酸碱反应-普通化学无机化学
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）。
通用无机化学反应类型总结
通用无机化学反应类型总结在无机化学领域，化学反应类型是研究的重要内容之一。
通用的无机化学反应类型涵盖了各种不同的化学变化过程，包括氧化还原反应、酸碱中和反应、置换反应、加合反应以及分解反应等。
本文将对这些通用的无机化学反应类型进行总结和讨论。
1. 氧化还原反应氧化还原反应是无机化学中最重要的反应类型之一。
在氧化还原反应中，电子的转移是反应发生的关键。
氧化还原反应可以分为氧化反应和还原反应两个基本过程。
氧化反应是指物质失去电子的反应，而还原反应是指物质获得电子的反应。
通常情况下，氧化剂会接受电子，而还原剂会捐赠电子。
典型的氧化还原反应包括金属与非金属之间的反应以及金属与酸之间的反应等。
2. 酸碱中和反应酸碱中和反应是指酸和碱之间发生的化学反应。
在酸碱中和反应中，酸和碱中的氢离子和氢氧根离子结合形成水和盐。
酸碱中和反应是化学实验室中常见的反应类型，也是生活中许多实际应用的基础。
例如，盐酸与氢氧化钠之间的反应可以产生氯化钠和水。
3. 置换反应置换反应是指一个元素或离子取代另一个元素或离子的反应。
在广义上，置换反应包括单置换反应和双置换反应两种基本类型。
单置换反应中，一个原子或离子取代另一个原子或离子的位置，例如铜与铁之间的单置换反应。
双置换反应则是指两种化合物之间发生离子交换的反应。
4. 加合反应加合反应是指两个或多个分子结合形成一个新的分子的反应。
加合反应通常涉及共价键或离子键的形成过程。
例如，氢气与氧气之间的加合反应产生水分子。
加合反应在有机化学和生物化学领域中也具有重要意义。
5. 分解反应分解反应是指一个分子分解为两个或多个较小的分子或原子的反应。
在分解反应中，通常需要输入能量以打破原有的化学键。
分解反应是一种常见的化学变化过程，例如热分解和光分解等。
通过对以上通用的无机化学反应类型的总结，我们可以更好地理解不同类型反应的特点和机理。
在实际应用中，对各种反应类型的认识可以帮助我们更好地进行化学实验、工业生产以及环境保护等方面的工作。
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。
无机及分析化学 课件第1章 酸碱反应
1.3.1 缓冲溶液的概念及缓冲溶液的重要性 1.3.2 缓冲溶液pH的计算 1.3.3 缓冲容量与缓冲范围 1.3.4 缓冲溶液的种类、选择和配制
1.1 酸碱理论概述
酸碱反应是一类没有电子转移的反应，许多化学 反应和生物化学反应都属于酸碱反应，有些化学反 应必须在酸或碱存在时才能顺利进行，这就是酸碱 催化反应。
1.2.2 酸度对弱酸溶液中各组分浓度的影响
在弱酸平衡体系中，通常同时存在多种酸碱组分， 这些组分的浓度在总浓度中所占的分数称为分布系 数，以δ表示。某酸碱组分的分布系数，决定于该 酸碱物质的性质和溶液中H+的浓度。
1. 一元弱酸溶液中各组分的分布
对于一元弱酸HB，在溶液中以HB和B－两种 形式存在，若HB的总浓度为c，平衡时HB和B－ 的浓度分别为[HB]和[B－]，则c = [HB] + [B－]
硬酸与硬碱结合，软酸与软碱结合，常形成稳定的配合 物，“硬亲硬，软亲软”，这就是软硬酸碱规则。
1.2 酸碱平衡中有关浓度的计算
1.2.1 溶液的pH
pH lg[H ]
pOH lg[OH ]
由于
[H ][OH ] K w 1.0 10 14
得到 所以
lg[H ] lg[OH ] lg K w
由此可见，多元酸HnA最强的共轭碱An- 的离解 常数Kb1对应着最弱的共轭酸 HA1-n 的Kan ；而最弱 的碱Hn-1A- 的离解常数Kbn 对应着最强的共轭酸 HnA 的Ka1。
4. 拉平效应和区分效应
HCl、HI、HNO3、HClO4等强酸在水中“完全 电离”，因而它们的同浓度水溶液的pH相同，这 意味着它们酸的强度是相同的。然而，这些强酸 结构中与可电离氢原子结合的化学键并不相同， 为什么电离能力相同呢？
无机化学中的酸碱反应
无机化学中的酸碱反应无机化学中，酸碱反应是极其重要和广泛的反应类型。
这类反应可分为弱酸弱碱反应、酸碱中和反应、酸碱滴定反应、酸性和碱性氧化还原反应等。
本文将总结酸碱反应的基本概念、性质和常见应用。
一、酸碱的基本概念1. 酸的概念：酸是指能够放出氢离子（H+）的物质。
在水中，酸一般是指能和水反应成氢离子和阴离子的物质，即HA + H2O -> H3O+ + A-。
其中，H3O+称为氢氧根离子或氢离子，A-称为酸根离子或共轭基。
强酸的酸性强，能够将水完全质子化；而弱酸只能部分质子化。
2. 碱的概念：碱是指能够放出氢氧根离子（-OH）的物质。
在水中，碱一般是指能和水反应成氢氧根离子和阳离子的物质，即B + H2O -> BOH + H+. 其中，BOH称为同步跟离子，或碱根离子。
强碱的碱性强，能够将水完全质子化；而弱碱只能部分质子化。
二、酸碱的性质1. 酸碱的强度：酸碱的强度是指酸碱能够放出的H+ 或-OH-的数量。
强酸、强碱放出的H+ 或-OH-多，弱酸、弱碱放出的H+ 或-OH-少。
正因如此，pH值能够反映酸碱强度。
pH值小于7表示酸性，大于7表示碱性，等于7表示中性。
2. 酸碱中和反应：酸和碱反应产生盐和水，这种反应称为酸碱中和反应，其化学方程式为：HA + BOH -> BA + H2O。
酸碱中和反应是以物质向中性转化的形式，即酸和碱中和后，整个体系的pH会向7逼近。
3. 酸碱滴定：酸碱滴定利用一种称为酸碱指示剂的物质来判断滴定物的浓度。
酸碱指示剂在不同pH值下的颜色是不同的。
一种受酸碱指示剂影响较小的指标称为等值点，此时滴定物和滴定剂反应完全，滴定剂的摩尔数等于滴定物的摩尔数。
三、酸碱反应的常见应用1. 干电池：干电池是一种利用化学能转化成电能的电池。
干电池中的电解质是酸性的，电池放电时，电解质和阳极发生氧化还原反应，产生电子和离子。
离子在电池的隔膜中反应，形成水，同时电子流经导体，产生电流。
酸碱反应-普通化学无机化学
pH 8.88
33
5.2.3弱多元酸碱的离解
弱多元酸碱在水溶液中的离解是分步进行的， 如
H2CO3 H HCO3
K
a1
c(H ) / c c(HCO3 ) / c c(H2CO3) / c
4.30107
HCO3 H CO32
K
a
2
c(H ) / c c(CO32 ) / c c(HCO3 ) / c
NH3 H2O NH4 OH Ac H2O HAc OH
27
NH3 H2O NH4 OH Ac H2O HAc OH
反应的标准平衡常数称为弱一元碱的离解常数 或电离常数:
Kb
c(NH 4 ) / c c(OH ) / c c(NH3 ) / c
Kb
c(HAc) / c c(OH ) / c c( Ac ) / c
c(H ) / c 1.76105 0.10 1.3103 31
c(H ) / c 1.3103 pH 2.89
HAc H Ac c(H ) 1.3103 1.3%
c0 (HAc) 0.10
32
例5.3计算c0(Ac-)=0.10mol·L-1的醋酸钠溶液 的pH值。已知：
Ka
c(H ) / c 2 c0 (HB) / c
24
HB的离解程度不能太小（要比水的离解大到一 定程度）
HB H B H2O H OH c(H ) C(B ) 具体：c0(HB)Ka/Kw≥ 25
HB的离解程度也不能太大
c(HB) c0 (HB) / c c(H ) / c c0 (HB) / c
即一定温度下水中氢离子与氢氧根离子相对浓 度的乘积是个常数。
14
H2O H2O H3O OH
无机化学反应分类及其应用
无机化学反应分类及其应用无机化学反应是无机化合物之间发生的化学变化过程，具有多样性和复杂性。
根据反应类型，无机化学反应可以分为酸碱反应、氧化还原反应、络合反应、分解反应等多种分类。
本文将对各种类型的无机化学反应进行详细介绍，并探讨其在实际应用中的重要性。
1. 酸碱反应酸碱反应是指酸和碱之间相互中和生成盐和水的化学反应。
酸的特点是产生H+离子，碱的特点是产生OH-离子。
典型的酸碱反应包括盐酸和氢氧化钠的中和反应，反应方程式如下：HCl + NaOH → NaCl + H2O酸碱反应在生活中有着广泛的应用，如在工业生产中用于废水处理、在家庭中用于清洁剂配方等。
2. 氧化还原反应氧化还原反应是指物质失去或获得电子的化学反应。
氧化物质失去电子称为氧化反应，还原物质获得电子称为还原反应。
典型的氧化还原反应包括铁和氧气发生反应生成氧化铁的过程：4Fe + 3O2 → 2Fe2O3氧化还原反应在金属冶炼、腐蚀防护等领域中有着重要的应用价值。
3.络合反应络合反应是指金属离子和配体发生配位键结合的化学反应。
金属离子受电荷作用形成配位键，配位键形成稳定的络合物。
典型的络合反应包括氨与铜离子生成深蓝色配合物的反应：Cu2+ + 4NH3 → [Cu(NH3)4]2+络合反应在生物学、医药等领域中有着重要的应用，如蛋白质的结合和基因治疗等。
4. 分解反应分解反应是指一个化合物在适当条件下分解为两个或多个不同物质的反应。
典型的分解反应包括过氧化氢水解为水和氧气的过程：2H2O2 → 2H2O + O2在生活中，分解反应在环境污染物的处理、化学制剂的合成等方面有着重要作用。
总结：无机化学反应的多样性和复杂性为人类社会的发展提供了重要的支撑。
了解不同分类的无机化学反应以及其在实际应用中的重要性，有助于我们更深入地理解化学反应的本质，推动科学技术的进步，促进人类社会的可持续发展。
愿我们共同探索无机化学反应的奥秘，为创造更美好的未来而努力奋斗。
无机化学3章-酸碱反应
CO32- S2- C2O42-
三元弱碱： Na3PO4 （PO43-）
第3章 酸碱反应
。
多元弱酸在水中分步离解,如:
H2S+H2O
HS-+ H2O
H3O+
+
HS-
K
=
a1
[H ][HS- ]=1.10×10-7 [H 2S]
第3章 酸碱反应
多元弱酸弱碱中的共轭关系
CO32- + H2O
HCO3- + OH-
Kb1
c(HCO3- ) c(OH- )
c(CO
23
)
KK KK KK HCO3- + H2O
H2CO3 H2bOb12
H2CO3
+ OH-
Kb2
c(H
2CO3 ) c(OHc(HCO3- )
)
HaaC21O3- Hww
第一步产生的[H3O+]>>第二步产生的[H3O+] 可忽略不计
c(HS-)和c(H+)近似相等。
第3章 酸碱反应
H2S + H2O
HS- + H3O+
Ka1=
[H3O+] ·[HS-] [H2S]
与一元弱酸类似
c(H )
K
a1
c0
第3章 酸碱反应
【例5】计算0.10 mol·L-1H2S溶液中的c(H+)、c(HS-)及 c(S2-), 已知Ka1=1.10×10-7，Ka2=1.3×10-13。
第3章 酸碱反应
《普通化学》--7酸碱反应
c c 当 102.81 时，弱酸离解度很小， 可以忽略离解 KaW Kq 了的 HB的浓度，即c-x c ， (H ) 可按最简式求算： c c(H ) c K a c c
2.2 一元弱碱的离解
在一元弱碱A溶液中，存在A和H2O之间的质 子转移反应：
A+H2O
酸碱半反应: 酸给出质子和碱接受质子的反应
共轭酸碱对 (conjugate acid-base pair)
特点：
1）具有共轭性
如：HA A－ + H+
2）具有相对性
如： HCO3－既为酸，也为碱 （两性）
如：H2O 两性分子，既可为酸，也可为碱
二、酸碱反应
HCl + 酸1(强)
NH3 碱2(强)
K K K K (HB)K (B )
-
w
1
2
a
b
【例7-2】计算0.1mol· -1 HAc 溶液中的c(H+) 、 pH L 【例7-2】K θ(HAc) =1.76×10-5。 值和HAc 的离解度。已知 a 0.1 解: 由于 c c 2.81 大于10 5 K a 1.7610 故可用最简式计算：
c(H ) / c K a c c 1 1.3 107 0.10mol L-1 / mol L1 1.14104
c(H+) = 1.14×10-4 mol· -1 L 由于可忽略第二步离解，故 【例7-4】 c(HS-) = c(H+) = 1.14×10-4 mol· -1 L （续） S2- 离子由第二步离解产生： HS- + H2O = S2- + H3O+ 一般规律： 2 [c(H ) c ][c(S ) c ] 在弱二元酸水溶 Ka 2 液中，酸根离子 c(HS- c ) 的相对浓度约等 因为 c(HS-) = c(H+) 于该弱酸的第二 所以 c(S2- )/c Ka 2 c(S2-) =7.1×10-15mol· -1 步离解常数。 L
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
无机化学lect02 酸碱反应
3. 找出了衡量酸、碱强度的标度（酸Ka、碱Kb、水溶液酸 碱性pH）。 pH = - lga(H+) (pH = 0 14.0, → a(H+) 100 10-14) a =c
Page 91
Arrhenius酸碱电离理论
• • • •
酸：凡是在水溶液中电离产生的阳离子都是H+ 的物质。 碱：电离产生的阴离子都是OH-的物质。 酸碱中和反应就是H＋和OH－结合生成中性水分子的过程。 主要适用于无机化学, 尤其是水溶液体系的酸碱问题。
Arrhenius酸碱电离理论的优点
• 作为溶剂的纯水，具有两性作用：
H+
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H 2O(l)
H 2O(l)
H3O (aq) OH ( aq )
• 水分子之间存在的质子传递作用，叫质子的自递作用，反 应的平衡常数称为水的质子自递常数
Kw=[H3O+][OH－]=[H+][OH－] • 该常数为水的离子积，在25℃时等于1.0×10 － 14 Kw= 1.0×10 － 14 pKw=14.00
• A + :B • Lewis acid Lewis base A:B acidbase adduct
H+ + : OH-
H : OH
25
2013-6-26
2013-6-26
26
Lewis酸碱理论的优缺点
• 优点：对酸碱的定义，摆脱了体系必须具有某种离子或 元素的限制，也不受溶剂的限制，以电子的授受来说明 酸碱反应，更体现物质的本质属性。
无机化学酸碱 酸碱反应重点精华总结
OH-(aq) + H3O+(aq) (共轭碱) (共轭酸)
KWθ ＝{c(H3O+)/mol·dm-3}·{c(OH–)/mol·dm – 3}
Kwθ叫作水的质子自递常 数(Autoprotolysis constant) , 是
p
K
θ W
lg Kwθ
由于质子转移发生在两个相同 酸性溶液中
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。
cΘ]
KΘ b1
[c(HPO24 ) / cΘ][c(OH c(PO34 ) / cΘ
)
/
cΘ]
KΘ b2
[c(H2PO4 ) / cΘ][c(OH ) / c(HPO24 ) / cΘ
cΘ]
(6) H2 PO4 H2O H3PO4 OH
KΘ b3
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+的化合物。
H2SO4 = HSO4 + H+ ★ 碱指在水中电离出的阴离子全部为OH-的化合物。
NaOH = Na+ + OH-
★ 中和反应的实质 H+ + OH- = H2O
化学酸碱反应
化学酸碱反应化学酸碱反应是化学中常见且重要的反应类型之一。
它涉及酸和碱之间的相互作用，产生新的物质。
本文将深入探讨化学酸碱反应的原理、常见类型以及它们在日常生活和工业中的应用。
一、化学酸碱反应的原理化学酸碱反应是指酸与碱在一定条件下发生化学反应的过程。
酸是指能够产生氢离子（H+），而碱是指能够产生氢氧根离子（OH-）的物质。
在酸碱反应中，酸和碱互相中和，生成水和盐。
酸碱反应的原理可以用离子理论来解释。
当酸和碱混合时，酸中的氢离子和碱中的氢氧根离子结合，形成水分子。
同时，酸和碱中的离子互相置换，生成新的化合物。
这个过程可以通过下面的化学方程式来表示：酸 + 碱→ 盐 + 水二、常见的酸碱反应类型1. 酸与碱的中和反应：酸和碱发生反应，生成水和盐。
例如，盐酸和氢氧化钠反应得到氯化钠和水。
HCl + NaOH → NaCl + H2O2. 金属碱式氧化物与酸的反应：金属碱式氧化物和酸反应，生成盐和水。
例如，氢氧化钠和硫酸反应得到硫酸钠和水。
NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + H2O3. 酸与金属的反应：酸与金属反应，生成盐和氢气。
例如，盐酸和锌反应得到氯化锌和氢气。
2HCl + Zn → ZnCl2 + H24. 碱与非金属酸的反应：碱与非金属酸反应，生成盐和水。
例如，氢氧化钠和硫酸反应得到硫酸钠和水。
2NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2H2O三、酸碱反应的应用1. 中和反应的应用：酸碱中和反应广泛应用于酸中和碱的实验室操作和化学工业中。
例如，中和反应可以用于调节酸碱溶液的pH值，使其达到所需的酸碱度。
2. 药物和胃酸反应：胃液中的主要成分是盐酸，它与进入胃中的食物一起发生反应，有助于消化。
药物的吸收也受胃酸的影响。
因此，了解酸碱反应对胃液中的酸度有重要意义。
3. 酸碱指示剂：酸碱指示剂是一种能够在酸和碱之间变色的物质。
它们可以通过改变分子结构来改变吸收的波长，从而显示不同的颜色。
无机化学课件：第三章 酸碱反应和沉淀反应
K
a
[c(H
) / c ][c( A c(HA) / c
)
/
c
]
[c(H ) / c ]2 c(HA) / c
[c
c2 c(
(H H
) )]
c
c2(H ) c c
c(H )
c c
K
a
c(H ) / c
c c
K
a
/ c
pH lg
(c
/
c
)
K
a
1 2
[(PKa
P(c / c )]
100mL上述溶液中加入1.00mL含有1.00mol.L-1的HCl
溶解液：，H计OA算cp—HN值a。OAc
HOAc 始 0.1
H+ + OAc-
0
0.1
K
a
(c H
/ c )(cOAC / c ) (cHOAC / c )
平 0.1 cH
cH 0.1 cH
注意:两个近似处理
cH
K HOAc
]
[ c( H ) / c ] 2 c( HOAc ) / c
c2( H ) c( HOAc ) c
c2( H ) c c
c( H )
c
c
K
a
0.1 1.8 105 moI L1 1.34 103 moI L1
pH lg c( H ) / c lg 1.34 103 3 lg 1.34 3 0.13 2.87
1、缓冲溶液原理
HOAc-NaOAc，NH3·H2O-NH4Cl等弱酸及其盐，弱碱及其盐混合的 混合溶液，外加少量强酸、强碱或适当稀释，溶液pH基本不 变。
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
普通化学第七章酸碱反应
第七章 酸碱反应
17
20.11.2020
HA (aq) = H+(aq) + A-(aq)
起始浓度/(mol·L-1) c
0
0
平衡浓度/(mol·L-1) c-c(H+)
c(H+)
c(A-)
忽略水的电离时， c(H+) = c(A-)。
第七章 酸碱反应
18
20.11.2020
K (H ) A c (H c () H c ()A A )c c 2 c (H (H ))
第七章 酸碱反应
13
20.11.2020
K
w
受温度的影响较小，在常温下可认为
K w 1.0 01 0 14
酸性溶液c(H+)>c(OH-) c(H+)>1.0010-7mol·L-1 中性溶液c(H+)=c(OH-) c(H+)=1.0010-7mol·L-1 c(OH-)=? 碱性溶液c(H+)<c(OH-) c(H+)<1.0010-7mol·L-1
2. 熟练运用近似方法计算酸碱水溶液的酸度及 有关离子浓度。
3. 掌握无机酸强度与结构的关系。
第七章 酸碱反应
4 20.11.2020
酸碱平衡的移动：
1. 掌握同离子效应、介质酸度对酸碱平衡的影响， 熟练掌握有关近似计算，定性掌握介质酸度与酸碱 存在型体的关系。
2. 理解稀释作用，了解盐效应。
酸碱缓冲溶液： 1. 了解缓冲溶液的性质，理解缓冲作用原理。 2. 掌握简单缓冲溶液的配制方法。
共轭 共轭 酸1 + 碱2 = 酸2 + 碱1 H
+
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通常可简写
H2O H OH
应注意与水的酸碱半反应相区别。
什么是半反应？很重要
13
水的质子自递反应标准平衡常数表达式为：
Kw c(H ) / c c(OH ) / c
K
w
称为水的质子自递常数或称为水的离子积。
在一定温度下，水的离子积是与无浓度、压力 无关的常数。
)
/
c
23
这是忽略水的电离，即HB是比水电离程度大的 电解质，并且HB的初始浓度不是很稀时，即 c0(HB)不是很小，比水要浓，才有：
Ka
c(H ) / c 2 c0 (HB) / c c(H )
/
c
再有如果HB的离解程度不是太大，又有：
c0 (HB) / c c(H ) / c c0 (HB) / c
30
例5.2计算c0(HAc)=0.10mol·L-1的醋酸溶液的 pH值及醋酸的离解度。已知：
Ka (HAc) 1.76105
解：因为
c0 (HAc) / c Ka
0.10 1.76 105
500
c0 (HAc) / c • Ka / Kw 25
所以：
c(H ) / c c0 (HAc) / cKa
H2O H OH
Ka
c(H ) / c c(B ) / c c(HB) / c
Ka
c(H ) / c 2 c(HB) / c
不同于c0 (HB) / c
而c(HB) / c c0 (HB) / c c(H ) / c
所以Ka
c(H ) / c 2 c0 (HB) / c c(H
HB H B H2O H OH
通常 HB是比水强的电解质，在HB的浓度不是 很稀时（两层含义），溶液中的H+主要是由HB 电离产生。因此，在计算HB溶液中的H+浓度时， 通常可将水电离出来的那部分忽略不计，这样 的溶液中:
c(H ) C(B )
22
根据 所以
HB H B
c(H ) C(B )
这个反应，可以在水溶液中进行，也可以在其
它溶剂中进行, 也可以在气相中作用。
11
5.2水溶液中的重要酸碱反应 5.2.1 水溶液的重要酸碱反应 水是两性物质，既可作酸给出质子，也可作为 碱接受质子
H2O H OH H2O H H3O
12
在水中，存在水分子间的质子转移反应 其中一部分水分子作为酸给出质子，另一部分 水作为碱接受质子。
c(H ) / c 1.76105 0.10 1.3103 31
c(H ) / c 1.3103 pH 2.89
HAc H Ac c(H ) 1.3103 1.3%
c0 (HAc) 0.10
32
例5.3计算c0(Ac-)=0.10mol·L-1的醋酸钠溶液 的pH值。已知：
6
5.1.1质子酸碱概念 酸碱质子理论认为： 凡在一定条件下能给出质子（H+）的物质为酸； 凡在一定条件下能接受质子的物质为碱。 因此，质子酸碱概念完全脱离了只有在水溶液 中才有酸碱的限制。
7
下列反应式中等号左侧的各物质，在一定条件 下均有给出质子的能力，均为酸，等号右侧所 列的是各个酸给出质子后的产物，在一定条件 下均有接受质子的能力，均为碱。
酸碱反应 教学目标 酸碱理论 1、掌握质子酸碱，共轭酸碱、两性物质、酸 碱反应、酸碱的离解常数等。 2、熟练运用近似方法计算酸碱水溶液的酸度 及其它有关离子浓度。
1
酸碱平衡移动
1、理解同离子效应，介质酸度对酸碱平衡移 动的影响，熟练掌握有关的近似计算，定性掌 握介质酸度与酸碱平衡移动的影响。
2、理解稀稀释作用，了解盐效应对酸碱平衡 移动的影响。
pH 8.88
33
5.2.3弱多元酸碱的离解
弱多元酸碱在水溶液中的离解是分步进行的， 如
H2CO3 H HCO3
K
a1
c(H ) / c c(HCO3 ) / c c(H2CO3) / c
4.30107
HCO3 H CO32
K
a
2
c(H ) / c c(CO32 ) / c c(HCO3 ) / c
酸 HCl= HAc=
质子 H+ H+
碱
+
Cl-
+
Ac-
H2CO3=
H+
NH4+=
H+
H2O=
H+
[Al(H2O)6]3+= H+
+
HCO3-
+
NH3
+
OH-
+ [Al(H2O)5(OH)-]2+ 8
按酸碱质子理论，酸和碱可以是中性分子，也 可以是阳离子或阴离子。分别称为分子酸碱和 离子酸碱。酸碱质子理论中，没有盐的概念。
4
酸碱电离理论，在水中电离，得到阳离子均为 氢离子的物质为酸，在水中电离，得到阴离子 均为氢氧根离子的物质为碱。
所谓酸碱反应，即在水溶液中酸中电离出来的 氢离子与碱电离出来的氢氧根离子结合为水的 反应。
酸碱电离理论将酸碱这两种密切相关的物质完 全割裂开来，并把酸碱以及酸碱反应局限在于 水溶液之中，且将碱局限于含氢氧根的物质。
5
因此，对于发生于非水溶液中酸碱之间的作用， 对NH3为何在水溶液中是碱等问题无法解释， 对水溶液明显呈碱性的Na2CO3，明显呈酸性的 NH4Cl物质，也不能定义为酸和碱。这是酸碱 电离理论的局限性。
为了更清楚地说明酸碱反应的本质，以便能深 入研究酸碱反应的规律，20世纪人们对提出了 两种重要的酸碱，即酸碱质子理论和路易酸理 论。
Ka
c(H ) / c 2 c0 (HB) / c
24
HB的离解程度不能太小（要比水的离解大到一 定程度）
HB H B H2O H OH c(H ) C(B ) 具体：c0(HB)Ka/Kw≥ 25
HB的离解程度也不能太大
c(HB) c0 (HB) / c c(H ) / c c0 (HB) / c
29
一定条件下，若酸给出质子能力较强，则其共 轭碱接受质子的能力必然较弱。水溶液中共轭 酸碱的标准平衡常数：
HB H B B H2O HB OH
Ka (HB) Kb(B )
上面两式相加得： H2O H OH
Kw Ka (HB)Kb (B )
即水溶液中共轭酸碱离解常数的乘积等于水的 质子自递常数。
并且HB的初始浓度不是很稀时，如果太稀，水
的离解不能忽略。 具体限定：
c0 (HB) / c 500 Ka
25
c0-x≈ c0
所以
HB H B c0-x x x
Ka
x2 c0
x
x2 c0
x2 c0Ka
x c0 Ka c(H )
26
弱一元碱在水溶液中的离解，是其与水之间质 子转移反应，水给出质子，碱接受质子. 如NH3+、Ac-在水溶液中的离解：
指出谁和谁是共轭酸碱对？
19
弱一元酸在水溶液中的离解反应常简化为
HB H B
弱一元酸在水溶液中离解反应的标准平衡常数
为：
Ka
c(H ) / c c(B ) / c c(HB) / c
它也称弱一元酸的电离常数或离解常数
弱一元酸的离解常数，在一定温度下，是与浓 度、无关的常数。其值的大小表示了某一元酸 在水中离解反应趋势的大小。
据此可计算一定浓度的弱一元碱水溶液中OH-
的浓度。
28
B H2O HB OH 同样，当 c0 / c • Kb / Kw 25
B H2O HB OH
c0-x
xx
水的离解忽略，并且B-的离解程度较小。
所以c0-x≈ c0
Kb
x2 c0
x
x2 c0
c0 / c kb
500
x c0Kb c(OH )
当两性物质遇到比它更强的酸时，它表现出碱 的特性接受质子。当遇到比它更强的碱时它给 出质子表现出酸的特性。
10
5.1.2 酸碱反应 酸碱质子理论认为，所谓酸碱反应，是酸与碱 相互作用分别转化为对应的共轭碱和共轭酸的 反应，即酸碱之间的质子转化作用，如：
HCl + NH3 = Cl- + NH4+ 酸（1） 碱（2） 碱（1） 酸（2）
NaAc H2O HAc NaOH
Kb
(
Ac
)
K
w
/
Ka
(HAc)
5.67
1010
解： c0 ( Ac ) / c 所以： Kb
500
c0 (HAc) / c • Kb / Kw 25
c(OH ) / c c0 (HAc) / cKb
c(OH ) / c 5.67 1010 0.10 7.5106 c(OH ) 7.5106 mol • L1
20
一定浓度c0(HB)的弱一元酸HB水溶液的酸度， 可根据其离解常数计算得到：
HB H B
ceq / mol • L1 c0-x x x
Ka
x2 c0
x
求解一元二次方程，即可得c(H+),进而计算溶 液的pH
21
其实，一元弱酸HB的水溶液随，除存在弱酸的 电离平衡外，还存在水的电离平衡：
NH3 H2O NH4 OH Ac H2O HAc OH
27
NH3 H2O NH4 OH Ac H2O HAc OH
反应的标准平衡常数称为弱一元碱的离解常数 或电离常数:
Kb
c(NH 4 ) / c c(OH ) / c c(NH3 ) / c
Kb
c(HAc) / c c(OH ) / c c( Ac ) / c