无机化学课件：第三章 酸碱反应和沉淀反应
合集下载
《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
无机化学 第03章 酸碱反应和沉淀反应-3
1. 水解离子的本性
水解产物——弱酸或弱碱越弱，则水解 程度越大
盐溶液 水解产物
(0.1mol·L-1)
Ka
h/% pH
NaOAc HOAc+OH- 1.8×10-5 0.0075 8.9
NaCN HCN+OH- 6.2×10-10 1.4 11.2 Na2CO3 HCO3-+OH- 4.7×10-11 4.2 11.6
Kh与 h 均可表示盐的水解程度 但 Kh 与盐的浓度无关
h 与盐的浓度有关
第3.33章.2酸分碱步反水应和解沉淀反应 第3章 酸碱反应和沉淀反应
多元弱酸盐或多元弱碱盐水解是分步的
如
S2- + H2O
HS- + OH-
HS- + H2O
H2S + OH-
Kh(1)
=
Kw Ka(2)(H2S)
= 11..03××1100--1143
NH4+ + OAc- +H2O NH3·H2O+HOAc Ka (HB) < Kb (AOH) 水溶液显碱性 如 NH4CN NH+4 +CN-+H2O NH3·H2O+HCN
第3章2. 水酸碱解反常应数和沉淀反应 第3章 酸碱反应和沉淀反应
水解常数
OAc-＋H2O HOAc＋OH-
Kh
=
[c(HOAc/c ][c(OH-)/c [c(OAc-)/c ]
结论：因为Kh> Ka， 所以NaHCO3溶液呈弱碱性。
第3章 酸碱反应和沉淀反应 第3章 酸碱反应和沉淀反应
课堂练习：
• 试判断酸式盐NaH2PO4、Na2HPO4水溶液 的酸碱性。
第3章 酸碱反应和沉淀反应
显示的酸碱性需视水解得到的产物(弱酸及弱碱） 的解离常数的相对大小 To look P69
水解常数 K h
例如：一元弱酸强碱盐的水解常数 (如NaOAc的水解)
H2O的解离 HOAc的解离 H2O HOAC H+ + OHH+ + OAc Kw
Ka
-
NaOAc的水解
OAc- + H2O
HOAc + OH- K h
例. 计算25℃时，0.1mol· -1HOAc溶液中c(H+)， L pH值和HOAc的解离度 。(已知 K HOAc 1.8 10 5 )
解：考察 K a K w 所以可忽略水的解离
c / c 0.1 5.56 10 3 5560 500 ，可作近似计算 Ka 1.8 10 5
HOAc解离而维持c(H )基本不变
HOAc-NaOAc缓冲溶液中存在如下平衡： HOAc H+ + OAc抗 酸 大量 极少量 大量
3.3 盐类的水解反应
指盐的组分离子与水解离出来的H＋或OH结合形成弱电解质的反应
3.3.1 水解反应和水解常数
回忆·· ·· ·
中学阶段学过的“盐类水解”
回忆·· ·· ·
除多元弱酸外，多元弱碱如Al(OH)3、Fe(OH)3等， 中强酸H3PO4以及少数盐HgCl2、Hg(CN)2均分步解离。
3.2.5 解离平衡的移动→同离子效应
解离平衡的移动与其他平衡一样，移动规律遵循吕•查德里原理
同离子效应：在弱电解质溶液中，加入与其 含有相同离子的易溶强电解质，而使弱电解 质的解离度降低的现象。
c 2 Ki c
大学无机化学第四版第三章课件
{c(H 2CO3 )}
= 4.2 10-7
第二步：HCO－3 (aq) + H 2O(l)
H
3O
+
(aq)
+
CO
2－ 3
(aq)
{ { }{ } } Ka2 (H2CO3 ) =
c(H3O+ )
c(CO
2－ 3
)
c(HCO－3 )
= 4.7 10-11
K a1
Байду номын сангаас
103
K a2
溶液中的H 3 O + 主要来自于第一步解离反应，
平衡浓度
•由于同离子效应的存在，通常用初始浓度 c0(HA) ,c0(A－)代替c(HA) ,c(A－) 。
例1：H2CO3 - NaHCO 3 Ka1 = 4.2 10-7
pH
=
pK a1
-
lg
c(H 2CO3 )
c(HCO
3
)
例 2：H3PO4 - NaH2PO4
H3PO4 (aq) + H 2O(l)
H3O+
(aq)
+
H
2
PO
4
(aq)
ceq /mol L-1 cHA - x
x
cA- + x
x (cA- + cHA - x
x)
=
K a1
=
6.7 10-3
因为 Ka1 较大，x不能忽略，必须解一元 二次方程，
此时，缓冲溶液 pH值公式中的 c(HA)，c(A- )应是平衡
浓度，不能用初始浓度 代之。
c(H3O+ )的计算可按一元弱酸的解离平衡
= 4.2 10-7
第二步：HCO－3 (aq) + H 2O(l)
H
3O
+
(aq)
+
CO
2－ 3
(aq)
{ { }{ } } Ka2 (H2CO3 ) =
c(H3O+ )
c(CO
2－ 3
)
c(HCO－3 )
= 4.7 10-11
K a1
Байду номын сангаас
103
K a2
溶液中的H 3 O + 主要来自于第一步解离反应，
平衡浓度
•由于同离子效应的存在，通常用初始浓度 c0(HA) ,c0(A－)代替c(HA) ,c(A－) 。
例1：H2CO3 - NaHCO 3 Ka1 = 4.2 10-7
pH
=
pK a1
-
lg
c(H 2CO3 )
c(HCO
3
)
例 2：H3PO4 - NaH2PO4
H3PO4 (aq) + H 2O(l)
H3O+
(aq)
+
H
2
PO
4
(aq)
ceq /mol L-1 cHA - x
x
cA- + x
x (cA- + cHA - x
x)
=
K a1
=
6.7 10-3
因为 Ka1 较大，x不能忽略，必须解一元 二次方程，
此时，缓冲溶液 pH值公式中的 c(HA)，c(A- )应是平衡
浓度，不能用初始浓度 代之。
c(H3O+ )的计算可按一元弱酸的解离平衡
无机化学课件：第三章 酸碱反应和沉淀反应
(2)能溶于水且能电离出OH 的为碱,
NaOH ,Ca(OH )2等
2、酸碱中和： H+ + OH- = H2O
电离理论的不足：NH3和HCl的中和反应为： NH3 + HCl =
NH4Cl 质子理论,电子理论（Lewis）
质子理论
(a)能提供质子的分子和离子都为酸（质子给体） （ b）能接受质子的分子和离子都为碱（质子受体）
第三章 酸碱反应和沉淀反应
3.1 水的电离和溶液的酸碱性 3.2 弱电解质的离解反应 3.3 盐类水解反应 3.4 沉淀反应
3.1 水的解离反应和溶液的酸碱度
一.电离理论（阿累尼乌斯提出）
1、酸碱的概念
(1)能溶于水却且能电离出H 的含H物质为酸：
HF
,
HCl
,
H
2
SO4
,
H
3
PO4
,
HAc等；
在 HOAc 溶 液 中 加 入 含 有 相 同 离 子 的 易 溶 强 电 解 度 如 NaOAc，
c(H+)会减小， 降低。
例：HOAc中加入NaOAHc OAc H+ + OAc平衡移动方向
NaOAc
Na+ + OAc-
同样，在弱碱中如 NH3·H2O溶液中，加入NH4Cl也会使 c(OH-) 减小。 同离子效应：在弱电解质溶液中加入含有相同离子的强电解
K
a
K
w
所以可忽略水的解离
(
K
HOAc
1.810 5 )
c / c
K
a
0.1 1.8105
5.56103 5560 500
HA
H+ + OAc-
第三章酸碱反应和沉淀反应
1 θ ∴ pH = − lg (c ⋅ K a ) = ( PK a + Pc ) 2
θ
1 θ POH = [ PK b + P (c )] 2 1 θ PH = 14 − [ PK b + P (c)] 2
例1.计算25℃时，0.1mol·L-1HOAc溶液中c（H+），pH值和 θ HOAc的解离度 α ( K HOAc = 1.8 × 10 −5 ) 。
c（S2-）由二级解离平衡计算 θ HSc ( HS − ) / c θ c（S2-）/cθ = K a ( 2 ) ⋅ θ +
c(H ) / c
[c( H + ) / cθ ] ⋅ [c( S 2− ) / cθ ] K a ( 2) = c( HS − ) / cθ θ θ Q K a (1) >> K a ( 2 ) c( HS − ) ≈ c( H + )
θ θ Kw Kw c( H + ) = (cθ ) 2 = c(OH − ) c(OH − )
θ Kw pH = − lg[ ] − c(OH )
溶液酸碱性的测定： （1）酸碱指示剂——指示剂发生颜色变化的pH的范围，称 指示剂变色范围。 （2）pH试纸 （3）酸度计 ——用仪器测定pH值，更精确。
3.2.5 缓冲溶液—具有保持pH相对稳定的溶液
HOAc-NaOAc，NH3·H2O-NH4OAc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。 HOAc-NaOAc 外加适量强碱（OH-），平衡右移 HOAc H+ + OAc大量 极小量 大量 外加适量强酸（H+），平衡左移
θ [c( HOAc) / cθ ][c(OH − ) / cθ ] ⋅ [c( H + ) / cθ ] K w Kh = = θ − θ + θ c(OAc ) / c ⋅ [c( H ) / c ] Ka θ
第三章酸碱反应和沉淀反应
② 水是两性物质，它的自身解离反应 也是质子转移反应。
H+
H2O(l)+H2O(l) 酸(1) 碱(2)
H3O+(aq) +OH－(aq) 酸(2) 碱(1)
③ 盐类水解反应也是离子酸碱的质子 转移反应。例如NaAc水解：
H+
Ac－+H2O
碱(1) 酸(2)
OH－ + HAc
碱(2) 酸(1)
NH4Cl水解：
2019/1/24
液中c(H+)的计算 一元弱碱 同理 BOH B+ + OH-
c )Kb c(OH-)≈ (c·
2019/1/24
-) c (OH pOH= -lg c c(OH-) pH=14 -lg c 1 c = 14 pKb + p 2 c
H+(aq) + A-(aq)
c(HA)
+)/c ][c(A-)/c ] 2 [ c (H α c Ka (HA)= =( ) [c(HA)/c ] 1-α c 若(c/c )/Ki ≧500, 1-α≈1 K c 2 i α≈ Ki ≈( c)α c/c
稀释定律：在一定温度下(K a 为定值)，某弱 电解质的解离度随着其溶液的稀释而增大。
二、酸碱质子理论的基本概念
酸：凡是能释放出质子（H+）的任何 含氢原子的分子或离子的物种。 （质子的给予体） 碱：凡是能与质子（H+）结合的分子 或离子的物种。 （质子的接受体）
酸
HAc H 2 PO HPO NH
4 2 4 + 4
H+ + 碱
H + Ac + 2 H + HPO 4
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
若
C
KӨa
≥ 500
则 C – x ≈ C
一元弱碱溶液具有相似的计算公式
C
KӨb
≥ 500
若
CH+ =
COH-
KӨW
pOH= lg COH-
COH- = CB+ =
Cb
K
b
Ө
·
BOH B+ + OH－
第二节弱电解质的解离反应
平衡浓度/mol·L-1
x
x
C – x
KӨa ＝
CH＋ • CA-
CHA
＝
x2
C – x
x2
C
＝ KӨa
∴ CH+= CA - =
COH- =
CH+
KӨ W
pH= - lg CH+
x ＝
Ca
K
a
Ө
·
第一节 水的解离反应 和溶液的酸碱性
3-1-1 酸碱的电离理论
*
3-1-1酸碱的电离理论
阿仑尼乌斯酸碱理论认为：
酸碱中和反应实质是H+和OH-结合生成H2O的反应；
酸碱的相对强弱可根据在水溶液中解离的
H+和OH-程度来衡量
3-1-2 水的解离反应和溶液的酸碱性 3-1-2 水的解离反应和溶液的酸碱性 水的解离反应 纯水或稀溶液中 H2O(l) →H+(aq) + OH-(aq) {c(H+)/c }{c(OH-)/c }=Kw Kw——水的离子积 Kw(298.15K)=1.0×10-14 Kw与温度有关。
若
C
KӨa
第三章酸碱反应和沉淀反应 2012年合肥工业大学无机化学天大第五版课件
天津大学无机化学精品课程 /wjhx/
第三章
酸碱反应和沉淀反应
3.1 水的解离反应和溶液的酸碱性 3.2 弱电解质的解离反应 3.3 盐类的水解反应 3.4 沉淀反应
3.1.1 酸碱的电离理论 一、酸碱的概念 阿仑尼乌斯（Arrhenius）电离理论 酸：在水中电离出的阳离子全部为H+ H2SO4 = HSO4- + H+ 碱：在水中电离出的阴离子全部为OHNaOH = Na+ + OH中和反应的实质： H+ + OH- = H2O 优点: 揭示了酸碱的本质： H+是酸的特征，OH-是碱的特征。 解释了“中和热”的 值 H ( aq ) OH ( aq ) H 2O( l )
•优点 概念较广泛，甚至把氧化还原反应也作为一种特殊酸碱反应。
•局限性
立论过于广泛，几乎代替“化学反应”这一名称，难于掌握
；强调以形式盐来理解酸碱，这是不太正确的。
现代化学研究和教学中很少用到。 路易斯酸(Lewis）酸碱——广义酸碱理论(1923)
酸：电子对的接受体。
碱：电子对的给予体。 酸碱反应的实质：通过电子对的授-受形成 配位键，生成酸3; NH3(aq) →OH –(aq) + NH4 (aq)
H2S(aq) + H2O (l) →H 3O+ (aq) + HS-(aq)
共轭酸碱对
酸
质子 + 碱
酸的共轭碱——酸失去质子形成的碱。 碱的共轭酸——碱结合质子形成的酸。 酸与它的共轭碱，碱与它的共轭酸称酸碱共轭对。 酸给出质子的趋势越强，生成的共轭碱越弱，反之亦然； 碱接受质子的趋势越强，生成的共轭酸越弱， 反之亦然。
•优点
第三章
酸碱反应和沉淀反应
3.1 水的解离反应和溶液的酸碱性 3.2 弱电解质的解离反应 3.3 盐类的水解反应 3.4 沉淀反应
3.1.1 酸碱的电离理论 一、酸碱的概念 阿仑尼乌斯（Arrhenius）电离理论 酸：在水中电离出的阳离子全部为H+ H2SO4 = HSO4- + H+ 碱：在水中电离出的阴离子全部为OHNaOH = Na+ + OH中和反应的实质： H+ + OH- = H2O 优点: 揭示了酸碱的本质： H+是酸的特征，OH-是碱的特征。 解释了“中和热”的 值 H ( aq ) OH ( aq ) H 2O( l )
•优点 概念较广泛，甚至把氧化还原反应也作为一种特殊酸碱反应。
•局限性
立论过于广泛，几乎代替“化学反应”这一名称，难于掌握
；强调以形式盐来理解酸碱，这是不太正确的。
现代化学研究和教学中很少用到。 路易斯酸(Lewis）酸碱——广义酸碱理论(1923)
酸：电子对的接受体。
碱：电子对的给予体。 酸碱反应的实质：通过电子对的授-受形成 配位键，生成酸3; NH3(aq) →OH –(aq) + NH4 (aq)
H2S(aq) + H2O (l) →H 3O+ (aq) + HS-(aq)
共轭酸碱对
酸
质子 + 碱
酸的共轭碱——酸失去质子形成的碱。 碱的共轭酸——碱结合质子形成的酸。 酸与它的共轭碱，碱与它的共轭酸称酸碱共轭对。 酸给出质子的趋势越强，生成的共轭碱越弱，反之亦然； 碱接受质子的趋势越强，生成的共轭酸越弱， 反之亦然。
•优点
酸碱反应和沉淀反应
※ 戴维和盖吕萨克为水溶液中的酸碱理论奠定了 基础！
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。
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。
酸碱平衡和沉淀平衡 ppt课件
有机化合物如乙醇CH3CH2OH可看作是(酸)和 OH-碱以配位键结合而成的酸碱配合物C2H5←OH
酸碱电子理论对酸碱的定义，摆脱了体系必须具 有某种离子或元素也不受溶剂的限制，以电子的给出 和接受来说明酸碱的反应，故它更能体现物质的本质 属性，较前面几个酸碱理论更为全面和广泛。但是由 其对酸碱的认识过于笼统，因而不易掌握酸碱的特征。
强碱具有高度接受质子的能力。如OH-、PO43离子等。
酸碱平衡和沉淀平衡
酸及其共轭碱
酸
共轭碱
名称
化学式
化学式
名称
高氯酸 硫酸
硫酸氢根 水合氢离子
水 铵离子
氨 氢溴酸
HClO4
ClO4-
H2SO4
HSO4-
HSO4-
SO42-
H3O+
H2O
H2O
OH-
NH4+
NH3
NH3
NH2-
HBr酸碱平衡和沉淀平衡Br -
酸1 碱2
酸2 碱1
弱酸给出质子的能力很弱，其共轭碱则较强， 因此反应程度很小，为可逆反应(相当于电离理论的 部分电离)。
HAc + H2O H3O++Ac-
酸1 碱2
酸2 碱1 酸碱平衡和沉淀平衡
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)。
(1)电离作用： 根据酸碱质子理论的观点，电离作用就是水与 分子酸碱的质子传递反应。 在水溶液中，酸电离时放出质子给水，并产生 共轭碱。
酸碱平衡和沉淀平衡
强酸给出质子的能力很强，其共轭碱则较弱， 几乎不能结合质子，因此反应几乎完全进行(相当于 电离理论的全部电离)。
酸碱电子理论对酸碱的定义，摆脱了体系必须具 有某种离子或元素也不受溶剂的限制，以电子的给出 和接受来说明酸碱的反应，故它更能体现物质的本质 属性，较前面几个酸碱理论更为全面和广泛。但是由 其对酸碱的认识过于笼统，因而不易掌握酸碱的特征。
强碱具有高度接受质子的能力。如OH-、PO43离子等。
酸碱平衡和沉淀平衡
酸及其共轭碱
酸
共轭碱
名称
化学式
化学式
名称
高氯酸 硫酸
硫酸氢根 水合氢离子
水 铵离子
氨 氢溴酸
HClO4
ClO4-
H2SO4
HSO4-
HSO4-
SO42-
H3O+
H2O
H2O
OH-
NH4+
NH3
NH3
NH2-
HBr酸碱平衡和沉淀平衡Br -
酸1 碱2
酸2 碱1
弱酸给出质子的能力很弱，其共轭碱则较强， 因此反应程度很小，为可逆反应(相当于电离理论的 部分电离)。
HAc + H2O H3O++Ac-
酸1 碱2
酸2 碱1 酸碱平衡和沉淀平衡
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)。
(1)电离作用： 根据酸碱质子理论的观点，电离作用就是水与 分子酸碱的质子传递反应。 在水溶液中，酸电离时放出质子给水，并产生 共轭碱。
酸碱平衡和沉淀平衡
强酸给出质子的能力很强，其共轭碱则较弱， 几乎不能结合质子，因此反应几乎完全进行(相当于 电离理论的全部电离)。
【化学课件】第03章酸碱反应与沉淀反应
Lewis酸：金属阳离子：Ni2+、Cu2+、Fe3+、Zn2+ 缺电子化合物：BF3、AlCl3等
Lewis碱：阴离子：F-、Cl-、Br-、OH-、CN-、H-等 具有孤对电子的中性分子：CH3OH、NH3等 含有C=C双键的分子：K[Pt(C2H4)Cl]等
5 第03章 酸碱反应与沉淀反应
上一页 下一页 主目录
酸碱反应：H++OH- ⇋ H2O，本质是酸碱中和反应。 2、酸碱的强度标准
pH, pKa，pKb，pKw。可定量计算，便于比较强度大 小。
水溶液中最强的酸是H+,最强的碱是OH-。
3、评价 优点：概念直观，易于测量比较相对强度。
缺点：只适用于水溶液中。不能说明气相和非水溶液 中物质的酸碱行为。
其它酸碱理论:布朗斯特质子酸碱理论 bronsted
四、水的电离与pH标度
1、水的电离平衡 H2O(l) ⇋ H+ (aq) +OH- (aq) 水有微弱的导电能力 [H+]=[OH-]＝10-7 水的离子积 Kw=[H+][OH-]＝10-14 Or {C(H+)/C0}{ C(H+)/C0}＝10-14 298 时 l .1 g K w ： 5 2 .K 3 rG R 0 m 3 T 1 .1 0 -1 0 4 K 2 w C 5 1 .1 0 -1 04 K 6 w C 0 9 .6 1-1 04
6 第03章 酸碱反应与沉淀反应
上一页 下一页 主目录
第二节 弱电解质的离解平衡
第二节 主要内容 一、电离平衡与电离常数
(ionizationequilibrium) 二、电离度(degree of ionization)与稀释定律 三、弱酸弱碱电离平衡计算(calculations) 四、多元弱酸(ployprotic acids)的分步电离 五、同离子效应(common-ion effects) 六、缓冲溶液(buffers)
Lewis碱：阴离子：F-、Cl-、Br-、OH-、CN-、H-等 具有孤对电子的中性分子：CH3OH、NH3等 含有C=C双键的分子：K[Pt(C2H4)Cl]等
5 第03章 酸碱反应与沉淀反应
上一页 下一页 主目录
酸碱反应：H++OH- ⇋ H2O，本质是酸碱中和反应。 2、酸碱的强度标准
pH, pKa，pKb，pKw。可定量计算，便于比较强度大 小。
水溶液中最强的酸是H+,最强的碱是OH-。
3、评价 优点：概念直观，易于测量比较相对强度。
缺点：只适用于水溶液中。不能说明气相和非水溶液 中物质的酸碱行为。
其它酸碱理论:布朗斯特质子酸碱理论 bronsted
四、水的电离与pH标度
1、水的电离平衡 H2O(l) ⇋ H+ (aq) +OH- (aq) 水有微弱的导电能力 [H+]=[OH-]＝10-7 水的离子积 Kw=[H+][OH-]＝10-14 Or {C(H+)/C0}{ C(H+)/C0}＝10-14 298 时 l .1 g K w ： 5 2 .K 3 rG R 0 m 3 T 1 .1 0 -1 0 4 K 2 w C 5 1 .1 0 -1 04 K 6 w C 0 9 .6 1-1 04
6 第03章 酸碱反应与沉淀反应
上一页 下一页 主目录
第二节 弱电解质的离解平衡
第二节 主要内容 一、电离平衡与电离常数
(ionizationequilibrium) 二、电离度(degree of ionization)与稀释定律 三、弱酸弱碱电离平衡计算(calculations) 四、多元弱酸(ployprotic acids)的分步电离 五、同离子效应(common-ion effects) 六、缓冲溶液(buffers)
酸碱和沉淀PPT课件
酸碱反应的速率和程度取决于 酸和碱的浓度、温度以及酸碱 的性质等因素。
酸碱平衡的建立
酸碱平衡是指在一定条件下，溶 液中的酸和碱达到动态平衡的状
态。
在酸碱平衡状态下，溶液中的氢 离子和氢氧根离子的浓度保持相
对稳定，不会发生中和反应。
酸碱平衡的建立取决于溶液中酸 和碱的性质、浓度以及温度等因
素。
酸碱平衡的移动
03
04
密度是衡量沉淀质量的 重要指标，密度越大， 质量越重。
硬度是衡量沉淀稳定性 的重要指标，硬度越大， 沉淀越稳定。
沉淀的溶解度
溶解度是衡量沉淀在溶液中溶解程度的重要指标，不同的沉淀物质具有不同的溶解 度。
溶解度受到多种因素的影响，如温度、压力、溶剂的性质等。
在实际应用中，可以通过控制溶解度来控制沉淀的形成和性质，从而实现特定的应 用目的。
酸碱电子理论
01
02
03
定义
酸是电子的接受者，碱是 电子的提供者。
原理
酸碱反应是电子对的转移， 即电子从碱转移到酸，生 成共轭的酸碱对。
应用
解释了酸碱反应的本质， 可用于判断酸碱的强弱和 反应的进行方向。
酸碱的强度和分类
强度分类
根据酸碱的质子转移能力 和电子转移能力，可以将 酸碱分为强酸、弱酸、强 碱、弱碱等不同类型。
04
酸碱和沉淀的关系
酸碱对沉淀形成的影响
酸碱度对沉淀溶解度的影响
01
在酸性或碱性条件下，沉淀的溶解度可能会发生变化，从而影
响沉淀的形成。
酸碱度对沉淀类型的影响
02
在特定酸碱度条件下，某些离子可能更容易形成特定类型的沉
淀。
酸碱度对沉淀生成速率的影响
03
- 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)。
第三章 酸碱反应和沉淀反应
3.1 水的电离和溶液的酸碱性 3.2 弱电解质的离解反应 3.3 盐类水解反应 3.4 沉淀反应
3.1 水的解离反应和溶液的酸碱度
一.电离理论（阿累尼乌斯提出）
1、酸碱的概念
(1)能溶于水却且能电离出H 的含H物质为酸：
HF
,
HCl
,
H
2
SO4
,
H
3
PO4
,
HAc等；
(2)能溶于水且能电离出OH 的为碱,
NaOH ,Ca(OH )2等
2、酸碱中和： H+ + OH- = H2O
电离理论的不足：NH3和HCl的中和反应为： NH3 + HCl =
NH4Cl 质子理论,电子理论（Lewis）
质子理论
(a)能提供质子的分子和离子都为酸（质子给体） （ b）能接受质子的分子和离子都为碱（质子受体）
c ( c
)
K
a
pH lg
(c
/
c
)
K
a
1 2
[(PKa
P(c / c )]
如果c
/
K
a
500 .
则要用—元二次方程式求根公式计算
c(H+)=?
同理可推得对弱碱液中
POH
1 2
[PKb
P(c
/ c )]
PH
14
1 2
[
PKb
P(c / c
)]
例1.计算25℃时，0.1mol·L-1HOAc溶液中c（H+），pH值和HOAc的解离度
（1）酸：能接受孤对电子的物质都为酸。HCl，H2SO4。 （2）碱：能提供可供利用的孤对电子的任何物质都为碱。
NH3，CaO 不受溶液、离子等条件的限制；在有机化学中应用更为广泛
二、水的解离
H2O(l)
H+（aq）+OH-（aq）
T 298.15K
KW [ c( H ) / c ] [ c( OH ) / c ] 1.0 10-14
水的离子积
lg KW
rGm
2.303RT
79.89 103 J .mol 1 2.303 8.314J .mol 1 K 1 298.15K
13.99
pH lg[c(H ) / c ]
pH
lg[
K
w
c( OH
)
c
]
c(H )
lg
K
w
K
w
c(OH
(c )2 )
[ lg c( OH )
/
c
]
pK
w
pOH
14
pOH
三、溶液酸碱性及测定：
1、溶液酸碱性：25O C时，酸性：c( H ) 1 107 m ol L1 碱性：c( H ) 1 107 m ol L1 中性：c( H ) 1 107 mol L1
2、溶液酸碱性测定：
（1）酸碱指示剂——一些有色的有机弱酸或弱碱，其颜色 会在一定的pH值范围内保持，从而确定溶液的pH值。指示 剂发生颜色变化的pH的范围，称指示剂变色范围。 甲基橙：3.1（红）橙 4.4（黄） 石蕊：5.0（红）紫 8.0（蓝） 酚酞：8.2（无色）粉红 10.0（红）
则有：
K
i
(
HA)
[c(
H
) / c ][c( A c(HA) / c
)
/
c
]
K
a
为弱酸，
K
b
Байду номын сангаас
为弱碱，
K
i
表示弱电解度解离程度。
K
i
≤10-4的电解质称弱电解质；
K
i
=10-2～10-3称中强电解质。
lg
K
i
rGm
2.303RT
它与温度有关，多数弱电解质温度对
K
i
影响小，故一般不考虑。
二、解离度和稀释定律
解离部分弱电解质浓度 未解离前弱电解质浓度 100%
在温度和浓度相同条件下， 越小，电解质越弱。
K
i
与关系
设AB型弱电解度的起始浓度为c，AB的解离度为 ，则
AB(aq) A+(aq)+B-(aq)
开始浓度/mol·L-1 c
0
0
变化浓度/mol·L-1 -c
c c
平衡浓度/mol·L-1 c- c
c c
K
i
[c( A ) / c ][c(B ) / c ]
c( AB) / c
(c )(c ) c(1 )
1 c
2
(
1
)
c ( c
)
K
i
( 2 1
c ) (c
)
若
c / c Ki
500,
则解离度 5%,
1 1
K
i
(
c c
) 2
Ki c / c
上式表示，AB的浓度c越小，解离度α越大——稀释定律。
]
[ 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
（2）pH试纸 ——滤纸用多种指示剂的混合液浸透， 晾干而成，在不同的pH溶液中显示不同颜色，将之 与标准色列比较即可测定溶液的pH值。
（3）酸度计 ——用仪器测定pH值，更精确。
3.2 弱电解质的解离反应：
一、解离平衡和解离平衡常数
如一元弱酸HA，在水溶液中有平衡：
HA（aq）
H+(aq)+A-（aq）
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 )]
NH3 为分子碱：NH3 + HCl = NH4Cl , NH4+ 为离子酸：NH4+ = NH3 + H+ ,
HCl H Cl , HCl为分子酸 H Cl HCl,Cl为离子碱
质子理论不局限于水溶液，在非水体系气相和有 机溶剂中同样适用。
局限性：无法解释不含质子的物质如酸性SO3和碱 性CaO等参加的酸碱反应。 电子理论（Lewis）
K
a
K
w
所以可忽略水的解离
(
K
HOAc
1.810 5 )
c / c
K
a
0.1 1.8105
5.56103 5560 500
HA
H+ + OAc-
平衡浓度/mol·L-1 c-c(H+) c(H+) c(H+)
可作近似计算
K
a
[ c( H ) / c ][c( OAc ) / c c( HOAc ) / c
三、弱酸或弱碱溶液中离子浓度的计算
以 弱 酸 为 例 ， 设 HA 的 起 始 浓 度 为 c
若
K
i
(HA)
K
w
，且c（HA）浓度值不是很小，则水的
离解可忽略。
HA
H+ + A-
平衡浓度/mol·L-1 c-c(H+) c(H+) c(H+)
如果 则：
c / c
K
a
500
c-c(H+)≈c
3.1 水的电离和溶液的酸碱性 3.2 弱电解质的离解反应 3.3 盐类水解反应 3.4 沉淀反应
3.1 水的解离反应和溶液的酸碱度
一.电离理论（阿累尼乌斯提出）
1、酸碱的概念
(1)能溶于水却且能电离出H 的含H物质为酸：
HF
,
HCl
,
H
2
SO4
,
H
3
PO4
,
HAc等；
(2)能溶于水且能电离出OH 的为碱,
NaOH ,Ca(OH )2等
2、酸碱中和： H+ + OH- = H2O
电离理论的不足：NH3和HCl的中和反应为： NH3 + HCl =
NH4Cl 质子理论,电子理论（Lewis）
质子理论
(a)能提供质子的分子和离子都为酸（质子给体） （ b）能接受质子的分子和离子都为碱（质子受体）
c ( c
)
K
a
pH lg
(c
/
c
)
K
a
1 2
[(PKa
P(c / c )]
如果c
/
K
a
500 .
则要用—元二次方程式求根公式计算
c(H+)=?
同理可推得对弱碱液中
POH
1 2
[PKb
P(c
/ c )]
PH
14
1 2
[
PKb
P(c / c
)]
例1.计算25℃时，0.1mol·L-1HOAc溶液中c（H+），pH值和HOAc的解离度
（1）酸：能接受孤对电子的物质都为酸。HCl，H2SO4。 （2）碱：能提供可供利用的孤对电子的任何物质都为碱。
NH3，CaO 不受溶液、离子等条件的限制；在有机化学中应用更为广泛
二、水的解离
H2O(l)
H+（aq）+OH-（aq）
T 298.15K
KW [ c( H ) / c ] [ c( OH ) / c ] 1.0 10-14
水的离子积
lg KW
rGm
2.303RT
79.89 103 J .mol 1 2.303 8.314J .mol 1 K 1 298.15K
13.99
pH lg[c(H ) / c ]
pH
lg[
K
w
c( OH
)
c
]
c(H )
lg
K
w
K
w
c(OH
(c )2 )
[ lg c( OH )
/
c
]
pK
w
pOH
14
pOH
三、溶液酸碱性及测定：
1、溶液酸碱性：25O C时，酸性：c( H ) 1 107 m ol L1 碱性：c( H ) 1 107 m ol L1 中性：c( H ) 1 107 mol L1
2、溶液酸碱性测定：
（1）酸碱指示剂——一些有色的有机弱酸或弱碱，其颜色 会在一定的pH值范围内保持，从而确定溶液的pH值。指示 剂发生颜色变化的pH的范围，称指示剂变色范围。 甲基橙：3.1（红）橙 4.4（黄） 石蕊：5.0（红）紫 8.0（蓝） 酚酞：8.2（无色）粉红 10.0（红）
则有：
K
i
(
HA)
[c(
H
) / c ][c( A c(HA) / c
)
/
c
]
K
a
为弱酸，
K
b
Байду номын сангаас
为弱碱，
K
i
表示弱电解度解离程度。
K
i
≤10-4的电解质称弱电解质；
K
i
=10-2～10-3称中强电解质。
lg
K
i
rGm
2.303RT
它与温度有关，多数弱电解质温度对
K
i
影响小，故一般不考虑。
二、解离度和稀释定律
解离部分弱电解质浓度 未解离前弱电解质浓度 100%
在温度和浓度相同条件下， 越小，电解质越弱。
K
i
与关系
设AB型弱电解度的起始浓度为c，AB的解离度为 ，则
AB(aq) A+(aq)+B-(aq)
开始浓度/mol·L-1 c
0
0
变化浓度/mol·L-1 -c
c c
平衡浓度/mol·L-1 c- c
c c
K
i
[c( A ) / c ][c(B ) / c ]
c( AB) / c
(c )(c ) c(1 )
1 c
2
(
1
)
c ( c
)
K
i
( 2 1
c ) (c
)
若
c / c Ki
500,
则解离度 5%,
1 1
K
i
(
c c
) 2
Ki c / c
上式表示，AB的浓度c越小，解离度α越大——稀释定律。
]
[ 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
（2）pH试纸 ——滤纸用多种指示剂的混合液浸透， 晾干而成，在不同的pH溶液中显示不同颜色，将之 与标准色列比较即可测定溶液的pH值。
（3）酸度计 ——用仪器测定pH值，更精确。
3.2 弱电解质的解离反应：
一、解离平衡和解离平衡常数
如一元弱酸HA，在水溶液中有平衡：
HA（aq）
H+(aq)+A-（aq）
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 )]
NH3 为分子碱：NH3 + HCl = NH4Cl , NH4+ 为离子酸：NH4+ = NH3 + H+ ,
HCl H Cl , HCl为分子酸 H Cl HCl,Cl为离子碱
质子理论不局限于水溶液，在非水体系气相和有 机溶剂中同样适用。
局限性：无法解释不含质子的物质如酸性SO3和碱 性CaO等参加的酸碱反应。 电子理论（Lewis）
K
a
K
w
所以可忽略水的解离
(
K
HOAc
1.810 5 )
c / c
K
a
0.1 1.8105
5.56103 5560 500
HA
H+ + OAc-
平衡浓度/mol·L-1 c-c(H+) c(H+) c(H+)
可作近似计算
K
a
[ c( H ) / c ][c( OAc ) / c c( HOAc ) / c
三、弱酸或弱碱溶液中离子浓度的计算
以 弱 酸 为 例 ， 设 HA 的 起 始 浓 度 为 c
若
K
i
(HA)
K
w
，且c（HA）浓度值不是很小，则水的
离解可忽略。
HA
H+ + A-
平衡浓度/mol·L-1 c-c(H+) c(H+) c(H+)
如果 则：
c / c
K
a
500
c-c(H+)≈c