第3章 酸碱反应和沉淀反应

nullnull第3章 酸碱反应和沉淀反应3.1 水的解离反应和溶液的酸碱性3.3 盐类的水解反应3.2 弱电解质的解离反应3.4 沉淀反应null3.1.1 酸和碱的概念NaOH = Na+ + OH 酸：在水中电离出的阳离子全部为H+ 碱：在水中电离出的阴离子全部为OH 中和反应的实质： H+ + OH = H2O 水溶液中电解质部分电离水的解离反应和溶液的酸碱性null 酸：凡是能给出质子的物质 碱：凡是能接受质子的物质布朗斯特 (Brönsted) 酸碱质子理论酸碱反应的实质：质子由给予体向接受体的转移过程。水的解离反应和溶液的酸碱性null酸给出质子的趋势越强，生成的共轭碱越弱，反之亦然； 碱接受质子的趋势越强，生成的共轭酸越弱， 反之亦然。 酸的共轭碱——酸失去质子形成的碱 碱的共轭酸——碱结合质子形成的酸 酸与它的共轭碱，碱与它的共轭酸称酸碱共轭对水的解离反应和溶液的酸碱性null酸：电子对的接受体碱：电子对的给予体例H+ + :OH－ = H2OH3N: + Ag+ + :NH3 = [ Ag(NH3)2]+ 酸碱反应不再是质子转移而是电子转移。水的解离反应和溶液的酸碱性null1. 水的解离反应298.15 K时，纯水中c(H+) = c(OH) = 1.0×107 mol·L13.1.2 水的解离反应和溶液的酸碱性H2O(l)  H+(aq) + OH-(aq)水的离子积常数 2. 溶液的酸碱性和pHpOH = －lg[c(OH)/cΘ] c(H+) > 1.0×107 mol·L1 > c(OH) 酸性 c(H+) < 1.0×107 mol·L1 < c(OH) 碱性 c(H+) = 1.0×107 mol·L1 = c(OH) 中性pH = －lg[c(H+)/cΘ]25℃时， pH + pOH = 14pH = 7 时溶液是否一定为中性？严格地说，只有在25℃时，pH = 7的溶液才显中性。水的解离反应和溶液的酸碱性null3. 酸碱指示剂能在一定pH范围内保持一定颜色的某些有机弱酸或弱碱 pH试纸在不同的pH溶液中显不同的颜色水的解离反应和溶液的酸碱性3.2 弱电解质的解离反应3.2 弱电解质的解离反应化 合 物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。弱电解质的解离反应null解：例 求298.15K，标准态下，反应 HAc H+ + Ac−的Ka 值null3.2.2 解离度和稀释定律初始浓度 c 0 0 平衡浓度 c  c c c 溶液浓度越稀，解离度越大—— 稀释定律在温度、浓度相同条件下, 越小，电解质越弱。解离度() =弱电解质的解离反应null3.2.3 弱酸碱溶液中离子浓度的计算 例 计算0.1 molL1的HAc溶液c(H+)，pH值及解离度初始浓度/mol·L−1 0.1 0 0 平衡浓度/mol·L−1 0.1  x x x pH = −lg{c(H+)/cΘ}= −lg(1.3410−3) = 2.87 = x / 0.1 = 1.3410−3 / 0.1 = 1.34%弱电解质的解离反应null初始浓度/mol·L−1 0.1 0 0 平衡浓度/mol·L−1 0.1  x x x pH = −lg{c(H+)/cΘ}= −lg{10−14/(1.3410−3)} = 11.12 = x / 0.1 = 1.3410−3 / 0.1 = 1.34%例 计算0.1 mol·L−1氨水溶液的c(OH−)、pH值和解离度 null3.2.4 多元弱酸分步解离 在近似计算c(H+)时，往往忽略第二步电离调节H2S溶液的酸度，可控制c(S2−)。弱电解质的解离反应null例 常温、常压下H2S在水中的溶解度为0.10 mol·L1，试求H2S饱和溶液中c(H+)、c(S2)及H2S的解离度。解：(1)平衡浓度/mol·L−1 0.10 − x x x求c(H+)时，仅考虑第一步解离nullH2S饱和溶液中c(S2−)与[c(H+)]2 成反比溶液中S2−是由HS−解离产生的c(S2−)也可利用多重平衡规则进行计算 (2)(3)null3.2.5 解离平衡的移动，同离子效应HAc H+ + Ac− 解离平衡同其它平衡一样，是条件平衡，当维持平衡体系的条件发生改变时，其移动规律符合吕查德理原理。 c c  NH4Cl  NH4+ + Cl- 在弱电解质中加入含有相同离子的易溶强电解质，使弱电解质解离度降低的现象 —— 同离子效应 NaAc  Na+ + Ac-弱电解质的解离反应null例 在0.100mol·L−1HAc溶液中，加入固体NaAc使其浓度为0.100 mol·L−1，求混合溶液中c(H+)和HAc的解离度。 0.100 0 0.100未加入NaAc时： 0.100 − x x x 解：0.100 − x x 0.100 + x 若加入0.1 mol·L−1 HCl?null3.2.6 缓冲溶液50 ml 0.1 mol·L−1 HAc 和 0.1 mol·L−1 NaAc 混合溶液 0.05 ml HCl (1 mol·L−1 ） pH = 4.74  4.73 0.05 ml NaOH (1 mol·L−1 ） pH = 4.74  4.75 缓冲溶液：具有保持pH值相对稳定作用的溶液。弱电解质的解离反应null缓冲原理外加适量酸(H＋)，平衡向左移动外加适量碱(OH−)，平衡向右移动HAc-NaAc体系中 NaAc抵消H+物质，HAc抵消OH−物质缓冲对弱电解质的解离反应null缓冲溶液pH值的计算c (弱酸) - x  c (弱酸) c (弱酸盐) + x  c (弱酸盐)弱电解质的解离反应null+ 0.01  0.01  x x +x例 (1) 计算0.1 mol·L−1 HAc与0.1 mol·L−1 NaAc组成缓冲溶液的H+浓度、pH值及HAc的解离度。 (2)若向100 ml上述缓冲溶液中加入1 ml 1.0 mol·L−1 HCl, 计算溶液的pH值。解：0.1 0.1pH值基本不变(1)(2)盐酸的浓度 平衡浓度 null 缓冲溶液的用途电镀工业，常用缓冲液控制电镀液浓度，保持一定的pH。 人体血液由于含有H2CO3和NaHCO3 等缓冲体系，使人体血液pH维持在7.35 ~ 7.45之间。 土壤中H2CO3、NaHCO3 、NaH2PO4 、Na2HPO4及一些有机酸和盐类组成复杂的缓冲系统，一般农作物在 4 < pH <7.5 的土壤中才能正常生长。 缓冲溶液是 分析 定性数据统计分析pdf销售业绩分析模板建筑结构震害分析销售进度分析表京东商城竞争战略分析 化学中常用的溶剂。 缓冲溶液在工农业生产、生物医学、医学、化学等方面有着重要的应用。弱电解质的解离反应null选择原则：a. 缓冲溶液对反应没有干扰。 b. 缓冲溶液有效pH范围必须包括所需控制溶液的pH值。配制 pH = 4.8 、 5.0 、 5.2 缓冲溶液： 选HAc - NaAc 缓冲体系， pKa = 4.74 配制 pH = 9.0 、 9.5 、 10.0 缓冲溶液: 选NH3 - NH4Cl 缓冲体系，pKa = 9.25 缓冲溶液的选择和配制配制缓冲溶液时，尽可能使弱酸、弱酸盐浓度比接近于1ΘΘ弱电解质的解离反应null例 欲配制250ml pH为5.00的缓冲溶液，问在12.0 ml 6.0 mol·L−1 HAc溶液中，应加入固体NaAc·3H2O多少克？解： 应加入NaAc·3H2O的质量为需加入17.0 g NaAc·3H2Oc(NaAc) = 0.500 mol·L−1弱电解质的解离反应null3.3 盐类的水解反应1. 水解反应（1）强碱弱酸盐HAc+（2）强酸弱碱盐+ NH3·H2O盐类的水解反应——盐的组分离子和水解离出来的H+、OH结合成弱电解质的反应。碱性酸性NaAc  Na+ + Ac−NH4Cl  NH4+ + Cl−盐类的水解反应null（3） 弱酸弱碱盐(弱酸) (弱碱)呈酸性呈中性 呈碱性盐类的水解反应null（2）强酸弱碱盐（3）弱酸弱碱盐2. 水解常数（1） 强碱弱酸盐盐类的水解反应null3.3.2 分步水解 盐类的水解反应null平衡浓度/ mol·L−1 0.10 − x x x 解：3.3.3 盐溶液pH值的近似计算例 计算0.1mol·L−1 NH4Cl溶液的pH值和水解度。盐类的水解反应null3.3.4 影响盐类水解度的因素a) 水解离子本性b) 水解产物的溶解度水解产物溶解度越小，则h越大，例如：c) 温度水解反应一般是吸热反应，升高温度水解度增大。d) 溶液的pH值 增大溶液的pH值，则增大阳离子的水解度， 降低溶液的pH值，则增大阴离子的水解度。 盐类的水解反应3.3.5 盐类水解的抑制和利用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的碱或酸中。配制SnCl2、SbCl3溶液，应先加入适量HCl配制Na2S溶液, 应先加入适量NaOH 盐类水解的利用盐类的水解反应null3.4.1 难溶电解质的溶解度和溶度积1. 多相离子平衡当溶解与沉淀速率相等时，建立起难溶电解质与溶液中多相离子的平衡——溶解平衡2. 溶度积常数同温下，同型(如AB)难溶电解质溶度积越大，溶解度也越大 与反应温度有关，与反应体系中各组分浓度无关溶解度s / mol·L−1对于AnBm沉淀反应null3. 溶度积与溶解度的相互换算 浓度单位必须采用 mol·L−1 溶液的密度近似等于水的密度 不适用于易水解的难溶电解质 不适用于难溶弱电解质水解度 S2- » Zn2+， c(Zn2+)> c(S2-)s(AB) = c(AB) + c(A+) = c(AB) + c(B-) 沉淀反应null例 计算25℃时， AgCl的溶度积常数。109.8 77.124 131.26解：解：沉淀反应null3.4.2 沉淀反应1. 溶度积规则（ Solubility product rule )沉淀生成饱和溶液沉淀溶解rGm < 0，J < KΘ 平衡正向移动 rGm = 0，J = KΘ 平衡不移动 rGm > 0，J > KΘ 平衡逆向移动例 在0.1mol·L-1 FeCl3，加入等体积的含有0.2mol·L1 NH3·H2O和2.0mol·L−1 NH4Cl混合液后能否产生Fe(OH)3沉淀。 平衡浓度/mol·L−1 0.1 − x 1.0 + x x 解：(1) 各物质起始浓度(2) OH−浓度有Fe(OH)3沉淀生成(3)沉淀反应null(1) 同离子效应对沉淀反应的影响例 计算BaSO4在298.15K 0.10mol·L−1 Na2SO4溶液中的溶解度s。 解： s s + 0.10 2.影响沉淀反应的因素使难溶电解质的溶解度降低Na2SO4溶液的加入，使溶解度减小为原来的万分之一。(2) pH值对沉淀反应的影响a. 难溶金属氢氧化物Mn+沉淀完全时， c(Mn+)≤10−5mol·L−1沉淀反应null例 为除去1.0mol·L−1ZnSO4溶液中的Fe3+，溶液的pH值应控制在什么范围？Zn(OH)2开始沉淀时， c(Zn2+) = 1.0 mol·L−1pH=5.74pH应控制为： 2.81 < pH < 5.74pH=2.81解：Fe(OH)3沉淀完全时， c(Fe3+)≤10−5mol·L−1沉淀反应null调节溶液pH值, 可进行离子的分离和提纯沉淀反应null两性氢氧化物Cu(OH)2、 Al(OH)3、Cr(OH)3等均具有类似性质。沉淀反应null难溶金属硫化物H2S饱和溶液的浓度为0.1 mol·L−1沉淀反应null解:ZnS沉淀开始析出时，c(Zn2+) = 0.10 mol·L−1 ZnS沉淀完全时，c(Zn2+)≤10−5mol·L−1 例 溶液中Zn2+浓度0.10mol·L−1，如果不断通H2S气体于溶液中，使溶液中H2S始终处于饱和状态，并有ZnS沉淀不断生成，计算ZnS沉淀开始析出时溶液的pH值和Zn2+沉淀完全时溶液的最低pH值。pH = 0.15 pH = 2.1 H2S饱和溶液的浓度为0.1mol·L−1沉淀反应null混合溶液中多种离子按一定次序沉淀c1(Ag+)  c2(Ag+)，故AgI先沉淀两者开始沉淀所需要的Ag+离子浓度：对AgCl：对AgI：分步沉淀 沉淀次序：开始沉淀所需沉淀剂的浓度小的先沉淀。沉淀反应null当AgCl开始沉淀时：滴加AgNO3溶液时，可达I与Cl分离的目的。I−与Cl−能否分离？< 10 -5 mol·L -1 沉淀分离当AgCl开始沉淀时，I已经沉淀完全。沉淀反应nullAgCl 和 Ag2CrO4哪个先析出 CrO42与Cl能否分离c1(Ag+)  c2(Ag+)，故AgCl先沉淀当Ag2CrO4开始沉淀时： 10 -5 mol·L -1 当AgCl开始沉淀时，I未沉淀完全。 CrO42与Cl不能完全分离。沉淀反应null例 在0.1mol·L1Co2+盐溶液中含有杂质Cu2+，问应用硫化物分步沉淀法除去Cu2+的条件是什么？CuS沉淀完全：CoS开始沉淀：解：饱和溶液中c(H2S)=0.10 mol·L1  应控制 6.3  1031 mol·L1  c(S2)  4.0  1020 mol·L1 pH < 0.72如何控制c( S2 ) ？（不存在）沉淀反应null1. 沉淀的溶解(1) 生成弱电解质3.4.3 沉淀的溶解和转化 难溶碳酸盐J < KΘ 难溶金属氢氧化物部分难溶金属硫化物难溶氢氧化物溶度积越大，越容易酸溶难溶金属硫化物溶度积越大，越容易酸溶沉淀反应null（2） 利用配位反应 AgX (Cl、Br、I)都难溶于水，酸碱亦不溶，可选择适当的配合剂使之转化为可溶的配合物溶解：（3） 利用氧化还原反应AgCl(s) + 2NH3·H2O [Ag(NH3)2]Cl + 2H2O沉淀反应null2. 沉淀的转化锅炉除垢：其主要成分CaSO4，酸碱不溶+由一种难溶电解质转化为另一种难溶电解质的过程CaCO3(s)可用Na2CO3溶液处理，使CaSO4转化为疏松的可溶于酸的CaCO3 沉淀反应null例 如果在1.0 LNa2CO3溶液中溶解0.01 mol的CaSO4，问Na2CO3的初始浓度为多大？ 解：c(Na2CO3) = [0.010 + 5.6×10 -7 ] mol·L1  0.010 mol·L1 平衡时 c(SO42) = 0.01 mol·L1 沉淀反应null例 如果在1.0LNa2CO3溶液中溶解0.01mol的BaSO4，问Na2CO3的初始浓度为多大？ BaSO4(s) + CO32− = BaCO3(s) + SO42−转化反应达平衡时 c(CO32−) = 46 c(SO42−)。 多次转化 BaSO4 基本可完全转化成 BaCO3。解：c(Na2CO3) = [0.010 + 0.45 ] mol·L1 = 0.46 mol·L1 沉淀反应null3.4.4 沉淀反应的应用制备难溶化合物如 Pb(NO3)2 + H2SO4  PbSO4 + 2HNO3CuSO4 + 2NaOH  Cu(OH)2 + Na2SO4除去溶液中杂质如 氯碱工业饱和食盐水的精制Ca2+ + CO32−  CaCO3 Mg2+ + 2OH− Mg(OH)2  Ba2+ + SO42− BaSO4 采用Na2CO3NaOHBaCl2采用BaCO3NaOHCa2++SO42−+BaCO3(s)  CaCO3  + BaSO4  Mg2+ + 2OH−  Mg(OH)2沉淀反应null离子鉴定Cu2+/K4[Fe(CN)6]Ni2+——丁二酮肟Mg2+——镁试剂(对硝基偶氮间苯二酚)Ba2+/K2CrO4AgCl(s) + 2NH3·H2O  [Ag(NH3)2]+ + Cl + H2OAg+ + Cl  AgCl  (白色)Ag+——NaCl、NH3·H2O、HCl沉淀反应null离子分离Mg2+、Ba2+、Ni2+、Cu2+、Ag+混合溶液沉淀反应3.5 强电解质的电离3.5 强电解质的电离3.5.1 强电解质在溶液中的状况 1923年德国化学家德拜（D. Debye) 和休克尔(E.Hückel) 提出了强电解理论。溶液中离子总是同过量异号离子联系在一起形成 “离子氛”。 1926年卜耶隆(N.B. Jerrum) 进一步提出离子缔合概念。强电解质溶液中正负离子会部分缔合成 “离子对”。0.1 mol·L−1KNO3中， 97%为离子态， 3%则以离子对K+NO3− 形式存在。补充null3.5.2 活度和活度因子 活度——电解质溶液中能有效自由运动的离子浓度。 c —— 真实浓度f —— 活度因子f 越小，离子间相互牵制作用越强，离子的活度越小。 离子强度ci、zi 分别为溶液中i 种离子的浓度和电荷数。 离子浓度越大，离子所带电荷越多，离子强度越大，离子间相互牵制作用越强，离子活度系数越小，活度越小。 在稀溶液范围内所作的计算，可用浓度代替活度。补充第3章总结第3章总结水的离子积常数KwΘ 解离度——弱电解质 稀释定律 同离子效应 缓冲溶液 (HAc-NaAc或NH3-NH4Cl) 溶度积常数Ksp 溶解度s 溶度积规则 J  Ksp 不饱和 J = Ksp 饱和 J  Ksp 过饱和pH =  lg [c(H+)/cΘ] 一元弱酸、弱碱近似计算 (1) (2) 可忽略二级电离 缓冲溶液pH 同型AB Ksp = s2 不同型A2B和AB2 Ksp = 4s3 沉淀完全 c  105 molL−1回顾