第3章 酸碱反应和沉淀反应.ppt

Arrhenius提出的酸碱解离理论是很经典的酸碱理论， 至今仍普遍使用，但也有一定的局限范围和不足。 如： 局限于水溶液体系，无法解释非水溶液中的酸碱行为； 无法解释Na2CO3……呈碱性, NH4Cl ……呈酸性的事实 3.1.2 水的解离反应和溶液的酸碱性 溶液酸碱性 3.2.1 解离平衡和解离常数 弱电解质在水溶液中部分解离（ ）； 已解离的弱电解质的组分离子与未解离的弱电 解质分子之间存在的化学平衡称为解离平衡； 解离平衡常数 是表征弱电解质解离程度的特性常数; 越小, 表示弱电解质的解离越困难, 电解质越弱 小于或等于10-4为弱电解质, 在10-2~10-3之间的 为中强电解质； 具有一般平衡常数的特性, 与浓度无关而与温 度有关，但室温研究解离平衡时，一般不考虑温 度对 的影响。 方法一：根据实验测知的各物质浓度进行计算 方法二：查询热力学数据后，利用公式求出 方法三：查询本书P538附录5列出的解离常数 3.2.2 解离度和稀释定律 解离度 ?与解离常数 的关系： 多元酸: 在水溶液中一个分子能解离出两个或两个以上的H+的酸, 如 H2S, H2CO3, H2C2O4, H3PO4等 多元弱酸的解离特点: 分步解离（“几元酸分几步”） ___To look P64 H2S的分步解离 每一步都有相应的解离常数，且解离常数逐步减小 如：H2S Ka1Θ = 1.1 ×10-7 Ka2Θ = 1.3 ×10-13 H3PO4 Ka1Θ =7.1×10-3 Ka2Θ=6.3×10-8 Ka3Θ=4.8×10-13 若 Ka1? ? Ka2? ? Ka3? , 求 c(H+) 时, 可当作一元弱酸处理; 如 H2S溶液中，c( H+) ? c( HS－) H3PO4溶液中，c( H+) ? c( H2PO4－) 一般的水溶液，若受到酸、碱或水的作用，其pH易发生明显 变化，怎样的溶液才具有维持自身pH范围不变的作用呢？ 缓冲作用原理 HOAc-NaOAc缓冲溶液中存在如下平衡： HOAc H+ + OAc- 大量 极少量 大量 盐类的水解程度除了水解常数 表示外，  亦可用水解度(h)来衡量 BaSO4(s) Ba2+(aq) + SO42-(aq) 同离子效应的应用 利用同离子效应，适当加入过量沉淀剂使 被沉淀离子沉淀完全（10-5mol·L-1）； 分离沉淀物时，根据同离子效应选择合适 的沉淀剂。 例：在0.01 mol·L-1 Cl-和0.01 mol·L-1 I-溶液中，逐渐加入 AgNO3溶液，谁先沉淀。 若要开始生成AgCl，其Ag+的最低浓度为： c1(Ag+)= 若要开始生成AgI，其Ag+的最低浓度为： c2(Ag+)= 因c1(Ag+) c2(Ag+)，所以AgI先沉淀。 随着AgNO3的不断加入，I-不断被沉淀为AgI，溶液中的I-将不 断减小，则需要加入更多的Ag+才能使AgI得以析出； 当达到AgCl开始沉淀所需的c(Ag+)时，AgI和AgCl将同时析出。 那么，当AgCl开始沉淀时，c(I-)为多少？ 沉淀的溶解 根据溶度积规则，要使沉淀溶解，平衡向 溶解的方向移动，条件为 J ＜Ksp?，因此， 能降低平衡体系中离子浓度的方法，都能 使沉淀发生溶解。 1) 生成弱电解质 利用酸与难溶电解质的组分离子形成可溶的弱电解质(弱酸、弱碱、水等)。 例如： Mg(OH)2 可溶于酸（H+或NH4+） Mg(OH)2 (s) Mg2+ (aq) + 2 OH- (aq) CaCO3或FeS溶于HCl等…… 如FeS: 加HCl后 显然 Ksp? 越