chap酸碱反应和沉淀反应.pptx

本章的要求掌握弱电解质的解离平衡及移动规律，并能进行有关计算掌握盐类水解平衡及移动规律，并能计算简单体系pH值掌握溶度积规则及有关计算。了解沉淀反应的应用及沉淀溶解和转化的方法3.1 水的解离反应和溶液的酸碱度水的离子积水的自偶解离：H2O(l)=H+(aq)+OH-(aq)Kw=c(H+)/cc(OH-)/c=1.01014Kw与温度有关。未加说明的情况下，都认为是298K。pH和pOHpH=-lg(c(H+)/c)，pOH=-lg(c(OH-)/c)=14-pH酸性的标志是pHpOHpH7溶液酸碱性的测定酸碱指示剂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，从而粗略确定溶液的pH值变色范围甲基橙酚酞pH试纸 酸度计3.1 4.48 103.2 弱电解质的解离反应解离平衡Arrhenius电离理论：弱电解质在水中部分解离HA(aq)=H+(aq)+A-(aq)解离常数弱酸解离常数以 表示，弱碱以 表示有时候以pK表述。pK=-lg(K)解离度 i)K和的关系：稀释定律HA(aq)=H+(aq)+A-(aq)初始浓度c00平衡浓度c-ccc稀释定律：在一定温度下，弱电解质的解离度随着溶液的稀释而增大（c，）H+浓度和pH计算例：计算0.10moldm-3的HOAc溶液的pH值和解离度解：注意公式的适用条件本部分计算内容大家要熟练掌握H+浓度和pH计算例：计算1.010-5moldm-3的HOAc溶液的pH值和解离度解：若采用近似公式，则可得=134%，显然是荒谬的H+浓度和pH计算例：计算0.010moldm-3的NH3H2O溶液的pH值和解离度解：碱应该计算OH-ii)多元弱电解质解离平衡特点：分步进行，同时平衡H+和pH计算例：常温常压下H2S的溶解度约为0.10moldm-3，计算此溶液中各种物质的浓度解：注意：我们的假设必须验证其合理性结论：多元弱酸H+基本由一级解离确定一级解离酸根离子HS-H+二级解离酸根离子S2-在数值上等于 注意：此结论只适用于纯酸溶液。若是酸与其它物质混合，则不能使用H+和pH计算例：将上述溶液与浓度0.020moldm-3的HCl溶液等体积混合，计算混合液的H+、HS-和S2-解：iii)解离平衡的移动总原则：化学平衡Le Chatelier原理HA(aq)=H+(aq)+A-(aq)温度一般弱电解质解离为吸热过程，T升高增加浓度稀释/浓缩：稀释定律增加HA：稀释定律增加H+、A-：同离子效应同离子效应HA(aq)=H+(aq)+A-(aq)在溶液中加入NaA，溶液中A-大大增加，平衡向左移动，降低了HA的解离度。向弱电解质中加入具有相同离子（阳离子或阴离子）的强电解质后，解离平衡发生移动，弱电解质解离度降低降低，称为同离子效同离子效应应同离子效应例：在0.10moldm-3的HOAc溶液中加入固体NaOAc，使NaOAc的浓度达到0.10moldm-3，求该溶液pH值（忽略体积变化）解：设平衡时H+为xmoldm-3HOAc=H+OAc-起始浓度0.1000.10平衡浓度0.10-xx0.10+x根据平衡关系，有大家必须熟练掌握此类计算将此结果与加入NaOAc之前的溶液pH计算值(2.89)比较，H+相差100倍！1.在HOAc溶液中加入少量HCl，则HOAc解离度、溶液pH值如何变化？这是不是同离子效应？加入少量NaOH呢？2.通过计计算算说明：在氨水中滴加几滴酚酞，溶液变红；再滴加几滴浓NH4Cl溶液，红色消失（计算过程中的数据可自行合理设定）iv)缓冲溶液例：某混合液含HOAc和NaOAc均为0.1moldm-3(1)计算此混合液的pH(2)取此混合液1dm3加入10.0mmolHCl，pH改变多少？(3)取此混合液1dm3加入10.0mmolNaOH，pH改变多少？(4)向1dm3纯水中加入同样量的HCl和NaOH结果如何？以上均忽略溶液体积变化解：(1)混合液的pH值pH=4.74（参见上例）(2)加入HCl后1.0dm3溶液中含有HOAc和OAc-均为0.1mol，加入10.0mmol HCl后，将消耗10.0mmol OAc-，同时生成10.0mmolHOAc初始HOAc=0.11moldm-3，OAc-=0.09moldm-3设平衡时H+=xmoldm-3，有pH仅变化0.08(3)加入NaOH后与前一问方法相同，NaOH消耗HOAc生成OAc-，初始HOAc=0.09moldm-3，OAc-=0.11moldm-3设H+=ymoldm-3，有pH仅变化0.09(4)在纯水中加HCl和NaOH纯水pH=7加入HCl后，H+=0.01moldm-3，pH=2变化5个单位加入NaOH后，OH-=0.01moldm-3，pOH=2，pH=12也变化5个单位缓冲溶液实验事实向纯水(pH=7.0)中加入少量酸或碱，pH值会发生显著变化向HOAc-NaOAc混合液中加入少量酸或碱，溶液的pH值几乎不变缓冲溶液一种能抵抗少量强酸、强碱和稀释而保持体系的pH值基本不变的溶液缓冲溶液一般采取弱酸-弱酸盐、弱碱-弱碱盐混合液形式缓冲溶液：缓冲原理体系同时存在大量的HOAc和OAc-加少量强酸时，H+离子与OAc-结合成HOAc，平衡向左移动，但OAc-和HOAc变化不大，则H+变化不大，溶液pH值基本不变加少量强碱时，OH-与H+离子结合，但HOAc分子继续解离，平衡向右移动，OAc-和HOAc同样变化不大，溶液pH值基本不变若将溶液稀释，OAc-和HOAc同步下降，H+不变，pH 值亦不变化只有加入过量强酸、强碱或稀释过大(1000)缓冲体系才会被破坏缓冲溶液配制例：欲配制pH=5.0的缓冲溶液100mL，需用0.50moldm-3NaOAc和0.50moldm-3HOAc溶液各多少(不另外加水)？解：根据题意，V(OAc-)+V(HOAc)=100mL混合后OAc-=0.50V(OAc-)/100HOAc=0.50V(HOAc-)/100解得V(OAc-)=64mL，V(HOAc)=36mL3.3 盐类的水解本质：盐的组分离子与水解离出来的H+或OH-结合成弱电解质的反应强碱弱酸盐NaOAc总反应：OAc-+H2O=HOAc+OH-强酸弱碱盐NH4ClNH4+H2O=NH3H2O+H+弱酸弱碱盐NH4OAcNH4+OAc-+H2O=NH3H2O+HOAc，双水解反应NaOAc=Na+OAc-H2O=OH-+H+=HOAc水解度和pH计算水解度h分步水解类似于多元酸/碱分步解离pH计算类似于解离平衡的计算pH计算例：计算0.10moldm-3NaOAc溶液的pH值和水解度h解：OAc-+H2O=HOAc+OH-起始浓度 c 0 0平衡浓度 c-ch ch ch影响盐类水解的因素内因：发生水解离子的本性水解产物(弱酸或弱碱)弱或难溶，则h大SnCl2+H2O=Sn(OH)Cl+HCl若水解产物既有难溶物又有气体，h很大，可完全水解Al2S3+6H2O=2Al(OH)3+3H2S外因盐的浓度c：c越小，h越大温度T：T升高，h越大，因水解反应通常是吸热的FeCl3常温下水解不显著，加热后则明显变红溶液酸度不同也会影响hSnCl2水解呈酸性，若溶液酸度提高，则水解平衡左移，h减小盐类水解的利用与控制配制Bi(NO3)3溶液时，不是直接将固体Bi(NO3)3溶于水，而是溶解在稀HNO3中配制Na2S溶液时，应加入一些NaOHNa2CO3在工业上称为“纯碱”加热蒸干NaCl溶液可得NaCl固体，但加热蒸干AlCl3溶液得不到AlCl3无水盐本节研究对象是难溶的强电解质，易溶盐类、非电解质、难溶弱电解质(如HgCl2)不在研究范围内溶解度中学定义：某温度下100克水里某物质溶解的最大质量。习惯上把溶解度小于0.01g/100g 水的物质叫“难溶物”本章定义：在一定温度和压力下，固液达到平衡，此时饱和溶液的物质的量浓度。用s(moldm-3)表示3.4 难溶电解质的沉淀溶解平衡i)沉淀-溶解平衡难溶强电解质在水中的溶解和沉淀水分子与离子化合物的正负离子作用，使部分离子成为水合离子进入溶液溶液中的水合离子相互碰撞或被固体表面吸引而结合析出溶度积常数AgCl(s)Ag+(aq)+Cl(aq)溶解沉淀AmBn(s)mA(aq)+nB(aq)溶解沉淀对于一般难溶电解质AmBn溶度积常数溶度积常数与溶解度的关系例：计算BaSO4溶解度解：注意：此公式的应用条件是A+和B-均不水解溶度积常数与溶解度的关系注意：s不仅取决于 ，还与化合物构型有关，小的化合物s不一定小Ag2CrO4与AgCl只有化合物构型也相同时，二者大小关系才一致AgCl、AgBr和AgI易溶电解质也有溶解度概念，但没有同离子效应例：计算BaSO4在0.1moldm-3 BaCl2溶液中溶解度解：同离子效应使得溶解度大大下降ii)溶度积规则AmBn(s)=mA(aq)+nB(aq)对于一般难溶电解质AmBn的溶解反应反应商 ，称为离子积溶度积规则沉淀的生成和溶解例：在10mL 0.10moldm-3 MgSO4溶液中加入10mL 0.10moldm-3 NH3H2O，有无Mg(OH)2生成？解：沉淀的生成和溶解例：在上例的混合液中再加入多少固体NH4Cl能够使生成的Mg(OH)2沉淀完全溶解？(设溶液体积不变)解：根据上面例题的结果，Mg2+遇氨水析出Mg(OH)2沉淀，而Mg(OH)2又会溶解在NH4Cl中，这个矛盾如何理解？这个平衡常数并不大，外界条件会显著影响反应的方向Mg2+、NH3生成Mg(OH)2NH4+Mg(OH)2溶解沉淀的生成和溶解例：计算CaCO3在纯水中的溶解度，设CO32-水解为HCO3-解：若不考虑CO32-的水解，则s=5.310-5moldm-3由此可见离子水解对溶解度的影响沉淀的生成和溶解例：解释实验现象：MnS溶于稀HOAc，ZnS不溶于HOAc而溶于稀HCl，CuS则不溶于浓HCl解：实验现象是由三者 的差异决定的。三者都是AB型化合物，它们与酸反应通式为：MS+2H+=M2+H2S设它们在酸中溶解度为s，可计算此时体系的H+满足：H+=s(K)-。取s=0.1moldm-3，则pH=1-pK/2pKpHMnS9.60-10.276.14ZnS21.601.730.14CuS35.2015.33-6.67iii)沉淀溶解平衡的应用分步沉淀氢氧化物硫化物同时沉淀（共沉淀）沉淀的转化沉淀的溶解分步沉淀在混合溶中多种离子发生先后沉淀的现象例：在0.01moldm-3NaCl和0.01moldm-3K2CrO4混合溶液中滴加AgNO3，哪种离子先沉淀？另一种离子开始沉淀时，第一种离子还剩多少？解：(1)根据AgCl和Ag2CrO4的 可分别计算得生成AgCl和Ag2CrO4所需的Ag+由于AgCl沉淀所需的Ag+较小，因此AgCl首先析出(2)根据Ag2CrO4开始析出时Ag+=3.010-5moldm-3，则此时由此可见，CrO42-开始沉淀时，Cl-浓度已相当小（离子浓度小于10-5moldm-3时即可认为已沉淀完全），因此通过逐滴加入AgNO3可使CrO42-与Cl-分步沉淀而分离分步沉淀例：取0.0010mol NaI、0.0020mol NaBr、0.0030mol NaCl和 0.0040mol AgNO3配 成100mL溶液，问平衡时各离子浓度是多少？解：起始第一步第二步第三步残余Ag+0.0400.0300.01009.010-9Cl-0.0300.0300.0300.0200.020Br-0.0200.020005.610-5I-0.0100001.010-8分步沉淀在离子分离中的应用利用金属氢氧化物溶解度的不同而分离起始浓度/c开始沉淀pH沉淀完全pHMg(OH)25.610-120.18.8710.87Ni(OH)25.510-160.16.878.87Fe(OH)24.910-170.16.358.35Cu(OH)22.210-200.14.676.67Fe(OH)32.810-390.11.482.82分步沉淀在离子分离中的应用利用金属硫化物溶解度的不同而分离起始浓度/c开始沉淀pH 沉淀完全pHMnS2.510-100.016.638.13FeS6.310-180.012.834.33NiS3.210-190.012.193.69ZnS2.510-220.010.632.13CdS8.010-270.01-1.61-0.11PbS8.010-280.01-2.11-0.61CuS6.310-360.01-6.17-4.67溶于HAc溶于稀HCl溶于浓HCl不溶于HCl在金属离子溶液中，通入H2S至饱和，同时加入强酸控制体系pH值（间接控制S2-）离子分离实际举例Mg2+、Ba2+、Ni2+、Fe3+、Ag+Mg2+、Ba2+、Ni2+、Fe3+AgClMg2+、Ba2+、Ni2+Fe(OH)3Mg2+BaCO3HCl调整pH=34Mg2+、Ba2+NiSH2S，pH=45(NH4)2CO3，pH9同时沉淀在混合溶中多种离子同时自溶液中析出的现象Cu2+与Fe2+加入OH-时会同时沉淀应用举例高温超导材料Bi2Sr2CaCu2O8-是通过相应氧化物高温烧结而制备的使氧化物粉末混合得非常均匀是很困难的草酸盐共沉淀法在相应金属的硝酸盐混合溶液中加入草酸，用氨水控制pH，使各金属离子同时生成草酸盐沉淀，过滤，加热，草酸盐分解成氧化物沉淀反应速率非常快，因此可获得均匀沉淀物沉淀的转化实验现象Ag2CrO4(砖红)NaCl变成白色PbSO4(白)Na2S变成黑色一种沉淀转化为另一种沉淀PbSO4=Pb2+SO42-+S2-=PbS沉淀的转化一般情况下易溶者向难溶者转化容易，反之较困难。例：欲将0.01molAgCl转化掉，需要多少浓度0.1moldm-3的KI溶液？解：平衡时 n(Cl)=0.01mol，则平衡时 n(I)=n(Cl)/K=4.810-9mol反应中消耗 I 0.01mol，则 I 总量=0.01+4.810-9=0.01molKI溶液的体积V=0.01/0.1=0.1dm3=100mLAgCl+I =AgI+Cl沉淀的溶解生成弱电解质Fe(OH)3等氢氧化物溶于HCl 生成H2OCaCO3等弱酸盐溶于HCl 生成H2CO3CuS不溶于浓HCl氧化还原CuS、Ag2S溶于热浓硝酸生成配离子AgCl溶于氨水本章理论知识并不多，主要是了解性内容，但相关计算极其丰富，必须熟练掌握习题P922，4，5，11，14，16，18