第四章-酸堿和沉淀.ppt

2020 4 15 1 第四章酸堿和沉淀 2020 4 15 2 4 1強(qiáng)電解質(zhì)的解離 4 2弱電解質(zhì)的解離平衡 4 3鹽類的水解 4 4沉淀溶解平衡 4 5沉淀溶解平衡的移動(dòng) 4 6酸堿理論的發(fā)展 2020 4 15 3 4 2弱電解質(zhì)的解離平衡 4 2 1水的解離平衡4 2 2一元弱酸 弱堿的解離平衡4 2 3多元弱酸的解離平衡4 2 4緩沖溶液 2020 4 15 4 4 2 1水的解離平衡 1 水的離子積常數(shù) c H cq c OH cq 1 0 10 14 2020 4 15 5 Kw 是平衡常數(shù) 與溫度有關(guān) 無論水溶液是中性 酸性或堿性 在一定溫度下Kw 始終成立 Kw 1 0 10 14 298K 中性溶液c H 1 0 10 7mol L 1 c OH 酸性溶液c H 1 0 10 7mol L 1 c OH 堿性溶液c H 1 0 10 7mol dm 3 c OH c H 越大 溶液的酸性越強(qiáng)c OH 越大 溶液的堿性越強(qiáng) c H cq c OH cq 1 0 10 14 2 溶液的酸堿性和pH值 2020 4 15 6 一些 溶液 的pH值 人血液pH超出 0 4將有生命危險(xiǎn) pH標(biāo)度適用范圍 1 10 14 c H 10 PH 14 2020 4 15 7 測(cè)定溶液酸堿性的方法 酸度計(jì) 較精確 pH試紙或酸堿指示劑 粗測(cè) 3 酸堿指示劑 P114 定義 借助于顏色的改變來指示溶液pH值的物質(zhì)叫酸堿指示劑 一般為有機(jī)弱酸或弱堿 2020 4 15 8 2020 4 15 9 c HIn c In 10 溶液顯HIn的顏色 紅色 c In c HIn 10 溶液顯In 的顏色 黃色 此時(shí)pH pKHIn 1 指示劑的理論變色范圍 幾種常見酸堿指示劑 甲基橙3 1 4 4紅 橙 黃甲基紅4 4 6 2紅 橙 黃石蕊5 0 8 0紅 紫 藍(lán)酚酞8 0 10 0無色 粉紅 紅 2020 4 15 10 思考 某溶液使甲基橙顯黃色 使酚酞顯無色 則該溶液 pH值在4 4 8 0之間 用單一指示劑只能確定溶液的pH值范圍 但不能確定溶液的酸堿性 pH試紙是將濾紙經(jīng)多種指示劑的混合溶液浸透 曬干制成 該試紙?jiān)诓煌膒H值溶液中顯示不同的顏色 將顯示色與標(biāo)準(zhǔn)比色卡比較 即可判斷溶液的pH值 2020 4 15 11 4 2 2一元弱酸 弱堿的解離平衡 1 解離平衡常數(shù) 起始濃度c000平衡濃度c0 c H c H c H 一元弱酸 2020 4 15 12 c H 2 Ka c H c Ka c0c 0 化簡得 2020 4 15 13 一元弱堿 起始濃度c000平衡濃度c0 c oH c oH c oH 2020 4 15 14 2 解離度 弱酸弱堿在溶液中解離的百分?jǐn)?shù) 當(dāng)溶液稀釋時(shí) 弱電解質(zhì)的解離度必相應(yīng)地增大 這一規(guī)律稱為稀釋定律 2020 4 15 15 例1 求0 10mol L 1HAc溶液的c H 和解離度 298K Ka 1 8 10 5 解 設(shè)平衡時(shí)解離的HAc濃度為xHAcH Ac 起始相對(duì)濃度0 1000平衡相對(duì)濃度0 10 xxx 2020 4 15 16 1 精確解上述方程 得 2020 4 15 17 2 用近似公式 時(shí) 與精確解 1 34 10 3 絕對(duì)誤差 1 2020 4 15 18 自學(xué)P106例4 2 2020 4 15 19 例 H3PO4H H2PO4 Ka1 7 11 10 3H2PO4 H HPO42 Ka2 6 34 10 8HPO42 H PO43 Ka3 4 79 10 13 一 特點(diǎn) 1 分步解離 2 Ka1 Ka2 Ka3原因 1 從負(fù)離子H2PO4 和HPO42 解離出H 比從H3PO4解離出H 困難得多 2 第一步解離生成的H 抑制第二步解離和第三步解離 4 2 3多元弱酸的解離平衡 2020 4 15 20 例4 3求濃度為0 05mol dm 3H2S水溶液的c H c HS c S2 已知 H2S aq 的Ka1 1 1 10 7 Ka2 1 3 10 13 分析 Ka1 Ka2 c H 只需按第一步解離計(jì)算 2020 4 15 21 c H c HS 7 4 10 5mol dm 3 2020 4 15 22 c S2 由第二步電離計(jì)算 可見 二元弱酸水溶液中 c 二元弱酸根 Ka2 c H c HS 7 4 10 5mol dm 3 2020 4 15 23 對(duì)二元弱酸H2A來說 溶液中的c H 由第一級(jí)電離決定 c HA c H 比較二元弱酸的強(qiáng)弱 只需比較K1 即可 c A2 K2 2020 4 15 24 作業(yè) P142 1444 2 2020 4 15 25 0 1mol L 1HAc 甲基橙 滴加0 1mol L 1NaAc 1 同離子效應(yīng) 4 2 4緩沖溶液 HAc NaAc 2020 4 15 26 在弱電解質(zhì)溶液中加入一種含有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì) 使弱電解質(zhì)電離平衡向左移動(dòng) 從而降低弱電解質(zhì)電離度的現(xiàn)象叫做同離子效應(yīng) 2020 4 15 27 教材P107例4 4 求c OH 和 解 1 NH3 H2O NH4 OH 起始濃度0 1000平衡濃度0 10 xxx x 0 1 100 1 34 NH3 H2O NH4Cl 2020 4 15 28 2 加入NH4Cl后 NH3 H2O NH4 OH 起始濃度0 100 20平衡濃度0 10 y0 2y Kb 0 2y 0 1 y y c OH 9 0 10 6mol dm 3 y 0 1 100 9 0 10 3 2020 4 15 29 在弱電解質(zhì)的溶液中 加入其它強(qiáng)電解質(zhì) 使弱電解質(zhì)解離度增大的效應(yīng) 稱鹽效應(yīng) 解釋 強(qiáng)電解質(zhì)的加入 增大了溶液的離子強(qiáng)度 離子間相互牽制作用增強(qiáng) 離子結(jié)合為分子的機(jī)會(huì)減小 即分子化速度降低 因而重新達(dá)到平衡時(shí)電離度有所增加 2 鹽效應(yīng) 異離子效應(yīng) 同離子效應(yīng)存在的同時(shí) 也存在鹽效應(yīng) 但鹽效應(yīng)很弱 一般計(jì)算中可忽略 2020 4 15 30 例4 3 在氨水溶液中分別加入HCl NH4Cl NaCl NaOH H2O對(duì)氨水電離平衡有何影響 pH有何變化 2020 4 15 31 解 NH3 H2O NH4 OH pHHClNH4ClNaClNaOHH2O 變大 變小 變小 變小 變小 變大 變小 變大 變大 變大 2020 4 15 32 50mLHAc NaAc c HAc c NaAc 0 10mol L 1 pH 4 74 加入1滴 0 05mL 1mol L 1HCl 加入1滴 0 05mL 1mol L 1NaOH 實(shí)驗(yàn) 50mL純水pH 7 pH 4 73pH 4 75 pH 3pH 11 3 緩沖溶液 1 定義與組成 2020 4 15 33 定義 能夠抵抗外加少量酸 堿或稀釋的影響 而自身的pH值基本不變的溶液 稱為緩沖溶液 組成 弱酸和它的鹽HAc NaAc弱堿和它的鹽NH3 H2O NH4Cl多元弱酸的酸式鹽及其對(duì)應(yīng)的次級(jí)鹽NaH2PO4 Na2HPO4 NaHCO3 Na2CO3 2020 4 15 34 以HAc NaAc體系為例說明 加入少量OH 它與H 結(jié)合生成水 平衡向右移動(dòng) 加入少量H 平衡向左移動(dòng) 不論加酸還是加堿 溶液的酸度保持相對(duì)穩(wěn)定 當(dāng)外加少量水稀釋時(shí) 一方面降低了溶液H 濃度 另一方面由于電離度增大 平衡向H 濃度增大的方向移動(dòng) 兩者相互作用的結(jié)果使溶液H 濃度基本不變 PH不變 2 緩沖原理 簡寫為 HAcH Ac 2020 4 15 35 3 緩沖溶液pH值的計(jì)算P110 111 始態(tài)濃度C酸0C鹽平衡濃度C酸 xxC鹽 x 2020 4 15 36 對(duì)弱酸 弱酸鹽組成的酸性緩沖液 對(duì)弱堿 弱堿鹽組成的堿性緩沖液 2020 4 15 37 例8將0 4mol L 1HAc與0 2mol L 1NaOH等體積混合 1 求混合溶液的pH值 2 若往1升該混合液中分別加10mL0 1mol L 1HCl和NaOH溶液 混合液的pH值如何變化 已知HAc的 解 1 混合后HAc與NaOH發(fā)生反應(yīng) HAc OH Ac H2O c Ac c OH 0 20V 2V 0 1mol L 1 c HAc 0 40V 0 20V 2V 0 1mol L 1 2020 4 15 38 2 當(dāng)加入10mL0 1mol L 1HCl后 c HAc 增加 c Ac 減少 4 74 lg 4 73 0 101 0 099 2020 4 15 39 當(dāng)加入10mL0 1mol L 1NaOH后 c HAc 減小 c Ac 增大 緩沖溶液的緩沖作用是顯著的 加10mLH2O 混合液的pH值如何變化 稀釋前后緩沖組分物質(zhì)的量不變 故pH不變 4 74 lg 4 75 0 099 0 101 2020 4 15 40 緩沖溶液的緩沖能力取決于緩沖組分濃度的大小即緩沖組分濃度的比值 1 當(dāng)緩沖組分的濃度較高時(shí) 緩沖能力較大 2 當(dāng)緩沖組分的總濃度一定時(shí) 二者濃度比為1 1時(shí)緩沖能力最大 4 緩沖溶液的選擇和配制 2020 4 15 41 1 在配制緩沖溶液時(shí) 雖應(yīng)使緩沖組分的濃度較大 但不宜過大 否則易造成對(duì)化學(xué)反應(yīng)或生化反應(yīng)的不良影響 化學(xué)中一般使酸 堿及其對(duì)應(yīng)鹽的濃度在0 1 1mol L 1之間 2 此外 還要控制緩沖組分的濃度比在1 10到10 1范圍內(nèi) 即控制其PH 1范圍內(nèi) 2020 4 15 42 2 選擇的緩沖液不與反應(yīng)物或生成物發(fā)生反應(yīng) 配制藥用緩沖溶液時(shí)還應(yīng)考慮溶液的毒性 配制緩沖溶液的步驟 1 首先找出與溶液所需控制的pH值相近的pK值的弱酸或弱堿 2020 4 15 43 例4 6P112配制pH 5 0的緩沖溶液練習(xí) 欲配制250cm3的pH 5 0的緩沖溶液 問在12 0cm36 0mol dm 3的HAc溶液中應(yīng)加入NaAc 3H2O M 136 08g 多少克 已知HAc的PK 4 74 2020 4 15 44 2020 4 15 45 人體血液本身就是一種多組分的緩沖溶液 含有H2CO3 NaHCO3 Na2HPO4 NaH2PO4 HHb NaHb HA NaA等多種緩沖體系 使人體內(nèi)PH值恒定在7 40 0 05 否則PH的改變一旦超過0 4個(gè)單位 就會(huì)有生命危險(xiǎn) 土壤中由于硅酸 磷酸腐殖酸等及其鹽的緩沖作用 使PH恒定在5 8間 以適宜農(nóng)作物生長 5 緩沖溶液的應(yīng)用 2020 4 15 46 4 3鹽的水解 鹽的水解 是指鹽的組分離子跟水電離出的H 或OH 結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng) 是中和反應(yīng)的逆反應(yīng) 2020 4 15 47 1 弱酸強(qiáng)堿鹽 一元弱酸強(qiáng)堿鹽的水解溶液顯堿性 多元弱酸強(qiáng)堿鹽的水解多元弱酸強(qiáng)堿鹽的水解是分步進(jìn)行的 多元弱酸強(qiáng)堿鹽一般只考慮一級(jí)水解 二級(jí)水解可忽略不計(jì) 溶液顯堿性 4 3 1各種鹽的水解 2020 4 15 48 Ac H2O HAc OH Kh c HAc c c OH c c Ac c c HAc c c OH c c H c c Ac c c H c Kw Ka 例如NaAc的水解 5 6 10 10 NaAc的水解呈堿性 如何求NaAc溶液的pH值 2020 4 15 49 Ac H2O HAc OH Kh 設(shè)NaAc的起始濃度為c0 c HAc c c OH c c Ac c 起始濃度 c000 平衡濃度 c0 xxx x c 2 c0 x c 因?yàn)镵h 5 6 10 10 很小 c0 x c0 所以 c0 c Kh 400 2020 4 15 50 請(qǐng)自學(xué)教材P117例4 8 2 強(qiáng)酸弱堿鹽一元強(qiáng)酸弱堿鹽的水解 溶液顯酸性 2020 4 15 51 NH4 H2O NH3 H2O H Kh Kw Kb 設(shè)NH4Cl的起始濃度為c0 起始濃度 c000 平衡濃度 c0 xxx x c 2 c0 x c 因?yàn)镵h 5 6 10 10 很小 c0 x c0 所以 x c H Kh c0c Kw c Kb c0 例 c0 c Kh 400 2020 4 15 52 Ka Kb時(shí)pH 7溶液呈中性Ka Kb時(shí)pH7溶液呈堿性 3 弱酸弱堿鹽 弱酸弱堿鹽其陰 陽離子都水解 溶液酸堿性決定于Ka和Kb的相對(duì)大小 2020 4 15 53 1 弱酸弱堿鹽的水解常數(shù) 例NH4Ac的水解 c NH3 H2O c c HAc c c NH4 c c Ac c Kh c NH3 H2O c c HAc c c H c c OH c c NH4 c c Ac c c H c c OH c 2020 4 15 54 2 弱酸弱堿鹽的c H 一元弱酸弱堿鹽MB 起始濃度為c0 M H2O M OH H B H2O HB OH c H c MOH c HB c MOH c c H c c M c 有1個(gè)M OH 生成 則產(chǎn)生1個(gè)H 而有一個(gè)HB生成則有1個(gè)OH 去中和一個(gè)H 故 由此可得出 2 由此可得出 3 1 2020 4 15 55 將 2 和 3 代入 1 中 將上式兩邊分別乘以KaKbc H c 得 當(dāng)弱酸弱堿的Kh 都很小時(shí) c M 和c A 的水解程度極小 近似有 c M c A c0 2020 4 15 56 可見弱酸弱堿鹽水溶液的c H 與鹽溶液的濃度無直接關(guān)系 但該式成立的前提是Ka與c0相比很小且c0 Ka 所以鹽的起始濃度c0不能過小 2020 4 15 57 pH 6 23 例 求0 10mol dm 3的NH4F溶液的pH 解 c0 Ka 多元弱酸的酸式鹽如Na2HPO4 NaH2PO4 NaHS NaHCO3 NaHSO4等 它們?cè)谒芤褐械乃馇闆r比較復(fù)雜 水溶液的酸性如何 主要看它們電離和水解度的相對(duì)大小 以NaHCO3為例討論弱酸的酸式鹽溶液的c H HCO3 H2O H2CO3 OH c OH c H2CO3 c CO32 4 多元弱酸的酸式鹽的水解 2020 4 15 59 c OH c H2CO3 c CO32 Kw c c H Ka2 c HCO3 c H Ka1 Kw c 3 Ka2 c HCO3 c 2 c HCO3 c H 2 c c 2020 4 15 60 c H Ka1 Ka2 c 2 Ka2 4 7 10 11 HCO3 H2O H2CO3 OH 表明HCO3 電離度小 2 2 10 8 水解度也小 c HCO3 c0 c H Ka1 Kw c 3 Ka2 c0c 2 c0 Ka2 c0 Kw c 2020 4 15 61 NaHANaH2PO4Na2HPO4 多元弱酸的酸式鹽PH值的近似計(jì)算公式 2020 4 15 62 4 3 3影響水解平衡的因素1 平衡常數(shù) 水解產(chǎn)物弱酸的Ka 或弱堿的Kb 越小 對(duì)應(yīng)鹽的水解程度越大 如水解產(chǎn)物為難溶或揮發(fā)性弱電解質(zhì) 則水解可近乎完全 Al2S3 H2O 2Al OH 3 3H2S 雙水解 泡沫滅火器 Al3 HCO32 Al OH 3 CO2 2020 4 15 63 2 溫度鹽的水解一般是吸熱過程 H 0 溫度升高 水解平衡常數(shù)增大 即鹽的水解度增大 如 FeCl3的水解 加熱 水解液顏色由常溫的黃色 棕紅 棕紅沉淀 2020 4 15 64 3 鹽的濃度 水解常數(shù)Kh 一定時(shí) 鹽的起始濃度c0越小 水解度h越大 即稀溶液的水解度比較大 2020 4 15 65 4 溶液的pH值因鹽的水解常使溶液顯示酸性或堿性 所以控制溶液的酸堿性 可促進(jìn)或抑制水解反應(yīng) KCN 為阻止劇毒物HCN的生成 在配制KCN溶液時(shí) 應(yīng)先在水溶液中加入適量強(qiáng)堿KOH 以抑制水解 實(shí)驗(yàn)室配Na2S溶液 將一定量的Na2S與NaOH同時(shí)溶于水 再稀釋至所需濃度 2020 4 15 66 實(shí)驗(yàn)室配SnCl2溶液 先將固體用濃鹽酸溶解 加熱 后 再加水沖稀至所需濃度 保存時(shí)加Sn粒防氧化 Cl2 Cl HCl 2020 4 15 67 實(shí)驗(yàn)步驟 在上層清液中滴加KI溶液后 有黃色沉淀產(chǎn)生 實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象 結(jié)論解釋 將少量的PbI2固體加入裝有適量水的試管中 震蕩 幾滴KI溶液 PbI2 4 4沉淀 溶解平衡 2020 4 15 68 溶解PbI2 s Pb2 aq 2I aq 沉淀 PbI2在水中溶解平衡 盡管PbI2固體難溶于水 但仍有部分Pb2 和I 離開固體表面進(jìn)入溶液 同時(shí)進(jìn)入溶液的Pb2 和I 又會(huì)在固體表面沉淀下來 當(dāng)這兩個(gè)過程速率相等時(shí) Pb2 和I 的沉淀與PbI2固體的溶解達(dá)到平衡狀態(tài)即達(dá)到沉淀溶解平衡狀態(tài) PbI2固體在水中的沉淀溶解平衡可表示為 2020 4 15 69 4 4 1溶度積常數(shù) Ksp 在一定溫度下 難溶電解質(zhì)在溶液中達(dá)到沉淀溶解平衡狀態(tài)即達(dá)到飽和時(shí) 離子濃度保持不變 或一定 其離子濃度的冪次方的乘積為一個(gè)常數(shù) 這個(gè)常數(shù)稱之為溶度積常數(shù)簡稱為溶度積 用Ksp 表示 概念 溶解 沉淀 表達(dá)式 BaSO4 s Ba2 aq SO42 aq Ksp c Ba2 c c SO42 c AmBn s mAn aq nBm aq 通式 Ksp c An c m c Bm c n 2020 4 15 70 Ksp 大小一般可由實(shí)驗(yàn)方法測(cè)定 也可由熱力學(xué)方法計(jì)算 課本P559附錄七列出了常溫下某些難溶電解質(zhì)的溶度積的實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)Ksp 溶度積Ksp 的性質(zhì) 溶度積 Ksp 的大小與難溶電解質(zhì)本性和溫度有關(guān) 與沉淀的量無關(guān) 離子濃度的改變可使平衡發(fā)生移動(dòng) 但不能改變?nèi)芏确e 2020 4 15 71 4 4 2溶度積和溶解度的關(guān)系 難溶電解質(zhì)的溶解度 在一定溫度下 1L難溶電解質(zhì)的飽和溶液中所溶解的難溶電解質(zhì)的量 用S表示 單位為mol L 1 對(duì)水溶液來說 通常以飽和溶液中每100g水中所含溶質(zhì)質(zhì)量來表示 即以g 100g水表示 2020 4 15 72 設(shè)難溶物的溶解度為smol L 1 溶解平衡時(shí) ss Ksp Ksp s c s c s Ksp 2s 2 s 2ss Ksp s 2s 2 s2s Ksp 3s 3 s Ksp s 3s 3 3ss s3s c c c c 2020 4 15 73 歸納得出難溶電解質(zhì)Ksp 與S的關(guān)系如下 1AB型 2A2B型或AB2型 3A3B型或AB3型 4AmBn型 2020 4 15 74 例9 1 已知試求AgCl和Ag2CrO4的溶解度 解 1 設(shè)AgCl的溶解度為S1 mol L 1 則 AgCl s Ag aq Cl aq 平衡S1S1 2 設(shè)Ag2CrO4的溶解度為S2 mol L 1 則 Ag2CrO4 s 2Ag aq CrO42 aq 平衡2S2S2 2020 4 15 75 Ksp c An c m c Bm c n ms m ns n c m n mm nn s m n c m n msns 設(shè)難溶電解質(zhì)AmBn的溶解度為smol L 1 溶解平衡時(shí) 同類型的物質(zhì) Ksp AgCl Ksp AgBr Ksp AgI 溶解度 S AgCl S AgBr S AgI 試比較氯化銀和鉻酸銀的溶解度 AgCl1 8 10 101 3 10 5Ag2CrO41 12 10 126 5 10 5 Ksp s mol L 1 2020 4 15 76 有人說Ksp 越小 其物質(zhì)的溶解度就越小 你認(rèn)為正確嗎 2020 4 15 77 對(duì)于同類型 如AB型 的難溶物 Ksp 越小 溶解度s越小 不同類型的必須經(jīng)計(jì)算后才能進(jìn)行比較 結(jié)論 2020 4 15 78 例1298K時(shí) Ksp CuS 6 3 10 36 Ksp Ag2S 6 3 10 50 求CuS和Ag2S在純水中溶解度 解 Ksp CuS Ksp Ag2S s CuS s Ag2S 例2298K時(shí) Ag2CrO4s 2 2 10 2g L 1 求Ag2CrO4Ksp M Ag2CrO4 331 8g mol 1 解 s Ag2CrO4 6 6 10 5mol L 1 2 2 10 2g L 1 331 8g mol 1 Ksp Ag2CrO4 4 s c 3 4 6 6 10 5 3 1 1 10 12 2020 4 15 79 將AgNO3溶液與NaCl溶液混合一定有沉淀析出嗎 如何判斷沉淀的溶解和生成呢 2020 4 15 80 根據(jù)吉布斯自由能變判據(jù) rGm RTlnQ K 把上式應(yīng)用于沉淀 溶解平衡 Q c An m c Bm n c m n Q在此稱為難溶電解質(zhì)的離子積 4 5沉淀 溶解平衡的移動(dòng) 2020 4 15 81 從熱力學(xué)的等溫方程式來判斷 只是將平衡常數(shù)K 換成具體的Ksp 則存在著如下關(guān)系 以上規(guī)律稱為溶度積規(guī)則 應(yīng)用溶度積規(guī)則可以判斷沉淀的生成和溶解 1 Q Ksp 時(shí) 平衡向向移動(dòng) 沉淀 2 Q Ksp 時(shí) 處于狀態(tài) 3 Q Ksp 時(shí) 平衡向向移動(dòng) 沉淀 逆 析出 平衡 正 溶解 2020 4 15 82 將4 10 3mol L的AgNO3溶液與4 10 3mol L的NaCl溶液等體積混合能否有沉淀析出 Ksp AgCl 1 8 10 10 練習(xí) 2020 4 15 83 4 5 1沉淀的生成 Q Ksp 沉淀生成 常用的方法有 1 加入沉淀劑 沉淀完全的標(biāo)志 某種離子的濃度小于1 10 5mol L 1認(rèn)為該離子已經(jīng)沉淀完全 2020 4 15 84 例1等體積混合0 002mol L 1Na2SO4溶液和0 02mol L 1BaCl2溶液 是否有BaSO4沉淀 SO42 是否沉淀完全 Ksp BaSO4 1 1 10 10 解 c SO42 1 2 0 002 1 0 10 3mol L 1c Ba2 1 2 0 02 0 01mol L 1Q c SO42 c Ba2 1 0 10 3 0 01 1 0 10 5 Q Ksp BaSO4 1 1 10 10 有BaSO4沉淀生成 析出BaSO4沉淀后 溶液中過量c Ba2 0 01 0 001 0 009mol L 1溶液中剩余的c SO42 Ksp BaSO4 c Ba2 1 2 10 8mol L 1 1 1 10 10 0 009 c SO42 1 2 10 8mol L 1 1 0 10 5mol L 1 SO42 可認(rèn)為沉淀完全了 2020 4 15 85 例225 時(shí)Mg OH 2的溶解度s 6 53 10 3g L 1 在10 0mL0 10mol L 1MgCl2溶液中加入10 0mL0 10mol L 1NH3 H2O有無沉淀析出 Kb NH3 H2O 1 8 10 5 M Mg OH 2 58 32g mol 1 Ksp Mg OH 2 4 s c 3 4 1 12 10 4 1 3 5 62 10 12 又 c Mg2 0 10 2 0 05mol L 1c NH3 H2O 0 10 2 0 05mol L 1 c0 c Kb NH3 H2O 0 05 1 8 10 5 2 8 103 400 2020 4 15 86 Q c Mg2 c OH 2 0 05 9 5 10 4 2 4 5 10 8 Q Ksp Mg OH 2 5 62 10 12 有Mg OH 2 要控制Mg OH 2沉淀不生成 需加入多少克NH4Cl固體 要使Mg OH 2 不生成 必須Q Ksp 此時(shí)c Mg2 不變 只有降低c OH c OH c Mg2 Ksp c 3 5 62 10 12 1 0 050 1 1 10 5mol L 1 c NH4 Kb NH3 H2O c NH3 H2O c OH m c V M 0 082 0 020 53 5 0 088g NH3 H2ONH4 OH Kb NH3 H2O 2020 4 15 87 2 控制溶液的酸度 例3若溶液中有0 010mol L 1Fe3 Mg2 時(shí) 若使兩者分開 溶液pH應(yīng)控制多大 Ksp Mg OH 2 5 6 10 12 Ksp Fe OH 3 2 79 10 39 解 Fe OH 3開始沉淀時(shí) 6 5 10 13mol L 1 Mg OH 2開始沉淀時(shí) 2020 4 15 88 2 4 10 5mol L 1 Fe OH 3先沉淀 當(dāng)Fe OH 3沉淀完全時(shí) 1 0 10 5 6 5 10 12mol L 1 溶液pH在2 81 9 38時(shí) 可將Fe3 和Mg2 分開 pH 2 81 c OH 1 c OH 2 pH 9 38 2020 4 15 89 4 5 2沉淀的溶解 Q KSP 不要求相關(guān)計(jì)算 1 生成弱電解質(zhì)CuS 2H Cu2 H2S 2 發(fā)生氧化還原反應(yīng)3CuS 2NO3 8H 3Cu2 3S 2NO 4H2O 3 生成配合物AgCl 2NH3 Ag NH3 2 Cl 2020 4 15 90 4 5 3分步沉淀 分步沉淀的原則 1 相同類型難溶電解質(zhì) 被沉淀離子起始濃度基本相同 則Ksp 小的先沉淀 Ksp 大的后沉淀 如 在Cl Br I 溶液中加AgNO3 I 先沉淀 Cl 后沉淀 2 不相同類型的難溶電解質(zhì) 或被沉淀離子起始濃度不相同 則根據(jù)溶度積規(guī)則 求出各種離子沉淀時(shí)所需沉淀劑的濃度 所需最低濃度的離子先沉淀 所需濃度最大的最后沉淀 混合溶液中的離子發(fā)生先后沉淀的現(xiàn)象稱分步沉淀 2020 4 15 91 5 4 4 沉淀的轉(zhuǎn)化 沉淀的轉(zhuǎn)化 從一種沉淀轉(zhuǎn)化為另一種沉淀的過程 PbSO4 s SO42 aq Pb2 aq S2 aq PbS s PbSO4 s S2 aq PbS s SO42 aq Ksp 2 53 10 8 Ksp 8 0 10 28 K c SO42 c S2 c Pb2 c Pb2 Ksp PbSO4 Ksp PbS 2 53 10 8 8 0 10 28 3 16 1019 相同類型的難溶電解質(zhì) 一般Ksp 大易向Ksp 小的轉(zhuǎn)化 2020 4 15 92 4 6酸堿理論的發(fā)展 酸堿理論 1 酸堿電離理論2 酸堿質(zhì)子理論3 酸堿電子理論4 酸堿溶劑理論5 軟硬酸堿理論 2020 4 15 93 4 6 1酸堿電離理論 ionization 電解質(zhì)在水溶液中能電離電離產(chǎn)生的陽離子全部是H 的物質(zhì)是酸電離產(chǎn)生的陰離子全部是OH 的物質(zhì)是堿 按照阿累尼烏斯酸堿電離理論 酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)就是酸電離出來的H 與堿電離出來的OH 結(jié)合生成水的反應(yīng) Na2CO3 Na3PO4 2020 4 15 94 1 酸堿定義 酸 凡能給出質(zhì)子的物質(zhì)稱為酸 protondonor 如 NH4 HCl HAc H2CO3等堿 凡能接受質(zhì)子的物質(zhì)稱為堿 protonacceptor 如 NH3 Ac OH 等 兩性物質(zhì) 既能給出質(zhì)子又能接受質(zhì)子的物質(zhì) 如 HCO3 H20等 按照酸堿質(zhì)子理論 酸堿既可以是陽離子 陰離子 也可以是中性分子 酸堿質(zhì)子理論中沒有鹽的概念 4 6 2酸堿質(zhì)子理論 2020 4 15 95 2 共軛酸堿與共軛酸堿對(duì) HAcAc H 堿 質(zhì)子共軛酸 酸共軛堿 質(zhì)子 酸與它的共軛堿或堿與它的共軛酸就構(gòu)成了一對(duì)兒共軛酸堿對(duì) 共軛酸堿對(duì)的特征是兩者之間相差一個(gè)質(zhì)子 2020 4 15 96 例1判斷下列酸堿對(duì)是否是共軛酸堿對(duì) 1 NH4 NH3 2 HNO3 NO3 3 H2SO4 SO42 4 H2C2O4 HCO3 2020 4 15 97 簡寫 弱酸 弱堿在水溶液中的解離反應(yīng) 2020 4 15 98 電離常數(shù)的大小 表示了弱酸弱堿的電離程度的大小 Ka Kb 越大 表示弱酸弱堿的電離程度越大 溶液的酸 堿性越強(qiáng) 電離常數(shù)是一種平衡常數(shù) 它只與溫度有關(guān) 與濃度無關(guān) 2020 4 15 99 共軛酸堿對(duì)Ka 和Kb 的關(guān)系 在一共軛酸堿對(duì)中 酸的酸性越強(qiáng) 其共軛堿的堿性就越弱 反之 酸越弱 其共軛堿就越強(qiáng) 2020 4 15 100 5 酸堿反應(yīng) 注意 酸堿半反應(yīng)不可能單獨(dú)發(fā)生 酸在給出質(zhì)子的同時(shí)必須有另外的與它是非共軛關(guān)系的堿接受質(zhì)子酸堿反應(yīng)才能夠發(fā)生 酸堿反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是質(zhì)子的轉(zhuǎn)移 酸的半反應(yīng) HCl 酸1 Cl 堿1 H 堿的半反應(yīng) NH3 堿2 H NH4 酸2 酸堿反應(yīng) HCl 酸1 NH3 堿2 Cl 堿1 NH4 酸2 2020 4 15 101 質(zhì)子論不僅適用于水溶液 也適用于氣相和非水溶液中的酸堿反應(yīng) 缺陷 只限于質(zhì)子的接受和放出 無法解釋不含氫類化合物的反應(yīng) CaO SO3 CaSO3 2020 4 15 102 作業(yè)P143 1444 144 17 2020 4 15 103 本章小結(jié) 一 基本概念 1 酸堿指示劑 3 緩沖溶液 2 同離子效應(yīng)與鹽效應(yīng) 二 計(jì)算 酸堿反應(yīng)與酸堿平衡 4 酸堿理論 1 一元強(qiáng)酸堿溶液PH的計(jì)算 2 一元弱酸堿溶液PH及解離度的計(jì)算 3 一元弱酸堿鹽溶液PH及水解度h的計(jì)算 4 緩沖溶液PH的計(jì)算 2020 4 15 104 1 酸堿指示劑 借助于顏色的改變來指示溶液pH值的物質(zhì)叫酸堿指示劑 一般為有機(jī)弱酸或弱堿 幾種常見酸堿指示劑 甲基橙3 1 4 4紅 橙 黃甲基紅4 4 6 2紅 橙 黃石蕊5 0 8 0紅 紫 藍(lán)酚酞8 0 10 0無色 粉