第四章酸碱和沉淀

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《无机化学》第四章酸碱平衡和沉淀-溶解平衡

x
C盐+x
K
θ a
[H ][A [HA]
]
则[H
]
Kθa[HA] [A ]
由于同离子效应，HA解离度降低。
c酸– x ≈ c酸
c盐+ x ≈ c盐
[H ] KθaC酸 C盐
pH
pK
θ a
lg
c酸 c盐
结论： a.弱酸~弱酸盐组成（例HAc～NaAc）：
pH
pKa
lg C酸 C盐
b.弱碱~弱碱盐组成（例 NH3·H2O～NH4Cl）：
b
0
②近似公式： C
Kb
500时
C - [OH ] C
[OH ]
K
θ b
(Kθb
)2
4CK
θ b
2
[OH ] CKb
例：已知25℃时， KθHAc 1.75105 计算该温度下
0.10mol·L-1的HAc溶液中[H+]、[Ac-]及溶液pH，并计算该温度下HAc的解离度。
解：设解离平衡时，[ H+ ]= x mol·L-1
解：
pH
pKa
lg CHAc C NaAc
lg(1.75105 ) lg 0.1 0.1
4.76
(1) 加 HCl 溶液后，HAc和 Ac- 的浓度分别为：
C HAc
0.10 90 0.01010 100
0.091(mol /
L)
C NaAc
0.10 90 0.01010 100
0.089(mol /
第四章酸碱平衡和沉淀-溶解平衡
4.1 近代酸碱理论简介 4.2 强电解质溶液 4.3 弱酸、弱碱的解离平衡 4.4 缓冲溶液 4.5 盐类的水解 4.6 难溶强电解质的沉淀-溶解平衡

高三化学酸与沉淀知识点

高三化学酸与沉淀知识点在高三化学中，酸与沉淀是一个非常重要的知识点，涉及到酸碱中和反应以及溶液中沉淀的形成。

本篇文章将对高三化学酸与沉淀的知识点进行详细讲解。

一、酸的概念及性质1. 酸的定义：酸是指能够释放出H+离子（质子）的化合物，在水中形成氢离子的溶液称为酸性溶液。

2. 酸的性质：呈酸性的物质通常具有以下性质：a. 能够与碱发生中和反应，产生盐和水的化合物；b. 具有腐蚀性，可以溶解金属、石灰石等物质；c. 酸性溶液具有酸味，能够改变红色石蕊试纸的颜色为蓝色。

二、酸碱中和反应1. 酸碱中和的概念：是指当酸与碱按化学计量比进行反应时，生成盐和水的化学反应过程。

2. 酸碱中和反应的示例方程式：a. HCl + NaOH → NaCl + H2Ob. H2SO4 + 2KOH → K2SO4 + 2H2Oc. HNO3 + KOH → KNO3 + H2O三、酸碱指示剂1. 酸碱指示剂的作用：用于判断溶液是酸性、中性还是碱性。

2. 常见的酸碱指示剂和其变色范围：a. 酚酞：红色（酸性）→无色（中性）→黄色（碱性）b. 甲基橙：红色（酸性）→黄色（碱性）c. 石蕊试纸：红色（酸性）→蓝色（碱性）四、酸的浓度1. 酸的浓度表示方法：可以通过溶液中的H+离子的浓度来表示酸的浓度，常用的有以下两种方式：a. 摩尔浓度（mol/L）：表示单位体积（升）溶液中所含酸的物质的量；b. 酸度pH值：-log[H+]，表示溶液中H+离子的浓度。

五、沉淀的概念及形成条件1. 沉淀的定义：指溶液中由于化学反应而生成的不溶于溶液的固体颗粒。

2. 沉淀形成的条件：a. 在双盐交互作用下，生成的离子产物溶解度积小于反应产品的浓度积；b. 反应生成的固体沉淀在溶液中不溶解。

六、酸与沉淀的应用1. 酸的应用：酸广泛应用于日常生活和工业生产中，例如制备肥料、食品酸化调味、金属清洗等。

2. 沉淀的应用：沉淀在分析化学、实验室制备和工业生产中有广泛的应用，例如制备药品、纸浆、矿石提取等。

初中化学知识点归纳酸碱中和反应的沉淀反应

初中化学知识点归纳酸碱中和反应的沉淀反应初中化学知识点归纳：酸碱中和反应的沉淀反应酸碱中和反应是化学中的一种重要反应类型。

在此类反应中，酸和碱反应生成盐和水。

而在某些特定条件下，酸碱中和反应还会伴随着沉淀的生成。

本文将重点对酸碱中和反应中的沉淀反应进行归纳和探讨。

一、酸碱中和反应基础知识酸碱中和反应是指酸和碱在一定比例下发生反应，生成盐和水。

在化学方程式中，通常写作：酸 + 碱→ 盐 + 水。

酸是指能够释放出H+离子（即氢离子）的化合物，具有酸性的物质。

碱是能够释放出OH-离子（即氢氧根离子）的化合物，具有碱性的物质。

反应过程中，H+离子和OH-离子结合生成水，而原本存在于酸和碱中的离子则结合形成盐。

二、酸碱中和反应的沉淀反应沉淀反应是指在溶液中生成不溶于溶液的固体产物。

在酸碱中和反应中，沉淀反应常常发生，形成具有沉淀性质的盐。

1. 氢氧化物与酸反应当酸与含有氢氧化物（碱）的溶液发生反应时，产生的产物往往是沉淀。

这是由于酸中的H+离子与氢氧化物中的OH-离子结合形成水的同时，其他阴离子和阳离子结合生成不溶于溶液的盐，沉淀下来。

例如：HCl + NaOH → NaCl + H2O（氯化钠是可溶于溶液中的盐，不产生沉淀）2. 碳酸氢盐与酸反应碳酸氢盐（如重碳酸氢钠、碳酸氢铵等）与酸反应时，产生的产物也常常是沉淀。

这是因为碳酸氢盐中的HCO3-离子与酸中的H+离子结合生成水的同时，其他阴离子和阳离子结合形成不溶于溶液的盐，沉淀下来。

例如：HCl + NaHCO3 → NaCl + CO2↑ + H2O（氯化钠是可溶于溶液中的盐，不产生沉淀；而二氧化碳则以气体形式释放）3. 硫酸盐与银盐的反应硫酸盐与银盐发生反应时，常常会生成不溶于溶液的硫酸盐沉淀。

这是由于硫酸盐与银盐中的阳离子结合形成不溶于溶液的盐，沉淀下来。

例如：Na2SO4 + BaCl2 → BaSO4↓ + 2NaCl（硫酸钡是典型的沉淀）三、酸碱中和反应沉淀反应的应用酸碱中和反应和沉淀反应在实际应用中具有广泛的用途。

高中化学沉淀

高中化学沉淀沉淀是化学实验中常见的现象，指的是溶液中某些物质由于化学反应或物理变化而生成的固体颗粒，被称为沉淀物。

在高中化学中，沉淀是一个非常重要的概念，涉及到诸如离子反应、酸碱中和、络合反应等多个方面。

本文将从沉淀的基本概念、沉淀的形成条件、沉淀的性质与鉴定方法以及沉淀在实际应用中的作用等几个方面进行介绍。

一、沉淀的基本概念沉淀是指在溶液中某些物质由于化学反应或物理变化而形成的固体颗粒。

沉淀是一种比较常见的现象，常常出现在化学实验中，如酸碱中和反应、离子反应、络合反应等。

在化学反应中，如果产生的产物是不溶于溶液中的固体物质，它们就会聚集在一起，逐渐形成沉淀。

沉淀物的颗粒大小、形状、颜色等特征与反应物的种类、浓度、温度、pH值等因素有关。

二、沉淀的形成条件沉淀的形成需要满足一定的条件，主要包括反应物的浓度、温度、pH值等因素。

1、反应物的浓度反应物的浓度是影响沉淀形成的重要因素之一。

一般来说，当反应物浓度越高时，产生的沉淀物也越多。

这是因为高浓度的反应物可以提高反应速率，促进反应进行，从而使得沉淀物的生成速率加快。

2、温度温度是另一个影响沉淀形成的因素。

在一定的反应物浓度下，温度越高，反应速率也越快，沉淀物的生成速率也会加快。

但是需要注意的是，温度过高会使得某些沉淀物溶解，从而影响实验结果。

3、pH值pH值也是影响沉淀形成的因素之一。

在一些酸碱反应中，当pH 值达到一定程度时，反应物会发生沉淀并生成固体物质。

例如，当氢氧化钠与硫酸铜反应时，当pH值达到12左右时，会生成蓝色的氢氧化铜沉淀物。

三、沉淀的性质与鉴定方法沉淀物的性质和鉴定方法是高中化学中需要掌握的重要内容。

下面将介绍几种常见的沉淀物的性质和鉴定方法。

1、氯化银沉淀物氯化银沉淀物是一种白色的固体，可以溶于氨水，并在光线照射下变黑。

鉴定方法可以使用氯化银试剂与待测物质反应，若出现白色沉淀，即可证明待测物质中含有氯离子。

2、碳酸钙沉淀物碳酸钙沉淀物是一种白色、无臭、无味的固体，可以溶于强酸和酒石酸。

酸碱解离平衡和沉淀-溶解平衡

01
沉淀的生成或溶解会改变溶液中离子的浓度，进而影响酸碱解离平衡。
02
在沉淀-溶解平衡过程中，沉淀的生成或溶解会消耗或释放氢离子或氢氧根离子，从而影响酸碱解离平衡。
离平衡的移动，例如某些难溶性盐的溶解度与溶液的pH 值有关。
酸碱解离平衡与沉淀-溶解平衡的相互影响
01
02
03
酸碱解离平衡和沉淀-溶解平衡是相互依存的，它们之间存在动态的相互作用。
在一定条件下，酸碱解离平衡和沉淀-溶解平衡可以相互转化，例如某些弱酸或弱碱在水溶液中可以形成离子对或共轭酸碱对。
在实际应用中，了解酸碱解离平衡与沉淀-溶解平衡的相互影响对于化学反应的调控和分离提纯等方面具有重要意义。
4. 用分光光度计测定上清液中待测离子的吸光度，分析酸碱解离平衡和沉淀-溶解平衡之间的相互影响。
05 酸碱解离平衡和沉淀-溶解平衡的实际应用
在化学工业中的应用
01 02
酸碱反应控制
酸碱解离平衡在化学工业中用于控制反应条件，例如中和反应、酸洗、碱洗等过程。通过调节酸碱度，可以实现对反应速度、产物纯度和产率的优化。
02
沉淀-溶解平衡是化学平衡的一种，也是热力学平衡的一种表现。
影响沉淀-溶解平衡的因素
01
02
03
温度
温度对沉淀-溶解平衡有显著影响，一般来说，温度升高，溶解度增大，反之亦然。
浓度
溶液中溶质的浓度对沉淀溶解平衡也有影响，一般来说，浓度越高，沉淀的量越多。
溶液的离子强度
溶液的离子强度对沉淀-溶解平衡也有影响，一般来说，离子强度越高，溶解度越低。
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4无机化学.酸碱平衡与沉淀平衡教案

三．缓冲溶液的配制一般配制原则1．选择适当的缓冲系，即选择pKa尽可能与要求的pH接近，why？2．选择合适的总浓度，一般在0.05～0.5mol· -1之间。L 3．按所要求的pH值，计算出缓冲比，进而算出需要的共轭酸碱的量。4．利用仪器进行校正。
四．人体内的缓冲体系人体体液都有一定的pH值，且都需要相当的稳定性，如胃液在1.0左右，肠液在2.0～6.6，血液在7.35～7.45之间，…。由于血液是量最多的体液，所以其中的pH变化也最值得关注。人体在休息时，动脉血浆的pH值约为7.40，静脉血浆因有CO2，略低，约为7.35；人体做剧烈肌肉运动时，由于有大量酸性物质如碳酸、乳酸等产生，使得静脉血浆的pH值可降至7.30。
由前面提到的电离度，可得HA+H2O==A-+H3O+ c-[H+] [H+] [H+] c(1-α) cα cα c? ? c? c? Ka= ? c(1 ? ?) 1 ? ? 2当α不太小时，1-α≈1，Ka=cα2 α= Ka / c
2.多元酸碱多元酸在水溶液中是分步电离的如H3PO4在水中有三级解离，25℃时Ka1=7.52×10-3，Ka2=6.23×10-8，Ka3=2.2×10-13。多元酸的Ka1>>Ka2>>Ka3,每级解离常数一般相差4～6个数量级，可忽略二、三级解离平衡。因此,多元弱酸的H+浓度的计算以一级解离为主。比较多元弱酸的酸性强弱时,只需比较它们一级解离常数值即可。若计算[H+]，只需按一元酸处理即可。
重点
难点
重点：一元弱酸、弱碱、多元弱酸、弱碱的概念，熟练掌握一元弱酸、弱碱溶液pH的计算方法，一般了解多元弱酸、弱碱溶液pH的计算方法；溶液酸、碱性的表述方法，溶液的酸、碱性与pH的关系。

酸碱平衡和沉淀溶解平衡

通常把Ka>1的酸称为强酸; Ka在 1~10-3的酸称为中强酸; Ka在10-4~10-7的酸称为弱酸; Ka<10-7的酸称为极弱酸，弱碱亦可按Kb大小进行分类。
共轭酸碱对的解离常数之间的关系：
HB B-+H+
Ka=[B-][H+]/[HB]
其共轭碱的电离为：
B-+H2O HB+OH-
部分电离)。
HAc + H2O H3O++Ac- 酸1 碱2 酸2 碱1
氨和水的反应，H2O给出质子，由于H2O是弱酸所以反应程度也很小，是可逆反应(相当于NH3在水中的电离过程)。
H2O + NH3 NH4+ +OH- 酸1 碱2 酸2 碱1
二、溶液的酸度水溶液中氢离子的浓度称为溶液的酸度。水溶液中H+离子的浓度变化幅度往往很大，浓的可大于10mol·L-1，在[H+]<1的情况下，用pH(负对数法)表示溶液的酸度更为方便， pH的定义是：溶液中氢离子浓度的负对数叫做pH值。
pH=-lg[H+]
弱酸弱碱的电离平衡
一、一元弱酸弱碱的电离 1、电离常数
HAc+H2O H3O++Ac- or HAc H++Ac 在一定温度下，其平衡关系为：
Ka=[H+][Ac-]/[HAc] Ka称为弱酸的电离平衡常数，简称为酸常数。
H2O+NH3 NH4++OHKb=[NH4+][OH-]/[NH3] Ka和Kb是化学平衡常数的一种形式，利用电离常数数值的大小，可以估计弱电解质电离的趋势。K值越大，电离常数越大。

第四章酸碱平衡和沉淀溶解平衡

第四章酸碱平衡和沉淀溶解平衡根据酸碱质子理论，酸碱反应的实质是质子的传递。

根据酸碱质子理论，在水溶液中，弱酸及其共轭碱的关系：KΘa·KΘb=KΘw解离常数KΘa或KΘb：温度不变，解离常数不变。

已知弱酸的浓度和解离度，求弱酸的PH和解离常数？解：因为α=√KΘa·CΘ/C。

C（H+）=√Ka·C。

/CΘ 得出C（H+）=α·C。

/CΘ就可以求出PH，也可以求出解离常数。

酸碱平衡：已知酸的解离常数，求已知浓度C的含酸根的盐的PH？解：由酸的解离常数，根据Ka·Kb=Kw可得其共轭碱的解离常数Kb，代入得C（OH-）=√Kb·C/CΘ，所以C（H+）=Kw/C（OH-），PH=-lg（H+）缓冲溶液：配制缓冲溶液如何选择电解质及其对应的盐？解：解离常数K所对应的p H或POH尽可能地接近缓冲溶液的p H或POH缓冲方程PH=PKΘa（弱酸）-lgC弱酸/C共轭碱当缓冲比C弱酸/C共轭碱=1时，缓冲溶液的缓冲能力最大。

此时PH=PKΘa（弱酸）求缓冲溶液的PH值？解：由弱酸（碱）及其共轭碱（酸）组成。

以弱酸及其共轭碱构成的缓冲溶液（强酸与过量弱碱反应）为例：弱酸的（解离程度很小）浓度近似为强酸的浓度，共轭碱（没有考虑弱酸中所含有的碱根）的浓度=（弱碱的物质的量-强酸的物质的量）/混合后的总体积，则根据缓冲方程PH=PKΘa（弱酸）-lgC弱酸/C共轭碱即得。

如果再向混合液中加入酸或碱，再求弱酸和其共轭碱的浓度，代入缓冲方程即可。

溶度积与溶解度的关系：知溶解度求溶度积Ksp（生成的离子的乘积）？解：在不考虑离子水解的情况下，AB型Ksp＝s²AB2或A2B型Ksp＝4s³AB3型Ksp＝27s4A2B3型Ksp＝108s5 s是溶解度知溶度积kΘsp求溶解度s？⚠️AB型或AB2型方程不同。

例如：AgCl在0.1mol·L-1的NaCl溶液中溶解度为1.77×10-9mol·L-1。

化学反应中的酸碱中和和沉淀反应知识点总结

化学反应中的酸碱中和和沉淀反应知识点总结化学反应是研究物质变化的一门科学，其中酸碱中和反应和沉淀反应是化学反应中的重要内容。

本文将对这两个知识点进行总结。

一、酸碱中和反应酸碱中和是指酸和碱反应生成盐和水的化学反应。

以下是酸碱中和反应的几个重要知识点：1. 酸的特性：酸是指能够释放出H+离子的物质，常见的酸包括硫酸、盐酸等。

2. 碱的特性：碱是指能够释放出OH-离子的物质，常见的碱包括氢氧化钠、氢氧化钙等。

3. 盐的特性：盐是酸碱中和反应生成的产物，由阴离子和阳离子组成，如氯化钠、硫酸铜等。

4. 水的生成：酸和碱反应时，产生的H+离子和OH-离子结合生成水，这是酸碱中和反应的基本特点。

5. 中和反应的化学方程式：酸碱中和反应的化学方程式一般形式为：酸 + 碱→ 盐 + 水。

6. pH值的变化：在酸碱中和反应过程中，溶液的pH值会向中性的7靠近。

二、沉淀反应沉淀反应是指溶液中两种溶解度有限的物质反应生成难溶于溶液中的沉淀。

以下是沉淀反应的几个重要知识点：1. 溶解度积：溶解度积是指溶液中产生沉淀所需要的离子浓度乘积，如果离子浓度乘积大于溶解度积，沉淀反应将会发生。

2. 沉淀的性质：沉淀是指在溶液中形成的难溶于溶液的固体物质，常见的沉淀包括氧化物、氢氧化物等。

3. 沉淀反应的化学方程式：沉淀反应的化学方程式一般形式为：离子1 + 离子2 → 沉淀。

4. 沉淀反应的条件：沉淀反应需要满足溶解度积的条件，即离子浓度乘积大于溶解度积。

5. 用沉淀反应分离离子：由于沉淀反应的特性，可以利用沉淀反应将溶液中的离子进行分离和识别。

总结：化学反应中的酸碱中和反应和沉淀反应是化学研究中的重要内容。

酸碱中和反应产生盐和水，通过酸和碱之间的中和作用使溶液的pH值靠近中性。

沉淀反应则是由溶解度积的条件所决定，通过沉淀的形成实现将溶液中的离子分离和识别。

以上是对酸碱中和和沉淀反应的知识点的简要总结，希望对您的学习有所帮助。

酸碱反应和沉淀反应：盐类的水解反应

3.3.2 分步水解
如 FeCl3的水解反应式
Fe3+ + H2O Fe(OH)2+ + H2O
Fe(OH)2+ + H+ Fe(OH)＋2 + H+
Fe(OH)＋2 + H2O
Fe(OH)3 + H+
由于Kh(1)>> Kh(2)>> Kh(3)
所以在FeCl3溶液中一般不会有Fe(OH)3胶状沉淀
如
S2- + H2O
Hale Waihona Puke HS- + OH-
HS- + H2O
H2S + OH-
Kh(1)
=
Kw Ka(2)(H2S)
= 11..03××1100--1143
=7.7×10-2
Kh(2)
=
Kw Ka(1)(H2S)
= 11..01××1100--174
=9.1×10-8
KKhh((11))、>>KKhh(2(2) )—通—常分只级需水考解虑常第数一步水解
降低溶液的pH值，可增大阴离子的水解度
升高溶液的pH值，可增大阳离子的水解度
3.3.5 盐类水解的抑制和利用
3.3.4 影响盐类水解度的因素
1. 水解离子的本性水解产物是弱电解质，且为难溶或为易挥发气体，则水解程度很大或完全水解
SnCl2 + H2O → Sn(OH)Cl↓+ HCl Al2S3 +6H2O →2Al(OH)3↓+ 3H2S↑
3.3.4 影响盐类水解度的因素
2. 盐溶液浓度、温度一般来说，盐浓度越小（向微粒数变多的方向移动,也就是正向)，温度越高（盐的水解一般是吸热过程），盐的水解度越大 3. 盐溶液酸度

酸碱和沉淀 (4-3)

8
4—3 酸碱质子理论
一、酸碱定义凡能给出H 质子）的分子或离子均是酸；凡能给出 +（质子）的分子或离子均是酸；凡质子）的分子或离子均是碱。能得到 H+（质子）的分子或离子均是碱。 ∴酸 —— H+ 给予体（Proton donor）给予体（酸）接受体（碱 —— H+ 接受体（Proton acceptor））两性电解质 —— 既能给出质子，又能接受质能给出质子，子的分子或离子，称为“两性电解质” 子的分子或离子，称为“两性电解质” （ampholyte）简称“两性物质”。）简称“两性物质”
HCl + H 2O → Cl − + H 3O +
17
2、同一酸（或碱），在不同溶剂中可表现同一酸（或碱），在不同溶剂中可表现），出不同的酸性（或碱性）出不同的酸性（或碱性）
也是强酸：也是强酸变为强酸：例1：液氨中，HAc变为强酸： HCl也是强酸：：液氨中，变为强酸而 HCl + NH3(l) = Cl- + NH4+ HAc + NH3(l) = Ac- + NH4+ 强酸强碱强酸强碱结果，的酸性“ 结果，NH3（l）把HAc和HCl的酸性“拉平” 。）和的酸性拉平” 原因是NH3(l)碱性强，它是碱性强，酸性的“ 原因是碱性强它是HAc和HCl酸性的“拉平试和酸性的这种现象称为“拉平效应” 剂”。这种现象称为“拉平效应”。
§4-4 酸碱理论的发展
1
一、酸碱电离理论（水-离子理论）酸碱电离理论（离子理论） 28岁的瑞典科学家S.Arrhenius于1887年提出岁的瑞典科学家S.Arrhenius 年提出。 28岁的瑞典科学家S.Arrhenius于1887年提出。二、酸碱溶剂理论 1905年E.C.Franklin(富兰克林）在水离子理论的富兰克林）年富兰克林在水-离子理论的基础上提出的。基础上提出的。三、酸碱质子理论 1923年由丹麦化学家Brønsred 布朗斯特）年由丹麦化学家Br nsred（ 1923年由丹麦化学家Br nsred（布朗斯特）和英国化学家Lowry 劳莱）提出。 Lowry（化学家Lowry（劳莱）提出。四、酸碱电子理论 1923年由美国物理化学家Lewis提出， Lewis提出 1923年，由美国物理化学家Lewis提出，又称 Lewis”酸碱理论酸碱理论。 “Lewis 酸碱理论。五、酸碱软硬理论 1963年 1963年R.G.Pearson(皮尔逊)提出的一种路易斯酸碱 (皮尔逊) 的分类方法。的分类方法。

生物分离工程第四章沉淀分离法

3. 分类 – 与羧基、胺及杂环等含氮化合物结合；如Mn2+、Fe2 + 、Zn2 + 、 Cu2 +等 – 与羧基结合，不与胺及杂环等含氮化合物结合；如Ca2 + 、Ba2 + 、 Mg2 + 、Pb2 +等 – 与巯基结合；如Hg + 、Ag + 、Pb2 +等
3、特点
• 沉淀效果很好； • 选择性好 • 容易使生物分子变性 • 复合物难分解
• 丙酮（浓度40-50%）：沉析作用更强，用量省，但毒性大，应用范围不广；
• 特点：
– 介电常数小， 60%乙醇的介电常数是48
– 容易获取
40-50%丙酮的介电常数是22
4.有机溶剂沉淀的特点
• 分辨率高； • 溶剂容易分离，并可回收使用； • 产品洁净（有机溶剂易祛除）； • 容易使蛋白质等生物大分子变性失活； • 应注意在低温下操作； • 成本高
沉淀法分离蛋白质的特点有：
1 在生产的前期就可使原料液体积很快地减小10～50 倍，,从而简化生产工艺、降低生产费用；
2 使中间产物保持在一个中性温和的环境；
3 可及早地将目标蛋白从其与蛋白水解酶混合的溶液中分离出来、避免蛋白质的降解，提高产物稳定性；
4 用蛋白质沉淀法作为色谱分离的前处理技术，可使色谱分离使用的限制因素降到最低。
（七）选择性变性沉淀法
• 选择一定的条件使溶液中存在的某些杂质蛋白变性沉淀下来，而与目的物分开，这种分离方法就称为选择性变性沉淀法
• 在操作之前要对欲分离的物质中的杂蛋白等杂质的种类、含量及其物理化学性质等有比较全面的了解。
使用时需慎重！！！！
选择性变性的方法
• 选择性热变性：对于α-淀粉酶等热稳定性好的酶，可以通过加热进行热处理，使大多数杂蛋白受热变性沉淀而被除去。

酸碱反应和沉淀反应：影响沉淀反应的因素

Ba2+ + SO24x x+0.10
Ksp(BaSO4)= x (x +0.10)≈x 0.10=1.08×10-10
s =1.1×10-9mol·L-1 < s
2. 影响沉淀反应的因素
同离子效应——使难溶电解质溶解度降低平衡移动方向
如 BaSO4(s) Ba2+ + SO24沉中例淀的完计溶全算解N的B度a概a2。SS念OO(s44=在→1.020.N41×a0+m1+o0lS-·5LOm-421o-Nl·aL2S-1O) 4溶液平一为解衡般使：浓当离度子c(离沉/m子淀ol)·完＜L-全11B0a,-5Sm可Oo利4l(·sL用)-1同,认离为B子x沉a2效+淀+应x完S+,O0全.加241-。0 入K过sp(量Ba沉SO淀4)=剂x ((x一+般0.1过0)≈量x 02.01%0=~1.5008%×1) 0-10
分子式
Ksp
开始沉淀pH 沉淀完全pH
c(Mn+) = c(Mn+)= c(Mn+)≦ 1mol·L-10.1mol·L-110-5mol·L-1
Mg(OH)2 5.61 10-12 8.37 8.87
10.87
Co(OH)2 5.92 10-15 6.89 7.38
9.38
Cd(OH)2 7. 2 10-15 6.9
• 盐效应一般不如同离子效应显著。
2021/10/26
pH 对沉淀溶解平衡的影响
1.M(OH)n型难溶氢氧化物
M(OH)n(s)
Mn+ + nOH-
Ksp(M(OH)n)=c(Mn+)[c(OH-)]n

第四章滴定分析方法及应用沉淀滴定法讲课文档

滴定中［CrO72-］约为5×10-3mol/L较为合适。若反应液体积为50~100ml，则加入5%（g/ml）铬酸钾指示剂1~2ml 即可。
现在十页，总共四十四页。
二、铬酸钾指示剂法
2.溶液的酸度 K2CrO4指示剂法只能在中性或弱碱性（pH 6.5~10.5）溶液中进行。
若溶液为酸性（或pH ≤6.5）时，则 C与rOH24+结合，导致化学计量点时，不能形成Ag2CrO4沉淀。
，其反应如下：
滴定前Ag+（过量）+ X-
AgX↓
滴定时Ag+（剩余）+ SCN-
AgSCN↓（白色）
终点时Fe3++SCN- ［FeSCN］2+（淡棕红色）
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四、沉淀滴定法应用
四、沉淀滴定法应用
（一）滴定液与基准物质
银量法所用的滴定液是硝酸银和硫氰酸铵（或硫氰酸钾）溶液。
三、吸附指示剂法
课堂活动使用吸附指示剂法测定I-或Cl-时，分别最适合
使用哪种指示剂，是何原因。
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三、吸附指示剂法
除铬酸钾指示剂法和吸附指示剂法之外，还有铁铵矾指示剂法。
铁铵矾指示剂法是以铁铵矾［ NH4Fe(SO4)2·12H2O］为指示剂，用NH4SCN或
KSCN溶液为滴定液，在酸性溶液中测定可溶性银盐和卤素化合物的银量法，根据测定对象的不同，该方法可分为直接滴定法和返滴定法。
四、沉淀滴定法应用
（二）无机卤素化合物和有机氢卤酸盐的测定许多可溶性的无机卤化物及某些有机碱的氢卤酸
盐如盐酸麻黄碱，均可用银量法测定。
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四、沉淀滴定法应用

酸碱和沉淀

Question 2
请找出下列共轭酸碱对的Ka与Kb间的相乘关系： Ka1 Ka2 Ka3 PO43H2PO4HPO42H3PO4 Kb1 Kb3 Kb2
Solution
Ka1 Kb3
= Ka2 Kb2 = Ka3 Kb1 = KW
指出：溶液pH值的测定方法有 ①广泛pH试纸或精密pH试纸测定
②酸度计（精确）测定
2
质子理论
（1）要点 ●酸：凡能给出质子的分子或离子——质子给予体。
HAc (aq) ↔ Ac-(aq) + H+ (aq)
●碱：凡能接受质子的分子或离子——质子接受体。
Ac- (aq) + H+(aq) ↔ HAc (aq)
●两性物质：既能给出质子，又能接受质子的物质。 H2O + H2O H3O+ + OHH2PO4HPO42- + H+
4. 缓冲溶液pH值的计算共轭酸 H+ + 共轭碱
C eq ( H + ) C eq (共轭碱） Ka = C eq (共轭酸)
C eq (共轭酸） C eq ( H + ) = K a eq C (共轭碱)
C eq (共轭酸） pH＝PK a - lg eq C (共轭碱)
pH=-lgCeq(H+)
C(HS-) C(H+)
C(S2-)= 1.1×10-12mol.dm-3
讨论: 单纯H2S溶液中并无此平衡: H2S
2H++S2-
所以 c(H+)≠2c(S2-) H+主要来自一级解离,可用稀释定律处理; S2-主要来自二级解离,c(S2-)/cy≈K2y

盐的性质酸碱反应和沉淀反应

盐的性质酸碱反应和沉淀反应【盐的性质：酸碱反应和沉淀反应】盐是由酸和碱反应产生的化合物，它在酸碱反应和沉淀反应中表现出独特的性质。

本文将探讨盐的性质以及在酸碱反应和沉淀反应中的作用。

一、盐的酸碱性质盐在溶液中可以解离出阳离子和阴离子。

如果阳离子来自酸，阴离子来自碱，则该盐呈碱性；如果阳离子来自碱，阴离子来自酸，则该盐呈酸性；如果阳离子和阴离子都来自酸或碱，或者它们来自的酸和碱性质相同，则该盐呈中性。

盐的酸碱性质决定了它在酸碱反应中的作用。

当与酸反应时，碱性盐具有中和酸的作用，可以将酸溶液的酸度降低；酸性盐和中性盐在酸中也可以发生酸碱反应。

与碱反应时，酸性盐可以中和碱的作用，降低碱溶液的碱度；中性盐在碱中也能发生酸碱反应。

二、盐的沉淀反应盐在溶液中会发生溶解和沉淀的反应。

当溶液中加入另一种盐，并且两种盐中至少有一种存在溶解度较低的盐时，就会发生沉淀反应。

沉淀反应是指两种盐溶液中的离子发生反应，生成难溶的盐并从溶液中析出。

例如，当向硫酸钠溶液中加入氯化钙溶液时，钠离子和氯离子不发生反应，但是钙离子和硫酸根离子会结合成难溶的硫酸钙沉淀。

沉淀可以根据其性质进行相应的分离和鉴定。

盐的沉淀反应不仅在化学实验中有应用，也在生活中发挥着重要的作用。

例如，水中含有较高的钙、镁离子时会产生水垢，给水质和用水设备带来影响。

为了处理水质问题，可以利用盐的沉淀反应，使水中的钙镁离子形成沉淀，从而达到除垢的目的。

总结：盐的性质包括酸碱反应和沉淀反应。

酸碱性质决定了盐在酸碱反应中的作用，可以起到中和酸碱溶液的作用。

盐的沉淀反应可以通过两种溶液中的离子结合形成难溶的盐沉淀，对于分离和鉴定盐有重要意义。

通过进一步研究和应用盐的性质，可以更好地理解其在化学反应和日常生活中的作用。

【字数：604字】。

无机化学(周祖新)习题解答第四章

无机化学（周祖新）习题解答第四章无机化学（周祖新）习题解答第四章第四章酸碱平衡和溶解沉淀平衡习题解答（4）思考问题1．强电解质的水溶液有强的导电性，但agcl和baso4水溶液的导电性很弱，它们属于何种电解质？1.答：虽然氯化银和硫酸钡水溶液的导电性很弱，但溶液中的离子浓度很小。

这是因为AgCl和BaSO4的溶解度小，导致溶液中的自由离子浓度低，导电性弱。

氯化银和硫酸钡（溶解部分）都在溶液中解离，因此它们是强电解质。

2．在氨水中加入下列物质时，nh3?h2o的解离度和溶液的ph将如何变化？⑴nh4cl⑵naoh⑶hac⑷加水稀释2．nh3?h2onh4++oh-（1）当添加NH4Cl时，氨的解离度降低，pH值降低。

⑵ 加入NaOH后，氨的解离度降低，pH值升高。

⑶ 当添加HAC时，氨的解离度增加，pH值降低。

（4）当用水稀释时，氨的离解度增加，pH值降低。

3．下列说法是否正确？若有错误请纠正，并说明理由。

（1）酸或碱在水中的分解是一个大分子被分解成小离子的过程，这是一个吸热反应。

温度的升高将有利于电离。

⑵1×10-5mol?l-1的盐酸溶液冲稀1000倍，溶液的ph值等于8.0。

⑶将氨水和naoh 溶液的浓度各稀释为原来1/2时，则两种溶液中oh-浓度均减小为原来的1/2。

（4） pH值相同的盐酸和醋酸的浓度也应相同。

（5）酸碱滴定的中间点是指示剂的变色点。

⑹某离子被完全沉淀是指其在溶液中的浓度为0。

3.（1）错。

解离是大分子形成小离子的吸热反应，而小离子和水分子的水合作用是放热的。

总反应的吸热和放热取决于吸热和放热两个过程的热效应的相对大小。

因此，温度的升高不一定有利于离解。

⑵错。

在ph值远离7的时候，溶液每稀释10倍，ph近视增加一个单位，这是没有计算水解离出的h+，当ph接近7的时候，水解离出的h+就不能再忽略了，所以酸性溶液不管怎么稀释，只能越来越接近中性，不可能变为碱性。

（3）错了。