水溶液中的化学反应课件.ppt

第五章 溶液中的化学反应和水体保护 ; 众所周知，溶质溶解在溶剂中便组成溶液。了解溶液，特别是水溶液中的化学反应，对材料的清洗、保护，促进生命健康，以及合理利用和保护水资源等方面都具有重要的实际意义。本章将在§2. 3节和第三、四章基础上，进一步拓展讨论范围，从化学反应原理出发，讨论与溶液密切相关的酸碱反应、沉淀反应、配位反应和氧化还原反应，以及这些反应在水体保护中的一些应用；同时简单介绍蒸馏、萃取等技术的原理及非水溶液化学反应，以适应科学技术的不断发展。 ;5. 1 弱酸弱碱溶液及其应用 5. 2 水溶液中的沉淀溶解反应、配位反应及其应用 5. 3 气液固平衡转化和非水溶液化学反应及其应用 5. 4 水质与水保保护;5. 1 弱酸弱碱溶液及其应用 ; 1887年由化学家阿累尼乌斯(Arrhenius S. A. 瑞典)提出的电离理论认为：解离产生的正离子全部都是氢离子的物质称为酸；解离产生的负离子全部都是氢氧根离子的物质称为碱。所以酸都是含氢物质，碱都是氢氧化物。根据该理论，酸碱中和反应的实质是 H+ 和 OH－ 中和生成 H2O 的反应。 ; 根据酸碱质子理论，酸可以是中性分子，如 HAc、HCl 等；也可以是负离子(H2PO4–) 或正离子(NH4+)，它们都是含有质子 H+ 的结合态。 而碱，可以是分子NH3；也可以是负离子 Cl－、 HPO42–。碱(如Cl－、NH3、HPO42–)接受质子后的结合态则成酸(HCl、NH4+ 或 H2PO4–)；酸给出质子后便成碱。这种酸和碱的相互依存、相互转化关系被称为酸碱共轭关系，酸(或碱)与它共轭的碱(或酸)一起被称为共轭酸碱对。共轭酸及其共轭碱之间的相互关系可用以下反应通式表示： ;两个关系式中，HAc–Ac–、H3O+–H2O、H2O–OH– 均互称为共轭酸碱对。 ; 质子理论提出的同年，路易斯(Lewis G. N. 美国)还提出了酸碱的电子理论一说。它把凡是具有可供利用的孤对电子的物质都称为碱，例如 NH3、CaO；并把能与这孤对电子进行结合的物质都称为酸，例如 HCl、SO3。 显然电子理论的基础是孤对电子的给予与接受。它在解释某些物质酸碱性质时，不仅可解释电离理论、质子理论所能解释的物质，而且可以解释酸性氧化物 CO2 和碱性氧化物 CaO 反应生成 CaCO3 这类酸碱反应，他使酸碱理论可解释的范围更大。路易斯理论在有机化学中应用得更为普遍，它常用亲电子试剂和亲核试剂来代替酸和碱的概念。 ;二、弱酸、弱碱的解离平衡及平衡常数 ;例如; 无论是 Kaθ或 Kbθ，其数值与电解质溶液的浓度无关，与温度有关。在同温度时，同类型（如同为 HA 型）弱电解质可用 Kaθ (或 Kbθ) 定量地比较其酸性或碱性的强弱， Kaθ (或 Kbθ)愈大，酸性（或碱性）愈强。 ;由 HAc 和 Ac– 与 H2O 作用的解离反应式可推知， ;表5-1 一些共轭酸碱的解离常数 (25℃时) ;例5. 1 利用热力学数据，计算分子酸 HAc 在水溶液中的Kaθ。;例5. 2 利用热力学数据，计算离子碱 Ac– 在水溶液中的Kbθ ，并计算 0. 10 mol·dm–3 NaAc 水溶液的 pH 值。 ;(2) 设平衡时 c(OH–) 为 x mol·dm–3 ;例5. 3 测得 0. 10 mol·dm–3 的 HAc 溶液的 pH 值为 2. 88，求此时 HAc 的 Kaθ。 ;以 H2CO3 为例，H2CO3 的一级解离为;CO32– 的一级解离为 ; 对多元弱酸（或弱碱）的解离，由于Ka1θ Ka2θ（或 Kb1θ Kb2θ ），溶液中的H+（或OH－）浓度则主要是由第一步解离产生，第二步解离出的H+（或OH－）在计算中可以忽略。因此对多元弱酸或弱碱溶液，计算H+（或OH－）离子浓度时，常忽略它的二级解离，只考虑它的一级解离。 ; 当向醋酸溶液中加入 NaAc 后，Ac– 浓度增加，则 HAc 的解离平衡向左移动，结果降低了 HAc 的解离度。; 同离子效应不仅有理论意义，而且有十分重要的实际意义。25℃时，纯水的 pH 应该等于 7，但空气中往往含有 CO2、NH3 等，它们溶于水后形成溶液，就会改变溶液的pH值；如果加入少量强酸或强碱于纯水中，则 pH 的变化会更为显著。但如果在 HAc–NaAc 混合溶液中加入少量强酸或强碱，则该溶液的 pH 值基本不变。像 HAc–NaAc 这类能抵抗外加少量强酸、强碱或适当稀释的影响，保持其 pH 基本不变的溶液叫缓冲溶液。缓冲溶液对强酸强碱或适当稀释的抵抗作用叫缓冲作用。 ;缓冲溶液中共轭酸碱之间平衡关系可用如下通式表示：; 由此可见，缓