酸碱反应和沉淀反应课件.ppt

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1、第三章酸碱反应和沉淀反应一、水的解离反应和溶液的酸碱度（简）H2O(l)H+（aq）+OH-（aq）K=1.0×10=[用C（OH-）计算pH值时：溶液酸碱性的测定：（1）酸碱指示剂——一些有色的有机酸或弱碱，其颜色会在一定的pH值范围内保持，从而确定溶液的pH值。指示剂发生颜色变化的pH的范围，称指示剂变色范围。（2）pH试纸——由多种指示剂的混合液用滤纸浸透，晾干而成，完全在不同的pH溶液中显示不同颜色，将之与标准色列比较即可测定溶液的pH值。（3）酸度计——用仪器测定pH值，更精确。二、弱电解质的

2、解离反应：（一）解离平衡和解离常数如一元弱酸HA，在水溶液中有平衡：HA（aq）H+(aq)+A-（aq）则有：为弱酸，为弱碱，表示弱电解度解离程度的相对大小的特征常数（同温度下）。≤10-4的电解质称弱电解质；=10-2～10-3称中强电解质。它与温度有关，多数弱电解质温度对影响小，故一般不考虑。（二）解离度和稀释定律在温度和浓度相同条件下，越小，电解质越弱。设AB型弱电解度的起始浓度为c，AB的解离度为，则AB(aq)A+(aq)+B-(aq)开始浓度/mol·L-1c00变化浓度/mol·L-1-

3、ccc平衡浓度/mol·L-1c-ccc若上式表示，AB的浓度c越小，解离度α越大——稀释定律。（三）弱酸或弱碱溶液中离子浓度的计算以弱酸为例，使HA的浓度为c，其电离度为若，且c（HA）浓度值不是很小，则水的离解可忽略。HAH++A-平衡浓度/mol·L-1c-ccc如果c（H+）<

4、酸的分步解离多元弱酸在水溶液中的解离是分步（或分级）的，每级均有。如H2SH2SH++HS-HS-H++S2+显然，多元弱酸的强弱主要决定于，C（H+）主要由一级解离决定，可近似认为c(H+)≈c(HS2-)。例：计算常温常压下，H2S饱和溶液的c(H+)、c(S2-)、PH值和H2S的解离度。解：由于，故可忽略水的解离，故仅用一级电离计算c（H+）。考查c（S2-）由二级解离平衡计算HS-H++S2-c（S2-）/cθ计算表明，二元弱酸（如H2S）溶液中酸根浓度（c（S2-））近似等于，与弱酸浓度关系

5、不大。利用多重平衡原理也可求得c（S2-）。除多元弱酸外，多元弱碱如Al(OH)3、Fe(OH)3等，中强酸H3PO4以及少数盐HgCl2均分级解离。（五）解离平衡的移动（同离子效应）在HOAc溶液中加入含有相同离子的易溶强电解度如NaOAc，c(H+)会减小，降低。同样，在弱碱中如NH3·H2O溶液中，加入NH4Cl也会使减小。同离子效应——在弱电解质中，加入含有相同离子的易溶强电解质，弱电解质电离度减小的现象。例：在0.2mol·L-1HOAc中等体积加入0.4mol·L-1NH4Ac，计算c(H+

6、)和。解：溶液混合后设溶液中前计算：(六)缓冲溶液—具有保持pH相对稳定的溶液HOAc-NaOAc，NH3·H2O-NH4OAc等弱酸及其盐，弱碱及其盐混合的混合溶液，外加少量强酸、强碱或适当稀释，溶液pH基本不变。以HOAc-NaOAc组成的混合液为例外加适量强碱（OH-），平衡右移HOAcH++OAc-大量极小量大量外加适量强酸（H+），平衡左移若适当稀释该溶液，c(H+)/cθ＝因c(HOAc)、c(OAc-)同倍数减小，比值不变，c(H+)不变，pH也不变，（不能稀释倍数过大）。例：欲配制250

7、mlpH=5.00的缓冲溶液，在12ml6mol·L-1HOAc溶液中应加入固体NaOAc·3H2O多少克？解：pH=pKθ(HOAc)+PHOAc稀释至250ml，其浓度变为c（HOAc)==即5.00=-lg1.8×10-5-lglg[c(OAc-)/c]=-0.285∴c（OAc-）=0.52mol·L-1。应加入NaOAc·3H2O的质量为：W=C×V×M=0.518×0.25×136=17.6克三、盐类的水解反应盐类的水解反应——盐的组分离子与水解离出来的H+或OH-结合成弱电解质的反应。（一

8、）水解反应和水解常数1、弱碱弱酸盐（NaOAc）：OAc-+H2OHOAc+OH-溶液pH>7越大，表明盐类的水解程度越大。与温度有关，与盐的浓度无关。2、强酸弱碱类（如NH4Cl）：NH4Cl+H2ONH3.H2O+H+溶液pH<7同理可得，3、弱酸弱碱盐（如NH4OAc）：同理可得，盐类的水解程度还可用水解度来衡量。水解度（h）=（二）分级水解多元弱酸盐（或多元弱碱盐）的水解是分级（分步）进行的。如Na2SS2-+H2OHS-+OH-H