无机化学课件酸碱反应与沉淀反应

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1、第3章酸碱反应和沉淀反应Chapter3Acid-baseReactionandDepositionReaction3.1水的解离与溶液的酸碱性3.2弱电解质的解离反应3.3盐类水解3.4沉淀反应引导课堂教学的问题1、大家的日常生活离不开酸、碱、盐，通过实验总结的酸、碱性质的规律，归纳的理论有哪些？2、水作为最常见的溶剂，水溶液的本质大家是怎样理解的；水中酸碱反应的本质是什么？3、物质从水中为什么能析出，也就是沉淀出来？饱和溶液性质？复习、预习提纲1、复习化学反应方向的判据、平衡常数以及化学平衡的移动规律；2、回顾酸碱电离理论，认识弱酸、碱的解离平衡；3、

2、弱酸、弱碱溶液中离子浓度的计算；4、酸碱反应的本质？沉淀-溶解平衡及其移动；3.1水的解离与溶液的酸碱性现代酸碱理论简介1887年,S.A.Arrhenius提出的酸碱电离理论（仅适用于水溶液中）1923年,J.N.Brönsted和T.M.Lowry提出的酸碱质子理论：凡能给出质子的物质（分子或离子）都是酸，凡能与质子结合的物质（分子或离子）都是碱。1923年,G.N.Lewis提出的酸碱电子理论:凡是能接受电子对的物质为酸，凡是能给出电子对的物质为碱。该理论依据于物质的结构，使酸碱的概念更扩展了。3.1.1酸碱质子理论(protontheoryofac

3、id-base)（质子传递理论）酸碱的定义:凡能给出质子的物质（分子或离子）都是酸，凡能与质子结合的物质（分子或离子）都是碱。酸和碱之间的这种关系，称为酸碱共轭关系，这一对酸碱称为共轭酸碱对。酸或碱，可以是分子、正离子或负离子；有些物质还可既是酸又是碱。酸碱+质子共轭酸共轭碱+质子H2PO4-(aq)HPO42-(aq)+H+(aq)HCO3-(aq)CO32-(aq)+H+(aq)H3PO4(aq)H2PO4-(aq)+H+(aq)Ac-(aq)+H+(aq)HAc(aq)NH4+(aq)NH3(aq)+H+(aq)H2O(l)OH-(aq)+H+(aq

4、)H3O+(aq)H2O(l)+H+(aq)共轭酸碱对表示一个酸碱半反应。若酸越易给出质子，则其共轭碱就越难接受质子，即酸越强，其共轭碱就越弱；反之，酸越弱，其共轭碱就越强。但是酸不能自动放出质子，必须有碱来接受质子；反之碱也如此。因此两对共轭酸碱对之间的质子传递反应，即质子的受授过程就是常见的酸碱反应。该理论不仅适应于水体系，而且适应于非水体系。酸1+碱2碱1+酸2H+HCl+H2OCl-+H3O+H2O+NH3OH-+NH4+NH3+H2ONH4++OH-HCl+NH3Cl-+NH4+OH-+HAcH2O+Ac-H2O+H2OOH-+H3O+HCl(g

5、)+NH3(g)NH4Cl(s)3.1.2水的解离反应和溶液的酸碱性水的解离反应研究表明：纯水有微弱的解离。在纯水或水溶液中，存在着水的解离平衡：实验测得25℃时纯水中，c(H+)和c(OH-)各等于1.0×10-7mol·L-1由于水的解离度很小，纯水的浓度可看作常数，因此，Kw称为水的离子积。与其他平衡常数一样，Kw是温度的函数，室温下一般按Kw=1.0×10-14来处理。H2O(l)+H2O(l)OH(aq)+H3O+(aq)因此，溶液的酸碱性取决溶液中c(H+)与c(OH-)的相对大小：酸性溶液c(H+)＞1.0×10-7mol·L-1＞c

6、(OH-)pH＜7中性溶液c(H+)=1.0×10-7mol·L-1=c(OH-)pH=7碱性溶液c(H+)＜1.0×10-7mol·L-1＜c(OH-)pH＞7水的解离平衡随水中c(H+)和c(OH-)的变化而发生移动。在纯水中c(H+)=c(OH-)，若加入酸或碱形成溶液，c(H+)或c(OH-)发生变化，水的解离平衡发生移动。达到新平衡是c(H+)不等于c(OH-)，但是c(H+)·c(OH-)=Kw。溶液的酸碱性与pH值定义：pH=-lg[c(H+)/c]，pOH=-lg[c(OH-)/c]，pKw=-lgKw，pH+pOH=pKw=1

7、4pH值越大，溶液的酸性越弱，碱性越强。溶液的pH值通常用酸碱指示剂或pH试纸来确定。3.2弱电解质的解离反应3.2.1弱电解质的解离平衡和解离常数在一定温度下，弱电解质分子与溶剂水分子之间的发生质子传递反应，达平衡时会有部分弱电解质分子解离，那么已解离的弱电解质分子与未解离的弱电解质分子之间的平衡称为的弱电解质解离平衡。HA(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+A-(aq)Ka,Kb称为HA,B-的标准解离常数,Ka,Kb称为HA,B-的实验解离常数，它们都具有平衡常数的特性，其值越小，表示电解质越弱。电离常数可以通过实验测得，也可以利用热力学方法

8、根据化学热力学数据计算求得。Kb={ceq(HB)/c}.{c