第3章 酸碱反应与沉淀反应
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。
THANKS FOR WATCHING
感谢您的观看
无机化学酸碱反应与沉淀反应
Ka1 (H2S) 远远大于Ka2(H2S)， 以一元弱酸来处理
c(S2) = 1.3×10-13 mol·L-1
HAc (aq)
NH4+ (aq)
NH3 (aq) + H + (aq)
H2O (l)
OH - (aq) + H + (aq)
H3O+ (aq)
H2O (l) + H + (aq)
共轭酸碱对表示一个酸碱半反应 。若酸越易给出质子，则其共轭碱就越难接受质子，即酸越强，其共轭碱就越弱；反之，酸越弱，其共轭碱就越强。但是酸不能自动放出质子，必须有碱来接受质子；反之碱也如此。因此两对共轭酸碱对之间的质子传递反应，即质子的受授过程就是常见的酸碱反应。该理论不仅适应于水体系，而且适应于非水体系。
Ka ,Kb称为HA, B-的标准解离常数, Ka ,Kb称为HA, B-的实验解离常数，它们都具有平衡常数的特性，其值越小，表示电解质越弱。电离常数可以通过实验测得，也可以利用热力学方法根据化学热力学数据计算求得。
Kb =
{ ceq(HB)/c } . { ceq(OH- ) /c }
3.2.4 解离平衡的移动
同离子效应 （common ion effect） 在弱电解质溶液中加入具有相同离子的易溶强电解质时，使弱电解质解离度降低的现象。
HAc + H2O
H3O+ + Ac-
+ H+
(完整word版)无机化学第四版第三章思考题答案
第三章酸碱反应和沉淀反应思考题1．阐述下列化学名词、概念的含义.解离常数，解离度，分步解离，水解常数，水解度，分步水解, 水的离子积，缓冲溶液,溶度积，溶度积规则，分步沉淀，沉淀完全，沉淀转化。
2．在氨水中加入下列物质时，NH3·H2O的解离度和溶液的pH值将如何变化?（1) 加NH4C1；NH3·H2O的解离度下降，pH值↓（2）加NaOH；NH3·H2O的解离度下降，pH值↑(3) 加HCl；NH3·H2O的解离度增大，pH值↓(4）加水稀释. 解离度α↑，溶液pH值的变化与加水的多少有关。
3．是非题：（1）酸性水溶液中不含OH—，碱性水溶液中不含H+；×(2)1×10-5 mol·L—1的盐酸溶液冲稀1000倍，溶液的pH值等于8.0；×(3）使甲基橙显黄色的溶液一定是碱性的;×(4）在一定温度下，改变溶液的pH值，水的离子积不变；√（5）弱电解质的解离度随弱电解质浓度降低而增大；√（6)H2S溶液中c（H+）=2c(S2—）×4．下列说法是否正确？为什么？(1) 将氨水和NaOH溶液的浓度各稀释为原来的1/2，则两种溶液中OH—浓度均减小为原来的1/2；×（2) 若HCI溶液的浓度为HOAc溶液的2倍，则HCl溶液中H+浓度也为HOAc溶液中H+浓度的2倍；×(3）中和同浓度、等体积的一元酸所需的碱量基本上是相等的，所以同浓度的一元酸溶液中H+浓度基本上也是相等的；前半句√、后半句×（4）氨水的浓度越小，解离度越大，溶液中OH-浓度也必越大。
5．根据弱电解质的解离常数,确定下列各溶液在相同浓度下，pH值由大到小的顺序。
③NaOAc ②NaCN ④Na3PO4 ⑧H3PO4⑦(NH4）2SO4⑥HCOONH4⑤NH4OAc ⑩H2SO4⑨HCl ①NaOH.6．试回答下列问题；(1）如何配制SnCl2、Bi（NO3)3、Na2S溶液？先用浓HCl溶解SnCl2固体、先用浓HNO3溶解Bi(NO3）3固体、先用浓NaOH溶解Na2S固体后再稀释。
《无机化学》第4版 教学课件 03酸碱反应和沉淀反应 03-2弱电解质的解离反应
解：
NH3·H2O NH+4 + OH-
平衡浓度/(mol·L-1) 0.10-x 0.10+x x
Kb=
x(0.10+x) 0.10-x
=1.8×10-5
因为 (c/c )/Kb=0.10/(1.8×10-5)>500 所以 0.10-x≈0.10, 0.10+x≈0.10
0.10x 0.10
=1.8×10-5
解离度可表示弱电解质解离程度的大小 在温度、浓度相同条件下,
α越小，电解质越弱
第3章2. 酸稀碱释反定应和律沉淀反应 第3章 酸碱反应和沉淀反应
一元弱酸 HA(aq)
起始浓度
c
H+(aq) + A-(aq)
平衡浓度 c-cα
cα
cα
Ka
(HA)=
[c(H+)/c ][c(A-)/c [c(HA)/c ]
x
x
则
x×10-3
c(OH-×10-3 mol·L-1
c(H+)=c(KOwH-)=
1.0×10-14 1.34×10-3
mol·L-1=7.5×10-12
mol·L-1
×10-12)=
α= c(Oc H-×) 100%= 1.304.1×0010×-3 100%=1.34%
第多3章元弱酸碱酸反的应分和沉步淀解反离应 第3章 酸碱反应和沉淀反应
酸碱反应和沉淀反应
例*
(1)试计算含·L-1HOAc、0.10mol·L-1
NaOAc溶液的pH值
解：
HOAc H+ + OAc-
平衡浓度/(mol·L-1) 0.10-x x 0.10+x
chap酸碱反应和沉淀反应
第21页/共52页
缓冲溶液配制
• 例：欲配制的缓冲溶液100mL，需用dm-3NaOAc和dm3HOAc溶液各多少(不另外加水)？
• 解：
根据题意，V(OAc-)+V(HOAc)=100mL 混合后[OAc-V(OAc-)/100 [HOAcV(HOAc-)/100
• 解：
大家必须熟练掌握此类计算
设平衡时[H+]为xmoldm-3
HOAc = H+ + OAc-
起始浓度 将 此 结 果 与 加 入 NaOAc 之
平衡浓度 前0.1的0溶-x 液pxH计算0.1值0(+2x.89)比
根据平衡关系较，，有[H+]相差100倍！
Kao
x(0.1x) 0.1x
1.8105
HA(aq) = H+(aq) + A-(aq)
初始浓度
c
0
0
平衡浓度
c-c
c
c
K a o[H [H ]]c A [A o ](cc c c )co1 2 c co
当c co
Kao 50时 0 ， 5%，11
•
稀 （
释定律：在 c，）
一
定
温
度
下K，ao
弱电2 c解co 质的解K离ao c度co
随
着
3.1 水的解离反应和溶液的酸碱度
• 水的离子积 • 水的自偶解离：H2O(l)=H+(aq)+OH-(aq) Kwө={c(H+)/cө}{c(OH-)/cө1014 • Kwө与温度有关。未加说明的情况下，都认为是298K。
[北科大]无机化学实验：1 酸碱反应和沉淀反应 (实验报告)
![[北科大]无机化学实验：1 酸碱反应和沉淀反应 (实验报告)](https://img.taocdn.com/s3/m/cf85e1a7a5e9856a5712603e.png)
无机化学实验报告【实验名称】实验一：酸碱反应和沉淀反应【班级】 【日期】【姓名】 【学号】一、实验目的○1通过实验证实水溶液中的酸碱反应、沉淀反应存在着化学平衡及平衡移动的规则——同离子效应、溶度积规则等。
○2学习验证性实验的设计方法。
○3学习对实验现象进行解释,从实验现象得出结论等逻辑手段。
二、实验原理(1)按质子理论,酸、碱在水溶液中的解离和金属离子、弱酸根离子在水溶液中的水解均为酸碱反应。
弱酸、弱碱的解离和金属离子、弱酸根离子的水解均存在着化学平衡。
如一元弱酸的解离HA == H + + A -,其平衡常数称弱酸的解离常数,记作K θa ,其表达式为:[c (H +)/c θ][c(Ac -)/ c θ]K θa (HAc) = ————————————— （3-1）[c(HAc)/ c θ]c (H +) c(A -)解离度 α = ——— ⨯ 100% = ——— ⨯ 100% （3-2） c(HA) c(HA)从平衡移动的观点,可以了解当溶液增加c(A -)或c(H +),使平衡向左移动,使弱酸的解离度降低,即当增加c(H +),使c(A -)降低,当增加c(A -)则c(H +)降低。
金属离子与水的酸碱反应,即水解反应,就像多元酸的解离是分步进行的。
例如Al 3+(aq)的水解：Al 3+(aq) + H 20 === Al(OH)2+(aq) + H +(aq)Al(OH)2+(aq) + H 20 === Al(OH)2+(aq) + H +(aq)Al(OH)2+(aq) + H 20 === Al(OH)3(s) + H +(aq)值得注意的是有的金属离子的水解,并不是要水解到相应的氢氧化物才生成沉淀,而是水解到某一中间步骤,就生成了碱式盐沉淀。
如Sb 3+(aq)的水解: 第一步 Sb 3+(aq) + H 20 === Sb(OH)2+(aq) + H +第二步 Sb(OH)2+(aq) + Cl -(aq) === SbOH 2+(s) + H +这类反应同样也存在平衡,当增加溶液中c(H +),则可抑制水解,当减少溶液中c(H +)(pH 增大),则可促进其水解。
酸碱反应和沉淀反应
在0.100mol· L-1NH3· H2O溶液中，加 入固体NH4Cl, 使其浓度为0.100mol· L-1， 计算溶液中c(H+)、NH3· H2O的解离度。 解： NH3· H2O NH4+ + OH平衡浓度/(mol· 利用同离子效应 L-1) 0.100-x 0.100+ : x x -)=1.8×10-5 mol· -1 c(OH L 可调节溶液的酸碱性; -5 1.8 × 10 控制弱酸溶液中酸根离子浓度， α = ×100%=0.018% 0.100 达到离子分离、提纯的目的。 -14 1.0 × 10 + -10 mol· -1 c(H ) = =5.6 × 10 L 1.8×10-5 未加NH4Cl的0.100mol· L-1NH3· H2O溶液 α＝1.34%,
2015-1-3
3-2-5 解离平衡的移动
同离子效应
在弱电解质溶液中，加入含有相同离子 的易溶强电解质，使弱电解质解离度降 3-2-5 解离平衡的移动 同离子效应 低的现象。 平衡向左移动
如 HOAc H+ + OAcNaOAc → Na+ + OAc2015-1-3
例 在0.100mol· L-1NH3· H2O溶液中，加入 固体NH4Cl,使其浓度为0.100mol· L-1，计算 溶液中c(H+)、NH3· H2O的解离度。 解： NH3· H2O NH4+ + OH平衡浓度/(mol· L-1) 0.100-x 0.100+x x x(0.100+x) Kb= 0.100-x =1.8×10-5 因为 (c/c )/Kb=0.100/(1.8×10-5)>500 所以 0.100-x≈0.100, 0.100+x≈0.100 -5 0.100x x =1.8 × 10 -5 =1.8 × 10 0.100 c(OH-)=1.8×10-5 mol· 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
天津大学无机化学酸碱反应和沉淀反应
=27.15 kJ·mol-1
ln K
=
-∆rGm RT
-27.15×1000 = 8.314×298.15
=
-10.95
K (HOAc)=1.8×10 202200/047/-65-27
a
无机化学
-5
稀释定律
一元弱酸 HA(aq) H+(aq) + A-(aq)
起始浓度
c
平衡浓度 c-cα
cα
cα
Ki 与浓度无关，与温度有关
由于温度对Ki 影响不大, 室温下一般可不 考虑其影响
2022007/4-5/6-27
无机化学
例
试计算298.15K、标准态下Ka(HOAc)值
提示：根据热力学性质计算。
解：
HOAc H+ + OAc-
∆fGm/(kJ·mol-1) -396.46 0 -369.31
∆rGm=[(-369.31)-(-396.46)]kJ·mol-1
pH=-lg [c(H+)/c ]
溶液酸碱性 酸性 中性 碱性
pH
<7
=7
>7
pOH=-lg [c(OH-)/c ]
pH=pK -pOH=14-pOH 202200/047/-65-27
w
无机化学
例１ 0.10 mol·L-1HOAc溶液中, c(H+)=1.34×10-
3 mol·L-1, pH=? pH=-lg[c(H+)/cΘ]=-lg[1.34×10-3]=2.87
c(H )/(mol·L ) +
-1 1 10-1 10-2 10-3 10-4 10-510-6 10-7 10-810-910-1010-1110-1210-1310-
高校无机化学沉淀反应(天津大学第四版)讲义
例 在10mL0.10mol· L-1MgSO4溶液中加入10mL
NH3· H2O NH4 + OH平衡浓度/(mol· L-1) 0.050-x x x x· x x· x -5 Kb = 0.050-x ;0.050-x≈0.050; 1.8×10 = 0.050 x=9.5×10-4 c(OH-)=9.5×10-4 mol· L-1
＋
例 在10 mL 0.10 mol· L-1 MgSO4溶液中加入10
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 2Na2SO4 →2Na+ + SO4 例 计算BaSO4在0.10mol· L-1Na2SO4溶液 中的溶解度。(s=1.04×10-5 mol· L-1) 22+ 解： BaSO4(s) Ba + SO4 平衡浓度/(mol· L-1) x x+0.10
应用计算公式应注意:
2.不适用于难溶弱电解质
AB(s)
A+ + B-
s(AB)=c(AB)+c(A+)=c(AB)+c(B-) s=c(AB) + Ksp(AB) ×c
只有相同类型、基本不水解的难溶强电 解质，可直接根据溶度积大小来比较溶 解度的相对大小
Ksp s/(mol· L-1) 类型 难溶电解质 AgCl 1.77×10-10 1.33×10-5 -13 -7 AgBr 5.35 × 10 7.33 × 10 AB AgI 8.52×10-17 9.25×10-9 AB2 MgF2 6.5×10-9 1.2×10-3 A2B Ag2CrO4 1.12×10-12 6.54×10-5
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
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】。
酸碱反应和沉淀反应
二、经典的酸碱电离理论
酸碱理论概述
1884年，阿伦利乌斯(Arrhenius) 在前人研究的基础上，建立了比较系统 的、立足于水溶液体系的酸碱电离理论。 其要点如下：
1、酸
Svante August Arrhenius 瑞典化学家
在水中电离出的阳离子全部为 H+ 的化合物；
人类很早就发现并使用了酸碱这两种物质，三大强酸 （硫酸、硝酸和盐酸）早在1100—1600就已被相继发现。 但当时的人们还不可能真正认清它们的组成、结构等本质 问题。
一、酸碱理论的发展历史
酸碱理论概述
人们对酸碱的认识经历了一个由浅入深、由感性到理 性、由低级到高级的漫长过程。起初，人们只能从酸、碱 在宏观上所表现出来的物理、化学性质来认识、区分它们。
1、波伊尔（Boyle）对酸碱识别
1680 年，波伊尔第一次对酸碱做了重要识别：
（1）、溶解性： CaCO3、金属氧化物、某些矿石可溶于酸； （2）、使天然染料变色：如石蕊：蓝→红 ； （3）、中和性。
2、拉瓦锡（Lavoisier）对酸定义
由于当时人们对酸认识有限，且大多数为含氧酸，1787 年，拉瓦锡根据实验事实认为：“氧，是酸这一类化合物中 不可或缺的元素”。
酸碱理论概述
3、戴维(Davy)对酸定义
19世纪，随着 HI 酸等无氧酸的相继发现，戴维分 析这一类酸中都含有氢元素，而不含氧元素。1811年，他 指出：“是氢，而不是氧才是酸中必不可少的组元”。
4、盖吕萨克(Gaylussac)对酸、碱定义
盖吕萨克根据酸碱反应的实验现象，建议：“酸， 是一类可以中和碱的物质；而碱，是一类可以中和酸的物 质”。他终于将酸、碱这一对既对立统一，又可以相互转 化的物质联系起来ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ。
天津大学无机化学第五版习题答案
第1章 化学反应中的质量关系和能量关系 习题参考答案1．解：1.00吨氨气可制取2.47吨硝酸。
2．解：氯气质量为2.9×103g 。
3．解：一瓶氧气可用天数33111-1222()(13.210-1.0110)kPa 32L9.6d 101.325kPa 400L d n p p V n p V -⨯⨯⨯===⨯⨯４．解：pV MpVT nR mR== = 318 K 44.9=℃ ５．解：根据道尔顿分压定律ii n p p n=p (N 2) = 7.6⨯104 Pap (O 2) = 2.0⨯104 Pa p (Ar) =1⨯103 Pa６．解：（1）2(CO )n = 0.114mol; 2(CO )p = 42.87 10 Pa ⨯（2）222(N )(O )(CO )p p p p =--43.7910Pa =⨯ （3）4224(O )(CO ) 2.6710Pa0.2869.3310Pan p n p ⨯===⨯ 7.解：（1）p (H 2) =95.43 kPa （2）m (H 2) =pVMRT= 0.194 g 8.解：（1）ξ = 5.0 mol（2）ξ = 2.5 mol结论: 反应进度(ξ)的值与选用反应式中的哪个物质的量的变化来进行计算无关，但与反应式的写法有关。
9.解：∆U = Q p - p ∆V = 0.771 kJ 10.解： （1）V 1 = 38.3⨯10-3m 3= 38.3L（2） T 2 =nRpV 2= 320 K （3）-W = - (-p ∆V ) = -502 J （4） ∆U = Q + W = -758 J （5） ∆H = Q p = -1260 J11.解：NH 3(g) +45O 2(g) 298.15K−−−−→标准态NO(g) + 23H 2O(g) m r H ∆= - 226.2 kJ ·mol -1 12.解：m r H ∆= Q p = -89.5 kJ m r U ∆= m r H ∆- ∆nRT= -96.9 kJ13.解：（1）C (s) + O 2 (g) → CO 2 (g)m r H ∆ = m f H ∆(CO 2, g) = -393.509 kJ ·mol -121CO 2(g) + 21C(s) → CO(g)m r H ∆ = 86.229 kJ ·mol -1CO(g) +31Fe 2O 3(s) → 32Fe(s) + CO 2(g)m r H ∆ = -8.3 kJ ·mol -1各反应 m r H ∆之和m r H ∆= -315.6 kJ ·mol -1。
3.第三章酸碱反应和沉淀反应讲解
第三章 酸碱反应和沉淀反应板书： 第3章酸碱反应和沉淀反应板书： 3.1 水的解离反应和溶液的酸碱性板书： 3.1.1酸碱的定义：板书： 1. 电离理论：板书： （1）酸：在水溶液中解离产生的阳离子全部是氢离子（H +）的化合物； （2）碱：在水溶液中解离产生的阴离子全部是氢氧根离子（OH -）的化合物 板书： （3）酸碱反应的实质：2H OH H O +-+→板书： 酸或碱相对强度的判定：（1） 解离出氢离子（H +）程度越大，酸性越强；（2） 解离出氢氧根离子（OH -）的程度越大，碱性越强板书： 2. 酸、碱的溶剂理论：板书： （1）酸：能解离出溶剂正离子的物质例：44 NH Cl NH Cl +-→+酸 溶剂正离子（2）碱：能解离出溶剂负离子的物质。
例：氨基钠 22 NaNH Na NH +-→+碱 溶剂负离子板书： （3）酸碱反应的实质：溶剂正离子 + 溶剂负离子――溶剂 例： NH + + NH 2- ―― 2NH 3 溶剂正离子 溶剂负离子 溶剂板书： 3. 酸碱的质子理论：板书： （1）酸：凡能给出质子（H +）的物质就是酸，例如： HCl ，NH 4+，H 2PO 4-等（2）碱：凡能接受质子（H +）物质就是碱，例如：Cl -，NH 3，NaOH 等。
板书： 例如： HCl H Cl +-→+酸――质子 + 碱板书： （3）酸碱反应的实质：两个共轭酸碱对之间质子传递的反应。
例如： 34 HCl NH NH Cl +-+→+酸 碱 共轭酸 共轭碱 板书： 4. 酸碱的电子理论：板书： （1）酸：凡是可以接受电子对的物质称为酸； （2）碱：凡是可以给出电子对的物质称为碱。
板书： （3）酸碱反应的实质：配位键的形成并生成酸碱配合物。
酸 + 碱 ――― 酸碱配合物 （电子对接受体）（电子对给予体）H + + OH - ―――－ H 2OHCl + NH 3 ―――― NH 4+板书： 3.1.2 水的解离反应和溶液的酸碱性 板书： 1. 水的解离反应：板书： （1）2H O H OH +-→+ 跟据平衡原理，我们可以写出水的解离平衡常数 浓度平衡常数： H OH Kc C C +-= 标准平衡常数： OH H C C K C Cθθθ-+=⋅ 板书： （2）水的离子积OH H W C C K C Cθθθ-+=⋅ 标准平衡常数的一种当T ＝298.15K 时，71.010 /H OH C C mol L +--==⨯；所以：141.010W K θ-=⨯板书： 2. 溶液的酸碱性和PH 值板书： （1）溶液酸碱性的判断：酸性溶液：71.010 /H OH C mol L C +-->⨯>碱性溶液：71.010 /O H HC m o l LC -+->⨯> 中性溶液：71.010 /H O H C C m o l L +--==⨯ 板书： （2）PH 的计算：lg H C pH C θ+=-板书： 3.2 弱电解质的解离反应板书： 3.2.1 解离平衡和解离常数 板书： 对于一元弱酸：HA H A +-→+板书：弱酸的电离常数：H A H A a HA HA C C C C C C K C C C θθθθ+-+-⋅⋅=−−−−→数值上等于对于一元弱碱，例NH 3H 2O 324N H H ON H OH +-→+板书：弱酸的电离常数：443232NH OH NH OH b NH H O NH H OC C C C C C K C C Cθθθθ+-+-⋅⋅=−−−−→数值上等于板书： 弱电解质： 解离常数510K θ-<中强电解质：解离常数 321010K θ--<<板书： 注：a K θ、b K θ为标准平衡常数的一种，仅仅是温度的函数，与电解质的浓度无关。
三章酸碱反应和沉淀反应
解： BaSO4s
Ba2 SO42
K
SP
BaSO4
[c
Ba 2
/ c ][c SO42
/ c ]
s / c
2
s / c
K
SP
BaSO4
1.081010 1.04 105
s 1.04 105 moI L1
3、溶度积规则
根据吉布斯自由能变判据（最小自 由能原理）和等温方程式：
溶度积（常数）：一定温度下，难溶电
解质饱和溶液中，各组分离子浓度幂
旳乘积为一常数。
温度有关。
2、溶解度和溶度积间相互换算
换算时浓度单位必须采用mol/L
例： 298.15K, 25C
K
SP
BaSO4
1.08
10
10
,
求298.15K下的
BaSO4的溶解度为s mol L1 SBaSO4 ?
Ka(1)＞＞Ka(2)
c(HS－ )＝c(H＋ )
c(S 2 － ) / c＝Ka(2)＝1.310－13 c(S 2－ )＝1.310－13 molL－1
α H
2
＝
S
1.110－ 0.1
4
100%＝
0.11%
计算表白，二元弱酸（如H2S）溶液中酸根 浓系度不c大(。S2-）近似等于Ka2 ，与弱酸浓度关
=c(H+)/c=0.67%
混合后初Байду номын сангаас浓度
c(HAc)=0.1 mol/L
c(NaAc)=0.1 mol/L 设 [H+] is x mol/L,
HAc
H+ + Ac-
0.100-x
x 0.100+ x
酸碱反应沉淀反应之弱电解质解离反应介绍课件
氧化还原反应： 氧化剂与还原剂 发生电子转移， 生成新的氧化剂 和还原剂
离子交换反应： 离子交换树脂与 溶液中的离子进 行交换，达到分 离和纯化的目的
吸附反应：吸附 剂与溶液中的物 质发生吸附，达 到分离和纯化的 目的
弱电解质解离反应的应用
酸碱中和反应：弱电解质解离反应
A
在酸碱中和反应中起到重要作用，
课件重点和难点
酸碱反应：酸碱中和反 应、酸碱指示剂变色原 理
弱电解质解离反应：弱电 解质的解离平衡、解离常 数的计算
沉淀反应：沉淀溶解平 衡、沉淀生成和溶解的 条件
难点：酸碱中和反应的定 量计算、沉淀溶解平衡的 判断和计算、弱电解质解 离反应的平衡移动和计算
课件教学建议
01
强调酸碱反应和沉淀反应的基本原理和规律
如盐酸和氢氧化钠的反应。
沉淀反应：弱电解质解离反应在沉
B
淀反应中起到重要作用，如氯化银
和硫化钠的反应。
络合反应：弱电解质解离反应在络
C
合反应中起到重要作用，如EDTA
和金属离子的反应。
氧化还原反应：弱电解质解离反应
D
在氧化还原反应中起到重要作用，
如亚硫酸钠和次氯酸钠的反应。
酸碱反应、沉淀反应和弱电解质解离反应的联系
01
弱电解质在水中部分 解离，形成离子
02
解离平衡常数：衡量弱 电解质解离程度的常数
03
解离平衡常数与温度、 浓度有关
04
解离平衡常数与弱电 解质的解离度有关
弱电解质解离反应类型
酸碱反应：酸与 碱发生中和反应， 生成盐和水
沉淀反应：金属 离子与酸根离子 结合，生成不溶 于水的沉淀
络合反应：金属 离子与配位体结 合，形成稳定的 络合物
酸碱反应和沉淀反应
0.x1·0x-x=1.1×10-7
(c/c )/Ka(1)=0.10/(1.110-7)>500, 0.10-x≈0.1
x= 1.1×10-4
c(H+)= 1.1×10-4 mol·L-1
2023-5-27
例 已知常温、常压下H2S旳溶解度为
0.10mol·L-1，计算H2S饱和溶液中c(H+)、
如
H2S
H+ + HS-
HS-
H+ + S2-
K = a(1) 3[-c2(H-4+[)多c/c(H元]2[Sc弱)(/Hc酸S]-旳)/c分] =步1.解1×10-7
K = a(2)
[c(H+)/c ][c(S2-)/c ] [c(HS-)/c ]
=1.3×10-13
分级解离常数逐层减小
多元弱酸旳强弱主要取决于Ka(1)
外加适量碱(OH-)，平衡向右移动
HOAc 大量
H+ + OAc极小量 大量
外加适量酸(H＋)，平衡向左移动 NaOAc 抵消H+; HOAc 抵消OH-
2023-5-27
常见旳缓冲溶液 如弱酸与弱酸盐、弱碱与弱碱盐等混合液， 多元弱酸构成旳两种不同酸度旳盐混合液
例2 0.10 mol·L-1NH3·H2O溶液中, c(OH-) = 1.32×10-3 mol·L-1, pH=?
pH=14-pOH=14-(-lg[c(OH-)/cΘ]) =14+lg(1.32×10-3)=11.12
2023-5-27
溶液旳酸碱性和pH
酸性增强 中性 碱性增强
c(H )/(mol·L ) +
3-2-5 解离平衡旳移动 同离子效应
酸碱反应和沉淀反应：分步沉淀
4.81109 mol L-1
第四C(节Ag沉) 淀反应
计 算 结 果 表 明,当AgCl开 始 沉 淀 时, c(I _ ) 4.81109 mol L-1
(已 105 mol L-1),可 以 说 溶 液 中I早 已 沉 淀 完 全 ， 所 以 控制
Ag 的 浓 度 ， 即 可 达 到 分 离I和Cl的 目 的 。
K难=溶Ccc((a电CSSOO解O4342质2(--s)))溶=+cc度C((SCO积OO34相232-2-)-差)··cc(越(CCCa大aa2C2+,+)O)转=3(化sKK)ss越+pp((CCS完Oaa全CS42OO-。43))
2021/4/29
例 在含0.20mol·L-1Ni2+、0.30mol·L-1Fe3+
溶液中加入NaOH溶液使其分离，计算溶 液的pH控制范围。
解: (2) 计算Fe(OH)3沉淀完全时的pH
c(OH-)
>
3 Ksp×(c c(Fe3+)
)4 3 =
2.79×10-39 10-5
mol·L-1
=1.41×10-11 mol·L-1
生低成c(水S2-)而F使e(O之H溶)3解(s)。+ 3H+ Fe3+ + 3H2O
生成弱碱
Mg(OH)2(s) + 2NH4+ Mg2+ + 2NH3·H2O
2021/4/29
方法： 2. 氧化还原法
3CuS(s) + 8HNO3 3Cu(NO3)2 + 3S + 2NO + 4H2O
3. 生成难解离的配离子
pH=2.81
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
缓冲溶液
具有能保持本身pH相对稳定性能的溶液(也 就是不因加入少量强酸或强碱而显著改变pH值 的溶液)。
0.05mL1.0molL1HCl
pH 7.03.0
pH 4
50mL H2O,pH=7.0
0.05mL1.0molL1HCl
pH 4.75
“ 阿仑尼乌斯“电离说 ”
Arrhenius acid-base concept
★ 酸指在水中电离出的阳离子全部为H+
★ 碱指在水中电离出的阴离子全部为OH★ 中和反应的实质 H+ + OH- = H2O 酸碱的相对强弱可根据在水溶液中解离 出来的H 和OH 程度来衡量
+ -
3.2 酸碱反应与酸碱平衡
水的解离平衡和pH 解离平衡和解离常数 解离度和稀释定律
溶液中离子浓度的计算 解离平衡的移动
3.2.1 水的解离平衡和pH H2O (l)
H+ (aq) + OH－(aq)
c(H ) c(OH ) Kw c c
水的离子积常数
K w c(H ) c(OH )
1)水的离子积常数与温度的关系
2.当加入少量强碱时， (H ) 平衡右移， c
常见的缓冲溶液
缓冲溶液 pKa 缓冲范围
氨基乙酸+HCl 氯乙酸+NaOH 甲酸+NaOH HAc+NaAc 六次甲基四胺+HCl
2 H 2 PO 4 HPO 4
三羟甲基甲胺+HCl 硼砂 NH4++NH3
2.35 2.86 3.77 4.76 5.13 7.21 8.21 9.24 9.25
T/º C
0
0.115×10-14
25
1.007×10-14
40
2.95×10-14
60
9.5×10-14
Kw
室温下常采用此 数值
2 ) 溶液的酸碱性和pH
令
pH lg cH
pOH lg cOH
根据 K w cH cOH 1.0 10
-14
\
pH pOH p KW 14
+ 2-1
2007-5-27
2
-21
3
调节H2S溶液的酸度，可控制c(S2-)
3.2.5 酸碱平衡的移动
同离子效应
HAc(aq) + H2O (l)
H3O+
4
Ac–(aq) (aq) +
平衡移动方向
NH4Ac(aq)
NH (aq) + Ac–(aq)
在弱电解质溶液中加入与弱电解质含有相同离子 的强电解质，使弱电解质的解离度降低的现象称为同
cA cB (c0 ) 2 c0 2 K cAB c0 c0 1
0.20 300 2 (2 ) 2 0.20 V 1 1 2
0.20 240 1 V (1 2 )
1 1， 1 2 1
V 1200mL
pH 0
25mL0.1mol/L HAc和 25mL0.1mol/L NaAc pH=4.76
缓冲作用原理
25mL0.1molL1 HAc和25mL0.1molL1NaAc的混合溶
液为什么具有缓冲能力呢？
H 极少量 Ac (抗酸) 大量
(抗碱) HAc 大量
1.当加入少量强酸时， (H ) 平衡左移， c
1) 解离度和解离常数之间的区别 解离常数属平衡常数，不受电解质浓度的影响；
解离度属平衡转化率，表示弱电解质在一定条件
下的解离百分数，大小与电解质浓度有关。
HAc(acetyl)溶液的解离度与解离常数
溶液浓度/(mol•L-1) 0.2 0.1 0.02 0.001
解离度 0.934 1.33 2.96 12.4
=1.34%
2007-5-27
-
(2) 多元弱酸的分步解离及离子浓度计算
H 2S
HS H
-
c(H ) c(HS ) K a1 1.1107 c(H 2S)
Ө
HS
H S
2
c(H ) c(S2 ) 13 Ka2 1.3 10 c(HS )
Ө
对弱电解质：当 <5% 时，1-≈1
KӨ i c0
稀释定律
Ka c0
Kb c0
稀释定律:弱电解质溶液的解离度与其浓度的平方根
成反比，与其解离常数的平方根成正比。
（温度一定的条件下，浓度越稀，其解离度越大）
例：将300mL0.20molL1 HOAc溶液稀释到
什么体积才能使解离度增加一倍？ 解：
-13
2007-5-27
2-
c(H+)与c(S2-)的关系 两式相加 H2S 2H+ + S2Ka = Ka(1)· a(2) K
[c(H+)]2[c(S2-)] -20 =Ka(1)· a(2)=1.4×10 K 2 c(H2S)(c ) 常温下, H2S饱和溶液中, c(H2S)=0.10mol· -1 L [c(H )] c(S ) = 1.4×10 (mol· ) L
H 2S
2H S
2
c(H ) c(S2 ) c(H ) c(HS ) c 2 (H ) c(S2 ) Ө Ө K a1 K a 2 c(HS ) c(H 2S) c(H 2S) 1.1107 1.3 1013 1.4 1020
3.2.4 溶液中离子浓度的计算
(1) 一元弱酸(碱)溶液酸度的计算
HA 平衡浓度/(mol· -1) c-x L
一元弱酸
H +A x x
+
-
若(c/c )/Ka ≥500, x << c, c-x≈c, 则
x2 Ka x2 / c cx c( H ) x cK a
一元弱碱
溶液酸碱性 c(H+)/mol· -1 L
酸性
中性
碱性
>1.0×10-7 1.0×10-7 <1.0×10-7
c(OH-)/mol· -1 <1.0×10-7 1.0×10-7 >1.0×10-7 L
pH
<7
=7
>7
酸性增强
c(H+)/(mol· -1)1 L pH
中性
碱性增强
10-1 10-2 10-3 10-4 10-510-6 10-7 10-810-910-1010-1110-1210-1310-14
pH试纸在不同的pH溶液中显不同的颜色
3.2.2 弱电解质的解离平衡和解离常数
一元弱酸
HA(aq)
H+(aq) + A-(aq)
解离常数也称为
c(H ) c(A ) Ka c(HA)
弱酸的酸常数
NH3 + H2O
4
NH4++ OH
c(NH ) c(OH ) Kb c(NH3 )
例 已知常温、常压下H2S的溶解度为 例 0.10mol· -1，计算H2S饱和溶液中c(H+)、 L c(S2-)和H2S的解离度 解：
平衡浓度/(mol· -1) L
H2S 0.10-x
H+ + HSx x
[c(H+)/c ][c(HS-)/c ] x· x Ka(1)= = 0.10-x=1.1×10-7 [c(H2S)/c ] (c/c )/Ka(1)=0.10/(1.110-7)>500, 0.10-x≈0.1
2007-5-27
x= 1.0×10-4 c(H+)= 1.0×10-4 mol· -1 L
解：
HS-
H+ + S2-
[c(H+)/c ][ c(S2-)/c ] -13 Ka(2)= =1.3×10 -)/c ] [c(HS 因为 Ka(2)<<Ka(1) 所以 c(HS-)≈c(H+) c(S )≈ Ka(2) c ≈1.3×10 mol· -1 L 二元弱酸溶液中: c(A2-)≈Ka(2)· c Ka(1) = 1.1×10-7 = 0.10% α≈ 0.10 c/c
第 三 章
酸碱反应与沉淀反应
Shenzhen lean-sigma consultant Co., LTD 版权所有 翻版必究
3.1 酸碱的解离理论
3.2 酸碱反应与酸碱平衡
3.3 沉淀反应与沉淀溶解平衡
3.1 酸碱的解离理论 酸碱理论
阿仑尼乌斯(Arrhenius)电离理论 富兰克林(Franklin)溶剂理论 布朗斯泰德(Bronsted)质子理论 路易斯(Lewis)电子理论 皮尔逊(Pearson)软硬酸碱理论
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
pH能否 < 0, 或 > 14 ?
2007-5-27
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 3.1 ~ 4.4 甲基橙 红← 橙 → 黄 石蕊
酚酞
2007-5-27
5.0 ~ 8.0 红← 紫 →蓝 8.0 ~ 10.0 无色← 粉红 →红
离子效应。
例 在0.10mol· -1NH3· 2O溶液中, 加入 L H 固体NH4Cl,使其浓度为0.10mol· -1, 计算 L 溶液中c(H+)、NH3· 2O的解离度 H 解： NH3· 2O H NH4++ OH平衡浓度/(mol· -1) 0.10-x L 0.10+x x x(0.10+x) Kb= 0.10-x =1.8×10-5 因为 (c/c )/Kb=0.10/(1.8×10-5)>500 所以 0.10-x≈0.10, 0.10+x≈0.10 0.10x -5 x=1.8×10-5 =1.8×10 0.10 c(OH-)=1.8×10-5 mol· -1 L