酸碱反应和沉淀反应
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。
初中化学八大反应类型
初中化学八大反应类型
化学反应是化学学科的核心内容之一，可以通过观察物质的性质和变化来了解化学反应的本质。
在初中化学中，化学反应可以分为八大类型，分别为合成反应、分解反应、置换反应、氧化还原反应、酸碱反应、沉淀反应、气体反应和有机反应。
1. 合成反应：两个或多个物质结合成一个新的物质。
如：2Na + Cl2 → 2NaCl。
2. 分解反应：一种物质分解为两种或更多的物质。
如：2H2O →2H2 + O2。
3. 置换反应：一种元素被另一种元素取代，形成新的化合物。
如：Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu。
4. 氧化还原反应：涉及到电子转移的化学反应，包括氧化和还原两个反应。
如：2Mg + O2 → 2MgO。
5. 酸碱反应：酸和碱相互反应，产生盐和水。
如：HCl + NaOH →NaCl + H2O。
6. 沉淀反应：两种溶液混合在一起时，形成一种不溶于水的固体沉淀。
如：AgNO3 + NaCl → AgCl↓ + NaNO3。
7. 气体反应：涉及到气体的化学反应，包括氧化和还原两个反应。
如：2H2 + O2 → 2H2O。
8. 有机反应：涉及到有机物的化学反应，包括加成反应、消除反应、置换反应等。
如：C6H12O6 → 2C2H5OH + 2CO2。
以上八大反应类型是初中化学中最基础的反应类型，了解这些反
应类型可以帮助我们理解化学反应的本质和规律。
[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 四大基本反应
化学四大基本反应
化学中的四大基本反应包括酸碱中和反应、氧化还原反应、沉淀反应和分解反应。
首先，酸碱中和反应是指酸和碱在适当的条件下相互中和的化学反应。
这种反应通常会产生盐和水，是化学实验中常见的一种反应，也是生活中许多重要化学过程的基础。
其次，氧化还原反应是指物质失去电子的氧化反应和物质获得电子的还原反应的统称。
这种反应是化学反应中最常见和重要的一种类型，涉及到电子的转移和能量的释放或吸收。
第三，沉淀反应是指在两种溶液混合时，生成一种不溶于溶液的固体沉淀的化学反应。
这种反应常常涉及离子的交换和生成新的化合物，是化学实验中常用的一种反应类型。
最后，分解反应是指一种化合物在适当条件下分解成两种或更多种物质的反应。
这种反应在化学工业生产和实验室研究中都有重要应用，也是化学课程中的重点内容之一。
这四种基本反应在化学中起着非常重要的作用，对于理解化学物质的性质、化学反应的规律以及实际应用都具有重要意义。
通过深入理解和掌握这些基本反应，我们可以更好地理解和应用化学知识。
无机化学常见反应总结
无机化学常见反应总结无机化学是研究无机物质的组成、结构、性质和变化规律的学科。
无机化学反应是无机化学的核心内容，也是无机化学的基础。
本文将对无机化学中常见的反应进行总结，包括酸碱反应、氧化还原反应、络合反应和沉淀反应等，以便读者更好地理解和掌握无机化学的基本知识。
一、酸碱反应酸碱反应是指酸与碱在一定条件下发生中和反应的化学反应。
常见的酸碱反应有中和反应、强酸强碱溶液的中和反应、强酸弱碱溶液的中和反应等。
例如，盐酸与氢氧化钠的中和反应可以表示为：HCl + NaOH → NaCl + H2O酸与碱中和反应既可以在水溶液中发生，也可以在固体之间发生。
二、氧化还原反应氧化还原反应是指物质中电子的转移过程。
在氧化还原反应中，发生氧化的物质称为被氧化剂，接受氧化物的物质称为还原剂。
氧化还原反应常见的类型有金属与非金属元素的反应、金属与酸的反应、金属与金属离子的反应等。
例如，铁与氧气发生氧化反应可以表示为：4Fe + 3O2 → 2Fe2O3三、络合反应络合反应是指两个或多个分子或离子中的一个或多个配位键成键而形成络合物的化学反应。
配位键通常是由一个或多个配体与一个中心金属离子相连接形成的。
络合反应不仅发生在配位化合物中，也可以发生在溶液中。
例如，Cu2+与NH3发生络合反应可以表示为：Cu2+ + 4NH3 → [Cu(NH3)4]2+四、沉淀反应沉淀反应是指在溶液中两种离子结合，并形成难溶的沉淀物质的化学反应。
在沉淀反应中，通常发生两种溶液中的离子之间的置换反应，产生一种难溶的沉淀。
例如，硝酸银与氯化钠溶液发生沉淀反应可以表示为：AgNO3 + NaCl → AgCl↓ + NaNO3沉淀反应在实验室中被广泛应用于检测离子的存在和浓度的测定。
以上仅是无机化学常见反应的简要总结，还有许多其他类型的反应，如水解反应、酸化反应、还原反应等等。
通过对无机化学常见反应的了解，可以更好地理解和掌握无机化学的基础知识，更好地应用于实际化学问题的解决中。
中学化学化学反应类型
中学化学化学反应类型化学反应是化学科学的基础，通过化学反应，不同物质之间发生物质转化，产生新的物质。
根据反应的特点和物质的变化，化学反应可分为多种类型。
本文将详细介绍中学化学中常见的化学反应类型。
一、酸碱反应酸碱反应是最常见的一种化学反应类型，发生于酸和碱之间。
在酸碱反应中，酸会与碱中的氢氧根离子（OH-）结合，生成盐和水。
例如，氢氧化钠（NaOH）与盐酸（HCl）反应生成氯化钠（NaCl）和水（H2O）。
这种反应通常具有明显的酸碱指示剂变色现象，如酸性溶液变红，碱性溶液变蓝。
二、氧化还原反应氧化还原反应是电子转移的化学反应。
在氧化还原反应中，氧化剂会接受电子，而还原剂会失去电子。
这种反应会导致物质的氧化和还原，也就是说，氧化剂被还原，还原剂被氧化。
例如，氢氧化钠（NaOH）与氯气（Cl2）反应生成氯化钠（NaCl）和水（H2O），在这个反应中，氯气被还原成氯离子。
三、置换反应置换反应是指一个离子或原子替代另一个离子或原子的反应。
在该类型反应中，一种化合物的离子或原子被另外一种化合物的离子或原子替代。
例如，铜片（Cu）放入银盐溶液中，会发生置换反应，铜离子（Cu2+）被银（Ag）置换，形成铜离子（Ag+）和银片。
四、沉淀反应沉淀反应是指溶液中两种离子结合生成沉淀物的反应。
当两种溶液混合后，其中的离子会结合形成不溶于水的沉淀物。
例如，氯化钠（NaCl）溶液与硝酸银（AgNO3）溶液反应生成氯化银（AgCl）沉淀。
五、分解反应分解反应是指一个化合物被分解成两个或更多物质的反应。
在分解反应中，反应物中的化学键被打破，生成不同的产物。
例如，二氧化水（H2O2）分解为水（H2O）和氧气（O2）。
六、合成反应合成反应是指两个或多个物质结合形成一个更大、更复杂的物质的反应。
在合成反应中，反应物的化学键被形成，生成新的化合物。
例如，氢气（H2）与氧气（O2）反应生成水（H2O）。
总结：中学化学中常见的化学反应类型包括酸碱反应、氧化还原反应、置换反应、沉淀反应、分解反应和合成反应。
酸碱反应的类型
酸碱反应的类型酸碱反应是化学中常见的一种化学反应类型，它基于酸和碱之间的相互作用。
在酸碱反应中，酸和碱会互相转化为盐和水，这是由于酸和碱之间的氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-）的结合释放出了水（H2O）。
酸碱反应的类型主要包括中和反应、酸碱中的氧化还原反应、产生气体的反应和沉淀反应。
下面将依次进行详细说明。
1. 中和反应中和反应是指酸和碱完全反应生成盐和水的反应。
在中和反应中，酸的氢离子和碱的氢氧根离子结合生成水，并伴随形成盐。
这种类型的反应是最常见和最简单的酸碱反应。
例如，硫酸（H2SO4）和氢氧化钠（NaOH）发生中和反应，生成盐（硫酸钠Na2SO4）和水（H2O）的化学方程式如下：H2SO4 + 2NaOH -> Na2SO4 + 2H2O2. 酸碱中的氧化还原反应酸碱中的氧化还原反应是指酸和碱反应中伴随氧化还原反应的类型。
在这种反应中，酸或碱中的某些物质会发生氧化或还原。
例如，次氯酸（HClO）和氢氧化银（AgOH）反应，生成盐（氯化银AgCl）和水（H2O），同时氯酸还被还原为氯离子（Cl-）。
化学方程式如下：HClO + AgOH -> AgCl + H2O3. 产生气体的反应产生气体的反应是指在酸碱反应中，酸和碱之间的化学反应会产生气体释放出来。
这种类型的反应通常涉及到酸碱溶液中的氢离子和氢氧根离子结合产生水，并伴随产生气体。
例如，硫酸（H2SO4）和碳酸钠（Na2CO3）反应，产生盐（硫酸钠Na2SO4）、水（H2O）和二氧化碳（CO2）：H2SO4 + Na2CO3 -> Na2SO4 + H2O + CO24. 沉淀反应沉淀反应是指酸碱反应中，在一定条件下产生的沉淀物。
在这种类型的反应中，酸和碱中的某些物质会结合形成沉淀。
例如，硫酸（H2SO4）和氯化钡（BaCl2）反应，生成盐（硫酸钡BaSO4）和水（H2O），同时硫酸钡沉淀出来：H2SO4 + BaCl2 -> BaSO4 + 2HCl总结：酸碱反应的类型包括中和反应、酸碱中的氧化还原反应、产生气体的反应和沉淀反应。
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：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
离子反应的类型
离子反应的类型离子反应是化学反应中最为常见的反应类型之一。
它是指在反应中，离子间发生互相交换或结合的过程。
离子反应可以分为四种类型：沉淀反应、酸碱中和反应、氧化还原反应和配位反应。
首先，我们来讲一讲沉淀反应。
沉淀反应是指当两种反应物溶液混合时，产生一种不溶于溶液中的沉淀物。
这是因为当两种离子互相结合时，形成了一种新的化合物，其溶解度较低，因而会以固体的形式沉淀出来。
例如，当氯化银溶液与硝酸钠溶液反应时，生成的氯化钠是可溶的，而产生的硝酸银则是不溶的，从而形成白色的沉淀物。
其次，酸碱中和反应是指酸性溶液与碱性溶液混合后的反应。
在这种反应中，酸和碱中的氢离子和氢氧离子互相结合形成水分子。
例如，当盐酸与氢氧化钠反应时，产生的氯化钠和水是可溶的，同时释放的氢离子和氢氧离子结合形成水。
第三种类型是氧化还原反应，也被称为电子转移反应。
在这种反应中，反应物之间发生电荷的转移。
常见的氧化还原反应是金属与非金属元素之间的反应，例如，铜与硫反应生成二硫化铜。
在这个反应过程中，铜的氧化态从0变为+2，硫的氧化态从0变为-2。
这表明，在氧化还原反应中，氧化剂接受电子，而还原剂失去电子。
最后是配位反应，它指的是金属离子与配体之间发生的反应。
配体是指能够向金属离子提供一个或多个电子对的化合物。
这种反应广泛应用于化学和生物学领域。
例如，血红蛋白中的铁离子与氧分子发生配位反应形成氧合血红蛋白。
离子反应在日常生活和实验室中都有广泛的应用。
了解不同类型的离子反应有助于我们理解化学反应的机制，并且可以指导我们合理地设计实验和解释观察到的现象。
在实际操作中，我们可以根据离子的溶解度规律来预测反应是否会发生沉淀反应，并且可以利用氧化还原反应的性质来进行电化学实验和制备金属。
综上所述，离子反应是化学反应中常见且重要的反应类型。
掌握离子反应的类型和特点有助于我们更好地理解化学世界的运作，并且能够应用于实际生活和实验中。
这对于广大化学从业者和学生来说都具有重要的指导意义。
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
酸碱反应和沉淀反应
第二章酸碱反应和沉淀反应§2-1水的解离反应和溶液的酸碱性一、酸碱电离理论最早在无机化学领域获得诺贝尔化学奖的是瑞典化学家S.Arrhenius。
他应用物理学的方法研究稀溶液中化学电解分离问题，提出一个新学说——电离理论。
他认为酸是在水溶液中电离产生的阳离子全部是H+的物质；碱是在水溶液中电离产生的阴离子全部是OH-的物质，酸碱反应的实质是H+和OH-结合生成水的过程。
二、水的解离反应纯水有极微弱的导电能力，其原因是水有微弱的电离，使纯水中存在极微量的H3O+和OH-。
水的电离平衡（在纯水或稀溶液中）H2O + H2O ⇌ H3O+ + OH-；或H2O ⇌H+ + OH-；在25ºC时，纯水中[H+]和[ OH-]各等于1.0×10-7 mol·L-1，Kθ=[ H+] [OH-] /[H2O]；由于水的电离度很小，则纯水的浓度可视为常数，[H2O]=1000g·L-1/（18 g·moL-1）=55.6 mol·L-1；所以[ H+] [OH-]= Kθ·[H2O]= K wθ，K wθ称为水的离子积。
这是一个非常重要的关系式，它明确地表达了在纯水中H+和OH-浓度的乘积为一常数（K wθ）。
在25ºC时，K wθ= [H+] [OH-]=1.0×10-7×1.0×10-7=1.0×10-14。
一般，在室温下可按此值处理。
同样，K wθ=f（T）。
表1 不同温度下水的离子积t/ºC 5 10 20 25 50 100 K wθ/10-140.185 0.292 0.681 1.007 5.47 55.1三、溶液的酸碱性和pH值不仅在纯水中，而且在以水为溶剂的稀溶液中均存在着水的电离平衡，[H+] [OH-]=1.0×10-14。
1、酸性溶液：[ H+] >1.0×10-7 mol·L-1>[OH-]；2、中性溶液：[ H+] =1.0×10-7 mol·L-1=[OH-]；3、碱性溶液：[ H+] <1.0 ×10-7 mol·L-1<[OH-]；当溶液中[H+]或[OH-]较小（一般指小于1 mol·L-1）时，用[H+]的负对数（简称pH值）来表示溶液的酸碱性更方便。
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
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
化学的四大基本反应类型
化学的四大基本反应类型
化学是一门研究物质的组成、性质、结构及变化的科学，它涉及到无数个反应类型。
其中，有四大基本反应类型，分别是酸碱反应、氧化还原反应、沉淀反应和置换反应。
酸碱反应：酸碱反应是一种重要的化学反应类型，指的是酸和碱在一定条件下的相互作用。
在这种反应中，酸会与碱产生中和作用，生成盐和水。
例如，氢氧化钠溶液和盐酸溶液混合，会产生氯化钠和水的化学反应。
酸碱反应在生活中有着广泛的应用，比如调节饮食酸碱平衡、降低土壤酸度等。
氧化还原反应：氧化还原反应是指氧化剂和还原剂之间的相互作用。
在这种反应中，氧化剂会占据电子，而还原剂则会失去电子，从而引起电荷变化。
例如，铁与氧气发生反应生成铁氧化物。
氧化还原反应在生活中有着广泛的应用，比如防锈、电池储能等。
沉淀反应：沉淀反应是指不溶于溶液中的物质在溶液中的相互作用。
如两种溶液混合，溶液中的离子会相互反应，产生沉淀。
例如，氯化钡溶液和硫酸钠溶液混合，会产生硫酸钡沉淀。
沉淀反应在生活中有着广泛的应用，比如金属离子检测、水处理等。
置换反应：置换反应是指在两种化学物质相互作用下，一种离子取代另一种离子的过程。
例如，铁片和铜盐水溶液相互作用，铜离子将铁原子取代，从而生成铁离子和铜原子。
置换反应在生活中也有着广泛的应用，比如金属加工、化工反应等。
在日常生活中，这四种化学反应类型都非常常见。
学习这些基本反应类型，有助于我们理解世界的化学性质，更好地应用化学知识。
同时，在应对考试和工作中也可以有所帮助。
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。
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。
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( )8.
)4. )5. )6. )7. c)K °= K °
d ）是一种最好的缓冲剂 a)
b) c) d) F 列混合溶液中，可以组成缓冲溶液的是
10mL 0.1 mol f 1 HCI 和 10mL 0.1 molL’NaCI ; 1 1 10mL 0.1 mol L _ HCl 和 10mL 0.1 mol L _NaAc ;
10mL 0.2 mol L _1 HAc 和 10mL 0.1 mol L’NaOH ;
10mL 0.2 mol L _1 HCl 和 10mL 0.1 mol L _1 NaAc
HAc 与NaAc 的混合溶液，其pH 值的计算式为:
a)pH _pK o lg c(酸)c o ;
a)pH —pK lg R ；
b)pH 二 p K W — pK ： +1 g 兽'
c(盐) c)pH 二 p K W + p K ； — lg -c .(酸 c(盐)
o , C(酸)c o
d)pH
二 pK a +lg c ^)77 c
c o ； 某水溶液（25 C ）其pH 值为4.5,贝吐匕水溶液中OH —的浓度
（单位：molL’）为
-4 5 4 5 a ）10 b ）10 将等体积的0.1 mol 混合液呈：
a ）酸性 11.5 9.5 c)10 d)10 •—1 NaOH 和 0.1 mol L —1 HAc 溶液混
合, b ）碱性 c ）中性 d ）无法判断 -1 25r 时，Ag 2SO 4 的溶解度 s = 1.31 10—4mol L
K Sp 为： ，则其溶度积 」、 选择题
（）1. pH = 0的水溶液，下列说法正确的是：
a ）氢离子浓度为零
b ）溶液呈中性
1 ___ c ）氢离子浓度为1 mol L _ d ）溶液中无离子存在
（）2. 等量的酸和碱中和，得到的pH 值应是：
a ）呈酸性
b ）呈碱性
c ）呈中性
d ）视酸碱相对强弱而定 （）3. 如果弱酸弱碱盐的水溶液为中性，则此类盐：
a ）在水中不电离
b ） K O 与K O 有一些差别
a ）2.25 10_12
b ）1.72 10_3
c ）8.99 10_12
d ） 2.25 10_3 （）9. 某一浓度的HAc 水溶液稀释之后，关于其电离度 a 和H +浓
度变化的
说法正确的是：
a ） a 增大，H +浓度减小；
b ）增大，H +浓度增大；
c ） a 减小，H +浓度减小；
d ）减小，H +浓度增大。
（）10. 0.10 mol •"的H 2S 饱和溶液中s 2_离子浓度为
a ）1.3 KT 12 mol L 一1
b ）1.3 W -13 mol L"
c ）1.3 KT 14 mol L 一1
d ）1.3 KT 15 mol L 一1
（）11.缓冲溶液只能在一定的范围内发挥其缓冲性能，实验证明当
pH = p K ； -1 (或 pOH = p K °
a ）缓冲溶液具有缓冲能力
c ）缓冲溶液具有较差的缓冲能力
不变，故溶液的pH 值 a ）不变 b ）变小 c ）变大 d ）不能判断 J v K °时，溶液为：
a ） 不饱和溶液，无沉淀析出；若原来有沉淀存在，则沉淀溶解
b ） 饱和溶液，溶液中的沉淀与已溶解的离子之间处于平衡
c ） 沉淀从溶液中析出；
d ） 无法判断
（）14.某弱酸
HA 的K O =2K 0_5，则A 「的K O 为： —5 — 3 —10 — 5
a ） 1/2 1K
b ） 5 K 0
c ）5 K 0
d ） 2 K 0
（）15.将稀AgNO 3溶液逐滴加入到含有等浓度 Cl —和 1—的混合溶液
中，首先析出的是
a ）黄色的AgI 沉淀，
b ）白色的AgCl 沉淀
c ）黄色的AgI 和白色的AgCl 同时沉淀
d ）以上都不是
二、 填空题 1. ______________________________________________ 饱和H 2S 水溶液中，H 2S 的浓度为 ________________________________ mol L —1，H +的浓度 为 ___________ mol L — 1，HS —的浓度为 ____________ m ol L —1，S 2- -1）的范围内时, b ）缓冲溶液没有缓冲能力 )12.
将缓冲溶液适当稀释时，由于
曲厶 c （酸c （碱） （或 - ■_-—）比值 c （共轭碱） C （共轭酸）
)13.
的浓度为___________ mol L—1（K：= 1.1 K0—7，K；= 1.3 K0—13）。
—5 —1
2. 已知NH3H2O的电离常数为1.8 X0，则0.10 mol L NH4CI的pH
3. 293.15K 时，BaSC4在0.10 mol L —1Na2SO4溶液中的溶解度S 为—
mol L —1 (K Sp(BaSO4)= 1.1 沐0—2)。
4. 稀释定律所表示的八K i o和浓度c之间的定量关系为_____________ 。
O是____ 。
5. 如果HCO3—的K a是10—8，则CO32—的K
三、判断题
()1. 向缓冲溶液中加入酸或碱，该缓冲溶液的pH值不变。
()2. 298.15K时，稀释NH4AC水溶液，其水解常数K：不发生变化。
()3. 在一定温度下，弱酸的电离常数越大，则其盐的水解常数越大。
()4. 1.0 >10—5mol L —1的盐酸溶液稀释1000倍，溶液的pH值等于
8.0。
()5. 氨水的浓度越小，电离度越大，溶液中OH —的浓度也必然越大。
()6. 配制N&S溶液时，必须先加入适量的NaOH,以免因水解产生挥发性酸H2S。
()7. 在比较无机多元酸的酸性强弱时，只需比较一级电离常数即可。
()8. 将氨稀释1倍，溶液中的OH —浓度就减少到原来的二分之一。
()9. 将氨水和HCI混合，不论两者比例如何，一定不可能组成缓冲溶液。
()10.离解度和离解常数都可以用来比较弱电解质的相对强
弱程度，因此，a和K：(或KJ )同样都不受浓度的影响。
四、计算题
—1 +
1. 当温度为25r时，计算0.10 mol L HAc溶液的c(H )和电离度(小已知
K：(HAc)= 1.75 10—5。
2. 某浓度为0.10 mol L—1的一元弱酸溶液，其pH值为2.77,求这一弱酸
的电离常数及该条件下的电离度。
3. 在10.0mL 0.5 W mol L MnSO4溶液中，加入5.0mL 0.15mol L
NH3H2O,能否生成Mn(OH)2沉淀？若在原MnSO4溶液中，先加入0.495g (NH4)2SO4固体，然后再加入上述NH3出0 5.0mL，能否生成Mn(0H)2沉淀(忽略体积变化)？已知K0( NH3)=1.8 K0-5, K Sp{Mn(OH) 2 }= 1.9 10-13。
4. 溶液中Fe3+和F F的浓度均为0.050 mol •",如要使/©^沉淀而不使Fe2+
沉淀，应控制溶液的pH值在何范围内？已知K Sp{Fe(OH)3 }=
2.79 10_39, K Sp{ Fe (OH)2 }= 4.87 10-17。
5. 某溶液中含有Pb2+和Ba2+，①若它们的浓度均为0.10 mol L厂［问加
入Na2SO4试剂，哪一种离子先沉淀？两者有无分离的可能？② 若Pb2+的浓度为0.0010 mol1，Ba2+的浓度仍为0.10 mol L 一1,
两者有无分离的可能？已知K Sp(PbSO4)=2.53 W-8，K SO(BaSO4)=
1.08 10_10。