大学基础课程无机化学chp酸碱反应和沉淀反应修改-ppt课件.ppt

1、大学基础课程无机化学大学基础课程无机化学chp酸碱反酸碱反应和沉淀反应修改应和沉淀反应修改-资料资料目目 录录3-1 水的解离反应和溶液的酸碱性水的解离反应和溶液的酸碱性3-2 弱电解质的解离反应弱电解质的解离反应3-3 盐类的水解反应盐类的水解反应3-4 沉淀反应沉淀反应水水 的的 解解 离离 反反 应应和和 溶溶 液液 的的 酸酸 碱碱 性性第一节第一节酸酸是在水溶液中电离产生的阳离子全部是是在水溶液中电离产生的阳离子全部是H+的化合物，如的化合物，如HCl、HAc、H2SO4碱碱是在水溶液中电离产生的阴离子全部是是在水溶液中电离产生的阴离子全部是OH-的化合物，如的化合物，如NaOH、C

2、a(OH)21 1、酸碱电离理论、酸碱电离理论酸酸碱碱中和反应实质是中和反应实质是H+和和OH-结合生成结合生成H2O的的反应；反应；酸碱的相对强弱可根据在水溶液中解离酸碱的相对强弱可根据在水溶液中解离H+和和OH-程度来衡量程度来衡量阿仑尼乌斯酸碱理论认为：阿仑尼乌斯酸碱理论认为：一、酸碱理论一、酸碱理论2、酸碱的质子理论、酸碱的质子理论布朗施泰德布朗施泰德-劳莱的酸碱质子理论认为：劳莱的酸碱质子理论认为：凡是能给出质子凡是能给出质子(H+)的物质都是酸的物质都是酸(质子的给予体质子的给予体)凡是能接受质子凡是能接受质子(H+)的物质都是碱的物质都是碱(质子的接受体质子的接受体)酸酸 HCl

3、H+Cl-HAc H+Ac-NH4+NH3+H+H2PO4-H+HPO42-酸酸 质子质子(H+)+碱碱共轭关系共轭关系H+Ac-HAcNH3+H+NH4+H+HPO42-H2PO4-碱：碱：H2O+H+H3O+把酸碱之间这种对应互变关系叫做把酸碱之间这种对应互变关系叫做共轭关系共轭关系，具有，具有共轭关系的酸和碱叫做共轭关系的酸和碱叫做共轭酸碱对共轭酸碱对。注意：注意：质子论中酸和碱可以是分子，也可以是离子；质子论中酸和碱可以是分子，也可以是离子；质子论中没有盐的概念，而是离子酸或是离子碱；质子论中没有盐的概念，而是离子酸或是离子碱；有的离子在一个共轭酸碱对中是碱，但在另一个有的离子在一个共

4、轭酸碱对中是碱，但在另一个 共轭酸碱对中可以是酸；共轭酸碱对中可以是酸；(4)酸越强，它的共轭碱越弱；酸越弱，它的共轭碱酸越强，它的共轭碱越弱；酸越弱，它的共轭碱 越强。越强。酸中有碱，碱中有酸，知酸便知碱，知碱便知酸酸中有碱，碱中有酸，知酸便知碱，知碱便知酸酸酸 质子质子(H+)+碱碱共轭关系共轭关系酸碱两性物质：酸碱两性物质：既能给出质子，又能接受质子。既能给出质子，又能接受质子。例如例如HCO3-、H2O、NH3、HSO4-是两性物质。是两性物质。酸碱反应实质：酸碱反应实质：质子从酸质子从酸1转移给碱转移给碱2，从而生成，从而生成 酸酸2 和碱和碱1。酸酸1 碱碱2 酸酸2 碱碱1 HC

5、l +NH3 NH4+Cl-H2O +NH3 NH4+OH-HAc +H2O H3O+Ac-Al(H2O)63+H2O H3O+Al(H2O)5(OH)2+二、水的解离反应和溶液的酸碱性二、水的解离反应和溶液的酸碱性、水的解离反应、水的解离反应纯水或稀溶液中纯水或稀溶液中 c(H3O+)/c c(OH-)/c =K =1.010-71.010-7 =1.010-14 H2O(l)H+(aq)+OH-(aq)Kw水的离子积常数，简称水的离子积水的离子积常数，简称水的离子积Kw的意义为：一定温度时，水溶液中的意义为：一定温度时，水溶液中H+和和OH-之积为一常数。之积为一常数。W2、溶液的酸碱性和

6、、溶液的酸碱性和pH溶液的酸碱性溶液的酸碱性7=71.010-71.010-71.010-7c(OH-)/molL-1 1.010-7c(H+)/molL-1碱性碱性中性中性酸性酸性溶液酸碱性溶液酸碱性Kw与浓度无关，与温度有关。当温度升高时与浓度无关，与温度有关。当温度升高时Kw增大。增大。Kw(298.15K)=1.010-14c(H+)/c c(OH-)/c =Kw pH=-lg c(H+)/c pOH=-lg c(OH-)/c pH=pKw-pOH=14-pOH溶液的溶液的pH值值若若c(H+)=m10-n,那么那么pH=n-lgmc(H+)/(molL-1)1 10-1 10-2 1

7、0-3 10-4 10-510-6 10-7 10-810-910-1010-1110-1210-1310-14 pH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14酸性增强中性碱性增强酸性增强中性碱性增强0.10 molL-1HAc溶液中溶液中,c(H+)=1.3410-3molL-1pH=-lgc(H+)/c =-lg1.3410-3=2.87例例例例20.10 molL-1NH3H2O溶液中溶液中,c(OH-)=1.3210-3molL-1 pH=14-pOH=14+lgc(OH-)/c =14+lg(1.3210-3)=11.12pH值越大，溶液酸性越弱，碱性越强

8、。值越大，溶液酸性越弱，碱性越强。（1）酸碱指示剂）酸碱指示剂 一些有色的有机酸或弱碱，一些有色的有机酸或弱碱，其颜色会在一定的其颜色会在一定的pH值范围内保持，从而确值范围内保持，从而确定溶液的定溶液的pH值。指示剂发生颜色变化的值。指示剂发生颜色变化的pH的的范围，称指示剂变色范围。范围，称指示剂变色范围。溶液酸碱性的测定溶液酸碱性的测定甲基橙甲基橙 红红 橙橙 黄黄3.1 4.4石蕊石蕊 红红 5.0 紫紫 8.0 蓝蓝酚酞酚酞 无色无色 粉红粉红 红红8.0 10.0（2）pH试纸试纸 由多种指示剂的混合液用滤由多种指示剂的混合液用滤纸浸透，晾干而成，在不同的纸浸透，晾干而成，在不同的

9、pH溶液中显示溶液中显示不同颜色，将之与标准色卡比较即可测定溶不同颜色，将之与标准色卡比较即可测定溶液的液的pH值。值。（3）酸度计）酸度计 用仪器测定用仪器测定pH值，更精确。值，更精确。第二节第二节弱电解质的解离反应弱电解质的解离反应一、解离平衡和解离常数一、解离平衡和解离常数弱电解质在水溶液中部分解离，存在弱电解质在水溶液中部分解离，存在解离解离平衡。平衡。、解离平衡、解离平衡一元弱酸一元弱酸 HAc(aq)H+(aq)+Ac-(aq)c(H+)/c c(Ac-)/c c(HAc)/c K (HAc)=c(H+)c(Ac-)c(HAc)简化为简化为Ka(HAc)=Ka 弱酸标准解离常数，

10、简称酸常数弱酸标准解离常数，简称酸常数a一元弱碱一元弱碱NH3.H2O(aq)NH4+(aq)+OH-(aq)c(NH4+)/c c(OH-)/c c(NH3.H2O)/c Kb(NH3.H2O)=c(NH4+)c(OH-)c(NH3)简化为简化为Kb(NH3)=Kb 弱碱标准解离常数，简称碱常数弱碱标准解离常数，简称碱常数Ki 弱电解质的标准解离常数弱电解质的标准解离常数同一类型，同一类型，Ki 越小越小,弱电解质解离越困难弱电解质解离越困难,电解质越弱。电解质越弱。弱电解质：一般弱电解质：一般Ki 10-4 中强电解质：中强电解质：Ki=10-210-3Ki 与弱电解质与弱电解质本性有关本

11、性有关，可表示弱电解质，可表示弱电解质解解离程度大小离程度大小。Ki 与与浓度无关浓度无关，与，与温度有关温度有关。由于温度对由于温度对Ki 影响不大，一般可不考虑其影响。影响不大，一般可不考虑其影响。rGm=RTlnK2、解离常数、解离常数例例试计算试计算298.15K、标准态下、标准态下Ka(HAc)值。值。解：解：HAc H+Ac-fGm/(kJmol-1)-396.46 0 -369.31rGm=(-369.31)-(-396.46)kJmol-1 =27.15 kJmol-1-rGm -27.151000 RT 8.314298.15ln K =-10.95Ka(HAc)=1.810

12、-5解离部分弱电解质浓度解离部分弱电解质浓度未解离前弱电解质浓度未解离前弱电解质浓度解离度解离度()100%二、解离度和稀释定律二、解离度和稀释定律1、解离度、解离度解离度解离度与弱电解质与弱电解质本性有关本性有关，可表示弱电解，可表示弱电解质质解离程度大小解离程度大小。在温度、浓度相同条件下在温度、浓度相同条件下,越小，电解质越弱。越小，电解质越弱。解离度解离度与与温度有关。温度有关。T升高，升高，增大。增大。由于弱电解质的解离热效应较小，故由于弱电解质的解离热效应较小，故T对对影响影响不大，可忽略不大，可忽略.一定温度下，一定温度下，浓度越小，解离度浓度越小，解离度越大。越大。2、稀释定律

13、、稀释定律一元弱酸一元弱酸 HA(aq)H+(aq)+A-(aq)起始起始c c 0 0平衡平衡c c-c c c Ki c若若5000.100-xx 则则 x=1.3410-3 例例 c(OH-)=1.3410-3 molL-1解：解：NH3H2O NH4+OH-平衡浓度平衡浓度/(molL-1)0.100-x x x计算计算0.100molL-1氨水溶液中的氨水溶液中的c(OH-)、pH和氨水的解离度。和氨水的解离度。例例 c(OH-)=1.3410-3 molL-1 Kw 1.010-14c(OH-)1.3410-3 c(H+)=molL-1=7.510-12 molL-1pH=-lg(

14、7.510-12)=11.12=100%=100%=1.34%x 1.3410-3 c 0.100Ka(1)=1.110-7c(H+)c(HS-)c(H2S)c(H+)c(S2-)c(HS-)Ka(2)=1.310-13四、多元弱酸的分步解离四、多元弱酸的分步解离多元弱酸在水溶液中多元弱酸在水溶液中分步解离。分步解离。如如 H2S H+HS-HS-H+S2-从从 Ka(1)、Ka(2)可以看出：可以看出：a、Ka(1)Ka(2)，多元弱酸的强弱主要取决于，多元弱酸的强弱主要取决于Ka(1)b、H+主要来自一级电离，即主要来自一级电离，即c(H+)c(HS-)，S2-只来自二级电离只来自二级电离

15、已知常温、常压下已知常温、常压下H2S的溶解度为的溶解度为0.10molL-1，计算，计算H2S饱和溶液中饱和溶液中c(H+)、c(HS-)、c(S2-)、c(OH-)和和H2S的解离度。的解离度。例例解：当解：当 时，可忽略二级时，可忽略二级 电离，看成一元酸处理。电离，看成一元酸处理。H2S H+HS-平衡浓度平衡浓度/(molL-1)0.10-x x xc/Ka(1)=0.10/(1.110-7)500，0.10-x0.107212131.1 10/101.3 10aaKKc(H+)=x=1.110-4 molL-1712()1.1 100.1aH SKcc(H+)c(HS-)=1.11

16、0-4 molL-1(HS-一级产生一级产生,二级消耗。二级消耗极弱，可忽略二级消耗。二级消耗极弱，可忽略)Ka(1)=1.110-7c(H+)c(HS-)xx c(H2S)0.1-xxx0.1HS-H+S2-因为因为 Ka(2)Ka(1)所以所以 c(HS-)c(H+)Ka(2)=1.310-13c(H+)c(S2-)c(HS-)c(S2-)Ka(2)=1.310-13 molL-1 Kw 1.010-14 c(H+)1.110-4c(OH-)=9.110-11 Ki c 1.110-7 0.10=0.11%二元弱酸溶液中二元弱酸溶液中:c(A2-)Ka(2)结论：结论：多元弱酸的多元弱酸的

17、Ka(1)Ka(2)Ka(3),求求c(H+)时，可时，可 当作一元弱酸近似处理（当作一元弱酸近似处理（Ka(1)/Ka(2)100）。）。(3)多元弱酸的酸根浓度极低，当需要大量此酸根多元弱酸的酸根浓度极低，当需要大量此酸根 时，往往用其盐而不用其酸。时，往往用其盐而不用其酸。(2)二元弱酸的酸根离子浓度近似等于二元弱酸的酸根离子浓度近似等于Ka(2)，与，与 酸的原始浓度关系不大。酸的原始浓度关系不大。两式相加两式相加H2S 2H+S2-Ka=Ka(1)Ka(2)HS-H+S2-H2S H+HS-Ka(1)=c(H+)c(HS-)c(H2S)Ka(2)=c(H+)c(S2-)c(HS-)c

18、(H+)与与c(S2-)的关系的关系c(H+)2c(S2-)c(H2S)Ka =Ka(1)Ka(2)常温下常温下,H2S饱和溶液中饱和溶液中,c(H2S)=0.10molL-1c(H+)2c(S2-)=1.410-21(molL-1)3外加酸碱调节外加酸碱调节H2S溶液的酸度，可控制溶液的酸度，可控制c(S2-)。五、解离平衡的移动同离子效应五、解离平衡的移动同离子效应(1)内因内因:弱电解质的本性弱电解质的本性(Ki )(2)外因外因T 影响不大影响不大两个效应（浓度）两个效应（浓度）同离子效应同离子效应(主要主要)盐效应盐效应(可忽略可忽略)影响解离平衡的因素有影响解离平衡的因素有在弱电解

19、质溶液中，加入含有相同离子的易溶强在弱电解质溶液中，加入含有相同离子的易溶强电解质，使平衡向弱电解质解离度电解质，使平衡向弱电解质解离度降低降低的方向的方向移动的效应叫移动的效应叫同离子效应同离子效应。如如 HAc H+Ac-NaAc Na+Ac-平衡向左移动平衡向左移动同离子效应同离子效应有同离子效应存在时，一元弱酸、弱碱中有同离子效应存在时，一元弱酸、弱碱中c(H+)、c(OH-)的计算的计算一元弱酸及其盐共存时：一元弱酸及其盐共存时：HA H+A-起始起始c c(酸酸)0 c(盐盐)平衡平衡c c(酸酸)-x x c(盐盐)+x c(酸酸)c(盐盐)()()()()()()()aHAHA

20、x cxccx cKccxc盐盐酸酸/500ac K()()()aHccKc酸盐一元弱碱及其盐共存时：一元弱碱及其盐共存时：()()()bOHccKc碱盐一元弱酸及其盐共存时：一元弱酸及其盐共存时：同离子效应的应用同离子效应的应用利用同离子效应利用同离子效应:可调节溶液的酸碱性可调节溶液的酸碱性;控制弱酸溶液中酸根离子控制弱酸溶液中酸根离子浓度，达到离子分离、提纯的目的。浓度，达到离子分离、提纯的目的。例例在在0.100molL-1NH3H2O溶液中，加入溶液中，加入固体固体NH4Cl,使其浓度为使其浓度为0.100molL-1，计算，计算溶液中溶液中c(H+)、NH3H2O的解离度。的解离度

21、。解：解：NH3H2O NH4+OH-平衡浓度平衡浓度/(molL-1)0.100-x 0.100+x xx=1.810-5c(OH-)=1.810-5 molL-1Kb=1.810-5x(0.100+x)0.100-x0.100 x 0.100=1.810-5因为因为 c/Kb=0.100/(1.810-5)500所以所以 0.100-x0.100,0.100+x0.100例例在在0.100molL-1NH3H2O溶液中，加溶液中，加入固体入固体NH4Cl,使其浓度为使其浓度为0.100molL-1，计算溶液中计算溶液中c(H+)、NH3H2O的解离度。的解离度。c(OH-)=1.810-5

22、 molL-11.010-14 1.810-5c(H+)=5.610-10 molL-11.810-5 0.100=100%=0.018%未加未加NH4Cl的的0.100molL-1NH3H2O溶液溶液 1.34%,即即由于同离子效应，使由于同离子效应，使降低降低。六、缓冲溶液六、缓冲溶液例例:(1)90mL水中加入水中加入0.01mol.L-1NaOH10mL,pH 变化多少？变化多少？(2)90mL0.1mol.L-1HAc和和0.1mol.L-1NaAc中加中加 入入 0.01mol.L-1NaOH10mL,pH 又变化多少？又变化多少？解解:(1)纯水纯水 pH=7加入加入NaOH后，

23、后，c(OH-)=0.001mol.L-10.01 1090 10pOH=-lgc(OH-)=3pH=11 pH变化了变化了4个单位个单位(2)同离子效应同离子效应 c(H+)=mol.L-155()0.11.76 101.76 10()0.1acKc酸盐pH=-lgc(H+)=4.74 当加入当加入NaOH后，后，1110.1 90()0.0990 100.1 90()0.0990 100.01 10()0.00190 10c HAcmol Lc NaAcmol Lc NaOHmol L溶质间相互发生中和作溶质间相互发生中和作用用pH变化了变化了0.02个单位个单位c(NaAc)=0.09+

24、0.001=0.091mol.L-1 c(HAc)=0.09-0.001=0.089mol.L-1551()0.089()1.76 101.72 10()0.091acc HKmol Lc酸盐pH=-lgc(H+)=4.76(1)定义定义 缓冲溶液：能够抵抗外加缓冲溶液：能够抵抗外加少量少量的酸、碱或的酸、碱或适当适当 稀释，而本身稀释，而本身pH值基本不变的溶液。值基本不变的溶液。缓冲作用：能使溶液缓冲作用：能使溶液pH值基本保持不变的作用。值基本保持不变的作用。缓冲溶液的组成：缓冲溶液的组成：弱酸弱酸+该弱酸盐该弱酸盐 弱碱弱碱+该弱碱盐该弱碱盐(1)多元弱酸酸式盐多元弱酸酸式盐+其次级酸

25、盐其次级酸盐缓冲溶液缓冲溶液pKipH值范围值范围HAc-NaAc4.763.65.6NH3H2O-NH4Cl4.768.310.3NaHCO3-Na2CO310.339.211.0KH2PO4-K2HPO47.205.98.0H3BO3-Na2B4O79.27.29.2(2)缓冲原理缓冲原理以以 HAc-NaAc缓冲体系为例说明缓冲体系为例说明HAc H+Ac-大量大量 极小量极小量 大量大量 外加适量酸外加适量酸(H)，平衡向左移动，平衡向左移动外加适量碱外加适量碱(OH-)，平衡向右移动，平衡向右移动NaAc:抵消抵消H+物质物质;HAc:抵消抵消OH-物质。物质。(3)缓冲溶液缓冲溶液

26、pH值的计算值的计算缓冲溶液实际上就是具有同离子效应的溶液，因此缓冲溶液实际上就是具有同离子效应的溶液，因此pH的计算方法与同离子效应的计算方法相同。的计算方法与同离子效应的计算方法相同。对于弱碱及其盐对于弱碱及其盐组成的缓冲溶液：组成的缓冲溶液：()()()()lg()aacc HKccpHpKc酸盐酸盐对于弱酸及其盐对于弱酸及其盐组成的缓冲溶液：组成的缓冲溶液：()()()()lg()bbcc OHKccpOHpKc碱盐碱盐pH=4.74x=1.810-5c(H+)=1.810-5 molL-1=1.810-50.100 x 0.100例例 试计算含试计算含0.100molL-1HAc、0

27、.100 molL-1NaAc溶液的溶液的pH值。值。解：解：HAc H+Ac-平衡浓度平衡浓度/(molL-1)0.100-x x 0.100+xKa=1.810-5x(0.100+x)0.100-x因为因为 (c/c )/Ka=0.100/(1.810-5)500所以所以 0.10-x0.100,0.100+x0.100例例(2)在含在含0.100molL-1HAc、0.100 molL-1NaAc溶液中加入溶液中加入HCl，使，使 c(H+)=0.001molL-1，计算溶液的，计算溶液的pH值。值。HAc H+Ac-Ka=1.810-5x(0.099+x)0.101-x平衡浓度平衡浓度

28、/(molL-1)0.101-x x 0.099+xx=1.810-5c(H+)1.810-5 molL-1pH=4.74=1.810-50.099x 0.101解解:反应反应 H+Ac-HAc0.001 0.001 0.001HAc+NaAc混合溶液能抵抗少量外来混合溶液能抵抗少量外来酸的作用，而保持溶液酸的作用，而保持溶液pH值不变值不变例例(3)在含在含0.100molL-1HAc、0.100 molL-1NaAc溶液中加入溶液中加入NaOH,使使 c(OH-)=0.001molL-1，计算溶液的，计算溶液的pH值。值。HAc H+Ac-Ka=1.810-5x(0.101+x)0.099

29、-x平衡浓度平衡浓度/(molL-1)0.099-x x 0.101+xx=1.810-5c(H+)1.810-5 molL-1pH=4.74=1.810-50.101x 0.099解解:反应反应 OH-+HAc Ac-+H2O 0.001 0.001 0.001HAc+NaAc混合溶液能抵抗少量外来混合溶液能抵抗少量外来碱的作用，而保持溶液碱的作用，而保持溶液pH值不变。值不变。例例(4)在含在含0.10molL-1HAc、0.10molL-1 NaAc溶液中加入溶液中加入H2O。使溶液稀释。使溶液稀释10倍倍,计算溶液的计算溶液的pH值。值。解：解：HAc H+Ac-平衡浓度平衡浓度/(m

30、olL-1)0.010-x x 0.010+xKa=1.810-5x(0.010+x)0.010-xc(H+)1.810-5 molL-1pH=4.74x=1.810-5=1.810-50.010 x 0.010HAc+NaAc混合溶液能抵抗少量水的混合溶液能抵抗少量水的稀释作用，而保持溶液稀释作用，而保持溶液pH值不变。值不变。(1)配制一定配制一定pH值得缓冲溶液，可选择值得缓冲溶液，可选择 与所需与所需 pH值相等或接近的弱酸及其盐。值相等或接近的弱酸及其盐。apK(2)若若pH与与 不完全等同，可调节酸和盐的浓度不完全等同，可调节酸和盐的浓度 比，比，但比值范围不得超过但比值范围不得超

31、过1/1010，(缓冲范围缓冲范围 为为 )。apK1apK(3)选择的缓冲溶液不能与反应物或生成物发生选择的缓冲溶液不能与反应物或生成物发生 作用，药用缓冲溶液还必须考虑到是否有毒性。作用，药用缓冲溶液还必须考虑到是否有毒性。(4)缓冲溶液的选择和配制缓冲溶液的选择和配制选择依据：选择依据：当当 ca cb时：时：pHpKapH=pKa-lgCaCb欲配制的欲配制的缓冲溶液缓冲溶液的的pH值值应选择的缓冲组分应选择的缓冲组分pKa 或或14-Kba2424a,2324b323a,22434a,3HAc-NaAc p4.74NaH PO-Na HPO p7.21NHH O-NH Cl 14p9

32、.26NaHCO-Na CO p10.33Na HPO-Na PO p12.35KKKKKpH=5pH=7pH=9pH=10pH=12pH值值范围范围 组组 成成酸的酸的pKa 酸性组分酸性组分 碱性组分碱性组分 2.84.6 甲酸甲酸(HCOOH)氢氧化钠氢氧化钠(NaOH)3.75 3.45.1 苯乙酸苯乙酸(C6H5CH2COOH)苯乙酸钠苯乙酸钠(C6H5CH2COONa)4.31 3.75.6 醋酸醋酸(HAc)醋酸钠醋酸钠(NaAc)4.75 4.15.9 邻苯二甲酸氢钾邻苯二甲酸氢钾(KOOCC6H4COOH)氢氧化钠氢氧化钠(NaOH)5.41 5.98.0 磷酸二氢钠磷酸二氢

33、钠(NaH2PO4)磷酸氢二钠磷酸氢二钠(Na2HPO4)7.21 7.810.0 硼酸硼酸(H3BO3)氢氧化钠氢氧化钠(NaOH)9.14 8.310.2 氯化铵氯化铵(NH4Cl)氨氨(NH3)9.25 9.611.0 碳酸氢钠碳酸氢钠(NaHCO3)碳酸钠碳酸钠(Na2CO3)10.25 常用缓冲溶液及其常用缓冲溶液及其pH范围范围第三节第三节盐类的水解反应盐类的水解反应一、水解反应和水解常数一、水解反应和水解常数1、水解反应、水解反应盐的水解反应盐的水解反应:盐的组分离子与水解离出来的盐的组分离子与水解离出来的H+或或OH-结合生成弱电解质的反应。结合生成弱电解质的反应。如如 NaA

34、c Na+Ac-a 一元强碱弱酸盐一元强碱弱酸盐水溶液显碱性水溶液显碱性 H2O OH-+H+HAc水解反应式：水解反应式：Ac-H2O HAcOH-强碱弱酸盐的水解是弱酸根阴离子的水解强碱弱酸盐的水解是弱酸根阴离子的水解b一元强酸弱碱盐一元强酸弱碱盐水溶液显酸性水溶液显酸性如如 NH4Cl NH4+Cl-H2O OH-+H+NH3H2O强酸弱碱盐的水解实际上是其弱碱阳离子的水解强酸弱碱盐的水解实际上是其弱碱阳离子的水解水解反应式：水解反应式：NH4+H2O NH3H2O H+c 弱酸弱碱盐弱酸弱碱盐水溶液酸碱性视生成弱酸、水溶液酸碱性视生成弱酸、弱碱的弱碱的Ki 而定。而定。A+B-+H2O

35、 HB+AOH Ka(HB)Kb(AOH)水溶液显酸性水溶液显酸性Ka(HB)Kb(AOH)水溶液显中性水溶液显中性Ka(HB)Kb(AOH)水溶液显碱性水溶液显碱性如如 NH4F，NH4+F-+H2O NH3H2O+HF如如 NH4Ac，NH4+Ac-+H2O NH3H2O+HAc如如 NH4CN，NH4+CN-+H2O NH3H2O+HCN强酸强碱盐不水解强酸强碱盐不水解,溶液呈中性。溶液呈中性。Ac-H2O HAcOH-Kh=c(HAc)c(OH-)c(Ac-)c(HAc)c(OH-)c(H+)c(Ac-)c(H+)Kh=水解常数水解常数Kh=c(NH3.H2O)c(H+)c(OH-)c

36、(NH4+)c(OH-)KwKbNH4+H2O NH3H2O H+2、水解常数、水解常数Kh=KwKa 一元弱酸盐一元弱酸盐 一元弱碱盐一元弱碱盐 一元弱酸弱碱盐一元弱酸弱碱盐KwKaKh=KwKbKh=KwKa Kb Kh=盐水解部分的浓度盐水解部分的浓度盐的开始浓度盐的开始浓度水解度水解度(h)=100%水解度水解度h 水解度水解度表示盐的水解程度。表示盐的水解程度。h越大，盐的水解程度越大。越大，盐的水解程度越大。Kh与水解度均可表示盐的水解程度，与水解度均可表示盐的水解程度，但但Kh 与盐的浓度无关；与盐的浓度无关；h 与盐的浓度有关。与盐的浓度有关。Kh 值越大，相应盐的水解程度越大

37、。值越大，相应盐的水解程度越大。Kw 1.010-14Ka(1)(H2S)1.110-7Kh(2)=9.110-8Kh(2)Kh(2)Kh(3)所以所以在在FeCl3溶液中一般不会有溶液中一般不会有Fe(OH)3。解：解：Ac-+H2O HAc+OH-平衡浓度平衡浓度/(molL-1)0.10-x x x三、盐溶液三、盐溶液pH的进似计算的进似计算例例计算计算0.10molL-1NaAc溶液的溶液的pH和水解度。和水解度。0.01-x0.10 x=7.510-6c(OH-)=7.510-6 molL-1 pH=14-lg(7.510-6)=8.88Kh=5.610-10 Kw 1.010-14

38、Ka(HAc)1.810-5 xx0.10-xh=100%=7.510-37.510-6 0.01四、影响盐类水解度的因素四、影响盐类水解度的因素水解离子的本性水解离子的本性Kh水解产物水解产物弱酸或弱碱越弱，则水解程度弱酸或弱碱越弱，则水解程度 越大。越大。水解产物是弱电解质，且为难溶或为易挥发水解产物是弱电解质，且为难溶或为易挥发气体气体,则水解程度很大或完全水解。则水解程度很大或完全水解。如如 Al2S3+6H2O 2Al(OH)3+3H2S盐溶液浓度、温度盐溶液浓度、温度一般来说，盐浓度越小，温度越高，盐的水解一般来说，盐浓度越小，温度越高，盐的水解度越大。度越大。盐溶液酸度盐溶液酸度

39、弱酸强碱盐：降低溶液的弱酸强碱盐：降低溶液的pH值，促进水解。值，促进水解。弱碱强酸盐：升高溶液的弱碱强酸盐：升高溶液的pH值，促进水解。值，促进水解。例如例如 将将NaSiO3稀释，可析出稀释，可析出H2SO3沉淀。沉淀。FeCl3在沸水中可以完全水解析出在沸水中可以完全水解析出Fe(OH)3胶状沉淀胶状沉淀配制配制SnCl2、SbCl3溶液溶液,应先加入适量应先加入适量HCl。如如 Sn2+H2O Sn(OH)+H+Sn(OH)Cl+Cl-加入加入 HCl五、盐类水解的抑制和利用五、盐类水解的抑制和利用易水解盐溶液的配制易水解盐溶液的配制为抑制水解，必须将它们溶解在相应的碱或酸中。为抑制水

40、解，必须将它们溶解在相应的碱或酸中。Sn2+H2O+Cl-Sn(OH)Cl+H+加入加入HCl如如 Sb3+H2O Sb(OH)2+H+SbOCl+Cl-+H2OSb(OH)2+H+-H2O(氯化氧锑氯化氧锑)Sb3+H2O+Cl-SbOCl+2H+(硝酸氧铋硝酸氧铋)配制配制Bi(NO3)3溶液溶液,应先加入适量应先加入适量HNO3。Bi3+H2O Bi(OH)2+H+BiONO3 +NO3-+H2OBi(OH)2+H+-H2O加入加入HNO3Bi3+H2O+NO3-BiO(NO3)+2H+配制配制Na2S溶液溶液,应先加入适量应先加入适量NaOH。S2-+H2O HS-+OH-+H2O H

41、2S+OH-加入加入NaOH利用盐类水解进行离子的分离和提纯利用盐类水解进行离子的分离和提纯如除去溶液中的如除去溶液中的Fe2+、Fe3+。2Fe2+H2O2 2 2Fe3+H2O+H+1.加入氧化剂加入氧化剂(如如H2O2)，使，使Fe2+Fe3+；2.降低酸度，调节溶液降低酸度，调节溶液pH=34，促使，促使Fe3+水解，生成水解，生成Fe(OH)3；3.加热，加热，促使促使Fe3+水解，生成水解，生成Fe(OH)3。第四节第四节沉沉 淀淀 反反 应应难溶电解质：难溶电解质：溶解度溶解度 0.01g/100gH2O微溶电解质：微溶电解质：溶解度溶解度 0.1g0.01g/100gH2O易溶

42、电解质：易溶电解质：溶解度溶解度 0.1g/100gH2O一、难溶电解质的溶度积和溶解度一、难溶电解质的溶度积和溶解度沉淀沉淀-溶解平衡溶解平衡一定温度下，沉淀与溶解速一定温度下，沉淀与溶解速率相等时，晶体和溶液中的相应离子建立了多率相等时，晶体和溶液中的相应离子建立了多相离子动态平衡，称为相离子动态平衡，称为沉淀沉淀-溶解平衡溶解平衡。1、溶度积常数、溶度积常数溶解溶解沉淀沉淀如：如：BaSO4(s)Ba2+(aq)+SO42-(aq)Ksp(BaSO4)=c(Ba2+)/c c(SO42-)/c 沉淀沉淀Ksp(AmBn)=c(An+)/c mc(Bm-)/c n溶解溶解 AmBn(s)m

43、An+(aq)+nBm-(aq)一般难溶物一般难溶物溶度积常数溶度积常数即在一定温度下，难溶电解质的饱和溶液中，各即在一定温度下，难溶电解质的饱和溶液中，各组分离子浓度系数次方的乘积是一个常数。组分离子浓度系数次方的乘积是一个常数。Ksp 只与温度有关，与浓度无关。只与温度有关，与浓度无关。请写出请写出Ag2CrO4(s)的溶度积表达式？的溶度积表达式？溶度积常数，简称溶度积溶度积常数，简称溶度积2、溶解度与溶度积的关系、溶解度与溶度积的关系溶解度溶解度溶解度指在一定条件下，物质在一定量的溶剂中达到溶解度指在一定条件下，物质在一定量的溶剂中达到饱和状态时所溶解的量。或者说单位体积溶液中饱和状态

44、时所溶解的量。或者说单位体积溶液中(1L)难溶电解质已溶解的物质的量。难溶电解质已溶解的物质的量。s=n v单位：单位：mol.L-1;g.L-1溶解度是浓度的一种形式，溶解度是浓度的一种形式，溶度积是平衡常数的一种形式。溶度积是平衡常数的一种形式。两者关系两者关系(1)都可以用来表示物质的溶解能力；都可以用来表示物质的溶解能力；溶解度与溶度积的相互换算溶解度与溶度积的相互换算对于对于AB(s)型难溶电解质型难溶电解质 AB(s)A+(aq)+B-(aq)平衡时平衡时 s s注意：此时溶解度单位应取注意：此时溶解度单位应取mol.L-1Ksp(AB)=s2s=Ksp同理同理 AB2或或A2B型

45、难溶电解质型难溶电解质如如 A2B(s)2A+(aq)+B2-(aq)平衡浓度平衡浓度/molL-1 2s sKsp(A2B)=(2s)2s=4s3s=Ksp 43请推出任意类型难溶电解质请推出任意类型难溶电解质AmBn的溶度积的溶度积与溶解度之间的关系。与溶解度之间的关系。已知已知298.15K时时Ksp(AgI)=8.5210-17,计算计算298.15K时时s(AgI)。溶解度与溶度积的相互换算溶解度与溶度积的相互换算例例如：如：AgI(s)Ag+I-平衡浓度平衡浓度/molL-1 x xKsp(AgI)=c(Ag+)/c c(I-)/c 8.5210-17=xx/(c )2x=9.25

46、10-9 molL-1即即s(AgI)=9.2510-9 molL-1例例 已知已知298.15K时时Ksp(AgCl)=1.5610-10,Ksp(Ag2CrO4)=9.010-12,试比较两者溶解度大小。试比较两者溶解度大小。(3)不同类型的难溶电解质，不能用不同类型的难溶电解质，不能用Ksp直接比较直接比较 s大小，应具体计算。大小，应具体计算。(2)相同类型的难溶电解质，其相同类型的难溶电解质，其Ksp越大，则越大，则s越大，越大，Ksp越小，则越小，则s越小；越小；解解:设设AgCl溶解度为溶解度为s1,Ag2CrO4溶解度为溶解度为s2Ksp(AgCl)=s12=1.5610-10

47、 s1=1.2510-5mol.L-1Ksp(Ag2CrO4)=(2s2)2s2=4s23=9.010-12 s2=1.3110-4mol.L-1计算表明，虽然计算表明，虽然Ksp(AgCl)Ksp(AgCrO4),但但s(AgCl)c(S2-)s=Ksp c c按按 式计算会产生较大误差。式计算会产生较大误差。2.不适用于难溶不适用于难溶弱电解质弱电解质 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，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大小。可直接根据溶

48、度积大小来比较溶解度的大小。类型类型 难溶电解质难溶电解质Ksps/(molL-1)ABAgCl1.7710-101.3310-5AgBr5.3510-137.3310-7AgI8.5210-179.2510-9AB2MgF26.510-91.210-3A2BAg2CrO41.1210-126.5410-5二、沉淀反应二、沉淀反应1、溶度积规则、溶度积规则 反应逆向进行反应逆向进行rGm=RT(lnJ lnKsp )AmBn(s)mAn+(aq)+nBm-(aq)J=c(An+)mc(Bm+)n 反应逆向进行反应逆向进行离子积离子积溶度积规则溶度积规则2、沉淀的生成、沉淀的生成当当 J Ksp

49、 时有沉淀生成时有沉淀生成 过过饱和溶液，有沉淀析出饱和溶液，有沉淀析出 NH3H2O NH4+OH-平衡浓度平衡浓度/(molL-1)0.050-x x x例例 在在10mL0.10molL-1MgSO4溶液中加入溶液中加入10mL0.10molL-1NH3H2O,问有无问有无Mg(OH)2沉淀生成？沉淀生成？解解:c(Mg2+)=0.10molL-1=0.050molL-112c(NH3H2O)=0.10molL-1=0.050molL-112 xx0.050-xKb=;0.050-x0.050;1.810-5=xx0.050 x=9.510-4 c(OH-)=9.510-4 molL-1

50、J=c(Mg2+)c(OH-)2/(c )3=0.050(9.510-4)2 =4.510-8Ksp=5.6110-12 J 有有Mg(OH)2沉淀生成沉淀生成例例 在在10mL0.10molL-1MgSO4溶液中加入溶液中加入10mL0.10molL-1NH3H2O,若使若使Mg(OH)2沉淀溶解沉淀溶解,最最少少应加入多少摩尔应加入多少摩尔NH4Cl？c(OH-)=1.110-5molL-1 Ksp 5.6110-12 c(Mg2+)5.010-2解解:使沉淀溶解使沉淀溶解 c(Mg2+)c(OH-)2(8.210-2-1.110-5)molL-10.082molL-1(0.0820.02