第3章酸碱反应与沉淀反应课件

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1、酸碱反应与沉淀反应,第 三 章,3.1 酸碱的解离理论 3.2 酸碱反应与酸碱平衡 3.3 沉淀反应与沉淀溶解平衡,3.1 酸碱的解离理论,酸碱理论,出来的H+和OH-程度来衡量, 酸指在水中电离出的阳离子全部为H+, 碱指在水中电离出的阴离子全部为OH-, 中和反应的实质 H+ + OH- = H2O,解离平衡的移动,3.2 酸碱反应与酸碱平衡,水的解离平衡和pH,解离平衡和解离常数,解离度和稀释定律,溶液中离子浓度的计算,水的离子积常数,3.2.1 水的解离平衡和pH,H2O (l) H+ (aq) + OH(aq),1)水的离子积常数与温度的关系,室温下常采用此数值,2 ) 溶液的酸碱性

2、和pH,令,根据,2019-5-27,pH能否 14 ?,2019-5-27,酸碱指示剂,pH试纸在不同的pH溶液中显不同的颜色,3.2.2 弱电解质的解离平衡和解离常数,解离常数也称为 弱酸的酸常数,Kb：碱常数,NH3 + H2O NH4+ OH,通常把 Ka=102 107的酸称为弱酸，把 Ka 107的酸称为极弱酸；同理，弱碱也可以按 Kb的大小进行分类。,3.2.3 解离度和稀释定律,1) 解离度和解离常数之间的区别,解离常数属平衡常数，不受电解质浓度的影响； 解离度属平衡转化率，表示弱电解质在一定条件 下的解离百分数，大小与电解质浓度有关。,HAc(acetyl)溶液的解离度与解离

3、常数,c0 0 0,对弱电解质：当 5% 时，1-1,2)解离度和解离常数之间的关系,稀释定律,稀释定律:弱电解质溶液的解离度与其浓度的平方根 成反比，与其解离常数的平方根成正比。 （温度一定的条件下，浓度越稀，其解离度越大）,例：将300mL0.20molL1 HOAc溶液稀释到 什么体积才能使解离度增加一倍？ 解：,解： 因为解离度 5% ，所以可以用公式计算，即 故,例：氨水是一弱碱，当氨水浓度为0.200mol.L1时，NH3H2O的解离度为0.946，问当浓度为0.100 mol.L1时NH3H2O的解离度为多少？,3.2.4 溶液中离子浓度的计算,(1) 一元弱酸(碱)溶液酸度的计

4、算,一元弱酸 HA H+ + A-,平衡浓度/(molL-1) c-x x x,2019-5-27,c(OH-)=1.3410-3 molL-1,pH = 14-2.87 = 11.13,例 计算0.100molL-1氨水溶液中的c(OH-)、pH和氨水的解离度,所以pOH = -lg(1.3410-3/c) = 2.87,(2) 多元弱酸的分步解离及离子浓度计算,2019-5-27,例,例已知常温、常压下H2S的溶解度为 0.10molL-1，计算H2S饱和溶液中c(H+)、 c(S2-)和H2S的解离度,2019-5-27,2019-5-27,常温下, H2S饱和溶液中, c(H2S)=0

5、.10molL-1,调节H2S溶液的酸度，可控制c(S2-),在弱电解质溶液中加入与弱电解质含有相同离子的强电解质，使弱电解质的解离度降低的现象称为同离子效应。,3.2.5 酸碱平衡的移动,平衡移动方向,同离子效应,2019-5-27,例,在0.10molL-1NH3H2O溶液中, 加入 固体NH4Cl,使其浓度为0.10molL-1, 计算 溶液中c(H+)、NH3H2O的解离度,2019-5-27,例,在0.10molL-1NH3H2O溶液中, 加入 固体NH4Cl,使其浓度为0.10molL-1, 计算 溶液中c(H+)、NH3H2O的解离度。,c(OH-)=1.810-5 molL-1

6、,利用同离子效应, 调节溶液的酸碱性, 可控制弱电解质溶液中有关离子的浓度， 进行金属离子的分离和提纯。,缓冲溶液,具有能保持本身pH相对稳定性能的溶液(也就是不因加入少量强酸或强碱而显著改变pH值的溶液)。,50mL H2O,pH=7.0,25mL0.1mol/L HAc和25mL0.1mol/L NaAc pH=4.76,0.05mL1.0molL1HCl,pH 7.03.0,pH 4.75,0.05mL1.0molL1HCl,缓冲作用原理,25mL0.1molL1 HAc和25mL0.1molL1NaAc的混合溶液为什么具有缓冲能力呢？,1.当加入少量强酸时， 平衡左移， 2.当加入少量

7、强碱时， 平衡右移，,常见的缓冲溶液,重要缓冲溶液 pH标准缓冲溶液,1 溶度积和溶解度 2沉淀反应 3分步沉淀 4 沉淀溶解和转化,3.3 沉淀反应,3.3.1 溶度积和溶解度,物质的溶解度(solubility)是指在一定温度和压力下，固液达到平衡状态时，饱和溶液里的物质浓度。常表示为g/100g 、g/L或mol/L。,1.溶解度,s 1 g/100 g (H2O) s = 0.1 1 g/100 g (H2O) s = 0.01 0.1 g/100 g (H2O) s 0.01 g/100 g (H2O),物质按溶解度分类,易溶物质,可溶物质,微溶物质,难溶物质,该反应的标准平衡常数为

8、:,2.溶度积常数,一般难溶电解质的沉淀溶解平衡通式为：,在一定温度下，难溶物的饱和溶液中，其离子浓度幂的乘积,溶度积常数的定义,表征难溶物溶解能力的特征常数,研究沉淀溶解平衡的意义,利用沉淀的生成和溶解制备所需物质和材料 进行离子的分离，除去溶液中的杂质,鉴定物质的组分,测定物质的含量（重量分析法）,注意溶解度单位必须采用molL-1,溶度积与溶解度的关系,例 ：25，AgCl的溶解度为1.9210-3 gL-1， 求同温度下AgCl的溶度积。,例：25oC，已知 (Ag2CrO4)=1.110-12，求 同温下S(Ag2CrO4)/gL-1。,不同类型的难溶电解质不能直接用溶度积比较其溶解

9、度的相对大小。,Ag2CrO4,相同类型的难溶电解质, 其 大的S 也大,AnBm(s) = nAm+(aq) + mBn(aq) Ji = cn (Am+) c m (Bn-) Ji(离子积）：任一状态离子浓度幂的乘积 与溶度积的区别？,4.溶度积规则, J 平衡向左移动， 沉淀析出；, J = 处于平衡状态，饱和溶液；,J 平衡向右移动，无沉淀析出；若原来有沉淀存在，则沉淀溶解。,溶度积规则的应用,.判断化学反应中是否有难溶强电解质沉淀产生与溶解（即判断化学反应自发进行的方向）, 判断离子是否沉淀完全,沉淀完全的条件：离子的浓度1.010-5 molL1,在10mL0.10molL-1Mg

10、SO4溶液中加入10mL 0.10molL-1NH3H2O,问有无Mg(OH)2沉淀生成？,2019-5-27,例,有Mg(OH)2沉淀生成,使沉淀溶解 c(OH-) 1.110-5 molL-1,解:,c(NH4Cl)(8.210-2-1.110-5)molL-10.082molL-1,平衡浓度/(molL-1) 0.050-1.110-5 y 1.110-5,最少要加入NH4Cl (0.0820.020)mol=0.0016 mol,3.3.2 影响沉淀反应的因素,在沉淀溶解平衡体系中，加入含有与体系相同 离子的易溶电解质，则平衡向生成沉淀的方向 移动，导致难溶电解质的溶解度降低的现象,1

11、、同离子效应对沉淀反应的影响,沉淀完全的概念 一般当c(离子)10-5molL-1,认为沉淀完全。 为使离子沉淀完全, 可利用同离子效应, 加入过量沉淀剂 (一般过量20%50%)。,因为溶解度x很小，所以 0.010+x0.010 0.010 x = 1.110-10 x = 1.110-8(molL-1) 计算结果与BaSO4在纯水中的溶解度相比较，溶解度 为原来的1.110-8 /1.0510-5 ，即约为0.1%。,例7 计算室温下BaSO4在纯水中的溶解度（molL-1）为？BaSO4在0.010 molL-1 Na2SO4溶液中的溶解度为（molL-1）? 已知Ksp(BaSO4)

12、1.110-10 。 解：设BaSO4在0.010 molL-1 Na2SO4溶液中的溶解度为x molL-1 则 BaSO4(s) Ba2+ + SO42- 平衡时浓度molL-1 x 0.010+x,2.pH 值对某些沉淀反应的影响,（1）.难溶金属氢氧化物,例 在10 mL 0.01 molL1 的FeCl3溶液中， （1）欲产生Fe(OH)3沉淀，溶液的pH值最小为多少？ （2）若使Fe(OH)3沉淀完全，溶液的最低pH值多少？ 已知：Ksp，Fe(OH)3 = 2.6410-39,解： （1） Fe(OH)3 (s) Fe3+ + 3OH- 欲产生Fe(OH)3沉淀，应满足：,pH

13、14 12.52 = 1.48 pH值不得小于1.48，否则不会出现Fe(OH)3沉淀,pOH = -lgcOH- 12.52,c(Fe3+),（2）欲使Fe(OH)3沉淀完全,则沉淀后 Fe3+110-5 molL1,pOH = -lgOH-= 11.19 pH = 14 11.19 = 2.81 pH值1.48时Fe3+开始沉淀，pH值达到2.81时沉淀完全,为除去1.0molL-1ZnSO4溶液中的Fe3+, 溶液的pH应控制在什么范围？,2019-5-27,例,pH应控制为： 2.81pH5.7,2019-5-27,调节溶液pH, 可进行离子的分离和提纯。 如:为除去 1 molL-1

14、 ZnSO4溶液中的Fe3+ 溶液pH 2.81pH5.7,2.81,6.72,pH,可将pH值控制在 2.81 6.72 之间,Fe3+沉淀完全,Ni2+开始沉淀,例题：在含有0.10molL-1 Fe3+和 0.10molL-1 Ni2+的溶液中，欲除掉Fe3+，使Ni2+仍留在溶液中，应控制pH值为多少?,解：,c(Fe3+)10-5,3.3.3分步沉淀,生成沉淀的条件：,开始生成AgI和 AgCl沉淀时所需要的Ag+离子浓度分别是：,沉淀I所需Ag+浓度比沉淀Cl 所需Ag+浓度小，所以AgI先沉 淀,AgCl开始沉淀时，I-的浓度为：,此时，I- 已经沉淀完全,分步沉淀顺序：多种离子

15、共存的混合溶液中，加入某种沉淀剂时，离子积先达到溶度积的离子先沉淀。,2019-5-27,在含0.20molL-1Ni2+、0.30molL-1Fe3+ 溶液中加入NaOH溶液使其分离，计算溶 液的pH控制范围。,例,c2(OH-) c1(OH-) , Fe(OH)3先沉淀,2019-5-27,解: (2) 计算Fe(OH)3沉淀完全时的pH,pH=2.81,为使离子分离, pH应控制在2.816.72之间,沉淀次序：不同类型，须计算开始沉淀所 需沉淀剂的浓度，所需浓度小 的先沉淀。,3.3.4 沉淀溶解和转化,沉淀溶解方法: 酸碱溶解法 氧化还原溶解法 配位溶解法,例.在含有固体CaCO3的饱和溶液中加入盐酸，系统存在下 列平衡的移动。 CaCO3(s) Ca2+ + CO32 + H+ CO2+ H2O,1. 生成弱电解质使沉淀溶解,总反应为： FeS(s) + 2H+ Fe2+ + H2S,例 要使0.1molFeS完全溶于1.0L盐酸中,所需盐酸的最低浓度。, FeS(s) Fe2+ + S2 H+ + S2 HS HS + H+ H2S,当0.10 mol FeS完全溶于1.0 L盐酸时： c(Fe2) = 0.10 molL1, c(H2S)