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无机化学课件：第三章 酸碱反应和沉淀反应

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《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

《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

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

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

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

无机化学课件：第三章 酸碱反应和沉淀反应

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

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
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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