无机化学第4篇酸碱反应
《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
无机化学反应
无机化学反应无机化学反应是无机化学研究的重要内容。
无机化学反应是指由两种或多种物质相互作用，以生成新的物质的过程。
这些过程在自然界和实验室中广泛存在，包括许多重要的化学反应，如水的电离，酸碱反应和氧化还原反应等。
本文将从这三个方面阐述无机化学反应的原理和应用。
一、水的电离水的电离是无机化学反应中最基本的反应之一，是指水分子自行发生断裂，产生氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-）。
这一反应也被称为自离化反应，其反应式为H2O = H+ + OH-。
水的电离是掌握无机化学反应的基础，因为它涉及到酸碱性质、氧化还原反应和一些其他反应。
利用水的电离反应，我们可以同样理解酸碱反应。
当强酸（如盐酸）与水混合时，Cl-离子和H2O之间发生反应，产生H3O+（称为氢离子），反应式为HCl + H2O= Cl-+H3O+；而当强碱（如氢氧化钠）与水混合时，会产生OH-离子，反应式为NaOH + H2O= Na+ + OH-。
二、酸碱反应酸碱反应是无机化学反应中最常见的类型之一，也是生活中最常见的化学反应之一。
酸碱反应发生在酸和碱之间，其原理是明确的。
“酸”是指能从化学物质中释放H+离子的物质；“碱”是指能从化学物质中释放OH-离子的物质。
这些离子相互结合生成水分子，以及一些其它生成产物。
例如，HCl（氯化氢）与NaOH（氢氧化钠）结合反应生成NaCl（氯化钠）和H2O（水）。
这一反应同时也反映了水的电离，因为HCl释放的H+离子与NaOH释放的OH-离子参与了水的电离反应，生成了H2O。
三、氧化还原反应氧化还原反应是另一类非常重要的无机化学反应。
在这类反应中，电荷从一种物质转移到另一种物质。
原子或离子上的电子会跳跃到其他原子或离子中，从而改变它们的价态（电荷状态）。
这一反应是广泛出现在生活和工业环境中的。
例如，当铜与氧反应时，铜离子（Cu2+离子）会被还原为铜原子（Cu0）；当铁与氯化氢反应时，铁离子（Fe2+离子）被氯离子还原成了铁原子（Fe0）。
大学无机化学第四章 酸与碱
酸碱质子理论的优点
与电离理论相比，扩大了酸和碱的范围。如NH4Cl
与NaAc，在电离理论中认为是盐，而质子理论认 为NH4Cl中的NH4+是酸， NaAc中的Ac-是碱。
• 酸碱反应是质子传递过程，符合这种要求的反应都
可划归为酸碱反应，从而扩大了酸碱反应的范围。
• 建立了酸碱强度和质子传递反应的辨证关系，把酸
二、 酸-水、碱-水质子传递
弱酸
HA + H2O HA
Ka
H3O+ + A H+ + A
可简写为 平衡常数
H / c A / c
HA/ c
c 1mol L1
Ka,HA
K a 酸度常数，acidity constant
弱碱
B + H2O
BH+ + OH
实质： 两对共轭酸碱对之间的质子（H+）传递反应。
第一节 质子酸碱概念
(1) 电离作用:
H+ HCl + H2O ≒H3O+ + Cl－
酸1 碱2 酸2 碱1
H+ (2) 中和反应: H3O+ + OH－ ≒ H2O + H2O 酸1 碱2 酸2 碱1
H+ (3) 水解反应: H2O + Ac－ ≒ HAc + OH－ 酸1 碱2 酸2 碱1
酸碱的分类
一元弱酸、弱碱 多元弱酸、弱碱 两性物质
第三节 酸碱平衡中的浓度计算
一、一元弱酸、弱碱
例：试计算浓度为c的弱酸HA水溶液的[H+]。 解： (1) 忽略水的质子自递平衡，则： HA ⇋ H+ + A– 起始浓度： c 0 0 电离浓度：[H+] [H+] [H+] 平衡浓度： c - [H+] [H+] [H+]
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+
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：AgCl和BaSO4水溶液的导电性虽很弱，溶液中离子浓度很小，这是由于AgCl和BaSO4本身溶解度小，致使溶液中自由离子浓度小，导电性弱。
而AgCl和BaSO4（溶解部分）在溶液中还是全部解离的，所以是强电解质。
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？⑴NH4Cl ⑵NaOH ⑶HAc ⑷加水稀释 2．NH3?H2ONH4++OH-⑴加入NH4Cl，氨水解离度下降，pH减小。
⑵加入NaOH，氨水解离度下降，pH增加。
⑶加入HAc，氨水解离度增加，pH减小。
⑷加水稀释，氨水解离度增加，pH减小。
3．下列说法是否正确？若有错误请纠正，并说明理由。
⑴酸或碱在水中的解离是一种较大的分子拆开而形成较小离子的过程，这是吸热反应。
温度升高将有利于电离。
⑵1×10-5 mol?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。
⑷pH相同的HCl和HAc浓度也应相同。
⑸酸碱滴定中等当点即指示剂变色点。
⑹某离子被完全沉淀是指其在溶液中的浓度为0。
3．⑴错。
在解离即较大的分子拆开而形成较小离子的吸热反应的同时，较小离子与水分子的水合是是放热的，总反应的吸放热取决于两过程热效应的相对大小，有吸热也有放热，故温度升高不一定有利于解离。
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。
⑶错。
NaOH溶液稀释为原来1/2时OH-浓度确实减小为原来的1/2；但氨水在稀释过程中，其解离平衡向右移动，会解离出更多的OH-，稀释一倍后，其OH-浓度大于原来的一半。
无机化学-第四章：酸碱理论
经典的Arrhenius 酸碱理论
• 在水溶液中所有的酸都电离出氢离子， 所有的碱都电离出氢氧根离子，酸碱反 应就是H+和OH-反应生成水。
• 这个理论要求碱必须有OH-基团，但是 NH3这样的物质，虽然没有OH-基团， 但毫无疑问它也是碱。
• Arrhenius 酸碱理论另一个问题是没有 考虑到溶剂（H2O）担当的角色。 电离理论的局限性
OH2 250pm
H
H
259pm
H2O
259pm
H2O
4.1.4 酸碱性强弱与分子结构的关系
如果了解了化合物的酸碱性与其分子结构的关系， 就会发现，化合物的酸碱性与元素在周期表中的位置密 切相关。
1. 二元氢化物的酸性
★ 化合物显示的酸性源自失去质子的能力，可以预期
酸的强弱与H—B键的强弱有关，H—B键越强，相 应的酸越弱。
。水合高氯酸HClO4·H2O晶体结构测定结果证实, 其
中的H+以H3O+形式存在。H3O+是NH3的等电子体。另
一个被确定了结构的物种是固体水合物 HBr·4H2O中的
H9O4+。普遍的看法是, 水溶液中水合氢离子的形式随
条件变化而不同。
116o
H
110pm
O
H
100o-120o
H
110pm O
H 116o 105o
本章教学要求
1. 了解酸碱概念的变迁； 2. 理解布朗斯特酸碱理论的意义和要点； 3. 理解路易斯酸碱理论的意义和要点； 4. 了解软硬酸碱的内容和应用； 5. 了解几种有代表性的路易斯酸。 6. 酸碱平衡基础及溶液pH的计算。
回顾： 强电解质溶液理论(在溶液一章已介绍)
山东省考研化学复习资料无机化学重要反应总结
山东省考研化学复习资料无机化学重要反应总结无机化学是化学学科的重要组成部分，它研究的是没有碳元素的物质及其化学性质、结构和变化规律。
在山东省考研化学复习中，无机化学重要反应是必须掌握的内容之一。
本文将为大家总结一些在山东省考研无机化学中重要的反应。
一、酸碱中和反应1. 酸碱反应基本原理：酸是指能够提供H+离子的化合物，碱是指能提供OH-离子的化合物。
酸碱反应的基本原理是酸和碱发生中和反应，生成盐和水。
2. 酸碱反应的常见示例：（1）盐酸与氢氧化钠反应生成氯化钠和水：HCl + NaOH → NaCl + H2O（2）硫酸与氢氧化钡反应生成硫酸钡和水：H2SO4 + Ba(OH)2 → BaSO4 + 2H2O（3）磷酸与氢氧化镁反应生成磷酸镁和水：H3PO4 + Mg(OH)2 → Mg3(PO4)2 + 6H2O二、氧化还原反应1. 氧化还原反应基本原理：氧化还原反应是指物质中的原子发生电荷的转移，即氧化剂接受电子，还原剂失去电子。
氧化反应必有还原反应伴随发生。
2. 氧化还原反应的常见示例：（1）铁与硫的反应，生成硫化铁：Fe + S → FeS（2）铜与氧气的反应，生成氧化铜：2Cu + O2 → 2CuO（3）锌与盐酸的反应，生成氯化锌：Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2三、沉淀反应1. 沉淀反应基本原理：沉淀反应是指在两种溶液混合时，产生两种离子能够形成的难溶于溶液的化合物，从而形成沉淀。
2. 沉淀反应的常见示例：（1）银离子与氯离子反应，生成氯化银沉淀：Ag+ + Cl- → AgCl↓（2）钡离子与硫酸根离子反应，生成硫酸钡沉淀：Ba2+ + SO42- → BaSO4↓（3）氧化铁离子与氢氧化钠反应，生成氢氧化铁沉淀：Fe2+ + 2OH- → Fe(OH)2↓四、配位反应1. 配位反应基本原理：配位反应是指中心金属离子与配体发生化学反应，形成配合物的过程。
配位反应的结果是中心金属离子的配位数发生改变。
高考化学中的无机化学重要反应式解析
高考化学中的无机化学重要反应式解析无机化学是化学的重要分支之一，它研究的是无机物质的性质、结构和反应。
在高考化学中，无机化学是一个非常重要的部分，它占据了整个化学考试的一大部分内容。
而无机化学的学习重点之一就是要掌握一些重要的反应式。
本文将针对高考化学中的无机化学重要反应式进行解析和探讨。
一、酸碱反应酸碱反应是无机化学中最基础且最重要的反应之一。
在高考化学中，我们常见的酸碱反应有酸与碱的中和反应，酸与金属的反应等。
1.酸与碱的中和反应酸与碱的中和反应是指酸和碱反应生成盐和水的反应。
其中最典型的就是硫酸与氢氧化钠的中和反应，反应式如下：H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O2.酸与金属的反应酸与金属的反应是指酸和金属反应生成盐和氢气的反应。
其中最常见的就是盐酸与锌的反应，反应式如下：2HCl + Zn → ZnCl2 + H2↑二、氧化还原反应氧化还原反应是无机化学中另一个非常重要的反应类型。
在高考化学中，我们需要重点掌握一些典型的氧化还原反应。
1.金属与非金属氧化物的反应金属与非金属氧化物的反应是指金属与非金属氧化物反应生成盐的反应。
其中最经典的就是铜与硫的反应，反应式如下：Cu + S → Cu2S2.金属与酸的反应金属与酸的反应是指金属与酸反应生成盐和氢气的反应。
这类反应中，盐的配离子和酸中的阳离子相同。
其中最常见的就是铁与盐酸的反应，反应式如下：Fe + 2HCl → FeCl2 + H2↑三、沉淀反应沉淀反应是指两种溶液混合后产生沉淀的反应。
在高考化学中，我们需要掌握一些常见的沉淀反应。
1.银盐的沉淀反应银盐的沉淀反应是指银盐溶液与氯化物溶液混合后产生沉淀的反应。
其中最典型的就是银盐与氯化钠的反应，反应式如下：AgNO3 + NaCl → AgCl↓ + NaNO32.硫酸钙的沉淀反应硫酸钙的沉淀反应是指硫酸钙溶液与硫酸溶液混合后产生沉淀的反应。
其中最常见的就是硫酸钙与硫酸铵的反应，反应式如下：CaCl2 + (NH4)2SO4 → CaSO4↓ + 2NH4Cl总结：无机化学中的重要反应式对于高考化学的学习至关重要，掌握这些反应式有助于我们理解无机化学的基本原理和反应机制。
无机化学酸碱 酸碱反应重点精华总结
酸、碱和 酸碱反应
Chapter 5
Acid, base and acid-base reaction
本章教学要求
1. 了解酸碱概念的变迁； 2. 理解布朗斯特酸碱理论的意义和要点； 3.了解路易斯酸碱定义及相关概念。
5.1 布朗斯特酸碱 The Brfnsted-Lowry acid-base model
H+ PO34H+ NH3
共轭酸碱对：
酸 给出质子后余下的那部分就 是它的共轭碱
碱接受质子后就成为它的共轭酸
注意：质子理论中无盐的概念，电离理论中的盐，在质
子理论中都是离子酸或离子碱，如 NH4Cl 中的 离子酸， Cl－是离子碱.
NH
4
是
酸 质子 碱
例：HAc的共轭碱是Ac－ ， Ac－的共轭酸HAc， HAc和Ac－为共轭酸碱对。
7. HPO42-、H3PO4
5.1.3 布朗斯特平衡
1.水的质子自递反应和溶液的酸碱性
水的质子自递反应
H2O H+ OH-
H2O H+ H3O+
H2O H2O H3O+ OH-
（H3O +常简写为H+）
K
Θ w
c(H ) cΘ
c(OH ) cΘ
水合氢离子
对反应
H2O(l) + H2O(l) (酸) (碱)
5.2 路易斯酸碱 The Lewis acid-base model
发展历程：
酸碱的早期定义： 酸：有酸味，能使蓝色石蕊变红 碱：有涩味，使红色石蕊变蓝
Arrhenius酸碱电离理论（1887） Brфnsted-Lowry酸碱质子理论（1923） Lewis酸碱电子理论（1923） Pearson软硬酸碱理论（1963）
无机化学 第4章 酸碱平衡与滴定法
例：
1.溶0.液1 等mo体l.L积-1混N合aH,溶2P液O4p与H0为.1多m少ol？.L-1Na2HPO4 ( H3PO4 : pKa1ө =2.12, pKa2ө =7.21, pKa3ө =12.67 )
2. 将25ml 1.0mol·L-1 NH3 .H2O与25ml 1.0 mol·L-1 NH4Cl混合组成缓冲液，求其pH值。 若在该缓冲溶液中加入1mL 1.0mol·L –1 NaOH， pH为多少?
c(H+)c(OH-) =KWө =10-14 pH+pOH=14
pH值的测定
pH试纸：由多种指示剂混合溶液浸透 试纸后晾干而成。
pH计直接测定
2.酸碱溶液pH值的计算
强酸（碱） 完全电离
例: 计算110-7mol .L-1 HCl溶液中的H+浓度。
若强酸（碱）浓度小于10-6mol .L-1 ，则必 须考虑水的质子自递所提供的H+ （OH-） 浓度。
101
101 101
c(H
)
K
θ a
9.9 10.1
pH 4.76
2.缓冲溶液的pH值
对于弱酸及其共轭碱组成的缓冲溶液，
c(碱) pH pKa lg c(酸)
同理，对于弱碱及其共轭酸组成的缓冲溶液，
pOH
pKb
lg
c(酸) c(碱)
缓冲溶液的pH值主要决定于酸(碱)的pKaө （pKbө ）， 其次与c(酸)/c(碱)有关。对一确定缓冲体系，可通过在
3.水的质子自递反应
H2O+H2O ⇌ H3O++OH简写为： H2O ⇌ H++OH-
无机化学 第4章 酸碱平衡与滴定法
5.共轭酸碱对Kaө 和Kbө的关系
K
θ a
(HAc)
Kbθ
(Ac
)
c(H
)
c(OH
)
K
w
在一共轭酸碱对中, 酸的酸性越强，其共 轭碱的碱性就越弱；反之，酸越弱，其 共轭碱就越强。
4.2 酸碱平衡的移动
1.浓度对酸碱平衡的影响
2. 将25ml 1.0mol·L-1 NH3 .H2O与25ml 1.0 mol·L-1 NH4Cl混合组成缓冲液，求其pH值。 若在该缓冲溶液中加入1mL 1.0mol·L –1 NaOH， pH为多少?
解：混合后，
cNH3 H 2O
251.0 50
0.5mol L1
cNH4Cl
K ]
） W
K
K
a1 a2
对于NH4Ac类两性物质， Ka:正离子酸的离解常数，Ka :负离子碱的共
轭酸的离解常数。
c(H ) Ka Ka
两性物质的酸碱性决定于相应 酸常数和碱常数的相对大小： 酸常数较大，则显酸性； 碱常数较大，则显碱性。
例
定性说明下列溶液的酸碱性 (1) 0.10mol L-1 NaH2PO4溶液 (2) 0.10mol L-1 HCOONH4溶液
pOH
pK
θ b
lg
cNH3 H 2O cNH4Cl
pKθb
4.75
c(NH3
H2O)
50 0.5 51
11.0 51
26 51
c(NH4
无机化学酸碱反应
二、酸碱性： [H+]=[OH-]中性，[H+]＞[OH-]酸性，[H+]＜[OH-]碱性 三、PH值（POH值） [思考]
“PH=7.5的水溶液，是碱性溶液” “酸性溶液仅存在H+，碱性溶液仅存在OH-” “中性溶液的含义是什么？” 酸浓度、酸度、酸强度、酸性 四、拉平效应，区分效应 分析：HCl,HNO3,HClO4等酸在H2O中的表现 NH3，NaOH在水中的表现 四、计算（室温） ①0.01 mol/ HCl的PH值 ②10-8 mol/ HCl的PH值
第三节 酸碱平衡
一、电离平衡——弱酸(碱)在水中的电离 1、电离常数 表征了弱酸(碱)电离程度，仅为温度的函数。 2、多元酸碱离解的特点 ①电离过程是分步进行的； ②各级电离常数显著减小。 3、有关计算 例：计算10-5MHAc溶液的[H+]和电离度(Ka=1.8×10-5) 例：求室温饱和硫化氢水溶液的[H+]、[OH-]、[S2-]、 [HS-]及电离度。K1=10-8 K2=10-15 例：计算0.1M H2SO4溶液的[H+]、[SO42-]。 K=1.2×10-2
三、沉淀平衡——多相体系
[分析]难溶物在水中的溶解过程(BaSO4) BaSO4(S) Ba(aq)2+ + SO42-(aq) 平衡时：Kc = [Ba2+] [SO42-] = Ksp 1、溶度积常数Ksp——难溶物溶解平衡定量特征 Ksp反映了物质在水中的溶解能力。 2、溶度积规则 Qi(离子积) = Ksp 平衡 Qi≠ Ksp 非平衡 Qi＞ Ksp 直至Qi# = Ksp 即沉淀生成 Qi＜ Ksp 直至Qi* = Ksp 即沉淀溶解 3、溶解度与Ksp的关系 [问题] 不同难溶物能否直接用Ksp比较溶解能力
无机化合物的化学反应性质
无机化合物的化学反应性质无机化合物是由非碳原子构成的化合物，它们在化学反应中表现出各种不同的性质。
本文将探讨无机化合物的化学反应性质，包括其酸碱性、氧化还原性以及其他重要的反应类型。
一、酸碱性反应1. 酸性反应无机化合物中的一些物质具有酸性，能够与碱反应并生成盐和水。
例如，硫酸（H2SO4）是一种常见的无机酸，它可以与氢氧化钠（NaOH）反应，生成硫酸钠（Na2SO4）和水（H2O）：H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O2. 碱性反应与酸性反应相反，无机化合物中的一些物质具有碱性，能够与酸反应并生成盐和水。
氢氧化钠是一种常见的无机碱，它可以与盐酸（HCl）反应，生成氯化钠（NaCl）和水（H2O）：NaOH + HCl → NaCl + H2O二、氧化还原反应氧化还原反应是无机化合物中常见的重要反应类型。
在氧化还原反应中，物质的氧化态和还原态发生改变，同时伴随着电子的转移。
以下是几个典型的氧化还原反应：1. 金属与非金属的反应金属与非金属之间的反应通常是氧化还原反应。
例如，钠（Na）与氯气（Cl2）反应，生成氯化钠（NaCl）：2Na + Cl2 → 2NaCl在这个反应中，钠的氧化态从0增加到+1，氯气的氧化态从0下降到-1。
2. 金属间的反应金属间的反应也是氧化还原反应的一种重要类型。
例如，铜（Cu）与铁（Fe）反应，生成铜（Ⅱ）离子（Cu2+）和铁（Ⅱ）离子（Fe2+）：Cu + FeSO4 → CuSO4 + Fe在这个反应中，铜的氧化态从0增加到+2，铁的氧化态从+2下降到0。
三、其他反应类型1. 沉淀反应沉淀反应是指在溶液中，由于产生了不溶于溶液中的沉淀物而发生的反应。
例如，银离子（Ag+）与氯化钠（NaCl）反应，生成氯化银（AgCl）沉淀：Ag+ + Cl- → AgCl↓"↓"表示沉淀生成。
2. 配位反应配位反应是指配位化合物中的配体发生了变化，从而导致配位离子发生了改变。
无机化学第4章酸碱反应.ppt
H3O参 考水H平是H2什O么 ？H OH
[H
]
[H
2CO
3
]
[OH
]
[CO
2 3
]
Na2CO3水溶液参考水平HFra bibliotekO 3
H
CO
2 3
H
2CO
3
2H
CO
2 3
H3O H H2O H OH
[H
]
[HCO
2019年10月12 日10时46分
2、活度： 在研究强电解质溶液时引入一个叫做有效
浓度的概念。有效浓度又叫做活度。 活度──单位体积电解质溶液中能自由移动的 某种离子的摩尔数。通常用a表示。
ａ＝γＣ 式中γ为活度系数，C为离子浓度。一般来 说离子浓度越大，γ 的值越小。
思考题： 请考虑提高离子浓度 C ，活度a 是增大还是减小？
• 一般来说：共轭酸越强，它的共轭碱就越 弱；共轭碱越强，它的共轭酸就越弱。
• 如：H2O =H++OH-
• 水为最弱的酸，它的共轭碱是最强的碱。 • 同一个共轭酸碱对中，共轭酸的Ka与共轭 碱的Kb的乘积等于水的离子积常数。 即：
Ka×Kb = 10-14
2019年10月12 日10时46分
3. 酸碱反应的实质
HAc
而且，结合质子的能力越强其碱性也越强。
2019年10月12 日10时46分
(3)两性物质──即能给出质子，又能结合质 子的物质。 例如：H2O， HCO3-，H2PO4-等等。
由此一来，酸碱的定义范围更大了。而 且，没有了盐的名称和定义。
2019年10月12 日10时46分
无机化学练习题(含答案)第4章酸碱平衡
第4章酸碱平衡4-1: 对于下面两个反应，指出其中的酸和碱，并说明各个过程是配合物的生成过程还是酸碱置换过程。
(a) SO3 + H2SO4→H2S2O7(b) H2S2O7(H2SO4·SO3) + H2O→H2SO4 + H2SO4答：(a) 路易斯酸SO3, 碱H2SO4, 配合物的生成过程;(b) 两个碱: H2O 和H2SO4·SO3 中的H2SO4, 置换过程。
4-2: 给出用HF 腐蚀SiO2 玻璃的反应式，并用路易斯和布朗斯特酸碱理论解释SiO2+ 4HF = SiF4+ 2H2O, 其中，SiO2 和SiF4 为碱，HF 和H2O 为酸。
4-3: 苯甲酸（可用弱酸的通式 HA 表示，相对分子质量122）的酸常数Ka= 6.4×10-5，试求：（1）中和1.22g苯甲酸需用0.4 mol·L-1的 NaOH 溶液多少毫升？（2）求其共轭碱的碱常数Kb。
（3）已知苯甲酸在水中的溶解度为2.06 g·L-1，求饱和溶液的pH 。
4-4: 将下列路易斯酸按照最强酸到最强碱的顺序排序：(a) BF3 , BCl3 , BBr3 ; (b) SiF4 , SiCl4 , SiBr4 , SiI4 ; (c) BeCl2 , BCl3 .请解释。
答：路易斯酸性是表示物种接受电子对能力的强弱。
在上述(a)、(b)两卤化物序列中，卤素原子的电负性越大，中心原子上电荷密度越小，接受外来电子对的能力应该越强，序列(b)符合这种情况。
序列(a)则相反，原因在于BX3 中形成了π键，而B 原子的体积较小，形成的π键比较强，同时卤素原子的体积按F，Cl，Br 的顺序增大，形成的π键依次减弱的缘故。
4-5: 计算下列各种溶液的 pH ：（1）10mL 5.0×10-3 mol·L-1 的 NaOH 。
（2）10mL 0.40 mol·L-1 HCl 与 10mL 0.10 mol·L-1 NaOH 的混合溶液。
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例如： HCl 噲垐 ?? H Cl
NH4
H2 PO4
噲 垐
噲 垐
??
??
H NH3
H HPO42
而且，给出质子的能力越强其酸性也越强。
2020年5月29日 4时37分
(2)碱──凡是能与质子结合的分子或离子。 例如： 分子碱：NH3，H2O 正离子碱：[Al(H2O)5(OH)]2+ 负离子碱：OH－，Ac－，HCO3-
3. 酸碱反应的实质
根据酸碱质子理论，酸碱反应的实质，就是两个 共轭酸碱ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ之间质子传递的反应。例如：
HCl 酸1
+
N碱H2 3
=
N酸H24+
+Cl碱1
NH3和HCl的反应，无论在水溶液中或气相中， 其实质都是一样的。
即HCl是酸，放出质子给NH3，然后转变为它的 共轭碱Cl-；
NH3是碱，接受质子后转变为它的共轭酸NH4+。 强酸放出的质子，转化为较弱的共轭碱。
cd
此即形成了所谓的离子氛。由于离子氛的 存在，影响了离子迁移的速度，因此，使得离 子不能完全发挥应有的导电效能。
此外，在高浓度强电解质溶液中还有离子 对存在。例如，Na+，Cl- 它们由于静电引力而 靠在一起,但是并不形成分子(结合并不牢固), 它们在外电场中也不定向移动,即失去了导电 作用。所以也会使测量产生误差。
2020年5月29日 4时37分
2、活度： 在研究强电解质溶液时引入一个叫做有效
浓度的概念。有效浓度又叫做活度。 活度──单位体积电解质溶液中能自由移动的 某种离子的摩尔数。通常用a表示。
ａ＝γＣ 式中γ为活度系数，C为离子浓度。一般来 说离子浓度越大，γ 的值越小。
思考题： 请考虑提高离子浓度 C ，活度a 是增大还是减小？
2020年5月29日 4时37分
• 一般来说：共轭酸越强，它的共轭碱就越 弱；共轭碱越强，它的共轭酸就越弱。
• 如：H2O =H++OH-
• 水为最弱的酸，它的共轭碱是最强的碱。 • 同一个共轭酸碱对中，共轭酸的Ka与共轭 碱的Kb的乘积等于水的离子积常数。 即：
Ka×Kb = 10-14
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由此一来，酸碱的定义范围更大了。而 且，没有了盐的名称和定义。
2020年5月29日 4时37分
2. 共轭酸碱对 在质子理论中，任何一个酸给出一个质
子后就变成碱，任何一个碱结合一个质子后 就变成一个酸 。例如:
HAc 是酸，若是有反应：
HAc H Ac
生成的 Ac- 就是碱。HAc 与 Ac－ 是 一对共轭酸碱对。我们说 HAc 是 Ac－ 的 共轭酸，而 Ac－ 是 HAc 的共轭碱。
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4-2 电解质溶液的解离平衡
电解质
水溶液 （熔融态）
强电解质 完全解离 离子型化合物，
如KCl, NaCl
弱电解质
部分解离
强极性键的共价 化合物，如 HCl,H2SO4
如H2O,
HAc,
非电解质
NH3
2020年5月29日 4时37分
4-2-1 强电解质溶液 1、强电解质的电离
第四章 酸碱反应
4-1 酸碱理论概述 4-2 电解质溶液的解离平衡 4-3 电解质水溶液pH值的计算
2020年5月29日 4时37分
4-1 酸碱理论概述
4-1-1 关于电离理论
到目前为止，我们讨论酸碱时总是把电离 出的正离子全部是 H+ 的物质叫酸；把电离出 的负离子全部是 OH－的物质叫碱。
中和反应的实质是：H++OH- = H2O。
活度系数
（I）
Z=1
Z=2
Z=3
Z=4
110-3 0.93 0.83 0.73 0.56
5 10-3 0.92 0.72 0.51 0.39
110-2 0.89 0.63 0.39 0.19
5 10-2 0.81 0.44 0.15 0.04
0.1
0.78 0.33 0.08 0.01
0.5
0.62
2020年5月29日 4时37分
离子强度 I
I
1 2
(c1Z12
c2 Z 22
L
)
1 2
ci Zi2
例活：度求系0.0数1m反o映l·L了-1B离a子Cl在2溶溶液液的中离所子受强相度互。 解牵 所：制 有I 作 离 1用 子2 (的 的c1Z大浓12 小度 c，和2Z所离22 )以子它电必荷定有于关溶 。液中
人们在实际测量上述强电解质溶液时发现， 实验数据反映它们并不是100%电离的。象 HCl
为91%，KCl为86%等等，这是为什么呢？
2020年5月29日 4时37分
由于静电吸引力的作用，每一正离子周围包围 着一些负离子。靠近中心处负离子密一些，较 远处负离子稀少一些。如下图所示：
2020年5月29日 4时37分
-
-
-
在稀的强电解质溶液中，离子氛的影
响可以忽略不计。可以认为此时强电解质
是100%电离的，并且可以自由移动。
2020年5月29日 4时37分
4-2-2 水的电离与pH值
1. 水的电离平衡
水是一种弱电解质，常温下有如下平衡：
H2O噲垐 ?? H OH
K dd w
[[HH
cd
]]
[[OOHH]
它们的共同之处是都能结合质子，例如：
NH3 H 噲 垐 ?? NH4
[Al(H2O)5(OH)]2 H 噲 垐 ?? [Al(H2O)6]3
Ac H 噲垐 ?? HAc
而且，结合质子的能力越强其碱性也越强。
2020年5月29日 4时37分
(3)两性物质──即能给出质子，又能结合质 子的物质。 例如：H2O， HCO3-，H2PO4-等等。
1 (0.01 22 0.0212 ) 0.03
例：求0.12molB·La-21+HCl和2C0.l1- mol·L-1 CaCl2混合 液的离子强度。
解： I 1 (0.112 0.1 22 0.312 ) 0.4
2 H+
Ca2+
3Cl-
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离子强度
这是根据阿仑尼乌斯在1887年时提出的理 论来划分的。一般称为阿仑尼乌斯电离理论。 电离理论只适用于水溶液，
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4-1-2 质子酸碱理论
1. 定义： (1)酸──凡是能给出质子H+的分子或离子。
所以有分子酸和离子酸，例如：
分子酸： HCl，HAc，H2O； 正离子酸： H3O+，NH4+ 负离子酸： HCO3-，H2PO4这些物质的共同之处是都能给出质子。