1、第3章 酸堿反應和沉淀反應, 3.4 沉淀反應, 3.3 鹽類的水解反應, 3.2 弱電解質(zhì)的解離反應, 3.1 水的解離和溶液的酸堿性, 3.1 酸堿質(zhì)子理論概述,3 酸的相對強度和 堿的相對強度,2 酸堿質(zhì)子理論的基本概念,*1 歷史回顧,3-1 水的自電離和溶液的酸堿性,一、酸堿理論 1.Arrhenius (阿侖尼烏斯)1887年提出了酸堿電 離理論：凡是在水溶液中能夠電離產(chǎn)生的陽離子全 部都是H+ 的化合物叫酸；電離時產(chǎn)生的陰離子全 部是OH的化合物叫堿。 局限：無法解釋Na2CO3，Na3PO4 呈堿性；NH4Cl現(xiàn)酸 性的事實；無法解釋非水溶液中的酸堿行為 液氨中： NH4+ +

2、 NH2- = 2 NH3,酸：凡是能釋放出質(zhì)子（H+）的任何含氫原子的分子或離子的物種。 （質(zhì)子的給予體） 堿：凡是能與質(zhì)子（H+）結合的分子或離子的物種。 （質(zhì)子的接受體）,二、酸堿質(zhì)子理論的基本概念,酸 H+ +堿,例：HAc的共軛堿是Ac ， Ac的共軛酸HAc， HAc和Ac為一對共軛酸堿。,兩性物質(zhì)： 既能給出質(zhì)子，又能接受質(zhì)子的物質(zhì)。,酸 H+ + 堿, 酸堿解離反應是質(zhì)子轉移反應，如HF在水溶液中的解離反應是由給出質(zhì)子的半反應和接受質(zhì)子的半反應組成的。, 水是兩性物質(zhì)，它的自身解離反應也是質(zhì)子轉移反應。,酸(1),堿(2),酸(2),堿(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), 鹽類水解反應也是離子酸堿的質(zhì)子轉移反應。例如NaAc水解：,酸(1),堿(2),酸(2),堿(1),NH4Cl水解：,酸(1),堿(2),酸(2),堿(1),Ac+H2O OH + HAc,+ H2O H3O+ + NH3, 非水溶液中的酸堿反應，也是離子酸堿的質(zhì)子轉移反應。例如NH4Cl的生成：,液氨中的酸堿中和反應：,3.Lewis的酸堿電子理論 1）Lewis的酸堿電子理論的提出 質(zhì)子理論無法解釋如SnCl4、AlC

4、l3等的酸堿性行為 2）理論要點： 凡可以接受電子對的分子、原子團、離子 為酸（electron pair acceptor）； 凡可以給出電子對的物質(zhì)為堿。 3）Lewis的電子理論有關酸、堿的劃分 凡金屬陽離子及缺電子的分子都是酸； 凡與金屬離子結合的陰離子或中性分子都是堿。,4）酸堿反應的實質(zhì)：酸堿反應的實質(zhì)是形成配位鍵的反應；堿提供電子對，酸以空軌道接受電子對形成配位鍵。 H :OH HOH AlCl3 : Cl AlCl4 Cu2+ + 4:NH3 Cu2+4(NH3),5）Lewis的酸堿電子理論的優(yōu)缺點： 優(yōu)點：一切化學反應都可概括為酸堿反應 缺點：太籠統(tǒng)，不易掌握酸堿的特性；無

5、法判斷酸堿性的強弱,水的解離平衡和pH值,2 溶液的pH值,1 水的解離平衡,水的解離平衡,H2O (l) + H2O(l) H3O+ (aq) + OH(aq),或 H2O (l) H+ (aq) + OH(aq), 水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積。,25純水：c(H+)= c(OH)=1.010-7molL-1,100純水：,=1.010-14,=5.4310-13,T ， ,2 溶液的酸堿性與pH值,2020/7/27,溶液的酸堿性和pH,2020/7/27,溶液的酸堿性和pH,2020/7/27,例,pH值越大，溶液酸性越弱，堿性越強。,2020/7/27,酸堿指示劑,石蕊 紅 5.0

6、 紫 8.0 藍,pH試紙在不同的pH溶液中顯不同的顏色, 3.2 弱酸、弱堿的解離平衡,3 鹽溶液的酸堿平衡,2 多元弱酸的解離平衡,1 一元弱酸、弱堿的解離平衡,2020/7/27,3-2-1 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,2020/7/27,解離常數(shù),2020/7/27,例,解： HOAc H+ + OAc-,2020/7/27,3-2-2 解離度和稀釋定律,解離度,解離度可表示弱電解質(zhì)解離程度的大小 在溫度、濃度相同條件下, 越小，電解質(zhì)越弱。,2020/7/27,稀釋定律,稀釋定律：在一定溫度下( 為定值)，某弱電解質(zhì)的解離度隨著其溶液的稀

7、釋而增大。,2020/7/27,3-2-3 弱酸或弱堿溶液中離子濃度計算,注意,2020/7/27,3-2-3 弱酸或弱堿溶液中離子濃度計算,c(OH-) c,2020/7/27,例,計算0.100molL-1氨水溶液中的 c(OH-)、pH和氨水的解離度。,則 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 多元弱酸的分步解離,2020/7/27,例,已知常溫、常壓下H2S的溶解度為 0.10molL-1，計算H2S飽和溶液中c(H+)、 c(S2-)和H2S的解離度。,2020/7/27,例,已知常溫、常壓下H

8、2S的溶解度為 0.10molL-1，計算H2S飽和溶液中c(H+)、 c(S2-)和H2S的解離度。,2020/7/27,常溫下, H2S飽和溶液中, c(H2S)=0.10molL-1,調(diào)節(jié)H2S溶液的酸度，可控制c(S2-)。,小結: 多元弱酸中,若K1K2K3 ,通常K1/K2102,求H+ 時, 可做一元弱酸處理。 二元弱酸中,酸根的濃度近似等于二級電離常數(shù),與酸原始濃度關系不大。 在多元弱酸溶液中,酸根濃度極低,在需要 大量酸根離子參加的化學反應中,要用相應的鹽而不是相應的酸。,2020/7/27,3-2-5 解離平衡的移動 同離子效應,OAc-,OAc-,3-2-5 解離平衡的移

9、動 鹽效應,鹽效應 HAc H+ + Ac- 加入NaCl，平衡向解離的方向移動，增大了弱電解質(zhì)的電離度。 在弱電解質(zhì)溶液中加入強電解質(zhì)時，該弱電解質(zhì)的電離度將會增大，這種效應稱為鹽效應。,2020/7/27,例,在0.100molL-1NH3H2O溶液中，加入固體NH4Cl,使其濃度為0.100molL-1，計算溶液中c(H+)、NH3H2O的解離度。,平衡濃度/(molL-1) 0.100-x 0.100+x x,c(OH-)=1.810-5 molL-1,利用同離子效應: 可調(diào)節(jié)溶液的酸堿性; 控制弱酸溶液中酸根離子濃度， 達到離子分離、提純的目的。,2020/7/27,3-2-6 緩沖

10、溶液,3-2-6 緩沖溶液,NaOAc:抵消H+物質(zhì);HOAc:抵消OH-物質(zhì)。,2020/7/27,2020/7/27,例,試計算含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，計算溶液的pH值。,HOAc+NaOAc混合溶液能抵抗少量外來酸的作用，而保持溶液pH值不變。,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，計算溶液的pH值。,HOAc+NaOAc混合溶液能抵抗少量外來堿的作用，而保持溶液pH值不變。,2020/7/27,例,(4) 在含0.10molL-1HOAc、0.10molL-1 NaOAc溶液中加入H2O.使溶液稀釋10倍, 計算溶液的pH值。,HOAc+NaOAc混合溶液能抵抗少量水的稀釋作用，而保持溶液pH值不變。,3.3 鹽類的水解反應,2020/7/27,3-3-1 水解反應和水解常數(shù),水解反應,強堿弱酸鹽的水解是弱酸根 陰離子的水解,2020/7/27,強酸弱堿鹽的水解 實際上是其弱堿陽離子的水解,2020/7/27,強酸強堿鹽不水解, 溶

12、液呈中性。,2020/7/27,水解常數(shù),2020/7/27,水解常數(shù),2020/7/27,3-3-2 分步水解,多元弱酸鹽或多元弱堿鹽水解是分步的,2020/7/27,如Fe(OH)3的水解反應式,2020/7/27,3-3-3 鹽溶液pH的近似計算,例,計算0.10molL-1NaOAc溶液的pH和水解度。,2020/7/27,3-3-4 影響鹽類水解度的因素,水解離子的本性,如 Al2S3 +6H2S Al(OH)3+ 3H2S,2020/7/27,3-3-4 影響鹽類水解度的因素,2020/7/27,3-3-5 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)芙庠谙鄳?/p>

13、的堿或酸中。,Sn2+ + H2O + Cl- Sn(OH)Cl+ H+,2020/7/27,易水解鹽溶液的配制,2020/7/27,易水解鹽溶液的配制,+ H2O,H2S + OH-,2020/7/27,利用鹽類水解進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=3 4，促使 Fe3+水解，生成Fe(OH)3；,. 加熱，促使Fe3+水解，生成Fe(OH)3。,2020/7/27,第四節(jié)沉淀反應,3.4沉淀反應,2020/7/27,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)：

14、溶解度 0.1g/100gH2O,2020/7/27,3-4-1難溶電解質(zhì)的溶度積和溶解度,3-4-1難溶電解質(zhì)的溶度積和溶解度,溶度積常數(shù),2020/7/27,溶度積表達式也適用于難溶弱電解質(zhì),2020/7/27,一般難溶物,即在一定溫度下，難溶電解質(zhì)的飽和溶液 中，各組分離子濃度冪的乘積是一個常數(shù)。,2020/7/27,溶解度與溶度積的相互換算,例,已知298.15K時Ksp(AgI)=8.5210-17,計算298.15K時s(AgI)。,2020/7/27,溶解度與溶度積的相互換算,2020/7/27,1.不適用于易水解的難溶電解質(zhì),2020/7/27,2.不適用于難溶弱電解質(zhì),202

15、0/7/27,只有相同類型、基本不水解的難溶強電 解質(zhì)，可直接根據(jù)溶度積大小來比較溶 解度的大小。,2020/7/27,3-4-2沉淀反應,3-4-2 沉淀反應,溶度積規(guī)則,2020/7/27,例,在10mL0.10molL-1MgSO4溶液中加入10mL 0.10molL-1NH3H2O,問有無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 少應加入多少摩爾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,影響沉淀反應的因素,s =1.110-9molL-1 s,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c(離子)10-5molL-1基本 沉淀完全。,2020/7/27,如M(OH)n型難溶氫氧化物,2020/7/27,調(diào)節(jié)溶液pH值, 可進行離子的分離和提純。 如為除去1molL-1ZnSO4溶液中的Fe3+, 溶液 2.81pH6.2,2020/7/27,例,為除去1.0molL-1ZnSO4溶液中的Fe3+, 溶液的pH值應控制在什么范圍？,pH

17、應控制為： 2.81pH5.74,2020/7/27,分步沉淀,2020/7/27,即AgCl開始沉淀時AgI已沉淀完全,2020/7/27,在含0.20molL-1Ni2+、0.30molL-1Fe3+ 溶液中加入NaOH溶液使其分離，計算溶 液的pH控制范圍。,例,c2(OH-) c1(OH-) , Fe(OH)3先沉淀。,沉淀次序：不同類型，需計算開始沉淀所 需沉淀劑的濃度，所需濃度小 的先沉淀。,2020/7/27,在含0.20molL-1Ni2+、0.30molL-1Fe3+ 溶液中加入NaOH溶液使其分離，計算溶 液的pH控制范圍。,例,為使離子分離, pH應控制在3.156.72之間。,2020/7/27,3-4-3沉淀的溶解和轉化,3-4-3 沉淀的溶解和轉化,沉淀的溶解,生成弱酸 CaCO3(s) + 2H+ Ca2+ + H2CO3,生成水 Fe(OH)3(s) + 3H+ Fe3+ + 3H2O,生成弱堿 Mg(OH)2(s) + 2NH4+ Mg2+ + 2NH3H2O,2020/7/27,PbI2(s) + 2I- PbI42-,2020/7/