第3章 酸碱反应与沉淀反应
酸碱解离平衡和沉淀-溶解平衡
01
沉淀的生成或溶解会改变溶液 中离子的浓度，进而影响酸碱 解离平衡。
02
在沉淀-溶解平衡过程中，沉淀 的生成或溶解会消耗或释放氢 离子或氢氧根离子，从而影响 酸碱解离平衡。
离平衡的移动，例如某些 难溶性盐的溶解度与溶液的pH 值有关。
酸碱解离平衡与沉淀-溶解平衡的相互影响
01
02
03
酸碱解离平衡和沉淀-溶解平衡 是相互依存的，它们之间存在动 态的相互作用。
在一定条件下，酸碱解离平衡和 沉淀-溶解平衡可以相互转化， 例如某些弱酸或弱碱在水溶液中 可以形成离子对或共轭酸碱对。
在实际应用中，了解酸碱解离平 衡与沉淀-溶解平衡的相互影响 对于化学反应的调控和分离提纯 等方面具有重要意义。
4. 用分光光度计测定上清液中待测离 子的吸光度，分析酸碱解离平衡和沉 淀-溶解平衡之间的相互影响。
05 酸碱解离平衡和沉淀-溶 解平衡的实际应用
在化学工业中的应用
01 02
酸碱反应控制
酸碱解离平衡在化学工业中用于控制反应条件，例如中和反应、酸洗、 碱洗等过程。通过调节酸碱度，可以实现对反应速度、产物纯度和产率 的优化。
02
沉淀-溶解平衡是化学平衡的一种 ，也是热力学平衡的一种表现。
影响沉淀-溶解平衡的因素
01
02
03
温度
温度对沉淀-溶解平衡有显 著影响，一般来说，温度 升高，溶解度增大，反之 亦然。
浓度
溶液中溶质的浓度对沉淀溶解平衡也有影响，一般 来说，浓度越高，沉淀的 量越多。
溶液的离子强度
溶液的离子强度对沉淀-溶 解平衡也有影响，一般来 说，离子强度越高，溶解 度越低。
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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+
第三章 酸碱平衡和沉淀溶解平衡
第三章酸碱平衡和沉淀溶解平衡第一节酸和碱酸碱质子理论在1884年瑞典科学家Arrhenins提出了电离理论，认为：在水溶液中能电离出H+的物质称为酸；在水溶液中能电离出OH-的物质称为碱。
这个理论把酸碱限制在水溶液中，并把碱仅限制为氢氧化物，不能用这个定义来解释一些不在水溶液中进行的酸碱反应，例如:为了克服电离理论的局限性，1923年Br?nsted和Lowry提出了一种较全面的酸碱理论，称为酸碱质子理论。
酸碱质子理论认为：凡能给出质子（H+）的物质称为酸，凡能接受质子（H+）的物质称为碱。
酸和相应的碱或碱和相应的酸之间为共轭关系。
把仅差一个质子的一对酸碱称为共轭酸碱对。
例如：HAc 的共轭碱是Ac-， Ac-的共轭酸为HAc ，HAc及Ac-为共轭酸碱对。
酸碱可以相互依存又相互转化。
第二节溶液的酸碱性298K时[H+][OH-]＝K w＝1.0′10-14式中K w称为水的离子积常数，它与温度有关。
不论是酸性溶液还是碱性溶液，都同时存在H+和OH-，仅仅是它们的相对含量不同而已。
即：中性溶液中 [H+] ＝[OH-]＝1.0′10-7 mol·L-1酸性溶液中 [H+] > 1.0′10-7mol·L-1 > [OH-]碱性溶液中 [H+] < 1.0′10-7mol·L-1 < [OH-]pH ＝ - lg[H+]在常温下，水溶液中[H+][OH-]＝1.0′10-14pH + pOH = 14一、一元弱酸弱碱的电离平衡弱电解质在水溶液中只有少部分电离成正负离子，大部分以分子状态存在，导电能力较弱，例如，在HAc水溶液中，只有少数HAc分子在水分子的作用下生成H+和Ac-，另一方面一部分H+和Ac-又能相互碰撞，吸引而重新结合成HAc。
故弱电解质的电离过程是可逆的：在一定温度下，当弱电解质分子电离成离子的速度与离子又结合成分子的速度相等时，电离过程既达到动态平衡，称为电离平衡。
(完整word版)无机化学第四版第三章思考题答案
第三章酸碱反应和沉淀反应思考题1．阐述下列化学名词、概念的含义.解离常数，解离度，分步解离，水解常数，水解度，分步水解, 水的离子积，缓冲溶液,溶度积，溶度积规则，分步沉淀，沉淀完全，沉淀转化。
2．在氨水中加入下列物质时，NH3·H2O的解离度和溶液的pH值将如何变化?（1) 加NH4C1；NH3·H2O的解离度下降，pH值↓（2）加NaOH；NH3·H2O的解离度下降，pH值↑(3) 加HCl；NH3·H2O的解离度增大，pH值↓(4）加水稀释. 解离度α↑，溶液pH值的变化与加水的多少有关。
3．是非题：（1）酸性水溶液中不含OH—，碱性水溶液中不含H+；×(2)1×10-5 mol·L—1的盐酸溶液冲稀1000倍，溶液的pH值等于8.0；×(3）使甲基橙显黄色的溶液一定是碱性的;×(4）在一定温度下，改变溶液的pH值，水的离子积不变；√（5）弱电解质的解离度随弱电解质浓度降低而增大；√（6)H2S溶液中c（H+）=2c(S2—）×4．下列说法是否正确？为什么？(1) 将氨水和NaOH溶液的浓度各稀释为原来的1/2，则两种溶液中OH—浓度均减小为原来的1/2；×（2) 若HCI溶液的浓度为HOAc溶液的2倍，则HCl溶液中H+浓度也为HOAc溶液中H+浓度的2倍；×(3）中和同浓度、等体积的一元酸所需的碱量基本上是相等的，所以同浓度的一元酸溶液中H+浓度基本上也是相等的；前半句√、后半句×（4）氨水的浓度越小，解离度越大，溶液中OH-浓度也必越大。
5．根据弱电解质的解离常数,确定下列各溶液在相同浓度下，pH值由大到小的顺序。
③NaOAc ②NaCN ④Na3PO4 ⑧H3PO4⑦(NH4）2SO4⑥HCOONH4⑤NH4OAc ⑩H2SO4⑨HCl ①NaOH.6．试回答下列问题；(1）如何配制SnCl2、Bi（NO3)3、Na2S溶液？先用浓HCl溶解SnCl2固体、先用浓HNO3溶解Bi(NO3）3固体、先用浓NaOH溶解Na2S固体后再稀释。
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。
大学无机化学第四版第三章课件
= 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
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
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。
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。
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Inorganic Chemistry
绪论 1学时 第一章 化学反应中 的质量关系和能量 关系（3学时）
目 录
第二章 化学反应的 方向、速率和限度 （8学时）
第三章 酸碱反应和 沉淀反应（7学时）
§1 化学中的计量 §2 化学反应中的质量关系 §3 化学反应中的能量关系
1学时 1学时 1学时
光 学 纤 维 胃 镜
用光导纤维 做手术，不 用开刀
20/51
F-117是一种单座战斗轰炸机。设计目的是凭隐身性能，突破敌 火力网，压制敌方防空系统，摧毁严密防守的指挥所、战略要地 、重要工业目标，还可执行侦察任务，具有一定空战能力。21/51
近年发现和发明的新物质层出不穷，如球碳、管碳、俄 罗斯套娃、团簇化合物、笼合物等。
§1 镧系元素和锕系元素该素 §2 稀土元素
6/51
1 化学的研究对象 绪论 2 化学的主要分支
3பைடு நூலகம்怎样学习化学
7/51
什么是化学？它研究的对象是什么？如何才能学好化 学？这是开始学化学首先要解决的问题。下面就从回答这些 问题来开始我们的化学学习。
一．化学研 究的物质
物质是不依赖于人们的感觉而存在并且可以 被人们的感觉所认识的客观实在。简而言之，物 质是客观存在的东西。
36/51
（2）炼金术、炼丹时期（公元前后—公元 1500年）
➢ 中国炼丹术的产生有两个原因：一是五行说（五 行无常胜），此为理论基础；二是封建主的贪得 无厌，梦想长生。战国末期有了炼丹术，汉代有 较大发展，唐代达到高潮。当时所谓的丹主要是 三仙丹HgO，丹砂HgS，铅丹Pb3O4等。这些丹 实际上都是剧毒的，许多皇帝因服丹而亡。
1学时 3学时 4学时
高校无机化学沉淀反应(天津大学第四版)讲义
例 在10mL0.10mol· L-1MgSO4溶液中加入10mL
NH3· H2O NH4 + OH平衡浓度/(mol· L-1) 0.050-x x x x· x x· x -5 Kb = 0.050-x ;0.050-x≈0.050; 1.8×10 = 0.050 x=9.5×10-4 c(OH-)=9.5×10-4 mol· L-1
＋
例 在10 mL 0.10 mol· L-1 MgSO4溶液中加入10
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 2Na2SO4 →2Na+ + SO4 例 计算BaSO4在0.10mol· L-1Na2SO4溶液 中的溶解度。(s=1.04×10-5 mol· L-1) 22+ 解： BaSO4(s) Ba + SO4 平衡浓度/(mol· L-1) x x+0.10
应用计算公式应注意:
2.不适用于难溶弱电解质
AB(s)
A+ + B-
s(AB)=c(AB)+c(A+)=c(AB)+c(B-) s=c(AB) + Ksp(AB) ×c
只有相同类型、基本不水解的难溶强电 解质，可直接根据溶度积大小来比较溶 解度的相对大小
Ksp s/(mol· L-1) 类型 难溶电解质 AgCl 1.77×10-10 1.33×10-5 -13 -7 AgBr 5.35 × 10 7.33 × 10 AB AgI 8.52×10-17 9.25×10-9 AB2 MgF2 6.5×10-9 1.2×10-3 A2B Ag2CrO4 1.12×10-12 6.54×10-5
第3章 酸碱反应和沉淀反应 习题参考答案
第3章 酸碱反应和沉淀反应 习题参考答案 解：（1）pH=-lg c (H +)=12.00（2）0.050mol·L -1HOAc 溶液中，HOAc H + + OAc -c 平/(mol·L -1) 0.050-x x x5108.1x0.050x x )HOAc ()OAc ()H (K --+⨯=-⋅==c c c a θ c (H +) = 9.5×10-4mol·L -1pH = -lg c (H +) = 3.022．解：（1）pH = 1.00 c (H +) = 0.10mol·L -1pH = 2.00 c (H +) = 0.010mol·L -1等体积混合后：c (H +) =（0.10mol·L -1+0.010mol·L -1）/2 = 0.055 mol·L -1pH = -lg c (H +) = 1.26（2）pH = 2.00 c (H +) = 0.010mol·L -1pH = 13.00 pOH = 14.00-13.00 = 1.00, c (OH -) = 0.10mol·L -1 等体积混合后：-1-10.010mol L (H )0.0050mol L 2c +⋅==⋅ -1--10.10mol L (OH )0.050mol L 2c ⋅==⋅ 酸碱中和后：H + + OH - → H 2Oc (OH -) = 0.045mol·L -1pH =12.653．解：正常状态时pH = 7.35 c (H +) = 4.5×10-8mol·L -1pH = 7.45 c (H +) = 3.5×10-8mol·L -1患病时pH = 5.90 c (H +) = 1.2×10-6mol·L -127L m ol 105.4L m ol 101.21-8--1-6=⋅⨯⋅⨯ 34L m ol 105.3L m ol 101.21-8--1-6=⋅⨯⋅⨯患此种疾病的人血液中c (H +)为正常状态的27～34倍。
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
无机化学简明教程第3章 酸碱平衡
无机化学
8
三、酸碱电子理论
1923年，美国物理化学家的路易斯G.N.Lewis提 出的酸碱电子理论。
酸：凡接受电子对的物质 碱：凡给出电子对的物质
酸碱反应：实质是碱提供电子对，与酸形成配 位键而生成酸碱配合物。
3)、多元弱酸弱碱的分步解离
多元弱酸在水溶液中分步解离。
如： H2S HS-
H+ + HSH+ + S2-
无机化学
18
[c(H+)/c ][c(HS-)/c ] Ka(1)= =8.9×10-8 [c(H2S)/c ]
[c(H+)/c ][c(S2-)/c ] Ka(2)= =7.1×10-19 -)/c ] [c(HS
(2) 二元弱酸中，c(B2-) ≈ K2θ，而与弱酸的初始浓 度无关。 (3) 二元弱酸溶液中，c(H3O+)≠2 c(B2-)。
无机化学
22
二、水解平衡
1、强酸弱碱盐 (如：NH4Cl)
NH 4 Cl(s)
H2O(l)
NH 4 (aq) Cl (aq)
H 2 O (l) H 2 O (l)
c(S2-)= Ka(2)c = 7.1×10-19 mol· -1 L Ka(1) c/c = 8.9×10-8 = 0.094% 0.10
α≈
无机化学
21
结论：
(1) 多元弱酸的解离是分步进行的。
一般 K1 K2 K3 ，溶液中的 H+主要来自于弱酸 的第一步解离，计算 c(H+)或 pH 时可只考虑第一步 解离。
酸碱盐沉淀反应方程式大全
酸碱盐沉淀反应方程式大全1. 硫化物的沉淀反应方程式- 银离子与硫化物离子反应生成银硫化物沉淀：Ag⁺ + S²⁻ → Ag₂S↓- 铜离子与硫化物离子反应生成铜硫化物沉淀：Cu²⁺ + S²⁻ → CuS↓- 镉离子与硫化物离子反应生成镉硫化物沉淀：Cd²⁺ + S²⁻ → CdS↓2. 碳酸盐的沉淀反应方程式- 钙离子与碳酸根离子反应生成碳酸钙沉淀：Ca²⁺ + CO₃²⁻ → CaCO₃↓- 镁离子与碳酸根离子反应生成碳酸镁沉淀：Mg²⁺ + CO₃²⁻ → MgCO₃↓- 铅离子与碳酸根离子反应生成碳酸铅沉淀：Pb²⁺ + CO₃²⁻ → PbCO₃↓3. 磷酸盐的沉淀反应方程式- 钙离子与磷酸根离子反应生成磷酸钙沉淀：Ca²⁺ + PO₄³⁻ → Ca₃(PO₄)₂↓- 铝离子与磷酸根离子反应生成磷酸铝沉淀：Al³⁺ + PO₄³⁻ → AlPO₄↓- 铁离子与磷酸根离子反应生成磷酸铁沉淀：Fe³⁺ + PO₄³⁻ → FePO₄↓4. 氢氧化物的沉淀反应方程式- 铁离子与氢氧化物离子反应生成氢氧化铁沉淀：Fe³⁺ + 3OH⁻ → Fe(OH)₃↓- 镁离子与氢氧化物离子反应生成氢氧化镁沉淀：Mg²⁺ + 2OH⁻ → Mg(OH)₂↓- 铝离子与氢氧化物离子反应生成氢氧化铝沉淀：Al³⁺ + 3OH⁻ → Al(OH)₃↓以上是一些常见的酸碱盐沉淀反应方程式，当特定的离子在溶液中相遇时，会发生沉淀反应产生固体沉淀物。
这些方程式可以帮助我们理解和预测溶液中可能发生的化学反应。
天津大学无机化学第五版习题答案
第1章 化学反应中的质量关系和能量关系 习题参考答案1．解：1.00吨氨气可制取2.47吨硝酸。
2．解：氯气质量为2.9×103g 。
3．解：一瓶氧气可用天数33111-1222()(13.210-1.0110)kPa 32L9.6d 101.325kPa 400L d n p p V n p V -⨯⨯⨯===⨯⨯４．解：pV MpVT nR mR== = 318 K 44.9=℃ ５．解：根据道尔顿分压定律ii n p p n=p (N 2) = 7.6⨯104 Pap (O 2) = 2.0⨯104 Pa p (Ar) =1⨯103 Pa６．解：（1）2(CO )n = 0.114mol; 2(CO )p = 42.87 10 Pa ⨯（2）222(N )(O )(CO )p p p p =--43.7910Pa =⨯ （3）4224(O )(CO ) 2.6710Pa0.2869.3310Pan p n p ⨯===⨯ 7.解：（1）p (H 2) =95.43 kPa （2）m (H 2) =pVMRT= 0.194 g 8.解：（1）ξ = 5.0 mol（2）ξ = 2.5 mol结论: 反应进度(ξ)的值与选用反应式中的哪个物质的量的变化来进行计算无关，但与反应式的写法有关。
9.解：∆U = Q p - p ∆V = 0.771 kJ 10.解： （1）V 1 = 38.3⨯10-3m 3= 38.3L（2） T 2 =nRpV 2= 320 K （3）-W = - (-p ∆V ) = -502 J （4） ∆U = Q + W = -758 J （5） ∆H = Q p = -1260 J11.解：NH 3(g) +45O 2(g) 298.15K−−−−→标准态NO(g) + 23H 2O(g) m r H ∆= - 226.2 kJ ·mol -1 12.解：m r H ∆= Q p = -89.5 kJ m r U ∆= m r H ∆- ∆nRT= -96.9 kJ13.解：（1）C (s) + O 2 (g) → CO 2 (g)m r H ∆ = m f H ∆(CO 2, g) = -393.509 kJ ·mol -121CO 2(g) + 21C(s) → CO(g)m r H ∆ = 86.229 kJ ·mol -1CO(g) +31Fe 2O 3(s) → 32Fe(s) + CO 2(g)m r H ∆ = -8.3 kJ ·mol -1各反应 m r H ∆之和m r H ∆= -315.6 kJ ·mol -1。
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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22
K
a
[c(H )][c(OAc )] [c(HOAc)]
x2 0.1 x
因有为0.1c-/xKaΘ0＝.10.1/(1.76×10－5) 500，
x 0.1Ka 1.33103 mol • L1
c(H ) 1.33103 mol • L1
c(H ) 100% 1.33%
c
溶液的酸碱性的表示
强 酸 、 强 碱 性 溶 液 ： 常 用 H+ 或 OH- 的 物 质 的 量 浓度来表示，一般浓度大于1 mol.L-1；
弱酸、弱碱性溶液：用pH 值表示；
11
pH值
p：丹麦生物化学家Sorensen于1909年提出的一种 运算符号；pH = - lg (cH+/cΘ) pOH = - lg (cOH-/cΘ)
• 在多元弱酸溶液中，酸根离子浓度极低，因 此，在需要大量酸根离子参与的化学反应中， 我们常常用相应的盐而不用酸。
32
多重平衡规则应用
H2S (aq) HS- (aq) + H+ (aq) （1） HS- (aq) S2- (aq) + H+ (aq) （2）
两式相加有： H2S (aq) S2- (aq) + 2H+ (aq)
起始浓度 c
0
0
平衡浓度 c(1 - ) c
c
KaΘ = [(cA/cΘ)(cH+/cΘ)]/(cHA/cΘ)
= [(c/cΘ)(c/cΘ)]/[c(1 - )/cΘ]
= (c/cΘ)2/(1 - )
19
若 很小（ 5% 或 (c/c Θ) /KaΘ 500），
则1 - 1有：
Kaຫໍສະໝຸດ c / c1、同离子效应概念
向HOAc 溶液中加入强电解质NaOAc， HOAc的 解离平衡如何移动？
• 向 NH3•H2O 溶 液 中 加 入 强 电 解 质 NH4Cl， NH3•H2O的解离平衡如何移动？
35
HOAc(aq)
H+ (aq) + OAc–(aq)
平衡移动方向
第3章 酸碱反应与沉淀反应
1
本章要点
1、了解酸碱电离理论以及其它酸碱理论的基本内容； 2、掌握水的电离反应、溶液酸碱性的概念、pH的意义， 熟悉pH与氢离子浓度的换算，了解溶液pH值的粗略测 定方法。 3、掌握弱电解质的解离平衡，影响平衡移动的因素及 有关计算。理解同离子效应等对解离平衡的影响； 4、了解缓冲溶液的组成、缓冲作用原理。了解缓冲溶 液pH值的计算； 5、掌握盐类水解反应和盐溶液pH值的近似计算； 6、掌握难溶电解质沉淀溶解平衡、溶度积规则及其应 用；掌握沉淀的生成、溶解转化条件。 (计划学时： 10学时）
3. 找到衡量酸、碱强度的定量标度，即根据其在 水溶液中解离出H+或OH-程度的大小来衡量(化 学平衡原理)；
4. 该理论是经典的酸碱理论，至今仍普遍使用 5
酸碱电离理论的不足
1. 局限于水溶液体系，无法解释非水溶液中 的酸碱行为，例如： NH4Cl + NaNH2 = 2 NH3 + NaCl
2. 无 法 解 释 Na2CO3，Na3PO4 呈 碱 性 ， NH4Cl 呈酸性的事实。
10
2．溶液酸碱性和pH
溶液的酸碱性取决于溶液中H+ 和OH-浓度的相对大小：
酸
c(H+) > 1.0 10-7 mol.L-1 >c(OH－)；
纯水(或中性溶液) c(H+)＝1.0 10-7mol.L-1＝c(OH－)；
碱性溶液
c(H+) < 1.0 10-7 mol.L-1 <c(OH－)；
8
水的离子积与温度的关系
由于水的离解过程DrHΘm = 57.90 kJ.mol-1 0, 是吸热过程，根据 lg(K2Θ/K1Θ) = [DrHΘm/(RT)](1/T1 – 1/T2)
KwΘ 将随温度增大而增大。
9
t / oC
5 10 20 25 50 100
KwΘ/10-14 0.185 0.292 0.681 1.007 5.47 55.1
1、解离常数及其表达式
• 弱电解质在水溶液中部分解离； • 已解离的弱电解质的组分离子与未解离的弱电
解质分子之间存在的化学平衡为解离平衡； • 如一元弱酸HB存在如下解离平衡：
HA(aq) A- (aq) + H+ (aq) 则：KaΘ = [(cA/cΘ)(cH+/cΘ)]/(cHA/cΘ)
15
6
3.1.2 水的解离反应和溶液的酸碱性 1．水的解离反应 H2O (l) + H2O (l) H3O+ (aq)
+ OH- (aq)
或简写为：H2O (l) H+ (aq) + OH- (aq)
可有：
KW
c(H C
)
c(OH C
)
实验测得250C时， c(H+) = c(OH－)= 1.0 10-7 mol.L-1
• 同样如一元弱碱MOH存在如下解离平衡： MOH (aq) M+ (aq) + OH- (aq) 则：KbΘ = [(cM+/cΘ)(cOH-/cΘ)]/(cMOH/cΘ)
对于弱酸，其解离常数用KaΘ表示，弱碱， 其解离常数用KbΘ表示
16
对解离常数的认识
• 解离常数是表征弱电解质解离程度的特 性常数；
• 298K时，HOAc的解离常数为1.76×10－5， 计算0.1mol.L-1醋酸溶液的c(H+)和HOAC的 解离度。
解：所因以为忽Ka略Θ =水1的.76解×离1；0－5>> KwΘ = 1.76×10－14
设c(H+)= x mol.L-1
HOAc = H++OAc-
平衡浓度
0.1-x x x
或
所以：c(H ) c
cK
a
K
a
c
稀释定律
pH - lg [c(H )] - lg cKa
1[ 2
pKa
pc]
20
对一元弱碱同样有近似计算为：
解离度： Kb
c
c(OH ) c cKb
pOH
1 2
[
pKb
pc]
pH
14
pOH
14
1 2
[
pKb
pc]
21
一元弱酸、弱碱解离平衡计算举例
pH值越大、溶液酸性越弱，碱性越强。
13
酸碱指示剂
• 一类有色的有机弱酸、弱碱，能在一定 的pH值范围表现为一定的颜色，因而可 指示溶液的pH。
甲基橙 酚酞 石蕊
变色范围 酸色 中间色 3.1 ~ 4.4 红 橙 8.0 ~ 10.0 无色 粉红 5.0 ~ 8.0 红 紫
碱色 黄 红 蓝
14
3.2 弱电解质的解离反应 3.2.1 一元弱酸、弱碱的解离平衡
KaΘ ＝Ka1Θ﹒Ka2Θ = [c(S2-)][c(H+))]2/[c(H2S)]
= 1.4×10-20
c(S
2
)
1.4 10 21 [c(H )]2
mol .L1
因为c(H+)＝0.1mol.L-1， c(S2-)＝1.4×10-19mol.L-1
34
3.2.3 解离平衡的移动－同离子效应
水的离子
因此298.15K时：KW 1.01014
积
7
水的离子积也可由热力学计算获得： 在298 K时，DrGΘm = 79.89 kJ.mol-1 根据 lgKwΘ = - DrGΘm / (2.303RT) = -13.99
KwΘ = 1.0 10-14 由此可计算得： c(H+) = c(OH－)= 1.0 10-7 mol.L-1
在同一溶液中: (cH+/cΘ)(cOH_/cΘ) =KwΘ=1.0 10-14 两边取负对数，有：pH + pOH = pKwΘ
所以有：pH + pOH = 14 (室温)
12
根据溶液的pH值的相对大小判断溶液的酸碱性
中性：cH+ = cOH- 此时：pH = pOH = 7 酸性：cH+ cOH- 此时：pH < 7，pOH 7 碱性：cOH- cH+ 此时：pH 7，pOH < 7
• 解离常数越小，表示弱电解质的解离越 困难，即电解质越弱；
KiΘ小于或等于10-4为弱电解质，在10-2到10-3 之间的为中强电解质；
• 具有一般平衡常数的特性，与浓度无关 而与温度有关；
17
2、解离度和稀释定律
• 定义：弱电解质在解离达到平衡时，已解 离的弱电解质分子百分数，用符号表示；
α
已解离弱电解质的浓度 弱电解质的初始浓度 100%
23
3.2.2 多元弱酸的解离平衡
在水溶液中一个分子能解离出两个或两个 以上的H+的酸，称为多元酸；
多 元 弱 酸 （ 如 H2S, H2CO3, H2C2O4, H3PO4）
24
1、多元弱酸的解离特点
• 分步解离，每一级都有相应的解离常数；
以H2S 为例：
H2S (aq) HS- (aq) + H+ (aq)
2
3.1 水的解离反应和溶液的酸碱性
3.1.1 酸碱理论 1、发展历史 • 1884年，Arrhenius提出了酸碱的电离理论； • 1905年，Franklin提出了酸碱的溶剂理论； • 1923年，Bronsted提出了酸碱的质子理论； • 1923年，Lewis提出了酸碱电子理论； • 1963年，Pearson提出了软硬酸碱理论。