酸碱反应与沉淀反应.ppt

Shenzhen lean-sigma consultant Co., LTD 版权所有版权所有 翻版必究翻版必究1/41酸碱反应与沉淀反应 第 三 章 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酸碱理论 阿仑尼乌斯(Arrhenius)电离理论富兰克林(Franklin)溶剂理论 布朗斯泰德(Bronsted)质子理论 路易斯(Lewis)电子理论 皮尔逊(Pearson)软硬酸碱理论 酸碱的相对强弱可根据在水溶液中解离出来的H+和OH-程度来衡量★ 酸酸指在水中电离出的阳离子全部为H+★ 碱碱指在水中电离出的阴离子全部为OH-★ 中和中和反应的实质 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pHH2O (l) H+ (aq) + OH－(aq)1)水的离子积常数与温度的关系T/ºC0254060 0.115×10-141.007×10-142.95×10-149.5×10-14室温下常采用此数值 2 ) 溶液的酸碱性和pH14ppOHpH==+\令根据 溶液酸碱性溶液酸碱性酸性酸性中性中性碱性碱性c(H+)/mol·L-1>1.0×10-71.0×10-7<1.0×10-7c(OH-)/mol·L-1<1.0×10-71.0×10-7>1.0×10-7pH<7=7>72007-5-27 c(H+)/(mol·L-1)1 10-1 10-2 10-3 10-4 10-510-6 10-7 10-810-910-1010-1110-1210-1310-14 pH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14酸性增强　中性　碱性增强酸性增强　中性　碱性增强pH能否能否 < 0, 或或 > 14 ?2007-5-27 酸碱指示剂酸碱指示剂能在一定能在一定pH范围内保持一定颜色的某些范围内保持一定颜色的某些 有机弱酸或弱碱有机弱酸或弱碱甲基橙甲基橙 红红← 橙橙 →→ 黄黄3.1 ~ 4.4 酚酞酚酞 无色无色← 粉粉红 →→红8.0 ~ 10.0pH试纸在不同的试纸在不同的pH溶液中显不同的颜色溶液中显不同的颜色 石蕊石蕊 红红← 紫紫 →→蓝　　5.0 ~ 8.0 3.2.2 弱电解质的解离平衡和解离常数一元弱酸　 HA(aq) H+(aq) + A-(aq)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=102～ 107的酸称为弱酸，把 Ka 107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溶液浓度/(mol•L-1)解离度解离常数0.20.9341.76 ×10-50.11.331.76×10-50.022.961.80×10-50.00112.41.76×10-5HAc(acetyl)溶液的解离度与解离常数c0 0 0 对弱电解质：当 <5% 时，1-≈12)解离度和解离常数之间的关系ӨӨ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L1 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.L1时，NH3•H2O的解离度为％，问当浓度为0.100 mol.L1时NH3•H2O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)溶液酸度的计算一元弱酸一元弱酸 HA H+ + A- - 若若(c/c )/Ka ≥≥500, x << c, c-x≈c, 则 平衡浓度平衡浓度/(mol·L-1) c-x x x一元弱碱一元弱碱 BOH B+ + OH- - 2007-5-27 c(OH- -××10-3 mol·L-1pH = 14-2.87 = 　　例　　例 计算计算·L-1氨水溶液中的氨水溶液中的c(OH- -)、、pH和和氨水的解离度氨水的解离度 c(OH-) 1.34××10-3 c 0.100 α= ××100%= ××100%=1.34% 所以所以pOH×10-3/cΘ)(2) 多元弱酸的分步解离及离子浓度计算ӨӨӨӨ2007-5-27 例例　例　已知常温、常压下　例　已知常温、常压下H2S的溶解度为的溶解度为 0.10mol·L-1，计算，计算H2S饱和溶液中饱和溶液中c(H+)、、 c(S2-)和和H2S的解离度的解离度解：解： 　　　　 H2S H+ + HS- -平衡浓度平衡浓度/(mol·L-1) 0.10-x x xKa(1)= = =1.1××10-7[c(H+)/c ][c(HS- -)/c ] x·x [c(H2S)/c ] 0.10-x(c/c )/Ka(1)=0.10/(1.1 10-7)>500, 0.10-x≈0.1 x= 1.0××10-4 c(H+)= 1.0××10-4 mol·L-12007-5-27 解：解： HS- - H+ + S2-2-Ka(2)= =1.3××10-13[c(H+)/c ][ c(S2-2-)/c ] [c(HS- -)/c ]因为因为 Ka(2)<

3.2.5 酸碱平衡的移动HAc(aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + Ac–(aq) Ac–(aq) NH4Ac(aq) (aq) +平衡移动方向同离子效应2007-5-27 例例　　在　　在·L-1NH3·H2O溶液中溶液中, 加入加入 固体固体NH4Cl,使其浓度为使其浓度为0.10mol·L-1, 计算计算 溶液中溶液中c(H+)、、NH3·H2O的解离度的解离度x=1.8××10-5 c(OH- -)=1.8××10-5 mol·L-1Kb= =1.8××10-5x(0.10+x) 0.10-x 0.10x 0.10=1.8××10-5 因为因为 (c/c )/Kb=0.10/(1.8××10-5)>500 所以所以 0.10-x≈0.10, 0.10+x≈0.10 解：解： 　　 NH3·H2O NH4 + OH- -平衡浓度/(mol·L-1) 0.10-x 0.10+x x+2007-5-27 例例　　在　　在·L-1NH3·H2O溶液中溶液中, 加入加入 固体固体NH4Cl,使其浓度为使其浓度为0.10mol·L-1, 计算计算 溶液中溶液中c(H+)、、NH3·H2O的解离度。

的解离度解：解： 　　 NH3·H2O NH4 + OH- -平衡浓度平衡浓度/(mol·L-1) 0.10-x 0.10+x x+c(OH- -××10-5 mol·L-11.0××10-14 1.8××10-5 c(H+) = mol·L-1 =5.6××10-10 mol·L-11.8××10-5 0.10α= ××100%=0.018%未加未加NH4Cl的的0.10mol·L-1NH3·H2O溶液溶液 ＝＝1.34%,即即由于同离子效应，使由于同离子效应，使α降低降低 α 利用同离子效应利用同离子效应, 调节溶液的酸碱性调节溶液的酸碱性, 可控制弱电解质溶液中有关离子的浓度，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 H2HAc和NaAc L 1HClpH  L 1HCl缓冲作用原理L1 HAc和L1NaAc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.当加入少量强碱时， 平衡右移，缓冲溶液缓冲溶液pKa缓冲范围缓冲范围氨基乙酸氨基乙酸+ +HClHCl2.351.5～3.0氯乙酸氯乙酸+ +NaOHNaOH2.862～3.5甲酸甲酸+ +NaOHNaOH3.773～4.5HAc+NaAcHAc+NaAc4.764～5.5六次甲基四胺六次甲基四胺+ +HClHCl5.134.5～6.07.216.5～8三羟甲基甲胺三羟甲基甲胺+ +HClHCl8.217.5～9硼砂硼砂9.248.5～10NHNH4 4+ ++NH+NH3 39.258.5～10常见的缓冲溶液重要缓冲溶液 pH标准缓冲溶液 pH标准缓冲溶液pH标准值(>5℃)0.034molL1饱和酒石酸氢钾3.560.025molL1邻苯二甲酸氢钾4.010.025molL1KH2PO4- 0.025molL1 Na2HPO46.860.01molL1硼砂9.18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/L1.溶解度us > 1 g/100 g (H2O) us = 0.1 ~ 1 g/100 g (H2O) us = 0.01 ~ 0.1 g/100 g (H2O) us  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:2.溶度积常数溶解溶解沉淀沉淀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Ø利用沉淀的生成和溶解制备所需物质和材料Ø进行离子的分离，除去溶液中的杂质Ø鉴定物质的组分Ø 测定物质的含量（重量分析法） 注意溶解度单位必须采用mol·L-1溶度积与溶解度的关系nSmSnm++(aq)mB(aq)nA (s)BAmnmn)m()n(SS=例 ：25℃，AgCl的溶解度为1.92×10-3 g·L-1，求同温度下AgCl的溶度积)L/(mol1SS平衡浓度3 .143Mr(AgCl) =解：已知1513Lmol1034. 1Lmol3 .1431092. 1 ==S)aq(Cl(aq)Ag AgCl(s) ++1021080. 1)Cl()Ag()AgCl(+===Scc 2 )L/(mol1xx平衡浓度42331.7)CrOMr(Ag=1215Lg102 . 2Lg 331.7105 . 6×=××=S5312105 . 6 ,4101 . 1×==×xx例：25oC，已知 (Ag2CrO4)=1.1×10-12，求同温下S(Ag2CrO4)/g·L-1。

)aq(CrO(aq)2Ag (s)CrOAg4422++24242)CrO()Ag()CrOAg(+=cc间的关系与的思考题思考题：求243)(POCaSu不同类型的难溶电解质不能直接用溶度积比较其溶解度的相对大小Ag2CrO4u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nm++(aq)mB(aq)nA (s)BAmn溶度积规则的应用①.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）② 判断离子是否沉淀完全沉淀完全的条件：离子的浓度≤1.010-5 mol·L1　　　　 在在10mL0.10mol·L-1MgSO4溶液中加入溶液中加入10mL 0.10mol·L-1NH3·H2O,问有无问有无Mg(OH)2沉淀生成？沉淀生成？2007-5-27 例例 x·x 0.050-xKb =; 0.050-x≈0.050;1.8××10-5= x·x 0.050 x=9.5××10-4 c(OH- -)=9.5××10-4 mol·L-1J=c(Mg2+2+)·[c(OH- -)]2/(c )3=0.050××(9.5××10-4)2 =4.5××10-8 J > Ksp=5.61××10-12有有Mg(OH)2沉淀生成沉淀生成 NH3·H2O　　 NH4 + OH-平衡浓度平衡浓度/(mol·L-1) 0.050-x x x+解解: 使沉淀溶解使沉淀溶解 c(Mg2+2+)·[c(OH- -)]2 < Ksp[Mg(OH)2]× (c )3 c(OH- -) < = mol·L-1 =1.1×10-5 mol·L-15.61××10-12 5.0××10-2Ksp××(c )3 c(Mg2+) 使沉淀溶解使沉淀溶解 c(OH- -) < 1.1×10-5 mol·L-1 解解: c(NH4Cl)>(8.2×10-2-1.1×10-5)mol·L-1mol·L-1 平衡浓度平衡浓度/(mol·L-1) -××10-5 y ××10-5 NH3·H2O 　　 NH4 + OH-+最少要加入最少要加入NH4Cl (0.082×0.020)mol=0.0016 mol c(NH4 )=8.2××10-2 mol·L-1Kb = =1.8××10-5 y=8.2××10-2 1.1××10-5 y 0.050-1.1××10-5＋＋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平衡移动平衡移动平衡移动平衡移动1、同离子效应对沉淀反应的影响mn++(aq)nB(aq) (s)BAnmmA沉淀完全的概念沉淀完全的概念 一般当一般当c(离子离子)＜＜10-5mol·L-1,认为沉淀完全认为沉淀完全。

为使离子沉淀完全为使离子沉淀完全, 可利用同离子效应可利用同离子效应, 加加入过量沉淀剂入过量沉淀剂 (一般过量一般过量20%~50%)因为溶解度x很小，所以 0.010+x≈0.010 x = 1.1×10-10 x = 1.1×10-8(mol·L-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1.1×10-8 /1.05×10-5 ，即约为0.1% 例7 计算室温下BaSO4在纯水中的溶解度（mol·L-1）为？BaSO4在0.010 mol·L-1 Na2SO4溶液中的溶解度为（mol·L-1）? 已知Ksp(BaSO4)＝1.1×10-10 解：设BaSO4在0.010 mol·L-1 Na2SO4溶液中的溶解度为x mol·L-1 则 BaSO4(s) Ba2+ + SO42- 平衡时浓度／molL-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 mol·L1 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：Ksp，Fe(OH)3 = 2.64×10-39解： （1） Fe(OH)3 (s) Fe3+ + 3OH- 欲产生Fe(OH)3沉淀，应满足： c(Fe3+).c3(OH-)＞JpH >14 – 12.52 = 1.48 pH值不得小于值不得小于1.48，否则不会出现，否则不会出现Fe(OH)3沉淀沉淀 pOH = -lgc[OH-c(Fe3+)c(OH-)＞（2）欲使Fe(OH)3沉淀完全则沉淀后 [Fe3+]≤110-5 mol·L1c(OH-)c(Fe3+)5pOH = -lg[OHpHFepHFe3+3+开始沉淀，开始沉淀，pHpH 　　 为除去为除去1.0mol·L-1ZnSO4溶液中的溶液中的Fe3+, 溶液的溶液的pH应控制在什么范围？应控制在什么范围？2007-5-27 例例pH应控制为：应控制为： 2.79××10-39 10-53c(OH- -)= mol·L-1 =6.53××10-12mol·L-1 pH=2.81 解：解：Fe(OH)3沉淀完全时沉淀完全时Zn(OH)2开始沉淀时开始沉淀时3××10-17 1.0 c(OH- -)= mol·L-1=5×10-9mol·L-1 pH=5.72007-5-27 M(OH)n* 开始沉淀开始沉淀pH沉淀完全沉淀完全pH分子式分子式Kspc(Mn+) = 1mol·L-1 c(Mn+)= 0.1mol·L-1 c(Mn+)≤≤ 10-5mol·L-1Mg(OH)2 5.61 10-128.378.8710.87Co(OH)26.897.389.38Cd(OH)26.97.49.4Zn(OH)25.76.28.24Fe(OH)25.86.348.34Pb(OH)26.587.089.08Be(OH)23.423.925.92Sn(OH)20.370.872.87Fe(OH)31.151.482.815.92 10-157. 2 10-153 10-174.87 10-171.43 10-156.92 10-225.45 10-282.79 10-39调节溶液调节溶液pH, 可进行离子的分离和提纯可进行离子的分离和提纯。

如如:为除去为除去 1 mol·L-1 ZnSO4溶液中的溶液中的Fe3+ 溶液溶液16.72pH可将pH值控制1 ~ 6.72 之间Fe3+沉淀完全Ni2+开始沉淀例题：mol·L-1 Fe3+mol·L-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分步沉淀1L溶液中溶液中在混合离子溶液中，加入某种沉淀剂，离子先后沉淀的现象，叫做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 淀沉淀次序沉淀次序: 同类型、同浓度同类型、同浓度, Ksp小的先沉淀小的先沉淀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2007-5-27 在含在含0.20mol·L-1Ni2+、、0.30mol·L-1Fe3+ 溶液中加入溶液中加入NaOH溶液使其分离，计算溶溶液使其分离，计算溶 液的液的pH控制范围。

控制范围例例解解: (1) 判断沉淀次序判断沉淀次序,计算开始沉淀的计算开始沉淀的c(OH-) c1(OH-) > = mol·L-1 =5.23××10-8 mol·L-1 Ksp××(c )3 5.48××10-16 c(Ni2+2+) 0.203c2(OH-) > = mol·L-1 =2.10××10-13 mol·L-1 Ksp××(c )4 2.79××10-39 c(Fe3+3+) 0.303c2(OH- -) < c1(OH- -) , Fe(OH)3先沉淀先沉淀2007-5-27 解解: (2) 计算计算Fe(OH)3沉淀完全时的沉淀完全时的pH3 c(OH-) > = mol·L-1 =6.53××10-12 mol·L-1 Ksp××(c )4 2.79××10-39 c(Fe3+3+) 10-53 (3) 计算计算Ni(OH)2开始沉淀时的开始沉淀时的pH c(OH-) = 5.23××10-8 mol·L-1 pH=6.72为使离子分离为使离子分离, pH应控制在之间应控制在之间 沉淀次序：不同类型，须计算开始沉淀所沉淀次序：不同类型，须计算开始沉淀所 　　　　　需沉淀剂的浓度，所需浓度小　　　　　需沉淀剂的浓度，所需浓度小 　　　　　的先沉淀。

　　　　　的先沉淀3.3.4 沉淀溶解和转化nm++(aq)mB(aq)nA (s)BAmn沉淀溶解方法:u 酸碱溶解法 u 氧化还原溶解法 u 配位溶解法 平衡移动平衡移动平衡移动平衡移动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+ H2O1. 生成弱电解质使沉淀溶解总反应为：FeS(s) + 2H+ Fe2+ + H2S例 molFeS完全溶于1.0L盐酸中,所需盐酸的最低浓度 ① FeS(s) Fe2+ + S2 ② H+ + S2 HS ③ HS + H+ H2S  当0.10 mol FeS完全溶于1.0 L盐酸时： c(Fe2＋) = 0.10 mol·L1, c(H2S) = 0.10mol·L1 所需的盐酸的最初浓度为： 0.0048 + 0.20 = 0.205 mol·L1 FeS(s) + 2H+ Fe2+ + H2S 有些金属硫化物的Ksp数值特别小，因而不能用盐酸溶解。

如CuS(KSP为1.27×1036)需用硝酸： HgS (Ksp=6.44×1053)需用王水才能溶解：3HgS + 2HNO3 + 12HCl = 3H2[HgCl4] + 3S  + 2NO  + 4H2O CuS(s) Cu2+ + S2 + HNO3 = S + NO + H2O2. 通过氧化还原反应使沉淀溶解 例如AgCl不溶于酸，但可溶于NH3溶液：使Qi＜KSP ，则固体AgCl开始溶解 AgCl(s) Ag+ + Cl + + 2NH3 [Ag(NH3)2]+ 3. 生成配合物使沉淀溶解 难溶卤化物可以与过量的卤素离子形成配离子而溶解 AgI + I  AgI2 PbI2 + 2I  PbI42 HgI2 + 2I  HgI42 CuI + I  CuI2 例 1L 0.1mol·L1的Na2CO3可使多少克CaSO4转化成CaCO3? 解: CaSO4(s) + CO3 2 CaCO3(s) + SO42平衡浓度/mol·L1x x沉淀的转化 解得x ，即c(SO42) = 0.10mol·L1 故转化掉的CaSO4的质量为 136.14 × 1.00×0.1=13.6(g)沉淀是否能够转化，取决于两种沉淀的Kɵsp的大小，类型相同的沉淀，Kɵsp大的易向Kɵsp小的转化。

作作 业业•p.85 习题1、5、9、10、15。