三酸碱反应和沉淀反应

例：计算 0.10 mol·L-1 H2S 溶液中的 H＋, HS－, S2－ 浓度和pH 值。 （KӨa1 = 9.1 10－8 ， KӨa2 = 1.1 10－12）
2.二价阴离子浓度近似等于第二步电离常数,即CA2-≈Ka2Ө 3. 符合多重平衡规则,如：
H2S ＋）HS －
H2S
H+ + HS－ H+ + S 2－ 2H+ + S 2－
KӨa ＝ KӨa1 ·KӨ a2
＝
C2H＋ • CS2－
CH2S
思考 CH＋ ＝ 2CS2－？ 注意！ CH＋ ≠ 2CS2－ 且>> 2CS2－
HA
C C–x
H + A－
0
0
x
x
KӨa ＝
CH＋ • CACHA
x2 C
＝ KӨa
＝
x2
C–x
x＝
K
Ө a
·Ca
∴ CH+= CA - =
K
0 a
C
COH- =
若 CKӨa≥ 500 则 C–x≈C
KӨ W CH+
pH= - lg CH+
一元弱碱溶液具有相似的计算公式
BOH
B+ + OH－ 若
CKӨb≥ 500
KӨa1 = 7.1 10－3 KӨa2 = 6.3 10－8 KӨa3 = 4.2 10－13
多元无机弱酸在溶液中的电离是分步进行的，且 各级
电离常数相差非常大，即
KӨa1 >> KӨa2 >> KӨa3 ······
1.溶液中 H+ 主要来自第一步电离，在计算 CH+时可以只 考虑第一步电离，而忽略其它各步电离。
第三章 酸碱反应和沉淀反应
基
在化学平衡及其移动原
本 理和阿仑尼乌斯电离理论
要 的基础上，着重讨论水溶
求 液中酸碱质子转移反应和
沉淀反应。
2020/9/29
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
2020/9/29
第一节水的解离反应
∴ COH- = K 0b C = 1.81050.10 = 1.3 10-3 mol·L-1
pOH= lg COH－ = lg (1.3 10-3 ) = 2.9 pH = 14 – pOH = 11.1
2020/9/29
3. 电离度 α = 达平衡时已电离的浓度
弱电解质溶液的初始浓度
100%
例：某一元弱酸
HA
的浓度为
C，其电离常数为
K
Ө
a
，计算
电离度
α
与电离常数
K
Ө
a
之间的定量关系。
初始浓度/mol·L-1 平衡浓度/mol·L-1
HA C C - Cα
H+ + A－
\
\
Cα Cα
KӨa ＝
CH+ ·CACHA
=
(Cα)2 C – Cα
= KӨa
若 CKӨa≥ 500 则 1– α ≈ 1
Ki 与浓度无关，与温度有关。 由于温度对 Ki 影响不大，一般可不考虑 其影响。
2020/9/29
2. 一元弱酸、弱碱溶液中相关离子浓度的计算
例：某一元弱酸 HA 的浓度为 C，其电离常数为 KӨa ， 求溶液中H + 、 A－ 、OH－ 浓度和 pH值。
初始浓度/mol·L-1 平衡浓度/mol·L-1
但是，必须明确，这并不意味着溶液浓度越小， 相应的离子浓度越大。因为离子浓度不仅取决于电离 度，而且与溶液的浓度有关。
HAc浓度 (mol·L-1 )
1.0
电离度( % ) 0.42
0.10
0.010 0.0010 0.00010
1.3
4.2
12
34
CH＋(mol·L-1 ) 4.2 10-3 1.3 10-3 4.2 10-4 1.2 10-4 3.4 10-5
弱电解质在水溶液中部分解离，存在解离平衡。
1. 电离常数
HAc H+ + Ac －
KӨa ＝
CH+ ·CACCHAC
NH3·H2O NH4+ + OH－
KӨb
＝
CNH4+ ·COHCNH3·H2O
Ki —— 标准解离常数 Ka 、Kb ——分别表示弱酸、弱碱标准解
离常数
解离常数
Ki 可表示弱电解质解离程度大小。 Ki 越小, 弱电解质解离越困难, 电解质越弱。 弱电解质：一般KiӨ ≦10-4 中强电解质：KiӨ = 10-2~10-3
结 论：
Ki 与α都能说明弱电解质的解离程度； 但α与c 有关, Ki 与c无关。
二. 多元弱酸的电离
H2S HS －
H+ + HS－ H+ + S 2－
KӨa1 = 9.1 10－8 KӨa2 = 1.1 10－12
H3PO4 H+ + H2PO4 － H2PO4－ H+ + HPO42－ HPO4 2－ H+ + PO43－
Cα2 = KӨa
Cα2 1– α = KӨa
∴ a=
K
Ө a
Ca
一元弱碱溶液具有相似的计算公式
BOH B+ + OH－
上式表明：
CKӨb≥ 500
a=
K
Ө b
Cb
电离度的大小取决于弱电解质的电离常数和初始 浓度，在用电离度来比较弱电解质的相对强弱 时，必须指明其浓度。
在一定温度下（即 KӨa一定），电离度随溶液的 稀释而增大，因此上式所表示的关系称为 “稀 释定律”。
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
2020/9/29
3-1-2 水3-的1-解2 水离反的应解和离溶反液应的和酸溶碱液性的 水的解离反应 酸碱性
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
和第溶一液节的酸碱性 水的解离反应 和溶液的酸碱性
2020/9/29
3-1-1 酸碱的电离理论
酸碱的电离3理-1论-1酸阿仑碱尼的乌电斯酸离碱理理论论认为：
酸是在水溶液中产生的阳离子只是H+的化合 物；
碱是在水溶液中产生的阴离子只是OH-的化 合物； 酸碱中和反应实质是H+和OH-结合生成H2O 的反应；
Kw与温度有关。 Kw(298.15K)=1.0×10-14
2020/9/29
溶液的酸碱性和pH pH=-lg [c(H+)/cӨ] pOH=-lg [c(OH-)/cӨ]
[c(H+)/cӨ][c(OH-)/cӨ]=Kw pH=pKw-pOH=14-pOH
第二节 弱电解质的解离平衡
一. 一元弱酸、弱碱的电离
COH- = CB+ =
K
Ө b
·Cb
CH+ =
KӨW COH-
pOH= lg COH-
例：计算 0.10 mol·L-1 氨水溶液中的 OH－ 浓度和 pH值.
第二节弱电解质的解离反应 ( KӨNH3·H2O = 1.8 10-5 )
∵来自百度文库
C KӨNH3·H2O
=
0.10 > 500
1.8 10-5