Kh = = = 5.610-10 Kw 1.010-14 Ka (HOAc) 1.810-5 7.510-6 0.10h = 100% = 7.510-3 %3.3.4 影響鹽類水解度的因素水解離子的本性水解產(chǎn)物 弱酸或弱堿越弱，則水解 程度越大。鹽溶液 (0.1molL-1)水解產(chǎn)物Kah/%pHNaOAcHOAc+OH-1.810-5 0.00758.9NaCNHCN+OH-6.210-101.411.2Na2CO3 HCO3+OH-4.710-114.211.6-水解產(chǎn)物是弱電解質(zhì)，且為難溶或為易 揮發(fā)氣體，則水解程度很大或完全水解 Al2S3 +6H2O 2Al(OH)3+ 3H2SSnCl2 + H2O S