chp3+酸堿反應(yīng)和沉淀反應(yīng)(修改).ppt

1、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(lèi)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),1、酸堿電離理論,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),把酸堿之間這種對(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(méi)有鹽的概念，而是離子酸或是離子堿； 有的

2、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1 堿2 酸2 堿1 HCl + NH3 NH4+ + Cl-,H2O + NH3 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,W,2、溶液的酸堿性和pH,pH=

3、-lg c(H+)/c pOH=-lg c(OH-)/c ,pH=pKw-pOH=14-pOH,若c(H+)=m10-n,那么pH=n-lgm,例,pH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。,石蕊 紅 5.0 紫 8.0 藍(lán),（2）pH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

4、質(zhì)在水溶液中部分解離，存在解離平衡。,、解離平衡,a,2、解離常數(shù),解： HAc H+ + Ac-,二、解離度和稀釋定律,1、解離度,在溫度、濃度相同條件下,越小，電解質(zhì)越弱。,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.,2、稀釋定律,一元弱酸 HA(aq) H+(aq) + A-(aq),起始c c 0 0 平衡c c-c c c,若5, 1-1,稀釋定律, c2,三、弱酸或弱堿溶液中離子濃度計(jì)算,一元弱酸 HA H+ + A-,c 0 0,初始c 平衡c,c-x x x,Ka = =,c(H+) c(A-) x2 c(HA) c-x,一元弱酸溶液中c(H+)的計(jì)算,pOH=

5、-lgc(OH-),計(jì)算0.100molL-1氨水溶液中的c(OH-)、pH和氨水的解離度。,0.100-xx 則 x=1.3410-3,例,c(OH-)=1.3410-3 molL-1,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,pH=-lg(7.510-12)=11.12,Ka(1)= =1.110-7,c(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,從 Ka(1)、 Ka

6、(2)可以看出：,b、H+主要來(lái)自一級(jí)電離，即c(H+) c(HS-)， S2-只來(lái)自二級(jí)電離,已知常溫、常壓下H2S的溶解度為0.10 molL-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。,c(H+)= x= =1.110-4 molL-1,c(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),(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。,兩式相加H2S 2H+ + S2- Ka= Ka(1)Ka(

7、2),HS- H+ + S2-,H2S H+ + HS-,Ka(1)=,c(H+)c(HS-) 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-1,c(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),(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

8、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)叫同離子效應(yīng)。,如 HAc H+ + Ac- NaAc Na+ + Ac-,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NH

9、4Cl,使其濃度為0.100molL-1，計(jì)算溶液中c(H+)、NH3H2O的解離度。,平衡濃度/(molL-1) 0.100-x 0.100+x x,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-1,六、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

10、 pH=7,加入NaOH后，c(OH-)= = 0.001mol.L-1,pOH=-lgc(OH-)=3 pH=11,pH變化了4個(gè)單位,(2) 同離子效應(yīng) c(H+)= mol.L-1,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-1,pH=-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?zhuān)旧韕H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

11、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,(2) 緩沖原理 以 HAc-NaAc緩沖體系為例說(shuō)明,大量 極小量 大量,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：,例,試計(jì)算含0.100molL-1HAc、0.100 molL-1NaAc溶液的pH值。,例,(2) 在含0.100molL-1HAc、0.100 molL-1NaAc溶液中加入HCl，使 c(H+)=0.001mol

12、L-1，計(jì)算溶液的pH值。,HAc+NaAc混合溶液能抵抗少量外來(lái)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+NaAc混合溶液能抵抗少量外來(lái)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。,HAc+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

13、近的弱酸及其鹽。,(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-Kb,pH=5,pH=7,pH=9,pH=10,pH=12,常用緩沖溶液及其pH范圍,第三節(jié)鹽類(lèi)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(lái)的H+ 或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)。,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,強(qiáng)酸弱堿鹽的水解實(shí)際上是其弱堿陽(yáng)離子的水解,c 弱酸弱堿鹽水溶

14、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。,水解常數(shù),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(wú)關(guān)；

15、 h 與鹽的濃度有關(guān)。,Kh 值越大，相應(yīng)鹽的水解程度越大。,二、分步水解,多元弱酸鹽或多元弱堿鹽水解是分步的,如Fe(OH)3的水解反應(yīng)式,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。,四、影響鹽類(lèi)水解度的因素,水解離子的本性Kh,如 Al2S3 +6H2O 2Al(OH)3+ 3H2S,鹽溶液濃度、溫度,一般來(lái)說(shuō)，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?zhuān)晌龀鯤2SO3沉淀。 FeCl3在沸水中可以完全水解析出Fe(OH)3膠狀沉淀

16、,加入 HCl,五、鹽類(lèi)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)芙庠谙鄳?yīng)的堿或酸中。,Sn2+ + H2O + Cl- Sn(OH)Cl+ H+,加入 HCl,Sb3+ + H2O + Cl- SbOCl+ 2H+,+ H2O,H2S + OH-,利用鹽類(lèi)水解進(jìn)行離子的分離和提純,如除去溶液中的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,

17、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,1、溶度積常數(shù),沉淀,溶解,AmBn(s) mAn+ (aq) + nBm- (aq),一般難溶物,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)。,請(qǐng)寫(xiě)出Ag2CrO4(s)的溶度積表達(dá)式？,2、溶解度與溶度積的關(guān)系,溶解度指在一定條件下，物質(zhì)在一定量的溶劑中達(dá)到 飽和狀態(tài)時(shí)所溶解的量?；蛘哒f(shuō)單位體積溶液中(1L) 難溶電解質(zhì)已溶解的物質(zhì)的量。,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。,(1) 都可以用來(lái)表示物質(zhì)的溶解能力；,溶解度與

18、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-1,同理 AB2或A2B型難溶電解質(zhì),平衡濃度/molL-1 2s s,請(qǐng)推出任意類(lèi)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,平衡濃度/molL-1 x x,Ksp(AgI)=c(Ag+)/c c(I-)/c ,x=9.2510-9 molL-1,即s(AgI)= 9.2510-9 molL-1,如 ZnS在飽和溶液中

19、,s(ZnS)c(Zn2+)+c(Zn(OH)+),s(ZnS)c(S2-)+c(HS-),1.不適用于易水解的難溶電解質(zhì),且水解程度 S2- Zn2+, 使c(Zn2+) c(S2-),2.不適用于難溶弱電解質(zhì),s(AB)=c(AB)+c(A+)=c(AB)+c(B-),二、沉淀反應(yīng),1、溶度積規(guī)則,J=c(An+)mc(Bm+)n,溶度積規(guī)則,2、沉淀的生成,例,在10mL0.10molL-1MgSO4溶液中加入10mL 0.10molL-1NH3H2O,問(wèn)有無(wú)Mg(OH)2沉淀生成？,例,在10mL0.10molL-1MgSO4溶液中加入10mL 0.10molL-1NH3H2O, 若使

20、Mg(OH)2沉淀溶解, 最 少應(yīng)加入多少摩爾NH4Cl？,c(NH4+)(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BaSO4在0.10molL-1Na2SO4溶液中的溶解度。(s=1.0410-5 molL-1),Na2SO4 2Na+ + SO42-,解：,BaSO4(s) Ba2+ + SO42-,平衡濃度/molL-1 s s +0.10,s =1.110-9molL-1 s,Ksp(BaSO4)=s(s+0.10)s 0.10

21、=1.0810-10,為使離子沉淀完全，可加入過(guò)量沉淀劑 (一般過(guò)量20%50%); 一般來(lái)說(shuō)，當(dāng)c(離子)10-5molL-1,基本 沉淀完全。,M(OH)n(s) Mn+ + nOH-,如M(OH)n型難溶氫氧化物,當(dāng)c(Mn+)=1molL-1時(shí)，M(OH)n開(kāi)始沉淀,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？,pH應(yīng)控制為： 2.81pH5.74,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 2.81pH5.74,4、分步沉淀,實(shí)驗(yàn),先析出淡黃色 AgI沉淀,后析出白色AgCl沉淀,第一步:判斷先后沉淀的順序。 生成兩種沉淀分別需要Ag+的最低濃度為：,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。,同類(lèi)型,即AgC